hybridizace sp3
sp 3 -Hybridizace - hybridizace, při které atomové orbitaly jedn s- a tři p-elektrony (obr. 1).
Rýže. 1. Vzdělání sp 3 hybridní orbitaly
Čtyři sp 3-hybridní orbitaly jsou symetricky orientovány v prostoru pod úhlem 109°28“ (obr. 2).
Model atomu s sp 3-hybridní orbitaly
Prostorová konfigurace molekuly, jejíž centrální atom je tvořen sp 3-hybridní orbitaly - čtyřstěn
Tetraedrická prostorová konfigurace molekuly, jejíž centrální atom je tvořen sp 3-hybridní orbitaly
hybridizační atom orbitální uhlík
Příklady sloučenin, pro které sp 3-hybridizace: NH3, POCI3, SO2F2, SOBr2, NH4+, H30+. Taky, sp 3-hybridizace je pozorována u všech nasycených uhlovodíků (alkany, cykloalkany) a dalších organických sloučenin: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 atd. Obecný vzorec alkanů je: C n H 2n +2. Obecný vzorec cykloalkanů je: C n H 2n. V nasycených uhlovodících jsou všechny chemické vazby jednoduché, tedy pouze mezi hybridními orbitaly těchto sloučenin na-překrývající se.
Vytvořte chemickou vazbu, tzn. pouze nepárové elektrony mohou vytvořit společný elektronový pár s „cizím“ elektronem z jiného atomu. Při psaní elektronických vzorců se v orbitální buňce jeden po druhém nacházejí nepárové elektrony.
atomový orbital je funkce, která popisuje hustotu elektronového oblaku v každém bodě prostoru kolem jádra atomu. Elektronový mrak je oblast prostoru, ve které lze s vysokou pravděpodobností nalézt elektron.
Pro harmonizaci elektronové struktury atomu uhlíku a valence tohoto prvku se používají koncepty excitace atomu uhlíku. V normálním (neexcitovaném) stavu má atom uhlíku dva nepárové 2 R 2 elektrony. V excitovaném stavu (když je energie absorbována) jeden ze 2 s 2-elektrony mohou přejít na volné R-orbitální. Poté se v atomu uhlíku objeví čtyři nepárové elektrony:
Připomeňme, že v elektronovém vzorci atomu (například pro uhlík 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) velká čísla před písmeny - 1, 2 - označují číslo energetické hladiny. Písmena s A R označují tvar elektronového oblaku (orbitalů) a čísla vpravo nad písmeny označují počet elektronů v daném orbitalu. Všechno s- sférické orbitaly
Na druhé energetické úrovni kromě 2 s- existují tři orbitaly 2 R-orbitály. Tyto 2 R-orbitaly mají elipsoidní tvar, podobný činkám, a jsou orientovány v prostoru pod úhlem 90° vůči sobě. 2 R-Orbitály označují 2 R X , 2R y a 2 R z podle os, podél kterých se tyto orbitaly nacházejí.
Tvar a orientace orbitalů p-elektronů
Při vytváření chemických vazeb získávají elektronové orbitaly stejný tvar. Takže v nasycených uhlovodících jeden s-orbitální a tři R-orbitaly atomu uhlíku tvoří čtyři identické (hybridní) sp 3-orbitaly:
Tento - sp 3 - hybridizace.
Hybridizace- zarovnání (směšování) atomových orbitalů ( s A R) se vznikem nových atomových orbitalů, tzv hybridní orbitaly.
Čtyři sp 3 -hybridní orbitaly atomu uhlíku
Hybridní orbitaly mají asymetrický tvar, protáhlý směrem k připojenému atomu. Elektronová mračna se navzájem odpuzují a nacházejí se v prostoru co nejdále od sebe. Ve stejné době, osy čtyři sp 3-hybridní orbitaly být směrován k vrcholům čtyřstěnu (pravidelný trojúhelníkový jehlan).
V souladu s tím jsou úhly mezi těmito orbitaly čtyřstěnné, rovné 109 ° 28".
Vrcholy elektronových orbitalů se mohou překrývat s orbitaly jiných atomů. Pokud se elektronová mračna překrývají podél čáry spojující středy atomů, pak se taková kovalentní vazba nazývá sigma () - vazba. Například v molekule C 2 H 6 ethanu vzniká chemická vazba mezi dvěma atomy uhlíku překrýváním dvou hybridních orbitalů. Toto je spojení. Navíc každý z atomů uhlíku se svými třemi sp 3-orbitaly se překrývají s s-orbitaly tří atomů vodíku, tvořící tři -vazby.
