Hva betyr sp3 hybridisering. Hybridisering av atomorbitaler og geometrien til molekyler

sp3 hybridisering

sp 3 -Hybridisering - hybridisering, hvor atomorbitaler av en s- og tre s-elektroner (fig. 1).

Ris. en. utdanning sp 3 hybrid orbitaler

Fire sp 3-hybride orbitaler er symmetrisk orientert i rommet i en vinkel på 109°28" (fig. 2).

Modell av et atom med sp 3-hybride orbitaler

Den romlige konfigurasjonen av et molekyl hvis sentrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler - tetraeder

Tetraedrisk romlig konfigurasjon av et molekyl hvis sentrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler

hybridisering atom orbital karbon

Eksempler på forbindelser som sp 3-hybridisering: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Også, sp 3-hybridisering observeres i alle mettede hydrokarboner (alkaner, cykloalkaner) og andre organiske forbindelser: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18, etc. Den generelle formelen for alkaner er: C n H 2n +2. Den generelle formelen for cykloalkaner er: C n H 2n. I mettede hydrokarboner er alle kjemiske bindinger enkle, derfor er det bare mellom hybridorbitalene til disse forbindelsene på-overlappende.

Dann en kjemisk binding, dvs. bare uparrede elektroner kan lage et felles elektronpar med et "fremmed" elektron fra et annet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner plassert en etter en i orbitalcellen.

atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til elektronskyen ved hvert punkt i rommet rundt kjernen til et atom. En elektronsky er et område i rommet der et elektron kan bli funnet med stor sannsynlighet.

For å harmonisere den elektroniske strukturen til karbonatomet og valensen til dette elementet, brukes begrepene eksitasjon av karbonatomet. I normal (ueksitert) tilstand har karbonatomet to uparede 2 R 2 elektroner. I en opphisset tilstand (når energi absorberes) en av 2 s 2-elektroner kan gå til fri R-orbital. Da vises fire uparrede elektroner i karbonatomet:

Husk at i den elektroniske formelen til et atom (for eksempel for karbon 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) store tall foran bokstavene - 1, 2 - indikerer nummeret på energinivået. Bokstaver s og R angir formen på elektronskyen (orbitalene), og tallene til høyre over bokstavene angir antall elektroner i en gitt orbital. Alle s- sfæriske orbitaler

På det andre energinivået bortsett fra 2 s- Det er tre orbitaler 2 R-orbitaler. Disse 2 R-orbitaler har en ellipsoid form, som ligner på manualer, og er orientert i rommet i en vinkel på 90 ° til hverandre. 2 R- Orbitaler angir 2 R X , 2R y og 2 R z i henhold til aksene som disse orbitalene er plassert langs.

Form og orientering av p-elektronorbitaler

Når kjemiske bindinger dannes, får elektronorbitalene samme form. Så, i mettede hydrokarboner, en s-orbital og tre R-orbitaler av et karbonatom for å danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:

det - sp 3 - hybridisering.

Hybridisering- justering (blanding) av atomorbitaler ( s og R) med dannelsen av nye atomorbitaler, kalt hybrid orbitaler.

Fire sp 3 -hybride orbitaler av karbonatomer

Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, langstrakt mot det festede atomet. Elektronskyer frastøter hverandre og er plassert i verdensrommet så langt fra hverandre som mulig. Samtidig er aksene til fire sp 3-hybrid orbitaler vise seg å være rettet mot toppene av tetraederet (vanlig trekantet pyramide).

Følgelig er vinklene mellom disse orbitalene tetraedriske, lik 109 ° 28".

Toppen av elektronorbitaler kan overlappe med orbitaler til andre atomer. Hvis elektronskyer overlapper langs en linje som forbinder atomsentrene, kalles en slik kovalent binding sigma () - binding. For eksempel, i et C 2 H 6-etanmolekyl, dannes en kjemisk binding mellom to karbonatomer ved å overlappe to hybridorbitaler. Dette er en sammenheng. I tillegg kommer hvert av karbonatomene med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler av tre hydrogenatomer, som danner tre -bindinger.

Skjema med overlappende elektronskyer i etanmolekylet

Totalt er tre valenstilstander med forskjellige typer hybridisering mulig for et karbonatom. Unntatt sp 3-hybridisering eksisterer sp 2 - og sp-hybridisering.

sp 2 -Hybridisering- blande en s- og to R-orbitaler. Som et resultat, tre hybrid sp 2 -orbitaler. Disse sp 2 -orbitaler er plassert i samme plan (med akser X, på) og er rettet mot hjørnene i trekanten med en vinkel mellom orbitalene på 120°. uhybridisert R-orbital er vinkelrett på planet til de tre hybridene sp 2 orbitaler (orientert langs aksen z). Øvre halvdel R-orbitaler er over planet, den nedre halvdelen er under planet.

