hibridación sp3

sp 3 -Hibridación - hibridación, en la que los orbitales atómicos de uno s- y tres pags-electrones (Fig. 1).

Arroz. una. Educación sp 3 orbitales híbridos

cuatro sp Los orbitales híbridos 3 están orientados simétricamente en el espacio en un ángulo de 109 ° 28 "(Fig. 2).

Modelo de un átomo con sp 3 orbitales híbridos

La configuración espacial de una molécula cuyo átomo central está formado sp 3 orbitales híbridos - tetraedro

Configuración espacial tetraédrica de una molécula cuyo átomo central se forma sp 3 orbitales híbridos

hibridación átomo orbital carbono

Ejemplos de compuestos para los que sp 3-hibridación: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , ​​H 3 O + . También, sp La hibridación 3 se observa en todos los hidrocarburos saturados (alcanos, cicloalcanos) y otros compuestos orgánicos: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18, etc. La fórmula general de los alcanos es: C n H 2n +2. La fórmula general de los cicloalcanos es: C n H 2n. En los hidrocarburos saturados, todos los enlaces químicos son simples, por lo tanto, entre los orbitales híbridos de estos compuestos, solo a-superposición.

Formar un enlace químico, es decir solo los electrones no apareados pueden crear un par de electrones común con un electrón "extraño" de otro átomo. Al escribir fórmulas electrónicas, los electrones desapareados se ubican uno por uno en la celda orbital.

orbital atómico es una función que describe la densidad de la nube de electrones en cada punto del espacio alrededor del núcleo de un átomo. Una nube de electrones es una región del espacio en la que se puede encontrar un electrón con una alta probabilidad.

Para armonizar la estructura electrónica del átomo de carbono y la valencia de este elemento se utilizan los conceptos de excitación del átomo de carbono. En el estado normal (no excitado), el átomo de carbono tiene dos 2 no apareados R 2 electrones En un estado excitado (cuando se absorbe energía) uno de 2 s 2 electrones pueden pasar a libre R-orbital. Entonces aparecen cuatro electrones desapareados en el átomo de carbono:

Recuerde que en la fórmula electrónica de un átomo (por ejemplo, para el carbono 6 C - 1 s 2 2s 2 2pags 2) números grandes delante de las letras - 1, 2 - indican el número del nivel de energía. Letras s y R indican la forma de la nube de electrones (orbitales), y los números a la derecha sobre las letras indican el número de electrones en un orbital dado. Todos s- orbitales esféricos

En el segundo nivel de energía excepto 2 s-hay tres orbitales 2 R-orbitales. estos 2 R-los orbitales tienen forma elipsoidal, similar a pesas, y están orientados en el espacio en un ángulo de 90° entre sí. 2 R-Los orbitales denotan 2 R X , 2R y y 2 R z de acuerdo con los ejes a lo largo de los cuales se encuentran estos orbitales.

Forma y orientación de los orbitales de electrones p

Cuando se forman enlaces químicos, los orbitales electrónicos adquieren la misma forma. Entonces, en los hidrocarburos saturados, uno s-orbitales y tres R-orbitales de un átomo de carbono para formar cuatro idénticos (híbridos) sp 3-orbitales:

Eso - sp 3 - hibridación.

Hibridación- alineación (mezcla) de orbitales atómicos ( s y R) con la formación de nuevos orbitales atómicos, llamados orbitales híbridos.

Cuatro sp 3 -orbitales híbridos del átomo de carbono

Los orbitales híbridos tienen una forma asimétrica, alargada hacia el átomo adjunto. Las nubes de electrones se repelen entre sí y se ubican en el espacio lo más lejos posible entre sí. Al mismo tiempo, los ejes de cuatro sp 3-orbitales híbridos resultan estar dirigidos a los vértices del tetraedro (pirámide triangular regular).

En consecuencia, los ángulos entre estos orbitales son tetraédricos, iguales a 109 ° 28".

La parte superior de los orbitales de electrones puede superponerse con los orbitales de otros átomos. Si las nubes de electrones se superponen a lo largo de una línea que conecta los centros de los átomos, ese enlace covalente se llama sigma () - enlace. Por ejemplo, en una molécula de etano C 2 H 6, se forma un enlace químico entre dos átomos de carbono superponiendo dos orbitales híbridos. Esta es una conexión. Además, cada uno de los átomos de carbono con sus tres sp 3 orbitales se superponen con s-orbitales de tres átomos de hidrógeno, formando tres enlaces.