Schéma překrývajících se elektronových mraků v molekule etanu
Celkem jsou pro atom uhlíku možné tři valenční stavy s různými typy hybridizace. Až na sp Existuje 3-hybridizace sp 2 - a sp-hybridizace.
sp 2 -Hybridizace- míchání jednoho s- a dva R-orbitály. V důsledku toho tři hybridní sp 2 -orbitaly. Tyto sp 2 orbitaly jsou umístěny ve stejné rovině (s osami X, na) a směřují k vrcholům trojúhelníku s úhlem mezi orbitaly 120°. nehybridizované R-orbital je kolmý k rovině tří hybridů sp 2 orbitaly (orientované podél osy z). Horní polovina R-orbitaly jsou nad rovinou, spodní polovina je pod rovinou.
Typ sp 2-hybridizace uhlíku nastává u sloučenin s dvojnou vazbou: C=C, C=O, C=N. Navíc pouze jedna z vazeb mezi dvěma atomy (například C=C) může být vazba. (Ostatní vazebné orbitaly atomu směřují v opačných směrech.) Druhá vazba vzniká jako výsledek překrytí nehybridních R-orbitaly na obou stranách čáry spojující jádra atomů.
Orbitaly (tři sp 2 a jeden p) atom uhlíku v sp 2 - hybridizace
Kovalentní vazba tvořená bočním překrytím R-orbitaly sousedních atomů uhlíku se nazývá pi()-vazba.
Vzdělávání - komunikace
Kvůli menšímu překrývání orbitalů je -vazba méně pevná než -vazba.
sp-Hybridizace- to je smíchání (srovnání ve formě a energii) jednoho s- a jeden R-orbitaly se vznikem dvou hybridů sp-orbitály. sp- Orbitaly jsou umístěny na stejné čáře (pod úhlem 180 °) a nasměrovány v opačných směrech od jádra atomu uhlíku. Dva R-orbitaly zůstávají nehybridizované. Jsou umístěny vzájemně kolmo ke směrům -vazeb. Na obrázku sp- orbitaly jsou znázorněny podél osy y a nehybridizované dva R-orbitaly- podél os X A z.
Atomové orbitaly (dva sp a dva p) uhlíku ve stavu sp hybridizace
Trojná vazba uhlík-uhlík CC se skládá z vazby -, která vzniká při překrývání sp-hybridní orbitaly a dvě vazby.
Elektronová struktura atomu uhlíku
Uhlík, který je součástí organických sloučenin, vykazuje konstantní mocenství. Poslední energetická hladina atomu uhlíku obsahuje 4 elektrony, z nichž dva okupují orbital 2s, který má kulový tvar, a dva elektrony okupují orbitaly 2p, které mají tvar činky. Při excitaci může jeden elektron z orbitalu 2s přejít do jednoho z prázdných orbitalů 2p. Tento přechod vyžaduje určité náklady na energii (403 kJ/mol). V důsledku toho má excitovaný atom uhlíku 4 nepárové elektrony a jeho elektronová konfigurace je vyjádřena vzorcem 2s1 2p3 .
Excitovaný atom uhlíku je schopen vytvořit 4 kovalentní vazby díky 4 vlastním nepárovým elektronům a 4 elektronům jiných atomů. Takže v případě uhlovodíkového methanu (CH4) tvoří atom uhlíku 4 vazby s s-elektrony atomů vodíku. V tomto případě by měla být vytvořena 1 vazba typu s-s(mezi s-elektronem atomu uhlíku a s-elektronem atomu vodíku) a 3 p-s vazbami (mezi 3 p-elektrony atomu uhlíku a 3 s-elektrony 3 atomů vodíku). To vede k závěru, že čtyři kovalentní vazby tvořené atomem uhlíku nejsou ekvivalentní. Nicméně, praktická zkušenost chemie ukazuje, že všechny 4 vazby v molekule methanu jsou absolutně ekvivalentní a molekula metanu má tetraedrickou strukturu s vazebnými úhly 109°, což by nemohlo platit, pokud by vazby nebyly ekvivalentní. Vždyť jen orbitaly p-elektronů jsou v prostoru orientovány podél vzájemně kolmých os x, y, z a orbital s-elektronu má kulový tvar, takže směr vzniku vazby s tímto elektronem by byl libovolný. Teorie hybridizace dokázala tento rozpor vysvětlit. L. Polling navrhl, že v žádné molekule nejsou žádné vazby izolované jedna od druhé. Při vzniku vazeb se orbitaly všech valenčních elektronů překrývají. Je známo několik typů hybridizace elektronových orbitalů. Předpokládá se, že v molekule metanu a dalších alkanů vstupují do hybridizace 4 elektrony.
