Sp3 гибридные. Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул

b – торсионный угол между плоскостями, проходящими через тройки атомов 1, 2, 3 и 2, 3, 4.

Линейная форма характерна для двухатомных молекул. Для предсказания пространственного строения многоатомной молекулы следует знать не только длину связи, но и значения валентных и тор-сионных углов.

Если молекула состоит из трех или более атомов, т.е. в ней присутствуют две или более химических связей, то между их направлениями образуются углы (вплоть до 180 0) , которые называются валентными углами (a) .

Торсионный угол (b) – двугранный угол между двумя плоскостями, проходящими через какие-либо выделенные тройки атомов.

Примеры геометрии молекул представлены на рис. 4.11.

Рассмотрим влияние гибридизации на геометрическую форму молекул.

Если учесть, что р-орбитали направлены друг к другу под углом 90 0 , следовало бы предложить, что связи в молекулах, например, Н 2 О, NH 3 должны быть также направлены друг к другу под прямыми углами. Однако это не так. Более того, часто не оправдывается на опыте ожидаемая неравноценность связей, образованных за счет различных по форме орбиталей. Опытным путем установлено, что, если атом образует несколько однотипных связей за счет электронов разных энергетических подуровней, то эти связи оказываются энергетически равноценными.

Рис. 4.11. Геометрия молекул:

(а) – линейная; (б) – треугольная; (в) – тетраэдрическая;

(г) – тригонально-бипирамидальная; (д) – октаэдрическая;

(е) – пентагонально-бипирамидальная

Квантовомеханическая теория строения атома не может объяснить этого факта, и для проведения теории в соответствие с экспериментом возникла гипотеза гибридизации орбиталей .

Согласно этой гипотезе, различные орбитали одного атома, участвующие в образовании s-связей, выравниваются по форме и энергии . Из нескольких различных орбиталей образуется такое же число гибридных орбиталей, имеющих одинаковую форму и одинаковую энергию. Гибрид-ные орбитали в пространстве вокруг ядра располагаются равномерно.

В гибридизации могут принимать участие орбитали различной формы. Рассмотрим лишь гибридизацию s- и p- атомных орбиталей. Орбиталь, возникающая при «выравнивании» s- и p- орбиталей, представляет собой неравноплечную «восьмерку» (рис. 4.12). Она в большей степени вытянута в одну сторону от ядра, чем в другую. Поскольку степень перекрывания валентных орбиталей в таком случае выше, химическая связь, образованная гибридной орбиталью, должна быть более прочной, чем образованная обычными s- и p- орбиталями.

Рис. 4.12. Форма sp-гибридной орбитали

В зависимости от количества взаимодействующих орбиталей в атоме в результате гибридизации образуется различное число гибрид-ных орбиталей. Следовательно, и формы молекул будут различны. Рассмотрим ряд простейших примеров.

При образовании молекул галогенидов бериллия, например, BeCl 2 , в образовании химических связей со стороны центрального атома принимают участие один s- и один p-электроны, появляющиеся при возбуждении атома:

Такое возбуждение оправдано, если выделяющаяся при последую-щем образовании химической связи энергия компенсирует затраты энер-гии на возбуждение атома (перескок s-электрона на p-орбиталь).

Наличие неспаренных электронов должно было бы обеспечить две связи атома бериллия с двумя атомами хлора (имеющими неспаренные 3p-электроны), однако эти связи были бы неравноценны.

При затрате небольшой энергии вместо исходных s- и p- орбиталей атома бериллия образуются две равноценные sp-орбитали. Гибридные sp-орбитали вытянуты (рис. 4.13, а) в противоположных друг другу направлениях (валентный угол 180 О). Обе образующиеся связи энергети-чески равноценны.

Поскольку энергия, выделяющаяся при образовании связей Be – Cl, больше, чем сумма затрат энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его 2s- и 2p-орбиталей, образование молекулы BeCl 2 энергетически выгодно.

Рассмотренный случай носит название sp-гибридизации . Молекулы, образованные с участием sp-гибридных орбиталей, линейны. Простейший пример подобного рода – линейная молекула ацетилена C 2 H 2 , образованная за счет sp-гибридных орбиталей атомов углерода (остальные p-орбитали атомов углерода участия в гиб-ридизации в данном случае не принимают, а образуют p-связи).

