Základy organické chemie
Základy organické chemie (2/10) · 16:23

sp3 hybridizované orbitaly a sigma vazby Vysvětlení jednoduchých vazeb v organických sloučeninách.

Pojďme si trochu připomenout, co už víme o orbitalech, to už jsem probíral ve videích obecné chemie. Řekněme, že toto je jádro našeho atomu, velice malé jádro. A okolo máme první orbital - 1s orbital. 1s orbital si můžete představit jako takový kulatý mrak okolo jádra. Takže máme 1s orbital, do kterého se vejdou 2 elektrony, takže první elektron bude v 1s orbitalu a druhý elektron zaplní 1s orbital. Například, vodík má jen jeden elektron, takže ten bude v 1s. Hélium má jeden navíc a ten taky bude v 1s orbitalu. Poté, co je tento orbital zaplněn, posuneme se dál na 2s. 2s orbital si můžeme představit jako slupku kolem 1s orbitalu, ale všechny tyto orbitaly si nemůžete představit běžným způsobem. Spíš si je představte jako mrak rozložení pravděpodobnosti nalezení elektronu. Ale pro účely zobrazení si představte, že je to taková slupka kolem 1s orbitalu. Takže je to taková rozmazaná slupka kolem 1s orbitalu, je kolem něj a náš další elektron bude právě tam. A čtvrtý elektron také zaplní 2s orbital. Tyto šipky nahoru a dolů jsem nakreslil, protože první elektron v 1s má takovýto spin a další elektron v 1s orbitalu bude mít přesně opačný spin. A takto se vždycky párují. Tak, aby měly opačný spin. Teď když budeme přidávat další elektrony, přejdem už do 2p orbitalů. Vlastně jsou to tři 2p orbitaly a každý z nich pojme dva elektrony, takže do tří 2p orbitalů se vejde celkem 6 elektronů. Nakreslím je, abyste si to mohli představit. Takže tady si vyznačíme osy ve třech dimenzích. Představte si, že tato, přesně tady je osa „x“. Udělám ji jinou barvou. Řekněme, že toto je osa „y“ a pak tady máme osu „z“. Tu udělám modře. Řekněme, že tady máme osu „z“. A máme „p“ orbital, který prochází každou z těchto os. Takže můžete mít dva -nakreslím to stejnou barvou- můžete mít „2px“ orbital, který vypadá jako činka ležící v ose „x“. Pokusím se to nakreslit co nejlépe. Má to činkovitý tvar, který prochází osou „x“. Táhne se na obě strany a je symetrický. Kreslím tento konec větší než ten druhý, aby to vypadalo trochu trojrozměrně, ale zkusím to ještě trochu líp. Umím to nakreslit i líp. Tak třeba na nás bude takto vykukovat. Ve skutečnosti je to jen rozložení pravděpodobnosti, ale může nám pomoct představit si je jako věci z běžného života, ale myslím, že pravděpodobnostní mrak je nejlepší. Takže to je „2px“ orbital, ještě jsem nemluvil o tom, jak se zaplňuje, ale ještě tady máme „2py“ orbitaly, které procházejí osou „y“, ale jinak jsou stejné, má tvar činky ve směru osy „y“, jde oběma směry na ose „y“. Takže udělám ten „2py“ a pak máme „2pz“, ten opět prochází osou „z“ tímto směrem nahoru a tady směrem dolů. Takže když přidáváte elektrony, -zatím jsme použili čtyři elektrony- když přidáte pátý elektron, půjde do „2px“ orbitalu. Ale i když se do „2px“ vejdou dva elektrony, a ten první tam půjde, tak ten další už ne. Vlastně chce v „p“ orbitalu být oddělený od ostatních. takže následující elektron nepůjde do „2px“, ale půjde do orbitalu „2py“. A pak ten další nepůjde do „2py“ nebo „2px“, ale do „2pz“. Snaží se tak oddělit. A kdybyste přidali další elektron… Už jsme jich přidali sedm. Když přidáme osmý elektron, tak ten už půjde zase do „2px“, ale bude mít opačný spin než ten, který už tam je. Takže toto jen takové zopakování s malým obrázkem. A když jsme si to tak zopakovali, podívejme se, co se děje s uhlíkem. Uhlík má šest elektronů. Jeho elektronová konfigurace je „1s2“ -dva elektrony v „1s“ orbitalu. Potom „2s2“ a „2p2“, ano? Už zbývají jen dva, protože uhlík má šest elektronů. Dva jdou tady, potom dva tady a dva zbývají na zaplnění „p“ orbitalů. Na základě toho, co jsme si před chvílí řekli a nakreslili, co čekáte, že se stane? Nakreslím to tady, stejně