Type av sp 2-hybridisering av karbon skjer i forbindelser med dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Dessuten kan bare én av bindingene mellom to atomer (for eksempel C=C) være en binding. (De andre bindingsorbitalene til atomet er rettet i motsatte retninger.) Den andre bindingen dannes som et resultat av overlapping av ikke-hybrid R-orbitaler på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene.

Orbitaler (tre sp 2 og ett p) karbonatom i sp 2 - hybridisering

Kovalent binding dannet ved lateral overlapping R-orbitaler av nabokarbonatomer kalles pi()-binding.

Utdanning - kommunikasjon

På grunn av mindre overlapping av orbitaler er -bindingen mindre sterk enn -bindingen.

sp-Hybridisering- dette er blanding (tilpasning i form og energi) av en s- og en R-orbitaler med dannelse av to hybrider sp-orbitaler. sp- Orbitaler er plassert på samme linje (i en vinkel på 180 °) og rettet i motsatte retninger fra kjernen til karbonatomet. To R-orbitaler forblir uhybridiserte. De er plassert gjensidig vinkelrett på retningene til -bindinger. På bildet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserte to R-orbitaler- langs aksene X og z.

Atomiske orbitaler (to sp og to p) av karbon i tilstanden sp hybridisering

Trippelkarbon-karbonbindingen CC består av en -binding som oppstår ved overlapping sp-hybride orbitaler, og to -bindinger.

Den elektroniske strukturen til karbonatomet

Karbon, som er en del av organiske forbindelser, viser en konstant valens. Det siste energinivået til karbonatomet inneholder 4 elektroner, hvorav to opptar 2s-orbitalen, som har en sfærisk form, og to elektroner okkuperer 2p-orbitalene, som har en manualform. Når det er begeistret, kan ett elektron fra 2s-orbitalen gå til en av de ledige 2p-orbitalene. Denne overgangen krever noen energikostnader (403 kJ/mol). Som et resultat har det eksiterte karbonatomet 4 uparrede elektroner og dets elektroniske konfigurasjon uttrykkes med formelen 2s1 2p3 .

Et eksitert karbonatom er i stand til å danne 4 kovalente bindinger på grunn av 4 av sine egne uparrede elektroner og 4 elektroner av andre atomer. Så når det gjelder hydrokarbonmetan (CH4), danner karbonatomet 4 bindinger med s-elektronene til hydrogenatomene. I dette tilfellet skal det dannes 1 binding type s-s(mellom s-elektronet til et karbonatom og s-elektronet til et hydrogenatom) og 3 p-s-bindinger (mellom 3 p-elektroner av et karbonatom og 3 s-elektroner med 3 hydrogenatomer). Dette fører til konklusjonen at de fire kovalente bindingene dannet av karbonatomet ikke er ekvivalente. Men, praktisk erfaring kjemi indikerer at alle 4 bindingene i metanmolekylet er absolutt ekvivalente, og metanmolekylet har en tetraedrisk struktur med bindingsvinkler på 109°, noe som ikke kunne vært tilfelle hvis bindingene ikke var ekvivalente. Tross alt er bare orbitalene til p-elektroner orientert i rommet langs gjensidig vinkelrette akser x, y, z, og orbitalen til et s-elektron har en sfærisk form, så retningen for dannelse av en binding med dette elektronet vil være vilkårlig. Teorien om hybridisering var i stand til å forklare denne motsetningen. L. Polling antydet at i noen molekyler er det ingen bindinger isolert fra hverandre. Når bindinger dannes, overlapper orbitalene til alle valenselektroner. Flere typer hybridisering av elektronorbitaler er kjent. Det antas at i molekylet av metan og andre alkaner går 4 elektroner inn i hybridisering.

