Mitä sp3-hybridisaatio tarkoittaa. Atomiorbitaalien hybridisaatio ja molekyylien geometria

sp3-hybridisaatio

sp 3 -Hybridisaatio - hybridisaatio, jossa atomikiertoradat yksi s- ja kolme s-elektroneja (kuva 1).

Riisi. yksi. koulutus sp 3 hybridiorbitaalia

Neljä sp 3-hybridiorbitaalit ovat symmetrisesti suunnattu avaruudessa 109°28" kulmassa (kuva 2).

Malli atomista sp 3-hybridiorbitaalit

Sen molekyylin avaruudellinen konfiguraatio, jonka keskusatomi muodostuu sp 3-hybridiorbitaalit - tetraedri

Molekyylin, jonka keskusatomi muodostuu, tetraedrinen tilakonfiguraatio sp 3-hybridiorbitaalit

hybridisaatioatomin orbitaalihiili

Esimerkkejä yhdisteistä, joille sp 3-hybridisaatio: NH3, POCl3, SO 2F 2, SOBr2, NH4+, H3O+. Myös, sp 3-hybridisaatiota havaitaan kaikissa tyydyttyneissä hiilivedyissä (alkaaneissa, sykloalkaaneissa) ja muissa orgaanisissa yhdisteissä: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 jne. Alkaanien yleinen kaava on: C n H 2n +2. Sykloalkaanien yleinen kaava on: C n H 2n. Tyydyttyneissä hiilivedyissä kaikki kemialliset sidokset ovat yksittäisiä, joten näiden yhdisteiden hybridiorbitaalien välillä vain klo-päällekkäinen.

Muodosta kemiallinen sidos, ts. vain parittomat elektronit voivat luoda yhteisen elektroniparin "vieraan" elektronin kanssa toisesta atomista. Elektronisia kaavoja kirjoitettaessa parittomat elektronit sijaitsevat yksitellen kiertoradassa.

atomikiertorata on funktio, joka kuvaa elektronipilven tiheyttä jokaisessa avaruuden pisteessä atomin ytimen ympärillä. Elektronipilvi on avaruuden alue, josta elektroni löytyy suurella todennäköisyydellä.

Hiiliatomin elektronisen rakenteen ja tämän alkuaineen valenssin harmonisoimiseksi käytetään hiiliatomin virityksen käsitteitä. Normaalissa (virittymättömässä) tilassa hiiliatomilla on kaksi paritonta 2:ta R 2 elektronia. Herätetyssä tilassa (kun energia imeytyy) yksi 2:sta s 2-elektronia voi siirtyä vapaaksi R- kiertoradalla. Sitten hiiliatomiin ilmestyy neljä paritonta elektronia:

Muista, että atomin elektronisessa kaavassa (esimerkiksi hiilelle 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) suuret numerot kirjainten edessä - 1, 2 - osoittavat energiatason numeron. Kirjaimet s ja R osoittavat elektronipilven (kiertoradat) muodon ja kirjainten yläpuolella oikealla olevat numerot osoittavat elektronien lukumäärän tietyllä kiertoradalla. Kaikki s- pallomaiset kiertoradat

Toisella energiatasolla paitsi 2 s- on kolme orbitaalia 2 R- kiertoradat. Nämä 2 R-orbitaalit ovat muodoltaan ellipsoidisia, samanlaisia kuin käsipainot, ja ne ovat avaruudessa 90 ° kulmassa toisiinsa nähden. 2 R- Orbitaalit tarkoittavat 2 R X , 2R y ja 2 R z niiden akselien mukaan, joita pitkin nämä kiertoradat sijaitsevat.

P-elektroniratojen muoto ja suunta

Kun kemiallisia sidoksia muodostuu, elektroniradat saavat saman muodon. Joten tyydyttyneissä hiilivedyissä yksi s-orbitaali ja kolme R-hiiliatomin kiertoradat muodostamaan neljä identtistä (hybridiä) sp 3-orbitaalit:

Se - sp 3 - hybridisaatio.

Hybridisaatio- atomikiertoradan kohdistus (sekoitus) s ja R) uusien atomikiertoratojen muodostumisen myötä hybridiradat.

Neljä sp 3 -hiiliatomin hybridiradat

Hybridikiertoradalla on epäsymmetrinen muoto, pitkänomainen kohti kiinnitettyä atomia. Elektronipilvet hylkivät toisiaan ja sijaitsevat avaruudessa mahdollisimman kaukana toisistaan. Samaan aikaan neljän akselit sp 3-hybridiradat osoittavat olevan suunnattu tetraedrin (säännöllisen kolmion muotoisen pyramidin) kärkiin.

Vastaavasti näiden kiertoratojen väliset kulmat ovat tetraedrisiä eli 109 ° 28".

Elektroniradan huiput voivat mennä päällekkäin muiden atomien kiertoradan kanssa. Jos elektronipilvet limittyvät atomien keskipisteitä yhdistävää linjaa pitkin, niin tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan sigma () - side. Esimerkiksi C2H6-etaanimolekyylissä kemiallinen sidos muodostuu kahden hiiliatomin välille limittämällä kaksi hybridiorbitaalia. Tämä on yhteys. Lisäksi jokainen hiiliatomi kolmella sp 3-orbitaalit menevät päällekkäin s-kolmen vetyatomin orbitaalit, jotka muodostavat kolme -sidosta.

