Какво означава sp3 хибридизация. Хибридизация на атомните орбитали и геометрията на молекулите

sp3 хибридизация

sp 3 -Хибридизация - хибридизация, при която атомните орбитали на един с- и три стр-електрони (фиг. 1).

Ориз. един. образование sp 3 хибридни орбитали

Четири sp 3-хибридни орбитали са симетрично ориентирани в пространството под ъгъл 109°28" (фиг. 2).

Модел на атом с sp 3-хибридни орбитали

Пространствената конфигурация на молекула, чийто централен атом е образуван sp 3-хибридни орбитали - тетраедър

Тетраедрична пространствена конфигурация на молекула, чийто централен атом е образуван sp 3-хибридни орбитали

хибридизация атом орбитален въглерод

Примери за съединения, за които sp 3-хибридизация: NH3, POCl3, SO2F2, SOBr2, NH4+, H3O+. Също, sp 3-хибридизация се наблюдава при всички наситени въглеводороди (алкани, циклоалкани) и други органични съединения: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 и др. Общата формула на алканите е: C n H 2n +2. Общата формула на циклоалканите е: C n H 2n. В наситените въглеводороди всички химични връзки са единични, следователно между хибридните орбитали на тези съединения, само при- припокриване.

Образуват химическа връзка, т.е. само несдвоени електрони могат да създадат обща електронна двойка с „чужд“ електрон от друг атом. При писане на електронни формули несдвоените електрони се намират един по един в орбиталната клетка.

атомна орбиталае функция, която описва плътността на електронния облак във всяка точка от пространството около ядрото на атома. Електронният облак е област от пространството, в която с голяма вероятност може да се намери електрон.

За хармонизиране на електронната структура на въглеродния атом и валентността на този елемент се използват понятията за възбуждане на въглеродния атом. В нормално (невъзбудено) състояние въглеродният атом има две несдвоени 2 Р 2 електрона. Във възбудено състояние (когато енергията се абсорбира) едно от 2 с 2-електрона могат да преминат към свободни Р- орбитален. Тогава във въглеродния атом се появяват четири несдвоени електрона:

Спомнете си, че в електронната формула на атом (например за въглерод 6 C - 1 с 2 2с 2 2стр 2) големи цифри пред буквите - 1, 2 - показват номера на енергийното ниво. Писма си Рпоказват формата на електронния облак (орбитала), а числата вдясно над буквите показват броя на електроните в дадена орбитала. всичко с- сферични орбитали

На второ енергийно ниво с изключение на 2 с-има три орбитали 2 Р-орбитали. Тези 2 Р-орбиталите имат елипсоидална форма, подобна на дъмбели, и са ориентирани в пространството под ъгъл 90 ° една спрямо друга. 2 Р-Орбиталите означават 2 Р х , 2Р ги 2 Р zспоред осите, по които са разположени тези орбитали.

Форма и ориентация на p-електронните орбитали

Когато се образуват химични връзки, електронните орбитали придобиват същата форма. И така, в наситените въглеводороди, едно с-орбитален и три Р-орбитали на въглероден атом, за да образуват четири еднакви (хибридни) sp 3-орбитали:

То - sp 3 - хибридизация.

Хибридизация- подравняване (смесване) на атомни орбитали ( си Р) с образуването на нови атомни орбитали, т.нар хибридни орбитали.

Четири sp 3 -хибридни орбитали на въглероден атом

Хибридните орбитали имат асиметрична форма, издължена към прикрепения атом. Електронните облаци се отблъскват взаимно и са разположени в пространството възможно най-далеч един от друг. В същото време, осите на четири sp 3-хибридни орбиталисе оказват насочени към върховете на тетраедъра (правилна триъгълна пирамида).

Съответно ъглите между тези орбитали са тетраедрични, равни на 109 ° 28".

Върховете на електронните орбитали могат да се припокриват с орбиталите на други атоми. Ако електронните облаци се припокриват по линия, свързваща центровете на атомите, тогава такава ковалентна връзка се нарича сигма () - връзка. Например, в молекула C 2 H 6 етан се образува химическа връзка между два въглеродни атома чрез припокриване на две хибридни орбитали. Това е връзка. В допълнение, всеки от въглеродните атоми със своите три sp 3-орбитали се припокриват с с-орбитали на три водородни атома, образуващи три -връзки.