Esquema de nubes de electrones superpuestas en la molécula de etano

En total, son posibles tres estados de valencia con diferentes tipos de hibridación para un átomo de carbono. Excepto sp 3-hibridacion existe sp 2 - y sp-hibridación.

sp 2 -Hibridación- mezclando uno s- y dos R-orbitales. Como resultado, tres híbridos sp 2 -orbitales. Estas sp 2 -orbitales están ubicados en el mismo plano (con ejes X, a) y están dirigidos a los vértices del triángulo con un ángulo entre los orbitales de 120°. sin hibridar R-orbital es perpendicular al plano de los tres híbridos sp 2 orbitales (orientados a lo largo del eje z). Mitad superior R-los orbitales estan por encima del plano, la mitad inferior esta por debajo del plano.

Tipo de sp La 2-hibridación del carbono ocurre en compuestos con un doble enlace: C=C, C=O, C=N. Además, solo uno de los enlaces entre dos átomos (por ejemplo, C=C) puede ser un enlace. (Los otros orbitales de enlace del átomo están dirigidos en direcciones opuestas). El segundo enlace se forma como resultado de la superposición de elementos no híbridos. R-orbitales a ambos lados de la línea que une los núcleos de los átomos.

Orbitales (tres sp 2 y un p) átomo de carbono en sp 2 - hibridación

Enlace covalente formado por superposición lateral R-orbitales de átomos de carbono vecinos se llama enlace pi().

Educación - comunicaciones

Debido a la menor superposición de orbitales, el enlace - es menos fuerte que el enlace -.

sp-Hibridación- esto es mezcla (alineación en forma y energía) de uno s- y uno R-orbitales con formación de dos híbridos sp-orbitales. sp- Los orbitales están ubicados en la misma línea (en un ángulo de 180 °) y dirigidos en direcciones opuestas desde el núcleo del átomo de carbono. Dos R-Los orbitales permanecen sin hibridar. Están ubicados mutuamente perpendiculares a las direcciones de los enlaces. en la imagen sp-los orbitales se muestran a lo largo del eje y, y los dos no hibridados R-orbitales- a lo largo de los ejes X y z.

Orbitales atómicos (dos sp y dos p) del carbono en estado de hibridación sp

El triple enlace carbono-carbono CC consiste en un enlace que ocurre cuando se superponen sp-orbitales híbridos y dos enlaces -.

La estructura electrónica del átomo de carbono.

El carbono, que forma parte de los compuestos orgánicos, exhibe una valencia constante. El último nivel de energía del átomo de carbono contiene 4 electrones, dos de los cuales ocupan el orbital 2s, que tiene forma esférica, y dos electrones ocupan los orbitales 2p, que tienen forma de pesa. Cuando se excita, un electrón del orbital 2s puede ir a uno de los orbitales 2p vacantes. Esta transición requiere algunos costos de energía (403 kJ/mol). Como resultado, el átomo de carbono excitado tiene 4 electrones desapareados y su configuración electrónica se expresa mediante la fórmula 2s1 2p3.

Un átomo de carbono excitado puede formar 4 enlaces covalentes debido a 4 de sus propios electrones desapareados y 4 electrones de otros átomos. Entonces, en el caso del hidrocarburo metano (CH4), el átomo de carbono forma 4 enlaces con los electrones s de los átomos de hidrógeno. En este caso, se debe formar 1 enlace tipo s-s(entre el electrón s de un átomo de carbono y el electrón s de un átomo de hidrógeno) y 3 enlaces p-s (entre 3 electrones p de un átomo de carbono y 3 electrones s de 3 átomos de hidrógeno). Esto lleva a la conclusión de que los cuatro enlaces covalentes formados por el átomo de carbono no son equivalentes. Sin embargo, experiencia práctica la química indica que los 4 enlaces en la molécula de metano son absolutamente equivalentes, y la molécula de metano tiene una estructura tetraédrica con ángulos de enlace de 109 °, lo que no podría ser el caso si los enlaces no fueran equivalentes. Después de todo, solo los orbitales de los electrones p están orientados en el espacio a lo largo de los ejes mutuamente perpendiculares x, y, z, y el orbital de un electrón s tiene una forma esférica, por lo que la dirección de formación de un enlace con este electrón sería arbitrario. La teoría de la hibridación fue capaz de explicar esta contradicción. L. Polling sugirió que en cualquier molécula no hay enlaces aislados entre sí. Cuando se forman enlaces, los orbitales de todos los electrones de valencia se superponen. Se conocen varios tipos de hibridación de orbitales electrónicos. Se supone que en la molécula de metano y otros alcanos entran en hibridación 4 electrones.

Hibridación de orbitales de átomos de carbono.