Kaavio limittäisistä elektronipilvistä etaanimolekyylissä

Yhteensä hiiliatomille on mahdollista kolme valenssitilaa erityyppisillä hybridisaatioilla. Paitsi sp 3-hybridisaatio on olemassa sp 2 - ja sp-hybridisaatio.

sp 2 -Hybridisaatio- sekoittamalla yksi s- ja kaksi R- kiertoradat. Tuloksena kolme hybridiä sp 2 - kiertoradat. Nämä sp 2 -orbitaalia sijaitsevat samassa tasossa (akselien kanssa X, klo) ja ne on suunnattu kolmion kärkipisteisiin, joiden kiertoradan välinen kulma on 120°. hybridisoitumaton R-orbitaali on kohtisuorassa kolmen hybridin tasoon nähden sp 2 orbitaalia (suuntautunut akselia pitkin z). Ylempi puolisko R-orbitaalit ovat tason yläpuolella, alapuoli tason alapuolella.

Tyyppi sp Hiilen 2-hybridisaatiota tapahtuu yhdisteissä, joissa on kaksoissidos: C=C, C=O, C=N. Lisäksi vain toinen kahden atomin välisistä sidoksista (esimerkiksi C=C) voi olla sidos. (Atomin muut sidosorbitaalit ovat suunnattu vastakkaisiin suuntiin.) Toinen sidos muodostuu ei-hybridin päällekkäisyyden seurauksena R-orbitaalit atomiytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.

Orbitaalit (kolme sp 2 ja yksi p) hiiliatomi sp 2 - hybridisaatio

Kovalenttinen sidos, joka muodostuu sivuttaisesta limityksestä R- kutsutaan viereisten hiiliatomien kiertoradalle pi()-sidos.

Koulutus - viestintä

Orbitaalien pienemmän päällekkäisyyden vuoksi -sidos on vähemmän vahva kuin -sidos.

sp-Hybridisaatio- tämä on yhden sekoittamista (muodon ja energian kohdistaminen). s- ja yksi R-orbitaalit, joissa muodostuu kaksi hybridiä sp- kiertoradat. sp- Orbitaalit sijaitsevat samalla linjalla (180 ° kulmassa) ja suunnataan vastakkaisiin suuntiin hiiliatomin ytimestä. Kaksi R-orbitaalit pysyvät hybridisoitumattomina. Ne sijaitsevat keskenään kohtisuorassa -sidosten suuntiin nähden. Kuvan päällä sp-orbitaalit näytetään akselia pitkin y, ja hybridisoimaton kaksi R-orbitaalit- akseleita pitkin X ja z.

Hiilen atomiorbitaalit (kaksi sp ja kaksi p) sp-hybridisaatiotilassa

Kolmoishiili-hiilisidos CC koostuu -sidoksesta, joka syntyy päällekkäin sp-hybridiorbitaalit ja kaksi -sidosta.

Hiiliatomin elektroninen rakenne

Hiilellä, joka on osa orgaanisia yhdisteitä, on jatkuva valenssi. Hiiliatomin viimeinen energiataso sisältää 4 elektronia, joista kaksi sijaitsee 2s-radalla, jolla on pallomainen muoto, ja kaksi elektronia 2p-radalla, joilla on käsipainon muoto. Kiihdytettynä yksi elektroni 2s-kiertoradalta voi mennä jollekin vapaasta 2p-orbitaalista. Tämä siirtymä vaatii joitain energiakustannuksia (403 kJ/mol). Tämän seurauksena viritetyssä hiiliatomissa on 4 paritonta elektronia ja sen elektroninen konfiguraatio ilmaistaan kaavalla 2s1 2p3 .

Herätetty hiiliatomi pystyy muodostamaan 4 kovalenttista sidosta 4 oman parittoman elektronin ja 4 muiden atomien elektronin ansiosta. Joten hiilivetymetaanin (CH4) tapauksessa hiiliatomi muodostaa 4 sidosta vetyatomien s-elektronien kanssa. Tässä tapauksessa tulee muodostaa 1 sidos tyyppi s-s(hiiliatomin s-elektronin ja vetyatomin s-elektronin välillä) ja 3 p-s-sidosta (3 hiiliatomin p-elektronin ja 3 vetyatomin 3 s-elektronin välillä). Tämä johtaa siihen johtopäätökseen, että hiiliatomin muodostamat neljä kovalenttista sidosta eivät ole ekvivalentteja. Kuitenkin, käytännön kokemus kemia osoittaa, että metaanimolekyylin kaikki 4 sidosta ovat ehdottoman samanarvoisia, ja metaanimolekyylillä on tetraedrirakenne, jonka sidoskulmat ovat 109 °, mikä ei voisi olla tilanne, jos sidokset eivät olisi ekvivalentteja. Loppujen lopuksi vain p-elektronien orbitaalit ovat avaruudessa orientoituneita keskenään kohtisuorassa olevia akseleita x, y, z pitkin ja s-elektronin kiertoradalla on pallomainen muoto, joten sidoksen muodostumissuunta tämän elektronin kanssa olisi mielivaltainen. Hybridisaatioteoria pystyi selittämään tämän ristiriidan. L. Polling ehdotti, että missään molekyyleissä ei ole toisistaan eristettyjä sidoksia. Kun sidoksia muodostuu, kaikkien valenssielektronien orbitaalit menevät päällekkäin. Tunnetaan useita elektroniradan hybridisaatiotyyppejä. Oletetaan, että metaanin ja muiden alkaanien molekyylissä hybridisoituu 4 elektronia.

