Hibrid Sp3. Hibridizimi i orbitaleve të elektroneve dhe gjeometria molekulare

b – këndi i rrotullimit ndërmjet planeve që kalojnë nëpër treshe të atomeve 1, 2, 3 dhe 2, 3, 4.

Forma lineare është karakteristike për molekulat diatomike. Për të parashikuar strukturën hapësinore të një molekule poliatomike, duhet të dihet jo vetëm gjatësia e lidhjes, por edhe vlerat e lidhjes dhe këndeve të rrotullimit.

Nëse molekula përbëhet nga tre ose më shumë atome, d.m.th. Ai përmban dy ose më shumë lidhje kimike, pastaj formohen kënde midis drejtimeve të tyre (deri në 180 0) të cilat quhen këndet e lidhjes(a).

Këndi i rrotullimit (b)– këndi dihedral ndërmjet dy rrafsheve që kalojnë nëpër çdo treshe të zgjedhur atomesh.

Shembuj të gjeometrisë molekulare janë paraqitur në Fig. 4.11.

Le të shqyrtojmë efektin e hibridizimit në formën gjeometrike të molekulave.

Nëse marrim parasysh se orbitalet p drejtohen njëra me tjetrën në një kënd prej 90 0, do të ishte e nevojshme të propozohej që lidhjet në molekula, për shembull, H 2 O, NH 3, gjithashtu duhet të drejtohen në secilën prej tyre. të tjera në kënde të drejta. Megjithatë, nuk është. Për më tepër, pabarazia e pritshme e lidhjeve të formuara për shkak të orbitaleve të formave të ndryshme shpesh nuk justifikohet eksperimentalisht. Është vërtetuar eksperimentalisht se nëse një atom formon disa lidhje të të njëjtit lloj për shkak të elektroneve të nënniveleve të ndryshme të energjisë, atëherë këto lidhje rezultojnë të jenë energjetike ekuivalente.

Oriz. 4.11. Gjeometria molekulare:

(a) – lineare; (b) - trekëndësh; (c) – tetraedral;

(d) – trigonal-bipiramidal; (e) - oktaedral;

(e) – pentagonal-bipiramidal

Teoria mekanike kuantike e strukturës atomike nuk mund ta shpjegojë këtë fakt, dhe u ngrit një hipotezë për ta sjellë teorinë në përputhje me eksperimentin. hibridizimi orbital .

Sipas kësaj hipoteze, orbitalet e ndryshme të një atomi të përfshirë në formimin e lidhjeve s janë të rreshtuara në formë dhe energji.. Nga disa orbitale të ndryshme, formohet i njëjti numër orbitalesh hibride, që kanë të njëjtën formë dhe të njëjtën energji. Orbitalet hibride shpërndahen në mënyrë të barabartë në hapësirën rreth bërthamës.

Orbitalet e formave të ndryshme mund të marrin pjesë në hibridizim. Le të shqyrtojmë vetëm hibridizimin e orbitaleve s- dhe p-atomike. Orbitalja që shfaqet kur orbitalet s dhe p janë "të rreshtuara" është një "figurë tetë" me krahë të pabarabartë (Fig. 4.12). Ai shtrihet më shumë në një drejtim nga thelbi sesa në tjetrin. Meqenëse shkalla e mbivendosjes së orbitaleve të valencës është më e lartë në këtë rast, lidhja kimike e formuar nga orbitalja hibride duhet të jetë më e fortë se ajo e formuar nga orbitalet e zakonshme s dhe p.

Oriz. 4.12. Forma orbitale hibride Sp

Në varësi të numrit të orbitaleve ndërvepruese në një atom, një numër i ndryshëm orbitalesh hibride formohen si rezultat i hibridizimit. Rrjedhimisht, format e molekulave do të jenë të ndryshme. Le të shohim një numër shembujsh të thjeshtë.

Gjatë formimit të molekulave të halidit të beriliumit, për shembull, BeCl 2, një s- dhe një p-elektrone, të cilat shfaqen kur atomi është i ngacmuar, marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike nga atomi qendror:

Një ngacmim i tillë justifikohet nëse energjia e lëshuar gjatë formimit të mëvonshëm të një lidhjeje kimike kompenson energjinë e shpenzuar për ngacmimin e atomit (kërcimi i elektronit s në orbitalin p).

Prania e elektroneve të paçiftëzuara do të siguronte dy lidhje midis atomit të beriliumit dhe dy atomeve të klorit (që kanë elektrone të paçiftuara 3p), por këto lidhje nuk do të ishin të barabarta.

Me shpenzimin e pak energjive, në vend të orbitaleve origjinale s dhe p të atomit të beriliumit, formohen dy sp-orbitale ekuivalente. Orbitalet hibride sp janë të zgjatura (Fig. 4.13, a) në drejtime të kundërta me njëra-tjetrën (këndi i lidhjes 180 O). Të dy lidhjet e formuara janë energjikisht ekuivalente.

Meqenëse energjia e çliruar gjatë formimit të lidhjeve Be-Cl është më e madhe se shuma e energjisë së shpenzuar për ngacmimin e një atomi të beriliumit dhe hibridizimin e orbitaleve të tij 2s dhe 2p, formimi i një molekule BeCl 2 është energjikisht i favorshëm.

Çështja në shqyrtim quhet hibridizimi sp . Molekulat e formuara me pjesëmarrjen e orbitaleve sp-hibride janë lineare. Shembulli më i thjeshtë i këtij lloji është një molekulë lineare e acetilenit C 2 H 2 e formuar për shkak të orbitaleve sp-hibride të atomeve të karbonit (orbitalet e mbetura p të atomeve të karbonit nuk marrin pjesë në hibridizim në këtë rast, por formojnë lidhje p).