La hibridación orbital es un cambio en la forma y la energía de algunos electrones durante la formación de un enlace covalente, lo que conduce a una superposición más efectiva de los orbitales y una mayor fuerza del enlace. La hibridación de orbitales siempre ocurre cuando los electrones que pertenecen a diferentes tipos orbitales 1. hibridación sp 3 (el primer estado de valencia del carbono). Con la hibridación sp3, 3 orbitales p y un orbital s de un átomo de carbono excitado interactúan de tal manera que se obtienen orbitales que son absolutamente idénticos en energía y están ubicados simétricamente en el espacio. Esta transformación se puede escribir así:

s + px + py + pz = 4sp3

Durante la hibridación, el número total de orbitales no cambia, solo cambia su energía y forma. Se muestra que la hibridación sp3 de los orbitales se asemeja a un ocho tridimensional, uno de cuyos álabes es mucho más grande que el otro. Cuatro orbitales híbridos se extienden desde el centro hasta la parte superior. tetraedro regular en ángulos de 109.50. Los enlaces formados por electrones híbridos (por ejemplo, el enlace s-sp 3) son más fuertes que los enlaces formados por electrones p no hibridados (por ejemplo, el enlace s-p). porque el orbital híbrido sp3 proporciona un área más grande de superposición de orbitales electrónicos que el orbital p no hibridado. Las moléculas en las que se lleva a cabo la hibridación sp3 tienen una estructura tetraédrica. Además del metano, estos incluyen homólogos de metano, moléculas inorgánicas como el amoníaco. Las figuras muestran un orbital hibridado y una molécula de metano tetraédrica. Los enlaces químicos que surgen en el metano entre los átomos de carbono e hidrógeno son enlaces y de tipo 2 (sp3 -s-bond). En términos generales, cualquier enlace sigma se caracteriza por el hecho de que la densidad electrónica de dos átomos interconectados se superpone a lo largo de la línea que conecta los centros (núcleos) de los átomos. Los enlaces y corresponden al grado máximo posible de superposición de los orbitales atómicos, por lo que son lo suficientemente fuertes. 2. hibridación sp2 (segundo estado de valencia del carbono). Ocurre como resultado de la superposición de un orbital 2s y dos orbitales 2p. Los orbitales híbridos sp2 resultantes están ubicados en el mismo plano en un ángulo de 1200 entre sí, y el orbital p no hibridado es perpendicular a él. El número total de orbitales no cambia, hay cuatro de ellos.

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

El estado de hibridación sp2 ocurre en moléculas de alqueno, en grupos carbonilo y carboxilo, es decir en compuestos que contienen un doble enlace. Entonces, en la molécula de etileno, los electrones hibridados del átomo de carbono forman 3 enlaces y (dos enlaces tipo sp 2 -s entre el átomo de carbono y los átomos de hidrógeno y un enlace tipo sp 2 -sp 2 entre átomos de carbono). El electrón p no hibridado restante de un átomo de carbono forma un enlace p con el electrón p no hibridado del segundo átomo de carbono. característica distintiva El enlace p es que la superposición de los orbitales electrónicos va más allá de la línea que conecta los dos átomos. La superposición de orbitales va por encima y por debajo del enlace y que conecta ambos átomos de carbono. Por lo tanto, un doble enlace es una combinación de enlaces y y enlaces p. Las dos primeras figuras muestran que en la molécula de etileno los ángulos de enlace entre los átomos que forman la molécula de etileno son 1200 (correspondientemente, las orientaciones de los tres orbitales híbridos sp2 en el espacio). Las figuras tercera y cuarta muestran la formación de un enlace p. etileno (formación de enlaces y) etileno (formación de enlaces pi) en reacciones químicas. 3. hibridación sp (el tercer estado de valencia del carbono). En el estado de hibridación sp, el átomo de carbono tiene dos orbitales híbridos sp ubicados linealmente en un ángulo de 1800 entre sí y dos orbitales p no hibridados ubicados en dos planos mutuamente perpendiculares. sp- La hibridación es típica para alquinos y nitrilos, i.e. para compuestos que contienen un triple enlace.

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

Entonces, en una molécula de acetileno, los ángulos de enlace entre los átomos son 1800. Los electrones hibridados de un átomo de carbono forman 2 enlaces y (un enlace sp-s entre un átomo de carbono y un átomo de hidrógeno y otro enlace de tipo sp-sp entre átomos de carbono. Dos electrones p no hibridados de un átomo de carbono forman dos enlaces p con electrones p no hibridados, segundo átomo de carbono. Los orbitales superpuestos de los electrones p no solo están por encima y por debajo del enlace y, sino también por delante y por detrás, y la nube total de electrones p tiene una forma cilíndrica. Por lo tanto, el El enlace triple es una combinación de un enlace y y dos enlaces p. La presencia de dos enlaces p menos fuertes en la molécula de acetileno asegura la capacidad de esta sustancia para entrar en reacciones de adición con la ruptura del enlace triple.