jako prvně. Takže máme „1s“ orbital, „2s“ orbital a potom „2px“ orbital, „2py“ orbital a potom máme „2pz“ orbital. Kdybyste vycházeli čistě z elektronové konfigurace, řekli byste si, že 1s orbital se zaplňuje jako první, tam bude náš první elektron a náš druhý elektron. Pak jdeme na orbital „2s“, ten se zaplňuje jako další. Takže to máme třetí a čtvrtý elektron. Pak byste si řekli, že pátý elektron asi bude v orbitalu „2px“. Taky bychom mohli říct „2py“ nebo „2pz“, záleží to jen na tom, jak si označíme osy. Ale čekali byste, že pátý elektron zaplní některý z „p“ orbitalů a že si šestý vybere nějaký jiný „p“ orbital. Takže byste čekali, že takto bude vypadat konfigurace uhlíku. A kdybychom to měli nakreslit -nakreslím naše osy. Tady je osa „y“ a tady to je osa „x“. Zkusím to nakreslit trochu líp. Takže toto je osa „x“ a samozřejmě ještě tady je osa „z“. Musíme si to představovat trochu ve 3D. Takže máme osu „z“, takto. Takže nejprve zaplníme „1s“ orbital, takže pokud se jádro nachází zde, náš „1s“ orbital bude zaplněn dvěma elektrony. Můžete si to představit jako malý mrak okolo jádra. Potom zaplníme „2s“ orbital a to bude opět mrak kolem prvního orbitalu, vlastně taková slupka. Potom dáme jeden elektron do „2px“ orbitalu, takže jeden elektron nám bude poskakovat nebo poletovat v tomto orbitalu „2px“. Další elektron bude poskakovat nebo poletovat někde tady, ve „2py“ orbitalu, takže bude tady někde. A když budete vycházet z tohoto, řeknete si, no jo, ale tady ten elektron a tady ten jsou tu takoví osamělí. Asi hledá parťáka s opačným spinem. Toto budou asi jediná místa, kde budou nějaké vazby. Čekali byste, že vazby se budou tvořit tady na těch „x“ a „y“ orbitalech. Toto byste čekali, kdybyste vycházeli jen z tohoto modelu, z toho jak se orbitaly zaplňují a jak vypadají. Ale ve skutečnosti, když vezmu nejjednodušší příklad, kdybyste se podívali na molekulu methanu, je velmi odlišná od toho, co jsme si namalovali tady. Nejprve, asi byste čekali, že uhlík bude pravděpodobně tvořit dvě vazby. Ale víme, že uhlík tvoří čtyři vazby a chtěl by mít osm elektronů. Upřímně, skoro každý atom se snaží předstírat, že má osm elektronů. Takže aby to bylo možné, musíte odpustit od klasického pohledu. Takto to ve skutečnosti nevypadá, když uhlík tvoří vazby. Co se ve skutečnosti děje? Bude to vlastně už trochu zabíhat do otázky „sp3“ hybridizace, ale uvidíte, že to není až tak složité téma. Zní to trochu děsivě, ale vlastně je to docela zřejmé. Protože uhlík chce vytvořit čtyři vazby, jeho konfigurace vypadá spíše takto. Máte „1s“ orbital, v něm jsou dva elektrony. A pak máme „2s“, „2px“, „2py“ a „2pz“. No a teď chce vytvořit čtyři vazby. Má čtyři elektrony, které se chtějí spárovat s elektrony z další molekuly. V případě methanu je tou další molekulou vodík. Můžete si to představit, jakože se ty elektrony trochu přeskupí. Možná ten vodík vybudí tento elektron do vyššího energetického stavu, takže skočí do „2z“. Takže tento elektron může skončit tady, ty ostatní pak budou tady a tady. A teď z ničeho nic už to vypadá, jako bychom měli čtyři osamělé elektrony, co chtějí tvořit vazby. To je přesnější vysvětlení toho, jak se uhlík váže. Rád dělá čtyři vazby. Je jedno, který elektron skončí ve kterém orbitalu, Ale možná byste čekali, že se prvky budou vázat v osách „x“, „y“ nebo „z“. Skutečnost je ale taková, že rozmístění elektronů ve druhé slupce není takové, jaké jsme si nakreslili. První elektrony se nenachází jen v „s“ orbitalu, stejně tak ty ostatní tři nejsou pouze v „px“, „py“ nebo „pz“. Ve skutečnosti se orbitaly trochu překrývají a elektrony jsou zároveň trochu v „s“ a zároveň trochu v „p“ orbitalu. Místo toho, aby tohle byl „2s“ orbital, u uhlíku to spíš vypadá jako „2sp3“. Tento orbital vypadá jako „2sp3“ orbital, tento taky a tento taky. Vypadají, jakoby byly spojeny v jeden orbital. Tento speciální typ -zní to velice nóbl- tento „sp3“ hybridizovaný orbital vypadá jako něco mezi „s“ a „p“ orbitalem. Je z 25 % jako „s“ orbital a ze 75 % jako „p“ orbital. Můžete si to představit jako směsku těchto čtyř elektronů. A tak je to u uhlíku. Takže když je všechny smícháte, namísto „s“ orbitalu… tohle je jádro, uděláme průřez, a „s“ orbital vypadá takto a „p“ orbital vypadá v tom průřezu nějak tak. Toto je „s“ a toto je „p“ orbital. Když se smíchají, orbital vypadá takto. „sp3“ orbital vypadá takto. Toto je hybridizovaný „sp3“ orbital. Hybridní znamená zkombinovaný ze dvou věcí. Hybridní auto je kombinací auta na benzín a na elektřinu. Hybridizovaný orbital je kombinací orbitalu „s“ a „p“. Hybridizované „sp3“ orbitaly jsou orbitalu uhlíku, když se váže s věcmi jako vodík nebo vlastně s čímkoliv. Takže když se mluví o „sp3“ orbitalech ve spojitosti s metanem, znamená to jen, že uhlík je uprostřed. Řekněme, že uhlíkové jádro je tady. A namísto jednoho „s“ a tří „p“ orbitalů, má čtyři „sp3“ orbitaly. Takže se pokusím nakreslit čtyři „sp3“ orbitaly. Řekněme, že toto velké křídlo ukazuje směrem k nám, potom jedno menší dozadu. Pak tu máme další velké křídlo a jedno menší vzadu. Pak tu máme jedno, co jde za stránku, nakreslím to. Můžete si to představit trochu jako židli se třemi nohama, menší křídlo bude trčet ven takto. A pak jedno velké křídlo směrem nahoru, zase má menší křídlo opačným směrem dolů. Můžete si to představit jako třínohou stoličku. A jedna z těch noh trčí takto nahoru, takže je to třínohá stolička s něčím… Je to trochu jako stativ, to je možná lepší způsob, jak si to představit. Takže uprostřed je jádro uhlíku a kolem jsou vodíky. Vodík je tady. Vodík má jen jeden elektron v „1s“ orbitalu. Tady je taky vodík s elektronem v „1s“ orbitalu, tady taky jeden „1s“, tady taky jeden vodík s „1s“. Takže takto se překrývají orbitaly vodíku a uhlíku. „1s“ orbitaly vodíků, respektive každý z vodíků se váže svým „1s“ orbitalem s uhlíkovým orbitalem „sp3“. Tady si neodpustím poznámku. Když lidi mluví o hybridizovaném „sp3“ orbitalu, říkají jen, že se uhlík neváže… Toto je molekula metanu, že? Toto je CH4 neboli metan a ten netvoří vazby úplně tak, jak byste čekali, kdybyste počítali jen s „s“ a „p“ orbitaly. Kdybyste počítali jen s nimi, vazby by se vytvořily jinde. Možná by byl vodík tady a tady a kdybyste měli čtyři vodík možná ještě tady a tady, záleží, jak se na to díváte. Ale ve skutečnosti to tak nevypadá. Vypadá to spíš jako trojnožka. Je to tvar tetraedru. Nejlépe se to dá vysvětlit tak, že máme čtyři rovnocenné, stejně tvarované orbitaly a tyto čtyři orbitaly jsou hybridy mezi „s“ a „p“ orbitalem. Ještě jedna poznámka, někdy si lidi myslí, jak je to převelice odborný termín, ale když máte vazbu mezi dvěma molekulami, kde na sebe orbitaly tak nějak ukazují… Můžete si to představit tady. Orbital vodíku trčí tímto směrem. Tento „sp3“ orbital ukazuje tamtím směrem, takže se vlastně navzájem překrývají. To se jmenuje vazba sigma, když je to překrytí podél osy, která vznikne spojením molekul rovnou čarou. Takto spojíte molekuly a ten překryv orbitalů je na té samé ose. Toto je nejsilnější forma kovalentní vazby. Je to dobrý základ pro diskuzi v příštím videu, kdy si budeme vykládat o pí vazbách. Takže co si odnést z tohoto videa? Hlavně porozumění pojmu „sp3“ hybridizovaný orbital. Není to nic extra, jen kombinace „s“ a „p“ orbitalu. Je z 25 % jako „s“ orbital a ze 75 % jako „p“ orbital, takže to dává smysl. A vzniká, když uhlík tvoří vazby, obzvláště v případě methanu. Takto se dá popsat jeho tetraedrický tvar. Proto je mezi těmi jednotlivými orbitaly úhel 109,5°, což se hodí vědět. Tento úhel má 109,5°, je stejný jako tady ten úhel, nebo tady ten vzadu, všechny mají 109,5°, což vysvětluje právě „sp3“ hybridizace. Ty vazby se jmenují sigma vazby. Překrytí je podél osy spojující vodík s uhlíkem.
video