1. Tak jest, brniemy dalej w maturalnych głupotach!

Uwaga, to jest mocno rozbudowany temat dodatkowy. Jeśli nie chce Ci się tego ogarniać (rozumieć), to przejdź od razu do następnego postu), który będzie zorientowany tylko i wyłącznie na poprawnie rozwiązywanie zadań maturalnych.

Czytasz dalej na własną odpowiedzialność !

Dzisiaj będziemy walczyć z następującymi maturalnymi zagadnieniami :

Jedyne co jest tutaj ,,łatwe” , to metoda VSEPR, która swoją drogą wiem, że i tak przysparza sporo problemów. Temat orbitali, hybrydyzacji oraz teorii orbitali molekularnych stanowi kontynuację maturalnych idiotyzmów. W rzeczywistości jest tak, że uczeń potrafi tylko rozwiązać schematyczne zadania, których uczy się na blachę, a zagina go definicja orbitalu^[1] , nie mówiąc już o naprawdę mocnych tematach, jakie dziś poruszymy.

Ja to uważam za temat dodatkowy, serio.

Dlatego w następnym poście porobimy zadania z tym związane i nauczymy się po prostu ,,zdawać maturę” , natomiast tutaj (jeśli masz na to ochotę), możesz chociaż troszkę liznąć tematu. Tematu, który jest zajebiście trudny, więc postaram się usłać go dziesiątkami porównań, uproszczeń, starając się znaleźć złoty środek między przybliżeniami, a zrozumieniem.

2. Teoria wiązań walencyjnych

(Przed czytaniem obejrzyj filmik) : Ciekły tlen umieszczony pomiędzy dwoma magnesami :  filmik YT  − jest to paramagnetyk. Ciecze zwykle nie mają takich magnetycznych właściwości. Paramagnetyk rozpoznajemy po tym, że ma niesparowany elektron (pamiętamy, że były to rodniki). Ale jeśli rozrysujemy wzór elektronowy Lewisa dla tlenu (zwykłe kropki i kreski) to tego nie widać − są tam tylko zwykłe wiązania oraz wolne pary elektronowe. Wzór ten zatem nie tłumaczy nam magnetycznych właściwości tlenu i dlatego będziemy uczyć się innej metody. 

Teraz poznamy dwie nowe metody do opisywania wiązań, porównamy sobie ich wady oraz zalety. Pamiętaj, że najpierw oceniamy w badaniach doświadczalnych jak wyglądają cząsteczki, a dopiero potem staramy się ułożyć teorie, modele, które te wiązania opiszą. I nie potrafimy ułożyć jednej, uniwersalnej metody, która zawsze będzie się sprawdzać − dlatego tych metod jest kilka! 

• Teoria VB (wiązań walencyjnych) − w modelu Lewisa wiązanie chemiczne to uwspólnienie pary elektronowej. W teorii VB wiązanie chemiczne to nałożenie dwóch orbitali atomowych (AO). Taki orbital atomowy to zwyczajnie miejsce, w którym znajdziemy elektron (co pamiętamy było definicją orbitalu), a słówko ,,atomowy” oznacza, że mówimy (rozpatrujemy) o orbitalu danego atomu. Mamy tutaj pierwszą różnicę w podejściu : Lewis traktuje elektrony jako konkretne punkty, podczas gdy VB uwzględnia, że znajdują się ono w tej naszej dość skomplikowanej kwantowo−mechanicznej przestrzeni orbitalu atomowego. Nie ma się co bać, są to doskonale nam znane orbitale s, p, d oraz f. Czasem będą one przyjmować inne kształty, jakby mieszając się ze sobą, co będziemy nazywać hybrydyzacją − będziemy zaraz o tym mówić. 
• Zastanówmy się, co dzieje się, kiedy dwa atomy, np. wodoru zbliżają się do siebie. Następuje skomplikowana, ale piękna, można by powiedzieć fascynująca rozgrywka pomiędzy odpychaniem i przyciąganiem. Odpychają się elektrony z elektronami oraz protony z protonami, a przyciągają oczywiście elektrony i protony. W końcu oba atomy osiągną idealny punkt, w którym siły przyciągania są maksymalne, a siły odpychania minimalne (punkt optymalny −  ,,złoty środek”). Przedstawia to poniższy wykres/rysunek.  Przejrzyj go, a następnie obejrzyj film. 