Схема на припокриващи се електронни облаци в молекулата на етана

Общо за въглероден атом са възможни три валентни състояния с различни видове хибридизация. С изключение spСъществува 3-хибридизация sp 2 - и sp-хибридизация.

sp 2 -Хибридизация- смесване на един с- и две Р-орбитали. В резултат на това три хибридни sp 2 -орбитали. Тези sp 2 -орбитали са разположени в една и съща равнина (с оси х, при) и са насочени към върховете на триъгълника с ъгъл между орбиталите 120°. нехибридизиран Р-орбитала е перпендикулярна на равнината на трите хибрида sp 2 орбитали (ориентирани по оста z). Горна половина Р-орбиталите са над равнината, долната половина е под равнината.

Тип sp 2-хибридизацията на въглерода се среща в съединения с двойна връзка: C=C, C=O, C=N. Освен това само една от връзките между два атома (например C=C) може да бъде връзка. (Другите свързващи орбитали на атома са насочени в противоположни посоки.) Втората връзка се образува в резултат на припокриването на нехибридни Р-орбитали от двете страни на линията, свързваща ядрата на атомите.

Орбитали (три sp 2 и един p) въглероден атом в sp 2 - хибридизация

Ковалентна връзка, образувана от странично припокриване Р-орбитали на съседни въглеродни атоми се нарича pi()-връзка.

Образование – комуникации

Поради по-малкото припокриване на орбиталите, -връзката е по-малко силна от -връзката.

sp-Хибридизация- това е смесване (изравняване във форма и енергия) на едно с-и едно Р-орбитали с образуването на две хибридни sp-орбитали. sp- Орбиталите са разположени на една и съща линия (под ъгъл от 180 °) и са насочени в противоположни посоки от ядрото на въглеродния атом. две Р-орбиталите остават нехибридизирани. Те са разположени взаимно перпендикулярно на посоките на -връзките. На изображението sp-орбиталите са показани по оста г, и нехибридизираните две Р-орбитали- по осите хи z.

Атомни орбитали (две sp и две p) на въглерод в състояние на sp хибридизация

Тройната връзка въглерод-въглерод CC се състои от -връзка, която възниква при припокриване sp-хибридни орбитали, и две -връзки.

Електронната структура на въглеродния атом

Въглеродът, който е част от органичните съединения, проявява постоянна валентност. Последното енергийно ниво на въглеродния атом съдържа 4 електрона, два от които заемат 2s орбиталата, която има сферична форма, и два електрона заемат 2p орбиталите, които имат формата на дъмбел. Когато е възбуден, един електрон от 2s орбиталата може да отиде до една от свободните 2p орбитали. Този преход изисква известни енергийни разходи (403 kJ/mol). В резултат на това възбуденият въглероден атом има 4 несдвоени електрона и неговата електронна конфигурация се изразява с формулата 2s1 2p3 .

Един възбуден въглероден атом е в състояние да образува 4 ковалентни връзки поради 4 свои собствени несдвоени електрона и 4 електрона на други атоми. И така, в случая на въглеводорода метан (CH4), въглеродният атом образува 4 връзки с s-електроните на водородните атоми. В този случай трябва да се образува 1 връзка тип s-s(между s-електрона на въглероден атом и s-електрона на водороден атом) и 3 p-s връзки (между 3 p-електрона на въглероден атом и 3 s-електрона на 3 водородни атома). Това води до заключението, че четирите ковалентни връзки, образувани от въглеродния атом, не са еквивалентни. Въпреки това, практически опитхимията показва, че всичките 4 връзки в молекулата на метана са абсолютно еквивалентни, а молекулата на метана има тетраедрична структура с ъгли на свързване от 109 °, което не би могло да бъде така, ако връзките не бяха еквивалентни. В крайна сметка само орбиталите на p-електроните са ориентирани в пространството по взаимно перпендикулярни оси x, y, z, а орбиталата на s-електрона има сферична форма, така че посоката на образуване на връзка с този електрон би била произволен. Теорията на хибридизацията успя да обясни това противоречие. Л. Полинг предположи, че във всяка молекула няма връзки, изолирани една от друга. Когато се образуват връзки, орбиталите на всички валентни електрони се припокриват. Известни са няколко вида хибридизация на електронни орбитали. Предполага се, че в молекулата на метана и другите алкани 4 електрона влизат в хибридизация.