Hiiliatomiorbitaalien hybridisaatio

Orbitaalihybridisaatio on joidenkin elektronien muodon ja energian muutos kovalenttisen sidoksen muodostumisen aikana, mikä johtaa kiertoradan tehokkaampaan päällekkäisyyteen ja sidoksen vahvuuteen. Orbitaalien hybridisaatio tapahtuu aina, kun elektronit kuuluvat eri tyyppejä kiertoradat. 1. sp 3 -hybridisaatio (hiilen ensimmäinen valenssitila). Sp3-hybridisaatiossa 3 p-orbitaalia ja yksi viritetyn hiiliatomin s-orbitaali ovat vuorovaikutuksessa siten, että saadaan orbitaalit, jotka ovat energialtaan ehdottoman identtisiä ja sijaitsevat symmetrisesti avaruudessa. Tämä muunnos voidaan kirjoittaa näin:

s + px + py + pz = 4sp3

Hybridisaation aikana orbitaalien kokonaismäärä ei muutu, vaan ainoastaan niiden energia ja muoto muuttuvat. On osoitettu, että orbitaalien sp3-hybridisaatio muistuttaa kolmiulotteista kahdeksaslukua, jonka toinen siivekkeistä on paljon suurempi kuin toinen. Neljä hybridiorbitaalia on pidennetty keskustasta huipulle säännöllinen tetraedri kulmissa 109,50. Hybridielektronien muodostamat sidokset (esimerkiksi s-sp3-sidos) ovat vahvempia kuin hybridisoitumattomien p-elektronien muodostamat sidokset (esimerkiksi s-p-sidos). koska hybridi-sp3-orbitaali tarjoaa suuremman elektroniradan päällekkäisyyden kuin hybridisoitumaton p-orbitaali. Molekyyleillä, joissa sp3-hybridisaatio suoritetaan, on tetraedrinen rakenne. Näitä ovat metaanin lisäksi metaanihomologit, epäorgaaniset molekyylit, kuten ammoniakki. Kuviot esittävät hybridisoituneen orbitaalin ja tetraederisen metaanimolekyylin. Metaanissa hiili- ja vetyatomien välillä syntyvät kemialliset sidokset ovat tyypin 2 y-sidoksia (sp3 -s-sidos). Yleisesti ottaen mille tahansa sigmasidokselle on tunnusomaista se, että kahden toisiinsa yhteydessä olevan atomin elektronitiheys limittyy atomien keskuksia (ytimiä) yhdistävää linjaa pitkin. y-sidokset vastaavat atomiorbitaalien suurinta mahdollista päällekkäisyyttä, joten ne ovat riittävän vahvoja. 2. sp2-hybridisaatio (hiilen toinen valenssitila). Syntyy yhden 2s ja kahden 2p-radan päällekkäisyyden seurauksena. Tuloksena saadut sp2-hybridiorbitaalit sijaitsevat samassa tasossa 1200 kulmassa toisiinsa nähden, ja hybridisoimaton p-orbitaali on kohtisuorassa siihen nähden. Orbitaalien kokonaismäärä ei muutu - niitä on neljä.

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

Sp2-hybridisaatiotila esiintyy alkeenimolekyyleissä, karbonyyli- ja karboksyyliryhmissä, ts. kaksoissidoksen sisältävissä yhdisteissä. Joten eteenimolekyylissä hiiliatomin hybridisoituneet elektronit muodostavat 3 y-sidosta (kaksi sp 2 -s -tyyppistä sidosta hiiliatomin ja vetyatomien välillä ja yhden sp 2 -sp 2 -tyypin sidoksen hiiliatomien välillä). Yhden hiiliatomin jäljelle jäänyt hybridisoimaton p-elektroni muodostaa p-sidoksen toisen hiiliatomin hybridisoimattoman p-elektronin kanssa. ominaispiirre P-sidos on se, että elektronien kiertoradan päällekkäisyys ylittää kaksi atomia yhdistävän linjan. Orbitaalien päällekkäisyys menee molempia hiiliatomeja yhdistävän y-sidoksen ylä- ja alapuolelle. Siten kaksoissidos on y- ja p-sidosten yhdistelmä. Kaksi ensimmäistä kuvaa osoittavat, että eteenimolekyylissä eteenimolekyylin muodostavien atomien väliset sidoskulmat ovat 1200 (vastaavasti kolmen sp2-hybridiorbitaalin orientaatiot avaruudessa). Kolmas ja neljäs kuva esittävät p-sidoksen muodostumista. eteeni (y-sidosten muodostuminen) eteeni (pi-sidosten muodostuminen) kemialliset reaktiot. 3. sp-hybridisaatio (hiilen kolmas valenssitila). Sp-hybridisaation tilassa hiiliatomilla on kaksi sp-hybridiorbitaalia, jotka sijaitsevat lineaarisesti 1800 kulmassa toisiinsa nähden ja kaksi hybridisoitumatonta p-orbitaalia, jotka sijaitsevat kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa. sp- Hybridisaatio on tyypillistä alkyyneille ja nitriileille, ts. yhdisteille, jotka sisältävät kolmoissidoksen.

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

Joten asetyleenimolekyylissä atomien väliset sidoskulmat ovat 1800. Hiiliatomin hybridisoituneet elektronit muodostavat 2 y-sidosta (yksi sp-s-sidos hiiliatomin ja vetyatomin välillä ja toinen sp-sp-tyyppinen sidos hiiliatomien välillä. Yhden hiiliatomin kaksi hybridisoitumatonta p-elektronia muodostavat kaksi p-sidosta jossa on hybridisoimattomia p-elektroneja, toinen hiiliatomi. P-elektronien limittyvät kiertoradat eivät ole vain y-sidoksen ylä- ja alapuolella, vaan myös edessä ja takana, ja p-elektronien kokonaispilvi on sylinterimäinen. kolmoissidos on yhdistelmä yhdestä y-sidoksesta ja kahdesta p-sidoksesta. Kahden vähemmän vahvan p-sidoksen läsnäolo asetyleenimolekyylissä varmistaa tämän aineen kyvyn osallistua additioreaktioihin kolmoissidoksen katketessa.

