Bästa svaret
Enligt VSEPR (Valance shell electron pair repulsion) teori om alla elektronpar runt den centrala atomen är bindningspar, det inte finns något ensamt par, beror formen på molekylen på typen av hybridisering, till exempel: CH4 är sp3-hybridiserad.
Om allt elektronpar runt den centrala atomen är inte bindningspar, det finns också några ensamma par, då formen av molekylen kommer att förvrängas på grund av ensam par-ensam par, ensam par-bindning par och bindning par-bindning par avstötning. på grund av detta avstötning kommer också bindningsvinkeln i molekylen att ändras. När hybridisering av centralatom är densamma beräknar du det ensamma paret på centralatom. När ensamt par ökar på den centrala atomen minskar bindningsvinkeln.
Till exempel: NH3 och H2O har samma hybridisering men i ammoniak finns det ett ensamt par på kväveatom medan i H2O finns två ensamma par på syreatom, så bindningsvinkel i ammoniak är rivjärn än vattenmolekyl.
Svar
Hybridorbitaler kan ha en annan symmetri än basorbitalerna de är konstruerade från.
En s-orbital är sfäriskt symmetrisk, medan ap-orbital är antisymmetrisk med avseende på reflektion över nodplanet och radiellt symmetris kring en axel normal till planet. En hybrid av de två kommer att ha samma radiella symmetri som p-banan, men kommer varken att vara symmetrisk eller antisymmetrisk vinkelrät mot den axeln. S och p z vågfunktioner delar samma tecken på ena sidan av p nodalplanet, men har motsatta tecken på andra sidan, så summan av de två vågfunktioner kommer att ha ett större värde på ena sidan av kärnan än på motsatt sida. Resultatet kommer att likna ap-orbital, men en lob kommer att vara mycket större än den andra.
Eftersom samexisterande orbitaler (för samma atom) måste ha ortogonala vågfunktioner, kan du inte bara ersätta s eller p med den nya hybrid: Du får två sp-hybrider, som kan beskrivas som (s + p z ) / sqrt (2) och (sp z ) / sqrt (2). De är båda linjära kombinationer av samma s- och p-orbitaler, så de delar radiell symmetri längs samma axel, men den stora loben hos en ligger på den positiva z axis medan den stora loben i den andra fyllningen faller på den negativa z axeln. En atom som närmar sig z axeln från vardera riktningen kommer att interagera mer med den större loben än den mindre loben, så dessa orbitaler tenderar att bilda sigma-bindningar på motsatta sidor av den centrala atomen, med en 180 ° bindningsvinkel.
Matematiken (och geometrin) blir mer komplicerad när du lägger till mer basorbitaler i mixen.
När du tittar på bindning, molekylär orbitaler är resultatet av slut-till-slut-kontakt mellan en bana från en atom och en bana från en annan atom. Sigma-bindningsorbitaler har inga nodplan. Pi-bindningar har ett nodplan längs bindningsaxeln och är antisymmetriska med avseende på det planet. Om du tittar på p-orbitalerna för två atomer i närheten av varandra på z -axeln är interaktionerna följande:
- P z orbitalerna i båda atomerna berör ända till ände och bildar sigma-bindning och antibondande orbitaler.
- P y orbitaler för båda atomerna (och på samma sätt p x orbitalerna) är inriktade för att dela ett nodplan och bild pi-bindning och anti-bindande orbitaler. Det är värt att notera att atomerna måste vara närmare varandra för att denna överlappning ska inträffa än i föregående fall – det är därför som flera bindningar tenderar att vara kortare än enstaka bindningar.
- De andra kombinationerna (p y med p x , p y med p z och p x med p z ) har vardera minst ett plan med avseende på vilket ett omlopp är antisymmetriskt och det andra är symmetriskt (två sådana plan finns för p y och p x kombination). I dessa fall bildas inga molekylära orbitaler.
Samma logik gäller för bildning av molekylära orbitaler från hybrid atomorbitaler. Deras asymmetri innebär att de tenderar att bilda sigma-bindningar ganska bra med den största loben i omloppsbanan, men deras geometri är sådan att när en sigma-bindning har bildats matchar nodplanen från en atom i allmänhet inte upp till nodplanen från andra atoms orbitaler, så geometrin är ganska elak för att bilda pi-bindningar.