Energia wiązania to jest właśnie ilość ,,zysku” jaki osiągają te dwa atomy wodoru z tego, że się ze sobą połączą. 

Zwykle mamy tak, że wiązanie powstaje w wyniku nałożenia dwóch AO, z czego każdy ma jeden elektron, wiązanie się tworzy (elektrony mają sparowane spiny = zasada/zakaz Pauliego). Czy może być sytuacja, w której oba elektrony, czyli jakby 100% wiązania pochodzi od jednego atomu? Tak, to jest nasze wiązanie koordynacyjne, które tak często widujemy w kompleksach (chemia bloku d), a które skutkuje, jak teraz widzisz, po prostu parą elektronową pomiędzy dwoma atomami, dlatego też na Olimpiadzie Chemicznej to zaznacza się jako zwykłą kreskę. I teraz to jak się ułożą nasze AO (e^ー) determinuje (ustala) kształt całej cząsteczki − co jest delikatnie inną definicją VSEPR (obejrzyj filmik). Wszystko już wiesz!

• Zastanówmy się, jaki będzie kształt cząsteczki H₂S?  ⇒  (zgodnie z metodą VSEPR mamy tetraedryczną konfigurację elektronową, a sam kształt cząsteczki powinien być kątowy jak w wodzie, natomiast kąt <109 stopni, bo są wolne pary elektronowe). A jednak jest tam kąt prosty, zupełnie inaczej niż w wodzie, która przecież jest w tej samej grupie (rysunek niżej). Czyli VSEPR się tutaj myli. A zobaczmy co mówi VB. 

• Pierwsze pytanie, na które należy odpowiedzieć, to jaka jest konfiguracja elektronowa wodoru i siarki. Warto tutaj rozpisywać to dokładnie (mowa tylko o powłoce walencyjnej, w końcu to teoria wiązań walencyjnych).

Pamiętasz, że orbitale p są względem siebie pod kątem 90 stopni prawda? Dlatego skoro powstały dwa wiązania ,,na orbitalach p” to są one właśnie pod takim kątem i sama cząsteczka też powinna taki kąt mieć. I to właśnie faktycznie obserwujemy, kąt w rzeczywistości to 92°. Poniżej rysunek trzech orbitali p (pokazane osobno dla przejrzystości). 

Nie możemy się jednak cieszyć − tego typu proste rozważania sypią się już w cząsteczce, która byłaby połączeniem wodoru i węgla. Wynika z niej, że powinnyśmy mieć analogiczną cząsteczkę CH₂ , ponieważ węgiel ma dwa niesparowane elektrony na orbitalach p). A przecież doskonale wiemy, że powstaje cząsteczka CH₄ . Aby to wyjaśnić, w teorii VB ,,dodajemy jeszcze jedną rzecz”, czyli hybrydyzację. 

• hybrydyzacja orbitali jest czymś analogicznym do rezonansu i hybrydy rezonansowej, którą poznasz dopiero w chemii organicznej. Tak samo jak mieliśmy formy rezonansowe i hybrydę rezonansową, tak samo mamy tutaj jeden i drugi orbital , które służą nam do wyobrażenia sobie, jak wygląda rzeczywista struktura − hybryda, a więc nasz zhybrydyzowany orbital. Warto wiedzieć, że hybrydyzacja jest tylko działaniem matematycznym, a nie żadnym faktycznym mieszaniem, bo też orbital jest funkcją matematyczną.  

