Valensbindingsmetoden gør det muligt klart at forklare de rumlige karakteristika for mange molekyler. Imidlertid er den sædvanlige idé om orbitalernes former ikke nok til at besvare spørgsmålet, hvorfor, hvis det centrale atom har forskellige - s, s, d– valensorbitaler, bindingerne dannet af det i molekyler med identiske substituenter viser sig at være ækvivalente i deres energi og rumlige egenskaber. I tyverne af det 19. århundrede foreslog Linus Pauling konceptet hybridisering af elektronorbitaler. Hybridisering er en abstrakt model af tilpasningen af atomare orbitaler i form og energi.
Eksempler på hybride orbitale former er vist i tabel 5.
Tabel 5. Hybrid sp, sp 2 , sp 3 orbitaler
Begrebet hybridisering er praktisk at bruge, når man forklarer molekylers geometriske form og størrelsen af bindingsvinkler (eksempler på opgave 2-5).
Algoritme til bestemmelse af molekylers geometri ved hjælp af BC-metoden:
EN. Bestem det centrale atom og antallet af σ-bindinger med de terminale atomer.
b. Tegn de elektroniske konfigurationer af alle atomer, der udgør molekylet, og grafiske billeder af de ydre elektroniske niveauer.
V. Ifølge principperne for BC-metoden kræver dannelsen af hver binding et par elektroner, i det generelle tilfælde en fra hvert atom. Hvis der ikke er nok uparrede elektroner til det centrale atom, bør man antage excitationen af atomet med overgangen af et af elektronparret til et højere energiniveau.
d. Antag behovet og typen af hybridisering under hensyntagen til alle bindinger og, for elementer fra den første periode, uparrede elektroner.
e. Ud fra ovenstående konklusioner, tegn de elektroniske orbitaler (hybrid eller ej) for alle atomer i molekylet og deres overlap. Træk en konklusion om molekylets geometri og den omtrentlige værdi af bindingsvinkler.
f. Bestem graden af bindingspolaritet baseret på atomernes elektronegativitetsværdier (tabel 6) Bestem tilstedeværelsen af et dipolmoment baseret på placeringen af tyngdepunkterne for positive og negative ladninger og/eller molekylets symmetri. .
Tabel 6. Elektronegativitetsværdier for nogle elementer ifølge Pauling
Eksempler på opgaver
Øvelse 1. Beskriv den kemiske binding i CO-molekylet ved hjælp af BC-metoden.
Løsning (fig. 25)
EN. Tegn de elektroniske konfigurationer af alle de atomer, der udgør molekylet.
b. For at danne en binding er det nødvendigt at skabe socialiserede elektronpar
Figur 25. Skema for bindingsdannelse i et CO-molekyle (uden orbital hybridisering)
Konklusion: I CO-molekylet er der en tredobbeltbinding C≡O
For CO-molekylet kan vi antage tilstedeværelsen sp-hybridisering af begge atomers orbitaler (fig. 26). Parrede elektroner, der ikke er involveret i bindingsdannelse, er placeret på sp-hybrid orbital.
 |  |
Figur 26. Skema for bindingsdannelse i et CO-molekyle (under hensyntagen til hybridisering af orbitaler)
Opgave 2. Antag ud fra BC-metoden BeH 2-molekylets rumlige struktur og afgør, om molekylet er en dipol.
Løsningen på problemet er vist i tabel 7.
Tabel 7. Bestemmelse af BeH 2-molekylets geometri
| Elektronisk konfiguration | Noter | ||
| EN. | Det centrale atom er beryllium. Det skal danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer | ||
| b. | H: 1 s 1 Vær: 2 s 2 | Brintatomet har en uparret elektron, berylliumatomet har alle dets elektroner parret, det skal overføres til en exciteret tilstand | |
| V. | H: 1 s 1 Vær*: 2 s 1 2s 1 | Hvis et brintatom er bundet til beryllium på grund af 2 s-elektron af beryllium, og den anden - på grund af 2 s-elektron af beryllium, så ville molekylet ikke have symmetri, hvilket ikke er energetisk begrundet, og Be-H-bindingerne ville ikke være ækvivalente. | |
| G. | H: 1 s 1 Vær*: 2( sp) 2 | Det må antages, at der er sp-hybridisering | |
| d. | To sp-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på 180°, BeH 2 molekylet er lineært | ||
| e. |  | Elektronegativitet χ H = 2,1, χ Be = 1,5, derfor er bindingen kovalent polær, elektrondensiteten forskydes til brintatomet, en lille negativ ladning δ– vises på den. På berylliumatomet δ+. Da tyngdepunkterne for den positive og negative ladning falder sammen (den er symmetrisk), er molekylet ikke en dipol. |
Lignende ræsonnement vil hjælpe med at beskrive geometrien af molekyler med sp 2 - og sp 3-hybride orbitaler (tabel 8).
