Hybridisatie (scheikunde)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Hybridisatie is het combineren van elektronenorbitalen van een atoom. Hybridisatie wordt in de scheikunde gebruikt om de vorming van chemische bindingen te beschrijven en te verklaren. Tijdens de hybridisatie worden ongelijksoortige orbitalen gecombineerd tot een nieuwe set gelijkwaardige orbitalen. De ruimtelijke ordening van de betrokken orbitalen verandert ook. Hierdoor ontstaan andere, en meestal meer, mogelijkheden tot covalente bindingen.

Chemische bindingen, covalente bindingen, tussen atomen kunnen worden gevormd wanneer twee atomen die vlak bij elkaar liggen, twee orbitalen hebben waarvan overlap energetisch gunstig is, en wanneer in de beide orbitalen samen 2 elektronen zitten.

Atoomorbitalen hebben doorgaans een vorm die overlap heel ongunstig maakt. Alleen in de H2-molecule is het mogelijk om atoomorbitalen simpel met elkaar te laten overlappen: het 1s-orbitaal van het ene atoom, en het 1s-orbitaal van het andere atoom overlappen elkaar. Voor de elementen met meer elektronen en orbitalen spelen vrijwel altijd combinaties (wiskundig gezien zijn dit lineaire combinaties van golffuncties) van de atoomorbitalen een rol. Het vormen van deze combinaties wordt het hybridiseren genoemd.

Orbitalen combineren[bewerken]

Geometrie en bindingshoeken bij sp2-hybridisatie
Geometrie en bindingshoeken bij sp3-hybridisatie

Voor de meest simpele gevallen worden combinaties gemaakt tussen de s- en p-orbitalen uit de valentieschil van het atoom. De combinaties hebben specifieke rangschikkingen die afhangen van het type menging:

  • Wanneer de s orbitaal combineert met een enkele p orbitaal, worden 2 sp orbitalen gevormd (één naar links en één naar rechts), en blijven er loodrecht daarop 2 p orbitalen over. De twee sp-orbitalen kunnen elk ingezet worden om een σ-binding aan te gaan (of vrije vrije elektronenparen te plaatsen) de p-orbitalen kunnen ingezet worden in 1 of 2 π-bindingen.
  • Wanneer de s orbitaal combineert met twee p orbitalen, worden 3 sp2 orbitalen gevormd (onder een hoek van 120° in een plat vlak), en blijft er loodrecht op dat vlak 1 p orbitaal over. Afhankelijk van het atoom kunnen 1, 2 of 3 σ-bindingen en 1 π-binding gevormd worden.
  • Wanneer de s orbitaal combineert met drie p orbitalen, worden 4 sp3 orbitalen gevormd, het atoom vormt het midden vormt van een tetraëder met de hybride-orbitalen wijzend naar de vier punten. (elk geschikt voor 1 σ-binding of vrije elektronenpaar)

Waarom hanteert men het hybridisatiemodel?[bewerken]

Het bekendste voorbeeld waarin hybridisatie optreedt is koolstof. Het element koolstof: het bezit 6 elektronen, waarvan 4 in de valentieschil. De elektronenconfiguratie ziet er dus als volgt uit: 2 elektronen op de 1s schil, 2 elektronen op de 2s schil en 2 elektronen op de 2p-schil. Men noteert dit op de volgende manier:

1s2 2s2 2p2

De stabiliteitsregels stellen dat de stabielste elektronenconfiguratie de edelgasconfiguratie is, ofwel een volledig bezet subniveau, en als dat niet kan bereikt worden, een halfbezet subniveau. Als we deze stabiliteitsregels op koolstof toepassen, dan krijgen we de volgende situatie:

1s2 2s1 2p3

Hierbij wordt een elektron uit het 2s-orbitaal gehaald en in een 2p-orbitaal geplaatst. Zodoende verkrijgt koolstof 2 halfgevulde orbitalen en verkeert het dus energetisch gezien in gunstige toestand. Men noemt dit de intermediaire toestand.

Indien men nu de verbinding methaan zou willen vormen (CH4), dan is dit mogelijk, want deze verbinding bestaat. Het s-orbitaal is voor de helft gevuld en elk van de drie p-orbitalen is eveneens voor de helft gevuld, zodanig dat een covalente binding perfect mogelijk is met waterstofatomen. Dit zou ten eerste betekenen dat de covalente binding met het s-orbitaal minder energierijk is dan de covalente bindingen met de p-orbitalen. Echter, p-orbitalen zijn energierijker. Bovendien valt het via röntgendiffractie aan te tonen dat alle hoeken van een CH4-molecule gelijk zijn (± 109°).

Men concludeert hier dus uit dat alle covalente bindingen (en dus ook de orbitalen) van eenzelfde energetische toestand zijn. Daarom gaat men ervan uit dat de p-orbitalen naar een lagere energietoestand overgaan en de s-orbitalen naar een hogere: de hybridorbitalen. Hierbij zullen telkens 1 s- en 3 p-orbitalen gecombineerd worden met elkaar tot een energetisch gunstig orbitaal: het sp3-hybride orbitaal. Met het hybridisatiemodel kunnen dus de identieke hoeken in methaan perfect verklaard worden.