Conclusión: la hibridación sp3 es característica de los compuestos de carbono. Como resultado de la hibridación de un orbital s y tres orbitales p, se forman cuatro orbitales sp3 híbridos, dirigidos a los vértices del tetraedro con un ángulo entre los orbitales de 109°.

La mayoría de los compuestos orgánicos tienen estructura molecular. Los átomos en sustancias con una estructura de tipo molecular siempre forman solo enlaces covalentes entre sí, lo que también se observa en el caso de los compuestos orgánicos. Recordemos que un enlace covalente es un tipo de enlace entre átomos, que se realiza debido a que los átomos socializan parte de sus electrones exteriores para adquirir la configuración electrónica de un gas noble.

Por el número de pares de electrones socializados, los enlaces covalentes en materia orgánica ah se puede dividir en simple, doble y triple. Estos tipos de conexiones se indican en la fórmula gráfica, respectivamente, con una, dos o tres líneas:

La multiplicidad del enlace conduce a una disminución de su longitud, por lo que un solo conexión CC tiene una longitud de 0,154 nm, doble enlace C=C - 0,134 nm, triple enlace C≡C - 0,120 nm.

Tipos de enlaces según la superposición de los orbitales

Como se sabe, los orbitales pueden tener diferentes formas, por ejemplo, los orbitales s son esféricos y los p tienen forma de mancuerna. Por esta razón, los enlaces también pueden diferir en la forma en que se superponen los orbitales electrónicos:

Enlaces ϭ: se forman cuando los orbitales se superponen de tal manera que la región de su superposición se cruza con una línea que conecta los núcleos. Ejemplos de enlaces ϭ:

Enlaces π: se forman cuando los orbitales se superponen, en dos áreas: por encima y por debajo de la línea que conecta los núcleos de los átomos. Ejemplos de enlaces π:

¿Cómo saber cuándo hay enlaces π y ϭ en una molécula?

Con un tipo de enlace covalente, siempre hay un enlace ϭ entre dos átomos cualesquiera, y tiene un enlace π solo en el caso de enlaces múltiples (dobles, triples). Donde:

• Enlace simple: siempre un enlace ϭ
• Un doble enlace siempre consta de un enlace ϭ y un enlace π
• Un enlace triple siempre está formado por un enlace ϭ y dos enlaces π.

Indiquemos estos tipos de enlaces en la molécula de ácido propinoico:

Hibridación de orbitales de átomos de carbono.

La hibridación orbital es el proceso por el cual los orbitales que originalmente tienen diferentes formas y las energías se mezclan, formando a cambio el mismo número de orbitales híbridos, iguales en forma y energía.

Por ejemplo, al mezclar uno s- y tres pags- se forman cuatro orbitales sp 3-orbitales híbridos:

En el caso de los átomos de carbono, la hibridación siempre tiene lugar. s- orbital y el número pags Los orbitales que pueden participar en la hibridación varían de uno a tres. pags- orbitales

¿Cómo determinar el tipo de hibridación de un átomo de carbono en una molécula orgánica?

Dependiendo de a cuántos otros átomos esté unido un átomo de carbono, estará en el estado sp 3, o en el estado sp 2, o en el estado sp- hibridación:

Practiquemos determinar el tipo de hibridación de los átomos de carbono usando el ejemplo de la siguiente molécula orgánica:

El primer átomo de carbono está unido a otros dos átomos (1H y 1C), por lo que está en el estado sp-hibridación.

• El segundo átomo de carbono está unido a dos átomos: sp-hibridación
• El tercer átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos (dos C y dos H) - sp 3-hibridación
• El cuarto átomo de carbono está unido a otros tres átomos (2O y 1C) - sp 2-hibridación.

Radical. Grupo funcional

El término "radical" suele significar un radical hidrocarbonado, que es el resto de una molécula de cualquier hidrocarburo sin un átomo de hidrógeno.

El nombre del radical hidrocarbonado se forma a partir del nombre del hidrocarburo correspondiente reemplazando el sufijo –es sufijo -limo .

Grupo funcional - un fragmento estructural de una molécula orgánica (un determinado grupo de átomos), que es responsable de su especificidad Propiedades químicas.

Dependiendo de cuál de los grupos funcionales en la molécula de la sustancia es el mayor, el compuesto se asigna a una u otra clase.

R es la designación de un sustituyente hidrocarburo (radical).

