Sterisch getal, hybridisatie en moleculaire geometrie

Een Lewisstructuurformule vertelt ons hoe de samenstellende atomen van een molecule onderling met elkaar zijn gebonden en geeft ook de vrije elektronenparen weer. Het laat ons dus toe het sterisch getal van elk deelnemend atoom te bepalen. De Lewisstructuurformule op zich vertelt ons echter niks over de ruimtelijke structuur van het molecule. Om deze ruimtelijke geometrie af te leiden, kunnen we ons baseren op de hybridisatie- en de orbitaaltheorie die vooral binnen de koolstofchemie en vooral voor het koolstofatoom gekend is. Deze theorieën kunnen echter worden doorgetrokken voor alle verbindingen.

• Het sterisch getal van een atoom in een binding
• Methaan (CH₄)
• Ammoniak (NH₃)
• Salpeterzuur (HNO₃)
• Koolstofdioxide (CO₂)
• Waterstofcyanide (HCN)
• Hybridisatie van orbitalen
• Alkanen (C_nH_2n+2)
• Alkenen (C_nH_2n)
• Alkynen (C_nH_2n-2)
• Soorten bindingen
• Ethaan (C₂H₆)
• Etheen (C₂H₄)
• Ethyn (C₂H₂)
• Verband sterisch getal, hybridisatie en ruimtelijke structuur
• Uitbreiding naar andere covalente verbindingen
• Ammoniak
• Salpeterzuur
• Koolstofdioxide
• Waterstofcyanide

Het sterisch getal van een atoom in een binding

Het sterisch getal van een atoom is de som van het aantal bindingspartners en het aantal vrije elektronenparen van dat atoom. Een aantal voorbeelden om dit te verduidelijken:

Methaan (CH₄)

Het koolstofatoom in methaan is enkelvoudig gebonden aan 4 waterstofatomen. Het sterisch getal van koolstof is hier dus 4. Daar een waterstofatoom slechts 1 binding kan aangaan, is het sterisch getal van waterstof altijd gelijk aan 1.

Ammoniak (NH₃)

Het stikstofatoom in ammoniak is gebonden aan drie waterstofatomen en heeft bovendien 1 vrij elektronenpaar. Het sterisch getal van stikstof is dus 4.

Salpeterzuur (HNO₃)

Het stikstofatoom in salpeterzuur is enkelvoudig gebonden met twee zuurstofatomen en dubbel gebonden met een derde zuurstofatoom. Het sterisch getal van stikstof is hier dus 3. Beide enkelvoudig gebonden zuurstoffen hebben sterisch getal 4 en het dubbel gebonden zuurstofatoom heeft sterisch getal 3.

Koolstofdioxide (CO₂)

Koolstof in koolstofdioxide is twee keer dubbel gebonden met een zuurstofatoom. Het sterisch getal van koolstof is hier twee. De zuurstofatomen hebben beiden een sterisch getal van 3.

Waterstofcyanide (HCN)

Het koolstofatoom in waterstofcyanide is drievoudig gebonden met stikstof en enkelvoudig gebonden met waterstof. Het sterisch getal van koolstof is dus twee. Ook het stikstofatoom heeft sterisch getal 2.

Hybridisatie van orbitalen

Binnen de gewone koolwaterstoffen is hybridisatie van koolstofatomen en de daarmee gepaard gaande ruimtelijke structuur een vrij goed gekend verschijnsel. Volgens de orbitaaltheorie kunnen elektronen zich vrij bewegen in een bepaald volume, het orbitaal genaamd. De grootte, vorm en oriëntatie van een orbitaal waarin een elektron zich bevindt, hangt af het energieniveau van dit elektron. Hoe verder het elektron van de kern is verwijderd, hoe groter het orbitaal. De vorm en de oriëntatie zijn gelinkt aan respectievelijk het sub- en het magnetisch energieniveau van het elektron. De hybridisatietheorie werd ontwikkeld om een verklaring te kunnen bieden voor het identieke gedrag tussen gelijkende bindingen (enkelvoudige, dubbele of drievoudige).

Alkanen (C_nH_2n+2)

De koolstofatomen hebben hier 4 identieke bindingen. Het sterisch getal van koolstof is hier steeds 4. Om deze 4 identieke bindingen te maken, hybridiseren de buitenste orbitalen tot 4 identieke sp³-orbitalen. In elk sp³-orbitaal bevindt zich 1 ongepaard elektron.

