Orbitalhybridisierung "Spickzettel"?

Gehen wir Spalte für Spalte.

Hybridisation

Die erste Spalte gibt die Hybridisierung an. Dies bezieht sich auf die Idee, dass Atomorbitale sich mischen oder „hybridisieren“, um die Abstände zwischen repulsiven Elektronenpaaren zu maximieren.

• Ein schneller Weg, um die Hybridisierung eines bestimmten Atoms in einem Molekül ("zentrale" Atome) herauszufinden, ist die Anzahl der Bindungen, die dieses Atom aufweist. Du beginnst mit #"sp"# Hybridisierung für zwei Bindungen. Bei drei Anleihen bekommt man #"sp"^2# Hybridisierung, und um vier bekommst du #"sp"^3# Hybridisierung. Wir bewegen uns dann auf #"sp"^3d# und #"sp" ^3 "d,"^2# usw.

• Zum Beispiel der Kohlenstoff in einem Methan #("CH"_4)# Molekül hat vier (Einfach-) Bindungen und Hybridisierung #"sp"^3#.

• Beachten Sie, dass es keine Rolle spielt, ob es sich um Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen handelt. Eine Dreifachbindung zählt immer noch als eine Bindung.

Beteiligte Orbitale

Dies wiederholt mehr oder weniger nur das, was in der ersten Spalte angegeben ist; Hier erfahren Sie, welche Orbitale an der Erstellung der Hybridorbitale beteiligt sind. So zum Beispiel ein #"sp"^3# Das hybride Atomorbital umfasst das 1-Orbital und die 3-p-Orbitale. Wie oben erwähnt, #"sp"^3# Hybridisierung impliziert vier Bindungen.

Orbitale bleiben unhybridisiert

Nicht alle Orbitale, die vorhanden sind, sind an der Herstellung von Hybridorbitalen beteiligt. Diese Spalte gibt an, welche Orbitale nach der Bildung der Hybridorbitale übrig bleiben.

• Zum Beispiel mit #"sp"^3# Bei der Hybridisierung sind 1- und 3p-Orbitale am Hybridorbital beteiligt und es sind keine übrig geblieben.

• Mit  #"sp"# Hybridisierung haben wir die Überlappung eines s- und p-Orbitals, um den Hybrid zu bilden #"sp"# Orbital, aber wir haben 2p-Orbitale übrig, nicht hybridisiert.

Die Elektronengeometrie Spalte ist wie immer, und es wurde angezeigt, dass dies verstanden wurde.

Kleben

In dieser Spalte erfahren Sie, welche Arten von Anleihen vorhanden sind. EIN #pi# Bindung ist die Seite an Seite Überlappung von Atomorbitalen, während a #sigma# Bindung ist die End-to-End Überlappung von Atomorbitalen.

Hier ist eine Darstellung der seitlichen Überlappung von #"p"# Orbitale zur Bildung eines #pi# Bindung:

• Eine Einfachbindung besteht nur aus einer #sigma# Bindung.

• Eine Doppelbindung besteht aus einer #pi# Bindung und eins #sigma# Bindung.

• Eine Dreifachbindung besteht aus einer #pi# Bindung und zwei #sigma# Fesseln.

Hier ist eine Visualisierung einer Doppelbindung:

Hoffe das hilft!