При гибридизации одной s- и двух p- орбиталей образуются три равноценные sp 2 -гибридные орбитали. Примером может служить обра-зование молекулы трихлорида бора. При возбуждении в атоме бора появляются три неспаренных электрона:

Орбитали, на которых расположены эти электроны, усредняются по форме и энергии, образуя три sp 2 -гибридные орбитали, располагаю-щиеся под углом 120 О друг к другу (рис. 4.13, б). Этот угол является оптимальным: он обеспечивает максимальное взаимное удаление и минимальную энергию отталкивания трех гибридных орбиталей, следовательно, обеспечивает минимальную энергию системы.

Таким образом, молекулы, образованные за счет sp 2 -гибридных орбиталей, представляют собой правильный треугольник, в центре кото-рого находится центральный атом (в нашем случае - бор), а в вершинах – остальные атомы (хлора). Все три связи в молекуле равноценны.

Примеры молекул с sp 2 -гибридными орбиталями атома углерода – это органические вещества: этилен C 2 H 4 , бензол С 6 Н 6 и др. (в этих случаях три орбитали атома углерода гибридизуются, а четвертая – участвует в образовании p-связи).

Если в образовании гибридных орбиталей принимают участие четыре орбитали (например, в молекуле метана CH 4), имеет место sp 3 -гибридизация. Возбужденный атом углерода имеет 4 неспаренных электрона (один s- и три p-электрона):

Рис. 4.13. Схема расположения орбиталей при sp- (а), sp 2 - (б) и

sp 3 - гибридизации (в)

Если все четыре орбитали принимают участие в гибридизации, то четыре образовавшихся sp 3 -гибридные орбитали вследствие взаимного отталкивания ориентируются друг к другу под углом 109 О 28 / (рис. 4.9, в). При этом атом углерода занимает место в центре правильного тетраэдра, а в вершинах находятся его партнеры (в случае метана – атомы водорода).

В атоме азота на внешнем энергетическом уровне находятся пять электронов:

Современная квантовохимическая теория химической связи предполагает, что при образовании молекулы аммиака NH 3 орбитали атома азота подвергаются sp 3 -гибридизации. В этом случае говорят о гибридизации не электронов, а орбиталей, поэтому она может наблюю-даться как в случае орбиталей, содержащих по одному электрону, так и в случае орбиталей, заселенных двумя электронами, либо вовсе свободных от них. Три атома водорода аммиака занимают три вершины образующегося тетраэдра из sp 3 -гибридных орбиталей. Четвертая вершина тетраэдра занята гибридным электронным облаком, не участвующим в образовании химической связи. Поскольку не все вершины тетраэдра идентичны, валентный угол в молекуле аммиака меньше тетраэдрического и равен 107 0 , т.е. молекула представляет собой слегка искаженный тетраэдр (тригональную пирамиду см. рис. 4.10, б).

В молекуле воды валентный угол Н–О–Н также близок к тетраэдрическому (104,5 0). Объясняют это тем, что орбитали атома кислорода подвергаются sр 3 -гибридизации, причем две sр 3 -гибридные орбитали перекрываются с s-орбиталями двух атомов водорода, а две заселены неподеленными электронными парами.

Энергетические характеристики связей в галогеноводородах показывают, что даже в этом случае орбитали атомов галогенов подвержены sp 3 -гибридизации, и связь образована s-орбиталью атома водорода и sр 3 -гибридной орбиталью атома галогена. Кажется, что нет необходимости применять теорию гибридизации для двухатомных моле-кул, но связь в галогеноводородах обладает большей прочностью, чем дает расчет для связи, образованной «чистой» р-орбиталью.

Примеры влияния неподеленных электронных пар центрального атома на геометрию молекулы рассмотрены также на рис. 4.14. и в табл. 4.3.

Таким образом, соответствие теории гибридизации эксперимен-тальным исследованиям (например, данным по энергетике химических связей) подтверждает важность самой концепции гибридизации. Гибридизацией определяется химическое и кристаллохимическое строение веществ, а, следовательно, и их химические свойства.

