Ce înseamnă hibridizarea sp3. Hibridizarea orbitalilor atomici și geometria moleculelor

hibridizare sp3

sp 3 -Hibridizare - hibridizare, în care orbitali atomici ai unuia s- și trei p-electroni (Fig. 1).

Orez. 1. Educaţie sp 3 orbitali hibrizi

Patru sp Orbitalii 3-hibrizi sunt orientați simetric în spațiu la un unghi de 109°28" (Fig. 2).

Modelul unui atom cu sp 3-orbitali hibrizi

Configurația spațială a unei molecule al cărei atom central este format sp 3-orbitali hibrizi - tetraedru

Configurația spațială tetraedrică a unei molecule al cărei atom central este format sp 3-orbitali hibrizi

hibridizare atom de carbon orbital

Exemple de compuși pentru care sp 3-hibridare: NH3, POCl3, SO2F2, SOBr2, NH4+, H3O+. De asemenea, sp 3-hibridarea se observă în toate hidrocarburile saturate (alcani, cicloalcani) și alți compuși organici: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 etc. Formula generală a alcanilor este: C n H 2n +2. Formula generală a cicloalcanilor este: C n H 2n. În hidrocarburile saturate, toate legăturile chimice sunt simple, prin urmare, între orbitalii hibrizi ai acestor compuși, numai la-suprapunere.

Formează o legătură chimică, de ex. numai electronii neperechi pot crea o pereche de electroni comună cu un electron „străin” de la un alt atom. La scrierea formulelor electronice, electronii nepereche sunt localizați unul câte unul în celula orbitală.

orbital atomic este o funcție care descrie densitatea norului de electroni în fiecare punct din spațiu din jurul nucleului unui atom. Un nor de electroni este o regiune a spațiului în care un electron poate fi găsit cu o mare probabilitate.

Pentru a armoniza structura electronică a atomului de carbon și valența acestui element, se folosesc conceptele de excitare a atomului de carbon. În starea normală (neexcitată), atomul de carbon are două 2 nepereche R 2 electroni. Într-o stare excitată (când energia este absorbită) una din 2 s 2-electroni pot trece la liber R-orbital. Apoi patru electroni nepereche apar în atomul de carbon:

Amintiți-vă că în formula electronică a unui atom (de exemplu, pentru carbonul 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) cifrele mari în fața literelor - 1, 2 - indică numărul nivelului de energie. Scrisori sȘi R indică forma norului de electroni (orbitali), iar numerele din dreapta deasupra literelor indică numărul de electroni dintr-un orbital dat. Toate s- orbitali sferici

La al doilea nivel de energie, cu excepția 2 s-sunt trei orbitali 2 R-orbitali. Acestea 2 R-orbitalii au forma elipsoidala, asemanatoare ganterelor, si sunt orientati in spatiu la un unghi de 90° unul fata de celalalt. 2 R-Orbitalii indică 2 R X , 2R yși 2 R zîn funcţie de axele de-a lungul cărora se află aceşti orbitali.

Forma și orientarea orbitalilor p-electronului

Când se formează legături chimice, orbitalii electronilor capătă aceeași formă. Deci, în hidrocarburile saturate, unul s-orbitale si trei R-orbitalii unui atom de carbon pentru a forma patru identici (hibrizi) sp 3-orbitali:

Acest - sp 3 - hibridizare.

Hibridizare- alinierea (amestecarea) orbitalilor atomici ( sȘi R) cu formarea de noi orbitali atomici, numiti orbitali hibrizi.

Patru sp 3 -orbitalii hibrizi ai atomului de carbon

Orbitalii hibrizi au o formă asimetrică, alungită spre atomul atașat. Norii de electroni se resping reciproc și sunt situati în spațiu cât mai departe unul de celălalt. În același timp, axele de patru sp 3-orbitali hibrizi se dovedesc a fi îndreptate spre vârfurile tetraedrului (piramidă triunghiulară regulată).

În consecință, unghiurile dintre acești orbitali sunt tetraedrice, egale cu 109 ° 28".

Vârfurile orbitalilor electronilor se pot suprapune cu orbitalii altor atomi. Dacă norii de electroni se suprapun de-a lungul unei linii care leagă centrele atomilor, atunci o astfel de legătură covalentă se numește sigma () - legătură. De exemplu, într-o moleculă de etan C2H6, se formează o legătură chimică între doi atomi de carbon prin suprapunerea a doi orbitali hibrizi. Aceasta este o conexiune. În plus, fiecare dintre atomii de carbon cu cei trei ai săi sp 3-orbitali se suprapun cu s-orbitali a trei atomi de hidrogen, formând trei -legături.

