Przeczytaj

R8l76ZjrF6KXZ1

Zdjęcie portretowe Linusa Paulinga. Starszy, łysiejący mężczyzna delikatnie się uśmiecha. — Linus Pauling (<math aria‑label="tysiąc dziewięćset sześćdziesiąty drugi">1962 rok)
Źródło: dostępny w internecie: pl.wikipedia.org, domena publiczna.

Koncepcja hybrydyzacjihybrydyzacjahybrydyzacji powstała w $1931$ roku za sprawą naukowca Linusa Paulinga. W świetle teorii hybrydyzacji energia orbitali poszczególnych atomów ulega redystrybucji. Orbitale mieszają się i powstają z nich nowe – orbitale hybrydyzowane, które posiadają jednakowy kształt i energię. Suma energii powstałych orbitali zhybrydyzowanych jest równoważna z sumą energii orbitali pierwotnych. Biorą one udział w tworzeniu wiązań pomiędzy atomami. Aby zrozumieć dokładnie to zjawisko, należy przyjrzeć się bliżej rozkładowi elektronów w atomie.

bg‑gray1

Konfiguracja elektronowa

Każda powłoka, dla której główna liczba kwantowa ( $n$ ) wynosi kolejno od $1$ do $7$ , mieści pewną ilość elektronów, co przedstawia tabela poniżej. Odzwierciedleniem ilości elektronów na poszczególnych powłokach elektronowych jest konfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowa, która jest swego rodzaju mapą elektronów.

Numer powłoki ( $n$ )	$1$	$2$	$3$	$4$	$5$	$6$	$7$
Symbol powłoki elektronowej	$K$	$L$	$M$	$N$	$O$	$P$	$Q$
Maksymalna liczba elektronów na powłoce ( $2 n^{2}$ )	$2$	$8$	$18$	$32$	$50$	$72$	$98$

Orbitale, a dokładnie obszary orbitalne, są modelem reprezentującym rozkład i zachowanie się elektronów w cząsteczkach. Można powiedzieć, że obszar, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest największe, to orbital. W rzeczywistości orbital jest funkcją falową, a jego przestrzeń ma rozmyte granice. Jak wynika z rysunku poniżej, energia orbitali rośnie wraz ze wzrostem numeru powłoki. Największą energią charakteryzują się zatem elektrony obsadzające orbitale typu $f$ . Powłoki elektronowe oraz kolejność ich zapełniania zobaczysz na rysunku poniżej.

RAArgopb0CniS

Schemat przedstawia kolejność zapełniania orbitali. Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Zajmują one kolejne orbitale, zaczynając od najniższych poziomów energetycznych. Kolejność zajmowania poszczególnych poziomów jest następująca: 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d, 7 p. — Przybliżona kolejność wypełniania elektronami orbitali atomowych, zgodnie ze strzałkami od 1s do 7p.
Źródło: Sharayanan, Wikipedia, licencja: CC BY-SA 3.0.

Zgodnie z zakazem Pauliego na pojedynczym orbitalu mogą się znajdować co najwyżej dwa elektrony o przeciwnych spinach (oznaczamy je strzałkami). Zapełnianie orbitali prowadzone jest zgodnie z ich wzrastającą energią. A więc na początku zapełniany jest sferyczny orbital $1 s$ , potem $2 s$ , a następnie trzy orbitale $2 p$ , po jednym elektronie każdy. Dopiero kolejne trzy elektrony zapełniają pojedynczo obsadzone orbitale $2 p$ . Na powłokach można wyróżnić orbitale $s$ , $p$ , $d$ i $f$ , z których jednak obsadzonych jest tylko tyle, na ile starczy elektronów.