Hybridisering av karbonatomorbitaler

Orbital hybridisering er en endring i formen og energien til noen elektroner under dannelsen av en kovalent binding, noe som fører til mer effektiv overlapping av orbitaler og økt bindingsstyrke. Hybridisering av orbitaler skjer alltid når elektroner tilhører forskjellige typer orbitaler. 1. sp 3 -hybridisering (den første valenstilstanden til karbon). Med sp3-hybridisering samhandler 3 p-orbitaler og en s-orbitaler av et eksitert karbonatom på en slik måte at det oppnås orbitaler som er helt identiske i energi og symmetrisk plassert i rommet. Denne transformasjonen kan skrives slik:

s + px + py + pz = 4sp3

Under hybridisering endres ikke det totale antallet orbitaler, men bare deres energi og form endres. Det er vist at sp3-hybridiseringen av orbitalene ligner en tredimensjonal åttefigur, hvor ett av bladene er mye større enn det andre. Fire hybridorbitaler er forlenget fra midten til toppene vanlig tetraeder ved vinkler på 109,50. Bindingene dannet av hybridelektroner (for eksempel s-sp 3-bindingen) er sterkere enn bindingene laget av uhybridiserte p-elektroner (for eksempel s-p-bindingen). fordi hybrid sp3 orbital gir et større område med elektronorbital overlapping enn den uhybridiserte p orbital. Molekyler der sp3-hybridisering utføres har en tetraedrisk struktur. I tillegg til metan inkluderer disse metanhomologer, uorganiske molekyler som ammoniakk. Figurene viser et hybridisert orbital og et tetraedrisk metanmolekyl. Kjemiske bindinger som oppstår i metan mellom karbon- og hydrogenatomer er av type 2 y-bindinger (sp3 -s-binding). Generelt sett er enhver sigmabinding preget av det faktum at elektrontettheten til to sammenkoblede atomer overlapper langs linjen som forbinder sentrene (kjernene) til atomer. y-bindinger tilsvarer størst mulig grad av overlapping av atomorbitaler, så de er sterke nok. 2. sp2 hybridisering (andre valenstilstand for karbon). Oppstår som et resultat av overlapping av en 2s og to 2p orbitaler. De resulterende sp2 hybridorbitalene er plassert i samme plan i en vinkel på 1200 til hverandre, og den uhybridiserte p-orbitalen er vinkelrett på den. Det totale antallet orbitaler endres ikke - det er fire av dem.

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

Sp2-hybridiseringstilstanden forekommer i alkenmolekyler, i karbonyl- og karboksylgrupper, dvs. i forbindelser som inneholder en dobbeltbinding. Så, i etylenmolekylet danner de hybridiserte elektronene til karbonatomet 3 y-bindinger (to sp 2 -s type bindinger mellom karbonatomet og hydrogenatomer og en sp 2 -sp 2 type binding mellom karbonatomer). Det gjenværende uhybridiserte p-elektronet til ett karbonatom danner en p-binding med det uhybridiserte p-elektronet til det andre karbonatomet. karakteristisk trekk P-bindingen er at overlappingen av elektronorbitaler går utover linjen som forbinder de to atomene. Overlappingen av orbitaler går over og under y-bindingen som forbinder begge karbonatomene. Dermed er en dobbeltbinding en kombinasjon av y- og p-bindinger. De to første figurene viser at i etylenmolekylet er bindingsvinklene mellom atomene som danner etylenmolekylet 1200 (tilsvarende orienteringene til de tre sp2 hybridorbitalene i rommet). Den tredje og fjerde figuren viser dannelsen av en p-binding. etylen (dannelse av y-bindinger) etylen (dannelse av pi-bindinger) i kjemiske reaksjoner. 3. sp-hybridisering (den tredje valenstilstanden til karbon). I tilstanden sp-hybridisering har karbonatomet to sp-hybride orbitaler plassert lineært i en vinkel på 1800 til hverandre og to uhybridiserte p-orbitaler plassert i to gjensidig vinkelrette plan. sp- Hybridisering er typisk for alkyner og nitriler, dvs. for forbindelser som inneholder en trippelbinding.

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

Så i et acetylenmolekyl er bindingsvinklene mellom atomer 1800. Hybridiserte elektroner av et karbonatom danner 2 y-bindinger (en sp-s-binding mellom et karbonatom og et hydrogenatom og en annen sp-sp-typebinding mellom karbonatomer. To uhybridiserte p-elektroner av ett karbonatom danner to p-bindinger med uhybridiserte p-elektroner andre karbonatom. De overlappende orbitalene til p-elektroner er ikke bare over og under y-bindingen, men også foran og bak, og den totale skyen av p-elektroner har en sylindrisk form. trippelbinding er en kombinasjon av en y-binding og to p-bindinger Tilstedeværelsen av mindre sterke to p-bindinger i acetylenmolekylet sikrer dette stoffets evne til å inngå addisjonsreaksjoner med brudd av trippelbindingen.

Konklusjon: sp3-hybridisering er karakteristisk for karbonforbindelser. Som et resultat av hybridisering av en s-orbital og tre p-orbitaler, dannes fire hybride sp3-orbitaler, rettet mot toppene til tetraederet med en vinkel mellom orbitalene på 109°.