Tabel 8. Geometri af BF 3 og CH 4 molekyler
Opgave 3. Antag ud fra BC-metoden H 2 O-molekylets rumlige struktur og afgør, om molekylet er en dipol. Der er to mulige løsninger, de er vist i tabel 9 og 10.
Tabel 9. Bestemmelse af H 2 O-molekylets geometri (uden orbital hybridisering)
| Elektronisk konfiguration | Grafisk repræsentation af orbitaler på ydre niveau | Noter | |
| EN. | |||
| b. | H: 1 s 1 O: 2 s 2 2s 4 |  | |
| V. | Der er nok uparrede elektroner til at danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer. | ||
| G. | Hybridisering kan negligeres | ||
| d. |  | ||
| e. |  |
Et vandmolekyle bør således have en bindingsvinkel på omkring 90°. Imidlertid er vinklen mellem bindingerne ca. 104°.
Dette kan forklares
1) frastødning af brintatomer placeret tæt på hinanden.
2) Hybridisering af orbitaler (tabel 10).
Tabel 10. Bestemmelse af H 2 O-molekylets geometri (under hensyntagen til hybridisering af orbitaler)
| Elektronisk konfiguration | Grafisk repræsentation af orbitaler på ydre niveau | Noter | |
| EN. | Det centrale atom er oxygen. Det skal danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer. | ||
| b. | H: 1 s 1 O: 2 s 2 2s 4 | | Et brintatom har en uparret elektron, og et oxygenatom har to uparrede elektroner. |
| V. | Et brintatom har en uparret elektron, og et oxygenatom har to uparrede elektroner. | ||
| G. | En vinkel på 104° antyder tilstedeværelsen sp 3-hybridisering. | ||
| d. |  | To sp De 3-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på ca. 109°, H 2 O-molekylet er tæt i form af et tetraeder, faldet i bindingsvinklen forklares ved påvirkningen af det elektron-ikke-bindende par. | |
| e. | Elektronegativitet χ Н = 2,1, χ О = 3,5, derfor er bindingen kovalent polær, elektrondensiteten forskydes til oxygenatomet, en lille negativ ladning 2δ– vises på brintatomet δ+. Da tyngdepunkterne for de positive og negative ladninger ikke falder sammen (det er ikke symmetrisk), er molekylet en dipol. |
Lignende ræsonnement gør det muligt at forklare bindingsvinklerne i ammoniakmolekylet NH 3 . Hybridisering, der involverer enlige elektronpar, antages normalt kun for orbitaler af atomer af periode II-elementer. Bindingsvinkler i molekylerne H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Det samme er observeret i serierne NH 3, РH 3, AsH 3. Når man beskriver disse molekylers geometri, tyer de traditionelt enten ikke til hybridiseringsbegrebet, eller også forklarer de faldet i den tetraedriske vinkel ved den stigende indflydelse fra det ensomme par.
Lad os tale om, hvordan man bestemmer typen af hybridisering, og overvejer også molekylets geometriske struktur.
Udtrykkets historie
I begyndelsen af det tyvende århundrede foreslog L. Paulingle en teori om geometrien af molekyler med kovalente bindinger. Overlapningen af elektronskyer blev taget som grundlag for dannelsen af forbindelsen. Metoden kom til at blive kaldt valensbindinger. Hvordan bestemmer man typen af hybridisering af atomer i forbindelser? Forfatteren af teorien foreslog at tage hensyn til blandingen af hybridorbitaler.
Definition
For at forstå, hvordan man bestemmer typen af hybridisering i forbindelser, lad os se på, hvad dette udtryk betyder.