Hybridizace orbitalů atomu uhlíku
Orbitální hybridizace je změna tvaru a energie některých elektronů během tvorby kovalentní vazby, vedoucí k efektivnějšímu překrývání orbitalů a zvýšení pevnosti vazby. Hybridizace orbitalů vždy nastává, když elektrony patří odlišné typy orbitaly. 1. sp 3 -hybridizace (první valenční stav uhlíku). Při hybridizaci sp3 interagují 3 p-orbitaly a jeden s-orbital excitovaného atomu uhlíku takovým způsobem, že jsou získány orbitaly, které jsou energeticky absolutně identické a symetricky umístěné v prostoru. Tuto transformaci lze zapsat takto:
s + px + py + pz = 4sp3
Při hybridizaci se nemění celkový počet orbitalů, ale mění se pouze jejich energie a tvar. Je ukázáno, že sp3 hybridizace orbitalů připomíná trojrozměrnou osmičku, jejíž jedna čepel je mnohem větší než druhá. Čtyři hybridní orbitaly jsou rozšířeny od středu k vrcholům pravidelný čtyřstěn v úhlech 109,50. Vazby tvořené hybridními elektrony (například vazba s-sp 3) jsou silnější než vazby vytvořené nehybridizovanými p-elektrony (například vazba s-p). protože hybridní orbital sp3 poskytuje větší oblast překrytí elektronových orbitalů než nehybridizovaný orbital p. Molekuly, ve kterých se provádí hybridizace sp3, mají tetraedrickou strukturu. Kromě metanu sem patří homology metanu, anorganické molekuly, jako je amoniak. Obrázky ukazují hybridizovaný orbital a tetraedrickou molekulu metanu. Chemické vazby, které vznikají v metanu mezi atomy uhlíku a vodíku, jsou y-vazby typu 2 (sp3 -s-vazba). Obecně řečeno, jakákoli sigma vazba se vyznačuje tím, že elektronová hustota dvou propojených atomů se překrývá podél čáry spojující centra (jádra) atomů. y-vazby odpovídají maximální možné míře překrytí atomových orbitalů, jsou tedy dostatečně pevné. 2. hybridizace sp2 (druhý valenční stav uhlíku). Vzniká v důsledku překrytí jednoho 2s a dvou 2p orbitalů. Výsledné hybridní orbitaly sp2 jsou umístěny ve stejné rovině pod úhlem 1200 vůči sobě a nehybridizovaný orbital p je na něj kolmý. Celkový počet orbitalů se nemění – jsou čtyři.
s + px + py + pz = 3sp2 + pz
Sp2 hybridizační stav se vyskytuje v molekulách alkenů, v karbonylových a karboxylových skupinách, tzn. ve sloučeninách obsahujících dvojnou vazbu. Takže v molekule ethylenu hybridizované elektrony atomu uhlíku tvoří 3 vazby y (dvě vazby typu sp 2 -s mezi atomem uhlíku a atomy vodíku a jedna vazba typu sp 2 -sp 2 mezi atomy uhlíku). Zbývající nehybridizovaný p-elektron jednoho atomu uhlíku tvoří p-vazbu s nehybridizovaným p-elektronem druhého atomu uhlíku. charakteristický rys P-vazba spočívá v tom, že překrytí elektronových orbitalů přesahuje linii spojující dva atomy. Překrytí orbitalů jde nad a pod y-vazbu spojující oba atomy uhlíku. Dvojná vazba je tedy kombinací y- a p-vazeb. První dva obrázky ukazují, že v molekule ethylenu jsou vazebné úhly mezi atomy, které tvoří molekulu ethylenu, 1200 (odpovídající orientaci tří hybridních orbitalů sp2 v prostoru). Třetí a čtvrtý obrázek ukazuje vytvoření p-vazby. etylen (vznik y-vazeb) etylen (vznik pí-vazeb) V chemické reakce. 3. sp-hybridizace (třetí valenční stav uhlíku). Ve stavu sp-hybridizace má atom uhlíku dva sp-hybridní orbitaly umístěné lineárně navzájem pod úhlem 1800 a dva nehybridizované p-orbitaly umístěné ve dvou vzájemně kolmých rovinách. sp- Hybridizace je typická pro alkyny a nitrily, tzn. pro sloučeniny obsahující trojnou vazbu.
s + px + py + pz = 2sp + py + pz
Takže v molekule acetylenu jsou vazebné úhly mezi atomy 1800. Hybridizované elektrony atomu uhlíku tvoří 2 vazby y (jedna vazba sp-s mezi atomem uhlíku a atomem vodíku a další vazba typu sp-sp mezi atomy uhlíku. Dva nehybridizované p-elektrony jednoho atomu uhlíku tvoří dvě vazby p s nehybridizovanými p-elektrony druhý atom uhlíku Překrývající se orbitaly p-elektronů jsou nejen nad a pod vazbou y, ale také před a za a celkový oblak p-elektronů má válcový tvar. trojná vazba je kombinací jedné vazby y a dvou vazeb p Přítomnost méně pevných dvou vazeb p v molekule acetylenu zajišťuje této látce schopnost vstupovat do adičních reakcí s porušením trojné vazby.