Kur një orbitale s dhe dy p hibridizohen, formohen tre orbitale hibride sp 2 ekuivalente. Një shembull është formimi i një molekule të triklorurit të borit. Kur ngacmohen, tre elektrone të paçiftëzuara shfaqen në një atom bori:

Orbitalet në të cilat ndodhen këto elektrone janë mesatarisht në formë dhe energji, duke formuar tre orbitale hibride sp 2 të vendosura në një kënd prej 120 O me njëra-tjetrën (Fig. 4.13, b). Ky kënd është optimal: siguron ndarje maksimale reciproke dhe energji minimale refuzuese të tre orbitaleve hibride, duke siguruar kështu energjinë minimale të sistemit.

Kështu, molekulat e formuara nga orbitalet hibride sp 2 përfaqësojnë një trekëndësh të rregullt, në qendër të të cilit është një atom qendror (në rastin tonë, bor), dhe në kulmet janë atomet e mbetura (klori). Të tre lidhjet në molekulë janë ekuivalente.

Shembuj të molekulave me orbitale sp 2-hibride të atomit të karbonit janë substancat organike: etilen C 2 H 4, benzen C 6 H 6, etj. në formimin e një lidhjeje p).

Nëse katër orbitale marrin pjesë në formimin e orbitaleve hibride (për shembull, në molekulën e metanit CH 4), ndodh hibridizimi sp 3. Një atom karboni i ngacmuar ka 4 elektrone të paçiftëzuara (një s dhe tre elektrone p):

Oriz. 4.13. Diagrami i renditjes së orbitaleve për sp- (a), sp 2 - (b) dhe

sp 3 - hibridizimi (c)

Nëse të katër orbitalet marrin pjesë në hibridizim, atëherë të katër orbitalet e formuara sp 3 -hibride, për shkak të zmbrapsjes së ndërsjellë, orientohen me njëra-tjetrën në një kënd prej 109 O 28 / (Fig. 4.9, c). Në këtë rast, atomi i karbonit zë një vend në qendër të një tetraedri të rregullt, dhe partnerët e tij janë të vendosur në kulmet (në rastin e metanit, atomeve të hidrogjenit).

Atomi i azotit ka pesë elektrone në nivelin e tij të jashtëm të energjisë:

Teoria moderne kimike kuantike e lidhjes kimike sugjeron që gjatë formimit të molekulës së amoniakut NH 3, orbitalet e atomit të azotit i nënshtrohen hibridizimit sp 3. Në këtë rast, ata flasin për hibridizimin jo të elektroneve, por të orbitaleve, kështu që mund të vërehet si në rastin e orbitaleve që përmbajnë nga një elektron secila, ashtu edhe në rastin e orbitaleve të zëna nga dy elektrone, ose plotësisht të lira prej tyre. Tre atomet e hidrogjenit të amoniakut zënë tre kulmet e tetraedrit që rezulton të orbitaleve hibride sp 3. Kulmi i katërt i tetrahedronit është i zënë nga një re hibride elektronike që nuk është e përfshirë në formimin e një lidhjeje kimike. Meqenëse jo të gjitha kulmet e tetraedrit janë identike, këndi i lidhjes në molekulën e amoniakut është më i vogël se ai tetraedral dhe është i barabartë me 107 0, d.m.th. molekula është një tetraedron pak i shtrembëruar (piramida trigonale, shih Fig. 4.10, b).

Në një molekulë uji, këndi i lidhjes H–O–H është gjithashtu afër tetraedralit (104,5 0). Kjo shpjegohet me faktin se orbitalet e atomit të oksigjenit i nënshtrohen hibridizimit sp 3, dhe dy orbitale hibride sp 3 mbivendosen me orbitalet s të dy atomeve të hidrogjenit, dhe dy janë të zëna nga çifte të vetme elektronesh.

Karakteristikat energjetike të lidhjeve në halogjenet e hidrogjenit tregojnë se edhe në këtë rast, orbitalet e atomeve të halogjenit i nënshtrohen hibridizimit sp 3, dhe lidhja formohet nga orbitalja s e atomit të hidrogjenit dhe orbitalja hibride sp 3 e halogjenit. atom. Duket se nuk ka nevojë të zbatohet teoria e hibridizimit në molekulat diatomike, por lidhja në halogjenët e hidrogjenit është më e fortë se sa jep llogaritja për lidhjen e formuar nga një orbitale p "e pastër".

Në Fig. 4.14. dhe në tabelë. 4.3.

Kështu, korrespondenca e teorisë së hibridizimit me studimet eksperimentale (për shembull, të dhënat për energjinë e lidhjeve kimike) konfirmon rëndësinë e vetë konceptit të hibridizimit. Hibridizimi përcakton strukturën kimike dhe kristalore të substancave dhe, rrjedhimisht, vetitë e tyre kimike.

