Kemia Jakso 3: Atomin elektronirakenne ja kovalenttisten sidosten muodostuminen (hybridisaatioteoria)

3.1 ATOMIN ELEKTRONIRAKENNE

Kvanttimekaaninen atomimalli = elektronilla on sekä hiukkas- että aaltoluonne

• Elektronien ajatellaan olevan seisovassa aaltoliikkeessä ytimen ympärillä (=aaltoliikettä, joka ei etene)

• Elektronin ajatellaan levittyvän ytimen ympärille tietylle alueelle

• Aluetta, jolle yksittäinen elektroni, sen massa ja varaus leviävät, kutsutaan orbitaaliksi

• Orbitaaleja on erilaisia ja yhdellä orbitaalilla on maksimissaan 2 elektronia

• Orbitaalit voidaan jakaa eri muotoihin ja energiatiloihin, kuten s-, p-,d- ja f-orbitaaleihin, jotka määrittävät atomien kemialliset ominaisuudet ja sidosten muodostumisen

• Pääkvanttiluku (n): orbitaalin koko ja etäisyys atomin ytimestä

• Sivukvanttiluku (l): orbitaalien muoto

• Magneettinen kvanttiluku (m): kunkin orbitaalityypin (s,p,d,f) lukumäärä ja avaruudellinen suuntautuminen

• Spinkvanttiluku (s): orbitaalin elektronin käyttäytyminen magneettikentässä

• Kvanttimekaanisen atomimallin mukaan elektroni voi esiintyä hiukkasena ja aaltona, mutta ei molempina samanaikaisesti

  ELEKTRONIEN SIJOITTUMINEN ERI ORBITAALEILLE

  1) Minimienergiaperiaate

  • Elektronit sijoittuvat orbitaaleille siten, että alhaisimman energian orbitaalit täyttyvät ensin

  • 1s → 2s→2p→3s

  2) Paulin kieltosääntö

  • Atomissa ei ole kahta elektronia, joiden kaikki neljä kvanttilukua olisivat samoja

  3) Hundin sääntö

  • Elektronit sijoittuvat orbitaaleille siten, että kullekin orbitaalille sijoittuu ensin yksi elektroni

  • bussi-esimerkki

• Elektronikonfiguraatio = kuvaa, miten elektronit sijoittuvat energiatasoille

• Ionisaatioenergia (IE)= pienin energia, jolla perustilassa olevasta alkuaineatomista tai molekyylista saadaan irrotettua yksi elektroni

  → pienin energia, jolla atomista saadaan ioni

  • voi olla 1,2,3 jne. riippuen siitä monennenko elektronin irrottamisesta on kyse

  • yksikkö kJ/mol

• orbitaalin puolimiehitys = samalla pääenergiatasolla olevat samantyyppiset orbitaalit sisältävät vain yhden elektronin

  → kaaviossa vain ylöspäin olevia nuolia pääenergiatasolla

3.2 KOVALENTTISETEN SIDOSTEN MUODOSTUMINEN-HYBRIDISAATIOTEORIA

• hiiliatomi muodostaa aina neljä kovalenttista sidosta

• hybridisaatioteorian taustalla on ajatus, että tietyt samalla atomille kuuluvat orbitaalit yhdistyvät samaksi ns hybridiorbitaaleiksi

sp³ - hybridisaatio

• syntyy yksinkertaisten hiiliatomien välille

• eli vain jos on yksinkertaisia sidoksia

• hiilen uloimmalla kuorella on 4 elektronia

  → 2s 2p

  1. 2s- orbitaalin toinen elektroni siirtyy tyhjälle 2p-orbitaalille

  2. yksi 2s ja kolme 2p-orbitaalia sulautuvat yhteen eli hybridisoituvat

• muodostuu neljä samanenergistä avaruudellista aluetta eli sp³ -hybridiorbitaaleiksi

• ovat negatiivisesti varautuneita ja niiden sidoskulma on 109,5 astetta

• Kun muodostuu C-H-sidos: vetyatomin 1s orbitaali ja hiilen yksi sp³ orbitaali sulautuvat osittain yhteen

  → muodostuu vahva kovalenttinen sidos, jota kutsutaan sigma-sidokseksi

  sp²-hybridisaatio

• yksi 2s-orbitaali ja kaksi 2p-orbitaalia yhdistyvät kolmeksi sp²-orbitaaliksi

• yksi p orbitaaleista jää hybridisoimatta

• orbitaalien sidoskulma on 120 astetta

• hiiliatomin kaksoissidoksen muodostuminen selitetään sp²-hybridisaatiolla

• C-H-sidoksen muodostuessa:

  • muodostuu kolme sigma-sidosta

  • pii-sidos muodostuu, kun hybridisoimattomat p-orbitaalit yhdistyvät ( sidos muistuttaa muodoltaan pii-merkkiä )

  sp-hybridisaatio

• kolmoissidoksen syntyessä

• 1 s-orbitaali ja 1 p orbitaali hybridisoituvat ja muodostuu kaksi sp-orbitaalia

• 2 p-orbitaalia jää hybridisoimatta

• asettuvat mahdollisimman kauas toiistaan ja sidoskulma on 180 astetta

• yksi sigma sidos ja kaksi pii sidosta