Хибридизация на орбитали на въглероден атом

Орбиталната хибридизация е промяна във формата и енергията на някои електрони по време на образуването на ковалентна връзка, което води до по-ефективно припокриване на орбиталите и повишена сила на връзката. Хибридизацията на орбиталите винаги възниква, когато електроните принадлежат на различни видовеорбитали. 1. sp 3 -хибридизация (първото валентно състояние на въглерода). При sp3 хибридизацията 3 p-орбитали и една s-орбитала на възбуден въглероден атом взаимодействат по такъв начин, че се получават орбитали, които са абсолютно идентични по енергия и симетрично разположени в пространството. Тази трансформация може да се напише така:

s + px + py + pz = 4sp3

По време на хибридизацията общият брой на орбиталите не се променя, а само тяхната енергия и форма. Показано е, че sp3 хибридизацията на орбиталите прилича на триизмерна осмица, едно от остриетата на която е много по-голямо от другото. Четири хибридни орбитали се простират от центъра към върховете правилен тетраедърпри ъгли 109,50. Връзките, образувани от хибридни електрони (например s-sp 3 връзката) са по-силни от връзките, направени от нехибридизирани p-електрони (например s-p връзката). тъй като хибридната sp3 орбитала осигурява по-голяма площ на припокриване на електронна орбитала от нехибридизираната p орбитала. Молекулите, в които се извършва sp3 хибридизация, имат тетраедрична структура. В допълнение към метана, те включват хомолози на метан, неорганични молекули като амоняк. Фигурите показват хибридизирана орбитална и тетраедрична метанова молекула. Химичните връзки, които възникват в метана между въглеродните и водородните атоми, са от тип 2 y-връзки (sp3 -s-връзка). Най-общо казано, всяка сигма връзка се характеризира с факта, че електронната плътност на два взаимосвързани атома се припокрива по линията, свързваща центровете (ядрата) на атомите. y-връзките съответстват на максималната възможна степен на припокриване на атомните орбитали, така че те са достатъчно силни. 2. sp2 хибридизация (второ валентно състояние на въглерода). Възниква в резултат на припокриването на една 2s и две 2p орбитали. Получените sp2-хибридни орбитали са разположени в една и съща равнина под ъгъл 1200 една спрямо друга, а нехибридизираната p-орбитала е перпендикулярна на нея. Общият брой на орбиталите не се променя - те са четири.

s + px + py + pz = 3sp2 + pz

Състоянието на sp2 хибридизация възниква в алкенови молекули, в карбонилни и карбоксилни групи, т.е. в съединения, съдържащи двойна връзка. И така, в етиленовата молекула хибридизираните електрони на въглеродния атом образуват 3 y-връзки (две sp 2 -s тип връзки между въглеродния атом и водородните атоми и една sp 2 -sp 2 връзка между въглеродните атоми). Останалият нехибридизиран р-електрон на един въглероден атом образува р-връзка с нехибридизирания р-електрон на втория въглероден атом. характерна особеност P-връзката е, че припокриването на електронните орбитали надхвърля линията, свързваща двата атома. Припокриването на орбиталите е над и под у-връзката, свързваща двата въглеродни атома. По този начин двойната връзка е комбинация от у- и р-връзки. Първите две фигури показват, че в молекулата на етилена ъглите на връзката между атомите, които образуват молекулата на етилена, са 1200 (съответно ориентациите на трите sp2 хибридни орбитали в пространството). Третата и четвъртата фигура показват образуването на p-връзка. етилен (образуване на у-връзки) етилен (образуване на пи-връзки) в химична реакция. 3. sp-хибридизация (третото валентно състояние на въглерода). В състояние на sp-хибридизация въглеродният атом има две sp-хибридни орбитали, разположени линейно под ъгъл 1800 една спрямо друга, и две нехибридизирани p-орбитали, разположени в две взаимно перпендикулярни равнини. sp- Хибридизацията е характерна за алкини и нитрили, т.е. за съединения, съдържащи тройна връзка.

s + px + py + pz = 2sp + py + pz

И така, в ацетиленовата молекула ъглите на връзката между атомите са 1800. Хибридизираните електрони на въглероден атом образуват 2 y-връзки (една sp-s връзка между въглероден атом и водороден атом и друга sp-sp тип връзка между въглеродни атоми. Два нехибридизирани p-електрона на един въглероден атом образуват две p-връзки с нехибридизирани р-електрони втори въглероден атом.Припокриването на р-електронните орбитали върви не само над и под у-връзката, но и отпред и отзад, а общият облак от р-електрони има цилиндрична форма.Така, a тройна връзка е комбинация от една у-връзка и две р-връзки Наличието на по-малко силни две р-връзки в ацетиленовата молекула осигурява способността на това вещество да влиза в реакции на добавяне с разкъсване на тройната връзка.