Oriz. 4.14. Ndikimi i çifteve të vetme elektronike (E) të atomit qendror në konfigurimin hapësinor të molekulave:

(a) – katërkëndësh; (b) - piramida trigonale; (c) – formë këndore;

(d) – bipiramida trigonale; (e) - katërkëndësh i shtrembëruar; (e) – formë T-je; (g) – forma lineare; (h) – tetëkëndësh; (i) – piramida tetragonale; (k) – katror

Tabela 4.3

Numri i çifteve elektronike të atomit qendror

dhe konfigurimi hapësinor i molekulave ABn

Numri i çifteve elektronike të atomit A	Rregullimi i çifteve elektronike	Numri i çifteve lidhëse	Numri i çifteve të vetmuara	Forma gjeometrike dhe përbërja e molekulës*	Shembuj
	Linear			Linear AB 2	BeH2, BeCl2
	Trekëndësh			Trekëndëshi i sheshtë AB 3 Trekëndëshi këndor AB 2 E	BF 3 SnCl 2
	Tetrahedral			Tetrahedron AB 4 Piramida trigonale AB 3 E Këndore AB 2 E 2	CCl 4, CH 4 H 3 N, NF 3 H 2 O, OF 2
	Trigonal-bipyra-midal			Bipiramida trigonale AB 5 Tetraedron i parregullt AB 4 E në formë T AB 3 E 2 Linear AB 2 E 3	PCl 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 , IF
	Oktaedral			Tetëkëndëshi AB 6 Piramida katrore AB 5 E Katrori i sheshtë AB 4 E 2	SF 6, SiF IF 5, SbF XeF 4, ICl
	Pentagonal-bipi-ramidal			Bipiramida pesëkëndore AB 7 Tetëkëndësh i parregullt AB 6 E	IF 7 XeF 6

*E – çift elektronik i vetëm.

hibridizimi sp3

sp 3 -Hibridizimi - hibridizimi, në të cilin orbitalet atomike të një s- dhe tre fq-elektrone (Fig. 1).

Oriz. 1. Arsimi sp 3-orbitale hibride

Katër sp Orbitalet 3 hibride janë të orientuara në mënyrë simetrike në hapësirë në një kënd prej 109°28" (Fig. 2).

Modeli i atomit c sp 3-orbitale hibride

Konfigurimi hapësinor i një molekule, atomi qendror i së cilës është formuar sp Orbitalet 3 hibride - tetraedron

Konfigurimi hapësinor tetraedral i një molekule, atomi qendror i së cilës është formuar sp 3-orbitale hibride

karboni orbital i atomit të hibridizimit

Shembuj të komponimeve që karakterizohen nga sp 3-hibridizimi: NH 3, POCl 3, SO 2 F 2, SOBr 2, NH 4+, H 3 O +. Gjithashtu, sp 3-hibridizimi vërehet në të gjitha hidrokarburet e ngopura (alkanet, cikloalkanet) dhe komponimet e tjera organike: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 etj. Formula e përgjithshme e alkaneve është: C n H 2n +2. Formula e përgjithshme e cikloalkaneve është C n H 2n. Në hidrokarburet e ngopura, të gjitha lidhjet kimike janë të vetme, kështu që vetëm midis orbitaleve hibride të këtyre përbërjeve në- mbivendosje.

Formoni një lidhje kimike, d.m.th. Vetëm elektronet e paçiftuara mund të krijojnë një çift elektronik të përbashkët me një elektron "të huaj" nga një atom tjetër. Kur shkruani formula elektronike, elektronet e paçiftuara ndodhen një nga një në një qelizë orbitale.

Orbitale atomikeështë një funksion që përshkruan densitetin e resë elektronike në çdo pikë të hapësirës rreth bërthamës atomike. Një re elektronike është një rajon i hapësirës në të cilin një elektron mund të zbulohet me një probabilitet të lartë.

Për të harmonizuar strukturën elektronike të atomit të karbonit dhe valencën e këtij elementi, përdoren koncepte rreth ngacmimit të atomit të karbonit. Në gjendjen normale (të pangacmuar), atomi i karbonit ka dy 2 të paçiftuara R 2 elektrone. Në një gjendje të ngacmuar (kur energjia absorbohet) një nga 2 s 2 elektrone mund të shkojnë falas R-orbitale. Pastaj katër elektrone të paçiftuara shfaqen në atomin e karbonit:

Le të kujtojmë se në formulën elektronike të një atomi (për shembull, për karbonin 6 C - 1 s 2 2s 2 2fq 2) numrat e mëdhenj përpara shkronjave - 1, 2 - tregojnë numrin e nivelit të energjisë. Letrat s Dhe R tregojnë formën e resë elektronike (orbitale), dhe numrat në të djathtë mbi shkronjat tregojnë numrin e elektroneve në një orbital të caktuar. Të gjitha s- orbitalet sferike

Në nivelin e dytë të energjisë përveç 2 s-Ka tre orbitale 2 R-orbitalet. Këto 2 R-orbitalet kanë një formë elipsoidale, të ngjashme me shtangë dore dhe janë të orientuara në hapësirë në një kënd prej 90° me njëra-tjetrën. 2 R-Orbitalet shënojnë 2 R X , 2R y dhe 2 R z në përputhje me boshtet përgjatë të cilave ndodhen këto orbitale.

Forma dhe orientimi i orbitaleve p-elektronike

Kur krijohen lidhje kimike, orbitalet e elektroneve marrin të njëjtën formë. Kështu, në hidrokarburet e ngopura një s-orbitale dhe tre R-orbitalet e atomit të karbonit për të formuar katër identike (hibride) sp 3-orbitalet:

kjo - sp 3 -hibridizimi.

Hibridizimi- rreshtimi (përzierja) e orbitaleve atomike ( s Dhe R) me formimin e orbitaleve të reja atomike të quajtura orbitalet hibride.

Katër sp 3 -orbitalet hibride të atomit të karbonit

Orbitalet hibride kanë një formë asimetrike, të zgjatur drejt atomit të bashkangjitur. Retë elektronike sprapsin njëra-tjetrën dhe ndodhen në hapësirë sa më larg njëra-tjetrës. Në këtë rast, akset e katër sp 3-orbitalet hibride rezultojnë të jenë të drejtuara drejt kulmeve të tetraedrit (piramida e rregullt trekëndore).