Johtopäätös: sp3-hybridisaatio on ominaista hiiliyhdisteille. Yhden s-orbitaalin ja kolmen p-orbitaalin hybridisaation tuloksena muodostuu neljä hybridi-sp3-orbitaalia, jotka on suunnattu tetraedrin huipulle 109°:n kulmassa orbitaalien välillä.

Useimmilla orgaanisilla yhdisteillä on molekyylirakenne. Rakenteeltaan molekyylityyppisissä aineissa atomit muodostavat aina vain kovalenttisia sidoksia keskenään, mikä on havaittavissa myös orgaanisten yhdisteiden kohdalla. Muista, että kovalenttinen sidos on eräänlainen atomien välinen sidos, joka toteutuu johtuen siitä, että atomit sosialisoivat osan ulkoisista elektroneistaan saadakseen jalokaasun elektronisen konfiguraation.

Sosialisoituneiden elektroniparien lukumäärän mukaan kovalenttiset sidokset sisään eloperäinen aine ah voidaan jakaa yhden, kahden ja kolminkertaiseen. Tämäntyyppiset yhteydet on merkitty graafisessa kaavassa yhdellä, kahdella tai kolmella rivillä:

Sidosten moninkertaisuus johtaa sen pituuden pienenemiseen, joten yksittäinen C-C liitäntä sen pituus on 0,154 nm, kaksois-C=C-sidos - 0,134 nm, kolmoissidos C=C - 0,120 nm.

Sidostyypit sen mukaan, miten orbitaalit menevät päällekkäin

Kuten tiedetään, kiertoradat voivat olla eri muotoisia, esimerkiksi s-orbitaalit ovat pallomaisia ja p-käsipainon muotoisia. Tästä syystä sidokset voivat myös poiketa siitä, miten elektroniradat limittyvät:

ϭ-sidokset - muodostuvat, kun kiertoradat menevät päällekkäin siten, että niiden limitysalueen leikkaa ytimiä yhdistävä viiva. Esimerkkejä ϭ-sidoksista:

π-sidokset - muodostuvat, kun orbitaalit menevät päällekkäin, kahdella alueella - atomiytimiä yhdistävän linjan ylä- ja alapuolella. Esimerkkejä π-sidoksista:

Mistä tietää, milloin molekyylissä on π- ja ϭ-sidoksia?

Kovalenttisessa sidoksessa on aina ϭ-sidos minkä tahansa kahden atomin välillä, ja sillä on π-sidos vain moninkertaisten (kaksois-, kolmois-) sidosten tapauksessa. Jossa:

Yksittäinen sidos - aina ϭ-sidos
Kaksoissidos koostuu aina yhdestä ϭ- ja yhdestä π-sidoksesta
Kolmoissidos muodostuu aina yhdestä ϭ- ja kahdesta π-sidoksesta.

Osoittakaamme tämäntyyppiset sidokset propiinihappomolekyylissä:

Hiiliatomiorbitaalien hybridisaatio

Orbitaalihybridisaatio on prosessi, jolla kiertoradat, joilla alun perin on erilaisia muotoja ja energiat sekoittuvat muodostaen vastineeksi saman määrän hybridiorbitaaleja, jotka ovat yhtä muodoltaan ja energialtaan.

Esimerkiksi kun sekoitat yhtä s- ja kolme p- muodostuu neljä orbitaalia sp 3-hybridiradat:

Hiiliatomien tapauksessa hybridisaatio on aina mukana s- orbitaali ja numero s-hybridisaatioon osallistuvat orbitaalit vaihtelevat yhdestä kolmeen p- kiertoradat.

Kuinka määrittää hiiliatomin hybridisaatiotyyppi orgaanisessa molekyylissä?

Riippuen kuinka moneen muuhun atomiin hiiliatomi on sitoutunut, se on joko tilassa sp 3, tai osavaltiossa sp 2, tai osavaltiossa sp- hybridisaatio:

Harjoitellaan hiiliatomien hybridisaatiotyypin määrittämistä seuraavan orgaanisen molekyylin esimerkillä:

Ensimmäinen hiiliatomi on sitoutunut kahteen muuhun atomiin (1H ja 1C), joten se on tilassa sp-hybridisaatio.

Toinen hiiliatomi on sitoutunut kahteen atomiin - sp-hybridisaatio
Kolmas hiiliatomi on sitoutunut neljään muuhun atomiin (kaksi C ja kaksi H) - sp 3-hybridisaatio
Neljäs hiiliatomi on sitoutunut kolmeen muuhun atomiin (2O ja 1C) - sp 2-hybridisaatio.

Radikaali. Toiminnallinen ryhmä

Termi "radikaali" tarkoittaa useimmiten hiilivetyradikaalia, joka on minkä tahansa hiilivetymolekyylin loppuosa ilman yhtä vetyatomia.

Hiilivetyradikaalin nimi muodostetaan vastaavan hiilivedyn nimen perusteella korvaamalla pääte -an jälkiliitteenä – siltaa .

Toiminnallinen ryhmä - orgaanisen molekyylin (tietyn atomiryhmän) rakenteellinen fragmentti, joka vastaa sen spesifisyydestä Kemiallisia ominaisuuksia.

Riippuen siitä, mikä aineen molekyylin funktionaalisista ryhmistä on vanhin, yhdiste luokitellaan johonkin tai toiseen luokkaan.

R on hiilivetysubstituentin (radikaalin) nimitys.