De fleste organiske forbindelser har molekylær struktur. Atomer i stoffer med en molekylær type struktur danner alltid bare kovalente bindinger med hverandre, noe som også observeres når det gjelder organiske forbindelser. Husk at en kovalent binding er en slik type binding mellom atomer, som realiseres på grunn av det faktum at atomer sosialiserer deler av deres ytre elektroner for å få den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass.

Ved antall sosialiserte elektronpar, kovalente bindinger inn organisk materiale ah kan deles inn i enkel, dobbel og trippel. Disse typene tilkoblinger er angitt i den grafiske formelen med henholdsvis en, to eller tre linjer:

Multiplisiteten av bindingen fører til en reduksjon i lengden, så en enkelt C-C tilkobling har en lengde på 0,154 nm, dobbel C=C-binding - 0,134 nm, trippel C≡C-binding - 0,120 nm.

Typer bindinger i henhold til måten orbitalene overlapper

Som kjent kan orbitaler ha forskjellige former, for eksempel er s-orbitaler sfæriske og p-hantelformede. Av denne grunn kan bindinger også variere i måten elektronorbitaler overlapper:

ϭ-bindinger - dannes når orbitalene overlapper hverandre på en slik måte at området for deres overlapping blir krysset av en linje som forbinder kjernene. Eksempler på ϭ-bindinger:

π-bindinger - dannes når orbitalene overlapper hverandre, i to områder - over og under linjen som forbinder atomkjernene. Eksempler på π-bindinger:

Hvordan vite når det er π- og ϭ-bindinger i et molekyl?

Med en kovalent type binding er det alltid en ϭ-binding mellom to atomer, og den har en π-binding bare i tilfelle av flere (dobbelt-, trippel-) bindinger. Hvori:

Enkeltbinding - alltid en ϭ-binding
En dobbeltbinding består alltid av en ϭ- og en π-binding
En trippelbinding dannes alltid av en ϭ- og to π-bindinger.

La oss indikere disse typer bindinger i propinsyremolekylet:

Hybridisering av karbonatomorbitaler

Orbital hybridisering er prosessen som orbitaler som opprinnelig har forskjellige former og energiene blandes, og danner til gjengjeld samme antall hybridorbitaler, like i form og energi.

For eksempel når du blander en s- og tre p- fire orbitaler dannes sp 3-hybride orbitaler:

Når det gjelder karbonatomer, deltar alltid hybridisering s- orbital, og nummeret s-orbitaler som kan delta i hybridisering varierer fra én til tre p- orbitaler.

Hvordan bestemme typen hybridisering av et karbonatom i et organisk molekyl?

Avhengig av hvor mange andre atomer et karbonatom er bundet til, er det enten i tilstanden sp 3, eller i staten sp 2, eller i staten sp- hybridisering:

La oss øve på å bestemme typen hybridisering av karbonatomer ved å bruke eksemplet på følgende organiske molekyl:

Det første karbonatomet er bundet til to andre atomer (1H og 1C), så det er i tilstanden sp-hybridisering.

Det andre karbonatomet er bundet til to atomer - sp-hybridisering
Det tredje karbonatomet er bundet til fire andre atomer (to C og to H) - sp 3-hybridisering
Det fjerde karbonatomet er bundet til tre andre atomer (2O og 1C) - sp 2-hybridisering.

Radikal. Funksjonell gruppe

Begrepet "radikal" betyr oftest et hydrokarbonradikal, som er resten av et molekyl av et hvilket som helst hydrokarbon uten ett hydrogenatom.

Navnet på hydrokarbonradikalet dannes basert på navnet på det tilsvarende hydrokarbonet ved å erstatte suffikset -en å suffikse – silt .

Funksjonell gruppe - et strukturelt fragment av et organisk molekyl (en viss gruppe atomer), som er ansvarlig for dets spesifikke Kjemiske egenskaper.

Avhengig av hvilken av de funksjonelle gruppene i stoffets molekyl som er den eldste, er forbindelsen tilordnet en eller annen klasse.

R er betegnelsen på en hydrokarbonsubstituent (radikal).

Radikaler kan inneholde flere bindinger, som også kan betraktes som funksjonelle grupper, siden flere bindinger bidrar til stoffets kjemiske egenskaper.

Hvis et organisk molekyl inneholder to eller flere funksjonelle grupper, kalles slike forbindelser polyfunksjonelle.

Konseptet med hybridisering

Konseptet med hybridisering av valens atomorbitaler ble foreslått av den amerikanske kjemikeren Linus Pauling for å svare på spørsmålet hvorfor, hvis sentralatomet har forskjellige (s, p, d) valensorbitaler, er bindingene dannet av det i polyatomiske molekyler med samme ligander ekvivalente i deres energi og romlige egenskaper. .

