Una pregunta en un examen se le preguntó por qué hay exactamente un enlace sigma en dobles y triples enlaces covalentes. Miré en mi texto y en línea después del examen, pero no podía encontrar una anawer a la pregunta.
Por qué no puede haber más de un enlace sigma en un conjunto de enlaces covalentes?
Por qué no puede haber más de un enlace sigma en un conjunto de bonos?
No puede ser, ni siquiera en los compuestos de carbono simple. Doblado de los bonos, la tau de bonos o de plátano bonos; lo que te gustaría llamar ellos fueron propuestos por Linus Pauling; Erich Hückel propuso la alternativa de $\sigma - \pi$ vinculación formalismo. Hückel la descripción es la que comúnmente se ve en los textos introductorios, pero ambos métodos producen equivalente descripciones de la distribución de los electrones en una molécula.
En el fin de comprender mejor la inclinación de bonos modelo que vamos a considerar en primer lugar su aplicación a ciclopropano y, a continuación, pasar a etileno.
En ciclopropano se ha encontrado que significativo de la densidad de electrones se encuentra fuera del eje internuclear, en lugar de a lo largo del eje.
Además, el $\ce{H-C-H}$ ángulo en ciclopropano se ha medido y se 114 grados. A partir de este, y el uso del Teorema de Coulson $$\ce{1+\lambda^2cos(114)=0}$$ where $\ce{\lambda^2}$ represents the hybridization index of the bond, the $\ce{C-H}$ bonds in cyclopropane can be deduced to be $\ce{sp^{2.46}}$ hybridized. Now, using the equation $$\ce{\frac{2}{1+\lambda^_{C-H}^2}+\frac{2}{1+\lambda_{C-C}^2}=1}$$ (which says that summing the "s" character in all bonds at a given carbon must total to 1) we find that $\ce{\lambda_{c-c}^2~=~}$$\mathrm{3.74}$, o $\ce{C-C}$ bono de es $\ce{sp^{3.74}}$ hibridado.
Gráficamente, los bonos como sigue. Están doblados (por lo tanto la tensión en el ciclopropano) y concentrar la densidad de electrones fuera del eje internuclear como se observa experimentalmente.
Podemos aplicar estos mismos conceptos para la descripción de etileno. Utilizando la conocida $\ce{H-C-H}$ ángulo de enlace de 117 grados, Coulson del teorema y suponiendo que tenemos un p-orbital en cada carbono (Hückel $\sigma - \pi$ formalismo), podemos concluir que el carbono de los orbitales implicados en la $\ce{C-H}$ bonos se $\ce{sp^{2.2}}$ hibridó y el carbono de los orbitales implicados en la $\ce{C-C}$ enlace sigma es $\ce{sp^{1.7}}$ hibridado (además, se unhybridized p-orbital). Este es el "$\ce{sp^2}$" descripción vemos en la mayoría de los libros de texto.
Alternativamente, si solo cambiamos nuestra suposición de un pi de bonos y un enlace sigma entre los dos átomos de carbono equivalente a dos sigma bonos (Pauling doblado de bonos formalismo), nos encontraríamos con que el carbono de los orbitales implicados en la $\ce{C-H}$ bono de nuevo $\ce{sp^{2.2}}$ hibridado, pero los dos equivalentes $\ce{C-C}$ sigma bonos se $\ce{sp^{4.3}}$ hibridado. Hemos construido dos miembros del anillo cycloalkane analógica!