Hybridisering er blanding af elektronorbitaler. Denne proces er ledsaget af fordelingen af energi i dem og en ændring i deres form. Afhængigt af mængden af blandede s- og p-orbitaler kan typen af hybridisering være forskellig. I organiske forbindelser kan et carbonatom eksistere i sp, sp2, sp3 tilstand. Der er også mere komplekse former, hvor der udover sp er d-orbitaler involveret.
Regler for identifikation af uorganiske stoffer i molekyler
Varianten af hybridisering kan identificeres for forbindelser med en kovalent kemisk binding, der har AVP-typen. A er hovedatomet, B er liganden, n er et tal fra to eller højere. I en sådan situation vil kun hovedatomets valensorbitaler indgå i hybridisering.
Bestemmelsesmetoder
Lad os tale mere detaljeret om, hvordan man bestemmer typen af hybridisering. I kemisk forstand indebærer dette udtryk en ændring i orbitalernes energi og form. En lignende proces observeres i tilfælde, hvor elektroner, der tilhører forskellige typer, bruges til at danne en binding.
For at forstå, hvordan man bestemmer typen af hybridisering, skal du overveje et metanmolekyle. Dette stof er den første repræsentant for den homologe serie af mættede (mættede) kulbrinter. I rummet er CH4-molekylet et tetraeder. Et enkelt kulstofatom danner bindinger med hydrogener, der er ens i energi og længde. For at danne sådanne hybridskyer bruges tre p- og en es-elektron.
De fire skyer blandes, og fire identiske (hybride) arter dukker op, formet som et uregelmæssigt ottetal. Denne type hybridisering kaldes sp3. Alle kulbrinter, som kun indeholder simple (enkelt)bindinger, er karakteriseret ved netop denne type hybridisering af kulstofatomet. Bindingsvinklen er 109 grader 28 minutter.
Lad os fortsætte samtalen om, hvordan man bestemmer typen af hybridisering. Eksempler på ethylen-serien giver indsigt i sp2-hybridisering. For eksempel, i et ethylenmolekyle, ud af fire, bruges kun tre til at danne en kemisk binding. Den resterende ikke-hybrid p-elektron går til at danne en dobbeltbinding.
Acetylen er den enkleste repræsentant for SpN2n-2-klassen. Et særligt træk ved denne klasse af kulbrinter er tilstedeværelsen af en tredobbelt binding. Af de fire valenselektroner i et carbonatom er det kun to, der ændrer deres form og energi og bliver hybrid. De to resterende elektroner deltager i dannelsen af to dobbeltbindinger, der bestemmer den umættede natur af denne klasse af organiske forbindelser.
Konklusion
I betragtning af spørgsmålet om organisk og hybridisering tages hybridisering i betragtning. I dette tilfælde er deres energi og form afstemt. En elektron placeret nær kernen af et bundet atom er kendetegnet ved et sæt orbitaler, der har samme information om typen af hybridisering, gør det muligt at evaluere et stofs kemiske egenskaber.
sp3 hybridisering
sp 3 -Hybridisering - hybridisering, hvor atomare orbitaler af en s- og tre s-elektroner (fig. 1).
Ris. 1. Uddannelse sp 3-hybride orbitaler
Fire sp 3-hybride orbitaler er symmetrisk orienteret i rummet i en vinkel på 109°28" (fig. 2).
Atom model c sp 3-hybride orbitaler
Rumlig konfiguration af et molekyle, hvis centrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler - tetraeder
Tetraedrisk rumlig konfiguration af et molekyle, hvis centrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler
hybridisering atom orbital carbon
Eksempler på forbindelser, der er karakteriseret ved sp 3-hybridisering: NH3, POCI3, S02F2, SOBr2, NH4+, H3O+. Også, sp 3-hybridisering observeres i alle mættede kulbrinter (alkaner, cycloalkaner) og andre organiske forbindelser: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 osv. Den generelle formel for alkaner er: C n H 2n +2. Den generelle formel for cycloalkaner er CnH2n. I mættede kulbrinter er alle kemiske bindinger enkelte, så kun mellem hybridorbitalerne af disse forbindelser på-overlappende.
Dann en kemisk binding, dvs. Kun uparrede elektroner kan skabe et fælles elektronpar med en "fremmed" elektron fra et andet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner placeret en ad gangen i en orbitalcelle.