Závěr: hybridizace sp3 je charakteristická pro sloučeniny uhlíku. V důsledku hybridizace jednoho s-orbitalu a tří p-orbitalů vznikají čtyři hybridní sp3-orbitaly směřující k vrcholům čtyřstěnu s úhlem mezi orbitaly 109°.
Většina organických sloučenin má molekulární struktura. Atomy v látkách s molekulárním typem struktury tvoří mezi sebou vždy pouze kovalentní vazby, což je pozorováno i u organických sloučenin. Připomeňme, že kovalentní vazba je takový typ vazby mezi atomy, který je realizován díky skutečnosti, že atomy socializují část svých vnějších elektronů, aby získaly elektronovou konfiguraci vzácného plynu.
Podle počtu socializovaných elektronových párů, kovalentních vazeb v organická hmota ah lze rozdělit na jednoduché, dvojité a trojité. Tyto typy připojení jsou v grafickém vzorci označeny jedním, dvěma nebo třemi řádky:
Mnohonásobnost vazby vede ke snížení její délky, tedy jediné C-C připojení má délku 0,154 nm, dvojná vazba C=C - 0,134 nm, trojná vazba C≡C - 0,120 nm.
Typy vazeb podle způsobu překrývání orbitalů
Jak je známo, orbitaly mohou mít různé tvary, například s-orbitaly jsou kulovité a p-činkové tvary. Z tohoto důvodu se mohou vazby také lišit ve způsobu, jakým se elektronové orbitaly překrývají:
ϭ-vazby - vznikají, když se orbitaly překrývají tak, že oblast jejich překrytí protíná čára spojující jádra. Příklady ϭ-vazeb:
π-vazby – vznikají při překrývání orbitalů, ve dvou oblastech – nad a pod linií spojující jádra atomů. Příklady π vazeb:
Jak zjistit, kdy jsou v molekule π- a ϭ-vazby?
U kovalentního typu vazby je mezi libovolnými dvěma atomy vždy ϭ-vazba a π-vazba má pouze v případě vícenásobných (dvojných, trojných) vazeb. kde:
- Jednoduchá vazba - vždy ϭ-vazba
- Dvojná vazba se vždy skládá z jedné ϭ- a jedné π-vazby
- Trojnou vazbu tvoří vždy jedna vazba ϭ a dvě vazby π.
Označme tyto typy vazeb v molekule kyseliny propinové:
Hybridizace orbitalů atomu uhlíku
Orbitální hybridizace je proces, kterým orbitaly původně měly různé formy a energie se mísí a vytváří na oplátku stejný počet hybridních orbitalů, které mají stejný tvar a energii.
Například při míchání jednoho s- a tři p- vznikají čtyři orbitaly sp 3-hybridní orbitaly:
V případě atomů uhlíku se vždy účastní hybridizace s- orbitální a číslo p-orbitaly, které se mohou zúčastnit hybridizace, se pohybuje od jedné do tří p- orbitaly.
Jak určit typ hybridizace atomu uhlíku v organické molekule?
V závislosti na tom, na kolik dalších atomů je atom uhlíku vázán, je buď ve stavu sp 3, nebo ve státě sp 2, nebo ve státě sp- hybridizace:
Procvičme si určení typu hybridizace atomů uhlíku na příkladu následující organické molekuly:
První atom uhlíku je vázán na dva další atomy (1H a 1C), takže je ve stavu sp-hybridizace.
- Druhý atom uhlíku je vázán na dva atomy - sp-hybridizace
- Třetí atom uhlíku je vázán na čtyři další atomy (dva C a dva H) - sp 3-hybridizace
- Čtvrtý atom uhlíku je vázán na tři další atomy (2O a 1C) - sp 2-hybridizace.
Radikál. Funkční skupina
Termín "radikál" nejčastěji znamená uhlovodíkový radikál, což je zbytek molekuly libovolného uhlovodíku bez jednoho atomu vodíku.
Název uhlovodíkového radikálu je tvořen na základě názvu odpovídajícího uhlovodíku nahrazením přípony –an k dovětku – bahno .
Funkční skupina - strukturní fragment organické molekuly (určitá skupina atomů), který odpovídá za její spec Chemické vlastnosti.
V závislosti na tom, která z funkčních skupin v molekule látky je nejstarší, se sloučenina zařadí do jedné nebo druhé třídy.
R je označení uhlovodíkového substituentu (radikálu).
Radikály mohou obsahovat vícenásobné vazby, které lze také považovat za funkční skupiny, protože vícenásobné vazby přispívají k chemickým vlastnostem látky.
Pokud organická molekula obsahuje dvě nebo více funkčních skupin, takové sloučeniny se nazývají polyfunkční.