Z punktu widzenia tworzenia wiązań najistotniejsze jest obsadzenie najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej, czyli powłoki walencyjnej. Elektrony położone na niej są najsłabiej związane z jądrem i najchętniej biorą udział w tworzeniu wiązań. Elektrony te znajdują się zatem na orbitalach zwanych orbitalami walencyjnymi. Najważniejsze pierwiastki w chemii organicznej, takie jak wodór, węgiel, azot, tlen i fluorowce, mają w stanie podstawowym na powłoce walencyjnej elektrony ulokowane wyłącznie na orbitalach $s$ i $p$ , dlatego to właśnie te orbitale biorą udział w tworzeniu wiązań.

bg‑azure

Graficzna reprezentacja orbitali

Aby zrozumieć, jak mieszają się orbitale i jakie przyjmują kształty, prześledźmy, jak wyglądają orbitale przed zmieszaniem. Jak pokazano poniżej, orbital typu $s$ ma kształt kuli. Łatwo zapamiętać, że kształtem przypomina piłkę tenisową. Orbital $1 s$ ma bardzo małą gęstość elektronów w pobliżu centrum, ale narasta ona do maksimum (gdy oddalamy się od środka), a następnie zmniejsza się poza kontur – trochę jak wydrążona piłka tenisowa. Orbital $2 s$ jest jest większy od orbitalu $1 s$ , ale ma kulę gęstości elektronowej wewnątrz zewnętrznej sfery. Przypomina to jedną piłkę tenisową wewnątrz drugiej. Między dwiema kulami znajduje się powierzchnia, gdzie istnieje zerowe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. Nazywamy tę powierzchnię węzłem lub powierzchnią węzłową. Orbital $3 s$ jest jeszcze większy niż orbital $1 s$ oraz $2 s$ i ma trzy węzły.

RcQVc4FqegWxS1

Schemat przedstawia trzy trójwymiarowe układy współrzędnych z zaznaczonymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. W każdym z nich znajdują się orbitale typu s, mają kształt kuli z wyłączeniem środka, który zlokalizowany jest w punkcie przecięcia osi. Orbitale typu s dla kolejnych powłok: 1 s, 2 s, 3 s mają kształt kuli. Kule są czerwone. Są one coraz większe wraz ze wzrostem numeru powłoki rośnie objętość kuli. Zatem najmniejszy jest orbital 1 s, nieco większy - orbital 2 s, a największy - orbital 3 s. — Orbitale typu s
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Orbitale typu p są podobne do „ósemek” albo płatków stokrotki. W przypadku orbitali typu p mówimy, że są zdegenerowane. Wynika to z faktu, że istnieją trzy możliwe orbitale $p$ , położone względem siebie prostopadle, wzdłuż osi $x$ , $y$ i $z$ (odpowiednio $p_{x}$ , $p_{y}$ i $p_{z}$ ). Orbitale p znajdują się na poziomach energetycznych wyższych niż pierwszy, stąd na poziomie drugim otrzymujemy orbitale $2 p_{x}$ , $2 p_{y}$ i $2 p_{z}$ , a następnie na poziomie trzecim $3 p_{x}$ , $3 p_{y}$ , $3 p_{z}$ itd.

RT0hLy5QMbTvg1

Schemat przedstawia trzy trójwymiarowe układy współrzędnych z zaznaczonymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. Pozioma oś x skierowana jest w prawo. Oś <math aria‑label="igrek">y skierowana jest w prawo do góry, za płaszczyznę. Oś <math aria‑label=zet">z jest pionowa i skierowana do góry. W każdym z układów znajdują się orbitale typu p. W pierwszy orbital px, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi x. Składa się on z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Jeden lob zaznaczony jest na czerwono i znajduje się on po stronie wartości ujemnych, a drugi na niebiesko i znajduje się on po stronie wartości dodatnich. W drugim układzie orbital <math aria‑label="p indeks dolny zet koniec indeksu">pz, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi <math aria‑label="zet">z. Składa się z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Jeden lob zaznaczony jest na czerwono, a drugi na niebiesko. W trzecim układzie orbital <math aria‑label="p indeks dolny igrek koniec indeksu">py, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi <math aria‑label="igrek">y. Składa się z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Ponownie jeden lob zaznaczony jest na czerwono, a drugi na niebiesko. — Orbitale typu p
Źródło: Openstax, licencja: CC BY-SA 4.0.

Oprócz orbitali $s$ i $p$ istnieją również inne zestawy orbitali, które są charakterystyczne dla elektronów znajdujących się na wyższych poziomach energii. Na trzecim poziomie znajduje się zestaw pięciu orbitali $d$ (o skomplikowanych kształtach i nazwach) oraz orbitale $3 s$ i $3 p$ ( $3 p_{x}$ , $3 p_{y}$ , $3 p_{z}$ ). Na trzecim poziomie jest w sumie dziewięć orbitali. Z kolei orbital typu $d$ kształtem przypomina czterolistną koniczynę. Orbitale typu $d$ przedstawiono poniżej.

