Sp гибридизация рисунок: Гибридизация атомных орбиталей углерода » HimEge.ru

Гибридизация атомных орбиталей углерода » HimEge.ru

Модель атома углерода

Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. 2р-Орбитали расположены под углом 90° друг к другу, а 2s-орбиталь имеет сферическую симметрию. Таким образом, расположение атомных орбиталей углерода в пространстве не объясняет возникновения в органических соединениях валентных углов 109,5°, 120° и 180°.

Чтобы разрешить это противоречие, было введено понятие гибридизации атомных орбиталей. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации.

Возникновением концепции гибридизации мы обязаны Лайнусу Полингу, много сделавшему для развития теории химической связи.

Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений. Ниже мы будем рассматривать этот процесс трансформации орбиталей постадийно. При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. Тем не менее заключения о пространственной ориентации связей углеродного атома, к которым мы в итоге придем, полностью соответствуют реальному положению дел.

Электронная конфигурация атома углерода в основном и возбужденном состоянии

На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. Нас интересует только судьба валентных электронов. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием

, один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь. На втором этапе происходит собственно процесс гибридизации, который несколько условно можно представить себе как смешение одной s- и трех р-орбиталей и образование из них четырех новых одинаковых орбиталей, каждая из которых на одну четверть сохраняет свойства s-орбитали и на три четверти — свойства р-орбиталей. Эти новые орбитали получили название sp 3 -гибридных . Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp 3 -гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.

sp3 — гибридизация. Молекула метана.

Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае  sp 3 -гибридизации, первый шаг — возбуждение. На втором этапе в гибридизации участвуют одна 2s- и две 2р — орбитали, образуя три s р 2 -гибридных орбитали, расположенных в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Образование трех ср2-гибридных орбиталей

Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости ср

2 –гибридных орбиталей. Затем (третий шаг) две ср 2 -гибридные орбитали двух углеродных атомов объединяют электроны, образуя ковалентную связь. Такая связь, образующаяся в результате перекрывания  двух атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома, называется σ -связью .

Образование сигма — и пи-связей в молекуле этилена

Четвертый этап — образование второй связи между двумя углеродными атомами. Связь образуется в результате перекрывания обращенных друг к другу краев негибридизованных 2р-орбиталей и называется π-связью . Новая молекулярная орбиталь представляет собой совокупность двух занятых электронами  π-связи областей — над и под σ-связью. Обе связи (σ и π ) вместе составляют

двойную связь между атомами углерода. И наконец, последний, пятый шаг — образование связей между атомами углерода и водорода с помощью электронов четырех оставшихся ср 2 -гибридных орбиталей.

Двойная связь в молекуле этилена

Третий, последний тип гибридизации, показан на примере простейшей молекулы, содержащей тройную связь,- молекулы ацетилена. Первый шаг — возбуждение атома, такой же, как раньше. На втором этапе происходит гибридизация одной 2s- и одной 2р-орбиталей с образованием двух s р-гибридных орбиталей, которые располагаются под углом 180°. И остаются не измененными две 2р-орбитали, необходимые для образования двух  π-связей.

Образование двух ср-гибридных орбиталей

Следующий шаг — образование σ-связи между двумя ср-гибридизованными углеродными атомами, затем образуются две π-связи. Одна σ-связь и две π-связи между двумя атомами углерода вместе составляют тройную связь . И наконец, образуются связи с двумя атомами водорода. Молекула ацетилена имеет линейное строение, все четыре атома лежат на одной прямой.

Мы показали, каким образом три основных в органической химии типа геометрии молекул возникают в результате различных трансформаций атомных орбиталей углерода.

Можно предложить два способа определения типа гибридизации различных атомов в молекуле.

Способ 1 . Наиболее общий способ, пригодный для любых молекул. Основан на зависимости валентного угла от гибридизации:

а) валентные углы 109,5°, 107° и 105° свидетельствуют об ср 3 -гибридизации;

б) валентный угол около 120° -ср 2 -гибридизация;

в) валентный угол 180°-sp-гибридизация.

Способ 2 . Пригоден для большинства органических молекул. Поскольку тип связи (простая, двойная, тройная) связан с геометрией, можно по характеру связей данного атома определить тип его гибридизации:

а) все связи простые – ср 3 -гибридизация;

б) одна двойная связь – ср

2 -гибридизация;

в) одна тройная связь — sp-гибридизация.

Гибридизация  — это мысленная операция превращения обычных (энергетически наиболее выгодных) атомных орбиталей в новые орбитали, геометрия которых соответствует экспериментально определенной геометрии молекул.

3.2. Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.

Большинство органических соединений имеют молекулярное строение. Атомы в веществах с молекулярным типом строения всегда образуют только ковалентные связи друг с другом, что наблюдается и в случае органических соединений. Напомним, что ковалентным называется такой вид связи между атомами, который реализуется за счет того, что атомы обобществляют часть своих внешних электронов с целью приобретения электронной конфигурации благородного газа.

По количеству обобществлённых электронных пар ковалентные связи в органических веществах можно разделить на одинарные, двойные и тройные. Обозначаются данные типы связей в графической формуле соответственно одной, двумя или тремя чертами:

Кратность связи приводит к уменьшении ее длины, так одинарная С-С связь имеет длину 0,154 нм, двойная С=С связь – 0,134 нм, тройная С≡С связь – 0,120 нм.

Типы связей по способу перекрывания орбиталей

Как известно, орбитали могут иметь различную форму, так, например, s-орбитали имеют сферическую, а p-гантелеобразную форму. По этой причине связи также могут отличаться по способу перекрывания электронных орбиталей:

• ϭ-связи – образуются при перекрывании орбиталей таким образом, что область их перекрывания пересекается линией, соединяющей ядра. Примеры ϭ-связей:

• π-связи – образуются при перекрывании орбиталей, в двух областях – над и под линией соединяющей ядра атомов. Примеры π-связей:

Как узнать, когда в молекуле есть π- и ϭ-связи?

При ковалентном типе связи ϭ-связь между любыми двумя атомами есть всегда, а π-связь имеет только в случае кратных (двойных, тройных) связей. При этом:

  • Одинарная связь – всегда является ϭ-связью
  • Двойная связь всегда состоит из одной ϭ- и одной π-связи
  • Тройная связь всегда образована одной ϭ- и двумя π-связями.

Укажем данные типы связей в молекуле бутин-3-овой кислоты:

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизацией орбиталей называют процесс, при котором орбитали, изначально имеющие разные формы и энергии смешиваются, образуя взамен такое же количество гибридных орбиталей, равных по форме и энергии.

Так, например, при смешении одной s- и трех p-орбиталей образуются четыре sp3-гибридных орбитали:

В случае атомов углерода в гибридизации всегда принимает участие s-орбиталь, а количество p-орбиталей, которые могут принимать участие в гибридизации варьируется от одной до трех p-орбиталей.

Как определить тип гибридизации атома углерода в органической молекуле?

В зависимости от того, со скольким числом других атомов связан какой-либо атом углерода, он находится либо в состоянии sp3, либо в состоянии sp2, либо в состоянии sp-гибридизации:

Количество атомов, с которыми связан атом углерода Тип гибридизации атома углерода Примеры веществ
4 атома sp3  CH4 – метан
3 атома sp2  H2C=CH2 – этилен
2 атома sp  HC≡CH — ацетилен

Потренируемся определять тип гибридизации атомов углерода на примере следующей органической молекулы:

  • Первый атом углерода связан с двумя другими атомами (1H и 1C), значит он находится в состоянии sp-гибридизации.
  • Второй атом углерода связан с двумя атомами – sp-гибридизация
  • Третий атом углерода связан с четырьмя другими атомами (два С и два Н) – sp3-гибридизация
  • Четвертый атом углерода связан с тремя другими атомами (2О и 1С) – sp2-гибридизация.

Радикал. Функциональная группа

Под термином радикал, чаще всего подразумевают углеводородный радикал, являющийся остатком молекулы какого-либо углеводорода без одного атома водорода.

Название углеводородного радикала формируется, исходя из названия соответствующего ему углеводорода заменой суффикса –ан на суффикс –ил.

Формула углеводорода Название углеводорода Формула радикала Название радикала
CH4 метан -CH3 метил
C2H6 этан 2Н5 этил
C3H8 пропан 3Н7 пропил
СnН2n+2 …ан nН2n+1 … ил

Функциональная группа — структурный фрагмент органической молекулы (некоторая группа атомов), который отвечает за её конкретные химические свойства.

В зависимости того, какая из функциональных групп в молекуле вещества является старшей, соединение относят к тому или иному классу.

R – обозначение углеводородного заместителя (радикала).

Радикалы могут содержать кратные связи, которые тоже можно рассматривать как функциональные группы, поскольку кратные связи вносят вклад в химические свойства вещества.

Если в молекуле органического вещества содержится две или более функциональных группы, такие соединения называют полифункциональными.

7. Гибридизация орбиталей — ЗФТШ, МФТИ

Часто химические связи образуются за счёт электронов, расположенных на разных атомных орбиталях. Казалось бы, и связи в молекуле по прочности должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что они равнозначны. Это явление объясняется представлением о гибридизации атомных орбиталей, введённым американским химиком Л. Полингом.

Рассмотрим образование молекулы метана. Атом углерода в возбужденном состоянии обладает четырьмя неспаренными электронами: одним s-электроном и тремя р-электронами – 1s

22s12p3. Экспериментальные данные показали, что все четыре связи С-Н в молекуле метана СН4 одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра (угол между ними составляет 109о28′).

Одинаковая прочность связей объясняется гибридизацией валентных (внешних) орбиталей, то есть смешением их и выравниванием по форме и энергии. При этом число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Четыре совершенно одинаковые sp3 –гибридные орбитали атома углерода расположены под углом 109о28′  друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На рисунке видно, что гибридная орбиталь асимметрична и сильно вытянута по одну сторону от ядра.

Это обусловливает более сильное перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями других атомов по сравнению с перекрыванием «обычных» s- и р-орбиталей и приводит к образованию более прочных связей.

 Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании орбиталей вдоль линии, связывающей центры атомов, называется σ (сигма) – связью.

Так как гибридные электронные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, то при образовании молекулы пропана С3Н8 направление химической связи между вторым и третьим атомами углерода не может совпадать с направлением связи между первым и вторым атомами углерода. Образуется угол 109о28′. Такие же углы существуют между четвертым, пятым и другими атомами углерода. Углеродная цепь принимает зигзагообразную форму:

Ещё один вид гибридизации осуществляется в соединениях углерода ряда этилена.  В этом случае происходит гибридизация одной s- и двух р-орбиталей углерода (sp2 –гибридизация). При этом образуются три одинаковые sp2 –гибридные орбитали, расположенные под углом 120о

друг к другу. Таким образом каждый атом углерода имеет по три гибридных электронных облака и по одному негибридному р-облаку. Гибридные электронные облака взаимно перекрываются и образуют между атомами углерода σ –связь:

Остальные гибридные электронные облака атомов углерода перекрываются с s-облаками атомов водорода и также образуют σ -связи. Негибридные p-орбитали взаимно перекрываются в плоскости, которая расположена перпендикулярно плоскости σ-связей:

Ковалентная связь, возникающая при перекрывании орбиталей по обе стороны линии, связывающей центры атомов, называется π (пи) – связью.

Ещё одним примером, где происходит sp2 –гибридизации углерода, является молекула бензола.   Три атомные орбитали (одна s и две р) каждого углерода в молекуле бензола гибридизируются и образуют три σ -связи. Гибридные орбитали перекрываются друг с другом. Перекрывание всех электронных облаков на одном рисунке показать трудно, поэтому рассмотрим последовательно два рисунка. Ниже приведены схема образования σ -связей  в молекуле бензола:

Негибридные р-электронные орбитали атомов углерода расположены перпендикулярно плоскости направления σ-связей, они также перекрываются друг с другом, образуя единую систему π-связей:

В молекуле ацетилена С2Н2 каждый атом  углерода находится в sp-гибридном состоянии, образуя две гибридные связи, направленные под углом 180о друг к другу. Они, как уже упоминалось выше, называются σ — связями.

Но в молекуле ацетилена в каждом из атомов углерода содержится ещё по два p-электрона, которые не принимают участие в образование σ – связей. Молекула ацетилена имеет плоский линейный «скелет», поэтому оба р-электронных облака в каждом из атомов выступают из плоскости в перпендикулярном к ней направлении. При этом происходит некоторое взаимодействие электронных облаков, но менее сильное, чем при образовании σ – связей. В итоге в молекуле ацетилена образуются ещё две ковалентные углерод-углеродные  π-связи:

Под воздействием реагентов π-связь легко разрывается, она значительно слабее, чем σ–связь. π –связь образуется не только между атомами углерода, но и в случае образования двойных и тройных связей между углеродом и кислородом, углеродом и азотом.

Гибридные состояния атома углерода

Валентность углерода.

Атом углерода в основном состоянии, валентность его равна II

В органических соединениях мы его таким не встретим.

В органических веществах углерод всегда находится в возбужденном состоянии. И соответственно, всегда четырехвалентен:

В образовании химических связей участвуют электронные облака (орбитали). И как можно видеть по диаграмме энергия 2s электрона ниже, чем 3p электронов:

следовательно, энергия у 2s электрона должна быть ниже, чем у 3p электронов. Следовательно, и связи, образуемые электронами с разной энергией должны быть разными по энергии. Но, посмотрим на молекулу метана:

Все связи в нем одинаковы, по энергии, длине и прочим свойствам. Почему? По 50 годов прошлого века этому дал объяснение американский ученый Карл Лайнус Полинг. За свои исследования в области изучения природы химических связей он был удостоен Нобелевской Премии.

Причиной всему гибридизация. Гибридизация – это смешивание электронных орбиталей и выравнивание их по энергии, форме и другим параметрам. И этот процесс может идти по-разному.

sp3-гибридизация.

У атома углерода на последнем энергетическом уровне была одна 2s-орбиталь и три 2p-орбитали

Эти четыре орбитали «смешиваются» и становятся совершенно одинаковыми. И они уже не одна s и три p, а четыре одинаковые, называемые sp-орбиталями:

Энергия орбиталей стала одинаковой. Одинаковой стала и форма орбиталей. Вспомним, что форма s-орбиталей (), форма p-орбиталей (). Когда орбитали смешиваются (происходит гибридизация), они приобретают форму ()

Атом углерода, у которого смешались одна 2s-орбиталь и три 2p-орбитали называется атом углерода в состоянии sp3 гибридизации. Число «3» над p означает, что в гибридизации участвуют три p-орбитали. Вот как раз в метане атом углерода находится в состоянии sp3 гибридизации.

sp-орбитали располагаются вокруг ядра атома углерода таким образом, что угол между ними становится равным 109˚28’. Если соединить «верхушки» этих орбиталей, получится тетраэдр.

Вот на верхушках этих орбиталей происходит образование химической связи.

Связь C–C (атомов углерода в состоянии sp3 гибридизации):

Перекрытие орбиталей – это и есть химическая связь. У молекулы метана углерод связан с атомом водорода.

У атома водорода всего одна орбиталь 1s , имеющая форму ().

Каждая sp орбиталь атома углерода пересекается с орбиталью водорода.

Такая связь, образованная перекрыванием sp орбитали какой-либо другой орбитали, называется σ(сигма) связь. Если провести прямую через ядра атомов, связанных σ-связью, то область перекрывания орбиталей будет лежать на ней:

Атом углерода в состоянии sp3-гибридизации образует только одинарные связи. Он образует 4 σ-связи (на рисунке выше – видно: каждый атом углерода связан с тремя атомами водорода и соседним атомом углерода).

Атом углерода в состоянии sp3-гибридизации образует четыре одинарные связи:

sp2-гибридизация.

У атома углерода могут смешаться  не все орбитали. Скажем, если смешаются 2s и только ДВЕ 2p орбитали, а последняя третья 2p-орбиталь остается нетронутой:

Таким образом, у атома углерода будут три sp орбитали (), и одна p оставшаяся нетронутой, сохранившая свою первоначальную форму: ().

Такой атом углерода, у которого смешались не все орбитали, а только 2s и ДВЕ 2p, а третья 2p осталась, называется атом углерода в состоянии sp2 гибридизации. Число «2» над p означает, что только две p орбитали участвуют в смешении.

Как располагаются эти орбитали вокруг ядра атома углерода? Три гибридных орбиталей sp располагаются в одной плоскости, и между орбиталями будет одинаковый угол 120˚:

Оставшаяся же нетронутой p-орбиталь располагается поперек перпендикулярно этой плоскости:

Давайте рассмотрим, как связываются друг с другом два атома углерода в состоянии sp2 гибридизации. Как мы видим, происходит пересечение гибридных sp-орбиталей соседних атомов, то есть образуется одна σ-связь. Но так же мы видим, что остались ни с кем не связанные p-орбитали соседних атомов. Между ними возникает связь. p-орбиталь одного атома как бы перекрывается сбоку с p-орбиталью второго атома. Связь, образованная между негибридными (сохранившими свою форму) p-орбиталями, за счет бокового перекрытия называется π-связью.

Область перекрывания орбиталей находится над и под плоскостью, в которой лежат гибридные sp-орбитали. Орбитали пересекаются в двух местах, но связь образуют одну.

Получается два атома в sp2 гибридизации связаны друг с другом одной σ-связью, и одной π-связью. Получается двойная связь. Двойная связь – это сочетание одной π и одной σ связей.Главной в ней является σ-связью, π-связь сопровождает ее.

Атом углерода в sp2-гибридизации образует одну π-связь и три σ-связь. Одна σ-связь вместе с π-связью образует двойную связь, с помощью двух оставшихся σ-связей атомы углерода, между которыми двойная связь, связывается с другими атомами.

Например, этен (этилен):

Что мы видим? Атомы углерода соединены двойной связью (сочетание σ и π связей) и каждый из них связан двумя одинарными связями (σ-связями) с атомами водорода:

Молекула выглядит вот так:

Обратите внимание. Что угол между связями одного атома водорода одинаковый и равен 120˚. (Так как произошла гибридизация).

Атом углерода в состоянии sp2-гибридизации образует две одинарные и одну двойную связь:

sp-гибридизация.

И наконец, если в атоме углерода смешаются только 2s-орбиталь и ОДНА 2p-орбиталь, а две 2p-орбитали остаются нетронутыми:

Такое состояние называется Sp-гибридизация. Так как смешивается ОДНА s-орбиталь и ОДНА p-орбиталь. Как эти орбитали располагаются вокруг атомного ядра?

sp-смешанные орбитали располагаются на одной прямой друг напротив друга, между ними угол 180˚ (для наглядности sp-гибридные орбитали изображены разным цветом):

Две оставшиеся несмешанные p-орбитали располагаются перпендикулярно этой прямой и перпендикулярно относительно друг другу:

Как связываются друг с другом атомы углерода в состоянии sp-гибридизации? Между sp-орбиталями (рисунок) соседних атомов образуется σ-связь. Две p-орбиталей одного атома связываются с двумя p-орбиталями другого атома. Получается две π-связи.

Получается тройная связь. Тройная связь – это сочетание одной σ-связи и двух π-связей.