Radikaalit voivat sisältää useita sidoksia, joita voidaan myös pitää funktionaalisina ryhminä, koska useat sidokset vaikuttavat aineen kemiallisiin ominaisuuksiin.

Jos orgaaninen molekyyli sisältää kaksi tai useampia funktionaalisia ryhmiä, tällaisia yhdisteitä kutsutaan polyfunktionaalisiksi.

Hybridisaation käsite

Valenssiatomiorbitaalien hybridisaation käsite amerikkalainen kemisti Linus Pauling ehdotti vastausta kysymykseen, miksi jos keskusatomilla on erilaiset (s, p, d) valenssiorbitaalit, sen muodostamat sidokset moniatomisissa molekyyleissä samoilla ligandeilla ovat energialtaan ja tilaominaisuuksiltaan samanarvoisia. .

Ajatukset hybridisaatiosta ovat keskeisiä valenssisidosmenetelmässä. Hybridisaatio itsessään ei ole todellinen fysikaalinen prosessi, vaan vain kätevä malli, joka mahdollistaa molekyylien elektronisen rakenteen selittämisen, erityisesti atomiorbitaalien hypoteettiset modifikaatiot kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana, erityisesti kemiallisten aineiden kohdistusta. sidoksen pituudet ja sidoskulmat molekyylissä.

Hybridisaation käsitettä sovellettiin menestyksekkäästi yksinkertaisten molekyylien kvalitatiiviseen kuvaamiseen, mutta se laajennettiin myöhemmin monimutkaisempiin. Toisin kuin molekyyliratojen teoria, se ei ole tiukasti kvantitatiivinen, sillä se ei esimerkiksi pysty ennustamaan edes yksinkertaisten molekyylien, kuten veden, fotoelektronispektrejä. Sitä käytetään tällä hetkellä pääasiassa metodologisiin tarkoituksiin ja synteettisessä orgaanisessa kemiassa.

Tämä periaate heijastuu Gillespie-Nyholmin teoriassa elektroniparien hylkimisestä. Ensimmäinen ja tärkein sääntö, joka muotoiltiin seuraavasti:

"Elektroniset parit ottavat atomin valenssikuorella sellaisen järjestelyn, jossa ne ovat mahdollisimman kaukana toisistaan, eli elektroniparit käyttäytyvät kuin hylkivät toisiaan."

Toinen sääntö on se "kaikkien valenssielektronikuoreen sisältyvien elektroniparien katsotaan olevan samalla etäisyydellä ytimestä".

Hybridisaatiotyypit

sp-hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja yksi p-orbitaali. Muodostuu kaksi ekvivalenttia sp-atomiorbitaalia, jotka sijaitsevat lineaarisesti 180 asteen kulmassa ja suunnataan kohti eri puolia hiiliatomin ytimestä. Kaksi jäljellä olevaa ei-hybridi-p-orbitaalia sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa ja osallistuvat π-sidosten muodostumiseen tai ovat yksinäisten elektroniparien miehittämiä.

sp 2 -hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja kaksi p-orbitaalia. Muodostetaan kolme hybridiorbitaalia, joiden akselit sijaitsevat samassa tasossa ja suunnataan kolmion kärkiin 120 asteen kulmassa. Ei-hybridi p-atomiorbitaali on kohtisuorassa tasoon nähden ja osallistuu pääsääntöisesti π-sidosten muodostumiseen

sp 3 -hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja kolme p-orbitaalia, jolloin muodostuu neljä samanmuotoista ja -energiaista sp3-hybridiorbitaalia. Ne voivat muodostaa neljä σ-sidosta muiden atomien kanssa tai olla täynnä yksittäisiä elektronipareja.

Sp3-hybridiorbitaalien akselit on suunnattu säännöllisen tetraedrin kärkiin. Niiden välinen tetraedrikulma on 109°28", mikä vastaa pienintä elektronien hylkimisenergiaa. Sp3-orbitaalit voivat myös muodostaa neljä σ-sidosta muiden atomien kanssa tai täyttyä jakamattomilla elektronipareilla.

Hybridisaatio ja molekyyligeometria

Ajatukset atomiorbitaalien hybridisaatiosta ovat Gillespie-Nyholmin elektronparien hylkimisteorian taustalla. Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa keskusatomin hybridiorbitaalien tiukasti määriteltyä avaruudellista orientaatiota, mikä mahdollistaa sen käytön stereokemiallisten käsitteiden perustana maailmassa. orgaaninen kemia.

Taulukossa on esimerkkejä yleisimpien hybridisaatiotyyppien ja molekyylien geometrisen rakenteen välisestä vastaavuudesta olettaen, että kaikki hybridiorbitaalit osallistuvat kemiallisten sidosten muodostumiseen (ei ole jakamattomia elektronipareja).

Hybridisaation tyyppi	Määrä hybridiradat	Geometria	Esimerkkejä
sp	2	Lineaarinen	BeF 2, CO 2, NO 2+
sp 2	3	kolmion muotoinen	BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedrinen	CH4, Cl04-, SO42-, NH4+
dsp2	4	tasainen neliö	Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Hexahedral	PCl 5, AsF 5
sp 3 d 2	6	Octahedral	SF 6 , Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

Linkit

Kirjallisuus

Pauling L. Kemiallisen sidoksen luonne / Per. englannista. M. E. Djatkina. Ed. prof. Ja K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
Pauling L. yleinen kemia. Per. englannista. - M .: Mir, 1974. - 846 s.
Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Molekyylien rakenteen teoria. - Rostov-on-Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Gillespie R. Molekyylien geometria / Per. englannista. E. Z. Zasorina ja V. S. Mastryukov, toim. Yu.A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 s.