Заключение: sp3 хибридизацията е характерна за въглеродните съединения. В резултат на хибридизация на една s-орбитала и три p-орбитали се образуват четири хибридни sp3-орбитали, насочени към върховете на тетраедъра с ъгъл между орбиталите 109°.

Повечето органични съединения имат молекулярна структура. Атомите във веществата с молекулен тип структура винаги образуват само ковалентни връзки помежду си, което се наблюдава и при органичните съединения. Спомнете си, че ковалентната връзка е вид връзка между атомите, която се осъществява поради факта, че атомите споделят част от външните си електрони, за да придобият електронната конфигурация на благороден газ.

По броя на социализираните електронни двойки, ковалентните връзки в органична материяах могат да бъдат разделени на единични, двойни и тройни. Тези видове връзки са посочени в графичната формула, съответно с един, два или три реда:

Множеството на връзката води до намаляване на нейната дължина, така че единична C-C връзкаима дължина 0,154 nm, двойна C=C връзка - 0,134 nm, тройна C≡C връзка - 0,120 nm.

Видове връзки според начина на припокриване на орбиталите

Както е известно, орбиталите могат да имат различни форми, например s-орбиталите са сферични, а p-дъмбеловидни. Поради тази причина връзките могат да се различават и по начина, по който се припокриват електронните орбитали:

ϭ-връзки - образуват се, когато орбиталите се припокриват по такъв начин, че областта на тяхното припокриване се пресича от линия, свързваща ядрата. Примери за ϭ-връзки:

π-връзки – образуват се при застъпване на орбиталите, в две области – над и под линията, свързваща ядрата на атомите. Примери за π връзки:

Как да разберем кога има π- и ϭ-връзки в една молекула?

При ковалентен тип връзка винаги има ϭ-връзка между всеки два атома и има π-връзка само в случай на множествени (двойни, тройни) връзки. при което:

Единична връзка - винаги ϭ-връзка
Двойната връзка винаги се състои от една ϭ- и една π-връзка
Тройната връзка винаги се образува от една ϭ и две π връзки.

Нека посочим тези видове връзки в молекулата на пропиновата киселина:

Хибридизация на орбитали на въглероден атом

Орбиталната хибридизация е процесът, чрез който орбиталите, които първоначално имат различни формии енергиите се смесват, образувайки в замяна същия брой хибридни орбитали, еднакви по форма и енергия.

Например при смесване на един с-и три п-образуват се четири орбитали sp 3-хибридни орбитали:

В случай на въглеродни атоми хибридизацията винаги участва с-орбитала и числото стр-орбиталите, които могат да участват в хибридизацията варират от една до три п-орбитали.

Как да определим типа хибридизация на въглероден атом в органична молекула?

В зависимост от това с колко други атома е свързан въглеродният атом, той е или в състояние sp 3, или в държавата sp 2, или в държавата sp-хибридизация:

Нека се упражним да определяме вида на хибридизацията на въглеродните атоми, използвайки примера на следната органична молекула:

Първият въглероден атом е свързан с два други атома (1H и 1C), така че е в състояние sp-хибридизация.

Вторият въглероден атом е свързан с два атома - sp-хибридизация
Третият въглероден атом е свързан с четири други атома (два С и два Н) - sp 3-хибридизация
Четвъртият въглероден атом е свързан с три други атома (2O и 1C) - sp 2-хибридизация.

Радикален. Функционална група

Терминът "радикал" най-често означава въглеводороден радикал, който е остатък от молекула на всеки въглеводород без един водороден атом.

Името на въглеводородния радикал се образува въз основа на името на съответния въглеводород чрез заместване на наставката – ан към суфикс – тиня .

Функционална група - структурен фрагмент от органична молекула (определена група атоми), който е отговорен за нейните специфични Химични свойства.

В зависимост от това коя от функционалните групи в молекулата на веществото е най-старата, съединението се причислява към един или друг клас.

R е обозначението на въглеводороден заместител (радикал).

Радикалите могат да съдържат множество връзки, които също могат да се разглеждат като функционални групи, тъй като множеството връзки допринасят за химичните свойства на веществото.