Возьмем, к примеру, этин (этилен): H–C≡C–H. Что мы видим? Атомы углерода соединены тройной связью (сочетание σ-связи и двух π связей) и каждый из них связан с одной одинарной связью (σ-связью) с атомом водорода. Так как угол между гибридными sp-орбиталями равен 180˚, то и угол между тройной связью С≡C и одинарной связью с водородом так же равна 180˚. Вся молекула этина лежит вдоль одной прямой:

Молекула выглядит вот так:

Атом углерода в состоянии sp-гибридизации образует одну тройную и одну одинарную связь:

Особый случай.

Особый случай когда атом С образует около себя две двойных связей: . Определим его гибридизацию: двойная связь – это одна σ-связь и одна π-связь. У этого атома две таких связи. Следовательно у этого атома углерода в общем две σ-связи и две π-связи. Это характерно для sp-гибридизации. Да, у этого атома смешиваются 2s-орбиталь и ОДНА p-орбиталь. Две нетронутые p-орбитали образуют каждая по одной π-связи: только в отличие от тройной связи, где π-связи находятся по одну сторону от атома, здесь каждая π-связь смотрит в свою сторону:

Атом углерода в состоянии sp-гибридизации может образовывать так же две двойных связей:

Поэтому и угол между этими связями будет 180˚, так как атом в sp-гибридизации.

Итоги:
  1. Гибридизация – это смешение электронных орбиталей, выравнивание их по всем параметрам (длина, энергия и т.д.)
  1. σ-связь образуется гибридными sp-орбиталями π-связь образуется негибридными p-орбиталями
  1. σ-связь – главная, π-связь может быть только вместе с σ-связью.
  2. Углерод всегда находится в одном из гибридных состояний (sp3, sp2, sp).

Проверь себя — пройди тест!

Пожалуйста, подождите пока страница загрузится полностью.
Если эта надпись не исчезает долгое время, попробуйте обновить страницу. Этот тест использует javascript. Пожалуйста, влкючите javascript в вашем браузере.

If loading fails, click here to try again

Поделитесь результатом в комментариях! Вы набрали %%SCORE%% из %%TOTAL%%

Ваши ответы выделены серым.

Количество оставшихся вопросов: 8.

3.4 Геометрия молекул. Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация орбиталей – это выравнивание формы и энергии некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи. Гибридные орбитали представляют собой линейную комбинацию АО и обладают определенной ориентацией в пространстве (симметрией).

Таким образом, когда один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разным орбиталям (s и p; s, p и d), для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:

1) гибридные орбитали обладают более высокой энергией, чем исходные атомные, зато они обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей и, соответственно, дают больший выигрыш в энергии при образовании связи;

2) число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации;

3) гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты;

4) химические связи и неподеленные электронные пары в молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и одной p-орбитали, имеет место sp-гибридизация. Рассмотрим её на примере молекулы BeCl2.

Электронная конфигурация валентной оболочки бериллия 2s2. Для реакции с двумя атомами хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние.

Если бы один атом хлора связывался с бериллием за счет 2s-электрона бериллия, а другой — за счет 2px-электрона бериллия, то связи Be-Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под углом 180° за счёт того, что одна s– орбиталь и одна p– орбиталь “смешиваются” и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp– гибридные орбитали (рисунок 13).

Рисунок 13 — sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия

Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия отталкиваются и лежат на одной прямой и благодаря этому молекула BeCl2 имеет линейную форму, а обе связи Be-Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул — независимо от элементов, которые входят в эти молекулы: HC≡CH, MgН2 и т. д.

Если валентная оболочка атома включает электроны на однойs-орбитали и двух p-орбиталях, то наблюдается sp2-гибридизация, которая даёт несколько иную геометрию молекулы. Примером может служить sp2-гибридизация бора при образовании молекулы BF3 (рисунок 14). Три sp2-гибридные орбитали лежат в одной плоскости под углом 120°. Они располагаются как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника.

Рисунок 14 — sp2-гибридизация валентных орбиталей бора

Такую же форму будут иметь и молекулы BH3, H2C=CH2, C6H6 и т. д.

Наконец, когда смешиваютсяодна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рисунок 15).

Рисунок 15 — sp3-гибридизация валентных орбиталей углерода

Примером может служить соединение углерода с водородом СН4 (метан). В стационарном состоянии углерод двухвалентен, а для образования связи с водородом необходимо четыре свободных электрона. Они появляются при распаривании s-электронов. В результате образуется четыре гибридных орбитали, которые расположатся максимально далеко друг от друга только тогда, когда молекула примет форму правильного тетраэдра, у которого в центре находится атом C, а в вершинах – атомы H. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28′.

Такой же тип гибридизации будет характерен для молекул CCl4, H3C–CH3.

Все вышеописанные молекулы образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Однако, если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи, – несвязывающими или неподеленными электронными парами.

Рисунок 16 — Несвязывающие электронные пары и углы связи в молекулах NH3 и H2O в сравнении с молекулой CH4

В качестве примера рассмотрим молекулы NH3 и H2O. Атомы азота и кислорода склонны к sp3-гибридизации. У азота на sp3-ГО, помимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна неподелённая пара. Именно она, занимая одну sp3-ГО, искажает угол связи H–N–H до 107,3°. В молекуле H2O таких неподелённых пар две, и угол H–O–H равен 104,5° (рисунок 16).

Объясняется это тем, что электроны связывающих и несвязывающих пар по-разному взаимодействуют между собой. Обычно считается, что несвязывающие пары занимают больший объем, чем связывающие, а объем связывающих пар тем меньше, чем больше электроотрицательность периферийных атомов, то есть неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга.

Поэтому реально этот тетраэдр в молекулах NH3 и H2O слегка искажен, потому что реальный угол составляет не 109о, а 107,3о и 104,5о соответственно.

При образовании иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму неподелённая электронная пара азота занимает свободную атомную орбиталь протона водорода и угол в ионе увеличивается до 109°28′.

Аналогичное явление наблюдается при образовании иона аксония Н3О+, но угол увеличивается до 107,3о, поскольку только одна из двух неподелённых пар находит себе свободную орбиталь. А вот в ледяной воде угол увеличивается до109°28′, поскольку ещё одна неподелённая пара электронов оказывается вовлечённой в водородную связь.

Типы гибридизации.

Ковалентная связь наиболее распространена в мире органических веществ, она характеризуется насыщаемостью, поляризуемостью и направленностью в пространстве.

Насыщаемость ковалентной связи состоит в том, что число общих электронных пар, которые способен образовать тот или иной атом, ограничено. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав. Поэтому, например, существуют молекулы Н 2 , N 2 , СН 4 , но нет молекул Н 3 , N 4 , СН 5 .

Поляризуемость ковалентной связи заключается в способности молекул (и отдельных связей в них) изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля — поляризоваться.

В результате поляризации неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные — превратиться в еще более полярные вплоть до полного разрыва отдельных связей с образованием ионов:

Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что р-, d- и f-облака определенным образом ориентированы в пространстве. Направленность ковалентной связи влияет на форму молекул веществ, их размеры, межатомные расстояния, валентный угол, т. е. на геометрию молекул.

Более полное представление о форме молекул органических и неорганических веществ можно составить на основе гипотезы о гибридизации атомных орбиталей. Она была предложена Л. Полингом (США) для объяснения установленного с помощью физических методов исследования веществ факта равноценности всех химических связей и симметричного расположения их относительно центра молекул СН 4 , BF 3 , ВеСl 2 . В образовании σ-связей в каждом случае от центрального атома (С, В, Be) должны были участвовать электроны, находящиеся в разных состояниях (s и р), поэтому они не могли быть равноценными. Теория оказалась неспособной объяснить факты, возникло противоречие, которое было разрешено с помощью новой гипотезы. Это один из примеров, показывающих путь развития познания человеком окружающего мира, возможность все более глубокого проникновения в сущность явлений.

С гипотезой гибридизации атомных орбиталей вы знакомились в курсе органической химии на примере атома углерода. Напомним об этом еще раз.

При образовании молекулы метана СН 4 атом углерода из основного состояния переходит в возбужденное:

Внешний электронный слой возбужденного атома углерода содержит один s- и три неспаренных р-электрона, которые и образуют четыре σ-связи с четырьмя s-электронами атомов водорода. При этом следует ожидать, что три связи С—Н, образованные за счет спаривания трех р-электронов атома углерода с тремя s-электронами трех атомов водорода (s-р σ-связь), должны бы отличаться от четвертой(s-s) связи прочностью, длиной, направленностью. Изучение электронной плотности в молекулах метана показывает, что все связи в его молекуле равноценны и направлены к вершинам тетраэдра (рис. 10). Согласно гипотезе о гибридизации атомных орбиталей четыре ковалентные связи молекулы метана образуются с участием не «чистых» s- и р-облаков атома углерода, а с участием так называемых гибридных, т. е. усредненных, равноценных электронных облаков.


Рис. 10. Шаростержневая модель молекулы метана

Согласно этой модели, число гибридных атомных орбиталей равно числу исходных «чистых» орбиталей. Соответствующие гибридные облака выгоднее по геометрической форме, чем s- и р-облака, их электронная плотность распределена иначе, что обеспечивает более полное перекрывание с s-облаками атомов водорода, чем было бы у «чистых» s- и р-облаков.

В молекуле метана и в других алканах, а также во всех молекулах органических соединений по месту одинарной связи атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации, т. е. у атома углерода гибридизации подверглись одно s- и три р-атомные облака и образовались четыре одинаковые гибридные sp 3 -атомные орбитали облака.

В результате перекрывания соответствующих четырех гибридных sр 3 -облаков атома углерода с s-облаками четырех атомов водорода образуется тетраэдрическая молекула метана с четырьмя одинаковыми σ-связями, расположенными под углом 109°28″ (рис. 11).

Рис. 11.
Схемы sр 3 -гибридизации валентных электронных облаков (а) и образования связей в молекуле метана (б)

Этот тип гибридизации атомов и, следовательно, тетраэдрическое строение будут характеризовать также молекулы соединений аналога углерода — кремния: SiH 4 , SiCl 4 .

При образовании молекул воды и аммиака также происходит sр 3 -гибридизация валентных атомных орбиталей атомов кислорода и азота. Однако если у атома углерода все четыре гибридные sр 3 -облака заняты общими электронными парами, то у атома азота одно sр 3 -облако занято неподеленной электронной парой, а у атома кислорода ими заняты уже два sр 3 -облака (рис. 12).

Рис. 12.
Формы молекул аммиака, воды и фтороводорода

Наличие неподеленных электронных пар приводит к уменьшению углов связей (табл. 8) по сравнению с тетраэдрическими (109°28″).

Таблица 8
Взаимосвязь числа неподеленных электронных пар и угла связи в молекулах

sр 3 -Гибридизация наблюдается не только у атомов в сложных веществах, но и у атомов в простых веществах. Например, у атомов такой аллотропной модификации углерода, как алмаз.

В молекулах некоторых соединений бора имеет место sp 2 -гибридизация валентных атомных орбиталей атома бора.

У атома бора в возбужденном состоянии в гибридизации участвуют одна s- и две р-орбитали, в результате чего образуются три sp 2 -гибридные орбитали, оси соответствующих гибридных облаков расположены в плоскости под углом 120° друг к другу (рис. 13).

Рис. 13.
Схемы 8р 2 -гибридизации и расположения sр 2 -облаков в пространстве

Поэтому молекулы таких соединений, например BF3, имеют форму плоского треугольника (рис. 14).

Рис. 14.
Строение молекулы BF3

В органических соединениях, как вы знаете, sp 2 -гибридизация характерна для атомов углерода в молекулах алкенов по месту двойной связи, чем и объясняется плоскостное строение этих частей молекул, а также молекул диенов и аренов. sp 2 -Гибридизация наблюдается также у атомов углерода и в такой аллотропной модификации углерода, как графит.

В молекулах некоторых соединений бериллия наблюдается sр-гибридизация валентных орбиталей атома бериллия в возбужденном состоянии.

Два гибридных облака ориентируются друг относительно друга под углом 180° (рис. 15), и поэтому молекула хлорида бериллия ВеСl 2 имеет линейную форму.

Рис. 15.
Схемы sp-гибридизации и расположения sp-облаков в пространстве

Аналогичный тип гибридизации атомных орбиталей существует у атомов углерода в алкинах — углеводородах ряда ацетилена — по месту тройной связи.

Такая гибридизация орбиталей характерна для атомов углерода в еще одной его аллотропной модификации — карбине:

В таблице 9 приведены виды геометрических конфигураций молекул, соответствующие некоторым типам гибридизации орбиталей центрального атома А с учетом влияния числа свободных (несвязывающих) электронных пар.

Таблица 9
Геометрические конфигурации молекул, соответствующие различным типам гибридизации внешних электронных орбиталей центрального атома

Вопросы и задания к § 7

  1. В молекулах водородных соединений углерода, азота и кислорода, формулы которых СН 4 , NH 3 и Н 2 O, валентные орбитали центральных атомов неметаллов находятся в состоянии sр 3 -гибридизации, но валентные углы между связями разные — 109°28″ 107°30″ и 104°27″ соответственно. Чем это можно объяснить?
  2. Почему графит электропроводен, а алмаз нет?
  3. Какую геометрическую форму будут иметь молекулы двух фторидов — бора и азота (BF 3 и NF 3 соответственно)? Дайте обоснованный ответ.
  4. Молекула фторида кремния SiF 4 имеет тетраэдрическое строение, а молекула хлорида брома ВСl 3 — форму треугольника — плоскостное. Почему?

Для объяснения фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углерода), используется постулат о гибридизации близких по энергии атомных орбиталей. Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи , если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s — на 2р -АО:

Основное и возбужденное состояния атома углерода.

Гибридизация АО — это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии.

Например, смешение 2s-АО с 2p -АО дает две гибридные 2sp -АО:

АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р ) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибридизации p -АО возможны следующие виды гибридизации:

для атомов углерода и азота — sp 3 , sp 2 и sp ;

для атома кислорода — sp 3 , sp 2 ;

для галогенов — sp 3 .

Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).

В отличие от негибридных s — или р -АО, она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s -, р — или гибридными АО) других атомов обычно дают s-МО, т.е. образуют s-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.

3.3.1. sp 3 -Гибридизация (тетраэдрическая).

Одна s — и три р четыре равноценные по форме и энергии sp 3 -гибридные орбитали.

Орбитальная модель атома в sp 3 -гибридизованном состоянии.

Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:

2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)

Схема sp 3 -гибридизации атомных орбиталей.

Оси sp 3 -гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28″, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.

Впервые идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра независимо друг от друга выдвинули в 1874 г. Вант-Гофф и Ле Бель.

sp 3 -Орбитали могут образовывать четыре s-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

А как наглядно изобразить пространственное строение атома в sp 3 -состоянии на рисунке?

В этом случае sp 3 -гибридные орбитали изображают не электронными облаками, а прямыми линиями или клиньями в зависимости от пространственной ориентации орбитали. Такое схематическое изображение используется при написании стереохимических (пространственных) формул молекул.

Переход от орбитальной модели (а) к пространственной формуле (б).

На примере молекулы метана показаны объемные модели и пространственная (стереохимическая) формула молекулы с sp 3 -углеродным атомом.

Модель молекулы метана

sp 3 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 4.

Углерод в sp 3 -гибридном состоянии встречается в простом веществе — алмазе. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др., соединенных с другими атомами одинарными связями (sp 3 -атомы выделены красным цветом):

С H 4 , RC H 3 , N H 3 , RN H 2 , H 2 O , RO H, R 2 O ;

а также анионам типа:

R 3 C : — , RO — .

Следствием тетраэдрического строения sp 3 -атома является возможность существования двух оптических стереоизомеров у соединения, содержащего такой атом с четырьмя разными заместителями (Вант-Гофф, Ле Бель, 1874).

3.3.2. sp 2 -Гибридизация (плоскостно-тригональная).

Одна s — и две p -орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp 2 -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° (выделены синим цветом). Они могут образовывать три s-связи. Третья р -орбиталь остается негибридизованной и ориентируется перпендикулярно плоскости расположения гибридных орбиталей. Эта р -АО участвует в образовании p-связи.

Для элементов 2-го периода процесс sp 2 -гибридизации происходит по схеме:

2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z -АО в гибридизации не участвует.

Для изображения пространственного строения атомов в sp 2 -состоянии используются те же приемы, что и в случае sp 3 -атомов:

Переход от орбитальной модели атома в sp 2 -гибридизированном состоянии (а) к пространственной формуле (б). Строение молекул с sp 2 -атомами отражают их модели:

Модели молекулы этилена

sp 2 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 3

Углерод в sp 2 -гибридном состоянии образует простое вещество графит. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др. с двойной связью (sp 2 -атомы выделены красным цветом):

H 2 C =C H 2 , H 2 C =C HR, R 2 C =N R, R-N =N -R, R 2 C =O , R-N =O ,

а также для катионов типа

R 3 C + и свободных радикалов R 3 C · .

ГИБРИДИЗАЦИЯ — это явление взаимодействия между собой молекулярных орбиталей, близких по энергии и имеющих общие элементы симметрии, с образованием гибридных орбиталей с более низкой энергией.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом электронные облака, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь, и тем прочнее химическая связь между этими атомами

Иногда связь между атомами прочнее, чем этого можно было ожидать на основании расчета. Предполагается, что атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными .

Перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали, усредненные по форме называется гибридизацией .

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Так, при комбинации s- и р-орбиталей (sp-гиб­ридизация) возникают две гибридные орбитали, которые ориентируются под углом 180° друг к другу, рис.3, табл. 5 и 6.

(s+p)-орбитали Две spорбитали Две sp-гибридные

орбитали

Рисунок 3 – sp – Гибридизация валентных орбиталей

Таблица 6 – Образование гибридных орбиталей

Таблица 7 – Образование некоторых молекул V и VI периодов

Химическая связь, образуемая электронами гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, так как при гибридизации перекрывание происходит в большей степени. Гибридные орбитали образуют только s-связи .

Подвергаться гибридизации могут орбитали, которые имеют близкие энергии. У атомов с малым значением заряд ядра для гибридизации пригодны только s– и р –орбитали. Это наиболее характерно для элементов второго периода II – VI групп, табл. 6 и 7.

В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома способность образовывать ковалентные связи ослабевавает, усиливается различие в энергиях s — и р-электронов, уменьшается возможность их гибридизации.

Электронные орбитали, участвующие в образовании связей, и их пространственная ориентация определяют геометрическую форму молекул.

Линейная форма молекул . Соединения, имеющие линейную форму молекул, образуются при перекрывании:

1. Двух s– орбиталей (s – s связь): Н 2 , Na 2 , K 2 и др.

2. s — и р–орбиталей (s – р связь): НС1, НВr и др.

3. Двух р– орбиталей (р – р связь): F 2 , C1 2 , Вr 2 и т.д.

s–s s–p р–р

Рисунок 4 – Линейные молекулы

Линейную форму молекул образуют также атомы некоторых элементов II группы с атомами водорода или галогенов (ВеН 2 , ВеГ 2 , ZnГ 2). Рассмотрим образование молекул ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона (2s l и 2р 1), следовательно, происходит sp–гибридизация, при которой образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (см гибридизацию орбиталей). При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывая двух sp–гибридных орбиталей атома бериллия с р–орбиталями двух атомов хлора, в результате образуется молекула линейной формы, рис. 5.