2s² 2p² → sp³ sp³ sp³ sp³

Om deze 4 negatief geladen elektronen zo ver mogelijk uit elkaar te houden, zullen de 4 sp³-orbitalen zich in de ruimte oriënteren als een tetraëder. Dit wil zeggen dat de orbitalen onderling hoeken van 109° zullen vormen.

Alkenen (C_nH_2n)

Het dubbel gebonden koolstofatoom heeft hier drie identieke bindingen. Om deze 3 identieke bindingen te maken, worden er drie hybride sp²-orbitalen gevormd. In elk sp²-orbitaal bevindt zich 1 ongepaard elektron. Het overblijvend p-orbitaal, welke ook 1 ongepaard elektron bevat, verzorgt de dubbele binding. Het sterisch getal van het koostofatoom is hier 3.

2s² 2p² → sp² sp² sp² p

Om de drie sp²-orbitalen zo ver mogelijk uit elkaar te houden, zullen deze orbitalen zich in de ruimte oriënteren als een driehoek (trigonaal). Dit wil zeggen dat de orbitalen onderling hoeken van 120° zullen vormen. Het p-orbitaal zal zich loodrecht op het vlak van de hybride orbitalen bevinden.

Alkynen (C_nH_2n-2)

De drievoudig gebonden koolstofatomen vertonen 2 identieke bindingen. Om deze 2 identieke bindingen te maken, worden er twee hybride sp-orbitalen gevormd. In elk sp-orbitaal bevindt zich 1 ongepaard elektron. De twee overblijvende p-orbitalen, welke ook elk 1 ongepaard elektron bevatten, zorgen voor de twee extra bindingen. Het sterisch getal van het koolstofatoom is hier 2.

2s² 2p² → sp sp p p

Om de twee sp-orbitalen zo ver mogelijk uit elkaar te houden, zullen deze orbitalen zich in de ruimte oriënteren op één lijn. Dit wil zeggen dat de orbitalen onderling een hoek van 180° zullen vormen. De p-orbitalen zullen zich loodrecht op deze lijn en bovendien ook loodrecht op elkaar oriënteren.

Soorten bindingen

Enkelvoudige bindingen worden σ(sigma)-bindingen genoemd. Ze worden gevormd volgens de verbindingslijn van de bindende atomen. Bij dubbele en drievoudige bindingen worden de extra bindingen π(pi)-bindingen genoemd. Ze wordt buiten de verbindingslijn gevormd en zijn minder sterk dan een σ-binding. Drie voorbeelden ter verduidelijking:

Ethaan (C₂H₆)

Beide koolstoffen zijn sp³ gehybridiseerd en zijn beiden tetraëdrisch georiënteerd. Met één van hun orbitalen vormen ze onderling een σ-binding. Deze binding heeft dus twee elektronen, één van elk koolstofatoom. Met hun drie andere orbitalen vormen ze σ-bindingen met waterstofatomen. Deze bindingen bevatten één elektron afkomstig van het betrokken koolstofatoom en het andere elektron afkomstig van een waterstofatoom. Waterstof wordt voorgesteld met een cirkel. Waterstof vertoont geen hybridisatie en bindt met zijn 1s-orbitaal welke één elektron bevat en een bolvormige geometrie heeft.

Etheen (C₂H₄)

Beide koolstoffen zijn sp² gehybridiseerd en zijn beiden trigonaal georiënteerd. Met één van hun orbitalen vormen ze onderling een σ-binding. Met hun twee andere sp²-orbitalen vormen ze σ-bindingen met waterstofatomen. Bovendien vormen deze koolstofatomen onderling een π-binding via hun p-orbitalen. De koolstofatomen zijn dus dubbel aan elkaar verbonden. Deze π-elektronen bevinden zich buiten de verbindingslijn wat ook de zwakkere binding van een π-binding verklaart.

Ethyn (C₂H₂)

Beide koolstoffen zijn sp gehybridiseerd en zijn beiden lineair georiënteerd. Met één van hun orbitalen vormen ze onderling een σ-binding. Met hun andere sp-orbitaal vormen ze een σ-binding met een waterstofatoom. Bovendien vormen deze koolstofatomen onderling een twee π-bindingen via hun p-orbitalen. De koolstofatomen zijn dus drievoudig aan elkaar gebonden.