Schema suprapunerii norilor de electroni în molecula de etan

În total, sunt posibile trei stări de valență cu diferite tipuri de hibridizare pentru un atom de carbon. Cu exceptia sp 3-hibridarea există sp 2 - și sp-hibridizare.

sp 2 -Hibridizare- amestecarea unuia s- si doi R-orbitali. Ca rezultat, trei hibride sp 2 -orbitali. Aceste sp 2 -orbitali sunt situati in acelasi plan (cu axe X, la) și sunt direcționate către vârfurile triunghiului cu un unghi între orbitali de 120°. nehibridată R-orbital este perpendicular pe planul celor trei hibrizi sp 2 orbitali (orientați de-a lungul axei z). Jumatatea superioara R-orbitalii sunt deasupra planului, jumatatea inferioara este sub plan.

Tip sp 2-hibridarea carbonului are loc în compușii cu dublă legătură: C=C, C=O, C=N. Mai mult decât atât, doar una dintre legăturile dintre doi atomi (de exemplu, C=C) poate fi o legătură. (Ceilalți orbitali de legătură ai atomului sunt direcționați în direcții opuse.) A doua legătură se formează ca urmare a suprapunerii de non-hibrid. R-orbitali de ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor.

Orbitali (trei sp 2 și un p) atom de carbon în sp 2 - hibridizare

Legătură covalentă formată prin suprapunere laterală R-orbitalii atomilor de carbon vecini se numeste pi()-legatură.

Educație – comunicații

Datorită suprapunerii mai mici a orbitalilor, legătura - este mai puțin puternică decât legătura -.

sp-Hibridizare- aceasta este amestecarea (alinierea în formă și energie) a unuia s-și unul R-orbitali cu formarea a doi hibrizi sp-orbitali. sp- Orbitalii sunt localizați pe aceeași linie (la un unghi de 180 °) și direcționați în direcții opuse față de nucleul atomului de carbon. Două R-orbitalii raman nehibridati. Ele sunt situate reciproc perpendicular pe direcțiile -legăturilor. Pe imagine sp-orbitalii sunt prezentati de-a lungul axei y, iar cele două nehibridate R-orbitale- de-a lungul axelor XȘi z.

Orbitali atomici (două sp și doi p) ai carbonului în starea de hibridizare sp

Legătura triplă carbon-carbon CC constă dintr-o legătură care apare la suprapunere sp-orbitali hibrizi și două legături.

Structura electronică a atomului de carbon

Carbonul, care face parte din compușii organici, prezintă o valență constantă. Ultimul nivel de energie al atomului de carbon conține 4 electroni, dintre care doi ocupă orbitalul 2s, care are formă sferică, iar doi electroni ocupă orbitalii 2p, care au formă de gantere. Când este excitat, un electron din orbitalul 2s poate merge la unul dintre orbitalii 2p liberi. Această tranziție necesită unele costuri de energie (403 kJ/mol). Ca rezultat, atomul de carbon excitat are 4 electroni nepereche și configurația sa electronică este exprimată prin formula 2s1 2p3.

Un atom de carbon excitat este capabil să formeze 4 legături covalente datorită a 4 electroni proprii nepereche și a 4 electroni ai altor atomi. Deci, în cazul metanului de hidrocarbură (CH4), atomul de carbon formează 4 legături cu electronii s ai atomilor de hidrogen. În acest caz, ar trebui să se formeze 1 legătură tip s-s(între electronul s al unui atom de carbon și electronul s al unui atom de hidrogen) și 3 legături p-s (între 3 electroni p ai unui atom de carbon și 3 electroni s ai 3 atomi de hidrogen). Aceasta duce la concluzia că cele patru legături covalente formate de atomul de carbon nu sunt echivalente. In orice caz, experienta practica chimia indică faptul că toate cele 4 legături din molecula de metan sunt absolut echivalente, iar molecula de metan are o structură tetraedrică cu unghiuri de legătură de 109 °, ceea ce nu ar putea fi cazul dacă legăturile nu ar fi echivalente. La urma urmei, numai orbitalii electronilor p sunt orientați în spațiu de-a lungul axelor reciproc perpendiculare x, y, z, iar orbitalul unui electron s are o formă sferică, deci direcția de formare a unei legături cu acest electron ar fi arbitrar. Teoria hibridizării a putut explica această contradicție. L. Sondajul a sugerat că în orice moleculă nu există legături izolate unele de altele. Când se formează legături, orbitalii tuturor electronilor de valență se suprapun. Sunt cunoscute mai multe tipuri de hibridizare a orbitalilor de electroni. Se presupune că în molecula de metan și alți alcani intră în hibridizare 4 electroni.