Рисунок 5 – Линейная молекула BeCl 2

Треугольная форма молекул имеет место при образо­вании галогенидов бора, алюминия. Возбужденный атом бо­та имеет три неспаренных электрона (2s 1 и 2р 2), При образовании химических связей происходит sp 2 -гибридизация и образуются три sp 2 — гибиридные орбитали, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120°, рис. 6.

(s+p+p)- три sp 2 — гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 6 – sp 2 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

треугольная молекула ВСl 3 (б)

При взаимодействии бора с хлором происходит перекрывание трех sр 2 -гибридных орбиталей атома бора с р-орбиталями трех атомов хлора, в результате образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника. Валентный угол в молекуле ВСl 3 равен 120°.

Тетраэдрическая форма молекулы характерна для соединений элементов IV группы главной подгруппы с галогенами, водородом. Так, атом углерода в возбужденном со­стоянии имеет четыре неспаренных электрона (2s 1 и 2р 3) следовательно, происходит sp-гибридизация, при которой образуются четыре гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 109,28°, рис. 7.

(s+p+p+p)- четыре sp 3 -гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 7 – sp 3 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

тетраэдрическая молекула СН 4 (б)

При перекрывании четырех sp 3 -гибридных орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется молекула метана, которая имеет форму тетраэдра. Валентный угол равен 109,28°.

Рассмотренные геометрические формы молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические) являются идеальными (правило Гиллеспи).

В отличие от выше рассмотренных соединений молекулы элементов V и VI групп главных подгрупп имеют валентные неподеленные пары электронов, поэтому углы между связями оказываются меньшими по сравнению с идеальным молекулами.

Пирамидальная форма молекул имеет место при образовании водородных соединений элементов V групп главной подгруппы. При образовании химической связи, например, у атома азота также как и у атома углерода происходит sp 3 -гибридизация и образуется четыре sp 3 -гибридные орбитали, которые ориентированы под углом 109,28 о друг к другу. Но в отличие от атома углерода у атома азота в гибридизации принимают участие не только одноэлектронные орбитали (2р 3), но и двухэлектронная (2s 2). Поэтому из четырех sp 3 -гибридных орбиталей на трех находятся по одному электрону (одноэлектронная орбиталь), эти орбитали образуют связи с тремя атомами водорода. Четвертая орбиталь с неподелениой парой электронов не принимает участия в образовании связи. Молекула NH 3 имеет форму пирамиды, рис. 8.

Рисунок 8 – Пирамидальная молекула аммиака

В вершине пирамиды находится атом азота, а в углах (треугольника) основания – атомы водорода. Валентный угол равен 107,3°. Отклонение значения угла от тетраэдрического (109,28°) обусловлено отталкиванием между неподеленной парой электронов на четвертой sp 3 -гибридной ор­битали и связывающими парами на трех остальных орбиталях, т.е. sp 3 -гибридная орбиталь с неподеленной парой электронов отталкивает в направлении от себя три осталь­ные орбитали связи N–H, уменьшая угол до 107,3°.

В соответствии с правилом Гиллеспи: если централь­ный атом относится к элементам третьего или последующих периодов, а концевые атомы принадлежат менее электроотри­цательным элементам, чем галогены, то образование связей осуществляется через чистые р — орбитали и валентные углы становятся » 90°, следовательно, у аналогов азота (Р, As, Sb) гибридизация орбиталей в молекулах водородных соединений не наблюдается. Например, в образовании молекулы фосфина (РН 3) участвуют три неспаренных р-электрона (3s 2 и 3р 3), электронные орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направле­ниях, и s-электроны трех атомов водо­рода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Образовавшиеся молекулы имеют, как и молекулы NН 3 , пирамидальную форму, но в отличие от молекулы NН 3 , в молекуле РН 3 валентный угол равен 93,3°, а в соеди­нениях AsH 3 и SbH 3 – соответственно 91,8 и 91,3°, рис. 9 и табл. 4.

Рисунок 9 – Молекула РН 3

Неподеленная пара электронов будет занимать нес­вязывающую s- орбиталь.

Угловую форму молекул образуют водородные соединения элементов VI группы главной подгруппы. Рассмотренные особенности образования связей в соединениях элементов V группы характерны и для водородных соединений элементов VI группы. Так, в молекуле воды атом кислорода, так же как и атом азота, находится в состоянии sp 3 -гибридизаци. Из четырех sp 3 -гибридных орбитам на двух находится по одному электрону, эти орбитали образуют связи с двумя атомами водорода.

Две другие из четырех sp 3 -гибридных орбиталей содержат по неподеленной паре электронов и не принимав участия в образовании связи.

Молекула Н 2 О имеет угловую форму, валентный угол равен 104,5°. Отклонение значения угла от тетраэдрического в еще большей степени обусловлено отталкиванием от двух неподеленных пар электронов, рис. 10.

Рисунок 10 – Угловая молекула воды

Угловую форму молекул имеют H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, только у аналогов кислорода образование связей в соединенн Н 2 Э осуществляется через чистые р-орбитали (правило Гиллеспи), поэтому валентные углы составляют »90°. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te они соответственно равны 92; 91; 89,5°.

Таблица 8 – Молекулы водородных соединений элементов 2-го периода

Концепция гибридизации

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам.

Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей . Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи , в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.

Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии .

Этот принцип нашёл отражение в теории отталкивания электронных пар Гиллеспи — Найхолма. Первое и наиболее важное правило которое формулировалось следующим образом:

«Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались» .

Второе правило состоит в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра» .

Виды гибридизации

sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

sp 2 -гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp 3 -гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28″, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Гибридизация и геометрия молекул

Представления о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма . Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары) .

Тип гибридизации Число
гибридных орбиталей
Геометрия Структура Примеры
sp 2 Линейная BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2 3 Треугольная BF 3 , NO 3 — , CO 3 2-
sp 3 4 Тетраэдрическая CH 4 , ClO 4 — , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2 4 Плоскоквадратная Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3 d 5 Гексаэдрическая PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2 6 Октаэдрическая SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Ссылки

Литература

  • Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. — М.; Л.: Госхимиздат, 1947. — 440 с.
  • Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. — М .: Мир, 1974. — 846 с.
  • Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. — Ростов-на-Дону: Феникс, 1997. — С. 397-406. — ISBN 5-222-00106-7
  • Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. — М .: Мир, 1975. — 278 с.

См. также

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Гибридизация АО — это выравнивание валентных АО по форме и энергии в процессе образования химической связи .

1. В гибридизации могут участвовать только те АО, энергия которых достаточно близка (например, 2s- и 2р-атомные орбитали).

2. В гибридизации могут участвовать вакантные (свободные) АО, орбитали с неспаренными электронами и неподеленными электронными парами.

3. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов электронные пары оказались максимально удаленными друг от друга. Такое состояние молекулы отвечает минимуму энергии в силу максимального отталкивания одноименно заряженных электронов.

4. Вид гибридизации (число АО, подвергающихся гибридизации), определяется числом «атакующих» данный атом атомов и числом неподеленных электронных пар в данном атоме .

Пример. ВF 3 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома В, переходящего в возбужденное состояние: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Гибридные АО располагаются под углом 120 о. Молекула имеет форму правильного треугольника (плоская, треугольная):

3. sp 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов 4-ой группы (например, углерода, кремния, германия ) в молекулах типа ЭХ 4 , а также для атома С в алмазе, молекулах алканов, для атома N в молекуле NH 3 , NH 4 + , атома О в молекуле Н 2 О и т.д.

Пример 1. СН 4 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома С, переходящего в возбужденное состояние: С 1s 2 2s 2 2p 2 ® С* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Гибридные АО располагаются под углом 109 о 28″.

Пример 2. NН 3 и NН 4 + .

Электронная структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гибридизации подвергаются 3 АО, содержащие неспаренные электроны, и 1 АО, содержащая неподеленную электронную пару. В силу более сильного отталкивания неподеленной электронной пары от электронных пар s-связей угол связи в молекуле аммиака составляет 107,3 о (ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет форму тригональной пирамиды :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона аммония и равноценность связей в нем.

Пример 3. Н 2 О.

Электронная структура атома О 1s 2 2s 2 2p 4 . Гибридизации подвергаются 2 АО, содержащие неспаренные электроны, и 2 АО, содержащие неподеленные электронные пары. Угол связи в молекуле воды составляет 104,5 о (также ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет угловую форму :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона оксония (гидроксония) и образование каждой молекулой 4-х водородных связей в структуре льда.

4. sp 3 d-гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 5-ой группы (начиная с Р) в молекулах типа ЭХ 5 .

Пример. РСl 5 . Электронная структура атома Р в основном и возбужденном состояниях: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Форма молекулы — гексаэдр (точнее тригональная бипирамида) :

5. sp 3 d 2 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 6-ой группы (начиная с S) в молекулах типа ЭХ 6 .

Пример. SF 6 . Электронная структура атома S в основном и возбужденном состояниях: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Форма молекулы октаэдр :

6. sp 3 d 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 7 группы (начиная с Cl) в молекулах типа ЭХ 7 .

Пример. IF 7 . Электронная структура атома F в основном и возбужденном состояниях: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекулы — декаэдр (точнее пентагональная бипирамида) :

7. sp 3 d 4 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 8 группы (кроме Не и Ne) в молекулах типа ЭХ 8 .

Пример. ХеF 8 . Электронная структура атома Хе в основном и возбужденном состояниях: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Форма молекулы додекаэдр :

Могут быть и другие виды гибридизации АО.

Строение метана, этилена и ацетилена

В основном, невозбуждённом состоянии на внешней оболочке атома углерода имеется только два неспаренных электрона (-2s22p2). Для образования четырёх ковалентных связей необходимо наличие четырёх неспаренных электронов, что достигается переходом одного из двух 2s-электронов на вакантную р-орбиталь:

Переход атома углерода в возбужденное состояние сопровождается затратой энергии, которая в дальнейшем компенсируется при образовании химической связи.

Для атомов углерода в алканах характерна sp3-гибридизация, поэтому эти атомы соединяются между собой только σ-связью. Данный тип связи в алканах формируется в результате перекрывания sp3-гибридной орбитали одного атома углерода с sp3-гибридной орбиталью другого атома углерода.

Ось симметрии этой связи совпадает с прямой, соединяющей ядра атомов углерода. Между атомами углерода и водорода связь образуется в результате перекрывания s-орбитали водорода с sp3-гибридной орбиталью атома углерода.

На рисунке 2.3. показано формирование молекулы метана: sp3-гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра.

Рисунок 2.3. Образование метана

При таком расположении орбитали максимально удалены друг от друга. Чтобы перекрывание каждой из четырёх гибридных орбиталей с s-орбиталью водорода было наиболее эффективно и образовалась прочная связь, необходимо, чтобы ядро каждого атома водорода располагалось в вершине этого тетраэдра.

Из рисунка видно, что метан представляет собой правильный тетраэдр.

В этане (рис. 2.4.) длина углерод-углеродной связи С-С равна 0,154 нм, С-Н – связи – 0,110 нм, а валентный угол составляет 109,5°.

Таким образом, в предельных углеводородах между всеми атомами углерода содержатся простые связи, т.е. σ-связи.

Рисунок 2.4. Строение этана

 

Отличительной особенностью строения этилена является двойная углерод-углеродная связь. Здесь атомы углерода находятся в sp2-гибридном состоянии. Это значит, что в гибридизации участвуют одна s— и две р-орбитали и у каждого атома углерода имеется три sp2-гибридные орбитали (рис. 2.5.), располагающиеся в одной плоскости под углом 120°. Не участвующая в гибридизации рz-орбиталь располагается перпендикулярно к плоскости трёх sp2-гибридных орбиталей:

Рисунок 2.5. sp2 – Гибридизация атомных орбиталей

В молекуле этилена каждый sp2-гибридизованный атом углерода образует три σ-связи – одну С-С и две С-Н. Негибридные pz-орбитали располагаются в одной плоскости и взаимодействуют друг с другом путём «бокового» перекрывания (рис. 2.6.). В результате такого «бокового» перекрывания образуется ещё одна связь (π-связь), которая располагается в плоскости, перпендикулярной σ-связи. Длина углерод-углеродной связи в этом случае составляет 0,134 нм.

Рисунок 2.6. Строение этилена

Таким образом, в молекуле этилена имеются пять σ-связей и одна π-связь.

Энергия разрыва простой углерод-углеродной связи составляет примерно 335 кДж/моль, а для двойной С=С-связи она равна 615 кДж/моль. Прочность π-связи составляет 615-335=280 кДж/моль). что значительно меньше, чем σ-связи (сравните 335 и 280 кДж/моль). Это объясняется тем, что связь, формирующаяся при «боковом» перекрывании (π-связь), менее прочная, чем при «лобовом» (σ-связь). Электроны, участвующие в π-связывании, слабее удерживаются ядрами углерода, поэтому поляризуемость этой связи гораздо выше, чем σ-связи. Облака π-электронов двойной связи располагаются над и под плоскостью σ-связи, что обеспечивает большую их доступность для атаки.

В ацетилене атомы углерода находятся в sp-гибридном состоянии. В гибридизации участвуют одна s— и одна р-орбитали.

У каждого атома углерода имеются две sp-гибридные орбитали, располагающиеся на одной прямой, т.е. под углом 180°и две негибридные р-орбитали, которые расположены перпендикулярно как к гибридным, так и по отношению друг к другу (рис. 2.7.).

Рисунок 2.7. sp – Гибридизация атомных орбиталей

Две гибридизованные sp-орбитали (по одной от каждого атома углерода), перекрываясь, образуют σ-связь (осевое перекрывание).

Оставшиеся у каждого атома углерода негибридизованные р-орбитали (2ру и 2рz), располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и перекрываются соответственно с аналогичными орбиталями другого sp-гибридизованного углеродного атома, формируя две π-связи (боковое перекрывание). Каждая из этих π-связей располагается во взаимно перпендикулярных плоскостях как между собой, так и по отношению к σ-связи (рис. 2.8.) длина углерод-углеродной связи составляет 0,120 нм, валентные углы равны 180°, т.е. молекула ацетилена линейна.

Для описания химической связи используют такие методы квантовой механики, как метод молекулярных орбиталей, а также метод валентных связей (МВС)*.


Быстро определить гибридизацию sp3, sp2 и sp

sp 2 или sp без необходимости вникать во все детали того, как произошла гибридизация.

К счастью, для этого есть короткий путь, и в этом посте я попытаюсь обобщить его в несколько отдельных шагов, которые вам необходимо выполнить.

Допустим, вас попросили определить состояние гибридизации для пронумерованных атомов в следующей молекуле:

Первое, что вам нужно сделать, это определить количество групп, которые находятся на каждом атоме. Под группами мы подразумеваем либо атомы, либо неподеленные пары электронов. Это также известно как стерический номер (SN) .

Ниже приведены несколько примеров стерических чисел 2-4, которые в значительной степени являются тем, что вам нужно знать в органической химии:

Обратите внимание, что кратные связи не имеют значения, это атомы + неподеленные пары для любого типа связи.

Когда вы знаете, как определить стерическое число (это из теории ВСЕПР), вам просто нужно применить следующее соотношение:

Если стерическое число равно 4 , то оно равно sp 3

Если стерический номер 3 SP 2

, если

, если STERIC NUILE 2 SP

Итак, давайте вернемся к нашей молекуле и определим гибридизацию состояний для всех атомов.

C1 – SN = 3 (три атома соединены), поэтому sp 2

C2 – SN = 3 (три атома соединены), следовательно

3

O4 – SN = 3 (1 атом + 2 неподеленные пары), поэтому sp 2

O5 – SN = 80 единиц 4 90 пар атомов Это SP 3 9 9

C6 — Sn = 4 (4 атома), поэтому это SP 3

C7 — Sn = 4 (4 атома), следовательно Это SP 3

N8 — Sn = 4 (3 атома + 1 одинокая пара), поэтому это SP 3

C9 — Sn = 2 (2 атомов), поэтому sp

C10 – SN = 2 (2 атома s), следовательно, это sp

В дополнение к этому методу также очень полезно помнить некоторые признаки, связанные со строением и гибридизацией.В общем, атом со всеми одинарными связями представляет собой sp 3 гибридизированный . Лучшим примером являются алканы. Все атомы углерода в алкане sp 3 гибридизованы с тетраэдрической геометрией.

Атомы углерода в алкенах и других атомах с двойной связью часто sp 2 гибридизованы и имеют тригонально-плоскую геометрию.

Тройная связь , с другой стороны, характерна для алкинов, где атомы углерода sp -гибридизированы .

Есть несколько общих исключений из того, что мы обсуждали в отношении определения состояния гибридизации, и они в основном связаны с методом, в котором мы рассматриваем тип связи атома.

Например, в диоксиде углерода (CO 2 ) углерод имеет две двойные связи, но sp -гибридизирован.

А причина этого в том, что стерическое число углерода равно двум (с ним связаны только два атома кислорода) и для того, чтобы сохранить два атома при 180 o , что является оптимальной геометрией, углерод должен использовать две идентичные орбитали.Это возможно только при гибридизации sp . Две другие 2p-орбитали используются для образования двойных связей с каждой стороны углерода.

Другим распространенным и очень важным примером являются карбокатионы.

Здесь углерод имеет только одинарные связи, и может показаться, что он sp 3 гибридизирован. Однако углерод в этих типах карбокатионов представляет собой sp 2 гибридизированный . Опять же по той же причине, что его стерическое число равно 3 ( sp 2 – три одинаковые орбитали).

Единственным исключением со стерическим номером являются, например, амиды. Атом азота здесь имеет стерическое число 4 и ожидается sp 3 . Однако из-за резонансной делокализации неподеленной пары она взаимно преобразуется из sp 3 в sp 2 , поскольку это единственный способ иметь электроны на выровненной p-орбитали, которая может перекрываться. и участвуют в стабилизации резонанса с электронами пи-связи двойной связи С=О.

В большинстве случаев вам не нужно беспокоиться об исключениях, если вы используете стерический номер.

1.

Определите состояние гибридизации каждого углерода и гетероатома (любого атома, кроме C и H) в следующих соединениях.

Подсказка: Не забудьте добавить недостающие неподеленные пары электронов, где это необходимо.

а)

ответ

Этот контент предназначен только для зарегистрированных пользователей.

Нажмите здесь, чтобы зарегистрироваться!

Присоединившись к Chemistry Steps, вы получите мгновенный доступ к ответам и решениям для всех практических задач , включая более 20 часов видео по решению задач, викторин с несколькими вариантами ответов, головоломок, и мощный набор Органическая химия 1 и 2 Краткое руководство .

б)

ответ

Этот контент предназначен только для зарегистрированных пользователей.

Нажмите здесь, чтобы зарегистрироваться!