Verband sterisch getal, hybridisatie en ruimtelijke structuur

Dit verband kan worden samengevat in onderstaande tabel.

Uitbreiding naar andere covalente verbindingen

Ammoniak

Stikstof heeft hier een sterisch getal van 4. Dit betekent dat het stikstofatoom sp³-hybridisatie ondergaat: 2s² 2p³ → sp³(1e-) sp³(1e^-) sp³(1e^-) sp³(2e^-) en een tetraëdrische ruimtelijke structuur vertoont.

Stikstof heeft drie sp³-orbitalen met in elk orbitaal één ongepaard elektronen. Deze drie orbitalen gebruikt stikstof om te binden met de drie waterstofatomen. Het sp³-orbitaal met twee elektronen vormt het vrij elektronenpaar.

Salpeterzuur

Stikstof heeft sterisch getal 3 en is dus sp² gehybridiseerd:
2s² 2p³ → sp²(1e^-) sp²(1e^-) sp²(2e^-) p(1e^-)

Zuurstof 1 heeft sterisch getal 4 en is dus sp³ gehybridiseerd:
2s² 2p⁴ → sp³(1e^-) sp³(2e^-) sp³(2e^-) sp³(1e^-)

Zuurstof 2 heeft ook sterisch getal 4 maar vertoont wel een andere elektronenverdeling dan zuurstof 1:
2s² 2p⁴ → sp³(2e^-) sp³(2e^-) sp³(2e^-) sp³(0e^-)

Zuurstof 3 heeft sterisch getal 3 en is dus sp² gehybridyseerd:
2s² 2p⁴ → sp²(2e^-) sp²(2e^-) sp²(1e^-) p(1e^-)

Het stikstofatoom heeft twee sp²-orbitalen met in elk orbitaal één ongepaard elektron en een derde sp²-orbitaal met twee elektronen. Met de drie orbitalen worden de bindingen met de drie zuurstofatomen gemaakt. De binding met zuurstof 2 is zo dat stiktof hier beide elektronen aanvoert. Het elektron in het p-orbitaal zorgt voor de dubbele binding met zuurstof 3. Zuurstof 1 heeft drie sp³-orbitalen waarvan er twee één ongepaard elektron bevatten en twee orbitalen twee elektronen bevatten. De ongepaarde elektronen zorgen voor de bindingen met waterstof en stikstof. De gevulde orbitalen vormen de vrije doubletten. Zuurstof 2 heeft 4 sp³-orbitalen waarvan er drie volledig zijn gevuld en één geen elektronen bevat. De drie gevulde orbitalen vormen de vrije doubletten. Het lege orbitaal ontvangt twee elektronen van stikstof. Zuurstof 3 heeft drie sp³-orbitalen waarvan er twee volledig zijn gevuld, deze vormen de vrije doubletten. Het sp³-orbitaal met één ongepaard elektron vormt de binding met stikstof. Het elektron in het p-orbitaal zorgt voor de dubbele binding met stikstof.

Koolstofdioxide

Koolstof heeft sterisch getal 2 en is dus sp gehybridiseerd:
2s² 2p² → sp(1e^-) sp (1e^-) p(1e^-) p(1e^-)

Beide zuurstofatomen hebben sterisch getal 3 en zijn beiden sp² gehybridiseerd:
2s² 2p⁴ → sp²(2e^-) sp²(2e^-) sp²(1e^-) p(1e^-)

Het koolstofatoom vormt via zijn 2 sp-orbitalen een σ-binding met de zuurstofatomen. De zuurstofatomen hebben elk twee volledig gevulde sp²-orbitalen, dit zijn de vrije doubletten. De p-orbitalen zorgen voor de twee dubbele bindingen.

Waterstofcyanide

Koolstof heeft sterisch getal 2 en is dus sp gehybridiseerd:
2s² 2p² → sp(1e^-) sp (1e^-) p(1e^-) p(1e^-)

Ook stikstof heeft sterisch getal 2:
2s² 2p³ → sp (1e^-) sp (2e^-) p(1e^-) p(1e^-)

Koolstof heeft twee sp-orbialen voor de σ-bindingen met waterstof en stikstof. De elektronen in de p-orbitalen vormen de twee π-bindingen met de p-elektronen van stikstof. Het volledig gevuld sp-orbitaal van stikstof vormt een vrij elektronenpaar.