Ideer om hybridisering er sentrale i metoden for valensbindinger. Hybridisering i seg selv er ikke en ekte fysisk prosess, men bare en praktisk modell som gjør det mulig å forklare den elektroniske strukturen til molekyler, spesielt hypotetiske modifikasjoner av atomorbitaler under dannelsen av en kovalent kjemisk binding, spesielt justeringen av kjemiske bindingslengder og bindingsvinkler i et molekyl.

Konseptet hybridisering ble vellykket brukt på den kvalitative beskrivelsen av enkle molekyler, men ble senere utvidet til mer komplekse. I motsetning til teorien om molekylære orbitaler, er den ikke strengt kvantitativ, for eksempel er den ikke i stand til å forutsi fotoelektronspektra til selv slike enkle molekyler som vann. Det brukes i dag hovedsakelig til metodiske formål og i syntetisk organisk kjemi.

Dette prinsippet gjenspeiles i Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar. Den første og viktigste regelen som ble formulert som følger:

"Elektroniske par tar et slikt arrangement på valensskallet til atomet, der de er så langt unna hverandre som mulig, det vil si at elektronpar oppfører seg som om de frastøter hverandre."

Den andre regelen er det "alle elektronpar inkludert i valenselektronskallet anses å være plassert i samme avstand fra kjernen".

Typer hybridisering

sp hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og en p-orbitaler. To ekvivalente sp-atomorbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet mot forskjellige sider fra kjernen til et karbonatom. De to gjenværende ikke-hybride p-orbitalene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan og deltar i dannelsen av π-bindinger, eller er okkupert av ensomme elektronpar.

sp 2 hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og to p-orbitaler. Tre hybridorbitaler er dannet med akser plassert i samme plan og rettet mot hjørnene i trekanten i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomiske orbitalen er vinkelrett på planet og deltar som regel i dannelsen av π-bindinger

sp 3 hybridisering

Oppstår når man blander en s- og tre p-orbitaler, og danner fire sp3-hybride orbitaler med lik form og energi. De kan danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fylt med ensomme elektronpar.

Aksene til sp3-hybride orbitaler er rettet mot toppunktene til et vanlig tetraeder. Den tetraedriske vinkelen mellom dem er 109°28", som tilsvarer den laveste elektronavstøtningsenergien. Sp3-orbitaler kan også danne fire σ-bindinger med andre atomer eller fylles med ikke-delte elektronpar.

Hybridisering og molekylær geometri

Ideer om hybridisering av atomorbitaler ligger til grunn for Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar. Hver type hybridisering tilsvarer en strengt definert romlig orientering av hybridorbitalene til sentralatomet, noe som gjør at den kan brukes som grunnlag for stereokjemiske konsepter i verden. organisk kjemi.

Tabellen viser eksempler på samsvar mellom de vanligste hybridiseringstypene og den geometriske strukturen til molekyler, forutsatt at alle hybridorbitaler deltar i dannelsen av kjemiske bindinger (det er ingen udelte elektronpar).

Type hybridisering	Antall hybrid orbitaler	Geometri	Eksempler
sp	2	Lineær	BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2	3	trekantet	BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedrisk	CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	flat firkant	Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Heksaedrisk	PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Oktaedral	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Linker

Litteratur

Pauling L. Natur kjemisk forbindelse/ Per. fra engelsk. M. E. Dyatkina. Ed. prof. Ja. K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
Pauling L. generell kjemi. Per. fra engelsk. - M .: Mir, 1974. - 846 s.
Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Teori om strukturen til molekyler. - Rostov ved Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Gillespie R. Geometri av molekyler / Pr. fra engelsk. E.Z. Zasorina og V.S. Mastryukov, red. Yu. A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 s.

se også

Notater

Wikimedia Foundation. 2010 .

I prosessen med å bestemme den geometriske formen til en kjemisk partikkel, er det viktig å ta hensyn til at par av valenselektroner til hovedatomet, inkludert de som ikke danner en kjemisk binding, er i stor avstand fra hverandre i rommet .

Termfunksjoner

Når man vurderer spørsmålet om kovalent kjemisk binding, brukes et konsept ofte som hybridisering av atomorbitaler. Dette begrepet er relatert til justering av form og energi. Hybridiseringen av atomorbitaler er assosiert med den kvantekjemiske prosessen med omorganisering. Orbitaler i sammenligning med de opprinnelige atomene har en annen struktur. Essensen av hybridisering ligger i det faktum at elektronet som ligger ved siden av kjernen til det bundne atomet, ikke bestemmes av en spesifikk atomorbital, men av deres kombinasjon med et likt hovedkvantenummer. I utgangspunktet gjelder denne prosessen høyere, nære energi atomorbitaler som har elektroner.