Katso myös

Huomautuksia

Wikimedia Foundation. 2010 .

Kemiallisen hiukkasen geometrista muotoa määritettäessä on tärkeää ottaa huomioon, että pääatomin valenssielektroniparit, mukaan lukien ne, jotka eivät muodosta kemiallista sidosta, ovat suurella etäisyydellä toisistaan avaruudessa. .

Termiominaisuudet

Kun tarkastellaan kovalenttista kemiallista sidosta, konseptia käytetään usein atomiorbitaalien hybridisaationa. Tämä termi liittyy muodon ja energian kohdistamiseen. Atomiratojen hybridisaatio liittyy kvanttikemialliseen uudelleenjärjestelyprosessiin. Orbitaaleilla on erilainen rakenne alkuperäisiin atomeihin verrattuna. Hybridisaation ydin on siinä, että sitoutuneen atomin ytimen vieressä sijaitseva elektroni ei määräydy tietyn atomiradan mukaan, vaan niiden yhdistelmästä saman pääkvanttiluvun kanssa. Pohjimmiltaan tämä prosessi koskee korkeampia, lähellä energiaa olevia atomikiertoradoja, joissa on elektroneja.

Prosessin tiedot

Molekyylien atomien hybridisaatiotyypit riippuvat siitä, miten uusien kiertoradan suuntautuminen tapahtuu. Hybridisaatiotyypin mukaan voidaan määrittää ionin tai molekyylin geometria, ehdottaa kemiallisten ominaisuuksien ominaisuuksia.

Hybridisaatiotyypit

Tämän tyyppinen hybridisaatio, kuten sp, on lineaarinen rakenne, sidosten välinen kulma on 180 astetta. Esimerkki molekyylistä, jolla on samanlainen hybridisaatiovariantti, on BeCl2.

Seuraava hybridisaatiotyyppi on sp2. Molekyyleille on ominaista kolmion muoto, sidosten välinen kulma on 120 astetta. Tyypillinen esimerkki tällaisesta hybridisaatiovariantista on BC13.

Sp 3 -hybridisaatiotyyppi viittaa molekyylin tetraedriseen rakenteeseen; tyypillinen esimerkki aineesta, jolla on tämä hybridisaatiovariantti, on metaani CH 4 -molekyyli. Liitoskulma on tässä tapauksessa 109 astetta 28 minuuttia.

Ei vain elektronien parit, vaan myös erottamattomat elektroniparit ovat suoraan mukana hybridisaatiossa.

Hybridisaatio vesimolekyylissä

Esimerkiksi vesimolekyylissä happiatomin ja vetyatomien välillä on kaksi kovalenttista polaarista sidosta. Lisäksi happiatomissa itsessään on kaksi paria ulkoisia elektroneja, jotka eivät osallistu kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Nämä 4 elektroniparia avaruudessa vievät tietyn paikan happiatomin ympärillä. Koska niillä kaikilla on sama varaus, ne hylkivät toisiaan avaruudessa, elektronipilvet ovat huomattavan etäisyyden päässä toisistaan. Tietyn aineen atomien hybridisaatiotyyppiin liittyy atomiorbitaalien muodon muutos, ne venytetään ja kohdistetaan tetraedrin kärkikohtiin. Tämän seurauksena vesimolekyyli saa kulmikkaan muodon, happi-vetysidosten välinen sidoskulma on 104,5 o.

Hybridisaation tyypin ennustamiseksi voidaan käyttää kemiallisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismia. Seurauksena on, että alhaisemman elektronegatiivisuuden omaavan elementin vapaat orbitaalit menevät päällekkäin, samoin kuin sellaisen elementin orbitaalit, jolla on korkeampi sähköinen negatiivisuus, jolla elektronipari sijaitsee. Atomin elektronista konfiguraatiota laadittaessa otetaan huomioon niiden hapetustila.

Hybridisaatiotyypin tunnistamista koskevat säännöt

Hiilen hybridisaation tyypin määrittämiseksi voidaan käyttää tiettyjä sääntöjä:

tunnistaa keskusatomi, laskea σ-sidosten lukumäärä;
laita hiukkaseen atomien hapetustila;
kirjoita muistiin pääatomin elektroninen konfiguraatio halutussa hapetustilassa;
muodostaa kaavion jakautumisesta valenssielektronien kiertoradalla, yhdistäen elektroneja;
allokoi orbitaalit, jotka ovat suoraan mukana sidosten muodostumisessa, etsi parittomia elektroneja (jos valenssiorbitaalien lukumäärä ei ole riittävä hybridisaatioon, käytetään seuraavan energiatason kiertoradat).

Molekyylin geometria määräytyy hybridisaation tyypin mukaan. Pi-sidosten läsnäolo ei vaikuta siihen. Lisäsidoksen tapauksessa sidoskulman muutos on mahdollinen, syynä moninkertaisen sidoksen muodostavien elektronien keskinäinen hylkiminen. Siten typpioksidimolekyylissä (4) sp 2 -hybridisaation aikana sidoskulma kasvaa 120 astetta 134 asteeseen.

Hybridisaatio ammoniakkimolekyylissä

Jakamaton elektronipari vaikuttaa tuloksena olevaan koko molekyylin dipolimomenttiin. Ammoniakkilla on tetraedrirakenne, jossa on jakamaton elektronipari. Typpi-vety- ja typpi-fluorisidosten ionisuus on 15 ja 19 prosenttia, pituuksiksi määritetään vastaavasti 101 ja 137 pm. Siten typpifluoridimolekyylillä pitäisi olla suurempi dipolimomentti, mutta koetulokset osoittavat päinvastaista.