Prandaj, këndet ndërmjet këtyre orbitaleve janë tetraedrale, të barabarta me 109°28".

Kulmet e orbitaleve të elektroneve mund të mbivendosen me orbitalet e atomeve të tjera. Nëse retë elektronike mbivendosen përgjatë një linje që lidh qendrat e atomeve, atëherë një lidhje e tillë kovalente quhet sigma() - komunikim. Për shembull, në molekulën e etanit C 2 H 6, një lidhje kimike formohet midis dy atomeve të karbonit duke mbivendosur dy orbitale hibride. Kjo është një lidhje. Përveç kësaj, secili nga atomet e karbonit me tre të tij sp 3-orbitalet mbivendosen me s-orbitalet e tre atomeve të hidrogjenit, duke formuar tre lidhje.

Diagrami i mbivendosjes së reve elektronike në një molekulë etani

Në total, tre gjendje valence me lloje të ndryshme hibridizimi janë të mundshme për një atom karboni. Përveç sp 3-hibridizimi ekziston sp 2 - dhe sp-hibridizimi.

sp 2 -Hibridizimi- përzierja e një s- dhe dy R-orbitalet. Si rezultat, formohen tre hibride sp 2 -orbitalet. Këto sp 2-orbitalet janë të vendosura në të njëjtin rrafsh (me boshte X, në) dhe drejtohen në kulmet e trekëndëshit me kënd ndërmjet orbitaleve 120°. I pahibridizuar R-orbitalja është pingul me rrafshin e tre hibridit sp 2-orbitale (të orientuara përgjatë boshtit z). Gjysma e sipërme R-orbitalet janë mbi rrafsh, gjysma e poshtme është nën rrafsh.

Lloji sp Hibridizimi i 2-karbonit ndodh në përbërjet me lidhje dyfishe: C=C, C=O, C=N. Për më tepër, vetëm një nga lidhjet midis dy atomeve (për shembull, C=C) mund të jetë një lidhje -. (Orbitalet e tjera lidhëse të atomit janë të drejtuara në drejtime të kundërta.) Lidhja e dytë formohet si rezultat i mbivendosjes johibride R-orbitalet në të dy anët e vijës që lidh bërthamat atomike.

Orbitalet (tre sp 2 dhe një p) atom karboni në sp 2 -hibridizimi

Lidhja kovalente e formuar nga mbivendosja anësore R-orbitalet e atomeve fqinje të karbonit quhet pi()-lidhje.

Edukimi - lidhjet

Për shkak të mbivendosjes më të vogël orbitale, lidhja -është më pak e fortë se -lidhja.

sp-Hibridizimi- kjo është përzierje (radhitje në formë dhe energji) e njërit s- dhe një R-orbitalet për të formuar dy hibride sp-orbitalet. sp-Orbitalet janë të vendosura në të njëjtën vijë (në një kënd prej 180°) dhe të drejtuara në drejtime të kundërta nga bërthama e atomit të karbonit. Dy R-orbitalet mbeten të pahibridizuara. Ato vendosen reciprokisht pingul me drejtimet e lidhjeve. Në imazh sp-orbitalet tregohen përgjatë boshtit y, dhe dy të pahibridizuara R-orbitalet- përgjatë boshteve X Dhe z.

Orbitalet atomike (dy sp dhe dy p) të karbonit në gjendjen e hibridizimit sp

Një lidhje e trefishtë karbon-karbon CC përbëhet nga një lidhje e formuar nga mbivendosja sp-orbitalet hibride, dhe dy -lidhjet.

Struktura elektronike e atomit të karbonit

Karboni, i cili është pjesë e përbërjeve organike, shfaq një valencë konstante. Niveli i fundit energjetik i atomit të karbonit përmban 4 elektrone, dy prej të cilave zënë orbitalën 2s, e cila ka një formë sferike, dhe dy elektrone zënë orbitalën 2p, e cila ka një formë trap. Kur ngacmohet, një elektron nga orbitalja 2s mund të lëvizë në një nga orbitalet vakante 2p. Ky tranzicion kërkon disa shpenzime energjie (403 kJ/mol). Si rezultat, atomi i karbonit i ngacmuar ka 4 elektrone të paçiftëzuara dhe konfigurimi i tij elektronik shprehet me formulën 2s1 2p3.

Një atom karboni në gjendje të ngacmuar është i aftë të formojë 4 lidhje kovalente për shkak të 4 elektroneve të tij të paçiftuara dhe 4 elektroneve të atomeve të tjera. Kështu, në rastin e hidrokarburit të metanit (CH4), atomi i karbonit formon 4 lidhje me s-elektronet e atomeve të hidrogjenit. Në këtë rast, lidhja e tipit 1 s (midis s-elektronit të atomit të karbonit dhe s-elektronit të atomit të hidrogjenit) dhe 3 lidhjeve p-s (midis 3 p-elektroneve të atomit të karbonit dhe 3 elektroneve s të 3 hidrogjenit. atomet) duhet të formohen. Kjo çon në përfundimin se katër lidhjet kovalente të formuara nga një atom karboni janë të pabarabarta. Megjithatë, përvoja praktike në kimi tregon se të 4 lidhjet në një molekulë metani janë absolutisht ekuivalente, dhe molekula e metanit ka një strukturë tetraedrale me kënde lidhjesh prej 109°, gjë që nuk mund të ndodhte nëse lidhjet ishin të pabarabarta. Në fund të fundit, vetëm orbitalet e p-elektroneve janë të orientuara në hapësirë përgjatë boshteve reciprokisht pingul x, y, z, dhe orbitalja e elektroneve s ka një formë sferike, kështu që drejtimi i formimit të një lidhjeje me këtë elektron do të të jetë arbitrar. Teoria e hibridizimit ishte në gjendje të shpjegonte këtë kontradiktë. L. Sondazhi sugjeroi se në asnjë molekulë nuk ka lidhje të izoluara nga njëra-tjetra. Kur formohen lidhjet, orbitalet e të gjitha elektroneve të valencës mbivendosen. Janë të njohura disa lloje të hibridizimit të orbitaleve të elektroneve. Supozohet se në molekulën e metanit dhe alkaneve të tjera hyjnë 4 elektrone në hibridizim.