Los radicales pueden contener enlaces múltiples, que también pueden considerarse como grupos funcionales, ya que los enlaces múltiples contribuyen a las propiedades químicas de la sustancia.

Si una molécula orgánica contiene dos o más grupos funcionales, dichos compuestos se denominan polifuncionales.

Concepto de hibridación

El concepto de hibridación de orbitales atómicos de valencia. fue propuesto por el químico estadounidense Linus Pauling para responder a la pregunta de por qué, si el átomo central tiene diferentes orbitales de valencia (s, p, d), los enlaces formados por él en moléculas poliatómicas con los mismos ligandos son equivalentes en su energía y características espaciales .

Las ideas sobre la hibridación son fundamentales para el método de los enlaces de valencia. La hibridación en sí misma no es un proceso físico real, sino solo un modelo conveniente que permite explicar la estructura electrónica de las moléculas, en particular, las modificaciones hipotéticas de los orbitales atómicos durante la formación de un enlace químico covalente, en particular, la alineación de los enlaces químicos. longitudes de enlace y ángulos de enlace en una molécula.

El concepto de hibridación se aplicó con éxito a la descripción cualitativa de moléculas simples, pero luego se extendió a otras más complejas. A diferencia de la teoría de los orbitales moleculares, no es estrictamente cuantitativa, por ejemplo, no puede predecir los espectros de fotoelectrones incluso de moléculas tan simples como el agua. Actualmente se utiliza principalmente con fines metodológicos y en química orgánica sintética.

Este principio se refleja en la teoría de la repulsión de pares de electrones de Gillespie-Nyholm. La primera y más importante regla que se formuló de la siguiente manera:

"Los pares electrónicos toman tal disposición en la capa de valencia del átomo, en la que están lo más lejos posible entre sí, es decir, los pares de electrones se comportan como si se repelieran".

La segunda regla es que "Se considera que todos los pares de electrones incluidos en la capa de electrones de valencia están ubicados a la misma distancia del núcleo".

Tipos de hibridación

hibridación sp

Ocurre cuando se mezclan un orbital s y uno p. Se forman dos orbitales atómicos sp equivalentes, ubicados linealmente en un ángulo de 180 grados y dirigidos hacia lados diferentes del núcleo de un átomo de carbono. Los dos orbitales p no híbridos restantes están ubicados en planos mutuamente perpendiculares y participan en la formación de enlaces π, o están ocupados por pares de electrones solitarios.

hibridación sp 2

Ocurre cuando se mezclan un orbital s y dos p. Se forman tres orbitales híbridos con ejes ubicados en el mismo plano y dirigidos a los vértices del triángulo en un ángulo de 120 grados. El orbital atómico p no híbrido es perpendicular al plano y, por regla general, participa en la formación de enlaces π

hibridación sp 3

Ocurre cuando se mezclan un orbital s y tres p, formando cuatro orbitales híbridos sp3 de igual forma y energía. Pueden formar cuatro enlaces σ con otros átomos o estar llenos de pares de electrones solitarios.

Los ejes de los orbitales híbridos sp3 están dirigidos a los vértices de un tetraedro regular. El ángulo tetraédrico entre ellos es de 109 ° 28 ", que corresponde a la energía de repulsión de electrones más baja. Los orbitales Sp3 también pueden formar cuatro enlaces σ con otros átomos o llenarse con pares de electrones no compartidos.

Hibridación y geometría molecular

Las ideas sobre la hibridación de los orbitales atómicos subyacen en la teoría de la repulsión de pares de electrones de Gillespie-Nyholm. Cada tipo de hibridación corresponde a una orientación espacial estrictamente definida de los orbitales híbridos del átomo central, lo que permite que se utilice como base de conceptos estereoquímicos en el mundo. química Orgánica.

La tabla muestra ejemplos de la correspondencia entre los tipos de hibridación más comunes y la estructura geométrica de las moléculas, asumiendo que todos los orbitales híbridos participan en la formación de enlaces químicos (no hay pares de electrones no compartidos).

Tipo de hibridación	Número orbitales híbridos	Geometría	Estructura	Ejemplos
sp	2	Lineal		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2	3	triangular		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraédrico		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp2	4	cuadrado plano		Ni(CO)4, XeF4
sp 3d	5	hexaédrico		PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Octaédrico		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Enlaces

Literatura

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ver también

notas

Fundación Wikimedia. 2010 .

En el proceso de determinación de la forma geométrica de una partícula química, es importante tener en cuenta que los pares de electrones de valencia del átomo principal, incluidos aquellos que no forman un enlace químico, se encuentran a una gran distancia entre sí en el espacio. .