RIY7zlgqetO391

Grafika przedstawia pięć orbitali typu d. Każdy orbital przedstawiony jest w trójwymiarowym układzie współrzędnych z opisanymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. Oś <math aria‑label="zet">z jest pionowa i skierowana do góry, dwie pozostałe znajdują się w poziomie, przy czym oś x skierowana jest po skosie w prawo przed płaszczyznę monitora, a oś <math aria‑label="igrek">y po skosie w prawo za płaszczyznę monitora. Pomiędzy osiami x <math aria‑label="igrek">y występuje kąt prosty, podobnie pomiędzy osiami x <math aria‑label="zet">z oraz <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. W pierwszym układzie przedstawiono orbital <math aria‑label="d indeks dolny igrek do kwadratu iks do kwadarat koniec indeksu">dx2‐y2. Ma on postać brył obrotowych rozmieszczonych wzdłuż osi x i <math aria‑label="igrek">y. Innymi słowy początku układu współrzędnych odchodzą cztery loby. To jest bryły obrotowe przypominające łezki, których węższa część znajduje się bliżej początku układu współrzednych. Lub jak zostało to wcześniej opisane przeciwległe loby przypominają bryły utworzone przez ósemkę obracającą się wokół własnej osi. W drugim układzie został przedstawiony orbital <math aria‑label="d indeks dolny zet do kwadratu koniec indeksu dolnego">dz2. Orbital ten ma postać dwóch brył obrotowych rozmieszczonych wzdłuż osi <math aria‑label="zet">z. Są to dwa loby. Ponadto w płaszczyźnie wyznaczonej przez osie x <math aria‑label="igrek">y znajduje się bryła, którą jest torus, czyli pierścieniowata przestrzeń otacza początek układu współrzędnych. Trzeci z orbitali to orbital <math aria‑label="d indeks dolny igrek zet koniec indeksu">dyz. Orbital przedstawiony jest w formie czterech lobów. Czyli brył obrotowych w kształcie łezki leżących w płaszczyźnie <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. A dokładniej w ćwiartkach tejże płaszczyzny. Czwarty z orbitali to orbital <math aria‑label="d indeks dolny iks zet koniec indeksu">dxz. Orbital przedstawiony jest w formie czterech lobów. Czyli brył obrotowych w kształcie łezki leżących w płaszczyźnie x <math aria‑label="zet">z. A dokładniej w ćwiartkach tejże płaszczyzny. Piąty z orbitali to orbital <math aria‑label="d indeks dolny iks igrek koniec indeksu">dxy. Orbital przedstawiony jest w formie czterech lobów. Czyli brył obrotowych w kształcie łezki leżących w płaszczyźnie x <math aria‑label="igrek">y. A dokładniej w ćwiartkach tejże płaszczyzny. — Orbitale typu $d$
Źródło: Openstaxcollege, licencja: CC BY-SA 4.0.

bg‑gray1

Hybrydyzacja

Dlaczego hybrydyzacja jest taka ważna?

W tworzeniu wiązań biorą udział elektrony walencyjne. Skoro zatem elektrony te znajdują się na orbitalach, możemy powiedzieć, że to orbitale atomów łączą się tworząc wiązania. W rzeczywistości orbitale zachodzą na siebie. Z fizycznego punktu widzenia, hybrydyzacja polega na matematycznym mieszaniu funkcji falowych. Nowo powstałe funkcje opisują zupełnie inne orbitale atomowe, które nazywamy orbitalami zhybrydyzowanymiorbitale zhybrydyzowaneorbitalami zhybrydyzowanymi. Hybrydyzację możemy utożsamić z mieszaniem dwóch roztworów. Jeśli mieszamy dwa roztwory o różnych barwach i stężeniach, po zmieszaniu otrzymujemy zupełnie nowy roztwór. Podobnie jest z orbitalami, po ich zmieszaniu rozkład gęstości elektronowej jest bowiem inny niż w orbitalach bazowych. Zatem przez hybrydyzację możemy rozumieć połączenie dwóch lub więcej orbitali różnego typu.