Koncept hybridizace
Pojem hybridizace valenčních atomových orbitalů byl navržen americkým chemikem Linusem Paulingem, aby odpověděl na otázku, proč, má-li centrální atom různé (s, p, d) valenční orbitaly, jsou jím vytvořené vazby v polyatomických molekulách se stejnými ligandy ekvivalentní svými energetickými a prostorovými charakteristikami .
Myšlenky o hybridizaci jsou ústřední pro metodu valenčních vazeb. Hybridizace sama o sobě není skutečný fyzikální proces, ale pouze pohodlný model, který umožňuje vysvětlit elektronovou strukturu molekul, zejména hypotetické modifikace atomových orbitalů při tvorbě kovalentní chemické vazby, zejména zarovnání chemických délky vazeb a vazebných úhlů v molekule.
Koncept hybridizace byl úspěšně aplikován na kvalitativní popis jednoduchých molekul, ale později byl rozšířen na složitější. Na rozdíl od teorie molekulárních orbitalů není striktně kvantitativní, například není schopna předpovědět fotoelektronová spektra ani tak jednoduchých molekul, jako je voda. V současnosti se využívá především pro metodologické účely a v syntetické organické chemii.
Tento princip se odráží v Gillespie-Nyholmově teorii odpuzování elektronových párů. První a nejdůležitější pravidlo, které bylo formulováno takto:
"Elektronické páry zaujímají na valenčním obalu atomu takové uspořádání, ve kterém jsou od sebe co nejdále, to znamená, že se elektronové páry chovají, jako by se odpuzovaly."Druhé pravidlo je, že „všechny elektronové páry obsažené ve valenčním elektronovém obalu se považují za umístěné ve stejné vzdálenosti od jádra“.
Typy hybridizace
sp hybridizace
Vyskytuje se při smíchání jednoho s- a jednoho p-orbitalu. Jsou vytvořeny dva ekvivalentní sp-atomové orbitaly, umístěné lineárně pod úhlem 180 stupňů a směřující k různé strany z jádra atomu uhlíku. Dva zbývající nehybridní p-orbitaly jsou umístěny ve vzájemně kolmých rovinách a podílejí se na tvorbě π-vazeb, nebo jsou obsazeny osamělými páry elektronů.
hybridizace sp2
Vyskytuje se při smíchání jednoho s- a dvou p-orbitalů. Jsou vytvořeny tři hybridní orbitaly s osami umístěnými ve stejné rovině a směřujícími k vrcholům trojúhelníku pod úhlem 120 stupňů. Nehybridní p-atomový orbital je kolmý k rovině a zpravidla se podílí na tvorbě π-vazeb
hybridizace sp 3
Vyskytuje se při smíchání jednoho s- a tří p-orbitalů, čímž se vytvoří čtyři sp3-hybridní orbitaly stejného tvaru a energie. Mohou tvořit čtyři σ-vazby s jinými atomy nebo být vyplněny osamělými páry elektronů.
Osy sp3-hybridních orbitalů směřují k vrcholům pravidelného čtyřstěnu. Tetraedrický úhel mezi nimi je 109°28", což odpovídá nejnižší energii odpuzování elektronů. Orbitaly Sp3 mohou také tvořit čtyři σ-vazby s jinými atomy nebo být vyplněny nesdílenými páry elektronů.
Hybridizace a molekulární geometrie
Myšlenky o hybridizaci atomových orbitalů jsou základem Gillespie-Nyholmovy teorie odpuzování elektronových párů. Každý typ hybridizace odpovídá přesně definované prostorové orientaci hybridních orbitalů centrálního atomu, což umožňuje jeho použití jako základ stereochemických konceptů ve světě. organická chemie.
Tabulka ukazuje příklady korespondence mezi nejběžnějšími typy hybridizace a geometrickou strukturou molekul za předpokladu, že se všechny hybridní orbitaly účastní tvorby chemických vazeb (nejsou zde žádné nesdílené elektronové páry).
| Typ hybridizace | Číslo hybridní orbitaly |
Geometrie | Struktura | Příklady |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Lineární | BeF2, CO2, NO2+ | |
| sp 2 | 3 | trojúhelníkový |  |
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | čtyřstěnný |  |
CH4, Cl04-, SO42-, NH4+ |
| dsp2 | 4 | plochý čtverec |  |
Ni(CO)4, XeF4 |
| sp 3 d | 5 | Hexaedrální |  |
PCl5, AsF5 |
| sp 3 d 2 | 6 | Oktaedrální |  |
SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3- |
Odkazy
Literatura
- Pauling L. Příroda chemická vazba/ Per. z angličtiny. M. E. Dyatkina. Ed. prof. Ano, K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
- Pauling L. obecná chemie. Za. z angličtiny. - M .: Mir, 1974. - 846 s.
- Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Teorie struktury molekul. - Rostov na Donu: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
- Gillespie R. Geometrie molekul / Per. z angličtiny. E. Z. Zasorina a V. S. Mastryukov, ed. Yu.A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 s.
viz také
Poznámky
Nadace Wikimedia. 2010 .