Atomorbital er en funktion, der beskriver tætheden af elektronskyen ved hvert punkt i rummet omkring kernen af et atom. En elektronsky er et område i rummet, hvor en elektron kan detekteres med stor sandsynlighed.
For at harmonisere den elektroniske struktur af carbonatomet og valensen af dette element, bruges begreber om excitation af carbonatomet. I den normale (uexciterede) tilstand har carbonatomet to uparrede 2 R 2 elektroner. I en ophidset tilstand (når energi absorberes) en af 2 s 2 elektroner kan gå fri R-orbital. Så optræder fire uparrede elektroner i carbonatomet:
Lad os huske det i den elektroniske formel for et atom (for eksempel for kulstof 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) store tal foran bogstaverne - 1, 2 - angiver nummeret på energiniveauet. Breve s Og R angive formen på elektronskyen (orbital), og tallene til højre over bogstaverne angiver antallet af elektroner i en given orbital. Alle s- sfæriske orbitaler
På det andet energiniveau undtagen 2 s- der er tre orbitaler 2 R-orbitaler. Disse 2 R-orbitaler har en ellipsoid form, der ligner håndvægte, og er orienteret i rummet i en vinkel på 90° i forhold til hinanden. 2 R- Orbitaler angiver 2 R x , 2R y og 2 R z i overensstemmelse med de akser, langs hvilke disse orbitaler er placeret.
Form og orientering af p-elektron orbitaler
Når kemiske bindinger dannes, får elektronorbitalerne samme form. Således i mættede kulbrinter en s-orbital og tre R-orbitaler af carbonatomet for at danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:
Det her - sp 3-hybridisering.
Hybridisering- justering (blanding) af atomare orbitaler ( s Og R) med dannelsen af nye atomare orbitaler kaldet hybride orbitaler.
Fire sp 3 -hybride orbitaler af carbonatomet
Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, forlænget mod det vedhæftede atom. Elektronskyer frastøder hinanden og er placeret i rummet så langt som muligt fra hinanden. I dette tilfælde er akserne på fire sp 3-hybride orbitaler viser sig at være rettet mod hjørnerne af tetraederet (regelmæssig trekantet pyramide).
Derfor er vinklerne mellem disse orbitaler tetraedriske, lig med 109°28".
Hjørnerne på elektronorbitaler kan overlappe med andre atomers orbitaler. Hvis elektronskyer overlapper hinanden langs en linje, der forbinder atomcentrene, kaldes en sådan kovalent binding sigma() - kommunikation. For eksempel dannes der i ethanmolekylet C 2 H 6 en kemisk binding mellem to carbonatomer ved at overlappe to hybridorbitaler. Dette er en forbindelse. Derudover er hvert af kulstofatomerne med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler af tre hydrogenatomer, der danner tre -bindinger.
Diagram over elektronskyoverlapning i et ethanmolekyle
I alt er tre valenstilstande med forskellige typer hybridisering mulige for et carbonatom. Undtagen sp 3-hybridisering eksisterer sp 2 - og sp-hybridisering.
sp 2 -Hybridisering- blande en s- og to R-orbitaler. Som et resultat dannes tre hybrider sp 2 -orbitaler. Disse sp 2-orbitaler er placeret i samme plan (med akser x, på) og er rettet mod hjørnerne af trekanten med en vinkel mellem orbitalerne på 120°. Uhybridiseret R-orbitalen er vinkelret på planet for de tre hybrider sp 2-orbitaler (orienteret langs aksen z). Øvre halvdel R-orbitaler er over planet, den nederste halvdel er under planet.
Type sp 2-carbon hybridisering forekommer i forbindelser med en dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Desuden kan kun én af bindingerne mellem to atomer (f.eks. C=C) være en -binding. (Atomets andre bindingsorbitaler er rettet i modsatte retninger.) Den anden binding dannes som et resultat af overlappende ikke-hybrid R-orbitaler på begge sider af linjen, der forbinder atomkernerne.
Orbitaler (tre sp 2 og et p) carbonatom i sp 2 -hybridisering
Kovalent binding dannet ved lateral overlapning R-orbitaler af nabokulstofatomer kaldes pi()-forbindelse.