• Zobaczmy co się stało. Po lewej mamy klasyczny orbital p, pamiętamy że to kształt hantli, czy też gałki od drzwi. Przede wszystkim widzimy, że jest symetryczny. Efekt hybrydyzacji możemy sobie wyobrazić, jakby orbital p był balonem z supełkiem w środku (jest to płaszczyzna węzłowa − czyli miejsce, w którym na pewno nie będzie elektronu, inaczej mówiąc mamy 0% szans, że on tam będzie) i teraz jedną końcówkę tego balonu ściskamy, więc powietrze przedostaje się do drugiej połówki : jedna część się kurczy, druga powiększa. Jak widzimy, orbital p (po hybrydyzacji) nie jest już symetryczny, ale to dla nas dobrze. Większa ,,objętość” tego orbitalu powoduje, że nakładanie się go z innymi orbitalami (czyli definicja wiązania) będzie bardziej efektywne! Hybrydyzacja lepiej opisuje to, gdzie faktycznie znajdują się te elektrony. 
  • Jest to też tak naprawdę krok do przodu, do innej teori, którą będziemy niedługo omawiać, ponieważ już w tym momencie widzimy, że orbitale atomowe (czyli gdy jeszcze wiązania nie ma), to niekoniecznie jest to samo co orbitale w cząsteczce.  Te orbitale mają inny kształt (także energię, bo jedno od drugiego zależy), ale wciąż są zlokalizowane na danym atomie. 
• Po co ta hybrydyzacja? Po co zmieniać kształty tych orbitali, czemu nie możemy zostawić ich w spokoju, jak to było w H₂S ? Można zadać pytanie, po co robić wiązanie chemiczne? Widzieliśmy to na samym początku na wykresie HーH, gdzie tworzy się wiązanie. Utworzenie wiązania powoduje zmianę energii potencjalnej, która się obniża, co jest korzystniejsze. A zgodnie z VB, wiązanie chemiczne to nałożenie dwóch orbitali. Zatem jeśli możemy zmienić kształt orbitalu tak, żeby to nakładanie było jeszcze bardziej korzystne, to właśnie to robimy i dlatego istnieje hybrydyzacja! 
• Pamiętasz jednak I zasadę termodynamiki − ,,nie ma nic za darmo”? Hybrydyzacja, pomimo że ostatecznie korzystna, to kosztuje nas energię. Więc ta korzyść z utworzenia wiązania musi być większa niż zapłata, aby tą hybrydyzację zrobić. Jest prosta zależność − im więcej wiązań stworzy atom, tym chętniej będzie ulegał hybrydyzacji, dlatego też to centralne atomy ulegają hybrydyzacji, a terminalne (brzegowe, te z brzegu) nie/rzadko. Przykładowo węgiel czyli centralny punkt chemii organicznej zawsze hybrydyzuje, bo tworzy aż cztery wiązania. 
• Niestety nasza matma jest bardzo, bardzo słabiutka w porównaniu do tego, co trzeba ogarniać do ustalenia hybrydyzacji. My jednak wiemy, że ostateczne ułożenie orbitali wpływa na kształt cząsteczki, a my dysponujemy prostym narzędziem do ustalenia tego : VSEPR. Czyli my to robimy jakby od tyłu, a więc najpierw ustalamy kształt, a dopiero potem patrzymy jaka jest hybrydyzacja. Ważna reguła : 
  • Liczba orbitali, których używamy do hybrydyzacji = liczba orbitali utworzonych (zhybrydyzowanych)
• hybrydyzacja sp³ : Popatrzmy co się dzieje. Mamy orbital 2s o niższej energii niż orbital 2p, przypiszemy sobie tutaj fikcyjne wartości energii 5, 12 oraz 20. Hybrydyzacja daje jeden ten sam orbital (tak samo jak jest jedna hybryda rezonansowa). Widzimy też I zasadę termodynamiki − nie ma nic za darmo, bo np. dla elektronów z orbitalu 2s jest to coś, co wymaga energii, z kolei dla orbitali p jest korzystne. Sumarycznie jak widzimy mamy obniżenie energii, co wyjaśnia PO CO jest hybrydyzacja. Zobacz także, że faktycznie użyliśmy czterech orbital (jeden s oraz trzy p), aby uzyskać cztery, takie same, orbitale sp³. Mówimy, że takie orbitale są  zdegenerowane (taka sama energia). 