Ако една органична молекула съдържа две или повече функционални групи, такива съединения се наричат полифункционални.

Понятие за хибридизация

Концепцията за хибридизация на валентни атомни орбиталие предложен от американския химик Линус Полинг, за да отговори на въпроса защо, ако централният атом има различни (s, p, d) валентни орбитали, връзките, образувани от него в многоатомни молекули с еднакви лиганди, са еквивалентни по своите енергийни и пространствени характеристики .

Идеите за хибридизация са централни за метода на валентните връзки. Хибридизацията сама по себе си не е реален физически процес, а само удобен модел, който дава възможност да се обясни електронната структура на молекулите, по-специално хипотетичните модификации на атомните орбитали по време на образуването на ковалентна химическа връзка, по-специално подреждането на химически дължини на връзката и ъгли на връзката в една молекула.

Концепцията за хибридизация беше успешно приложена към качественото описание на прости молекули, но по-късно беше разширена до по-сложни. За разлика от теорията на молекулярните орбитали, тя не е строго количествена, например не е в състояние да предскаже фотоелектронните спектри дори на такива прости молекули като водата. В момента се използва главно за методологични цели и в синтетичната органична химия.

Този принцип е отразен в теорията на Гилеспи-Нихолм за отблъскването на електронни двойки. Първото и най-важно правило, което беше формулирано по следния начин:

„Електронните двойки заемат такава подредба върху валентната обвивка на атома, при която те са възможно най-далеч една от друга, тоест електронните двойки се държат така, сякаш се отблъскват.“

Второто правило е, че "всички електронни двойки, включени във валентната електронна обвивка, се считат за разположени на едно и също разстояние от ядрото".

Видове хибридизация

sp хибридизация

Възниква при смесване на една s- и една p-орбитала. Образуват се две еквивалентни sp-атомни орбитали, разположени линейно под ъгъл от 180 градуса и насочени към различни страниот ядрото на въглероден атом. Останалите две нехибридни p-орбитали са разположени във взаимно перпендикулярни равнини и участват в образуването на π-връзки или са заети от несподелени двойки електрони.

sp 2 хибридизация

Възниква при смесване на една s- и две p-орбитали. Оформени са три хибридни орбитали с оси, разположени в една и съща равнина и насочени към върховете на триъгълника под ъгъл 120 градуса. Нехибридната p-атомна орбитала е перпендикулярна на равнината и като правило участва в образуването на π-връзки

sp 3 хибридизация

Възниква при смесване на една s- и три p-орбитали, образувайки четири sp3-хибридни орбитали с еднаква форма и енергия. Те могат да образуват четири σ-връзки с други атоми или да бъдат изпълнени с несподелени двойки електрони.

Осите на sp3-хибридни орбитали са насочени към върховете на правилен тетраедър. Тетраедричният ъгъл между тях е 109°28", което съответства на най-ниската енергия на отблъскване на електрони. Sp3 орбиталите могат също да образуват четири σ-връзки с други атоми или да бъдат запълнени с несподелени двойки електрони.

Хибридизация и молекулярна геометрия

Идеите за хибридизацията на атомните орбитали са в основата на теорията на Гилеспи-Найхолм за отблъскването на електронните двойки. Всеки тип хибридизация съответства на строго определена пространствена ориентация на хибридните орбитали на централния атом, което позволява да се използва като основа на стереохимичните концепции в света. органична химия.

Таблицата показва примери за съответствие между най-често срещаните видове хибридизация и геометричната структура на молекулите, като се приема, че всички хибридни орбитали участват в образуването на химични връзки (няма несподелени електронни двойки).

Тип хибридизация	Номер хибридни орбитали	Геометрия	Примери
sp	2	Линеен	BeF2, CO2, NO2+
sp 2	3	триъгълна	BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	тетраедърен	CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	плосък квадрат	Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Шестостенен	PCl 5, AsF 5
sp 3 d 2	6	Осмостенен	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Връзки

Литература

Полинг Л.Природата химическа връзка/ пер. от английски. М. Е. Дяткина. Изд. проф. Я. К. Сиркина. - М.; Л.: Гошимиздат, 1947. - 440 с.
Полинг Л. обща химия. пер. от английски. - М .: Мир, 1974. - 846 с.
Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М.Теория на структурата на молекулите. - Ростов на Дон: Феникс, 1997. - С. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Гилеспи Р.Геометрия на молекулите / Пер. от английски. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюков, изд. Ю. А. Пентина. - М .: Мир, 1975. - 278 с.