Hibridarea orbitalilor atomilor de carbon

Hibridizarea orbitală este o modificare a formei și energiei unor electroni în timpul formării unei legături covalente, ceea ce duce la o suprapunere mai eficientă a orbitalilor și la creșterea rezistenței legăturii. Hibridizarea orbitalilor are loc întotdeauna atunci când electronii îi aparțin tipuri diferite orbitali. 1. sp 3 -hibridare (prima stare de valență a carbonului). Cu hibridizarea sp3, 3 orbitali p și un orbital s ai unui atom de carbon excitat interacționează în așa fel încât să se obțină orbitali care sunt absolut identici ca energie și situati simetric în spațiu. Această transformare poate fi scrisă astfel:

s + px + py + pz = 4sp3

În timpul hibridizării, numărul total de orbitali nu se modifică, ci doar energia și forma acestora se modifică. Se arată că hibridizarea sp3 a orbitalilor seamănă cu o figură în opt tridimensională, una dintre lamele căreia este mult mai mare decât cealaltă. Patru orbitali hibrizi sunt extinsi de la centru spre vârfuri tetraedru regulat la unghiuri de 109,50. Legăturile formate de electroni hibrizi (de exemplu, legătura s-sp 3) sunt mai puternice decât legăturile formate de electronii p nehibridați (de exemplu, legătura s-p). deoarece orbitalul hibrid sp3 oferă o zonă mai mare de suprapunere a orbitalului de electroni decât orbitalul p nehibridizat. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp3 au o structură tetraedrică. Pe lângă metan, acestea includ omologii metanului, molecule anorganice precum amoniacul. Figurile arată un orbital hibridizat și o moleculă de metan tetraedrică. Legăturile chimice care apar în metan între atomii de carbon și hidrogen sunt de tip 2 legături y (legătură sp3 -s). În general, orice legătură sigma se caracterizează prin faptul că densitatea electronică a doi atomi interconectați se suprapune de-a lungul liniei care leagă centrele (nucleele) atomilor. Legăturile y corespund gradului maxim posibil de suprapunere a orbitalilor atomici, deci sunt suficient de puternici. 2. hibridizare sp2 (a doua stare de valență a carbonului). Apare ca urmare a suprapunerii a unui orbital 2s și a doi orbitali 2p. Orbitalii hibrizi sp2 rezultați sunt localizați în același plan la un unghi de 1200 unul față de celălalt, iar orbitalul p nehibridizat este perpendicular pe acesta. Numărul total de orbitali nu se modifică - sunt patru dintre ei.

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

Starea de hibridizare sp2 apare în molecule de alchenă, în grupări carbonil și carboxil, adică. în compuşii care conţin o legătură dublă. Deci, în molecula de etilenă, electronii hibridizați ai atomului de carbon formează 3 legături y (două legături de tip sp 2 -s între atomul de carbon și atomii de hidrogen și o legătură de tip sp 2 -sp 2 între atomi de carbon). Electronul p nehibridizat rămas al unui atom de carbon formează o legătură p cu electronul p nehibridizat al celui de-al doilea atom de carbon. trăsătură caracteristică Legătura p este că suprapunerea orbitalilor de electroni depășește linia care leagă cei doi atomi. Suprapunerea orbitalilor merge deasupra și sub legătura y care leagă ambii atomi de carbon. Astfel, o legătură dublă este o combinație de legături y și p. Primele două figuri arată că în molecula de etilenă unghiurile de legătură dintre atomii care formează molecula de etilenă sunt 1200 (în mod corespunzător, orientările celor trei orbitali hibrizi sp2 în spațiu). A treia și a patra figură arată formarea unei legături p. etilenă (formarea legăturilor y) etilenă (formarea legăturilor pi) V reacții chimice. 3. sp-hibridare (a treia stare de valență a carbonului). În starea de hibridizare sp, atomul de carbon are doi orbitali sp-hibrizi situati liniar la un unghi de 1800 unul față de celălalt și doi orbitali p nehibridați situati în două plane reciproc perpendiculare. sp- Hibridizarea este tipică pentru alchine și nitrili, adică. pentru compușii care conțin o legătură triplă.

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

Deci, într-o moleculă de acetilenă, unghiurile de legătură dintre atomi sunt 1800. Electronii hibridizați ai unui atom de carbon formează 2 legături y (o legătură sp-s între un atom de carbon și un atom de hidrogen și o altă legătură de tip sp-sp între atomi de carbon. Doi electroni p nehibridați ai unui atom de carbon formează două legături p cu electroni p nehibridați al doilea atom de carbon.Orbitalii suprapusi ai electronilor p nu sunt numai deasupra și sub legătura y, ci și în față și în spate, iar norul total de electroni p are o formă cilindrică. tripla legătură este o combinație de o legătură y și două legături p Prezența a două legături p mai puțin puternice în molecula de acetilenă asigură capacitatea acestei substanțe de a intra în reacții de adiție cu ruperea legăturii triple.