Hibridizimi i orbitaleve të atomit të karbonit

Hibridizimi orbital është një ndryshim në formën dhe energjinë e disa elektroneve kur formohet një lidhje kovalente, duke rezultuar në mbivendosje më efikase të orbitës dhe rritje të forcës së lidhjes. Hibridizimi i orbitaleve ndodh sa herë që elektronet që i përkasin llojeve të ndryshme të orbitaleve marrin pjesë në formimin e lidhjeve. 1. sp 3 -hibridizimi (gjendja e parë valente e karbonit). Gjatë hibridizimit sp3, 3 orbitale p dhe një s orbitale e një atomi karboni të ngacmuar ndërveprojnë në atë mënyrë që orbitalet që rezultojnë të jenë absolutisht identike në energji dhe të vendosura në mënyrë simetrike në hapësirë. Ky transformim mund të shkruhet kështu:

s + px+ py + pz = 4sp3

Gjatë hibridizimit, numri i përgjithshëm i orbitaleve nuk ndryshon, por ndryshon vetëm energjia dhe forma e tyre. Tregohet se orbitalet e hibridizimit sp3 i ngjajnë një figure tetë tredimensionale, njëra nga tehet e së cilës është dukshëm më e madhe se tjetra. Katër orbitalet hibride shtrihen nga qendra në kulmet e një tetraedri të rregullt në kënde 109,50. Lidhjet e formuara nga elektronet hibride (për shembull, një lidhje s-sp 3) janë më të forta se lidhjet e formuara nga elektronet p të pahibridizuara (për shembull, një lidhje s-p). sepse orbitalja hibride sp3 siguron një sipërfaqe më të madhe të mbivendosjes së orbitaleve të elektroneve sesa orbitalja p e pahibridizuar. Molekulat në të cilat ndodh hibridizimi sp3 kanë një strukturë tetraedrale. Këto, përveç metanit, përfshijnë homologët e metanit, molekula inorganike si amoniaku. Shifrat tregojnë një orbitale të hibridizuar dhe një molekulë metani tetraedral. Lidhjet kimike që lindin në metan midis atomeve të karbonit dhe hidrogjenit i përkasin lidhjeve y të tipit 2 (sp3 -s-lidhja). Në përgjithësi, çdo lidhje sigma karakterizohet nga fakti se dendësia e elektroneve të dy atomeve të ndërlidhura mbivendoset përgjatë vijës që lidh qendrat (bërthamat) e atomeve. y-Lidhjet korrespondojnë me shkallën maksimale të mundshme të mbivendosjes së orbitaleve atomike, kështu që ato janë mjaft të forta. 2. hibridizimi sp2 (gjendja e dytë valente e karbonit). Ajo lind si rezultat i mbivendosjes së një orbitale 2s dhe dy 2p. Orbitalet hibride sp2 që rezultojnë janë të vendosura në të njëjtin rrafsh në një kënd prej 1200 me njëra-tjetrën, dhe orbitalja p jo e hibridizuar është pingul me të. Numri i përgjithshëm i orbitaleve nuk ndryshon - ka katër prej tyre.

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

Gjendja e hibridizimit sp2 ndodh në molekulat e alkenit, në grupet karbonil dhe karboksil, d.m.th. në komponimet që përmbajnë një lidhje të dyfishtë. Kështu, në molekulën e etilenit, elektronet e hibridizuara të atomit të karbonit formojnë 3 lidhje y (dy lidhje të tipit sp 2 -s midis atomit të karbonit dhe atomeve të hidrogjenit dhe një lidhje të tipit sp 2 -sp 2 midis atomeve të karbonit). P-elektroni i mbetur i pahibridizuar i një atomi karboni formon një lidhje p me elektronin p të pahibridizuar të atomit të dytë të karbonit. Një tipar karakteristik i lidhjes p është se mbivendosja e orbitaleve të elektroneve ndodh jashtë vijës që lidh dy atomet. Mbivendosja e orbitaleve ndodh sipër dhe poshtë lidhjes y që lidh të dy atomet e karbonit. Kështu, një lidhje e dyfishtë është një kombinim i lidhjeve y dhe p. Dy figurat e para tregojnë se në molekulën e etilenit këndet e lidhjes ndërmjet atomeve që formojnë molekulën e etilenit janë 1200 (që korrespondon me orientimin hapësinor të tre orbitaleve hibride sp2). Figura e tretë dhe e katërt tregojnë formimin e një lidhjeje p. etilen (formimi i lidhjeve y) etilen (formimi i lidhjes pi) Meqenëse zona e mbivendosjes së orbitaleve p të pahibridizuara në lidhjet p është më e vogël se sipërfaqja e mbivendosjes së orbitaleve në lidhjet y, lidhja p është më pak e fortë se lidhja y dhe është më e lehtë për t'u thyer në reaksione kimike. 3. sp-hibridizimi (gjendja e tretë valente e karbonit). Në gjendjen e hibridizimit sp, atomi i karbonit ka dy orbitale sp-hibride të vendosura në mënyrë lineare në një kënd prej 1800 me njëra-tjetrën dhe dy orbitale p jo të hibridizuara të vendosura në dy rrafshe pingul reciprokisht. sp- Hibridizimi është tipik për alkinet dhe nitrilet, d.m.th. për komponimet që përmbajnë një lidhje të trefishtë.