Características del término

Cuando se considera el tema del enlace químico covalente, a menudo se utiliza un concepto como la hibridación de orbitales atómicos. Este término está relacionado con la alineación de forma y energía. La hibridación de orbitales atómicos está asociada con el proceso de reordenamiento químico-cuántico. Los orbitales en comparación con los átomos iniciales tienen una estructura diferente. La esencia de la hibridación radica en el hecho de que el electrón que se encuentra junto al núcleo de un átomo unido no está determinado por un orbital atómico específico, sino por su combinación con un número cuántico principal igual. Básicamente, este proceso se refiere a orbitales atómicos más altos y cercanos en energía que tienen electrones.

Especificaciones del proceso

Los tipos de hibridación de los átomos en las moléculas dependen de cómo se produzca la orientación de los nuevos orbitales. Según el tipo de hibridación, se puede determinar la geometría de un ion o molécula, sugerir las características de las propiedades químicas.

Tipos de hibridación

Este tipo de hibridación, como sp, es una estructura lineal, el ángulo entre los enlaces es de 180 grados. Un ejemplo de una molécula con una variante de hibridación similar es BeCl 2 .

El siguiente tipo de hibridación es sp 2 . Las moléculas se caracterizan por una forma triangular, el ángulo entre los enlaces es de 120 grados. Un ejemplo típico de tal variante de hibridación es BCl 3 .

El tipo de hibridación sp 3 sugiere una estructura tetraédrica de la molécula, un ejemplo típico de una sustancia con esta variante de hibridación es la molécula de metano CH 4. El ángulo de enlace en este caso es de 109 grados 28 minutos.

No solo los electrones apareados, sino también los pares de electrones no separados están directamente involucrados en la hibridación.

Hibridación en una molécula de agua

Por ejemplo, en una molécula de agua, hay dos enlaces polares covalentes entre el átomo de oxígeno y los átomos de hidrógeno. Además, el propio átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones externos que no participan en la creación de un enlace químico. Estos 4 pares de electrones en el espacio ocupan un lugar determinado alrededor del átomo de oxígeno. Como todos tienen la misma carga, se repelen en el espacio, las nubes de electrones están a una distancia significativa entre sí. El tipo de hibridación de los átomos en una determinada sustancia implica un cambio en la forma de los orbitales atómicos, estos se estiran y alinean a los vértices del tetraedro. Como resultado, la molécula de agua adquiere una forma angular, el ángulo de enlace entre los enlaces oxígeno-hidrógeno es de 104,5 o.

Para predecir el tipo de hibridación, se puede utilizar el mecanismo donador-aceptor de formación de enlaces químicos. Como resultado, los orbitales libres de un elemento con menor electronegatividad se superponen, así como los orbitales de un elemento con mayor negatividad eléctrica, en el que se encuentra un par de electrones. En el proceso de compilación de la configuración electrónica de un átomo, se tiene en cuenta su estado de oxidación.

Reglas para identificar el tipo de hibridación

Para determinar el tipo de hibridación de carbono, se pueden utilizar ciertas reglas:

• identificar el átomo central, calcular el número de enlaces σ;
• poner en la partícula el estado de oxidación de los átomos;
• anotar la configuración electrónica del átomo principal en el estado de oxidación deseado;
• componen el esquema de distribución a lo largo de las órbitas de los electrones de valencia, emparejando electrones;
• asigne orbitales que estén directamente involucrados en la formación de enlaces, encuentre electrones desapareados (si el número de orbitales de valencia es insuficiente para la hibridación, se usan orbitales del siguiente nivel de energía).

La geometría de la molécula está determinada por el tipo de hibridación. No se ve afectado por la presencia de enlaces pi. En el caso de enlaces adicionales, es posible un cambio en el ángulo de enlace, la razón es la repulsión mutua de los electrones que forman un enlace múltiple. Entonces, en la molécula de óxido nítrico (4) durante la hibridación sp 2, el ángulo de enlace aumenta de 120 grados a 134 grados.

Hibridación en la molécula de amoníaco

Un par de electrones no compartidos afecta el momento dipolar resultante de toda la molécula. El amoníaco tiene una estructura tetraédrica con un par de electrones no compartido. La ionicidad de los enlaces nitrógeno-hidrógeno y nitrógeno-flúor es 15 y 19 por ciento, se determina que las longitudes son 101 y 137 pm, respectivamente. Por lo tanto, la molécula de fluoruro de nitrógeno debería tener un momento dipolar mayor, pero los resultados experimentales indican lo contrario.

Hibridación en compuestos orgánicos.

