Hybridizácia orbitálov

Uhlík má konfiguráciu 1s² 2s² 2p². Ak si ju nakreslíš v rámčekovom zápise (pozri lekciu Pravidlá zapĺňania orbitálov), uvidíš len dva nespárené elektróny:

2s	2p
[↑↓]	[↑ ][↑ ][ ]

Očakávali by sme teda, že uhlík vytvorí dve väzby. V skutočnosti však takmer vždy tvorí štyri. V molekule metánu $\text{CH}_4$ sú navyše všetky štyri väzby C–H úplne rovnaké: rovnako dlhé, rovnako pevné a zvierajú rovnaké uhly 109,5°. Ako je to možné?

Najprv sa jeden elektrón z orbitálu 2s presunie do prázdneho orbitálu 2p. Hovoríme, že atóm prejde do excitovaného stavu (značíme ho hviezdičkou, C*). Tento presun sa niekedy nazýva aj promócia elektrónu:

2s	2p
[↑ ]	[↑ ][↑ ][↑ ]

Konfigurácia je teraz 2s¹ 2p³ a uhlík má štyri nespárené elektróny. Presun elektrónu síce stojí trochu energie, ale uhlík ju získa späť s veľkou rezervou, pretože vytvorí štyri väzby namiesto dvoch.

Stále tu však je problém: jeden elektrón je v orbitáli s a tri v orbitáloch p. Väzby by preto neboli rovnaké. Tu prichádza druhý krok.

Hybridizácia je zmiešanie orbitálov toho istého atómu (najčastejšie s a p, niekedy aj d), pri ktorom vzniknú nové, navzájom rovnocenné hybridné orbitály. Platí jednoduché pravidlo:

Koľko orbitálov sa zmieša, toľko hybridných orbitálov vznikne.

Hybridné orbitály majú rovnaký tvar aj energiu, líšia sa len smerom. Každý z nich má jeden veľký lalok (ten sa podieľa na väzbe) a jeden malý lalok na opačnej strane. Smerujú od seba čo najďalej, pretože elektrónové páry sa navzájom odpudzujú. Práve to určuje tvar molekuly.

V 3D modeli pod textom si hybridné orbitály môžeš otáčať myšou a prepínať medzi typmi sp, sp², sp³, sp³d a sp³d². Prepínačom „balóny“ a „bodky“ zvolíš, či sa orbitály zobrazia ako plné laloky, alebo ako oblak bodov, ktorý ukazuje pravdepodobnosť výskytu elektrónu.

Zmieša sa jeden orbitál s a tri orbitály p, takže vzniknú štyri orbitály sp³. Smerujú do vrcholov pravidelného štvorstena (tetraédra) a zvierajú uhol 109,5°.

• Metán CH₄: každý zo štyroch orbitálov sp³ uhlíka sa prekryje s orbitálom 1s jedného vodíka. Vzniknú štyri rovnaké väzby C–H.
• Amoniak NH₃: dusík má tiež hybridizáciu sp³, ale jeden z orbitálov obsadzuje voľný elektrónový pár. Tri väzby N–H tvoria trigonálnu pyramídu a uhol sa zmenší na asi 107°, pretože voľný pár odpudzuje väzby silnejšie.
• Voda H₂O: kyslík má hybridizáciu sp³ s dvoma voľnými pármi. Molekula je lomená a uhol H–O–H je asi 104,5°.

Zmieša sa jeden orbitál s a dva orbitály p. Vzniknú tri orbitály sp², ktoré ležia v jednej rovine a zvierajú uhol 120° (rovnostranný trojuholník, trigonálne planárne usporiadanie). Jeden orbitál p zostane nehybridizovaný a stojí kolmo na túto rovinu.

• Etén C₂H₄: každý uhlík má tri orbitály sp². Dva z nich tvoria väzby C–H, tretí väzbu medzi uhlíkmi. Nehybridizované orbitály p oboch uhlíkov sú rovnobežné a prekryjú sa bokom. Tak vznikne druhá väzba medzi uhlíkmi, takzvaná väzba π. Spolu teda tvoria dvojitú väzbu C=C a celá molekula je plochá.
• Fluorid boritý BF₃: bór má len tri valenčné elektróny, takže využije tri orbitály sp² na tri väzby B–F. Molekula je plochá s uhlami 120°.

Zmieša sa jeden orbitál s a jeden orbitál p. Vzniknú dva orbitály sp, ktoré smerujú na opačné strany a zvierajú uhol 180°, molekula je lineárna. Dva orbitály p zostanú nehybridizované a sú kolmé na seba aj na os molekuly.

• Etín (acetylén) C₂H₂: každý uhlík tvorí jednu väzbu C–H a jednu väzbu medzi uhlíkmi pomocou orbitálov sp. Dva páry orbitálov p vytvoria dve väzby π. Vznikne trojitá väzba C≡C.
• Oxid uhličitý CO₂: uhlík má hybridizáciu sp a s každým kyslíkom tvorí dvojitú väzbu. Molekula O=C=O je lineárna.
• Chlorid berylnatý BeCl₂: berýlium má dva valenčné elektróny a v plynnej molekule tvorí dve väzby Be–Cl pod uhlom 180°.

Pri hybridizácii sme narazili na dva typy kovalentných väzieb:

• Väzba σ (sigma) vzniká čelným prekryvom orbitálov pozdĺž spojnice jadier. Elektrónová hustota je sústredená priamo medzi atómami. Každá jednoduchá väzba je σ a v každej násobnej väzbe je práve jedna väzba σ.
• Väzba π (pí) vzniká bočným prekryvom dvoch rovnobežných orbitálov p. Elektrónová hustota je nad a pod spojnicou jadier. Väzba π je slabšia ako σ a vzniká len popri nej.