Вижте също

Бележки

Фондация Уикимедия. 2010 г.

В процеса на определяне на геометричната форма на химическа частица е важно да се вземе предвид, че двойки валентни електрони на основния атом, включително тези, които не образуват химическа връзка, са на голямо разстояние един от друг в пространството .

Характеристики на термина

Когато се разглежда въпросът за ковалентната химическа връзка, често се използва концепция като хибридизация на атомни орбитали. Този термин е свързан с подравняването на формата и енергията. Хибридизацията на атомните орбитали е свързана с квантово-химичния процес на пренареждане. Орбиталите в сравнение с първоначалните атоми имат различна структура. Същността на хибридизацията се състои в това, че електронът, който се намира до ядрото на свързания атом, се определя не от конкретна атомна орбитала, а от тяхната комбинация с равно главно квантово число. По принцип този процес се отнася до по-високи, близки по енергия атомни орбитали, които имат електрони.

Специфика на процеса

Видовете хибридизация на атомите в молекулите зависят от това как се осъществява ориентацията на новите орбитали. По вида на хибридизацията можете да определите геометрията на йон или молекула и да предложите характеристиките на химичните свойства.

Видове хибридизация

Този тип хибридизация, подобно на sp, е линейна структура, ъгълът между връзките е 180 градуса. Пример за молекула с подобен вариант на хибридизация е BeCl2.

Следващият тип хибридизация е sp 2 . Молекулите се характеризират с триъгълна форма, ъгълът между връзките е 120 градуса. Типичен пример за такъв вариант на хибридизация е BCl3.

Типът sp 3 хибридизация предполага тетраедрична структура на молекулата, типичен пример за вещество с този вариант на хибридизация е метановата CH 4 молекула. Ъгълът на свързване в този случай е 109 градуса 28 минути.

Не само сдвоените електрони, но и неразделените двойки електрони участват пряко в хибридизацията.

Хибридизация във водна молекула

Например в една водна молекула има две ковалентни полярни връзки между кислородния атом и водородните атоми. Освен това самият кислороден атом има две двойки външни електрони, които не участват в създаването на химична връзка. Тези 4 електронни двойки в пространството заемат определено място около кислородния атом. Тъй като всички те имат еднакъв заряд, те се отблъскват в пространството, електронните облаци са на значително разстояние един от друг. Типът хибридизация на атомите в дадено вещество включва промяна във формата на атомните орбитали, те се разтягат и подравняват към върховете на тетраедъра. В резултат на това водната молекула придобива ъглова форма, ъгълът на свързване между кислородно-водородните връзки е 104,5 o.

За да се предвиди вида на хибридизацията, може да се използва донорно-акцепторният механизъм на образуване на химична връзка. В резултат на това свободните орбитали на елемент с по-ниска електроотрицателност се припокриват, както и орбиталите на елемент с по-висока електрическа отрицателност, върху които е разположена двойка електрони. В процеса на съставяне на електронната конфигурация на атома се взема предвид степента им на окисление.

Правила за определяне на типа хибридизация

За да се определи вида на въглеродната хибридизация, могат да се използват определени правила:

идентифицирайте централния атом, изчислете броя на σ-връзките;
поставете в частицата степента на окисление на атомите;
запишете електронната конфигурация на основния атом в желаното състояние на окисление;
съставят схемата на разпределение по орбитите на валентни електрони, сдвояване на електрони;
разпределете орбитали, които участват пряко в образуването на връзки, намерете несдвоени електрони (ако броят на валентните орбитали е недостатъчен за хибридизация, се използват орбитали на следващото енергийно ниво).

Геометрията на молекулата се определя от вида на хибридизацията. Не се влияе от наличието на пи връзки. В случай на допълнително свързване е възможна промяна в ъгъла на връзката, причината е взаимното отблъскване на електрони, образуващи кратна връзка. И така, в молекулата на азотен оксид (4) по време на sp 2 хибридизация, ъгълът на връзката се увеличава от 120 градуса на 134 градуса.

Хибридизация в молекулата на амоняка

Несподелена двойка електрони влияе на резултантния диполен момент на цялата молекула. Амонякът има тетраедрична структура с несподелена двойка електрони. Йонността на връзките азот-водород и азот-флуор е 15 и 19 процента, дължините са определени съответно на 101 и 137 pm. По този начин молекулата на азотния флуорид трябва да има по-голям диполен момент, но експерименталните резултати показват обратното.