V procesu určování geometrického tvaru chemické částice je důležité vzít v úvahu, že páry valenčních elektronů hlavního atomu, včetně těch, které netvoří chemickou vazbu, jsou od sebe v prostoru velké vzdálenosti. .
Vlastnosti termínu
Při zvažování problematiky kovalentní chemické vazby se často používá pojem hybridizace atomových orbitalů. Tento termín souvisí s vyrovnáním formy a energie. Hybridizace atomových orbitalů je spojena s kvantově-chemickým procesem přeskupování. Orbitaly mají ve srovnání s původními atomy jinou strukturu. Podstata hybridizace spočívá v tom, že elektron, který se nachází vedle jádra vázaného atomu, není určen konkrétním atomovým orbitalem, ale jejich kombinací se stejným hlavním kvantovým číslem. V zásadě se tento proces týká vyšších, energeticky blízkých atomových orbitalů, které mají elektrony.
Specifika procesu
Typy hybridizace atomů v molekulách závisí na tom, jak dochází k orientaci nových orbitalů. Podle typu hybridizace lze určit geometrii iontu nebo molekuly, navrhnout vlastnosti chemických vlastností.
Typy hybridizace
Tento typ hybridizace, stejně jako sp, je lineární struktura, úhel mezi vazbami je 180 stupňů. Příkladem molekuly s podobnou hybridizační variantou je BeCl2.
Dalším typem hybridizace je sp2. Molekuly se vyznačují trojúhelníkovým tvarem, úhel mezi vazbami je 120 stupňů. Typickým příkladem takové hybridizační varianty je BCI3.
Typ hybridizace sp 3 naznačuje tetraedrickou strukturu molekuly, typickým příkladem látky s touto hybridizační variantou je molekula methanu CH 4 . Vazebný úhel je v tomto případě 109 stupňů 28 minut.
Na hybridizaci se přímo podílejí nejen párové elektrony, ale i neoddělené páry elektronů.
Hybridizace v molekule vody
Například v molekule vody existují dvě kovalentní polární vazby mezi atomem kyslíku a atomy vodíku. Samotný atom kyslíku má navíc dva páry vnějších elektronů, které se nepodílejí na vytváření chemické vazby. Tyto 4 elektronové páry ve vesmíru zaujímají určité místo kolem atomu kyslíku. Jelikož mají všechny stejný náboj, v prostoru se navzájem odpuzují, elektronová mračna jsou od sebe ve značné vzdálenosti. Typ hybridizace atomů v dané látce zahrnuje změnu tvaru atomových orbitalů, ty jsou nataženy a zarovnány k vrcholům čtyřstěnu. V důsledku toho molekula vody získává hranatý tvar, vazebný úhel mezi vazbami kyslík-vodík je 104,5 o.
K predikci typu hybridizace lze použít mechanismus donor-akceptor tvorby chemické vazby. V důsledku toho se překrývají volné orbitaly prvku s nižší elektronegativitou a také orbitaly prvku s vyšší elektrickou negativitou, na kterých se nachází dvojice elektronů. V procesu sestavování elektronové konfigurace atomu se bere v úvahu jejich oxidační stav.
Pravidla pro identifikaci typu hybridizace
K určení typu uhlíkové hybridizace lze použít určitá pravidla:
- identifikovat centrální atom, vypočítat počet σ-vazeb;
- vložit do částice oxidační stav atomů;
- zapište elektronovou konfiguraci hlavního atomu v požadovaném oxidačním stavu;
- sestavit schéma distribuce podél drah valenčních elektronů, párování elektronů;
- alokovat orbitaly, které se přímo podílejí na tvorbě vazeb, najít nepárové elektrony (pokud je počet valenčních orbitalů nedostatečný pro hybridizaci, použijí se orbitaly další energetické hladiny).
Geometrie molekuly je určena typem hybridizace. Není ovlivněn přítomností pí vazeb. V případě dodatečné vazby je možná změna vazebného úhlu, důvodem je vzájemné odpuzování elektronů tvořících násobnou vazbu. Takže v molekule oxidu dusnatého (4) během hybridizace sp2 se úhel vazby zvětší ze 120 stupňů na 134 stupňů.
Hybridizace v molekule amoniaku
Nesdílený pár elektronů ovlivňuje výsledný dipólový moment celé molekuly. Amoniak má čtyřstěnnou strukturu s nesdíleným párem elektronů. Ionicita vazeb dusík-vodík a dusík-fluor je 15 a 19 procent, délky jsou stanoveny na 101 a 137 um. Molekula fluoridu dusíku by tedy měla mít větší dipólový moment, ale experimentální výsledky naznačují opak.