Uddannelse - forbindelser
På grund af mindre orbital overlapning er -bindingen mindre stærk end -bindingen.
sp-Hybridisering- dette er blanding (tilpasning i form og energi) af en s- og en R-orbitaler for at danne to hybrider sp-orbitaler. sp-Orbitalerne er placeret på samme linje (i en vinkel på 180°) og rettet i modsatte retninger fra carbonatomets kerne. To R-orbitaler forbliver uhybridiserede. De er placeret indbyrdes vinkelret på retningerne af forbindelserne. På billedet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserede to R-orbitaler- langs akser x Og z.
Atomiske orbitaler (to sp og to p) af kulstof i tilstanden sp hybridisering
En kulstof-kulstof tripelbinding CC består af en -binding dannet ved overlapning sp-hybride orbitaler og to -bindinger.
Kulstofatomets elektroniske struktur
Kulstof indeholdt i organiske forbindelser udviser en konstant valens. Kulstofatomets sidste energiniveau indeholder 4 elektroner, hvoraf to optager 2s orbital, som har en sfærisk form, og to elektroner optager 2p orbital, som har en håndvægtsform. Når den er exciteret, kan en elektron fra 2s orbitalen flytte til en af de ledige 2p orbitaler. Denne overgang kræver et vist energiforbrug (403 kJ/mol). Som et resultat har det exciterede carbonatom 4 uparrede elektroner, og dets elektroniske konfiguration er udtrykt ved formlen 2s1 2p3.
Et carbonatom i exciteret tilstand er i stand til at danne 4 kovalente bindinger på grund af 4 af dets egne uparrede elektroner og 4 elektroner af andre atomer. I tilfælde af methan-carbonhydrid (CH4) danner carbonatomet således 4 bindinger med brintatomernes s-elektroner. I dette tilfælde, 1 s-s-typebinding (mellem s-elektronen af carbonatomet og s-elektronen af hydrogenatomet) og 3 p-s-bindinger (mellem 3 p-elektroner af carbonatomet og 3 s-elektroner af 3 hydrogenatomer atomer) skal dannes. Dette fører til den konklusion, at de fire kovalente bindinger dannet af carbonatomet er ulige. Praktisk erfaring inden for kemi indikerer dog, at alle 4 bindinger i et metanmolekyle er absolut ækvivalente, og metanmolekylet har en tetraedrisk struktur med bindingsvinkler på 109°, hvilket ikke kunne være tilfældet, hvis bindingerne var uens. Det er trods alt kun p-elektronernes orbitaler, der er orienteret i rummet langs de indbyrdes vinkelrette akser x, y, z, og s-elektronens orbitaler har en sfærisk form, så dannelsesretningen af en binding med denne elektron ville være vilkårlig. Teorien om hybridisering var i stand til at forklare denne modsigelse. L. Polling foreslog, at i nogen molekyler er der ingen bindinger isoleret fra hinanden. Når bindinger dannes, overlapper alle valenselektroners orbitaler. Der kendes adskillige typer hybridisering af elektronorbitaler. Det antages, at i molekylet af metan og andre alkaner indgår 4 elektroner i hybridisering.
Hybridisering af carbonatomorbitaler
Orbital hybridisering er en ændring i formen og energien af nogle elektroner, når de danner en kovalent binding, hvilket resulterer i mere effektiv orbital overlapning og øget bindingsstyrke. Orbital hybridisering opstår, når elektroner, der tilhører forskellige typer orbitaler, deltager i dannelsen af bindinger. 1. sp 3 -hybridisering (første valenstilstand for carbon). Under sp3 hybridisering interagerer 3 p orbitaler og one s orbitaler af et exciteret carbonatom på en sådan måde, at de resulterende orbitaler er absolut identiske i energi og symmetrisk placeret i rummet. Denne transformation kan skrives sådan:
s + px+ py + pz = 4sp3
Under hybridisering ændres det samlede antal orbitaler ikke, men kun deres energi og form ændres. Det er vist, at sp3-hybridiseringsorbitaler ligner en tredimensionel ottetalsfigur, hvor det ene blad er væsentligt større end det andet. De fire hybridorbitaler strækker sig fra midten til hjørnerne af et regulært tetraeder i vinkler på 109,50. Bindinger dannet af hybridelektroner (for eksempel en s-sp 3-binding) er stærkere end bindinger dannet af uhybridiserede p-elektroner (for eksempel en s-p-binding). fordi den hybride sp3 orbital giver et større areal af elektronorbital overlap end den uhybridiserede p orbital. Molekyler, hvori sp3-hybridisering forekommer, har en tetraedrisk struktur. Disse omfatter udover metan methanhomologer, uorganiske molekyler såsom ammoniak. Figurerne viser et hybridiseret orbital og et tetraedrisk metanmolekyle. De kemiske bindinger, der opstår i metan mellem kulstof- og brintatomer, hører til type 2 y-bindinger (sp3 -s-binding). Generelt er enhver sigmabinding karakteriseret ved, at elektrontætheden af to indbyrdes forbundne atomer overlapper langs linjen, der forbinder atomernes centre (kerner). y-bindinger svarer til den maksimalt mulige grad af overlapning af atomare orbitaler, så de er ret stærke. 2. sp2 hybridisering (anden valenstilstand for carbon). Det opstår som et resultat af overlapningen af en 2s og to 2p orbitaler. De resulterende sp2-hybrid orbitaler er placeret i samme plan i en vinkel på 1200 til hinanden, og den ikke-hybridiserede p-orbital er vinkelret på den. Det samlede antal orbitaler ændres ikke - der er fire af dem.