Cada clase de hidrocarburos tiene su propio tipo de hibridación. Entonces, en la formación de moléculas de la clase de los alcanos (hidrocarburos saturados), los cuatro electrones del átomo de carbono forman orbitales híbridos. Cuando se superponen, se forman 4 nubes híbridas, alineadas con los vértices del tetraedro. Además, sus partes superiores se superponen con orbitales s no híbridos de hidrógeno, formando un enlace simple. Los hidrocarburos saturados se caracterizan por hibridación sp 3.

En los alquenos insaturados (su representante típico es el etileno), solo tres orbitales electrónicos participan en la hibridación: s y 2 p, tres orbitales híbridos forman un triángulo en el espacio. Los orbitales p no híbridos se superponen, creando un enlace múltiple en la molécula. Esta clase de hidrocarburos orgánicos se caracteriza por el estado híbrido sp 2 del átomo de carbono.

Los alquinos difieren de la clase anterior de hidrocarburos en que solo dos tipos de orbitales participan en el proceso de hibridación: s y p. Los dos electrones p no híbridos que quedan en cada átomo de carbono se superponen en dos direcciones, formando dos enlaces múltiples. Esta clase de hidrocarburos se caracteriza por el estado híbrido sp del átomo de carbono.

Conclusión

Al determinar el tipo de hibridación en una molécula, es posible explicar la estructura de varias sustancias inorgánicas y orgánicas, para predecir las posibles propiedades químicas de una sustancia en particular.

Una característica importante de una molécula que consta de más de dos átomos es su configuración geométrica. Está determinado por la disposición mutua de los orbitales atómicos involucrados en la formación de enlaces químicos.

Para explicar la configuración geométrica de la molécula se utiliza el concepto de hibridación del AO del átomo central. El átomo de berilio excitado tiene la configuración 2s 1 2p 1, el átomo de boro excitado tiene la configuración 2s 1 2p 2 y el átomo de carbono excitado tiene la configuración 2s 1 2p 3. Por lo tanto, podemos suponer que no los mismos, sino diferentes orbitales atómicos pueden participar en la formación de enlaces químicos. Por ejemplo, en compuestos como BeCl 2 , BCl 3 , CCl 4 deben ser desiguales en energía y dirección de enlace. Sin embargo, los datos experimentales muestran que en moléculas que contienen átomos centrales con diferentes orbitales de valencia

(s, p, d), todas las conexiones son equivalentes. Para resolver esta contradicción, Pauling y Slater propusieron el concepto de hibridación

Las principales disposiciones del concepto de hibridación:

1. Los orbitales híbridos se forman a partir de diferentes orbitales atómicos, no muy diferentes en energía,

2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos involucrados en la hibridación.

3. Los orbitales híbridos tienen la misma forma de nube de electrones y energía.

4 En comparación con los orbitales atómicos, son más alargados en la dirección de formación de los enlaces químicos y, por lo tanto, provocan una mejor superposición de las nubes de electrones.

Cabe señalar que la hibridación de orbitales no existe como un proceso físico. El método de hibridación es un modelo conveniente para la descripción visual de moléculas.

hibridación sp

La hibridación sp tiene lugar, por ejemplo, en la formación de haluros de Be, Zn, Co y Hg(II). En el estado de valencia, todos los haluros metálicos contienen electrones s- y p-desapareados en el nivel de energía correspondiente. Cuando se forma una molécula, un orbital s y un orbital p forman dos orbitales sp híbridos en un ángulo de 180 o (Fig. 5).

Figura 5 orbitales híbridos sp

Los datos experimentales muestran que todos los haluros de Be, Zn, Cd y Hg(II) son lineales y ambos enlaces tienen la misma longitud.

hibridación sp 2

Como resultado de la combinación de un orbital s y dos orbitales p, se forman tres orbitales sp 2 híbridos, ubicados en el mismo plano en un ángulo de 120° entre sí. Esta es, por ejemplo, la configuración de la molécula BF 3 (Fig. 6):

Figura 6 sp 2 orbitales híbridos

hibridación sp 3

sp 3 - La hibridación es característica de los compuestos de carbono. Como resultado de la combinación de un orbital s y tres orbitales p, se forman cuatro orbitales sp 3 híbridos, dirigidos a los vértices del tetraedro con un ángulo entre los orbitales de 109.5 o. La hibridación se manifiesta en la equivalencia completa de los enlaces del átomo de carbono con otros átomos en compuestos, por ejemplo, en CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4, etc. (Fig. 7).