Hybridizace v organických sloučeninách
Každá třída uhlovodíků má svůj vlastní typ hybridizace. Takže při tvorbě molekul třídy alkanů (nasycených uhlovodíků) tvoří všechny čtyři elektrony atomu uhlíku hybridní orbitaly. Když se překrývají, vytvoří se 4 hybridní oblaka, zarovnaná k vrcholům čtyřstěnu. Dále se jejich vrcholy překrývají s nehybridními s-orbitaly vodíku a tvoří jednoduchou vazbu. Nasycené uhlovodíky se vyznačují hybridizací sp3.
U nenasycených alkenů (jejich typickým představitelem je ethylen) se hybridizace účastní pouze tři elektronové orbitaly - s a 2 p, tři hybridní orbitaly tvoří v prostoru trojúhelník. Nehybridní p-orbitaly se překrývají a vytvářejí v molekule násobnou vazbu. Tato třída organických uhlovodíků se vyznačuje sp2 hybridním stavem atomu uhlíku.
Alkyny se liší od předchozí třídy uhlovodíků tím, že se hybridizačního procesu účastní pouze dva typy orbitalů: s a p. Dva nehybridní p-elektrony zbývající na každém atomu uhlíku se překrývají ve dvou směrech a tvoří dvě násobné vazby. Tato třída uhlovodíků se vyznačuje sp-hybridním stavem atomu uhlíku.
Závěr
Určením typu hybridizace v molekule je možné vysvětlit strukturu různých anorganických a organických látek, předpovědět možné chemické vlastnosti konkrétní látky.
Důležitou vlastností molekuly skládající se z více než dvou atomů je její geometrická konfigurace. Je určena vzájemným uspořádáním atomových orbitalů podílejících se na tvorbě chemických vazeb.
Pro vysvětlení geometrické konfigurace molekuly se používá koncept hybridizace AO centrálního atomu. Excitovaný atom berylia má konfiguraci 2s 1 2p 1, excitovaný atom boru má konfiguraci 2s 1 2p 2 a excitovaný atom uhlíku má konfiguraci 2s 1 2p 3. Můžeme tedy předpokládat, že na tvorbě chemických vazeb se mohou podílet nikoli stejné, ale různé atomové orbitaly. Například ve sloučeninách, jako je BeCl 2, BCl 3, CCl 4 by měly být nestejné v energii a směru vazby. Experimentální data však ukazují, že v molekulách obsahujících centrální atomy s různými valenčními orbitaly
(s, p, d), všechna spojení jsou ekvivalentní. K vyřešení tohoto rozporu navrhli Pauling a Slater koncept hybridizace
Hlavní ustanovení konceptu hybridizace:
1. Hybridní orbitaly jsou tvořeny z různých atomových orbitalů, energeticky nepříliš odlišných,
2. Počet hybridních orbitalů se rovná počtu atomových orbitalů zapojených do hybridizace.
3. Hybridní orbitaly jsou stejné ve tvaru elektronového oblaku a v energii.
4 Ve srovnání s atomovými orbitaly jsou více protáhlé ve směru vzniku chemických vazeb a proto způsobují lepší překrývání elektronových mračen.
Je třeba poznamenat, že hybridizace orbitalů neexistuje jako fyzikální proces. Hybridizační metoda je vhodným modelem pro vizuální popis molekul.
Sp hybridizace
sp–hybridizace probíhá např. při tvorbě halogenidů Be, Zn, Co a Hg(II). Ve valenčním stavu všechny halogenidy kovů obsahují s- a p-nepárové elektrony na odpovídající energetické úrovni. Při vzniku molekuly tvoří jeden s- a jeden p-orbital dva hybridní sp-orbitaly pod úhlem 180 o (obr. 5).
Obr.5 sp hybridní orbitaly
Experimentální data ukazují, že všechny halogenidy Be, Zn, Cd a Hg(II) jsou lineární a obě vazby jsou stejně dlouhé.
hybridizace sp2
Výsledkem kombinace jednoho s-orbitalu a dvou p-orbitalů jsou tři hybridní sp 2 orbitaly, umístěné ve stejné rovině pod úhlem 120° vůči sobě. Jedná se například o konfiguraci molekuly BF 3 (obr. 6):
Obr.6 sp 2 hybridní orbitaly
hybridizace sp 3
sp 3 -Hybridizace je charakteristická pro sloučeniny uhlíku. V důsledku spojení jednoho s-orbitalu a tří p-orbitalů vznikají čtyři hybridní sp 3 -orbitaly směřující k vrcholům čtyřstěnu s úhlem mezi orbitaly 109,5o. Hybridizace se projevuje v úplné ekvivalenci vazeb atomu uhlíku s ostatními atomy ve sloučeninách např. v CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4 atd. (obr. 7).