Prosessspesifikasjoner

Typene hybridisering av atomer i molekyler avhenger av hvordan orienteringen til nye orbitaler oppstår. I henhold til typen hybridisering kan man bestemme geometrien til et ion eller molekyl, foreslå funksjonene til kjemiske egenskaper.

Typer hybridisering

Denne typen hybridisering, som sp, er en lineær struktur, vinkelen mellom bindingene er 180 grader. Et eksempel på et molekyl med en lignende hybridiseringsvariant er BeCl2.

Den neste typen hybridisering er sp 2 . Molekyler er preget av en trekantet form, vinkelen mellom bindinger er 120 grader. Et typisk eksempel på en slik hybridiseringsvariant er BCl3.

Sp 3 hybridiseringstypen antyder en tetraedrisk struktur av molekylet; et typisk eksempel på et stoff med denne hybridiseringsvarianten er metan CH 4 molekylet. Bindingsvinkelen i dette tilfellet er 109 grader 28 minutter.

Ikke bare sammenkoblede elektroner, men også separerte elektronpar er direkte involvert i hybridisering.

Hybridisering i et vannmolekyl

For eksempel, i et vannmolekyl er det to kovalente polare bindinger mellom oksygenatomet og hydrogenatomene. I tillegg har selve oksygenatomet to par ytre elektroner som ikke tar del i dannelsen av en kjemisk binding. Disse 4 elektronparene i rommet opptar et bestemt sted rundt oksygenatomet. Siden de alle har samme ladning frastøter de hverandre i verdensrommet, elektronskyene er i betydelig avstand fra hverandre. Typen hybridisering av atomer i et gitt stoff innebærer en endring i formen til atomorbitaler, de strekkes og justeres til hjørnene til tetraederet. Som et resultat får vannmolekylet en vinkelform, bindingsvinkelen mellom oksygen-hydrogenbindingene er 104,5 o.

For å forutsi typen hybridisering kan man bruke donor-akseptormekanismen for dannelse av kjemiske bindinger. Som et resultat overlapper de frie orbitalene til et element med lavere elektronegativitet, så vel som orbitalene til et element med høyere elektrisk negativitet, som et elektronpar er plassert på. I prosessen med å kompilere den elektroniske konfigurasjonen av et atom, blir deres oksidasjonstilstand tatt i betraktning.

Regler for å identifisere typen hybridisering

For å bestemme typen karbonhybridisering, kan visse regler brukes:

identifisere sentralatomet, beregne antall σ-bindinger;
legg i partikkelen oksidasjonstilstanden til atomer;
skrive ned den elektroniske konfigurasjonen til hovedatomet i ønsket oksidasjonstilstand;
utgjør skjemaet for distribusjon langs banene til valenselektroner, sammenkobling av elektroner;
allokere orbitaler som er direkte involvert i dannelsen av bindinger, finn uparrede elektroner (hvis antallet valensorbitaler er utilstrekkelig for hybridisering, brukes orbitaler av neste energinivå).

Geometrien til molekylet bestemmes av typen hybridisering. Det påvirkes ikke av tilstedeværelsen av pi-bindinger. Ved ytterligere binding er en endring i bindingsvinkelen mulig, årsaken er gjensidig frastøting av elektroner som danner en multippelbinding. Så, i nitrogenoksidmolekylet (4) under sp 2 hybridisering, øker bindingsvinkelen fra 120 grader til 134 grader.

Hybridisering i ammoniakkmolekylet

Et ikke-delt elektronpar påvirker det resulterende dipolmomentet til hele molekylet. Ammoniakk har en tetraedrisk struktur med et udelt elektronpar. Ionisiteten til nitrogen-hydrogen- og nitrogen-fluorbindingene er 15 og 19 prosent, lengdene er bestemt til å være henholdsvis 101 og 137 pm. Dermed skulle nitrogenfluoridmolekylet ha et større dipolmoment, men forsøksresultatene indikerer det motsatte.

Hybridisering i organiske forbindelser

Hver klasse hydrokarboner har sin egen type hybridisering. Så, i dannelsen av molekyler i klassen alkaner (mettede hydrokarboner), danner alle fire elektronene i karbonatomet hybridorbitaler. Når de overlapper, dannes det 4 hybridskyer, på linje med toppene til tetraederet. Videre overlapper toppene deres med ikke-hybride s-orbitaler av hydrogen, og danner en enkeltbinding. Mettede hydrokarboner er karakterisert ved sp 3 hybridisering.