Figura 7 sp 3 orbitales híbridos

El método de hibridación explica la geometría de la molécula de amoníaco. Como resultado de la combinación de un orbital de nitrógeno 2s y tres 2p, se forman cuatro orbitales híbridos sp 3. La configuración de la molécula es un tetraedro distorsionado, en el que tres orbitales híbridos participan en la formación de un enlace químico, y el cuarto con un par de electrones no. ángulos entre enlaces N-H no igual a 90 o como en una pirámide, pero no igual a 109,5 o correspondiente a un tetraedro (Fig. 8):

Figura 8 sp 3 - hibridación en la molécula de amoníaco

Cuando el amoníaco interactúa con un ion de hidrógeno H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 +, como resultado de la interacción donante-aceptor, se forma un ion de amonio, cuya configuración es un tetraedro.

La hibridación también explica la diferencia en el ángulo entre los enlaces O–H en la molécula de agua de la esquina. Como resultado de la combinación de un orbital de oxígeno 2s y tres 2p, se forman cuatro orbitales híbridos sp 3, de los cuales solo dos participan en la formación de un enlace químico, lo que conduce a una distorsión del ángulo correspondiente al tetraedro (Fig. . 9):

higo 9 sp 3 - hibridación en molécula de agua

La hibridación puede incluir no solo los orbitales s y p, sino también los orbitales d y f.

Con hibridación sp 3 d 2, se forman 6 nubes equivalentes. Se observa en compuestos como 4-, 4- (Fig. 10). En este caso, la molécula tiene la configuración de un octaedro:

Arroz. diez d 2 sp 3 -hibridación en ion 4-

Las ideas sobre la hibridación permiten comprender características de la estructura de las moléculas que no se pueden explicar de otra manera. La hibridación de orbitales atómicos (AO) conduce a un desplazamiento de la nube de electrones en la dirección de formación de enlaces con otros átomos. Como resultado, las regiones superpuestas de los orbitales híbridos resultan ser más grandes que las de los orbitales puros y la fuerza de enlace aumenta.

Enlace π deslocalizado

Según el método MVS, la estructura electrónica de una molécula parece un conjunto de diferentes esquemas de valencia (método de pares localizados). Pero resultó que es imposible explicar los datos experimentales sobre la estructura de muchas moléculas e iones en términos de enlaces localizados únicamente. Los estudios muestran que solo los enlaces σ siempre están localizados. En presencia de enlaces π, puede haber deslocalización, en el que el par de electrones de enlace pertenece simultáneamente a más de dos núcleos atómicos. Por ejemplo, se ha establecido experimentalmente que la molécula BF 3 tiene una forma triangular plana (Fig. 6). Los tres enlaces

B–F son equivalentes, sin embargo, el valor de la distancia internuclear indica que el enlace es intermedio entre simple y doble. Estos hechos se pueden explicar de la siguiente manera. En el átomo de boro, como resultado de la combinación de un orbital s y dos orbitales p, se forman tres orbitales híbridos sp 2, ubicados en el mismo plano en un ángulo de 120 entre sí, pero el p libre no hibridado -orbital permanece sin usar, y los átomos de flúor tienen pares electrónicos no compartidos. Por lo tanto, es posible formar un enlace π mediante el mecanismo donante-aceptor. La equivalencia de todos los enlaces indica la deslocalización del enlace π entre tres átomos de flúor.

La fórmula estructural de la molécula BF 3, teniendo en cuenta la deslocalización del enlace π, se puede representar de la siguiente manera (el enlace no localizado se indica mediante una línea de puntos):

Arroz.11 La estructura de la molécula BF 3

Un enlace π no localizado determina la multiplicidad no entera del enlace. En este caso, es igual a 1 1/3 ya que entre el átomo de boro y cada uno de los átomos de flúor hay un enlace σ y 1/3 parte del enlace π.

De la misma manera, la equivalencia de todos los enlaces en el ion NO 3 - indica la deslocalización del enlace π y la carga negativa de todos los átomos de oxígeno. En un ion triangular plano NO 3 - (sp 2 -hibridación del átomo de nitrógeno) deslocalizado

Los enlaces π (representados por líneas de puntos) se distribuyen uniformemente entre todos los átomos de oxígeno (Fig. 12)

Arroz. 12 Fórmula estructural del ion NO 3 - teniendo en cuenta la deslocalización del enlace π

De manera similar, los enlaces π deslocalizados se distribuyen uniformemente entre todos los átomos de oxígeno en los aniones: PO 4 3- (sp 3 - hibridación del átomo de fósforo → tetraedro), SO 4 2- (sp 3 - hibridación del átomo de azufre → tetraedro) ( Figura 13)

Figura 13 Fórmulas estructurales de SO 4 2- y PO 4 3- teniendo en cuenta la deslocalización