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

Kështu, në një molekulë acetilen, këndet e lidhjes midis atomeve janë 1800. Elektronet e hibridizuara të një atomi karboni formojnë 2 lidhje y (një lidhje sp-s midis një atomi karboni dhe një atomi hidrogjeni dhe një lidhje tjetër sp-sp midis atomeve të karbonit. Dy p-elektrone të pahibridizuara të një atomi karboni formojnë dy lidhje p me p-elektrone të pahibridizuara atomi i dytë i karbonit Mbivendosja e orbitaleve p-elektronike ndodh jo vetëm sipër dhe poshtë lidhjes y, por edhe përpara dhe prapa, dhe reja e përgjithshme e p-elektroneve ka një formë cilindrike , lidhja e trefishtë është një kombinim i një lidhjeje y dhe dy lidhjeve p Prania e dy lidhjeve p më pak të forta në molekulën e acetilenit siguron aftësinë e kësaj substance për të hyrë në reaksione shtesë me ndarjen e lidhjes së trefishtë.

Përfundim: hibridizimi sp3 është karakteristik për komponimet e karbonit. Si rezultat i hibridizimit të një orbitale s dhe tre orbitaleve p, formohen katër orbitale hibride sp3, të drejtuara drejt kulmeve të tetraedrit me një kënd midis orbitaleve 109°.

Hibridizimi sp 3 është karakteristik për përbërjet e karbonit. Si rezultat i hibridizimit të një s orbitale dhe tre

p-orbitalet, formohen katër orbitale hibride sp 3, të drejtuara drejt kulmeve të tetraedrit me kënd ndërmjet orbitaleve 109,5 o. Hibridizimi manifestohet në ekuivalencën e plotë të lidhjeve të atomit të karbonit me atome të tjera në komponime, për shembull, në CH 4, CCl 4, C(CH 3) 4, etj.

Fig.5 hibridizimi sp 3

Nëse të gjitha orbitalet hibride janë të lidhura me të njëjtat atome, atëherë lidhjet nuk janë të ndryshme nga njëra-tjetra. Në raste të tjera, ndodhin devijime të lehta nga këndet standarde të lidhjes. Për shembull, në molekulën e ujit H 2 O, oksigjeni - sp 3 -hibrid, ndodhet në qendër të një tetraedri të parregullt, në majat e të cilit "duken" dy atome hidrogjeni dhe dy çifte të vetme elektronesh (Fig. 2) . Forma e molekulës është këndore kur shikohet nga qendrat e atomeve. Këndi i lidhjes HOH është 105°, që është mjaft afër vlerës teorike prej 109°.

Fig.6 sp 3 - hibridizimi i atomeve të oksigjenit dhe azotit në molekulat a) H 2 O dhe b) NCl 3.

Nëse nuk do të kishte hibridizim ("radhitje" e lidhjeve O-H), këndi i lidhjes HOH do të ishte 90° sepse atomet e hidrogjenit do të ngjiteshin në dy orbitale p pingule reciproke. Në këtë rast, bota jonë ndoshta do të dukej krejtësisht ndryshe.

Teoria e hibridizimit shpjegon gjeometrinë e molekulës së amoniakut. Si rezultat i hibridizimit të orbitaleve 2s dhe tre 2p të azotit, formohen katër orbitale hibride sp 3. Konfigurimi i molekulës është një tetraedron i shtrembëruar, në të cilin tre orbitale hibride marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike, por e katërta me një palë elektrone jo. Këndet ndërmjet lidhjeve N-H nuk janë të barabarta me 90° si në një piramidë, por ato nuk janë të barabarta me 109,5°, që i korrespondojnë një katërkëndëshi.

Fig.7 sp 3 - hibridizimi në një molekulë amoniaku

Kur amoniaku ndërvepron me një jon hidrogjeni, si rezultat i ndërveprimit dhurues-pranues, formohet një jon amoniumi, konfigurimi i të cilit është një tetraedron.

Hibridizimi shpjegon gjithashtu ndryshimin në këndin midis lidhjeve O-H në molekulën e ujit në qoshe. Si rezultat i hibridizimit të orbitaleve 2s dhe tre 2p të oksigjenit, formohen katër orbitale hibride sp 3, nga të cilat vetëm dy përfshihen në formimin e një lidhjeje kimike, e cila çon në një shtrembërim të këndit që korrespondon me tetraedrin. .

Fig.8 Hibridizimi sp 3 në një molekulë uji

Hibridizimi mund të përfshijë jo vetëm orbitalet s dhe p, por edhe orbitalet d dhe f.

Me hibridizimin sp 3 d 2, formohen 6 re ekuivalente. Është vërejtur në komponime të tilla si 4-, 4-. Në këtë rast, molekula ka konfigurimin e një oktaedri:

Oriz. 9 d 2 sp 3 - hibridizimi në jon 4 -

Idetë për hibridizimin bëjnë të mundur të kuptohen tipare të tilla strukturore të molekulave që nuk mund të shpjegohen në asnjë mënyrë tjetër.