Concluzie: hibridizarea sp3 este caracteristică compușilor de carbon. Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a trei orbitali p, se formează patru orbitali sp3 hibrizi, direcționați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitali de 109°.

Majoritatea compușilor organici au structura moleculara. Atomii din substanțele cu structură de tip molecular formează întotdeauna doar legături covalente între ei, ceea ce se observă și în cazul compușilor organici. Reamintim că o legătură covalentă este un astfel de tip de legătură între atomi, care se realizează datorită faptului că atomii socializează o parte din electronii lor exteriori pentru a dobândi configurația electronică a unui gaz nobil.

După numărul de perechi de electroni socializați, legături covalente în materie organică ah poate fi împărțit în simplu, dublu și triplu. Aceste tipuri de conexiuni sunt indicate în formula grafică, respectiv, prin una, două sau trei rânduri:

Multiplicitatea legăturii duce la o scădere a lungimii acesteia, deci o singură Conexiune C-C are lungimea de 0,154 nm, legătură dublă C=C - 0,134 nm, legătură triplă C≡C - 0,120 nm.

Tipuri de legături în funcție de modul în care se suprapun orbitalii

După cum se știe, orbitalii pot avea forme diferite, de exemplu, orbitalii s sunt sferici și au formă de p-halteră. Din acest motiv, legăturile pot diferi și în modul în care se suprapun orbitalii electronilor:

Legăturile ϭ - se formează atunci când orbitalii se suprapun în așa fel încât regiunea suprapunerii lor este intersectată de o linie care leagă nucleele. Exemple de legături ϭ:

Legăturile π - se formează atunci când orbitalii se suprapun, în două zone - deasupra și sub linia care leagă nucleele atomilor. Exemple de legături π:

Cum să știi când există legături π și ϭ într-o moleculă?

Cu o legătură de tip covalent, există întotdeauna o legătură ϭ între oricare doi atomi și are o legătură π numai în cazul legăturilor multiple (duble, triple). în care:

Legătură simplă - întotdeauna o legătură ϭ
O legătură dublă constă întotdeauna dintr-o legătură ϭ și una π
O legătură triplă este întotdeauna formată dintr-o legătură ϭ și două π.

Să indicăm aceste tipuri de legături în molecula de acid propinoic:

Hibridarea orbitalilor atomilor de carbon

Hibridizarea orbitală este procesul prin care orbitalii care au avut inițial forme diferite iar energiile se amestecă, formând în schimb același număr de orbitali hibrizi, egali ca formă și energie.

De exemplu, atunci când amestecați unul s- si trei p- se formează patru orbitali sp 3-orbitali hibrizi:

În cazul atomilor de carbon, hibridizarea are întotdeauna parte s- orbital și numărul p-orbitalii care pot lua parte la hibridizare variază de la unu la trei p- orbitali.

Cum se determină tipul de hibridizare a unui atom de carbon într-o moleculă organică?

În funcție de câți alți atomi de care este legat un atom de carbon, acesta este fie în stare sp 3, sau în stat sp 2, sau în stat sp- hibridizare:

Să exersăm determinarea tipului de hibridizare a atomilor de carbon folosind exemplul următoarei molecule organice:

Primul atom de carbon este legat de alți doi atomi (1H și 1C), deci este în stare sp-hibridizare.

Al doilea atom de carbon este legat de doi atomi - sp-hibridizare
Al treilea atom de carbon este legat de alți patru atomi (doi C și doi H) - sp 3-hibridizare
Al patrulea atom de carbon este legat de alți trei atomi (2O și 1C) - sp 2-hibridizare.

Radical. Grup functional

Termenul „radical” înseamnă cel mai adesea un radical de hidrocarbură, care este restul unei molecule a oricărei hidrocarburi fără un atom de hidrogen.

Denumirea radicalului de hidrocarbură se formează pe baza numelui hidrocarburii corespunzătoare prin înlocuirea sufixului – ro la sufix -nămol .

Grup functional - un fragment structural al unei molecule organice (un anumit grup de atomi), care este responsabil de specificul acesteia Proprietăți chimice.

În funcție de care dintre grupele funcționale din molecula substanței este cea mai veche, compusul este atribuit uneia sau alteia clase.

R este denumirea unui substituent de hidrocarbură (radical).

Radicalii pot conține legături multiple, care pot fi considerate și grupări funcționale, deoarece legăturile multiple contribuie la proprietățile chimice ale substanței.

Dacă o moleculă organică conține două sau mai multe grupe funcționale, astfel de compuși sunt numiți polifuncționali.