Hybridisaatio orgaanisissa yhdisteissä

Jokaisella hiilivetyluokalla on oma hybridisaatiotyyppinsä. Joten alkaaniluokan (tyydyttyneiden hiilivetyjen) molekyylien muodostumisessa hiiliatomin kaikki neljä elektronia muodostavat hybridiorbitaalit. Kun ne menevät päällekkäin, muodostuu 4 hybridipilveä, jotka on kohdistettu tetraedrin kärkien kanssa. Lisäksi niiden huiput menevät päällekkäin vedyn ei-hybridi-s-orbitaalien kanssa muodostaen yksittäisen sidoksen. Tyydyttyneille hiilivedyille on tunnusomaista sp 3 -hybridisaatio.

Tyydyttymättömissä alkeeneissa (niiden tyypillinen edustaja on eteeni) hybridisaatioon osallistuu vain kolme elektroniorbitaalia - s ja 2 p, kolme hybridiorbitaalia muodostavat kolmion avaruudessa. Ei-hybridi-p-orbitaalit menevät päällekkäin ja muodostavat moninkertaisen sidoksen molekyyliin. Tälle orgaanisten hiilivetyjen luokalle on ominaista hiiliatomin sp 2 -hybriditila.

Alkyynit eroavat edellisestä hiilivetyjen luokasta siinä, että hybridisaatioprosessiin osallistuu vain kahden tyyppisiä orbitaaleja: s ja p. Kussakin hiiliatomissa jäljellä olevat kaksi ei-hybridi-p-elektronia menevät päällekkäin kahteen suuntaan muodostaen kaksi moninkertaista sidosta. Tälle hiilivetyjen luokalle on ominaista hiiliatomin sp-hybriditila.

Johtopäätös

Määrittämällä hybridisaatiotyypin molekyylissä voidaan selittää erilaisten epäorgaanisten ja orgaanisten aineiden rakennetta, ennustaa tietyn aineen mahdollisia kemiallisia ominaisuuksia.

Yli kahdesta atomista koostuvan molekyylin tärkeä ominaisuus on sen geometrinen kokoonpano. Sen määrää kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuvien atomiorbitaalien keskinäinen järjestely.

Molekyylin geometrisen konfiguraation selittämiseksi käytetään keskusatomin AO:n hybridisaation käsitettä. Viritetyllä berylliumatomilla on konfiguraatio 2s 1 2p 1, viritetyllä booriatomilla on konfiguraatio 2s 1 2p 2 ja viritetyllä hiiliatomilla on konfiguraatio 2s 1 2p 3. Siksi voimme olettaa, että kemiallisten sidosten muodostumiseen eivät voi osallistua samat, vaan eri atomiradat. Esimerkiksi yhdisteissä, kuten BeCl2, BCl3, CCl4:n tulisi olla eri energian ja sidoksen suunnan suhteen. Kuitenkin kokeelliset tiedot osoittavat, että molekyyleissä, jotka sisältävät keskusatomeja, joilla on erilaiset valenssiorbitaalit

(s, p, d), kaikki liitännät ovat samanarvoisia. Tämän ristiriidan ratkaisemiseksi Pauling ja Slater ehdottivat hybridisaation käsitettä

Hybridisaatiokäsitteen tärkeimmät säännökset:

1. Hybridiorbitaalit muodostuvat erilaisista atomikiertoradoista, jotka eivät ole kovin erilaisia energialtaan,

2. Hybridiorbitaalien lukumäärä on yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuvien atomiorbitaalien lukumäärä.

3. Hybridiradat ovat samat elektronipilven muodoltaan ja energialtaan.

4 Atomikiertoradoihin verrattuna ne ovat pidennetympiä kemiallisten sidosten muodostumissuunnassa ja aiheuttavat siten paremman elektronipilvien päällekkäisyyden.

On huomattava, että orbitaalien hybridisaatiota ei ole olemassa fyysisenä prosessina. Hybridisaatiomenetelmä on kätevä malli molekyylien visuaaliseen kuvaamiseen.

Sp-hybridisaatio

sp-hybridisaatiota tapahtuu esimerkiksi Be-, Zn-, Co- ja Hg(II)halogenidien muodostumisessa. Valenssitilassa kaikki metallihalogenidit sisältävät s- ja p-parittomia elektroneja vastaavalla energiatasolla. Kun molekyyli muodostuu, yksi s- ja yksi p-orbitaali muodostavat kaksi hybridi-sp-orbitaalia 180 o kulmassa (kuva 5).

Kuva 5 sp hybridiradat

Kokeelliset tiedot osoittavat, että kaikki Be-, Zn-, Cd- ja Hg(II)halogenidit ovat lineaarisia ja molemmat sidokset ovat samanpituisia.

sp 2 -hybridisaatio

Yhden s-orbitaalin ja kahden p-orbitaalin yhdistelmän tuloksena muodostuu kolme hybridi-sp 2 -orbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa 120° kulmassa toisiinsa nähden. Tämä on esimerkiksi BF 3 -molekyylin konfiguraatio (kuva 6):

Kuva 6 sp 2 -hybridiradat

sp 3 -hybridisaatio

sp 3 -Hybridisaatio on ominaista hiiliyhdisteille. Yhden s-orbitaalin ja kolmen p-orbitaalin yhdistelmän tuloksena muodostuu neljä hybridi-sp 3 -orbitaalia, jotka on suunnattu tetraedrin kärkiin orbitaalien välisellä kulmalla 109,5 o. Hybridisaatio ilmenee hiiliatomin ja muiden atomien sidosten täydellisenä ekvivalenssina yhdisteissä, esimerkiksi CH4:ssä, CCl4:ssä, C(CH3)4:ssä jne. (kuvio 7).