Hibridizimi i orbitaleve atomike (AO) çon në një zhvendosje të resë elektronike në drejtim të formimit të lidhjeve me atome të tjera. Si rezultat, zonat e mbivendosjes së orbitaleve hibride rezultojnë të jenë më të mëdha se sa për orbitalet e pastra dhe forca e lidhjes rritet.

Fundi i punës -

Kjo temë i përket seksionit:

Lidhja kimike. Llojet e ndërveprimeve molekulare

Për sistemet molekulare, si dhe për atomet multielektronike, është e pamundur të arrihet një zgjidhje e përafërt e ekuacionit të Schrdinger.. ekzistojnë dy mënyra për të shpjeguar natyrën e lidhjes kovalente obligacionet kryesore të lidhjes kovalente MBC..

Nëse keni nevojë për materiale shtesë për këtë temë, ose nuk keni gjetur atë që po kërkoni, ju rekomandojmë të përdorni kërkimin në bazën e të dhënave tona të veprave:

Çfarë do të bëjmë me materialin e marrë:

Nëse ky material ishte i dobishëm për ju, mund ta ruani në faqen tuaj në rrjetet sociale:

Të gjitha temat në këtë seksion:

Lidhja kimike. Llojet e ndërveprimeve molekulare
Një lidhje kimike është një grup forcash midis atomeve që formojnë sisteme të qëndrueshme: molekula, jone, radikale. Asnjë nga ndërveprimet e njohura - elektrike, magnetike apo gravitacionale

Arsyeja për formimin e një lidhjeje kimike është një rënie në energjinë totale të sistemit
Fig. 1 Varësia e energjisë potenciale E të një sistemi me dy atome hidrogjeni nga internukleari

Dispozitat themelore të MBC
1) Një lidhje kimike kovalente formohet nga dy elektrone me rrotullime të drejtuara në të kundërt, dhe ky çift elektronik i përket dy atomeve. 2) Lidhja kovalente është më e fortë sa më shumë

Mekanizmat e formimit të lidhjeve kimike
Metoda e lidhjes së valencës bën dallimin midis mekanizmave shkëmbyes dhe dhurues-pranues për formimin e një lidhjeje kimike. Mekanizmi i shkëmbimit. Drejt mekanizmit metabolik të formimit kimik

Mekanizmi dhurues-pranues
Mekanizmi dhurues-pranues është formimi i një lidhje kovalente për shkak të resë dy-elektronike të një atomi (dhuruesi) dhe orbitalit të lirë të një tjetri (pranuesi). Shembuj të formimit të komponimeve kimike

Valence
Valenca është vetia e një atomi të një elementi të caktuar për të bashkuar ose zëvendësuar një numër të caktuar atomesh të një elementi tjetër. Një masë e valencës është numri i lidhjeve kovalente që formon një atom. Në këtë

Sp-hibridizimi
sp-hibridizimi ndodh, për shembull, gjatë formimit të halogjeneve Be, Zn, Co dhe Hg (II). Në gjendjen e valencës, të gjitha halogjenet metalike përmbajnë s dhe p-unspar në nivelin e duhur të energjisë

Metoda molekulare orbitale
Metoda BC përdoret gjerësisht nga kimistët. Në këtë metodë, një molekulë e madhe dhe komplekse shihet si e përbërë nga lidhje individuale me dy qendra dhe dy elektrone. Supozohet se elektronet

Polariteti i komunikimit
Midis atomeve të ndryshme, një lidhje e pastër kovalente mund të ndodhë nëse elektronegativiteti (EO) i atomeve është i njëjtë. Molekula të tilla janë elektrosimetrike, d.m.th. "qendrat e gravitetit" të ngarkesave pozitive I

Lidhja hidrogjenore
Një lidhje hidrogjeni është një lloj i veçantë i lidhjes kimike. Dihet se komponimet e hidrogjenit me jometale shumë elektronegative, si F, O, N, kanë pika vlimi anormalisht të larta.

Energjia e komunikimit
Karakteristikat energjetike të një lidhjeje kimike janë të rëndësishme. Kur krijohet një lidhje kimike, energjia totale e sistemit (molekulës) është më e vogël se energjia e pjesëve përbërëse të tij (atomeve), d.m.th. E(AB)<Е(А)+

Forca rritet me zvogëlimin e gjatësisë së lidhjes
Lidhja metalike lind si rezultat i delokalizimit të pjesshëm të elektroneve të valencës, të cilat lëvizin mjaft lirshëm në rrjetën metalike, duke ndërvepruar elektrostatikisht me

Hibridizimi Sp2

Si rezultat i hibridizimit të një orbitale s dhe dy orbitaleve p, formohen tre orbitale hibride sp 2, të vendosura në të njëjtin rrafsh në një kënd prej 120 o me njëra-tjetrën. Ky është, për shembull, konfigurimi i molekulës BF 3:

Fig.4 hibridizimi sp 2

Hibridizimi sp 3 është karakteristik për përbërjet e karbonit. Si rezultat i hibridizimit të një s orbitale dhe tre

Fig.5 hibridizimi sp 3

Fig.6 sp 3 - hibridizimi i atomeve të oksigjenit dhe azotit në molekulat a) H 2 O dhe b) NCl 3.

Fig.7 sp 3 - hibridizimi në një molekulë amoniaku

Kur amoniaku ndërvepron me një jon hidrogjeni, si rezultat i ndërveprimit dhurues-pranues, formohet një jon amoniumi, konfigurimi i të cilit është një tetraedron.

Fig.8 Hibridizimi sp 3 në një molekulë uji

Hibridizimi mund të përfshijë jo vetëm orbitalet s dhe p, por edhe orbitalet d dhe f.