Väzba	zloženie
jednoduchá (C–C)	1 σ
dvojitá (C=C)	1 σ + 1 π
trojitá (C≡C)	1 σ + 2 π

Hybridné orbitály tvoria vždy len väzby σ alebo obsahujú voľné elektrónové páry. Väzby π tvoria zvyšné nehybridizované orbitály p.

Prvky 2. periódy (napríklad C, N, O) majú vo valenčnej vrstve len orbitály 2s a 2p, spolu štyri. Môžu teda mať okolo seba najviac štyri elektrónové páry, čo je známe oktetové pravidlo.

Prvky od 3. periódy (napríklad P, S, Cl, Br, Xe) majú vo valenčnej vrstve aj prázdne orbitály d. Ak sa zapoja do hybridizácie, atóm môže mať okolo seba päť alebo šesť elektrónových párov. Hovoríme o rozšírenom oktete.

Hybridizácia sp³d

Fosfor má konfiguráciu valenčnej vrstvy 3s² 3p³. Po excitácii jedného elektrónu z 3s do 3d má päť nespárených elektrónov (3s¹ 3p³ 3d¹). Zmieša sa jeden orbitál s, tri orbitály p a jeden orbitál d, takže vznikne päť orbitálov sp³d.

Tie smerujú do vrcholov trigonálnej bipyramídy: dve trojboké pyramídy zlepené podstavami. Na rozdiel od ostatných typov tu nie sú všetky polohy rovnocenné:

• Ekvatoriálne polohy (3): ležia v jednej rovine okolo „rovníka“ a zvierajú navzájom uhol 120°.
• Axiálne polohy (2): ležia na osi nad a pod rovinou, zvierajú s ekvatoriálnymi polohami uhol 90° a navzájom 180°.

Príklady:

• Chlorid fosforečný PCl₅: päť väzieb P–Cl, žiadny voľný pár. Molekula má tvar trigonálnej bipyramídy.
• Fluorid siričitý SF₄: štyri väzby a jeden voľný pár.
• Fluorid chloritý ClF₃: tri väzby a dva voľné páry.
• Fluorid xenónatý XeF₂: dve väzby a tri voľné páry.

Vo všetkých štyroch prípadoch má centrálny atóm päť domén, a teda hybridizáciu sp³d. Tvary molekúl sa však líšia podľa toho, koľko domén tvoria voľné páry. Podrobne ich rozoberáme v lekcii Tvary molekúl (VSEPR).

Hybridizácia sp³d²

Síra má vo valenčnej vrstve 3s² 3p⁴. Po excitácii jedného elektrónu z 3s a jedného z 3p do orbitálov 3d má šesť nespárených elektrónov (3s¹ 3p³ 3d²). Zmieša sa jeden orbitál s, tri orbitály p a dva orbitály d a vznikne šesť orbitálov sp³d².

Smerujú do vrcholov oktaédra (osemstena): štyri ležia v jednej rovine do štvorca, jeden smeruje hore a jeden dole. Všetky susedné polohy zvierajú uhol 90° a všetky sú rovnocenné.

• Fluorid sírový SF₆: šesť väzieb S–F, žiadny voľný pár. Molekula je dokonalý oktaéder.
• Fluorid bromičný BrF₅: päť väzieb a jeden voľný pár.
• Fluorid xenoničitý XeF₄: štyri väzby a dva voľné páry.

Úprimná poznámka

Moderná teória chemickej väzby ukazuje, že orbitály d sa na väzbách v molekulách ako PCl₅ alebo SF₆ podieľajú len veľmi málo a tieto väzby opisuje inak. Model sp³d a sp³d² sa však v škole používa ďalej, pretože jednoducho a spoľahlivo predpovedá tvar molekuly.

Nemusíš zakaždým kresliť rámčeky a excitovať elektróny. Stačí spočítať elektrónové domény okolo centrálneho atómu:

počet domén = počet naviazaných atómov + počet voľných elektrónových párov

Dôležité: dvojitá alebo trojitá väzba sa počíta ako jedna doména, pretože smeruje k jednému atómu.

Počet domén	hybridizácia	usporiadanie domén	uhol	príklad
2	sp	lineárne	180°	BeCl₂, CO₂, C₂H₂
3	sp²	rovinný trojuholník	120°	BF₃, C₂H₄
4	sp³	tetraéder	109,5°	CH₄, NH₃, H₂O
5	sp³d	trigonálna bipyramída	90° a 120°	PCl₅, SF₄, ClF₃, XeF₂
6	sp³d²	oktaéder	90°	SF₆, BrF₅, XeF₄

Vyskúšaj si to na vode: kyslík je viazaný s dvoma vodíkmi a má dva voľné páry, teda 2 + 2 = 4 domény, a preto hybridizáciu sp³. Pri CO₂ má uhlík dva atómy kyslíka a žiadny voľný pár, teda 2 domény a hybridizáciu sp.

Rýchly trik pre uhlík: ak má len jednoduché väzby, je sp³. Ak má jednu dvojitú väzbu, je sp². Ak má trojitú väzbu alebo dve dvojité, je sp.

Hybridizácia stavia na tvaroch orbitálov z lekcií Tvary orbitálov s a p a Orbitály d a f a na konfigurácii valenčnej vrstvy z lekcie Zápis elektrónovej konfigurácie. Ako z počtu domén a voľných párov určiť presný tvar molekuly, sa dozvieš v lekcii Tvary molekúl (VSEPR).