Присоединившись к Chemistry Steps, вы получите мгновенный доступ к ответам и решениям для всех практических задач , включая более 20 часов видео по решению задач, викторин с несколькими вариантами ответов, головоломок, и мощный набор Органическая химия 1 и 2 Краткое руководство .

c)

ответить

Этот контент предназначен только для зарегистрированных пользователей.

Нажмите здесь, чтобы зарегистрироваться!

Присоединившись к Chemistry Steps, вы получите мгновенный доступ к ответам и решениям для всех практических задач , включая более 20 часов видео по решению задач, викторин с несколькими вариантами ответов, головоломок, и мощный набор Органическая химия 1 и 2 Краткое руководство .

d)

ответ

Этот контент предназначен только для зарегистрированных пользователей.

Нажмите здесь, чтобы зарегистрироваться!

Присоединившись к Chemistry Steps, вы получите мгновенный доступ к ответам и решениям для всех практических задач , включая более 20 часов видео по решению задач, викторин с несколькими вариантами ответов, головоломок, и мощный набор Органическая химия 1 и 2 Краткое руководство .

Решение

Этот контент предназначен только для зарегистрированных пользователей.

Нажмите здесь, чтобы зарегистрироваться!

Присоединившись к Chemistry Steps, вы получите мгновенный доступ к ответам и решениям для всех практических задач , включая более 20 часов видео по решению задач, викторин с несколькими вариантами ответов, головоломок, и мощный набор Органическая химия 1 и 2 Краткое руководство .

2.

Для каждого отмеченного атома добавьте недостающие неподеленные пары электронов, чтобы определить стерическое число, электронную и молекулярную геометрию, приблизительные валентные углы и состояние гибридизации:

ответ

Sp3, Sp2 и Sp Гибридизация, геометрия и валентные углы

Гибридизация Sp³, sp² и sp, или смешивание s- и p-орбиталей, которое позволяет нам создавать сигма- и пи-связи, — это тема, которую мы обычно думаем, что понимаем, только чтобы запутаться, когда она снова появляется в молекулах и реакциях органической химии.

Когда я изучал общую химию, я просто запомнил таблицу геометрии и валентных углов и примерно понял, что происходит. Но только когда я начал думать об этом по-другому, как я объясню ниже, я наконец и по-настоящему понял.

В этой статье мы рассмотрим следующее:

  • ПОЧЕМУ нужна гибридизация
  • КАК происходит гибридизация
  • Теория VSEPR
  • Гибридизация Sp³, угол связи и геометрия (включая видео)

    0 Mole

    0Электронная Геометрия
  • SP-29
  • SP-SP-2-х. для бакалавриата по органической химии эта тема имеет решающее значение для таких экзаменов, как MCAT, GAMSAT, DAT и других.

    Зачем нужна гибридизация?

    Молекулы повсюду! Как они формируются?
    Проще говоря, молекулы состоят из связанных атомов,
    Атомы связаны через различные типы связей,
    Ковалентные связи являются самыми прочными и распространенными.

    Чтобы создать ковалентную связь (видео), каждый участвующий атом должен иметь орбитальное «отверстие» (пустое пространство) для приема и взаимодействия с электронами другого атома.

    Давайте совершим небольшой экскурс в обзор электронной конфигурации, сосредоточив внимание на валентных электронах, поскольку именно они участвуют в связи.

    Чувствуете себя ржавым? Нажмите, чтобы просмотреть мои видео Electron Configuration + Shortcut .

    Возьмите водород.
    Имеет один электрон на 1s-орбитали. Для полного заполнения требуется еще один электрон.
    Это оставляет отверстие для образования одной одинарной связи.
    Отлично подходит для добавления еще одного водорода, но не очень подходит для построения большой сложной молекулы.

    Теперь рассмотрим углерод.
    Не случайно углерод является центральным атомом во всех макромолекулах нашего тела.
    Белки, аминокислоты, нуклеиновые кислоты — все они имеют углерод в центре.
    Почему? Потому что углерод способен образовывать 4 связи.

    Это много по химическим стандартам!
    И если любой из этих других атомов также является углеродом, у нас есть потенциал для создания гигантской молекулярной структуры, такой как АТФ, показанный ниже, источник энергии и генетический строительный материал внутри клеток.

    Как это работает?
    Обзор электронной конфигурации углерода показывает нам, что углерод имеет в общей сложности 6 электронов, и только 4 электрона в его валентной оболочке.

    Но, подождите минутку!
    Несмотря на наличие 4 валентных электронов,
    Нет 4 пустых мест, ожидающих заполнения… ЕЩЕ !

    2s-электроны в углероде уже спарены и, таким образом, не желают принимать новые поступающие электроны в ковалентную связь.

    Это оставляет нам:

    • 2 p-орбитали, каждая с одним неспаренным электроном, способным образовывать ОДНУ связь
    • Пустая p-орбиталь, не имеющая электрона для инициирования связи может образовывать только 2 связи,
      Используя свои ДВА неспаренных электрона,
      Что не очень полезно, если мы пытаемся построить сложные макромолекулы.

      Введите

      Гибридизация .

      Если мы сможем найти способ переместить ОДИН из спаренных s-электронов на пустую p-орбиталь, мы получим что-то вроде этого.

      Однако этого не может быть, потому что принцип Ауфбау гласит, что электроны должны заполнять атомные орбитали от самой низкой до самой высокой энергии. Об этом также рассказывается в моих видеороликах о конфигурации Electron .

      Так что же нам делать, если мы не можем следовать принципу Ауфбау?
      Введите гибридизацию!

      Как происходит гибридизация?

      Вот что я думаю о гибридизации.

      Возьмем эту s-орбиталь, содержащую 2 электрона, и придадим ей частичный импульс энергии.
      В то же время мы лишаем немного p-орбитальной энергии.
      Это дает нам 4 вырожденные орбитали, то есть орбитали с одинаковым количеством энергии.

      В детстве мы с сестрой делили спальню. Нам это не понравилось, но это имело смысл, учитывая, что мы обе девочки и примерно одного возраста.
      Когда мы переехали в квартиру с дополнительной спальней, у каждого из нас появилось свое пространство. Почему мы решили делить, если у нас была возможность иметь свои собственные комнаты?

      Электроны точно так же.Теперь, когда у нас есть в общей сложности 4 вырожденных орбитали и 4 электрона, зачем нам заставлять их делить «комнату», если им это не нужно?
      Вместо этого каждый электрон выйдет на свою собственную орбиту.

      Количество электронов, которые движутся, и орбиталей, которые объединяются, зависит от типа гибридизации, которую мы хотим создать.
      Итак, давайте разберемся.

      Сегодня я сосредоточусь на sp³, sp² и sp-гибридизации, но поймите, что вы можете пойти еще дальше и создать такие орбитали, как sp³d и sp³d² (краткое упоминание в конце).

      Гибридизация Sp³

      Посмотрите видео ниже, где представлен краткий обзор гибридизации sp³ с примерами.

      Вернемся к нашему примеру с углеродом.

      Наиболее простая гибридизация достигается путем смешивания одной 2s-орбитали, содержащей 2 электрона, со всеми тремя p-орбиталями, также содержащими всего 2 электрона.

      Теперь, когда у нас есть 4 вырожденных неспаренных электрона, каждый из них способен принять новый электрон от другого атома, чтобы создать в общей сложности 4 связи.

      Но как мы называем эти новые «смешанные вместе» орбитали?
      Они больше не s, и они больше не p.
      Вместо этого они где-то посередине.

      Будучи вырожденной, каждая орбиталь имеет небольшой процент s и больший процент p.
      Математический способ описать это смешивание — умножение.
      Смешивая 1s и 3p, мы существенно умножили s x p x p x p.

      Вспомните свой базовый урок математики.
      Если у нас есть p, умноженное на себя (3 раза), это будет p x p x p
      или p³.

      Итак, КАЖДАЯ орбиталь является s x p³ или sp³  гибридной орбиталью,
      Потому что они были получены из 1 s и 3 p орбиталей.

      Ch5 sp³ Гибридная геометрия

      Возьмем простую молекулу метана, Ch5.
      Каждая sp³ орбиталь в углероде принимает электрон от другого атома водорода, образуя в общей сложности 4 связи.

      Но этот плоский чертеж работает только как простая структура Льюиса (видео) . Как только вы поймете, что такое гибридизация, от вас БУДУТ предсказывать точную форму (молекулярная и электронная геометрия, о которых мы вскоре поговорим), а также угол связи для каждого прикрепленного атома.

      Итак, давайте копнем немного глубже.
      Электроны отрицательны, и, как вы помните,
      Противоположности притягиваются (+ и -), а одинаковые заряды отталкиваются.
      А эти отрицательные электроны на орбитах…

      Ну, скажем так, они не любят друг друга.

      Они настолько отталкивают друг друга, что существует целая теория, описывающая их поведение.

      Теория VSEPR

      VSEPR означает отталкивание электронных пар валентной оболочки.
      Хотя в целом электроны не любят друг друга, им все же нравится иметь «партнера».
      Так они и существуют парами.

      Это может быть одиночная электронная пара, сидящая на атоме, или связывающая электронная пара.
      Например, см. воду ниже. Кислород имеет 2 неподеленные пары и 2 пары электронов, которые образуют связи между собой и водородом.

      Единственным исключением является одинокий электрон-радикал, поэтому радикалы очень реактивны.

      Теория VSEPR, которую часто называют теорией VES-per , говорит нам, что пара электронов будет отталкивать другие пары электронов как можно дальше от себя.
      Если КАЖДАЯ электронная пара будет отталкивать другие пары как можно дальше, они найдут максимально возможный валентный угол, который они могут принять КАЖДОЙ.

      Sp³ Угол связи и геометрия

      Хотя в конечном итоге я хочу, чтобы вы могли рисовать и распознавать трехмерные молекулы без посторонней помощи, я настоятельно рекомендую вам сначала работать с набором моделей. Возможность видеть, трогать и манипулировать фигурами в реальном пространстве поможет вам лучше понять эти углы.

      Посмотрите это видео, чтобы узнать все о Когда и как использовать набор моделей в органической химии .

      Когда к центральному атому, такому как углерод, присоединены 4 эквивалентные группы (например, водород в нашем примере с метаном), теория VSEPR диктует, что они могут быть разделены максимум на 109,5 градусов. Это валентный угол sp³.

      Название этой трехмерной формы — тетраэдр (существительное), что говорит нам о том, что молекула, подобная метану (Ch5), или, скорее, центральный углерод в метане, имеет тетраэдрическую форму.
      Вы можете использовать термины «тетраэдрический» существительное или «тетраэдрический» прилагательное взаимозаменяемо.

      Говорят, что углерод в метане имеет тетраэдрическую молекулярную геометрию И тетраэдрическую электронную геометрию.

      Что сказать?

      Молекулярная и электронная геометрия

      Глядя на форму молекулы, мы можем посмотреть на форму, которую принимают атомы или форму, принятую электронами .

      Каждая электронная пара в метане связана с другим атомом.
      Но что, если у нас есть молекула, в которой меньше связей из-за наличия неподеленных электронных пар?

      Молекулярная геометрия сообщает нам форму самой молекулы, обращая внимание только на атомы, игнорируя при этом неподеленные пары.

      Электронная геометрия говорит нам о форме электронов вокруг центрального атома, независимо от того, существуют ли электроны в виде связи или неподеленной пары.

      Давайте посмотрим поближе.

      Nh4 Гибридизация и геометрия

      Аммиак, или Nh4, имеет центральный атом азота.

      Беглый обзор его электронной конфигурации показывает, что азот имеет 5 валентных электронов.
      N = [He] 2s² 2p³

      Следующий шаг несколько противоречит здравому смыслу, поскольку N, по-видимому, способен образовывать 3 связи со своими 3 p-орбитальными электронами. Однако неподеленные электронные пары ДОЛЖНЫ БЫТЬ той же энергии, что и сигма-связи, и поэтому они ВСЕ ЕЩЕ должны гибридизовать свои s- и p-орбитали.

      Они будут гибридизованы в четыре sp³ орбитали, первая из которых содержит 2 (спаренных) электрона.

      Остальные орбитали с неспаренными электронами могут свободно связываться с атомом водорода.

      Хотя мы ожидаем, что аммиак будет иметь тетраэдрическую геометрию из-за его sp³-гибридизации, вот набор моделей аммиака. Он кажется вам четырехгранным?

      Не совсем так!

      И тем не менее, согласно его Электронной Геометрии, он по-прежнему является тетраэдром.
      Глядя на электронную геометрию, просто представьте неподеленную пару как электрон, связанный с электроном-партнером.

      Однако его молекулярная геометрия, которую вы на самом деле видите в наборе, показывает только N и 3 H в заостренной трехногой форме, называемой Тригональная пирамида .

      Тригональный , потому что он имеет 3 связанные группы.
      Пирамидальный , потому что он образует пирамидальную структуру.

      Треугольная пирамида имеет форму пирамиды с тремя опорами.

      h3O Гибридизация и геометрия

      Эта концепция молекулярной и электронной геометрии меняется еще больше, когда рассматриваемая молекула, хотя и все еще sp³, имеет 2 неподеленные пары и, следовательно, только 2 связи.

      Молекула воды имеет центральный атом кислорода с 6 валентными электронами.

      O = [He] 2s² 2p4
      Шесть валентных электронов кислорода находятся на гибридных sp³ орбиталях, что дает нам 2 спаренных электрона и 2 свободных электрона.

      Поскольку кислород в воде является sp³-гибридным, электронная геометрия по-прежнему выглядит как углерод (например, метан).

      Но набор моделей показывает только 2 присоединенных атома H, что придает воде Bent Молекулярную геометрию.

      Sp² Гибридизация

      Что если я НЕ ищу 4 вырожденные орбитали?
      Что, если я смогу обойтись только двумя или тремя гибридными орбиталями, окружающими центральный атом?

      В видео ниже представлен краткий обзор sp² и гибридизации sp с примерами.

      Все облигации, которые мы видели до сих пор, были сигма-облигациями или одинарными облигациями. Но вы можете вспомнить, что пи-связи имеют более высокую энергию И что они используют р-орбиталь, а не гибридную орбиталь.

      Хотя менее распространены пустые орбитали (например, карбокатион), они также существуют с негибридными р-орбиталями.

      Чтобы создать эту пи-связь или карбокатион, нам нужно сохранить р-орбиталь до гибридизации остальных. Взгляните на рисунок ниже.

      На приведенном выше рисунке я сохранил одну из p-орбиталей, на которой был одинокий электрон, для использования в пи-связи.

      Затем я смешал оставшиеся s-орбитали (два электрона) и 2 p-орбитали (только один электрон), чтобы получить 3 новых орбитали, содержащих в общей сложности 3 электрона.

      Поскольку эти орбитали были созданы с помощью s, p и p, математический результат равен s x p x p,
      или s x p², что мы можем просто назвать sp² .

      Напоминание: двойная связь состоит из ДВУХ связей – одинарной или сигма-связи, соединенной со второй «двойной» или пи-связью. Сигма-связь ничем не отличается от связей, которые мы видели выше для CH 4 , NH 3 или даже H 2 O.Мы просто добавляем пи-связь поверх сигмы, чтобы создать двойную связь (и вторую пи-связь, чтобы создать тройную связь).

      Пи-связь располагается частично выше и частично ниже плоскости молекулы в виде перекрытия негибридизованных р-орбиталей.

      Sp² Угол связи и геометрия

      Давайте посмотрим на центральный углерод в пропаноне или ацетоне, обычном полярном апротонном растворителе для последующих реакций замещения.

      Как видите, центральный углерод дважды связан с кислородом и одинарно связан с 2 атомами углерода метильной группы.Это дает углероду всего 4 связи: 3 сигма и 1 пи .
      Скорее всего, вы увидите это как скелетную структуру для почти трехмерного представления, как показано ниже:

      Согласно теории VSEPR, мы хотим, чтобы каждая из трех групп находилась как можно дальше от других. Если вы думаете о центральном углероде как о центре круга на 360°, вы получите 360/3 = 120°

      Техническое название этой формы — тригональная плоскость.

      Trigonal говорит нам, что есть 3 группы.
      Планар говорит нам, что он плоский.

      Гибридная геометрия sp² представляет собой плоский треугольник.

      Поскольку углерод в ацетоне не имеет неподеленных пар, его молекулярная геометрия (то, что вы видите на основе атомов) и его электронная геометрия (конфигурация электронов) являются тригонально-плоскими.

      Что, если у нас ДЕЙСТВИТЕЛЬНО есть одиночные пары?
      Как и в случае с sp³, эти неподеленные пары также находятся на гибридных орбиталях, что делает кислород в ацетоне также sp²-гибридным.

      Гибридизация и геометрия озона или O3

      Озон — интересная молекула, поскольку благодаря резонансу вы можете нарисовать для нее несколько структур Льюиса. Давайте посмотрим на его основные содействующие структуры.

      Если не учитывать формальные заряды (+) и (-), центральный атом кислорода имеет одну двойную связь (сигма и пи), одну одинарную связь (только сигма) и одну неподеленную пару. Все 2 сигма-связи и 1 неподеленная пара существуют на 3 вырожденных sp2-гибридных орбиталях.

      В то время как тригональная плоская электронная геометрия похожа на ацетон, когда мы смотрим ТОЛЬКО на атомы, мы получаем изогнутую форму для молекулярной геометрии.

      Гибридизация Bh4 или BF3 и геометрия

      Гибридизация Sp² не всегда должна включать пи-связь.
      Возьмите молекулу типа Bh4 или BF3, и вы заметите, что центральный атом бора имеет всего 3 связи на 6 электронов. Это допустимое исключение из правила октетов.

      3 связи требуют всего ТРИ вырожденных орбиталей. Смешивая s + p + p, мы все еще имеем одну оставшуюся пустую p-орбиталь.

      В случае ацетона эта р-орбиталь использовалась для образования пи-связи.В случае бора пустая p-орбиталь просто сидит там пустой, ничего не делая, потенциально ожидая атаки, как вы позже увидите в реакции гидроборирования алкенов.
      Я имею в виду… кто не хочет разбить пустую орбиту?


      Sp Гибридизация Угол связи и геометрия

      Просмотрите видео выше (начало раздела sp²), чтобы получить обзор sp² И sp гибридизации.

      Атом может иметь до 2 пи-связей, иногда с одним и тем же атомом, например, тройной углерод в HCN (ниже), или 2 двойные связи с разными атомами, например, центральный углерод в CO2 (ниже).

      В обоих примерах каждая пи-связь образуется из одного электрона на негибридизированной «сохраненной» р-орбитали следующим образом.

      Чтобы получить sp-гибрид, мы просто смешиваем полную s-орбиталь с одной пустой p-орбиталью. Две содержащие электроны р-орбитали сохраняются для образования пи-связей.

      Поскольку этот гибрид получается из s + p, математическое обозначение s x p или просто sp .

      Согласно теории VSEPR, поскольку полученная молекула имеет только 2 связанные группы, группы будут располагаться как можно дальше друг от друга, то есть к противоположным концам молекулы.

      Это дает нам Линейную форму как для электронной, так и для молекулярной геометрии sp с валентным углом 180°.