Nowo powstałe orbitale, orbitale zhybrydyzowane, biorą udział w tworzeniu wiązań.

Przykład 1.

Gdy mieszaniu (hybrydyzacji) ulega $1$ orbital $s$ i $2$ orbitale $p$ , to powstają $3$ orbitale zhybrydyzowane $s p^{2}$ . Jak wynika z rysunku poniżej, suma orbitali powstałych w wyniku hybrydyzacji oraz ewentualnie pozostałych niezhybrydyzowanych orbitali nie zmienia się. Elektrony obsadzające orbitale zhybrydyzowane mają identyczną energię (mówimy, że są zdegenerowane). Orbitale te mają też identyczny kształt.

RzZPDCrM7I2x71

Schemat hybrydyzacji typu sp2 powstałej na skutek wymieszania się orbitali: jednego typu s i dwóch typu p. Po lewej stronie znajdują się trzy trójwymiarowe układy współrzędnych. W pierwszym orbital s, a w dwóch pozostałych po jednym orbitalu p. Za nimi na środku strzałka w prawo opisana "hybrydyzacja". Za strzałką po prawej stronie również znajduje się trójwymiarowy układ, w którym przedstawiono trzy orbitale zhybrydyzowane typu sp2. Wszystkie trójwymiarowe układy współrzędnych przedstawiono z zaznaczonymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. Oś <math aria‑label="zet">z jest pionowa i skierowana do góry, dwie pozostałe znajdują się w poziomie, przy czym oś x skierowana jest po skosie w prawo za płaszczyznę monitora, a oś <math aria‑label="igrek">y po skosie w prawo przed płaszczyznę monitora. Pomiędzy osiami x <math aria‑label="igrek">y występuje kąt prosty, podobnie pomiędzy osiami x <math aria‑label="zet">z oraz <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. W pierwszym układzie przedstawiono orbital s. Stanowi go kulista przestrzeń. Kula ma początek w układzie współrzędnych, ale nie należy do niego, stąd użycie pojęcia kulista przestrzeń. W drugim układzie znajduje się orbital px, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi x. Składa się on z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Jeden lob zaznaczony jest na czerwono i znajduje się on po stronie wartości ujemnych, a drugi na niebiesko i znajduje się on po stronie wartości dodatnich. Początek układu współrzędnych nie należy do funkcji. W kolejnym układzie znajduje się orbital<math aria‑label="p indeks dolny igrek koniec indeksu">py, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi <math aria‑label="igrek">y. Składa się z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Ponownie jeden lob zaznaczony jest na czerwono, a drugi na niebiesko. W ostatnim układzie za strzałką przedstawione są trzy zhybrydyzowane orbitale sp2. Powstałe orbitale stanowią każdy jeden duży i jeden mały lob, odchodzące od początku układu współrzędnych. Loby te zorientowane są w płaszczyźnie x <math aria‑label="igrek">y. Pierwszy orbital rozmieszony jest wzdłuż osi x, przy czym duży lob po stronie wartości dodatnich na osi x, a mały po stronie ujemnych. Pozostałe dwa duże loby zlokalizowane są odpowiednio w trzeciej i czwartej ćwiartce wspomnianej płaszczyzny wyznaczonej przez osie x <math aria‑label="igrek">y. Z kolei małe loby znajdują się w pierwszej i w drugiej ćwiartce. Pomiędzy orbitalami występują kąty wynoszące sto dwadzieścia stopni. — Schemat hybrydyzacji typu $s p^{2}$
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

bg‑azure

Typy hybrydyzacji

W zależności od liczby i typu orbitali, które uczestniczą w hybrydyzacji, można wyróżnić różne jej typy i odpowiadające im przestrzenne rozmieszczenie orbitali zhybrydyzowanych. Jak zatem określić typ hybrydyzacji? Odpowiedź jest prosta – należy policzyć, ile orbitali bierze udział w hybrydyzacji, a ich liczba wskaże typ hybrydyzacji. Poniżej znajdziesz tabelę pomocniczą oraz graficzne odzwierciedlenie utworzonych orbitali zhybrydyzowanych.

