Por qué allene no puede ser descrito con un sistema de alilo?

Question

¿Por qué es imposible en allene tener dos pi-bonos en la misma orientación? = > ¿Por qué no allene planas? (4 $p$ electrones están en dos 2x2 $p$-orbitales)

Desde mi químicos intuición me imagino que hay 4 electrones en un $p$-sistema con tres orbitales, pero, francamente, no sé cómo distribuir el par solitario de electrones de $\ce{CS2}$ en la $sp$ $p$ orbitales. = > ¿Por qué $\ce{CS2}$ tienen otra geometría de $\ce{H2CCCH2}$?

He tratado de racionalizar esto mediante la asignación de los electrones a los diferentes orbitales híbridos (especialmente en $\ce{CS2}$ no estaba seguro de cómo muchos electrones que tenemos en el 2x3 $p$-orbitales):

Answer 1

¿Por qué no allene planas?

Vamos a empezar por mirar la estructura de allene y ver lo que sucede si la hacemos plana.

(fuente de la imagen)

Como la imagen de arriba muestra, el 3 carbonos en allene son lineales (formar una línea recta) y la terminal de átomos de hidrógeno yacen en planos ortogonales (e.g. los planos que contienen los átomos de hidrógeno se giran 90° una de la otra como se muestra en la mitad inferior de la figura). Allene tiene dos ortogonal enlaces pi (e.g. los planos de los dos enlaces pi también se gira 90° una de la otra). Cada uno de los enlaces pi contiene 2 electrones. La terminal de carbones se $\ce{sp^2}$ hibridado, mientras que el carbono central es $\ce{sp}$ hibridado.

Ahora vamos a girar de uno de los terminales methylenes por 90°. No importa que uno, así que vamos a decir que nos retuerza el uno a la derecha y giro para que el rojo de su p-orbitaria del lóbulo líneas con el rojo lóbulos en el otro doble enlace. Ahora nuestra molécula todavía tiene 3 átomos de carbono dispuestos en una línea, pero todos los átomos - incluyendo los átomos de hidrógeno - que ahora se encuentran en el mismo plano; hemos hecho nuestro molécula plana.

Para lograr esto se nos rompió un pi de bonos. En nuestro plano de la molécula tenemos 3 electrones pi (2 a partir de la original pi bond en la izquierda y a la 1 de la terminal de metileno p-orbital que hemos girado) en el 3 alineado orbitales p que existen en el plano de la pantalla. Nos quedamos también con 1 electrón en el p-orbital en el carbono central que es perpendicular a la pantalla (el p-orbital que fue parte de la doble enlace en el lado derecho de la molécula). Así que tomó una molécula con dos estable de dobles enlaces, girar un p-orbital 90° y termina con un plano de la molécula que tiene 3 alineado p-orbitales con 3 electrones pi y un electrón por sí mismo en una sola p-orbital. Este es un biradical, un alilo (sólo alil-como porque los 3 átomos de carbono en nuestra molécula todavía son lineales, mientras que los 3 átomos de carbono en el sistema de alilo son dobladas) radical y radical en un p-orbital. La conversión de 2 enlaces dobles para un biradical es energéticamente cuesta arriba, no sucede en la temperatura de la habitación. Allene que prefiere mantener su estable 2 doble enlace de la estructura en lugar de ser un plano de biradical molécula debido a que el ex geometría es mucho más estable.

¿Por qué $\ce{CS2}$ tienen otra geometría de $\ce{H2CCCH2}$?

No. El disulfuro de carbono y dióxido de carbono tienen la misma estructura y la hibridación como allene. Es un poco más difícil notar porque no tenemos átomos de hidrógeno en los extremos de las moléculas a "punta de nosotros" que los dos dobles enlaces son ortogonales.

Aquí está una foto de los orbitales en dióxido de carbono (que es exactamente la misma en disulfuro de carbono)

(fuente de la imagen)

Al igual que en allene, tenemos 3 átomos dispuestos en forma lineal y de la central de carbono es $\ce{sp}$ hibridó; hay dos enlaces pi que son ortogonales entre sí.