Toekennen van de hybridisatietoestand[bewerken]

Structuurformule van joodpentafluoride. Duidelijk te zien is het vrije elektronenpaar en de 5 σ-bindingen naar fluor. Daardoor is jood sp3d2-gehybridiseerd.

Als een atoom covalent gebonden bindingspartners heeft, dan moet men (behalve voor waterstof en fluor) het hybridisatiemodel toepassen. Vooral voor koolstof, zuurstof en stikstof levert dit een goede beschrijving van het gedrag van de atomen in verbindingen.

Vervolgens moet bepaald worden welk type hybridisatie optreedt. Hiervoor is er een eenvoudige regel: het aantal bindingsrichtingen dat men nodig heeft om de bindingen te kunnen vormen, bepaalt het aantal noodzakelijke gehybridiseerde orbitalen. Een σ-binding en een vrij elektronenpaar tellen als bindingsrichting.

Eenvoudige hybridisaties[bewerken]

Volgens bovenstaande regel, geldt voor volgende atomen:

  • koolstof in methaan (4 bindingsrichtingen): 4 σ-bindingen, dus 1 s- en 3 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp3)
  • koolstof in etheen (3 bindingsrichtingen): 3 σ-bindingen, dus 1 s- en 2 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp2)
  • koolstof in ethyn (2 richtingen): 2 σ-bindingen, dus 1 s- en 1 p-orbitaal verenigen zich met elkaar (sp)
  • zuurstof in water, alkanolen en ethers: 2 σ-bindingen en 2 vrije elektronenparen, dus 1 s- en 3 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp3)
  • zuurstof in aldehyden, ketonen en het dubbel gebonden zuurstofatoom in carbonzuren, esters en amiden: 1 σ-binding en 2 vrije elektronenparen, dus 1 s- en 2 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp2)
  • stikstof in ammoniak: 3 σ-bindingen en 1 vrij elektronenpaar, dus 1 s- en 3 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp3)

Complexe hybridisaties[bewerken]

Wanneer atomen in de derde of hogere periodes hybride orbitalen vormen, kunnen ook d (of zelfs f) orbitalen meegehybridiseerd worden. Dit levert een rijk gamma aan verschillende mogelijkheden voor omringing op dat zich uit in de zeer diverse omringingsvoorkeuren van de overgangsmetalen. Het is heel moeilijk om deze omringingen te voorspellen, maar met behulp van de hybridisatietheorie en wat driedimensionaal inzicht zijn ze allemaal relatief eenvoudig te verklaren.

Meer gecompliceerde verbindingen (zoals coördinatieverbindingen), kunnen ook een d-orbitaal betrekken bij hun hybridisatie. Zo is de hybridisatietoestand voor jood in de molecule joodpentafluoride (IF5) gelijk aan sp3d2. Dit is te wijten aan het feit dat jood 5 σ-bindingen aangaat met fluor en nog een vrij elektronenpaar heeft. Er moeten dus telkens 6 orbitalen gebruikt worden om een binding aan te gaan: dat betekent 1 s-, 3 p- en 2 d-orbitalen.

Bindingen[bewerken]

Twee orbitalen (hybride of atoomorbitalen) met een soortgelijke symmetrie, die in naast elkaar liggende atomen liggen, kunnen tot een binding leiden. Er kunnen zelfs meerdere paren orbitalen tussen hetzelfde paar atomen worden gevormd, dit is een meervoudige binding. De eerste binding tussen twee atomen wordt een σ-binding genoemd. Een σ-binding wordt gekenmerkt door een overlapzone met de grootste elektronendichtheid gesitueerd op de bindingslijn tussen de twee atomen. Dit gebeurt wanneer de orbitalen elk naar het andere atoom "wijzen". Er is een rotatiesymmetrie om een σ-type binding, en de overlap tussen de orbitalen blijft bij rotatie bestaan.

Indien er meer dan één binding is tussen twee atomen (bijvoorbeeld in C2H4 en N2) overlappen de orbitalen die daarvoor verantwoordelijk zijn aan twee kanten van de bindings-as (boven en onder het vlak, of voor en achter het vlak). Deze bindingen worden π-bindingen genoemd. Wanneer er een π-binding tussen twee atomen zit, heeft die binding geen rotatievrijheid meer (draaien om de binding zou de overlap tussen de orbitalen verminderen).

π-bindingen worden meestal gevormd door ongehybridiseerde p-orbitalen op de twee atomen. Als 2 atomen dus één dubbele binding vormen, zullen de rest van de orbitalen (1 s en 2 p orbitalen) tot sp2 hybridiseren. Een ander voorbeeld: als een atoom 2 dubbele bindingen vormt, blijven er 1 s en 1 p (bijvoorbeeld px) orbitaal over om 2 sp orbitalen te vormen. Deze wijzen respectievelijk naar links en naar rechts. Één van de overblijvende p orbitalen (bijvoorbeeld pz) vormt een dubbele binding "boven en onder" met een tweede atoom, en de ander (py) "voor en achter" met een derde atoom.