      Гибридизация и геометрия HCN

      Мы не обсуждали это до сих пор, но каждый раз, когда у вас есть связанный атом водорода, его связь должна существовать на s-орбитали, потому что у водорода нет p-орбиталей, которые можно было бы использовать или гибридизовать.

      Остальные атомы C и N в HCN связаны друг с другом тройными связями.
      Обратите внимание, что хотя углерод также имеет одинарную связь с водородом, азот не имеет другой связи, а только неподеленную пару.

      Оба атома находятся в состоянии sp-гибридизации.
      Углерод имеет по одной сигма-связи с H и N.
      N имеет одну сигма-связь с C, а другая sp-гибридная орбиталь существует для неподеленной электронной пары.

      И C, и N имеют по 2 р-орбитали, отведенных для тройной связи (2 пи-связи на вершине сигмы). Это делает HCN молекулой Linear с валентным углом 180° вокруг центрального атома углерода.

      Гибридизация CO2

      Углекислый газ, или CO2, представляет собой интересную и иногда сложную молекулу, потому что она IS sp гибридизована, но не из-за тройной связи.

      Взгляните на центральный атом.
      Углерод дважды связан с двумя разными атомами кислорода.
      Каждое взаимодействие C-O состоит из одной сигма- и одной пи-связи.
      Для сигма-связи требуется гибридная орбиталь, а для пи-связи требуется только р-орбиталь.

      Это означает, что углероду в СО2 требуются 2 гибридные sp-орбитали, по одной на каждую сигма по отношению к кислороду, и 2 нетронутые p-орбитали, чтобы образовать одну пи-связь с обоими атомами кислорода.
      ВОТ почему углерод sp-гибридизован, несмотря на отсутствие ожидаемой тройной связи, которую мы видели выше в примере с HCN.

      Интересно, что если вы посмотрите на оба атома кислорода, вы заметите, что каждый из них содержит:
      1 сигма-связь
      1 пи-связь
      2 неподеленные пары

      Сигма-связи и неподеленные пары существуют на гибридных орбиталях. Поскольку нам нужны 3 гибридные орбитали, оба атома кислорода в CO2 являются sp²-гибридными.

      Ярлык гибридизации – считайте свой путь вверх

      Вернувшись к общей химии, я помню, как корпел над двухстраничной таблицей, пытаясь запомнить, как идентифицировать каждый тип гибридизации. (Нам нужно было знать sp, sp², sp³, sp³d и sp³d².)
      У тебя нет времени на все это в органической химии.

      Вот как определить гибридизацию путем быстрого подсчета групп :

      1- Подсчитайте ГРУППЫ вокруг каждого рассматриваемого атома.

      Каждая из следующих групп считается ОДНОЙ группой:

      • Одиночная электронная пара
      • Односвязанный атом
      • Двойной связанный атом
      • Тройной связанный атом

      или тройной) и одиночные пары.

      2- Начните повторять орбитали по порядку, пока не достигнете того же числа.

      Используя примеры, которые мы уже видели в этом руководстве:

      Ch5 имеет 4 группы (4 H). Считайте 1, 2, 3, 4.
      1:s
      2:p¹
      3:p²
      4:p³

      Просто считая вверх, вы наткнетесь на правильную гибридизацию – sp³.

      Nh4 имеет 4 группы – 3 связанных атома H и 1 неподеленную пару.
      1, 2, 3, 4 = s, p¹, p², p³ = sp³

      Кислород в ацетоне имеет 3 группы – 1 двойной углерод и 2 неподеленные пары.
      1, 2, 3 = s, p¹, p² = sp²

      Центральный углерод в CO2 имеет 2 атома кислорода с двойной связью и больше ничего.
      1, 2 = s, p¹ = sp

      Щелкните правой кнопкой мыши таблицу ярлыков гибридизации ниже, чтобы загрузить/сохранить.

      Sp³d и sp³d² гибридизация

      Хотя sp³d и sp³d² гибридизация обычно не рассматриваются в органической химии и реже обсуждаются в целом, вы по-прежнему видите их на своих экзаменах MCAT, GAMSAT, PCAT, DAT или аналогичных экзаменах.

      Следуйте тому же трюку, описанному выше, чтобы увидеть, что гибридизация sp³d происходит в результате смешивания 5 орбиталей (1s, 3p и 1d) для получения 5 «групп», как показано в примере пентахлорида фосфора (PCl5) ниже.

      Гибридизация Sp³d² происходит в результате смешивания 6 орбиталей (1s, 3p и 2d) для получения 6 «групп», как показано в примере с гексафторидом серы (SF6) ниже.

      В заключение

      Гибридные орбитали создаются путем смешивания s- и p-орбиталей, что помогает нам создавать вырожденные (равные энергии) связи.sp³, составленный из s + 3p, дает нам 4 гибридные орбитали для тетраэдрической геометрии и валентные углы 109,5 градусов. Sp², составленный из s + 2p, дает нам 3 гибридные орбитали для тригональной плоской геометрии и валентных углов 120 градусов. sp, состоящее из 1 каждого s и p, дает нам линейную геометрию с валентным углом 180 градусов.

      Готовы применить свои знания? Посмотрите практическое видео ниже:

       

      Гибридизация

      Нижеследующее содержание представляет собой основную лекцию по химии 35.В этой лекции мы вводим понятия связывания валентности и гибридизации.

      Теория валентных связей

      Теория валентных связей — первая из двух теорий, которые используются для описания того, как атомы образуют связи в молекулах. В этой теории мы строго говорим о ковалентных связях.

      Согласно теории, ковалентные (общие электронные) связи образуются между электронами на валентных орбиталях атома путем перекрытия этих орбиталей с валентными орбиталями другого атома.

      Когда образуются связи, увеличивается вероятность нахождения электронов в пространстве между двумя ядрами.

      Существует два разных типа перекрытия: сигма (σ) и пи (π)

      Сигма (σ) Связи образуются между двумя ядрами, как показано выше, при этом большая часть электронной плотности формируется по прямой линии между двумя ядрами. Я часто называю это связью «голова к голове».

      Pi (π) Связи образуются, когда две негибридные p-орбитали перекрываются.Это то, что я называю связью «бок о бок».

      Пи (π) Связь

       

      Чтобы орбитали перекрывались, они должны соответствовать друг другу по энергии. Процесс, при котором все связывающие орбитали становятся одинаковыми по энергии и длине связи, называется гибридизацией .

      Гибридизация

      Давайте начнем это обсуждение с обсуждения того, почему нам нужно, чтобы энергия орбиталей была одинаковой, чтобы правильно перекрываться.

      Давайте посмотрим на связи в метане, CH 4

      Углерод в метане имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 2 .Согласно теории валентных связей, электроны, находящиеся на самой внешней (валентной) оболочке, — это те, которые мы будем использовать для перекрытия связей. Это будут 2s- и 2p-электроны углерода.

      Как вы знаете, p-электроны имеют более высокую энергию, чем s-электроны. Это означает, что два p-электрона будут образовывать более короткие и прочные связи, чем два s-электрона, верно? Но это не то, что мы видим. Мы видим метан с четырьмя связями одинаковой длины и прочности. Итак, как мы это объясним? Просто: гибридизация

      Один из s-орбитальных электронов перемещается в открытую р-орбитальную ячейку в электронной конфигурации углерода, а затем все четыре орбитали становятся «гибридными» до единого энергетического уровня, как 1s + 3p = 4 sp 3 гибридные орбитали.

       

      Выявление гибридизации в молекулах

      Выяснение того, что такое гибридизация в молекуле, кажется сложным процессом, но на самом деле это довольно просто. Поскольку гибридизация используется для создания атомных перекрытий, знание количества и типов перекрытий, которые делает атом, позволяет нам определить степень его гибридизации. Другими словами, вам нужно только подсчитать количество связей или неподеленных пар электронов вокруг центрального атома, чтобы определить его гибридизацию.

      Следующие правила дают гибридизацию центрального атома:
      1 связь с другим атомом или неподеленная пара = s (на самом деле не гибридизованная)
      2 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp
      3 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp 2
      4 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp 3
      5 связей с другим атомом или неподеленными парами = sp 3 d
      6 связей с другим атомом или неподеленными парами = sp 3 d 2

      Это видео объясняет это дальше:

      Каковы гибридизации для каждого из центральных атомов в следующей молекуле?

      Как видно из приведенного выше примера, приписать гибридизацию каждому центральному атому легко, если вы умеете считать до 6.Что действительно здорово в гибридизации, так это то, что каждая гибридизация соответствует геометрии электронной пары. Итак, если вы знаете гибридизацию атома, вы автоматически знаете его EPG.

      Для s- и sp-гибридизированных центральных атомов единственно возможная молекулярная геометрия является линейной, соответственно единственно возможная форма также линейна:

      Для sp2-гибридизированных центральных атомов единственно возможная молекулярная геометрия — тригонально-плоская. Если все связи на месте, форма также треугольно-плоская.Если есть только две связи и одна неподеленная пара электронов, удерживающая место, где должна быть связь, форма становится изогнутой.

      Для sp3-гибридизированных центральных атомов единственно возможной молекулярной геометрией является тетраэдрическая. Если все связи на месте, форма также тетраэдрическая. Если есть только три связи и одна неподеленная пара электронов, занимающая место, где должна быть связь, то форма становится тригонально-пирамидальной, 2 связи и 2 неподеленные пары — изогнутой.

      Для sp3d гибридизованных центральных атомов единственно возможной молекулярной геометрией является тригонально-бипирамидальная.Если все связи на месте, форма также тригонально-бипирамидальная. Если есть только четыре связи и одна неподеленная пара электронов, удерживающая место, где должна быть связь, тогда форма становится качающейся, 3 связи и 2 неподеленные пары — форма Т-образная, чем меньше связей, тем форма становится линейной.

      Для sp 3 d 2 гибридизованных центральных атомов единственно возможной молекулярной геометрией является октаэдрическая. Если все связи на месте, форма также октаэдрическая.Если есть только пять связей и одна неподеленная пара электронов, занимающая место, где должна быть связь, то форма становится квадратной пирамидой, 4 связи и 2 неподеленные пары имеют форму плоского квадрата, 3 связи и 3 неподеленные пары имеют форму Т-. в форме. Любые меньшие облигации в форме линейной:

      (A) Схема гибридизации SP и (b) Полученная электронная конфигурация …

      Контекст 1

      … Орбиталы определяются как комбинация нескольких простых атомных орбиталей смешение которых возможно за счет небольшой разницы в энергии между ними [31,32].Как показано на рисунке 2c, с электронной конфигурацией углерода совместимы три возможные схемы [30,31]: sp-гибридизация, включающая 2s-орбиталь и одну 2p-орбиталь (рис. 3a). Полученные две гибридные орбитали имеют промежуточную энергию (рис. 3b), характеризуются асимметричными лепестками (из-за вклада 2p) и выровнены по одной оси, таким образом, предполагая линейную геометрию (рис. 3c). …

      Контекст 2

      … показанный на рисунке 2с, три возможные схемы совместимы с электронной конфигурацией углерода [30,31]: sp-гибридизация, которая включает 2s-орбиталь и одну 2p-орбиталь (рис. 3а).Полученные две гибридные орбитали имеют промежуточную энергию (рис. 3b), характеризуются асимметричными лепестками (из-за вклада 2p) и выровнены по одной оси, таким образом, предполагая линейную геометрию (рис. 3c). При образовании молекулярных связей sp-орбитали способствуют образованию тройной связи вместе с двумя оставшимися 2p-орбиталями, как в молекуле этина. …

      Контекст 3

      … показанный на рисунке 2c, с электронной конфигурацией углерода совместимы три возможные схемы [30,31]: sp-гибридизация, которая включает 2s-орбиталь и одну 2p-орбиталь (рис. 3а).Полученные две гибридные орбитали имеют промежуточную энергию (рис. 3b), характеризуются асимметричными лепестками (из-за вклада 2p) и выровнены по одной оси, таким образом, предполагая линейную геометрию (рис. 3c). При образовании молекулярных связей sp-орбитали способствуют образованию тройной связи вместе с двумя оставшимися 2p-орбиталями, как в молекуле этина. …

      Контекст 4

      … образование молекулярных связей, sp-орбитали способствуют образованию тройной связи вместе с двумя оставшимися 2p-орбиталями, как в молекуле этина.В этом случае два атома углерода разделяют электрон одной sp-орбитали, образуя одну σ-связь, и электроны обеих оставшихся 2p-орбиталей, образуя π-связи (рис. 3d). гибридизация sp 2, которая включает 2s-орбиталь и две 2p-орбитали (рис. 4а). …

      8.2 Гибридные атомные орбитали – Химия

      Цели обучения

      К концу этого раздела вы сможете:

      • Объясните концепцию атомно-орбитальной гибридизации
      • Определение гибридных орбиталей, связанных с различной молекулярной геометрией

      Мышление в терминах перекрывающихся атомных орбиталей — это один из способов объяснить, как образуются химические связи в двухатомных молекулах.Однако, чтобы понять, как молекулы с более чем двумя атомами образуют стабильные связи, нам нужна более подробная модель. В качестве примера рассмотрим молекулу воды, в которой один атом кислорода связан с двумя атомами водорода. Кислород имеет электронную конфигурацию 1 s 2 2 s 2 2 p 4 с двумя неспаренными электронами (по одному на каждой из двух 2 p 90 орбиталей). Теория валентных связей предсказывает, что две связи O–H образуются в результате перекрытия этих двух 2 p орбиталей с 1 s орбиталей атомов водорода.Если бы это было так, валентный угол был бы равен 90°, как показано на рисунке 1, потому что p орбиталей перпендикулярны друг другу. Экспериментальные данные показывают, что валентный угол равен 104,5°, а не 90°. Предсказание модели теории валентной связи не соответствует реальным наблюдениям за молекулой воды; нужна другая модель.

      Рисунок 1. Гипотетическое перекрытие двух из 2 p орбиталей атома кислорода (красный) с 1 s орбиталей двух атомов водорода (синий) приведет к валентному углу 90°.Это не согласуется с экспериментальными данными.

      Квантово-механические расчеты показывают, почему наблюдаемые валентные углы в H 2 O отличаются от предсказанных на основе перекрытия 1 s орбиталей атомов водорода с 2 p орбиталей атома кислорода. Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ , содержит информацию о каждой орбитали и о волновых свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связаны вместе в молекуле, волновые функции объединяются, чтобы произвести новые математические описания, которые имеют различные формы.Этот процесс комбинирования волновых функций для атомных орбиталей называется -гибридизацией и математически осуществляется -линейной комбинацией атомных орбиталей , LCAO (метод, с которым мы еще встретимся позже). Полученные новые орбитали называются гибридными орбиталями . Валентные орбитали в изолированном атоме кислорода представляют собой орбиталь 2 s и три орбитали 2 p . Валентные орбитали атома кислорода в молекуле воды различаются; они состоят из четырех эквивалентных гибридных орбиталей, которые указывают примерно на углы тетраэдра (рис. 2).Следовательно, перекрытие орбиталей O и H должно приводить к тетраэдрическому валентному углу (109,5 °). Наблюдаемый угол 104,5° является экспериментальным свидетельством, которому квантово-механические расчеты дают полезное объяснение: теория валентных связей должна включать компонент гибридизации, чтобы давать точные предсказания.

      Рис. 2. (a) Молекула воды имеет четыре области электронной плотности, поэтому теория VSEPR предсказывает тетраэдрическое расположение гибридных орбиталей. (b) Две гибридные орбитали кислорода содержат неподеленные пары, а две другие перекрываются с 1 s орбиталями атомов водорода, образуя связи O–H в H 2 O.Это описание более соответствует экспериментальной структуре.

      Следующие идеи важны для понимания гибридизации:

      1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в ковалентно связанных атомах.
      2. Гибридные орбитали имеют форму и ориентацию, которые сильно отличаются от атомных орбиталей в изолированных атомах.
      3. Набор гибридных орбиталей создается путем объединения атомных орбиталей. Количество гибридных орбиталей в наборе равно количеству атомных орбиталей, которые были объединены для создания набора.
      4. Все орбитали в наборе гибридных орбиталей эквивалентны по форме и энергии.
      5. Тип гибридных орбиталей, образующихся в связанном атоме, зависит от геометрии его электронной пары, как это предсказывает теория VSEPR.
      6. Гибридные орбитали перекрываются, образуя σ-связи. Негибридные орбитали перекрываются, образуя π-связи.

      В следующих разделах мы обсудим распространенные типы гибридных орбиталей.

      Атом бериллия в газообразной молекуле BeCl 2 является примером центрального атома без неподеленных пар электронов в линейном расположении трех атомов.В молекуле BeCl 2 имеются две области плотности валентных электронов, соответствующие двум ковалентным связям Be–Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be будут смешиваться, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентной s орбитали с одной из валентных p орбиталей для получения двух эквивалентных sp гибридных орбиталей , ориентированных в линейной геометрии (рис. 3).На этом рисунке набор sp орбиталей кажется похожим по форме на исходную p орбиталь, но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образовавшихся гибридных орбиталей. Орбиталь p — это одна орбиталь, которая может содержать до двух электронов. Набор sp представляет собой две эквивалентные орбитали, расположенные под углом 180° друг к другу. Два электрона, которые первоначально находились на орбитали s , теперь распределены по двум орбиталям sp , которые заполнены наполовину.В газообразном BeCl 2 эти полузаполненные гибридные орбитали будут перекрываться с орбиталями атомов хлора с образованием двух идентичных σ-связей.

      Рисунок 3. Гибридизация орбитали s (синяя) и орбитали p (красный) одного и того же атома дает две гибридные орбитали sp (фиолетовый). Каждая гибридная орбиталь ориентирована преимущественно только в одном направлении. Обратите внимание, что каждая орбиталь sp содержит один лепесток, который значительно больше другого.Набор из двух орбиталей sp ориентирован под углом 180°, что согласуется с геометрией для двух доменов.

      Мы иллюстрируем электронные различия в изолированном атоме Be и в связанном атоме Be на диаграмме орбитальных уровней энергии на рисунке 4. На этих диаграммах каждая орбиталь представлена ​​горизонтальной линией (указывающей ее энергию), а каждый электрон — стрелкой. Энергия увеличивается к верхней части диаграммы. Мы используем одну стрелку вверх, чтобы указать один электрон на орбитали, и две стрелки (вверх и вниз), чтобы указать два электрона с противоположным спином.

      Рисунок 4. На этой орбитальной диаграмме энергетических уровней показаны гибридные орбитали sp на Be в линейной молекуле BeCl 2 . Каждая из двух гибридных орбиталей sp содержит один электрон и, таким образом, заполнена наполовину и доступна для связывания посредством перекрытия с орбиталью Cl 3 p .

      Когда атомные орбитали гибридизуются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. Атом Be имеет два валентных электрона, поэтому на каждую из sp -орбиталей приходится один из этих электронов.Каждый из этих электронов спаривается с неспаренным электроном атома хлора, когда гибридная орбиталь и орбиталь хлора перекрываются при образовании связей Be–Cl.

      Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями плотности валентных электронов в молекуле, будет демонстрировать sp гибридизацию. Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl 2 , атом цинка в Zn(CH 3 ) 2 , который содержит линейную структуру C–Zn–C, и атомы углерода в HCCH и CO 2 .