Рис. 4.14. Влияние неподеленных электронных пар (Е) центрального атома на пространственную конфигурацию молекул:

(а) – тетраэдр; (б) – тригональная пирамида; (в) – угловая форма;

(г) – тригональная бипирамида; (д) – искаженный тетраэдр; (е) – Т-форма; (ж) – линейная форма; (з) – октаэдр; (и) – тетрагональная пирамида; (к) – квадрат

Таблица 4.3

Число электронных пар центрального атома

и пространственная конфигурация молекул ABn

Число электронных пар атома А	Расположение электронных пар	Число связывающих пар	Число неподеленных пар	Геометрическая форма и состав молекулы*	Примеры
	Линейное			Линейная АВ 2	BeH 2 , BeCl 2
	Треугольное			Плоский треугольник АВ 3 Угловая АВ 2 Е	BF 3 SnCl 2
	Тетраэдрическое			Тетраэдр АВ 4 Тригональная пирамида АВ 3 Е Угловая АВ 2 Е 2	CCl 4 , CH 4 H 3 N, NF 3 H 2 O, OF 2
	Тригонально-бипира-мидальное			Тригональная бипирамида АВ 5 Неправильный тетраэдр АВ 4 Е Т-образная АВ 3 Е 2 Линейная АВ 2 Е 3	PCl 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 , IF
	Октаэдрическое			Октаэдр АВ 6 Квадратная пирамида АВ 5 Е Плоский квадрат АВ 4 Е 2	SF 6 , SiF IF 5 , SbF XeF 4 , ICl
	Пентагонально-бипи-рамидальное			Пентагональная бипирамида АВ 7 Неправильный октаэдр АВ 6 Е	IF 7 XeF 6

*E – неподеленная электронная пара.

sp3-гибридизация

sp 3 -Гибридизация - гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s - и трех p -электронов (рис. 1).

Рис. 1. Образование sp 3 -гибридных орбиталей

Четыре sp 3 -гибридные орбитали симметрично ориентированны в пространстве под углом 109°28" (рис. 2).

Модель атома с sp 3 -гибридными орбиталями

Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp 3 -гибридными орбиталями - тетраэдр

Тетраэдрическая пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp 3 -гибридными орбиталями

гибридизация атом орбиталь углерод

Примеры соединений, для которых характерна sp 3 -гибридизация: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Также, sp 3 -гибридизация наблюдается во всех предельных углеводородах (алканы, циклоалканы) и других органческих соединениях: CH 4 , C 5 H 12 , C 6 H 14 , C 8 H 18 и др. Общая формула алканов: C n H 2n+2 . Общая формула циклоалканов: C n H 2n . В предельных углеводородах все химические связи одинарные, поэтому между гибридными орбиталями этих соединений возможно только у -перекрывание.

Образовывать химическую связь, т.е. создавать общую электронную пару с «чужим» электроном от другого атома, могут только неспаренные электроны. Неспаренные электроны при записи электронных формул находятся по одному в клетке-орбитали.

Атомная орбиталь - это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома. Электронное облако - это область пространства, в которой с высокой вероятностью может быть обнаружен электрон.

Для согласования электронного строения атома углерода и валентности этого элемента пользуются представлениями о возбуждении атома углерода. В нормальном (невозбужденном) состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р 2 -электрона. В возбужденном состоянии (при поглощении энергии) один из 2s 2 -электронов может переходить на свободную р -орбиталь. Тогда в атоме углерода появляется четыре неспаренных электрона:

Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С - 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами - 1, 2 - обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические

На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.

Форма и ориентация р-электронных орбиталей

При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:

Это - sр 3 -гибридизация.

Гибридизация - выравнивание (смешивание) атомных орбиталей (s и р ) с образованием новых атомных орбиталей, называемых гибридными орбиталями .

Четыре sp 3 -гибридные орбитали атома углерода

Гибридные орбитали имеют асимметричную форму, вытянутую в сторону присоединяемого атома. Электронные облака взаимно отталкиваются и располагаются в пространстве максимально далеко друг от друга. При этом оси четырех sр 3-гибридных орбиталей оказываются направленными к вершинам тетраэдра (правильной треугольной пирамиды).

Соответственно углы между этими орбиталями - тетраэдрические, равные 109°28".

Вершины электронных орбиталей могут перекрываться с орбиталями других атомов. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющий центры атомов, то такую ковалентную связь называют сигма () - связью . Например, в молекуле этана С 2 Н 6 химическая связь образуется между двумя атомами углерода перекрыванием двух гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из атомов углерода своими тремя sр 3 -орбиталями перекрывается с s -орбиталями трех атомов водорода, образуя три -связи.

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле этана

Всего для атома углерода возможны три валентных состояния с различным типом гибридизации. Кроме sр 3 -гибридизации существует sр 2 - и sр -гибридизация.

sр 2 -Гибридизация - смешивание одной s - и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные sр 2 -орбитали. Эти sр 2 -орбитали расположены в одной плоскости (с осями х , у ) и направлены к вершинам треугольника с углом между орбиталями 120°. Негибридизованная р -орбиталь перпендикулярна к плоскости трех гибридных sр 2 -орбиталей (ориентирована вдоль осиz ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина - под плоскостью.