Kuva 7 sp 3 -hybridiradat

Hybridisaatiomenetelmä selittää ammoniakkimolekyylin geometrian. Yhden 2s ja kolmen 2p typpiorbitaalin yhdistelmän tuloksena muodostuu neljä sp 3 -hybridiorbitaalia. Molekyylin konfiguraatio on vääristynyt tetraedri, jossa kolme hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, ja neljäs elektroniparilla ei. väliset kulmat N-H-sidokset ei ole yhtä suuri kuin 90 o kuten pyramidissa, mutta ei yhtä suuri kuin 109,5 o, joka vastaa tetraedria (kuva 8):

Kuva 8 sp 3 - hybridisaatio ammoniakkimolekyylissä

Kun ammoniakki on vuorovaikutuksessa vetyionin H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 + kanssa, muodostuu luovuttajan ja vastaanottajan vuorovaikutuksen seurauksena ammoniumioni, jonka konfiguraatio on tetraedri.

Hybridisaatio selittää myös O-H-sidosten välisen kulman eron kulmavesimolekyylissä. Yhden 2s ja kolmen 2p happiorbitaalin yhdistelmän tuloksena muodostuu neljä sp 3 -hybridiorbitaalia, joista vain kaksi osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, mikä johtaa tetraedria vastaavan kulman vääristymiseen (kuva 3). . 9):

Kuva 9 sp 3 - hybridisaatio vesimolekyylissä

Hybridisaatio voi sisältää paitsi s- ja p-, myös d- ja f-orbitaalit.

Sp 3 d 2 -hybridisaatiolla muodostuu 6 ekvivalenttipilveä. Se havaitaan sellaisissa yhdisteissä kuin 4-, 4- (kuvio 10). Tässä tapauksessa molekyylillä on oktaedrin konfiguraatio:

Riisi. kymmenen d 2 sp 3 -hybridisaatio ionissa 4-

Ajatukset hybridisaatiosta mahdollistavat sellaisten molekyylien rakenteen piirteiden ymmärtämisen, joita ei voi selittää millään muulla tavalla. Atomiorbitaalien (AO) hybridisaatio johtaa elektronipilven siirtymiseen sidoksen muodostumisen suuntaan muiden atomien kanssa. Tämän seurauksena hybridiorbitaalien päällekkäiset alueet osoittautuvat suuremmiksi kuin puhtailla kiertoradoilla ja sidoslujuus kasvaa.

Delokalisoitu π-sidos

MVS-menetelmän mukaan molekyylin elektronirakenne näyttää joukolta erilaisia valenssikaavioita (localisoitu parimenetelmä). Mutta kuten kävi ilmi, on mahdotonta selittää kokeellisia tietoja monien molekyylien ja ionien rakenteesta vain paikallisten sidosten perusteella. Tutkimukset osoittavat, että vain σ-sidokset ovat aina paikallisia. π-sidosten läsnä ollessa voi olla siirtäminen, jossa sitoutuva elektronipari kuuluu samanaikaisesti useampaan kuin kahteen atomiytimeen. Esimerkiksi on kokeellisesti osoitettu, että BF3-molekyylillä on litteä kolmion muoto (kuvio 6). Kaikki kolme linkkiä

B–F ovat ekvivalentteja, mutta ytimien välisen etäisyyden arvo osoittaa, että sidos on yhden ja kaksoissidoksen välissä. Nämä tosiasiat voidaan selittää seuraavasti. Booriatomiin muodostuu yhden s-orbitaalin ja kahden p-orbitaalin yhdistelmän seurauksena kolme hybridi-sp 2 -orbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa 120 asteen kulmassa toisiinsa nähden, mutta vapaa hybridisoitumaton p -orbitaali jää käyttämättä, ja fluoriatomeilla on jakamattomia elektronisia pareja. Siksi on mahdollista muodostaa π-sidos luovuttaja-akseptorimekanismilla. Kaikkien sidosten ekvivalenssi osoittaa π-sidoksen siirtymisen kolmen fluoriatomin välillä.

BF 3 -molekyylin rakennekaava, jossa otetaan huomioon π-sidoksen siirtyminen, voidaan kuvata seuraavasti (lokalisoimaton sidos on merkitty katkoviivalla):

Riisi.11 BF 3 -molekyylin rakenne

Lokalisoimaton π-sidos määrittää sidoksen ei-kokonaislukukertoimen. Tässä tapauksessa se on yhtä suuri kuin 1 1/3, koska booriatomin ja kunkin fluoriatomin välillä on yksi σ-sidos ja 1/3 osa π-sidoksesta.

Samalla tavalla NO 3 - ionin kaikkien sidosten ekvivalenssi osoittaa π-sidoksen siirtymisen ja negatiivisen varauksen kaikkiin happiatomeihin. Litteässä kolmion muotoisessa ionissa NO 3 - (typpiatomin sp 2 -hybridisaatio) on siirretty

π-sidokset (kuvattu katkoviivoilla) jakautuvat tasaisesti kaikkien happiatomien kesken (kuva 12)

Riisi. 12 NO 3 -ionin rakennekaava - ottaen huomioon π-sidoksen siirtyminen

Samoin delokalisoidut π-sidokset jakautuvat tasaisesti kaikkien happiatomien kesken anioneissa: PO 4 3- (sp 3 - fosforiatomin hybridisaatio → tetraedri), SO 4 2- (sp 3 - rikkiatomin hybridisaatio → tetraedri) ( Kuva 13)