Conceptul de hibridizare

Conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici de valență a fost propus de chimistul american Linus Pauling pentru a răspunde la întrebarea de ce, dacă atomul central are orbiti de valență diferiți (s, p, d), legăturile formate de acesta în molecule poliatomice cu aceiași liganzi sunt echivalente ca energie și caracteristici spațiale. .

Ideile despre hibridizare sunt esențiale pentru metoda legăturilor de valență. Hibridizarea în sine nu este un proces fizic real, ci doar un model convenabil care face posibilă explicarea structurii electronice a moleculelor, în special, modificările ipotetice ale orbitalilor atomici în timpul formării unei legături chimice covalente, în special, alinierea substanțelor chimice. lungimile și unghiurile de legătură într-o moleculă.

Conceptul de hibridizare a fost aplicat cu succes la descrierea calitativă a moleculelor simple, dar ulterior a fost extins la altele mai complexe. Spre deosebire de teoria orbitalilor moleculari, nu este strict cantitativ, de exemplu, nu este capabil să prezică spectrele fotoelectronilor chiar și ale unor molecule atât de simple precum apa. În prezent este utilizat în principal în scopuri metodologice și în chimia organică sintetică.

Acest principiu este reflectat în teoria Gillespie-Nyholm a respingerii perechilor de electroni. Prima și cea mai importantă regulă care a fost formulată după cum urmează:

„Perechile electronice iau un astfel de aranjament pe învelișul de valență al atomului, în care sunt cât mai departe unul de celălalt, adică perechile de electroni se comportă ca și cum s-ar respinge reciproc”.

A doua regulă este că „toate perechile de electroni incluse în învelișul de electroni de valență sunt considerate a fi situate la aceeași distanță de nucleu”.

Tipuri de hibridizare

hibridizarea sp

Apare la amestecarea unui orbital s și unul p. Se formează doi orbitali sp-atomici echivalenti, localizați liniar la un unghi de 180 de grade și îndreptați către laturi diferite din nucleul unui atom de carbon. Cei doi p-orbitali nehibrizi rămași sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și participă la formarea legăturilor π sau sunt ocupați de perechi singure de electroni.

hibridizare sp 2

Apare la amestecarea unui orbital s și a doi orbitali p. Se formează trei orbitali hibrizi cu axe situate în același plan și direcționate către vârfurile triunghiului la un unghi de 120 de grade. Orbitalul p-atomic nehibrid este perpendicular pe plan și, de regulă, participă la formarea legăturilor π

hibridizare sp 3

Apare la amestecarea unui s- și a trei p-orbitali, formând patru orbitali sp3-hibrizi de formă și energie egale. Ele pot forma patru legături σ cu alți atomi sau pot fi umplute cu perechi singure de electroni.

Axele orbitalilor sp3-hibrizi sunt îndreptate către vârfurile unui tetraedru regulat. Unghiul tetraedric dintre ele este de 109°28", ceea ce corespunde cu cea mai mică energie de repulsie a electronilor. Orbitii Sp3 pot forma, de asemenea, patru legături σ cu alți atomi sau pot fi umpluți cu perechi de electroni neîmpărțiți.

Hibridarea și geometria moleculară

Ideile despre hibridizarea orbitalilor atomici stau la baza teoriei Gillespie-Nyholm a respingerii perechilor de electroni. Fiecare tip de hibridizare corespunde unei orientări spațiale strict definite a orbitalilor hibrizi ai atomului central, ceea ce îi permite să fie folosit ca bază a conceptelor stereochimice din lume. Chimie organica.

Tabelul prezintă exemple de corespondență dintre cele mai comune tipuri de hibridizare și structura geometrică a moleculelor, presupunând că toți orbitalii hibrizi participă la formarea legăturilor chimice (nu există perechi de electroni neîmpărțiți).

Tip de hibridizare	Număr orbitali hibrizi	Geometrie	Exemple
sp	2	Liniar	BeF2, CO2, NO2+
sp 2	3	triunghiular	BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedric	CH4, CI04-, S042-, NH4+
dsp2	4	pătrat plat	Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	hexaedric	PCl5, AsF5
sp 3 d 2	6	octaedral	SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

Legături

Literatură

Pauling L. Natură legătură chimică/ Per. din engleza. M. E. Dyatkina. Ed. prof. Da. K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 p.
Pauling L. Chimie generală. Pe. din engleza. - M .: Mir, 1974. - 846 p.
Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Teoria structurii moleculelor. - Rostov-pe-Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Gillespie R. Geometria moleculelor / Per. din engleza. E. Z. Zasorina și V. S. Mastryukov, ed. Yu. A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 p.

Vezi si

Note

Fundația Wikimedia. 2010 .