Typ hybrydyzacji	$s p$	$s p^{2}$	$s p^{3}$
Orbitale biorące udział w hybrydyzacji	$s$ , $p_{x}$	$s$ , $p_{x}$ , $p_{y}$	$s$ , $p_{x}$ , $p_{y}$ , $p_{z}$
Liczba orbitali	$2$	$3$	$4$

R2JVQ2U6R4HsR1

Schemat hybrydyzacji typu s p powstałej na skutek wymieszania się orbitali, jednego typu s i jednego p. Powstała hybryda składa się z dwóch orbitali. Po lewej stronie znajdują się dwa trójwymiarowe układy współrzędnych. W pierwszym orbital s, a w drugim p. Za nimi na środku strzałka w prawo opisana "hybrydyzacja". Za strzałką po prawej stronie również znajduje się trójwymiarowy układ, w którym przedstawiono dwa orbitale zhybrydyzowane typu sp. Wszystkie trójwymiarowe układy współrzędnych przedstawiono z zaznaczonymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. Oś <math aria‑label="zet">z jest pionowa i skierowana do góry, dwie pozostałe znajdują się w poziomie, przy czym oś x skierowana jest po skosie w prawo za płaszczyznę monitora, a oś <math aria‑label="igrek">y po skosie w prawo przed płaszczyznę monitora. Pomiędzy osiami x <math aria‑label="igrek">y występuje kąt prosty, podobnie pomiędzy osiami x <math aria‑label="zet">z oraz <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. W pierwszym układzie przedstawiono orbital s. Stanowi go kulista przestrzeń. Kula ma początek w układzie współrzędnych, ale nie należy do niego, stąd użycie pojęcia kulista przestrzeń. W drugim układzie znajduje się orbital px, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi x. Składa się on z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Jeden lob zaznaczony jest na czerwono i znajduje się on po stronie wartości ujemnych, a drugi na niebiesko i znajduje się on po stronie wartości dodatnich. Początek układu współrzędnych nie należy do funkcji. W ostatnim układzie za strzałką wzdłuż osi x zlokalizowane są orbitale typu s p. Każdy kształtem przypomina strukturę wyznaczoną przez trójwymiarową obracającą się wzdłuż własnej osi ósemkę (dla typowego zapisu cyfry osiem oś ta skierowana jest pionowo i dzieli na dwie równe części, oś ta odpowiad osi x). Zatem jedena z części znajduje się nad osią <math aria‑label="igrek">y, a druga pod. Zwężenie ósemki znajduje się w samym środku układu, czyli w punkcie przecięcia osi i nie należy do orbitalu. Zatem orbital ten składa się z dwóch części pierwsza znajduje się nad osią igrek a druga pod i nazywa się je lobami. Każdy orbital stanowi jeden duży i jeden mały lob. W przypadku pierwszego orbitalu duży lob odchodzi nad oś igrek, a mały pod, a w przypadku drugiego jest odwrotnie. Pomiędzy dużymi lobami, jak i pomiędzy małymi, z uwagi na fakt, iż zlokalizowane są one wzdłuż osi iks znajduje się kąt sto osiemdziesiąt stopni. — Schemat hybrydyzacji typu $s p$
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