Тип sр 2 -гибридизации углерода бывает у соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем только одна из связей между двумя атомами (например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие орбитали атома направлены в противоположные стороны.) Вторая связь образуется в результате перекрывания негибридных р -орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Орбитали (три sp 2 и одна р) атома углерода в sp 2 -гибридизации

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи()-связью .

Образование -связи

Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее прочная, чем -связь.

sр -Гибридизация - это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной р -орбиталей с образованием двух гибридных sр -орбиталей. sр -Орбитали расположены на одной линии (под углом 180°) и направлены в противоположные стороны от ядра атома углерода. Две р -орбитали остаются негибридизованными. Они размещены взаимно перпендикулярно направлениям -связей. На рисунке sр -орбитали показаны вдоль оси y , а негибридизованные две р -орбитали- вдоль осей х и z .

Атомные орбитали (две sp и две р) углерода в состоянии sp-гибридизации

Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей при перекрывании sp -гибридных орбиталей, и двух -связей.

Электронное строение атома углерода

Углерод, входящий в состав органических соединений проявляет постоянную валентность. На последнем энергетическом уровне атома углерода содержится 4 электрона, два из которых занимают 2s- орбиталь, имеющую сферическую форму, а два электрона занимают 2р-орбитали, имеющие гантелеподобную форму. При возбуждении один электрон из 2s-орбитали может переходить на одну из вакантных 2р-орбиталей. Этот переход требует некоторых энергетических затрат (403 кДж/моль). В результате возбужденный атом углерода имеет 4 неспаренных электрона и его электронная конфигурация выражается формулой 2s1 2p3 .

Атом углерода в возбужденном состоянии способен образовывать 4 ковалентных связи за счет 4 собственных неспаренных электронов и 4 электронов других атомов. Так, в случае углеводорода метана (СН4) атом углерода образует 4 связи с s-электронами атомов водорода. При этом должны были бы образовываться 1 связь типа s-s (между s-электроном атома углерода и s-электроном атома водорода) и 3 p-s-связи (между 3 р-электронами атома углерода и 3 s-электронами 3-х атомов водорода). Отсюда вытекает вывод о неравноценности четырех ковалентных связей, образуемых атомом углерода. Однако, практический опыт химии свидетельствует о том, что все 4 связи в молекуле метана абсолютно равноценны, а молекула метана имеет тетраэдрическое строение с валентными углами 109°, чего не могло бы быть при неравноценности связей. Ведь только орбитали р-электронов ориентированы в пространстве по взаимноперпендикулярным осям x, y, z, а орбиталь s-электрона имеет сферическую форму, поэтому направление образования связи с этим электроном было бы произвольным. Объяснить это противоречие смогла теория гибридизации. Л.Поллинг высказал предположение, что в любых молекулах не существует изолированных друг от друга связей. При образовании связей орбитали всех валентных электронов перекрываются. Известно несколько типов гибридизации электронных орбиталей. Предполагается, что в молекуле метана и других алканов в гибридизацию вступает 4 электрона.

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизация орбиталей - это изменение формы и энергии некоторых электронов при образовании ковалентной связи, приводящее к более эффективному перекрыванию орбиталей и повышению прочности связей. Гибридизация орбиталей происходит всегда, когда в образовании связей участвуют электроны, принадлежащие к различным типам орбиталей. 1. sp 3 -гибридизация (первое валентное состояние углерода). При sp3 -гибридизации 3 р- орбитали и одна s-орбиталь возбужденного атома углерода взаимодействуют таким образом, что получаются орбитали абсолютно одинаковые по энергии и симметрично расположенные в пространстве. Это преобразование можно записать так:

s + px+ py + pz = 4sp3

При гибридизации общее число орбиталей не изменяется, а изменяется только их энергия и форма. Показано, что sр3 -гибридизация орбитали напоминают объемную восьмерку, одна из лопастей которой значительно больше другой. Четыре гибридных орбитали вытянуты от центра к вершинам правильного тетраэдра под углами 109,50 . Связи образованные гибридными электронами (например связь s-sp 3) более прочные, чем связи, осуществляемые негибридизованными р-электронами (например, связь-s-p). поскольку гибридная sp3 -орбиталь обеспечивает большую площадь перекрывания электронных орбиталей, чем негибридизованная р-орбиталь. Молекулы, в которых осуществляется sp3 - гибридизация имеют тетраэдрическое строение. К ним, кроме метана, относятся гомологи метана, неорганические молекулы типа аммиака. На рисунках показана гибридизованная орбиталь и тетраэдрическая молекула метана. Химические связи, возникающие в метане между атомами углерода и водорода относятся к типу 2 у-связей (sp3 -s-связь). Вообще говоря любая сигма-связь характеризуется тем, что электронная плотность двух связанных между собой атомов, перекрывается по линии, соединяющей центры (ядра) атомов. у-Связи отвечают максимально возможной степени перекрывания атомных орбиталей, поэтому они достаточно прочны. 2. sp2 -гибридизация (второе валентное состояние углерода). Возникает в результате перекрывания одной 2s и двух 2р орбиталей. Образовавшиеся sp2 -гибридные орбитали располагаются в одной плоскости под углом 1200 друг к другу, а негибридизованная р-орбиталь перпендикулярно к ней. Общее число орбиталей не меняется - их четыре.

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

Состояние sp2 -гибридизации встречается в молекулах алкенов, в карбонильной и карбоксильной группах, т.е. у соединений, имеющих в своем составе двойную связь. Так, в молекуле этилена гибридизованные электроны атома углерода образуют 3 у-связи (две связи типа sp 2 -s между атомом углерода и атомами водорода и одна связь типа sp 2 -sp 2 между атомами углерода). Оставшийся негибридизованным р-электрон одного атома углерода образует р-связь с негибридизованным р-электроном второго атома углерода. Характерной особенностью р-связи является то, что перекрывание орбиталей электронов идет вне линии, соединяющей два атома. Перекрывание орбиталей идет выше и ниже у-связи, соединющей оба атома углерода. Таким образом двойная связь является комбинацией у- и р-связей. На первых двух рисунках показано, что в молекуле этилена валентные углы между атомами, образующими молекулу этилена, составляют 1200 (соответственно ориентации с пространстве трех sp2 - гибридных орбиталей). На третьем и четвертом рисунках показано образование р-связи. этилен (образование у-связей) этилен (образование пи-связи) Поскольку площадь перекрывания негибридизованных р-орбиталей в р-связях меньше, чем площадь перекрывания орбиталей в у-связях, то р-связь менее прочна, чем у-связь и легче разрывается в химических реакциях. 3. sp-гибридизация (третье валентное состояние углерода). В состоянии sр-гибридизации атом углерода имеет две sр-гибридные орбитали, расположенные линейно под углом 1800 друг к другу и две негибридизованные р-орбитали расположенные в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. sр- Гибридизация характерна для алкинов и нитрилов, т.е. для соединений, имеющих в своем составе тройную связь.

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

Так, в молекуле ацетилена валентные углы между атомами составляют 1800 . Гибридизованные электроны атома углерода образуют 2 у-связи (одна связь sp-s между атомом углерода и атомом водорода и другая связь типа sp-sp между атомами углерода. Два негибридизованных р-электрона одного атома углерода образуют две р-связи с негибридизованными р-электронами второго атома углерода. Перекрывание орбиталей р-электронов идет не только выше и ниже у-связи, но и спереди и сзади, а суммарное облако р-электронов имеет цилиндрическую форму. Таким образом тройная связь является комбинацией одной у-связи и двух р-связей. Наличие в молекуле ацетилена менее прочных двух р- связей, обеспечивает способность этого вещества вступать в реакции присоединения с разрывом тройной связи.

Вывод: sp3-гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех р-орбиталей образуются четыре гибридные sp3-орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109°.

sp 3 -гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех

р-орбиталей образуются четыре гибридные sp 3 -орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109,5 о. Гибридизация проявляется в полной равноценности связей атома углерода с другими атомами в соединениях, например, в CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 и др.

Рис.5 sp 3 -гибридизация

Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H 2 O кислород - sp 3 -гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов (рис. 2). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105 о, что довольно близко к теоретическому значению 109 о.

Рис.6 sp 3 -гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H 2 O и б) NCl 3 .

Если бы не происходило гибридизации (“выравнивания” связей O-H), валентный угол HOH был бы равен 90°, потому что атомы водорода были бы присоединены к двум взаимно перпендикулярным р-орбиталям. В этом случае наш мир выглядел бы, вероятно, совершенно по-другому.