În procesul de determinare a formei geometrice a unei particule chimice, este important să se țină seama de faptul că perechile de electroni de valență ai atomului principal, inclusiv cei care nu formează o legătură chimică, se află la o distanță mare unul de celălalt în spațiu. .

Caracteristicile termenului

Când se analizează problema legăturii chimice covalente, un concept este adesea folosit ca hibridizarea orbitalilor atomici. Acest termen este legat de alinierea formei și energiei. Hibridarea orbitalilor atomici este asociată cu procesul cuantic-chimic de rearanjare. Orbitalii în comparație cu atomii inițiali au o structură diferită. Esența hibridizării constă în faptul că electronul care se află lângă nucleul unui atom legat este determinat nu de un orbital atomic specific, ci de combinarea lor cu un număr cuantic principal egal. Practic, acest proces se referă la orbitalii atomici mai înalți, aproape de energie, care au electroni.

Specificul procesului

Tipurile de hibridizare a atomilor din molecule depind de modul în care are loc orientarea noilor orbitali. În funcție de tipul de hibridizare, se poate determina geometria unui ion sau a unei molecule, sugerează caracteristicile proprietăților chimice.

Tipuri de hibridizare

Acest tip de hibridizare, ca sp, este o structură liniară, unghiul dintre legături este de 180 de grade. Un exemplu de moleculă cu o variantă de hibridizare similară este BeCI2.

Următorul tip de hibridizare este sp 2 . Moleculele se caracterizează printr-o formă triunghiulară, unghiul dintre legături este de 120 de grade. Un exemplu tipic al unei astfel de variante de hibridizare este BC13.

Tipul de hibridizare sp 3 sugerează o structură tetraedrică a moleculei; un exemplu tipic de substanță cu această variantă de hibridizare este molecula de metan CH4. Unghiul de legătură în acest caz este de 109 grade 28 de minute.

Nu numai electronii perechi, ci și perechile de electroni neseparați sunt direct implicați în hibridizare.

Hibridarea într-o moleculă de apă

De exemplu, într-o moleculă de apă, există două legături polare covalente între atomul de oxigen și atomii de hidrogen. În plus, atomul de oxigen în sine are două perechi de electroni exteriori care nu participă la crearea unei legături chimice. Aceste 4 perechi de electroni din spațiu ocupă un anumit loc în jurul atomului de oxigen. Deoarece toți au aceeași sarcină, se resping reciproc în spațiu, norii de electroni se află la o distanță semnificativă unul de celălalt. Tipul de hibridizare a atomilor dintr-o substanță dată implică o modificare a formei orbitalilor atomici, aceștia sunt întinși și aliniați la vârfurile tetraedrului. Ca urmare, molecula de apă capătă o formă unghiulară, unghiul de legătură dintre legăturile oxigen-hidrogen este de 104,5 o.

Pentru a prezice tipul de hibridizare, se poate folosi mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor chimice. Ca urmare, orbitalii liberi ai unui element cu o electronegativitate mai mică se suprapun, precum și orbitalii unui element cu o negativitate electrică mai mare, pe care se află o pereche de electroni. În procesul de compilare a configurației electronice a unui atom, se ia în considerare starea lor de oxidare.

Reguli de identificare a tipului de hibridizare

Pentru a determina tipul de hibridizare a carbonului, pot fi utilizate anumite reguli:

identificați atomul central, calculați numărul de legături σ;
pune în particule starea de oxidare a atomilor;
notează configurația electronică a atomului principal în starea de oxidare dorită;
alcătuiți schema de distribuție de-a lungul orbitelor electronilor de valență, împerecherea electronilor;
alocați orbitali care sunt direct implicați în formarea legăturilor, găsiți electroni nepereche (dacă numărul de orbitali de valență este insuficient pentru hibridizare, se folosesc orbitalii de nivelul următor de energie).

Geometria moleculei este determinată de tipul de hibridizare. Nu este afectat de prezența legăturilor pi. În cazul unei legături suplimentare, este posibilă o modificare a unghiului de legătură, motivul fiind respingerea reciprocă a electronilor care formează o legătură multiplă. Deci, în molecula de oxid nitric (4) în timpul hibridizării sp 2, unghiul de legătură crește de la 120 de grade la 134 de grade.

Hibridarea în molecula de amoniac

O pereche de electroni neîmpărtășită afectează momentul de dipol rezultat al întregii molecule. Amoniacul are o structură tetraedrică cu o pereche de electroni neîmpărțită. Ionicitatea legăturilor azot-hidrogen și azot-fluor este de 15 și 19 la sută, lungimile sunt determinate a fi 101 și, respectiv, 137 pm. Astfel, molecula de fluorură de azot ar trebui să aibă un moment dipol mai mare, dar rezultatele experimentale indică contrariul.