La hibridación es sólo una construcción matemática, otro modelo para ayudarnos a entender y describir molecular de la unión. Como se muestra en la etileno ejemplo anterior, podemos mezclar carbono atómica - s y p-orbitales de diferentes maneras para describir etileno. Sin embargo, las dos formas diferentes que mezclan estos orbitales
- s-orbital de más de dos p-orbitales más uno sin mezclar p-orbital (Hückel $\sigma - \pi$), o
- dos de los orbitales de más de 2 p-orbitales (Pauling se inclinó bond)
debe llevar a su equivalente electrónico de las descripciones de etileno. Como se señala en el artículo de la Wikipedia (primer enlace al principio de esta respuesta),
Todavía hay un poco de debate en cuanto a cual de las dos representaciones es mejor,[10] a pesar de que ambos modelos son matemáticamente equivalentes. En un 1996 revisión, Kenneth B. Wiberg concluyó que "aunque un concluyentes la declaración no puede ser hecha sobre la base de los disponibles en la actualidad información, parece probable que podamos seguir considerar el σ/π y doblado-bond descripciones de etileno a ser equivalente.2Ian Fleming va más allá en 2010 un libro de texto, señalando que "el general la distribución de los electrones [...] es exactamente el mismo" en los dos modelos.[11]
El doblado de bonos modelo tiene la ventaja de explicar ciclopropano (y otros colados moléculas), así como olefinas. La tensión en el ciclopropano y el etileno (por ejemplo, los calores de hidrogenación) también hacen sentido intuitivo con el doblado de bonos modelo donde el término "doblado de bonos" evoca la imagen de la cepa.
Así, doblado bonos son una mezcla de ambos sigma y pi propiedades y múltiples doblado bonos puede ser utilizado para describir la unión entre átomos adyacentes.
Respuesta corta
La cosa principal que determina la forma de los orbitales es que deben tener cero neto se superponen con todos los otros orbitales (es decir, que son ortogonales). Es muy difícil construir dos ortogonales $\sigma$-unión MOs la conexión de la misma a dos átomos.
Más detalles
$\sigma$-vinculación de MOs son típicamente $sp^x$ orbitales hibridados con la máxima superposición a lo largo de la línea que conecta dos atómica centros de
Es difícil construir otro vinculación MO con la máxima superposición a lo largo de la misma línea que es ortogonal a este MO. Para permanecer ortogonal hemos de introducir un nodo y la próxima $\sigma$ MO se convierte en anti-vinculación
La forma habitual de conseguir otro, ortogonal, la vinculación MO $\pi$-bond.
Si usted tiene valence $d$-electrones disponibles, entonces es posible construir otro, ortogonal, $\sigma$-orbital
Sin embargo, todavía es raro tener dos $\sigma$ vinculación MOs debido a que los metales de transición tienden a perder el $s$-los electrones necesarios para la una de la $\sigma$-MOs muy fácilmente. Así que vuelve a $\sigma$-vinculación tienden a ser sólo se ha observado en casos especiales, tales como el gas de la fase de $\ce{Mo2}$.
No estoy seguro de si esta respondiendo intento es correcto a la luz de Mithoron y ron comentarios sobre tu pregunta, pero esta es la manera que he aprendido, así que si está mal, yo al menos aprender algo, también.
Todos sabemos lo que s, p y d-orbitales aspecto, pero ¿cuál es el significado, y por qué estos orbitales preferiblemente en forma de $\sigma$, $\pi$ y $\delta$ bonos, respectivamente?
Matemáticamente hablado, los orbitales son funciones del átomo de hidrógeno que resolver la ecuación de Schrödinger. El modelo en cuestión no es un rotor rígido,* es decir, el rotor del eje no se fija en cualquier dirección espacial (el electrón puede girar libremente alrededor del núcleo). Para resolver esta ecuación, es muy útil el uso de coordenadas polares $(r, \varphi, \theta)$, principalmente debido a que la solución se puede dividir en un radial factor (que sólo depende de $r$) y angular factores (depende de la $\varphi$$\theta$).