I umettede alkener (deres typiske representant er etylen), deltar bare tre elektronorbitaler i hybridisering - s og 2 p, tre hybridorbitaler danner en trekant i rommet. Ikke-hybride p-orbitaler overlapper hverandre, og skaper en multippelbinding i molekylet. Denne klassen av organiske hydrokarboner er karakterisert ved sp 2 hybridtilstanden til karbonatomet.

Alkyner skiller seg fra den forrige klassen av hydrokarboner ved at bare to typer orbitaler deltar i hybridiseringsprosessen: s og p. De to ikke-hybride p-elektronene som er igjen ved hvert karbonatom overlapper hverandre i to retninger, og danner to multiple bindinger. Denne klassen av hydrokarboner er preget av sp-hybridtilstanden til karbonatomet.

Konklusjon

Ved å bestemme typen hybridisering i et molekyl, er det mulig å forklare strukturen til ulike uorganiske og organiske stoffer, for å forutsi de mulige kjemiske egenskapene til et bestemt stoff.

En viktig egenskap ved et molekyl som består av mer enn to atomer er dets geometrisk konfigurasjon. Det bestemmes av det gjensidige arrangementet av atomorbitaler som er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger.

For å forklare den geometriske konfigurasjonen av molekylet, brukes konseptet hybridisering av AO til sentralatomet. Det eksiterte berylliumatomet har 2s 1 2p 1-konfigurasjonen, det eksiterte boratomet har 2s 1 2p 2-konfigurasjonen, og det eksiterte karbonatomet har 2s 1 2p 3-konfigurasjonen. Derfor kan vi anta at ikke de samme, men forskjellige atomorbitaler kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. For eksempel, i forbindelser som BeCl 2 , BCl 3 , bør CCl 4 være ulik i energi og bindingsretning. Imidlertid viser eksperimentelle data det i molekyler som inneholder sentrale atomer med forskjellige valensorbitaler

(s, p, d), alle tilkoblinger er likeverdige. For å løse denne motsetningen foreslo Pauling og Slater konseptet hybridisering

De viktigste bestemmelsene i konseptet hybridisering:

1. Hybride orbitaler er dannet av forskjellige atomorbitaler, ikke veldig forskjellige i energi,

2. Antall hybridorbitaler er lik antall atomorbitaler involvert i hybridisering.

3. Hybride orbitaler er like i form av elektronskyen og i energi.

4 Sammenlignet med atomorbitaler er de mer langstrakte i retning av dannelse av kjemiske bindinger og forårsaker derfor bedre overlapping av elektronskyer.

Det skal bemerkes at hybridisering av orbitaler ikke eksisterer som en fysisk prosess. Hybridiseringsmetoden er en praktisk modell for visuell beskrivelse av molekyler.

Sp hybridisering

sp–hybridisering skjer for eksempel ved dannelse av Be-, Zn-, Co- og Hg(II)-halogenider. I valenstilstanden inneholder alle metallhalogenider s- og p-uparede elektroner på tilsvarende energinivå. Når et molekyl dannes, danner en s- og en p-orbital to hybride sp-orbitaler i en vinkel på 180 o (fig. 5).

Fig.5 sp hybrid orbitaler

Eksperimentelle data viser at alle Be-, Zn-, Cd- og Hg(II)-halogenider er lineære og begge bindingene har samme lengde.

sp 2 hybridisering

Som et resultat av kombinasjonen av en s-orbital og to p-orbitaler, dannes tre hybride sp 2-orbitaler, plassert i samme plan i en vinkel på 120° til hverandre. Dette er for eksempel konfigurasjonen av BF 3-molekylet (fig. 6):

Fig.6 sp 2 hybrid orbitaler

sp 3 hybridisering

sp 3 -Hybridisering er karakteristisk for karbonforbindelser. Som et resultat av kombinasjonen av en s-orbital og tre p-orbitaler, dannes fire hybride sp 3 -orbitaler, rettet mot toppene til tetraederet med en vinkel mellom orbitalene på 109,5 o. Hybridisering manifesteres i fullstendig ekvivalens av bindingene til karbonatomet med andre atomer i forbindelser, for eksempel i CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4, etc. (fig. 7).