Hibridarea în compuși organici

Fiecare clasă de hidrocarburi are propriul său tip de hibridizare. Deci, în formarea moleculelor din clasa alcanilor (hidrocarburi saturate), toți cei patru electroni ai atomului de carbon formează orbitali hibrizi. Când se suprapun, se formează 4 nori hibrizi, aliniați la vârfurile tetraedrului. În plus, vârfurile lor se suprapun cu orbitalii s ai hidrogenului nehibrizi, formând o singură legătură. Hidrocarburile saturate sunt caracterizate prin hibridizare sp 3.

În alchenele nesaturate (reprezentantul lor tipic este etilena), doar trei orbitali de electroni iau parte la hibridizare - s și 2 p, trei orbitali hibrizi formează un triunghi în spațiu. Orbitalii p non-hibrizi se suprapun, creând o legătură multiplă în moleculă. Această clasă de hidrocarburi organice se caracterizează prin starea hibridă sp 2 a atomului de carbon.

Alchinele diferă de clasa anterioară de hidrocarburi prin faptul că doar două tipuri de orbitali participă la procesul de hibridizare: s și p. Cei doi electroni p nehibrizi rămași la fiecare atom de carbon se suprapun în două direcții, formând două legături multiple. Această clasă de hidrocarburi este caracterizată prin starea sp-hibridă a atomului de carbon.

Concluzie

Prin determinarea tipului de hibridizare într-o moleculă, este posibilă explicarea structurii diferitelor substanțe anorganice și organice, pentru a prezice posibilele proprietăți chimice ale unei anumite substanțe.

O caracteristică importantă a unei molecule constând din mai mult de doi atomi este ea configurație geometrică. Este determinată de aranjarea reciprocă a orbitalilor atomici implicați în formarea legăturilor chimice.

Pentru a explica configurația geometrică a moleculei, se folosește conceptul de hibridizare a AO al atomului central. Atomul de beriliu excitat are configurația 2s 1 2p 1, atomul de bor excitat are configurația 2s 1 2p 2, iar atomul de carbon excitat are configurația 2s 1 2p 3. Prin urmare, putem presupune că nu aceiași, ci diferiți orbitali atomici pot participa la formarea legăturilor chimice. De exemplu, în astfel de compuși precum BeCl2, BCl3, CCl4 ar trebui să fie inegale ca energie și direcția legăturii. Cu toate acestea, datele experimentale arată că în moleculele care conțin atomi centrali cu orbitali de valență diferiți

(s, p, d), toate conexiunile sunt echivalente. Pentru a rezolva această contradicție, Pauling și Slater au propus conceptul de hibridizare

Principalele prevederi ale conceptului de hibridizare:

1. Orbitii hibrizi sunt formați din diferiți orbitali atomici, nu foarte diferiți ca energie,

2. Numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de orbitali atomici implicați în hibridizare.

3. Orbitalii hibrizi sunt aceiași ca formă de nor de electroni și ca energie.

4 În comparație cu orbitalii atomici, aceștia sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, provoacă o mai bună suprapunere a norilor de electroni.

Trebuie remarcat faptul că hibridizarea orbitalilor nu există ca proces fizic. Metoda de hibridizare este un model convenabil pentru descrierea vizuală a moleculelor.

Hibridarea sp

Hibridizarea sp are loc, de exemplu, în formarea de halogenuri de Be, Zn, Co și Hg(II). În starea de valență, toate halogenurile metalice conțin electroni s- și p-nepereche la nivelul de energie corespunzător. Când se formează o moleculă, un orbital s și unul p formează doi orbitali sp hibrizi la un unghi de 180 o (Fig. 5).

Fig.5 orbitali hibrizi sp

Datele experimentale arată că toate halogenurile de Be, Zn, Cd și Hg(II) sunt liniare și ambele legături au aceeași lungime.

hibridizare sp 2

Ca urmare a combinației dintre un orbital s și doi orbitali p, se formează trei orbitali hibrizi sp 2, situați în același plan la un unghi de 120° unul față de celălalt. Aceasta este, de exemplu, configurația moleculei BF 3 (Fig. 6):

Fig.6 orbitali hibrizi sp 2

hibridizare sp 3

sp 3 -Hibridizarea este caracteristică compuşilor de carbon. În urma combinării unui orbital s și a trei orbitali p, se formează patru orbitali sp 3 hibrizi, direcționați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitali de 109,5 o. Hibridizarea se manifestă prin echivalența completă a legăturilor atomului de carbon cu alți atomi din compuși, de exemplu, în CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4 etc. (Fig. 7).