Me hibridizimin sp 3 d 2, formohen 6 re ekuivalente. Është vërejtur në komponime të tilla si 4-, 4-. Në këtë rast, molekula ka konfigurimin e një oktaedri:

Oriz. 9 d 2 sp 3 - hibridizimi në jon 4 -

Idetë për hibridizimin bëjnë të mundur të kuptohen tipare të tilla strukturore të molekulave që nuk mund të shpjegohen në asnjë mënyrë tjetër.

Hibridizimi i SHA- kjo është radhitja e AO-ve të valencës në formë dhe energji gjatë formimit të një lidhjeje kimike.

1. Vetëm ato AO, energjitë e të cilave janë mjaftueshëm afër (për shembull, orbitalet atomike 2s dhe 2p) mund të marrin pjesë në hibridizim.

2. AO-të vakante (falas), orbitalet me elektrone të paçiftëzuara dhe çifte të vetme elektronike mund të marrin pjesë në hibridizim.

3. Si rezultat i hibridizimit shfaqen orbitalet e reja hibride, të cilat orientohen në hapësirë në atë mënyrë që pasi të mbivendosen me orbitalet e atomeve të tjera, çiftet e elektroneve janë sa më larg njëri-tjetrit. Kjo gjendje e molekulës korrespondon me energjinë minimale për shkak të zmbrapsjes maksimale të elektroneve me ngarkesë të ngjashme.

4. Lloji i hibridizimit (numri i AO-ve që i nënshtrohen hibridizimit) përcaktohet nga numri i atomeve që "sulmojnë" një atom të caktuar dhe numrin e çifteve të vetme të elektroneve në një atom të caktuar.

Shembull. BF 3. Në momentin e formimit të lidhjes, ndodh një rirregullim i AO të atomit B, duke u shndërruar në një gjendje të ngacmuar: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Shoqëritë aksionare hibride janë të vendosura në një kënd prej 120°. Molekula ka një formë të rregullt trekëndëshi(i sheshtë, trekëndësh):

3. sp 3 -hibridizimi. Ky lloj hibridizimi është tipik për atomet e grupit 4 ( p.sh. karboni, silici, germani) në molekulat e tipit EH 4, si dhe për atomin C në diamantin, molekulat e alkanit, për atomin N në molekulën NH 3, NH 4 +, atomin O në molekulën H 2 O etj.

Shembulli 1. CH 4. Në momentin e formimit të lidhjes, ndodh një ristrukturim i AO të atomit C, i cili kalon në një gjendje të ngacmuar: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Shoqëritë aksionare hibride janë të vendosura në një kënd prej 109 rreth 28".

Shembulli 2. NH 3 dhe NH 4 +.

Struktura elektronike e atomit N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO që përmbajnë elektrone të paçiftuara dhe 1 AO që përmban një çift elektronik të vetëm i nënshtrohen hibridizimit. Për shkak të zmbrapsjes më të fortë të çiftit elektronik të vetëm nga çiftet elektronike të lidhjeve s, këndi i lidhjes në molekulën e amoniakut është 107.3 o (më afër tetraedralit dhe jo të drejtpërdrejtë).

Molekula ka formën e një piramide trigonale:

Koncepti i hibridizimit sp 3 bën të mundur shpjegimin e mundësisë së formimit të jonit të amonit dhe ekuivalencën e lidhjeve në të.

Shembulli 3. H 2 O.

Struktura elektronike e atomit O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO që përmbajnë elektrone të paçiftuara dhe 2 AO që përmbajnë çifte të vetme elektronike i nënshtrohen hibridizimit. Këndi i lidhjes në një molekulë uji është 104.5 o (gjithashtu më afër tetraedralit sesa drejt).

Molekula ka një formë këndore:

Koncepti i hibridizimit sp 3 bën të mundur shpjegimin e mundësisë së formimit të një joni oksonium (hidronium) dhe formimin e 4 lidhjeve hidrogjenore nga secila molekulë në strukturën e akullit.

4. sp 3 d-hibridizimi.Ky lloj hibridizimi është tipik për atomet e elementeve të grupit 5 (duke filluar me P) në molekulat e tipit EC 5.

Shembull. PCl 5 . Struktura elektronike e atomit P në tokë dhe gjendjet e ngacmuara: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Forma e molekulës - gjashtëkëndor (më saktë - bipiramida trigonale):

5. hibridizimi sp 3 d 2.Ky lloj hibridizimi është tipik për atomet e elementeve të grupit 6 (duke filluar me S) në molekulat e tipit EC 6.

Shembull. SF 6. Struktura elektronike e atomit S në tokë dhe gjendjet e ngacmuara: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Forma e molekulës - tetëkëndësh :

6. hibridizimi sp 3 d 3.Ky lloj hibridizimi është tipik për atomet e elementeve të grupit 7 (duke filluar me Cl) në molekulat e tipit EC 7.

Shembull. NËSE 7. Struktura elektronike e atomit F në tokë dhe gjendjet e ngacmuara: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Forma e molekulës - dekaedron (më saktë - bipiramida pesëkëndore):

7. hibridizimi sp 3 d 4.Ky lloj hibridizimi është tipik për atomet e elementeve të grupit 8 (përveç He dhe Ne) në molekulat e tipit EC 8.

Shembull. XeF 8. Struktura elektronike e atomit Xe në tokë dhe gjendjet e ngacmuara: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Forma e molekulës - dodekahedron:

Mund të ketë lloje të tjera të hibridizimit të AO.

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Lëkundjet harmonike Formula e fizikës së frekuencës së lëkundjeve