Хибридизация в органични съединения

Всеки клас въглеводороди има свой собствен тип хибридизация. И така, при образуването на молекули от класа на алкани (наситени въглеводороди), всичките четири електрона на въглеродния атом образуват хибридни орбитали. Когато се застъпват, се образуват 4 хибридни облака, подравнени към върховете на тетраедъра. Освен това техните върхове се припокриват с нехибридни s-орбитали на водород, образувайки единична връзка. Наситените въглеводороди се характеризират с sp 3 хибридизация.

При ненаситените алкени (типичен техен представител е етиленът) в хибридизацията участват само три електронни орбитали - s и 2 p, три хибридни орбитали образуват триъгълник в пространството. Нехибридните p-орбитали се припокриват, създавайки множествена връзка в молекулата. Този клас органични въглеводороди се характеризира с sp 2 хибридно състояние на въглеродния атом.

Алкините се различават от предишния клас въглеводороди по това, че в процеса на хибридизация участват само два вида орбитали: s и p. Двата нехибридни р-електрона, оставащи при всеки въглероден атом, се припокриват в две посоки, образувайки две множествени връзки. Този клас въглеводороди се характеризира с sp-хибридно състояние на въглеродния атом.

Заключение

Чрез определяне на вида на хибридизацията в молекулата е възможно да се обясни структурата на различни неорганични и органични вещества, да се предвидят възможните химични свойства на дадено вещество.

Важна характеристика на молекула, състояща се от повече от два атома, е нейната геометрична конфигурация.Определя се от взаимното разположение на атомните орбитали, участващи в образуването на химични връзки.

За да се обясни геометричната конфигурация на молекулата, се използва концепцията за хибридизация на АО на централния атом. Възбуденият берилиев атом има конфигурация 2s 1 2p 1, възбуденият борен атом има конфигурация 2s 1 2p 2, а възбуденият въглероден атом има конфигурация 2s 1 2p 3. Следователно можем да предположим, че не еднакви, а различни атомни орбитали могат да участват в образуването на химични връзки. Например, в съединения като BeCl2, BCl3, CCl4 трябва да са различни по енергия и посока на връзката. Експерименталните данни обаче показват, че в молекули, съдържащи централни атоми с различни валентни орбитали

(s, p, d), всички връзки са еквивалентни. За да разрешат това противоречие, Полинг и Слейтър предложиха концепцията за хибридизация

Основните разпоредби на концепцията за хибридизация:

1. Хибридните орбитали се образуват от различни атомни орбитали, не много различни по енергия,

2. Броят на хибридните орбитали е равен на броя на атомните орбитали, участващи в хибридизацията.

3. Хибридните орбитали са еднакви по формата на електронния облак и по енергия.

4 В сравнение с атомните орбитали, те са по-издължени в посоката на образуване на химични връзки и следователно причиняват по-добро припокриване на електронни облаци.

Трябва да се отбележи, че хибридизацията на орбиталите не съществува като физически процес. Методът на хибридизация е удобен модел за визуално описание на молекулите.

Sp хибридизация

sp-хибридизация се осъществява например при образуването на халогениди Be, Zn, Co и Hg(II). Във валентно състояние всички метални халогениди съдържат s- и p-несдвоени електрони на съответното енергийно ниво. Когато се образува една молекула, една s- и една p-орбитала образуват две хибридни sp-орбитали под ъгъл 180 o (фиг. 5).

Фиг.5 sp хибридни орбитали

Експерименталните данни показват, че всички Be, Zn, Cd и Hg(II) халогениди са линейни и двете връзки са с еднаква дължина.

sp 2 хибридизация

В резултат на комбинацията от една s-орбитала и две p-орбитали се образуват три хибридни sp 2 орбитали, разположени в една равнина под ъгъл 120° една спрямо друга. Това е например конфигурацията на молекулата BF 3 (фиг. 6):

Фиг.6 sp 2 хибридни орбитали

sp 3 хибридизация

sp 3 -Хибридизацията е характерна за въглеродните съединения. В резултат на комбинацията от една s-орбитала и три p-орбитали се образуват четири хибридни sp 3 орбитали, насочени към върховете на тетраедъра с ъгъл между орбиталите 109,5o. Хибридизацията се проявява в пълната еквивалентност на връзките на въглеродния атом с други атоми в съединения, например в CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4 и т.н. (фиг. 7).