Obr.7 hybridní orbitaly sp 3
Hybridizační metoda vysvětluje geometrii molekuly amoniaku. Výsledkem kombinace jednoho 2s a tří 2p dusíkových orbitalů jsou čtyři hybridní orbitaly sp 3. Konfigurace molekuly je deformovaný čtyřstěn, ve kterém se na tvorbě chemické vazby podílejí tři hybridní orbitaly a čtvrtý s párem elektronů nikoli. úhly mezi N-H vazby ne rovno 90 o jako u pyramidy, ale ne rovno 109,5 o, což odpovídá čtyřstěnu (obr. 8):
Obr.8 sp 3 - hybridizace v molekule amoniaku
Když amoniak interaguje s vodíkovým iontem H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 +, v důsledku interakce donor-akceptor se vytvoří amonný iont, jehož konfigurace je čtyřstěn.
Hybridizace také vysvětluje rozdíl v úhlu mezi O–H vazbami v rohové molekule vody. V důsledku kombinace jednoho 2s a tří 2p kyslíkových orbitalů vznikají čtyři hybridní orbitaly sp 3, z nichž pouze dva se podílejí na tvorbě chemické vazby, což vede ke zkreslení úhlu odpovídajícího čtyřstěnu (obr. . 9):
Obr. 9 sp 3 - hybridizace v molekule vody
Hybridizace může zahrnovat nejen s- a p-, ale také d- a f-orbitaly.
S hybridizací sp 3 d 2 se vytvoří 6 ekvivalentních mraků. Je pozorován u sloučenin jako 4-, 4- (obr. 10). V tomto případě má molekula konfiguraci oktaedru:
Rýže. 10 d 2 sp 3 -hybridizace v iontu 4-
Představy o hybridizaci umožňují pochopit takové rysy struktury molekul, které nelze vysvětlit jiným způsobem. Hybridizace atomových orbitalů (AO) vede k posunu elektronového oblaku ve směru tvorby vazby s jinými atomy. Výsledkem je, že překrývající se oblasti hybridních orbitalů jsou větší než u čistých orbitalů a zvyšuje se pevnost vazby.
Delokalizovaná π-vazba
Podle metody MVS vypadá elektronová struktura molekuly jako soubor různých valenčních schémat (metoda lokalizovaných párů). Ale jak se ukázalo, je nemožné vysvětlit experimentální data o struktuře mnoha molekul a iontů pouze pomocí lokalizovaných vazeb. Studie ukazují, že vždy jsou lokalizovány pouze σ-vazby. V přítomnosti π-vazeb může být delokalizaci, ve kterém vazebný elektronový pár současně patří k více než dvěma atomovým jádrům. Například bylo experimentálně zjištěno, že molekula BF 3 má plochý trojúhelníkový tvar (obr. 6). Všechny tři odkazy
B–F jsou ekvivalentní, avšak hodnota mezijaderné vzdálenosti ukazuje, že vazba je mezi jednoduchou a dvojnou. Tyto skutečnosti lze vysvětlit následovně. Na atomu boru se v důsledku kombinace jednoho s-orbitalu a dvou p-orbitalů vytvoří tři hybridní orbitaly sp 2, umístěné ve stejné rovině pod úhlem 120, ale volný nehybridizovaný p -orbital zůstává nevyužit a atomy fluoru mají nesdílené elektronické páry. Proto je možné tvořit π-vazbu mechanismem donor-akceptor. Ekvivalence všech vazeb ukazuje na delokalizaci π-vazby mezi třemi atomy fluoru.
Strukturní vzorec molekuly BF 3 s přihlédnutím k delokalizaci π-vazby lze znázornit následovně (nelokalizovaná vazba je označena tečkovanou čarou):
Rýže.11 Struktura molekuly BF3
Nelokalizovaná π-vazba určuje neceločíselnou násobnost vazby. V tomto případě se rovná 1 1/3, protože mezi atomem boru a každým z atomů fluoru je jedna σ-vazba a 1/3 části π-vazby.
Stejně tak ekvivalence všech vazeb v iontu NO 3 - indikuje delokalizaci π-vazby a záporný náboj ke všem atomům kyslíku. V plochém trojúhelníkovém iontu NO 3 - (sp 2 -hybridizace atomu dusíku) delokalizován
π-vazby (znázorněné tečkovanými čarami) jsou rovnoměrně rozmístěny mezi všemi atomy kyslíku (obr. 12)
Rýže. 12 Strukturní vzorec iontu NO 3 - s přihlédnutím k delokalizaci π-vazby
Podobně jsou delokalizované π-vazby rovnoměrně rozloženy mezi všechny atomy kyslíku v aniontech: PO 4 3- (sp 3 - hybridizace atomu fosforu → čtyřstěn), SO 4 2- (sp 3 - hybridizace atomu síry → čtyřstěn) ( Obr. 13)
Obr.13 Strukturní vzorce SO 4 2- a PO 4 3- zohledňující delokalizaci