Fig.7 sp 3 orbitali hibrizi

Metoda de hibridizare explică geometria moleculei de amoniac. Ca rezultat al combinației dintre unul 2s și trei orbitali de azot 2p, se formează patru orbitali hibrizi sp 3. Configurația moleculei este un tetraedru distorsionat, în care trei orbitali hibrizi participă la formarea unei legături chimice, iar al patrulea cu o pereche de electroni nu. unghiuri între Legături N-H nu este egal cu 90 o ca într-o piramidă, dar nu este egal cu 109,5 o, corespunzător unui tetraedru (Fig. 8):

Fig.8 sp 3 - hibridizare în molecula de amoniac

Când amoniacul interacționează cu un ion de hidrogen H + + ׃NH 3 \u003d NH 4 +, ca urmare a interacțiunii donor-acceptator, se formează un ion de amoniu, a cărui configurație este un tetraedru.

Hibridizarea explică, de asemenea, diferența de unghi dintre legăturile O-H din molecula de apă din colț. Ca urmare a combinației dintre un orbital de oxigen 2s și trei orbitali de oxigen 2p, se formează patru orbitali hibrizi sp 3, dintre care doar doi participă la formarea unei legături chimice, ceea ce duce la o distorsiune a unghiului corespunzător tetraedrului (Fig. .9):

Fig 9 sp 3 - hibridizare în molecula de apă

Hibridizarea poate include nu numai orbitalii s- și p-, ci și d- și f-orbitali.

Cu hibridizarea sp 3 d 2 se formează 6 nori echivalenti. Se observă în compuși precum 4-, 4- (Fig. 10). În acest caz, molecula are configurația unui octaedru:

Orez. 10 d 2 sp 3 -hibridare în ion 4-

Ideile despre hibridizare fac posibilă înțelegerea unor astfel de caracteristici ale structurii moleculelor care nu pot fi explicate în niciun alt mod. Hibridizarea orbitalilor atomici (AO) duce la o deplasare a norului de electroni în direcția formării legăturilor cu alți atomi. Ca urmare, regiunile suprapuse ale orbitalilor hibrizi se dovedesc a fi mai mari decât pentru orbitalii puri, iar puterea legăturii crește.

Legătura π delocalizată

Conform metodei MVS, structura electronică a unei molecule arată ca un set de scheme de valență diferite (metoda perechii localizate). Dar, după cum s-a dovedit, este imposibil să explicăm datele experimentale privind structura multor molecule și ioni doar în termeni de legare localizată. Studiile arată că numai legăturile σ sunt întotdeauna localizate. În prezența legăturilor π, pot exista delocalizare, la care perechea de electroni de legătură aparține simultan la mai mult de două nuclee atomice. De exemplu, s-a stabilit experimental că molecula BF 3 are o formă triunghiulară plată (Fig. 6). Toate cele trei link-uri

B–F sunt echivalente, cu toate acestea, valoarea distanței internucleare indică faptul că legătura este intermediară între simplu și dublu. Aceste fapte pot fi explicate după cum urmează. La atomul de bor, ca urmare a combinației dintre un orbital s și doi orbitali p, se formează trei orbitali sp 2 hibrizi, situați în același plan la un unghi de 120 unul față de celălalt, dar p liber nehibridat. -orbital rămâne nefolosit, iar atomii de fluor au cupluri electronice neîmpărtășite. Prin urmare, este posibil să se formeze o legătură π prin mecanismul donor-acceptor. Echivalența tuturor legăturilor indică delocalizarea legăturii π dintre trei atomi de fluor.

Formula structurală a moleculei BF 3, ținând cont de delocalizarea legăturii π, poate fi descrisă după cum urmează (legatura nelocalizată este indicată printr-o linie punctată):

Orez.11 Structura moleculei BF 3

O legătură π nelocalizată determină multiplicitatea neîntregătoare a legăturii. În acest caz, este egal cu 1 1/3 deoarece între atomul de bor și fiecare dintre atomii de fluor există o legătură σ și 1/3 parte din legătura π.

În același mod, echivalența tuturor legăturilor din ionul NO 3 - indică delocalizarea legăturii π și sarcina negativă la toți atomii de oxigen. Într-un ion triunghiular plat NO 3 - (sp 2 - hibridizarea atomului de azot) delocalizat

Legăturile π (reprezentate prin linii punctate) sunt distribuite uniform între toți atomii de oxigen (Fig. 12)

Orez. 12 Formula structurală a ionului NO 3 - luând în considerare delocalizarea legăturii π

În mod similar, legăturile π delocalizate sunt distribuite uniform între toți atomii de oxigen din anioni: PO 4 3- (sp 3 - hibridizarea atomului de fosfor → tetraedru), SO 4 2- (sp 3 - hibridizarea atomului de sulf → tetraedru) ( Fig. 13)