Фиг.7 sp 3 хибридни орбитали

Методът на хибридизация обяснява геометрията на молекулата на амоняка. В резултат на комбинацията от една 2s и три 2p азотни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали. Конфигурацията на молекулата е изкривен тетраедър, в който три хибридни орбитали участват в образуването на химична връзка, а четвъртата с двойка електрони не участва. ъгли между N-H връзкине е равен на 90 o, както в пирамида, но не е равен на 109,5 o, съответстващ на тетраедър (фиг. 8):

Фиг.8 sp 3 - хибридизация в молекулата на амоняк

Когато амонякът взаимодейства с водороден йон H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 +, в резултат на донорно-акцепторно взаимодействие се образува амониев йон, чиято конфигурация е тетраедър.

Хибридизацията също обяснява разликата в ъгъла между O–H връзките в ъгловата водна молекула. В резултат на комбинацията от една 2s и три 2p кислородни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали, от които само две участват в образуването на химична връзка, което води до изкривяване на ъгъла, съответстващ на тетраедъра (фиг. 9):

Фиг. 9 sp 3 - хибридизация във водна молекула

Хибридизацията може да включва не само s- и p-, но и d- и f-орбитали.

При sp 3 d 2 хибридизация се образуват 6 еквивалентни облака. Наблюдава се в такива съединения като 4-, 4- (фиг. 10). В този случай молекулата има конфигурация на октаедър:

Ориз. десет d 2 sp 3 -хибридизация в йон 4-

Идеите за хибридизацията позволяват да се разберат такива характеристики на структурата на молекулите, които не могат да бъдат обяснени по друг начин. Хибридизацията на атомните орбитали (АО) води до изместване на електронния облак в посока на образуване на връзка с други атоми. В резултат на това припокриващите се области на хибридните орбитали се оказват по-големи, отколкото при чистите орбитали, и силата на връзката се увеличава.

Делокализирана π-връзка

Според метода MVS електронната структура на молекулата изглежда като набор от различни валентни схеми (метод на локализираните двойки). Но, както се оказа, е невъзможно да се обяснят експерименталните данни за структурата на много молекули и йони, като се използва само концепцията за локализирана връзка. Проучванията показват, че само σ-връзките винаги са локализирани. При наличие на π-връзки може да има делокализация, при което свързващата електронна двойка принадлежи едновременно на повече от две атомни ядра. Например, експериментално е установено, че молекулата BF 3 има плоска триъгълна форма (фиг. 6). И трите връзки

B–F са еквивалентни, но стойността на междуядреното разстояние показва, че връзката е междинна между единична и двойна. Тези факти могат да се обяснят по следния начин. При атома на бора в резултат на комбинацията от една s-орбитала и две p-орбитали се образуват три хибридни sp 2 орбитали, разположени в една и съща равнина под ъгъл 120 o една спрямо друга, но свободните нехибридизирани p -орбиталата остава неизползвана и флуорните атоми имат несподелени електронни двойки. Следователно е възможно да се образува π-връзка чрез донорно-акцепторния механизъм. Еквивалентността на всички връзки показва делокализацията на π-връзката между три флуорни атома.

Структурната формула на молекулата BF 3, като се вземе предвид делокализацията на π-връзката, може да бъде изобразена по следния начин (нелокализираната връзка е обозначена с пунктирана линия):

Ориз.11 Структурата на молекулата BF 3

Нелокализираната π-връзка определя нецелочислената множественост на връзката. В този случай то е равно на 1 1/3, тъй като между борния атом и всеки от флуорните атоми има една σ-връзка и 1/3 част от π-връзката.

По същия начин, еквивалентността на всички връзки в NO 3 - йона показва делокализацията на π-връзката и отрицателния заряд на всички кислородни атоми. В плосък триъгълен йон NO 3 - (sp 2 -хибридизация на азотния атом) делокализиран

π-връзките (изобразени с пунктирани линии) са равномерно разпределени между всички кислородни атоми (фиг. 12)

Ориз. 12Структурна формула на NO 3 йона - като се вземе предвид делокализацията на π-връзката

По същия начин делокализираните π-връзки са равномерно разпределени между всички кислородни атоми в аниони: PO 4 3- (sp 3 - хибридизация на фосфорния атом → тетраедър), SO 4 2- (sp 3 - хибридизация на серния атом → тетраедър) ( Фиг. 13)