      Посетите веб-сайт Университета Висконсин-Ошкош, чтобы узнать о визуализации гибридных орбиталей в трех измерениях.

      Валентные орбитали центрального атома, окруженные тремя областями электронной плотности, состоят из набора из трех sp 2 гибридных орбиталей и одной негибридизированной p орбитали. Такое расположение является результатом гибридизации sp 2 , смешивания одной орбитали s и двух орбиталей p для получения трех идентичных гибридных орбиталей, ориентированных в тригональной плоской геометрии (рис. 5).

      Рисунок 5. Гибридизация орбитали s (синяя) и двух орбиталей p (красная) дает три эквивалентные гибридные орбитали sp 2 (фиолетовые), ориентированные под углом 120° друг к другу. Оставшаяся негибридизированная орбиталь p здесь не показана, а расположена вдоль оси z.

      Хотя квантовая механика дает «пухлые» орбитальные лепестки, как показано на рис. 5, иногда для ясности эти орбитали рисуются тоньше и без второстепенных лепестков, как на рис. 6, чтобы не затенять другие особенности данной иллюстрации.Мы будем использовать эти «более тонкие» представления всякий раз, когда истинное представление слишком переполнено, чтобы его можно было легко визуализировать.

      Рисунок 6. Этот альтернативный способ рисования тригональных плоских sp 2 гибридных орбиталей иногда используется на более скученных рисунках.

      Наблюдаемая структура молекулы борана, BH 3, предполагает sp 2 гибридизацию бора в этом соединении. Молекула тригонально-плоская, атом бора участвует в трех связях с атомами водорода (рис. 7).Мы можем проиллюстрировать сравнение орбиталей и распределения электронов в изолированном атоме бора и в связанном атоме в BH 3 , как показано на диаграмме орбитальных уровней энергии на рисунке 8. Мы перераспределяем три валентных электрона атома бора в трех sp 2 гибридных орбиталей, и каждый электрон бора соединяется с электроном водорода при образовании связи B–H.

      Рисунок 7. BH 3 представляет собой электронодефицитную молекулу с плоской тригональной структурой. Рис. 8. В изолированном атоме В имеется одна 2 s и три 2 p валентные орбитали. Когда бор находится в молекуле с тремя областями электронной плотности, три орбитали гибридизуются и создают набор из трех орбиталей sp 2 и одной негибридизированной орбитали 2 p . Каждая из трех полузаполненных гибридных орбиталей перекрывается с орбиталью атома водорода с образованием трех σ-связей в BH 3 .

      Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет демонстрировать sp 2 гибридизацию.Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO (рис. 9), или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде CH 2 O и этилене H 2 ССН 2 .

      Рисунок 9. Центральный атом(ы) в каждой из показанных структур содержит три области электронной плотности и гибридизован. Как мы знаем из обсуждения теории VSEPR, область электронной плотности содержит все электроны, направленные в одном направлении.Неделящаяся пара, неспаренный электрон, одинарная связь или кратная связь будут считаться одной областью электронной плотности.

      Валентные орбитали атома, окруженного тетраэдрическим расположением связывающих пар и неподеленных пар, состоят из четырех sp 3 гибридных орбиталей . Гибриды получаются в результате смешивания одной орбитали s и всех трех орбиталей p , что дает четыре идентичных гибридных орбитали sp 3 (рис. 10).Каждая из этих гибридных орбиталей указывает на другой угол тетраэдра.

      Рисунок 10. Гибридизация орбитали s (синяя) и трех орбиталей p (красная) дает четыре эквивалентных гибридных орбитали sp 3 (фиолетовая), ориентированных под углом 109,5° друг к другу.

      Молекула метана CH 4 состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане проявляет гибридизацию sp 3 .Мы иллюстрируем орбитали и распределение электронов в изолированном атоме углерода и в связанном атоме в CH 4 на рисунке 11. Четыре валентных электрона атома углерода распределены поровну на гибридных орбиталях, и каждый электрон углерода образует пару с электрон при образовании связи С-Н.

      Рисунок 11. Все четыре валентные атомные орбитали изолированного атома углерода гибридизуются, когда углерод связывается в молекуле типа CH 4 с четырьмя областями электронной плотности.Это создает четыре эквивалентных sp 3 гибридных орбиталей. Перекрытие каждой из гибридных орбиталей с водородной орбиталью создает σ-связь C–H.

      В молекуле метана орбиталь 1 s каждого из четырех атомов водорода перекрывается с одной из четырех sp 3 орбиталей атома углерода, образуя сигма (σ) связь. Это приводит к образованию четырех прочных эквивалентных ковалентных связей между атомом углерода и каждым из атомов водорода с образованием молекулы метана CH 4 .

      Структура этана, C 2 H 6, аналогична структуре метана в том, что каждый углерод в этане имеет четыре соседних атома, расположенных в углах тетраэдра — три атома водорода и один атом углерода (рис. 12). . Однако в этане орбиталь sp 3 одного атома углерода перекрывается встык с орбиталью sp 3 второго атома углерода, образуя σ-связь между двумя атомами углерода. Каждая из оставшихся sp 3 гибридных орбиталей перекрывается с s орбиталью атома водорода с образованием σ-связей углерод-водород.Структура и общий контур связывающих орбиталей этана показаны на рисунке 12. Ориентация двух групп CH 3 не является фиксированной относительно друг друга. Экспериментальные данные показывают, что вращение вокруг σ-связей происходит легко.

      Рисунок 12. (a) В молекуле этана C 2 H 6 каждый углерод имеет четыре sp 3 орбиталей. (b) Эти четыре орбитали перекрываются, образуя семь σ-связей.

      Гибридная орбиталь sp 3 также может содержать неподеленную пару электронов.Например, атом азота в аммиаке окружен тремя парами связи и неподеленной парой электронов, направленных к четырем углам тетраэдра. Атом азота sp 3 гибридизован с одной гибридной орбиталью, занятой неподеленной парой.

      Молекулярная структура воды соответствует тетраэдрическому расположению двух неподеленных пар и двух связывающих пар электронов. Таким образом, мы говорим, что атом кислорода sp 3 гибридизован, причем две гибридные орбитали заняты неподеленными парами, а две — связывающими парами.Поскольку неподеленные пары занимают больше места, чем связывающие пары, структуры, содержащие неподеленные пары, имеют валентные углы, слегка отличающиеся от идеальных. Совершенные тетраэдры имеют углы 109,5°, но наблюдаемые углы в аммиаке (107,3°) и воде (104,5°) немного меньше. Другие примеры гибридизации sp 3 включают CCl 4 , PCl 3 и NCl 3 .

      Для описания пяти связывающих орбиталей в тригонально-бипирамидальном расположении мы должны использовать пять атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и одну из орбиталей d ), что дает пять sp 3 d гибридные орбитали .При октаэдрическом расположении шести гибридных орбиталей мы должны использовать шесть атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и две орбитали d в ее валентной оболочке), что дает шесть sp 3 d 2 гибридные орбитали . Эти гибридизации возможны только для атомов, имеющих d орбиталей в своих валентных подоболочках (то есть не находящихся в первом или втором периоде).

      В молекуле пентахлорида фосфора PCl 5 имеется пять связей P–Cl (таким образом, пять пар валентных электронов вокруг атома фосфора), направленных к углам тригональной бипирамиды. Мы используем орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и одну из орбиталей 3 d , чтобы сформировать набор из пяти гибридных орбиталей sp 3 d (рис. 14), которые задействованы. в связях P–Cl. Другие атомы, которые проявляют гибридизацию sp 3 d , включают атом серы в SF 4 и атомы хлора в ClF 3 и в ClF 4 + .(Электроны на атомах фтора опущены для ясности.)

      Рисунок 13. Три изображенных соединения демонстрируют sp 3 d гибридизацию в центральном атоме и в форме тригональной бипирамиды. SF4 и ClF 4 + имеют одну неподеленную пару электронов на центральном атоме, а ClF 3 имеет две неподеленные пары, что придает ему показанную Т-образную форму. Рисунок 14. (a) Пять областей электронной плотности вокруг фосфора в PCl 5 требуют пяти гибридных sp 3 d орбиталей.(b) Эти орбитали объединяются, образуя тригональную бипирамидальную структуру, где каждая большая доля гибридной орбитали указывает на вершину. Как и прежде, для каждой орбитали также имеются небольшие лепестки, направленные в противоположном направлении (не показаны для ясности).

      Атом серы в гексафториде серы, SF 6 , проявляет sp 3 d 2 гибридизацию. Молекула гексафторида серы имеет шесть связывающих пар электронов, соединяющих шесть атомов фтора с одним атомом серы.На центральном атоме нет неподеленных пар электронов. Чтобы связать шесть атомов фтора, орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и две из 3 d орбиталей образуют шесть эквивалентных sp 3 d 2 9000 ориентированных гибридных орбиталей 6 каждая к другому углу октаэдра. Другие атомы, которые выставляют SP 3 D 3 D 2 2 Гибридизация включает в себя атом фосфора в PCL 6 , атом йода в межхождении IF 6 + , если 5 , ICL 4 , IF 4 и атом ксенона в XeF 4 .

      Рисунок 15. (a) Гексафторид серы, SF 6 , имеет октаэдрическую структуру, требующую гибридизации sp 3 d 2 . (b) Шесть орбиталей sp 3 d 2 образуют октаэдрическую структуру вокруг серы. Опять же, малая доля каждой орбитали не показана для ясности.

      Гибридизация атома определяется на основе количества областей электронной плотности, которые его окружают.Геометрические характеристики различных наборов гибридных орбиталей показаны на рисунке 16. Эти конфигурации идентичны геометриям электронных пар, предсказанным теорией VSEPR. Теория VSEPR предсказывает формы молекул, а теория гибридных орбиталей дает объяснение того, как формируются эти формы. Чтобы найти гибридизацию центрального атома, мы можем использовать следующие рекомендации:

      1. Определите структуру молекулы по Льюису.
      2. Определите количество областей электронной плотности вокруг атома, используя теорию VSEPR, в которой одинарные связи, кратные связи, радикалы и неподеленные пары считаются одной областью.
      3. Назначьте набор гибридных орбиталей с рисунка 16, соответствующий этой геометрии.
      Рис. 16. Формы наборов гибридных орбит соответствуют геометрии электронной пары. Например, атом, окруженный тремя областями электронной плотности, sp 2 гибридизован, а три sp 2 орбиталей расположены тригонально-плоско.

      Важно помнить, что гибридизация была разработана для рационализации экспериментально наблюдаемой молекулярной геометрии.Модель хорошо работает для молекул, содержащих небольшие центральные атомы, в которых пары валентных электронов расположены близко друг к другу в пространстве. Однако для более крупных центральных атомов пары электронов валентная оболочка находятся дальше от ядра, и отталкивания меньше. Их соединения демонстрируют структуры, которые часто не согласуются с теорией VSEPR, и гибридные орбитали не нужны для объяснения наблюдаемых данных. Например, мы обсудили валентный угол H–O–H в H 2 O, 104,5°, который больше соответствует гибридным орбиталям sp 3 (109.5°) на центральном атоме, чем с 2 p орбиталей (90°). Сера находится в той же группе, что и кислород, и H 2 S имеет аналогичную структуру Льюиса. Однако он имеет гораздо меньший валентный угол (92,1 °), что указывает на гораздо меньшую гибридизацию с серой, чем с кислородом. Продолжая движение вниз по группе, теллур даже больше, чем сера, а для H 2 Te наблюдаемый валентный угол (90 °) согласуется с перекрытием орбиталей 5 p без использования гибридизации. Мы используем гибридизацию там, где необходимо объяснить наблюдаемые структуры.

      Пример 1

      Назначение Гибридизация
      Сульфат аммония важен как удобрение. Что представляет собой гибридизация атома серы в сульфат-ион SO 4 2− ?

      Решение
      Структура Льюиса сульфата показывает наличие четырех областей электронной плотности. Гибридизация sp 3 .

      Проверьте свои знания
      Что представляет собой гибридизация атома селена в SeF 4 ?

      Ответ:

      Атом селена sp 3 d гибридизован.

      Пример 2

      Назначение гибридизации
      Мочевина, NH 2 C(O)NH 2 , иногда используется в качестве источника азота в удобрениях. Какова гибридизация каждого атома азота и углерода в мочевине?

      Раствор
      Структура Льюиса мочевины:

      Атомы азота окружены четырьмя областями электронной плотности, которые образуют тетраэдрическую геометрию электронной пары. Гибридизация в тетраэдрическом расположении sp 3 (рис. 16).Это гибридизация атомов азота в мочевине.

      Атом углерода окружен тремя областями электронной плотности, расположенными в тригональной плоскости. Гибридизация в тригональной плоской электронной паре имеет вид sp 2 (рис. 16), что представляет собой гибридизацию атома углерода в мочевине.

      Check Your Learning
      Уксусная кислота, H 3 CC(O)OH — это молекула, которая придает уксусу его запах и кислый вкус.Что такое гибридизация двух атомов углерода в уксусной кислоте?

      Ответ:

      H 3 C , sp 3 ; C (O)OH, sp 2

      Мы можем использовать гибридные орбитали, которые являются математическими комбинациями некоторых или всех валентных атомных орбиталей, для описания электронной плотности вокруг ковалентно связанных атомов. Эти гибридные орбитали либо образуют сигма (σ) связи, направленные к другим атомам молекулы, либо содержат неподеленные пары электронов.Мы можем определить тип гибридизации вокруг центрального атома по геометрии областей электронной плотности вокруг него. Два таких участка означают гибридизацию sp ; три, sp 2 гибридизация; четыре, sp 3 гибридизация; пять, sp 3 d гибридизация; и шесть, sp 3 d 2 гибридизация. Связи Pi(π) образуются из негибридных атомных орбиталей ( p или d орбиталей).

      Химия Упражнения в конце главы

      1. Почему концепция гибридизации необходима в теории валентных связей?
      2. Приведите форму, описывающую каждое гибридное орбитальное множество:

        (а) сп 2

        (б) сп 3 г

        (в) сп

        (г) сп 3 д 2

      3. Объясните, почему атом углерода не может образовать пять связей, используя sp 3 d гибридные орбитали.
      4. Какова гибридизация центрального атома в каждом из следующих?

        (а) БеГ 2

        (б) СФ 6

        (в) ЗП 4 3-

        (г) ПКл 5

      5. Молекула с формулой AB 3 может иметь одну из четырех различных форм. Укажите форму и гибридизацию центрального атома А для каждого из них.
      6. Метионин, CH 3 SCH 2 CH 2 CH(NH 2 )CO 2 H, аминокислота, содержащаяся в белках.Нарисуйте структуру Льюиса этого соединения. Каков тип гибридизации каждого углерода, кислорода, азота и серы?
      7. Серная кислота производится с помощью ряда реакций, представленных следующими уравнениями: [латекс]\text{S}_8(s) + 8 \text{O}_2(g) \longrightarrow 8\text{SO}_2(g )[/латекс]
        [латекс]2\текст{SO}_2(г) + \текст{О}_2(г) \longrightarrow 2\текст{SO}_3(г)[/латекс]
        [латекс]\ text{SO}_3(g) + \text{H}_2 \text{O}(l) \longrightarrow \text{H}_2 \text{SO}_4(l)[/latex]

        Нарисуйте структуру Льюиса, предскажите молекулярную геометрию с помощью VSEPR и определите гибридизацию серы для следующего:

        (а) круговой S 8 молекула

        (б) SO 2 молекула

        (c) SO 3 молекула

        (d) H 2 SO 4 молекула (атомы водорода связаны с атомами кислорода)

      8. Два важных промышленных химиката, этен, C 2 H 4 , и пропен, C 3 H 6 , производятся в процессе парового (или термического) крекинга:

        [латекс]2\текст{C}_3\текст{H}_8(g) \longrightarrow \text{C}_2\text{H}_4(g) + \text{C}_3\text{H}_6 (г) + \text{CH}_4(г) + \text{H}_2(г)[/латекс]

        Для каждого из четырех соединений углерода сделайте следующее:

        (а) Нарисуйте структуру Льюиса.

        (b) Предскажите геометрию относительно атома углерода.

        (c) Определите гибридизацию каждого типа атома углерода.

      9. В течение многих лет после их открытия считалось, что благородные газы не могут образовывать соединения. Теперь мы знаем, что это убеждение ошибочно. Было обнаружено, что смесь газов ксенона и фтора, заключенная в кварцевую колбу и помещенная на подоконник, медленно производит белое твердое вещество. Анализ соединения показывает, что оно содержит 77,55% Xe и 22.45% F по массе.

        (а) Какова формула соединения?

        (b) Напишите структуру соединения по Льюису.

        (c) Предскажите форму молекул соединения.

        (d) Какая гибридизация соответствует предсказанной вами форме?

      10. Рассмотрим азотистую кислоту, HNO 2 (HONO).

        (a) Напишите структуру Льюиса.

        (b) Какова электронная пара и молекулярная геометрия внутренних атомов кислорода и азота в молекуле HNO 2 ?

        (c) Какова гибридизация внутренних атомов кислорода и азота в HNO 2 ?

      11. Спички
      12. Strike Anywhere содержат слой KClO 3 и слой P 4 S 3 .Тепло, выделяемое трением при зажигании спички, вызывает бурную реакцию этих двух соединений, которая поджигает деревянный стержень спички. KClO 3 содержит ион ClO 3 . P 4 S 3 — необычная молекула со скелетной структурой.

        (a) Напишите структуры Льюиса для P 4 S 3 и иона ClO 3 .

        (b) Опишите геометрию атомов P, S и Cl в этих соединениях.

        (c) Определите гибридизацию атомов P, S и Cl в этих соединениях.

        (d) Определите степени окисления и формальный заряд атомов в P 4 S 3 и ионе ClO 3 .

      13. Определите гибридизацию каждого атома углерода в следующей молекуле. (Дано расположение атомов; нужно определить, сколько связей соединяет каждую пару атомов.)
      14. Напишите структуры Льюиса для NF 3 и PF 5 .На основе гибридных орбиталей объясните тот факт, что NF 3 , PF 3 и PF 5 являются стабильными молекулами, а NF 5 не существует.
      15. Кроме NF 3 известны два других фторпроизводных азота: N 2 F 4 и N 2 F 2 . Какую форму вы предсказываете для этих двух молекул? Какова гибридизация азота в каждой молекуле?

      Глоссарий

      гибридный орбитальный
      орбиталь, созданная путем объединения атомных орбиталей на центральном атоме
      гибридизация
      Модель
      , которая описывает изменения атомных орбиталей атома, когда он образует ковалентное соединение
      sp гибридный орбитальный
      одна из двух орбиталей с линейным расположением, полученная в результате объединения одной s и одной p орбитали
      sp 2 гибридный орбитальный
      одна из трех орбиталей с тригональной планарной компоновкой, которая является результатом объединения одной s и двух p орбиталей
      sp 3 гибридный орбитальный
      одна из четырех орбиталей с тетраэдрическим расположением, полученная в результате объединения одной s и трех p орбиталей
      sp 3 d гибридный орбитальный
      одна из пяти орбиталей с тригонально-бипирамидальным расположением, полученная в результате объединения одной s , трех p и одной d орбитали
      sp 3 d 2 гибридный орбитальный
      одна из шести орбиталей с октаэдрическим расположением, образующихся в результате объединения одной s , трех p и двух d орбиталей

      Решения

      Ответы на упражнения по химии в конце главы

      1.Гибридизация вводится для объяснения геометрии связывающих орбиталей в теории валентных связей.