$$\Psi (r, \varphi, \theta) = R(r) \cdot Y(\varphi, \theta)$$
$R(r)$ puede ser pensado en dar un orbital su extensión en el espacio, mientras que $Y(\varphi, \theta)$ le da su forma. Ambas funciones dependen mucho de números cuánticos: $R(r)$ lo hace para $n$ $l$ mientras $Y(\varphi, \theta)$ depende de $l$$m_l$. Para el caso más simple ($l = 0; m_l = 0$, s-orbital), $Y (\varphi, \theta)$ degenera a una simple constante, lo que significa que el orbital, de forma totalmente simétrica de forma esférica. $l = 1$, (p-orbital), mientras que perder de simetría esférica, todavía mantiene la total simetría con respecto a un eje, es decir, cada parte tomará en que orbital perpendicular al eje de simetría será un círculo. Más números cuánticos perder más de simetría pero no siempre es tan fácilmente visualizadas, así que me quedo con estos.
Pero estaba hablando acerca de los bonos, en donde se vienen en el juego? Así, los bonos también tienen una simetría, pero también tienen un eje en lugar de un núcleo, por lo que su simetría se reducirá por sí. El más simple de simetría a lo largo de los bonos de un eje es la total simetría rotacional alrededor de los bonos del eje. Espero que veas la similitud entre la s-orbital (total simetría alrededor de un punto central) y un $\sigma$ bond (total simetría alrededor de la fianza central del eje). Del mismo modo, un $\pi$ bono siempre tienen un grado de simetría menos, lo que resulta en el sentido de 'tener un plano de simetría que incluye el bono de axis. Y un $\delta$ bono tiene dos planos de simetría - otro grado de simetría menos.
De acuerdo a esta definición, un orbital que puede tomar parte en una $\sigma$ bond debe tener plena simetría rotacional a lo largo de los bonos del eje. Eso significa, que sólo hay uno, en la mayoría de los dos orbitales que cumple el criterio (pero si hay dos, uno que va a ser un sin modificar, s-orbital y es probable que no tome parte en la unión). Por lo tanto, sólo una $\sigma$ bond iba a ser posible entre dos átomos.
Escribiendo esto, me acordé de la 'banana bonos que se introdujeron para que nos explique lo extremadamente pequeño ($60°$) ángulos de enlace en $\ce{P4}$. Me tendría que ir de nuevo, vuelva a revisar y repensar qué es lo que yo pienso de ellos y si me trate como excepciones a esta "regla" o simplemente como casos especiales en que se requiere información adicional para ser discutido. Que sin duda merecen consideración, como son, de facto $\sigma$ bonos de la forma de mirar, a pesar de doblar.
Un interesante comentario se quedó en la pregunta apunta a séptupla de los bonos. Yo no sabía que los bonos de ese orden existido; mi conocimiento estaba atascado en el 4. Para una cuádruple de bonos, entre ciertos metales de transición, tales como la en $\ce{[Re2Cl8]^2-}$, cuatro de los cinco d-orbitales formar un vínculo con el otro metal; una se $\sigma$, dos se $\pi$ y un cuarto de $\delta$ tipo (a los planos de simetría). La ampliación que a un quíntuple de los bonos mediante la adición de un segundo $\delta$ capa con los últimos par de d-orbitales no es difícil.
El séxtuple de bonos – eg $\ce{Mo2}$ - proviene de un adicional de $\sigma$ vínculo entre la s-orbitales superior de la concha. Así resolver un problema de otra forma: El $4\mathrm{d}_{z^2}$ orbital puede tomar parte en la $\sigma$ de unión a lo largo de la $z$-eje; y la mayor $5\mathrm{s}$ orbital es más difusa, se extiende más allá en el espacio y, por tanto, todavía es capaz de formar un contacto a la vecina del átomo de contraparte. Porque es más o menos una esfera, se puede formar solamente a $\sigma$ bonos.
* No creo que ese modelo es el nombre correcto. En mi alemana de química cuántica de la clase, el rotor rígido fue un raumstarrer de los Rotadores y por lo tanto el modelo que aquí había una raumfreier de los Rotadores. Alguien que quiera se sabe el nombre por favor deje un comentario (o editar).
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