Uwaga − w szkole mogło się pojawić także takie pojęcie jak ,,stan wzbudzony” , gdzie następuje promocja elektronu węgla z orbitalu 2s na orbital 2p, co też tłumaczy dlaczego węgiel tworzy cztery wiązania (cztery niesparowane elektrony w stanie wzbudzonym), a nie dwa. Rysunek powyżej pomija ten krok (i tak będzie w dalszej części tego opracowania), a na dole natomiast pokazano ten dodatkowy krok (promocja elektronu). 

Kształt zhybrydyzowanego orbitalu  p + s   już widzieliśmy na rysunku wcześniej. Czyli na powyższym schemacie mamy pokazane orbitale jako kreski, a elektrony jako strzałki − jest to zatem zapis wygodny dla nas, bo łatwo i szybko się to pisze. Poniżej pokazano natomiast kształty orbitali, które powstają w wyniku hybrydyzacji. Powstają cztery orbitale sp³ , które są zdegenerowane (są takie same i mają taką samą energię) i układają się w narożach tetraedru (chcą znajdować się jak najdalej od siebie), co oczywiście ustala kształt naszej cząsteczki metanu − tetraedr.

• hybrydyzacja sp² : Jest bardzo analogicznie, tylko teraz jeden orbital p pozostaje niezhybrydyzowany. Przykładem cząsteczki może być formaldehyd CH₂O, gdzie węgiel ma właśnie taką hybrydyzację. Zobaczmy na schemat hybrydyzacji. 

Pojawia się od razu pytanie − skąd ja mam wiedzieć, że teraz miksuje tylko dwa z trzech orbitali p ? Wiemy to stąd, że robimy wszystko od tyłu (jako wcześniej wspomniane ułatwienie) i NAJPIERW ustalamy kształt (VSEPR), dopiero potem na tej podstawie ustalamy hybrydyzację. Czyli ja najpierw ustalam, że CH₂O ma budowę trygonalną i na tej podstawie wiem, że muszą być trzy orbitale skierowane w stronę wierzchołków trójkąta. 

Teraz popatrzmy na wykres energetyczny (poniżej). Pamiętaj, że na rysunku pominięto już promocję elektronu do stanu wzbudzonego. Jeśli masz ochotę to zrób ten krok, czyli przenieś jeden elektron z orbitalu 2s na pusty orbital 2p i dopiero wtedy ,,hybrydyzuj” jeden orbital s oraz dwa orbitale p, a zatem jeden z orbitali p zostanie niezhybrydyzowany – nic się z nim nie stało, zatem ma taką samą energię jak na początku. 

Kolejna rzecz, to że korzyść energetyczna z hybrydyzacji sp³  jest mniejsza niż z  hybrydyzacji sp²  . W każdym razie ponownie widzimy, że węgiel może tworzyć cztery wiązania (cztery niesparowane elektrony), aczkolwiek jedno z nich będzie nieco słabsze (bo jest wyżej energetycznie). 

Mamy zatem dwa wiązania pojedyncze pomiędzy CーH oraz łącznie dwa wiązania między C=O . Jedno z tych wiązań jest sigma, a drugie pi (te wiązania nie są równocenne, bo powstają z nałożenia się dwóch różnych orbitali). 

Na schemacie brakuje jeszcze jednego wiązania! Mamy tutaj bowiem pokazane trzy orbitale, wszystkie przedstawiają wiązania pojedyncze : dwa wiązania pojedyncze C ―H oraz jedno pojedyncze C ―O. Ale przecież tlen miał tworzyć dwa wiązania (dwa niesparowane elektrony), a węgiel cztery (a na razie są trzy). Pamiętajmy jednak, że pozostał ten nasz niezhybrydyzowany orbital p (o nieco wyższej energii) i to będzie nasze wiązanie podwójne z tlenem. Powstaje ono jako efekt bocznego nakładania orbitali p (tlenu i węgla). Zobacz, że skoro orbitale p są różnie ułożone w przestrzeni (pod kątem 90°) to ma też znaczenie jak się będą nakładać. 