RqLgsreVa56If1

Schemat hybrydyzacji typu sp3 powstałej na skutek wymieszania się orbitali: jednego typu s i trzech typu p. Po lewej stronie znajdują się cztery trójwymiarowe układy współrzędnych. W pierwszym orbital s, a w trzech pozostałych po jednym orbitalu p. Za nimi na środku strzałka w prawo opisana "hybrydyzacja". Za strzałką po prawej stronie również znajduje się trójwymiarowy układ, w którym przedstawiono cztery orbitale zhybrydyzowane typu sp3. Wszystkie trójwymiarowe układy współrzędnych przedstawiono z zaznaczonymi osiami x, <math aria‑label="igrek">y, <math aria‑label="zet">z. Oś <math aria‑label="zet">z jest pionowa i skierowana do góry, dwie pozostałe znajdują się w poziomie, przy czym oś x skierowana jest po skosie w prawo za płaszczyznę monitora, a oś <math aria‑label="igrek">y po skosie w prawo przed płaszczyznę monitora. Pomiędzy osiami x <math aria‑label="igrek">y występuje kąt prosty, podobnie pomiędzy osiami x <math aria‑label="zet">z oraz <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. W pierwszym układzie przedstawiono orbital s. Stanowi go kulista przestrzeń. Kula ma początek w układzie współrzędnych, ale nie należy do niego, stąd użycie pojęcia kulista przestrzeń. W drugim układzie znajduje się orbital px, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi x. Składa się on z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Jeden lob zaznaczony jest na czerwono i znajduje się on po stronie wartości ujemnych, a drugi na niebiesko i znajduje się on po stronie wartości dodatnich. Początek układu współrzędnych nie należy do funkcji. W kolejnym układzie znajduje się orbital<math aria‑label="p indeks dolny igrek koniec indeksu">py, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi <math aria‑label="igrek">y. Składa się z dwóch symetrycznych lobów. Razem tworzą one strukturę przestrzenną przypominającą trójwymiarową obracającą się wokół osi ósemkę. Ponownie jeden lob zaznaczony jest na czerwono, a drugi na niebiesko. W czwartym układzie znajduje się orbital<math aria‑label="p indeks dolny zet koniec indeksu">pz, który to rozmieszczony jest wzdłuż osi <math aria‑label="zet">z. Zbudowany jest analogicznie do pozostały orbitali p. W ostatnim układzie za strzałką przedstawione są cztery zhybrydyzowane orbitale sp3. Zwężenie trójwymiarowej obracjającej się wokół własnej osi ósemki, którą przypomiana orbital znajduje się w samym środku układu, czyli w punkcie przecięcia osi i nie należy do orbitalu. Orbital zlokalizowany jest wzdłuż osi <math aria‑label="zet">z. Składa się z dwóch części, tak zwanych lobów. Pierwsza znajduje się po stronie wartości dodatnik osi <math aria‑label="zet">z, a druga po stronie wartości ujemnych. Powstałe orbitale stanowią, każdy jeden duży i jeden mały lob odchodzące od początku układu współrzędnych. Loby te zorientowane są w przestrzeni trójwymiarowej x <math aria‑label="igrek">y <math aria‑label="zet">z. Pozostałe trzy duże loby zlokalizowane są poniżej płaszczyzny wyznaczonej przez osie x <math aria‑label="igrek">y, w taki sposób, że pomiędzy wszystkimi lobami występują kąty równe sto dziewięć stopni i dwadzieścia osiem minut. Małe loby są przeciwlegle zlokalizowane względem dużych. Zatem orbital składa się z dwóch części pierwsza i nazywa się je lobami. Dwa loby tworzą kształt przypominający strukturę wyznaczoną przez trójwymiarową obracającą się wzdłuż własnej osi ósemkę. Pomiędzy orbitalami występują kąty wynoszące sto dziewięć stopni i dwadzieścia osiem minut. — Schemat hybrydyzacji typu $s p^{3}$
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Słownik

hybrydyzacja

(łac. hibrida ,,mieszaniec”) zabieg matematyczny z udziałem odpowiednich orbitali walencyjnych atomu centralnego cząsteczki umożliwiający interpretację kształtu cząsteczki; efektem hybrydyzacji jest utworzenie zestawu orbitali zhybrydyzowanych

orbitale zhybrydyzowane

równocenne pod względem kształtu i energii orbitale atomowe będące wynikiem mieszania się orbitali atomowych o różnych kształtach i energii

elektronowa powłoka atomu

elektrony atomu, które, w stanie podstawowym i przy założeniu występowania tylko centralnego pola jądra atomu, wykazują taką samą energię oznaczoną główną liczbą kwantową

konfiguracja elektronowa

rozkład gęstości prawdopodobieństwa położenia elektronów w atomie w funkcji odległości od jądra

degeneracja poziomów energetycznych

sytuacja, kiedy jednej wartości energii układu odpowiada wiele stanów kwantowych układu

Bibliografia

Basiński A., Bielański A., Gumiński K. i inni, Chemia fizyczna, Warszawa 1966, s. 86‑110.

Jones L., Atkins P., Chemical Principles: The Quest for Insight, 5th Edition, New York 2009.

Pfennig B. W., Principles of Inorganic Chemistry, New Jersey 2015.

Słownik Języka Polskiego PWN

Usnalski W., Chemia w szkole średniej, Warszawa 1998.

Wprowadzenie

Film edukacyjny