      3. В валентной оболочке углерода нет d орбиталей.

      5. треугольная плоскость, sp 2 ; тригональная пирамидальная (одна неподеленная пара на А) sp 3 ; Т-образные (две одиночные пары на A sp 3 d , или (три одиночные пары на A) sp 3 d 2

      7.(a) Каждый S имеет изогнутую (109°) геометрию, sp 3

      (b) Изогнутый (120°), sp 2

      (c) Тригональная планарная, sp 2

      (d) Тетраэдрический, sp 3

      9. а) XeF 2

      (б)

      (в) линейный (г) sp 3 d

      11. (а)

      (б) атомы Р, тригонально-пирамидальные; Атомы S, изогнутые, с двумя неподеленными парами; Атомы Cl, тригонально-пирамидальные; (c) Гибридизация по P, S и Cl во всех случаях sp 3 ; (г) Степени окисления P +1, [латекс]\text{S} — 1\frac{1}{3}[/латекс], Cl +5, O –2.Официальные сборы: P 0; С 0; Cl +2: O –1

      13.

      Фосфор и азот могут образовывать гибриды sp 3 с образованием трех связей и удержанием одной неподеленной пары в PF 3 и NF 3 соответственно. Однако азот не имеет валентных d орбиталей, поэтому он не может образовать набор гибридных орбиталей sp 3 d для связывания пяти атомов фтора в NF 5 . Фосфор имеет d орбиталей и может связывать пять атомов фтора с sp 3 d гибридными орбиталями в PF 5 .

       


      Hybrid Orbital – обзор

      1.2. Семейство углерода

      Хорошо известно, что атомы углерода могут иметь три разные гибридные орбитали, sp 3 , sp 2 и sp, образуя разнообразные химические связи. Это разнообразие делает возможным получение огромного количества углеводородов, из которых можно построить большое количество органических материалов. Связь С-С с использованием гибридных орбиталей sp 3 и sp 2 была известна при построении алмаза и графита соответственно в углеродных материалах, которые являются неорганическими материалами.Однако недавние открытия бакминстерфуллерена C 60 и карбина, который, как предполагается, построен из sp-связей, могут возобновить важность природы связи между атомами углерода. Рисунок 1-7 иллюстрирует, как разнообразие характера связи атомов углерода приводит к большому семейству органических молекул и что неорганические углеродные материалы, алмаз, графит, фуллерены и карбин, в результате расширения превратились в гигантские молекулы этих органических материалов. .

      Рис. 1-7.Огромные органические соединения на основе углерод-углеродных связей с использованием sp 3 , sp 2 и sp гибридных орбиталей и неорганических материалов в качестве их расширения.

      Здесь можно определить семейство неорганических углеродных материалов, семейство углерода, членами которого являются алмаз, графит, фуллерен и карбин. Структурные характеристики и структурное разнообразие в каждом семействе представлены на рис. 1-8.

      Рис. 1-8. Структурные характеристики и возможности развития функции углеродного семейства.

      Алмаз состоит из sp 3 орбиталей, где химические связи простираются в трехмерном пространстве и являются чисто ковалентными. Он очень твердый из-за своих ковалентных связей и является электрическим изолятором из-за высокой локализации электронов. Длительное периодическое повторение этой связи образует кристалл алмаза. Большинство кристаллов алмаза относится к кубической системе, но некоторые – к гексагональной, что можно понять по его сходству со структурами типа цинковой обманки и вюрцита соответственно в ZnS и BN.В случае, когда дальняя периодичность не достигается ни введением дефектов, ни водородом, но сохраняется связь sp 3 , образуется алмазоподобный углерод (АПУ) с аморфной структурой.

      Семейство углерода с sp 2 связью представлено графитом, в котором слои шестиугольников атомов углерода, связанных с помощью sp 2 орбиталей, уложены параллельно с помощью π электронных облаков с регулярностью ABAB …, что принадлежит гексагональная кристаллическая система.Возможна также регулярность упаковки ABCABC…, относящаяся к ромбоэдрической кристаллической системе, но она возникает только локально, внося дефекты упаковки из-за напряжения сдвига, например, при шлифовании. Параллельная укладка слоев с полной хаотичностью встречается в основном в углеродных материалах, приготовленных при низких температурах, таких как 1300°С, где слои шестиугольников обычно малы и несколько слоев уложены параллельно. Эта структура, состоящая из случайного наложения слоев, называется турбостратной структурой [Warren, 1934].Регулярная и случайная укладка, т.е. графитная и турбостратная, соответственно, проиллюстрированы на рис. 1-9. При нагревании этих углей до высоких температур, до 3000°С, обычно увеличиваются как размер, так и число уложенных друг на друга слоев и улучшается регулярность укладки. Другими словами, существует широкий диапазон структур, от полностью турбостратной укладки до чистой ABAB-укладки, через промежуточные продукты с переменными соотношениями этих двух типов укладки, которые зависят в первую очередь от исходных материалов (прекурсоров) и температуры термообработки (ТТО) и , как следствие, большое разнообразие свойств [Inagaki and Hisiyama, 1999].Углеродные материалы, принадлежащие к этому углеродному семейству, основанные на графитовой структуре, являются электро- и теплопроводными и мягкими, в основном из-за присутствия π-электронов, в отличие от алмаза.

      Рис. 1-9. Схема графитной и турбостратной укладки углеродных слоев.

      В этом семействе основной структурной единицей является слой углеродных шестиугольников (иногда называемый графеном), и, как следствие, материалы обладают сильной анизотропией, поскольку связи в слое локализованы как ковалентные, а связи между слоями ван дер Ваальс вроде.Следовательно, способ агломерации этих слоев, в дополнение к соотношению смешивания ABAB и турбостратных укладок, приводит к разнообразию материалов. Классификация, основанная на схеме и степени преимущественной ориентации анизотропных слоев, была предложена [Инагаки, 1985а] и успешно используется (рис. 1-10).

      Рис. 1-10. Текстура в нанометрическом масштабе в углеродных материалах основана на преимущественной ориентации анизотропных гексагональных слоев [Inagaki, 1985c].

      Сначала различают случайные и ориентированные текстуры, а затем последние классифицируют по схеме ориентации по плоскости отсчета (ориентация по плоскости), по оси отсчета (ориентация по оси) и вокруг точки отсчета (ориентация по точкам).Предельными случаями этих схем ориентации являются монокристалл графита для планарной ориентации, многостенные нанотрубки для аксиальной ориентации и многостенные фуллерены для точечной ориентации. Текстура со случайной ориентацией встречается в стеклообразных углеродах. Различные промежуточные соединения в плоской ориентации обнаруживаются в пиролитических углях в зависимости от HTT. При аксиальной ориентации возможно концентрическое и радиальное выравнивание слоев относительно оси отсчета, первое из которых происходит в углеродных волокнах, выращенных из паровой фазы, а второе — в одном из углеродных волокон на основе мезофазного пека.При точечной ориентации также необходимо различать концентрическую и радиальную ориентации: первую можно обнаружить в частицах сажи, а вторую — в сферах, образованных из смеси полиэтилена и поливинилхлорида методом карбонизации под давлением [Inagaki et al., 1981; Хисияма и др., 1982]. Структура мезофазных сфер близка к схеме радиально-точечной ориентации, но в их центрах ориентация слоев не является радиальной [Brooks, Taylor, 1968; Оги и др., 1980]. В этих сферических частицах, упомянутых выше, гексагональные углеродные слои выровнены радиально на поверхности, образуя параллели широты.Однако в последнее время методом пламенного горения были получены сферы с текстурой радиальной точечной ориентации и случайным расположением гексагональных слоев на поверхности [Despres et al., 1997].

      Большинство частиц с плоской и осевой ориентацией, т.е. пиролитический углерод и углеродные волокна также анизотропны, поэтому их агломерация может создать дополнительное разнообразие текстуры. Поэтому необходимо учитывать масштаб составляющих единиц текстуры: текстура за счет преимущественной ориентации анизотропных гексагональных слоев имеет нанометровый масштаб (рис.1-10), композиты на основе ворса одежды из углеродных волокон имеют текстуру в микрометровом масштабе, а графитовые электроды имеют текстуру в миллиметровом масштабе зерен кокса с углеродом, образованным из связующих пеков. Следовательно, разнообразие структуры в этом семействе на основе графита в основном связано с размером шестиугольных слоев, порядком их укладки и схемой их ориентации.

      Ожидается, что характер связи в фуллереновых частицах будет близок к связи sp 2 , но это пока не ясно.Частица бакминстерфуллерена C 60 состоит из 12 пятиугольников и 20 шестиугольников атомов углерода. Увеличение числа шестиугольников в C 60 , чтобы отделить все пятиугольники друг от друга, приводит к гигантским фуллеренам, а увеличение числа шестиугольников, разделенных друг от друга, приводит к образованию нанотрубок (рис. 1-11). В этом углеродном семействе разнообразие структуры в основном обусловлено количеством атомов углерода, состоящих из частиц фуллерена, и взаимным расположением 12 пятиугольников.

      Рис. 1-11. Расширение бакминстерфуллерена C 60 до гигантского фуллерена C 540 и нанотрубки.

      Предполагается, что карбин представляет собой атомы углерода, связанные линейно sp-связью [Кудрявцев и др., 1997], где два π-электрона должны резонировать, что дает две возможности: альтернативное повторение одинарных и тройных связей (кумулен) и простое повторение двойных связей (полиины). Его подробная структура еще не выяснена, но одна из предложенных структурных моделей проиллюстрирована на рис.1-8, где некоторые атомы углерода образуют линию с использованием sp-гибридной орбитали, эти линии собираются за счет ван-дер-ваальсова взаимодействия между облаками π-электронов, образуя слой, а затем эти слои складываются. В этом семействе карбинов разнообразие структуры обусловлено в основном количеством атомов углерода, образующих линию, другими словами, толщиной слоев линейных углеродных цепей и плотностью цепей в слое.

      В этих семействах углерода легирование или внедрение посторонних атомов приводит к дальнейшему расширению функций.Каждое семейство имеет разные возможности, как показано на рис. 1-8. В семействе алмазов возможно только замещение чужеродными атомами атомов углерода, а в семействе графита может происходить интеркаляция ряда частиц (ионов и молекул) (интеркаляционные соединения; глава 6), в дополнение к замещению чужеродных атомов . Для фуллеренов можно указать четыре возможности: легирование в междоузлиях фуллереновых частиц, легирование внутрь частиц, замещение атомов углерода в частице чужеродными атомами и присоединение некоторых органических радикалов к поверхности частицы.В семействе карбинов рассматриваются интеркаляция между слоями углеродных цепей, допирование пространства между углеродными цепями в слое и замещение. Сообщается, что интеркаляция атомов железа или калия стабилизирует структуру карбина.

      8.2 Гибридные атомные орбитали – Химия

      Цели обучения

      К концу этого раздела вы сможете:

      • Объясните концепцию атомно-орбитальной гибридизации
      • Определение гибридных орбиталей, связанных с различной молекулярной геометрией

      Мышление в терминах перекрывающихся атомных орбиталей — это один из способов объяснить, как образуются химические связи в двухатомных молекулах.Однако, чтобы понять, как молекулы с более чем двумя атомами образуют стабильные связи, нам нужна более подробная модель. В качестве примера рассмотрим молекулу воды, в которой один атом кислорода связан с двумя атомами водорода. Кислород имеет электронную конфигурацию 1 s 2 2 s 2 2 p 4 с двумя неспаренными электронами (по одному на каждой из двух 2 p 90 орбиталей). Теория валентных связей предсказывает, что две связи O–H образуются в результате перекрытия этих двух 2 p орбиталей с 1 s орбиталей атомов водорода.Если бы это было так, валентный угол был бы равен 90°, как показано на рисунке 1, потому что p орбиталей перпендикулярны друг другу. Экспериментальные данные показывают, что валентный угол равен 104,5°, а не 90°. Предсказание модели теории валентной связи не соответствует реальным наблюдениям за молекулой воды; нужна другая модель.

      Рисунок 1. Гипотетическое перекрытие двух из 2 p орбиталей атома кислорода (красный) с 1 s орбиталей двух атомов водорода (синий) приведет к валентному углу 90°.Это не согласуется с экспериментальными данными.

      Квантово-механические расчеты показывают, почему наблюдаемые валентные углы в H 2 O отличаются от предсказанных на основе перекрытия 1 s орбиталей атомов водорода с 2 p орбиталей атома кислорода. Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ , содержит информацию о каждой орбитали и о волновых свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связаны вместе в молекуле, волновые функции объединяются, чтобы произвести новые математические описания, которые имеют различные формы.Этот процесс комбинирования волновых функций для атомных орбиталей называется -гибридизацией и математически осуществляется -линейной комбинацией атомных орбиталей , LCAO (метод, с которым мы еще встретимся позже). Полученные новые орбитали называются гибридными орбиталями . Валентные орбитали в изолированном атоме кислорода представляют собой орбиталь 2 s и три орбитали 2 p . Валентные орбитали атома кислорода в молекуле воды различаются; они состоят из четырех эквивалентных гибридных орбиталей, которые указывают примерно на углы тетраэдра (рис. 2).Следовательно, перекрытие орбиталей O и H должно приводить к тетраэдрическому валентному углу (109,5 °). Наблюдаемый угол 104,5° является экспериментальным свидетельством, которому квантово-механические расчеты дают полезное объяснение: теория валентных связей должна включать компонент гибридизации, чтобы давать точные предсказания.

      Рис. 2. (a) Молекула воды имеет четыре области электронной плотности, поэтому теория VSEPR предсказывает тетраэдрическое расположение гибридных орбиталей. (b) Две гибридные орбитали кислорода содержат неподеленные пары, а две другие перекрываются с 1 s орбиталями атомов водорода, образуя связи O–H в H 2 O.Это описание более соответствует экспериментальной структуре.

      Следующие идеи важны для понимания гибридизации:

      1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в ковалентно связанных атомах.
      2. Гибридные орбитали имеют форму и ориентацию, которые сильно отличаются от атомных орбиталей в изолированных атомах.
      3. Набор гибридных орбиталей создается путем объединения атомных орбиталей. Количество гибридных орбиталей в наборе равно количеству атомных орбиталей, которые были объединены для создания набора.
      4. Все орбитали в наборе гибридных орбиталей эквивалентны по форме и энергии.
      5. Тип гибридных орбиталей, образующихся в связанном атоме, зависит от геометрии его электронной пары, как это предсказывает теория VSEPR.
      6. Гибридные орбитали перекрываются, образуя σ-связи. Негибридные орбитали перекрываются, образуя π-связи.

      В следующих разделах мы обсудим распространенные типы гибридных орбиталей.

      Атом бериллия в газообразной молекуле BeCl 2 является примером центрального атома без неподеленных пар электронов в линейном расположении трех атомов.В молекуле BeCl 2 имеются две области плотности валентных электронов, соответствующие двум ковалентным связям Be–Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be будут смешиваться, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентной s орбитали с одной из валентных p орбиталей для получения двух эквивалентных sp гибридных орбиталей , ориентированных в линейной геометрии (рис. 3).На этом рисунке набор sp орбиталей кажется похожим по форме на исходную p орбиталь, но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образовавшихся гибридных орбиталей. Орбиталь p — это одна орбиталь, которая может содержать до двух электронов. Набор sp представляет собой две эквивалентные орбитали, расположенные под углом 180° друг к другу. Два электрона, которые первоначально находились на орбитали s , теперь распределены по двум орбиталям sp , которые заполнены наполовину.В газообразном BeCl 2 эти полузаполненные гибридные орбитали будут перекрываться с орбиталями атомов хлора с образованием двух идентичных σ-связей.


      Рисунок 3. Гибридизация орбитали s (синяя) и орбитали p (красный) одного и того же атома дает две гибридные орбитали sp (фиолетовый). Каждая гибридная орбиталь ориентирована преимущественно только в одном направлении. Обратите внимание, что каждая орбиталь sp содержит один лепесток, который значительно больше другого.Набор из двух орбиталей sp ориентирован под углом 180°, что согласуется с геометрией для двух доменов.

      Мы иллюстрируем электронные различия в изолированном атоме Be и в связанном атоме Be на диаграмме орбитальных уровней энергии на рисунке 4. На этих диаграммах каждая орбиталь представлена ​​горизонтальной линией (указывающей ее энергию), а каждый электрон — стрелкой. Энергия увеличивается к верхней части диаграммы. Мы используем одну стрелку вверх, чтобы указать один электрон на орбитали, и две стрелки (вверх и вниз), чтобы указать два электрона с противоположным спином.


      Рис. 4. На этой орбитальной диаграмме уровней энергии показаны гибридизованные орбитали sp на Be в линейной молекуле BeCl 2 . Каждая из двух гибридных орбиталей sp содержит один электрон и, таким образом, заполнена наполовину и доступна для связывания посредством перекрытия с орбиталью Cl 3 p .

      Когда атомные орбитали гибридизуются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. Атом Be имеет два валентных электрона, поэтому на каждую из sp -орбиталей приходится один из этих электронов.Каждый из этих электронов спаривается с неспаренным электроном атома хлора, когда гибридная орбиталь и орбиталь хлора перекрываются при образовании связей Be–Cl.

      Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями плотности валентных электронов в молекуле, будет демонстрировать sp гибридизацию. Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl 2 , атом цинка в Zn(CH 3 ) 2 , который содержит линейную структуру C–Zn–C, и атомы углерода в HCCH и CO 2 .

      Посетите веб-сайт Университета Висконсин-Ошкош, чтобы узнать о визуализации гибридных орбиталей в трех измерениях.

      Валентные орбитали центрального атома, окруженные тремя областями электронной плотности, состоят из набора из трех sp 2 гибридных орбиталей и одной негибридизированной p орбитали. Такое расположение является результатом гибридизации sp 2 , смешивания одной орбитали s и двух орбиталей p для получения трех идентичных гибридных орбиталей, ориентированных в тригональной плоской геометрии (рис. 5).


      Рисунок 5. Гибридизация орбитали s (синяя) и двух орбиталей p (красная) дает три эквивалентные гибридные орбитали sp 2 (фиолетовые), ориентированные под углом 120° друг к другу. Оставшаяся негибридизированная орбиталь p здесь не показана, а расположена вдоль оси z.

      Хотя квантовая механика дает «пухлые» орбитальные лепестки, как показано на рис. 5, иногда для ясности эти орбитали рисуются тоньше и без второстепенных лепестков, как на рис. 6, чтобы не затенять другие особенности данной иллюстрации.Мы будем использовать эти «более тонкие» представления всякий раз, когда истинное представление слишком переполнено, чтобы его можно было легко визуализировать.