Uwaga − gęstość elektronowa (prościej mówiąc − gdzie są elektrony) w wiązaniu pi znajduje się zarówno nad jak i pod, więc zapisanie dwóch strzałek obok siebie na rysunku jest uproszczeniem (to zwyczajnie problem bo elektrony to nie ,,strzałki”). 

Należy zauważyć, że nie ma znaczenia, który orbital (p_x  , p_y  czy  p_z) ze sobą łączysz tworząc wiązanie sigma (czołowe nakładanie), ale na pewno drugie (następne) połączenie orbitali p ze sobą będzie pod kątem 90° , bo po prostu w taki sposób układają się orbitale. Po prostu taka jest ,,konwencja” , że sigma to połączenie orbitali p_x , ale pamiętaj, że nie ma to znaczenia. Ważne, żebyś rozumiał, że to jest innego typu wiązanie. 

Sumarycznie cała cząsteczka z pokazaniem hybrydyzacji wygląda następująco : 

Widzimy zatem, że dwa wiązania, które w zapisie Lewisa zapisujemy jako proste C=O są nierównocenne. W modelu Lewisa uczymy się na pamięć, że jedno jest sigma, drugie jest pi, ale dopiero orbitale pokazują dlaczego tak jest. Dodatkowo widzimy, że wiązanie pi jest słabsze niż sigma, przez co łatwiej je rozerwać, a to powoduje, że jest ono bardziej reaktywne :  i faktycznie, alkeny są  bardziej reaktywne niż alkany! 

Ponadto widać też, dlaczego obecność wiązania podwójnego powoduje zahamowanie rotacji i w konsekwencji możliwość istnienia różnych izomerów przestrzennych, co pewnie znasz już pod nazwą izomerów cis oraz trans. Na przykładzie ClCH₂CH₂Cl oraz ClCH=CHCl.

A teraz na modelach chemicznych :

Na koniec pozostaje nam hybrydyzacja sp, jak to miałoby miejsce przykładowo dla cząsteczki etynu HC≡CH czy BeCl₂. Ponownie hybrydyzację sp ustalamy najpierw na podstawie metody VSEPR (budowa liniowa, zatem hybrydyzacja sp). W takim razie mieszaniu ulega jeden orbital s oraz jeden orbital p, dając ostatecznie dwa zhybrydyzowane orbitale sp. Pozostałe dwa niezhybrydyzowane orbitale p węgla mogą się nakładać bocznie, tworząc nie jedno lecz aż dwa wiązania pi (tak by było dla HC≡CH) .

Poniżej pokazano schemat hybrydyzacji dla cząsteczki chlorku berylu BeCl₂ :  

W przypadku chlorku berylu dwa orbitale p pozostają niezhybrydyzowane. Dla etynu, w atomie węgla na tych orbitalach mielibyśmy niesparowane elektrony, które mogłyby uczestniczyć w tworzeniu wiązania potrójnego (ponieważ będziemy mieć dodatkowo dwa wiązania pi). Widok ,,orbitalowy” można zobaczyć w każdym podręczniku do chemii organicznej. Nie jest to celem opracowania, wszystkie przedstawione obrazki służą raczej do lepszego wyobrażenia tego ,,co się dzieje” , natomiast rysowania tego typu na zawodach nie powinno być. 

Oczywiście hybrydyzacji mogą także ulegać orbitale d, co będziemy obserwować w związkach siarki czy fosforu, w chemii organicznej z reguły podczas nauki się je pomija. Podsumujmy hybrydyzację w tabeli :

^[1] Nie ma w tym absolutnie nic złego, nie mówię tego prześmiewczo. Temat jest trudny nawet dla profesjonalistów, a co dopiero dla nas, zwykłych zjadaczy chleba.