Fig.7 sp 3 hybrid orbitaler

Hybridiseringsmetoden forklarer geometrien til ammoniakkmolekylet. Som et resultat av kombinasjonen av en 2s og tre 2p nitrogenorbitaler, dannes fire sp 3 hybridorbitaler. Konfigurasjonen av molekylet er et forvrengt tetraeder, der tre hybridorbitaler deltar i dannelsen av en kjemisk binding, og den fjerde med et elektronpar ikke gjør det. vinkler mellom N-H-bindinger ikke lik 90 o som i en pyramide, men ikke lik 109,5 o tilsvarende et tetraeder (fig. 8):

Fig.8 sp 3 - hybridisering i ammoniakkmolekylet

Når ammoniakk interagerer med et hydrogenion H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 +, som et resultat av donor-akseptor-interaksjon, dannes et ammoniumion, hvis konfigurasjon er et tetraeder.

Hybridisering forklarer også forskjellen i vinkelen mellom O–H-bindingene i hjørnevannmolekylet. Som et resultat av kombinasjonen av en 2s og tre 2p oksygenorbitaler, dannes fire sp 3 hybridorbitaler, hvorav kun to deltar i dannelsen av en kjemisk binding, som fører til en forvrengning av vinkelen som tilsvarer tetraederet (fig. . 9):

Fig 9 sp 3 - hybridisering i vannmolekyl

Hybridisering kan omfatte ikke bare s- og p-, men også d- og f-orbitaler.

Med sp 3 d 2 hybridisering dannes det 6 ekvivalente skyer. Det er observert i slike forbindelser som 4-, 4- (fig. 10). I dette tilfellet har molekylet konfigurasjonen av et oktaeder:

Ris. ti d 2 sp 3 -hybridisering i ion 4-

Ideer om hybridisering gjør det mulig å forstå slike trekk ved strukturen til molekyler som ikke kan forklares på noen annen måte. Hybridiseringen av atomorbitaler (AO) fører til en forskyvning av elektronskyen i retning av bindingsdannelse med andre atomer. Som et resultat viser de overlappende områdene av hybridorbitaler seg å være større enn for rene orbitaler, og bindingsstyrken øker.

Delokalisert π-binding

I følge MVS-metoden ser den elektroniske strukturen til et molekyl ut som et sett med forskjellige valensskjemaer (lokalisert parmetode). Men som det viste seg, er det umulig å forklare de eksperimentelle dataene om strukturen til mange molekyler og ioner kun når det gjelder lokalisert binding. Studier viser at kun σ-bindinger alltid er lokaliserte. I nærvær av π-bindinger kan det være utlokalisering, hvor det bindende elektronparet samtidig tilhører mer enn to atomkjerner. For eksempel er det eksperimentelt fastslått at BF 3-molekylet har en flat trekantet form (fig. 6). Alle tre lenkene

B–F er ekvivalente, men verdien av den indre nukleære avstanden indikerer at bindingen er mellom enkelt og dobbel. Disse fakta kan forklares som følger. Ved boratomet, som et resultat av kombinasjonen av en s-orbital og to p-orbitaler, dannes tre hybrid sp 2-orbitaler, plassert i samme plan i en vinkel på 120 om hverandre, men den frie uhybridiserte p -orbital forblir ubrukt, og fluoratomer har udelte elektroniske par. Derfor er det mulig å danne en π-binding ved donor-akseptor-mekanismen. Ekvivalensen av alle bindinger indikerer delokaliseringen av π-bindingen mellom tre fluoratomer.

Strukturformelen til BF 3-molekylet, som tar hensyn til delokaliseringen av π-bindingen, kan avbildes som følger (den ikke-lokaliserte bindingen er indikert med en stiplet linje):

Ris.11 Strukturen til BF 3-molekylet

En ikke-lokalisert π-binding bestemmer bindingens ikke-heltalls multiplisitet. I dette tilfellet er det lik 1 1/3 siden det mellom boratomet og hvert av fluoratomene er en σ-binding og 1/3 del av π-bindingen.

På samme måte indikerer ekvivalensen av alle bindinger i NO 3 - ionen delokaliseringen av π-bindingen og den negative ladningen til alle oksygenatomer. I et flatt trekantet ion er NO 3 - (sp 2 -hybridisering av nitrogenatomet) delokalisert

π-bindinger (avbildet med stiplede linjer) er jevnt fordelt mellom alle oksygenatomer (fig. 12)

Ris. 12 Strukturformel for NO 3 -ionet - tar hensyn til delokaliseringen av π-bindingen

Tilsvarende er delokaliserte π-bindinger jevnt fordelt mellom alle oksygenatomer i anioner: PO 4 3- (sp 3 - hybridisering av fosforatomet → tetraeder), SO 4 2- (sp 3 - hybridisering av svovelatomet → tetraeder) ( Fig. 13)