      Рисунок 6. Этот альтернативный способ рисования тригональных плоских sp 2 гибридных орбиталей иногда используется на более скученных рисунках.

      Наблюдаемая структура молекулы борана, BH 3, предполагает sp 2 гибридизацию бора в этом соединении. Молекула тригонально-плоская, атом бора участвует в трех связях с атомами водорода (рис. 7).Мы можем проиллюстрировать сравнение орбиталей и распределения электронов в изолированном атоме бора и в связанном атоме в BH 3 , как показано на диаграмме орбитальных уровней энергии на рисунке 8. Мы перераспределяем три валентных электрона атома бора в трех sp 2 гибридных орбиталей, и каждый электрон бора соединяется с электроном водорода при образовании связи B–H.

      Рисунок 7. BH 3 представляет собой электронодефицитную молекулу с тригонально-плоской структурой.

      Рис. 8. В изолированном атоме В имеется одна 2 s и три 2 p валентные орбитали. Когда бор находится в молекуле с тремя областями электронной плотности, три орбитали гибридизуются и создают набор из трех орбиталей sp 2 и одной негибридизированной орбитали 2 p . Каждая из трех полузаполненных гибридных орбиталей перекрывается с орбиталью атома водорода с образованием трех σ-связей в BH 3 .

      Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет демонстрировать sp 2 гибридизацию.Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO (рис. 9), или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде CH 2 O и этилене H 2 ССН 2 .

      Рисунок 9. Центральный атом(ы) в каждой из показанных структур содержит три области электронной плотности и sp 2 гибридизирован. Как мы знаем из обсуждения теории VSEPR, область электронной плотности содержит все электроны, направленные в одном направлении.Неделящаяся пара, неспаренный электрон, одинарная связь или кратная связь будут считаться одной областью электронной плотности.

      Валентные орбитали атома, окруженного тетраэдрическим расположением связывающих пар и неподеленных пар, состоят из четырех sp 3 гибридных орбиталей . Гибриды получаются в результате смешивания одной орбитали s и всех трех орбиталей p , что дает четыре идентичных гибридных орбитали sp 3 (рис. 10).Каждая из этих гибридных орбиталей указывает на другой угол тетраэдра.


      Рисунок 10. Гибридизация орбитали s (синяя) и трех орбиталей p (красная) дает четыре эквивалентных гибридных орбитали sp 3 (фиолетовая), ориентированных под углом 109,5° друг к другу.

      Молекула метана CH 4 состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане проявляет гибридизацию sp 3 .Мы иллюстрируем орбитали и распределение электронов в изолированном атоме углерода и в связанном атоме в CH 4 на рисунке 11. Четыре валентных электрона атома углерода распределены поровну на гибридных орбиталях, и каждый электрон углерода образует пару с электрон при образовании связи С-Н.


      Рисунок 11. Все четыре валентные атомные орбитали изолированного атома углерода гибридизуются, когда углерод связывается в молекуле типа CH 4 с четырьмя областями электронной плотности.Это создает четыре эквивалентных sp 3 гибридных орбиталей. Перекрытие каждой из гибридных орбиталей с водородной орбиталью создает σ-связь C–H.

      В молекуле метана орбиталь 1 s каждого из четырех атомов водорода перекрывается с одной из четырех sp 3 орбиталей атома углерода, образуя сигма (σ) связь. Это приводит к образованию четырех прочных эквивалентных ковалентных связей между атомом углерода и каждым из атомов водорода с образованием молекулы метана CH 4 .

      Структура этана, C 2 H 6, аналогична структуре метана в том, что каждый углерод в этане имеет четыре соседних атома, расположенных в углах тетраэдра — три атома водорода и один атом углерода (рис. 12). . Однако в этане орбиталь sp 3 одного атома углерода перекрывается встык с орбиталью sp 3 второго атома углерода, образуя σ-связь между двумя атомами углерода. Каждая из оставшихся sp 3 гибридных орбиталей перекрывается с s орбиталью атома водорода с образованием σ-связей углерод-водород.Структура и общий контур связывающих орбиталей этана показаны на рисунке 12. Ориентация двух групп CH 3 не является фиксированной относительно друг друга. Экспериментальные данные показывают, что вращение вокруг σ-связей происходит легко.

      Рис. 12. (a) В молекуле этана C 2 H 6 каждый углерод имеет четыре sp 3 орбиталей. (b) Эти четыре орбитали перекрываются, образуя семь σ-связей.

      Гибридная орбиталь sp 3 также может содержать неподеленную пару электронов.Например, атом азота в аммиаке окружен тремя парами связи и неподеленной парой электронов, направленных к четырем углам тетраэдра. Атом азота sp 3 гибридизован с одной гибридной орбиталью, занятой неподеленной парой.

      Молекулярная структура воды соответствует тетраэдрическому расположению двух неподеленных пар и двух связывающих пар электронов. Таким образом, мы говорим, что атом кислорода sp 3 гибридизован, причем две гибридные орбитали заняты неподеленными парами, а две — связывающими парами.Поскольку неподеленные пары занимают больше места, чем связывающие пары, структуры, содержащие неподеленные пары, имеют валентные углы, слегка отличающиеся от идеальных. Совершенные тетраэдры имеют углы 109,5°, но наблюдаемые углы в аммиаке (107,3°) и воде (104,5°) немного меньше. Другие примеры гибридизации sp 3 включают CCl 4 , PCl 3 и NCl 3 .

      Для описания пяти связывающих орбиталей в тригонально-бипирамидальном расположении мы должны использовать пять атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и одну из орбиталей d ), что дает пять sp 3 d гибридные орбитали .При октаэдрическом расположении шести гибридных орбиталей мы должны использовать шесть атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и две орбитали d в ее валентной оболочке), что дает шесть sp 3 d 2 гибридные орбитали . Эти гибридизации возможны только для атомов, имеющих d орбиталей в своих валентных подоболочках (то есть не находящихся в первом или втором периоде).

      В молекуле пентахлорида фосфора PCl 5 имеется пять связей P–Cl (таким образом, пять пар валентных электронов вокруг атома фосфора), направленных к углам тригональной бипирамиды. Мы используем орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и одну из орбиталей 3 d , чтобы сформировать набор из пяти гибридных орбиталей sp 3 d (рис. 14), которые задействованы. в связях P–Cl. Другие атомы, которые проявляют гибридизацию sp 3 d , включают атом серы в SF 4 и атомы хлора в ClF 3 и в ClF 4 + .(Электроны на атомах фтора опущены для ясности.)

      Рисунок 13. Три изображенных соединения демонстрируют sp 3 d гибридизацию в центральном атоме и форму тригональной бипирамиды. SF4 и ClF 4 + имеют одну неподеленную пару электронов на центральном атоме, а ClF 3 имеет две неподеленные пары, что придает ему показанную Т-образную форму.

      Рис. 14. (a) Пять областей электронной плотности вокруг фосфора в PCl 5 требуют пяти гибридных sp 3 d орбиталей.(b) Эти орбитали объединяются, образуя тригональную бипирамидальную структуру, где каждая большая доля гибридной орбитали указывает на вершину. Как и прежде, для каждой орбитали также имеются небольшие лепестки, направленные в противоположном направлении (не показаны для ясности).

      Атом серы в гексафториде серы, SF 6 , проявляет sp 3 d 2 гибридизацию. Молекула гексафторида серы имеет шесть связывающих пар электронов, соединяющих шесть атомов фтора с одним атомом серы.На центральном атоме нет неподеленных пар электронов. Чтобы связать шесть атомов фтора, орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и две из 3 d орбиталей образуют шесть эквивалентных sp 3 d 2 9000 ориентированных гибридных орбиталей 6 каждая к другому углу октаэдра. Другие атомы, которые выставляют SP 3 D 3 D 2 2 Гибридизация включает в себя атом фосфора в PCL 6 , атом йода в межхождении IF 6 + , если 5 , ICL 4 , IF 4 и атом ксенона в XeF 4 .

      Рисунок 15. (a) Гексафторид серы, SF 6 , имеет октаэдрическую структуру, требующую гибридизации sp 3 d 2 . (b) Шесть орбиталей sp 3 d 2 образуют октаэдрическую структуру вокруг серы. Опять же, малая доля каждой орбитали не показана для ясности.

      Гибридизация атома определяется на основе количества областей электронной плотности, которые его окружают.Геометрические характеристики различных наборов гибридных орбиталей показаны на рисунке 16. Эти конфигурации идентичны геометриям электронных пар, предсказанным теорией VSEPR. Теория VSEPR предсказывает формы молекул, а теория гибридных орбиталей дает объяснение того, как формируются эти формы. Чтобы найти гибридизацию центрального атома, мы можем использовать следующие рекомендации:

      1. Определите структуру молекулы по Льюису.
      2. Определите количество областей электронной плотности вокруг атома, используя теорию VSEPR, в которой одинарные связи, кратные связи, радикалы и неподеленные пары считаются одной областью.
      3. Назначьте набор гибридных орбиталей с рисунка 16, соответствующий этой геометрии.

      Рис. 16. Формы наборов гибридных орбит соответствуют геометрии электронной пары. Например, атом, окруженный тремя областями электронной плотности, sp 2 гибридизован, а три sp 2 орбиталей расположены тригонально-плоско.

      Важно помнить, что гибридизация была разработана для рационализации экспериментально наблюдаемой молекулярной геометрии.Модель хорошо работает для молекул, содержащих небольшие центральные атомы, в которых пары валентных электронов расположены близко друг к другу в пространстве. Однако для более крупных центральных атомов пары электронов валентная оболочка находятся дальше от ядра, и отталкивания меньше. Их соединения демонстрируют структуры, которые часто не согласуются с теорией VSEPR, и гибридные орбитали не нужны для объяснения наблюдаемых данных. Например, мы обсудили валентный угол H–O–H в H 2 O, 104,5°, который больше соответствует гибридным орбиталям sp 3 (109.5°) на центральном атоме, чем с 2 p орбиталей (90°). Сера находится в той же группе, что и кислород, и H 2 S имеет аналогичную структуру Льюиса. Однако он имеет гораздо меньший валентный угол (92,1 °), что указывает на гораздо меньшую гибридизацию с серой, чем с кислородом. Продолжая движение вниз по группе, теллур даже больше, чем сера, а для H 2 Te наблюдаемый валентный угол (90 °) согласуется с перекрытием орбиталей 5 p без использования гибридизации. Мы используем гибридизацию там, где необходимо объяснить наблюдаемые структуры.

      Пример 1

      Назначение Гибридизация
      Сульфат аммония важен как удобрение. Что представляет собой гибридизация атома серы в сульфат-ион SO 4 2− ?

      Решение
      Структура Льюиса сульфата показывает наличие четырех областей электронной плотности. Гибридизация sp 3 .

      Проверьте свои знания
      Что представляет собой гибридизация атома селена в SeF 4 ?

      Ответ:

      Атом селена sp 3 d гибридизован.

      Пример 2

      Назначение гибридизации
      Мочевина, NH 2 C(O)NH 2 , иногда используется в качестве источника азота в удобрениях. Какова гибридизация каждого атома азота и углерода в мочевине?

      Раствор
      Структура Льюиса мочевины:

      Атомы азота окружены четырьмя областями электронной плотности, которые образуют тетраэдрическую геометрию электронной пары. Гибридизация в тетраэдрическом расположении sp 3 (рис. 16).Это гибридизация атомов азота в мочевине.

      Атом углерода окружен тремя областями электронной плотности, расположенными в тригональной плоскости. Гибридизация в тригональной плоской электронной паре имеет вид sp 2 (рис. 16), что представляет собой гибридизацию атома углерода в мочевине.

      Check Your Learning
      Уксусная кислота, H 3 CC(O)OH — это молекула, которая придает уксусу его запах и кислый вкус.Что такое гибридизация двух атомов углерода в уксусной кислоте?

      Ответ:

      H 3 C , sp 3 ; C (O)OH, sp 2

      Мы можем использовать гибридные орбитали, которые являются математическими комбинациями некоторых или всех валентных атомных орбиталей, для описания электронной плотности вокруг ковалентно связанных атомов. Эти гибридные орбитали либо образуют сигма (σ) связи, направленные к другим атомам молекулы, либо содержат неподеленные пары электронов.Мы можем определить тип гибридизации вокруг центрального атома по геометрии областей электронной плотности вокруг него. Два таких участка означают гибридизацию sp ; три, sp 2 гибридизация; четыре, sp 3 гибридизация; пять, sp 3 d гибридизация; и шесть, sp 3 d 2 гибридизация. Связи Pi(π) образуются из негибридных атомных орбиталей ( p или d орбиталей).

      Химия Упражнения в конце главы

      1. Почему концепция гибридизации необходима в теории валентных связей?
      2. Приведите форму, описывающую каждое гибридное орбитальное множество:

        (а) сп 2

        (б) сп 3 г

        (в) сп

        (г) сп 3 д 2

      3. Объясните, почему атом углерода не может образовать пять связей, используя sp 3 d гибридные орбитали.
      4. Какова гибридизация центрального атома в каждом из следующих?

        (а) БеГ 2

        (б) СФ 6

        (в) ЗП 4 3-

        (г) ПКл 5

      5. Молекула с формулой AB 3 может иметь одну из четырех различных форм. Укажите форму и гибридизацию центрального атома А для каждого из них.
      6. Метионин, CH 3 SCH 2 CH 2 CH(NH 2 )CO 2 H, аминокислота, содержащаяся в белках.Нарисуйте структуру Льюиса этого соединения. Каков тип гибридизации каждого углерода, кислорода, азота и серы?
      7. Серная кислота производится с помощью ряда реакций, представленных следующими уравнениями:

        Нарисуйте структуру Льюиса, предскажите молекулярную геометрию с помощью VSEPR и определите гибридизацию серы для следующего:

        (а) круговой S 8 молекула

        (б) SO 2 молекула

        (c) SO 3 молекула

        (d) H 2 SO 4 молекула (атомы водорода связаны с атомами кислорода)

      8. Два важных промышленных химиката, этен, C 2 H 4 , и пропен, C 3 H 6 , производятся в процессе парового (или термического) крекинга:

        Для каждого из четырех соединений углерода сделайте следующее:

        (а) Нарисуйте структуру Льюиса.

        (b) Предскажите геометрию относительно атома углерода.

        (c) Определите гибридизацию каждого типа атома углерода.

      9. В течение многих лет после их открытия считалось, что благородные газы не могут образовывать соединения. Теперь мы знаем, что это убеждение ошибочно. Было обнаружено, что смесь газов ксенона и фтора, заключенная в кварцевую колбу и помещенная на подоконник, медленно производит белое твердое вещество. Анализ соединения показывает, что оно содержит 77,55% Xe и 22.45% F по массе.

        (а) Какова формула соединения?

        (b) Напишите структуру соединения по Льюису.

        (c) Предскажите форму молекул соединения.

        (d) Какая гибридизация соответствует предсказанной вами форме?

      10. Рассмотрим азотистую кислоту, HNO 2 (HONO).

        (a) Напишите структуру Льюиса.

        (b) Какова электронная пара и молекулярная геометрия внутренних атомов кислорода и азота в молекуле HNO 2 ?

        (c) Какова гибридизация внутренних атомов кислорода и азота в HNO 2 ?

      11. Спички
      12. Strike Anywhere содержат слой KClO 3 и слой P 4 S 3 .Тепло, выделяемое трением при зажигании спички, вызывает бурную реакцию этих двух соединений, которая поджигает деревянный стержень спички. KClO 3 содержит ион ClO 3 . P 4 S 3 — необычная молекула со скелетной структурой.

        (a) Напишите структуры Льюиса для P 4 S 3 и иона ClO 3 .

        (b) Опишите геометрию атомов P, S и Cl в этих соединениях.

        (c) Определите гибридизацию атомов P, S и Cl в этих соединениях.

        (d) Определите степени окисления и формальный заряд атомов в P 4 S 3 и ионе ClO 3 .

      13. Определите гибридизацию каждого атома углерода в следующей молекуле. (Дано расположение атомов; нужно определить, сколько связей соединяет каждую пару атомов.)
      14. Напишите структуры Льюиса для NF 3 и PF 5 .На основе гибридных орбиталей объясните тот факт, что NF 3 , PF 3 и PF 5 являются стабильными молекулами, а NF 5 не существует.
      15. Кроме NF 3 известны два других фторпроизводных азота: N 2 F 4 и N 2 F 2 . Какую форму вы предсказываете для этих двух молекул? Какова гибридизация азота в каждой молекуле?

      Глоссарий

      гибридный орбитальный
      орбиталь, созданная путем объединения атомных орбиталей на центральном атоме
      гибридизация
      Модель
      , которая описывает изменения атомных орбиталей атома, когда он образует ковалентное соединение
      sp гибридный орбитальный
      одна из двух орбиталей с линейным расположением, полученная в результате объединения одной s и одной p орбитали
      sp 2 гибридный орбитальный
      одна из трех орбиталей с тригональной планарной компоновкой, которая является результатом объединения одной s и двух p орбиталей
      sp 3 гибридный орбитальный
      одна из четырех орбиталей с тетраэдрическим расположением, полученная в результате объединения одной s и трех p орбиталей
      sp 3 d гибридный орбитальный
      одна из пяти орбиталей с тригонально-бипирамидальным расположением, полученная в результате объединения одной s , трех p и одной d орбитали
      sp 3 d 2 гибридный орбитальный
      одна из шести орбиталей с октаэдрическим расположением, образующихся в результате объединения одной s , трех p и двух d орбиталей

      Решения

      Ответы на упражнения по химии в конце главы

      1.Гибридизация вводится для объяснения геометрии связывающих орбиталей в теории валентных связей.

      3. В валентной оболочке углерода нет d орбиталей.

      5. треугольная плоскость, sp 2 ; тригональная пирамидальная (одна неподеленная пара на А) sp 3 ; Т-образные (две одиночные пары на A sp 3 d , или (три одиночные пары на A) sp 3 d 2

      7.(a) Каждый S имеет изогнутую (109°) геометрию, sp 3

      (b) Изогнутый (120°), sp 2

      (c) Тригональная планарная, sp 2

      (d) Тетраэдрический, sp 3

      9. а) XeF 2

      (б)

      (в) линейный (г) sp 3 d

      11. (а)

      (б) атомы Р, тригонально-пирамидальные; Атомы S, изогнутые, с двумя неподеленными парами; Атомы Cl, тригонально-пирамидальные; (c) Гибридизация по P, S и Cl во всех случаях sp 3 ; (г) Степени окисления P +1, , Cl +5, O –2.Официальные сборы: P 0; С 0; Cl +2: O –1

      13.

      Фосфор и азот могут образовывать гибриды sp 3 с образованием трех связей и удержанием одной неподеленной пары в PF 3 и NF 3 соответственно. Однако азот не имеет валентных d орбиталей, поэтому он не может образовать набор гибридных орбиталей sp 3 d для связывания пяти атомов фтора в NF 5 . Фосфор имеет d орбиталей и может связывать пять атомов фтора с sp 3 d гибридными орбиталями в PF 5 .

       


      .

0 comments on “Sp гибридизация рисунок: Гибридизация атомных орбиталей углерода » HimEge.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.