Теория гибридизации объясняет геометрию молекулы аммиака. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей азота образуются четыре гибридные орбитали sp 3 . Конфигурация молекулы представляет из себя искажённый тетраэдр, в котором три гибридных орбитали участвуют в образовании химической связи, а четвёртая с парой электронов – нет. Углы между связями N-H не равны 90 о как в пирамиде, но и не равны 109,5 о, соответствующие тетраэдру.

Рис.7 sp 3 - гибридизация в молекуле аммиака

При взаимодействии аммиака с ионом водорода в результате донорно-акцепторного взаимодействия образуется ион аммония, конфигурация которого представляет собой тетраэдр.

Гибридизация объясняет также отличие угла между связями О-Н в угловой молекуле воды. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей кислорода образуются четыре гибридных орбитали sp 3 , из которых только две участвуют в образовании химической связи, что приводит к искажению угла, соответсвующего тетраэдру.

Рис.8 sp 3 -гибридизация в молекуле воды

В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и f-орбитали.

При sp 3 d 2 -гибридизации образуется 6 равноценных облаков. Она наблюдается в таких соединениях как 4- , 4- . При этом молекула имеет конфигурацию октаэдра:

Рис. 9 d 2 sp 3 -гибридизация в ионе 4-

Представления о гибридизации дают возможность понять такие особенности строения молекул, которые не могут быть объяснены другим способом.

Гибридизация атомных орбиталей (АО) приводит к смещению электронного облака в направлении образования связи с другими атомами. В результате области перекрывания гибридных орбиталей оказываются больше, чем для чистых орбиталей и прочность связи увеличивается.

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Химическая связь. Типы взаимодействия молекул

Для молекулярных систем как и для многоэлектронных атомов невозможно точное решение уравнения шр дингера приближ нные решения достигаются.. существует два способа объяснения характера ковалентной связи метод валентных.. метод валентных связей основные положения мвс ковалентная связь..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Химическая связь. Типы взаимодействия молекул
Химическая связь – это совокупность сил между атомами, образующая устойчивые системы: молекулы, ионы, радикалы. Ни одно из известных взаимодействий – электрическое, магнитное или гравитаци

Причина образования химической связи – понижение полной энергии системы
Рис.1 Зависимость потенциальной энергии Е системы из двух атомов водорода от межъя

Основные положения МВС
1)Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. 2)Ковалентная связь тем прочнее, че

Механизмы образования химической связи
В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Обменный механизм. К обменному механизму образования химической

Донорно-акцепторный механизм
Донорно-акцепторный механизм – образование ковалентной связи за счёт двухэлектронного облака одного атома(донор) и свободной орбитали другого(акцептор). Примерами образования химической св

Валентность
Валентность- свойство атома данного элемента присоединять или замещать определённое число атомов другого элемента. Мерой валентности является число ковалентных связей, которые образует атом. При эт

Sp- гибридизация
sp–гибридизация имеет место, например, при образовании галогенидов Be, Zn, Co и Hg (II). В валентном состоянии все галогениды металлов содержат на соответствующем энергетическом уровне s и p-неспар

Метод молекулярных орбиталей
Метод ВС широко используется химиками. В рамках этого метода большая и сложная молекула рассматривается как состоящая из отдельных двухцентровых и двухэлектронных связей. Принимается, что электроны

Полярность связи
Между разными атомами чистая ковалентная связь может проявляться, если электроотрицательность (ЭО) атомов одинакова. Такие молекулы электросимметричны, т.е. «центры тяжести» положительных зарядов я

Водородная связь
Водородная связь является особым видом химической связи. Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами, такими как F, О, N, имеют аномально высокие температуры кипени

Энергия связи
Важное значение имеет энергетическая характеристика химической связи. При образовании химической связи общая энергия системы (молекулы) меньше энергии составных частей (атомов), т.е. Е(AB)<Е(А)+

Прочность увеличивается с уменьшением длины связи
Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с

Sp2-гибридизация

В результате гибридизации одной s-орбитали и двух p-орбиталей образуются три гибридные sp 2 -орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 о друг к другу. Такова, например, конфигурация молекулы BF 3:

Рис.4 sp 2 -гибридизация

sp 3 -гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех

Рис.5 sp 3 -гибридизация

Рис.6 sp 3 -гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H 2 O и б) NCl 3 .

Рис.7 sp 3 - гибридизация в молекуле аммиака

Рис.8 sp 3 -гибридизация в молекуле воды

В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и f-орбитали.

Рис. 9 d 2 sp 3 -гибридизация в ионе 4-

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.

Предыдущая статья: Углерод — характеристика элемента и химические свойства Следующая статья: Чему равна скорость света