s + px + py + pz = 3sp2 + pz
Sp2-hybridiseringstilstanden forekommer i alkenmolekyler, i carbonyl- og carboxylgrupper, dvs. i forbindelser indeholdende en dobbeltbinding. I ethylenmolekylet danner de hybridiserede elektroner i carbonatomet således 3 y-bindinger (to sp 2 -s type bindinger mellem carbonatomet og hydrogenatomer og en sp 2 -sp 2 type binding mellem carbonatomerne). Den resterende uhybridiserede p-elektron af et carbonatom danner en p-binding med den uhybridiserede p-elektron i det andet carbonatom. Et karakteristisk træk ved p-bindingen er, at overlapningen af elektronorbitaler sker uden for linjen, der forbinder de to atomer. Overlapningen af orbitaler forekommer over og under y-bindingen, der forbinder begge carbonatomer. En dobbeltbinding er således en kombination af y- og p-bindinger. De første to figurer viser, at i ethylenmolekylet er bindingsvinklerne mellem atomerne, der danner ethylenmolekylet, 1200 (svarende til den rumlige orientering af de tre sp2 hybridorbitaler). Den tredje og fjerde figur viser dannelsen af en p-binding. ethylen (dannelse af y-bindinger) ethylen (dannelse af pi-binding) Da overlapningsarealet af uhybridiserede p-orbitaler i p-bindinger er mindre end overlapningsarealet af orbitaler i y-bindinger, er p-bindingen er mindre stærk end y-bindingen og er lettere at bryde i kemiske reaktioner. 3. sp-hybridisering (tredje valenstilstand af kulstof). I tilstanden sp-hybridisering har carbonatomet to sp-hybride orbitaler placeret lineært i en vinkel på 1800 i forhold til hinanden og to ikke-hybridiserede p-orbitaler placeret i to indbyrdes vinkelrette planer. sp- Hybridisering er typisk for alkyner og nitriler, dvs. for forbindelser indeholdende en tripelbinding.
s + px + py + pz = 2sp + py + pz
I et acetylenmolekyle er bindingsvinklerne mellem atomer således 1800. De hybridiserede elektroner i et carbonatom danner 2 y-bindinger (en sp-s-binding mellem et carbonatom og et hydrogenatom og en anden sp-sp-binding mellem carbonatomer. To uhybridiserede p-elektroner af et carbonatom danner to p-bindinger med uhybridiserede p-elektroner andet carbonatom Overlapningen af p-elektronorbitaler forekommer ikke kun over og under y-bindingen, men også foran og bagved, og den samlede sky af p-elektroner har således en cylindrisk form tripelbinding er en kombination af en y-binding og to p-bindinger Tilstedeværelsen af mindre stærke to p-bindinger i acetylenmolekylet sikrer dette stofs evne til at indgå i additionsreaktioner med brud af tripelbindingen.
Konklusion: sp3 hybridisering er karakteristisk for kulstofforbindelser. Som et resultat af hybridiseringen af en s-orbitaler og tre p-orbitaler dannes der fire hybride sp3-orbitaler, rettet mod tetraederens hjørner med en vinkel mellem orbitalerne på 109°.
Carbon atom model
Valenselektronerne i et carbonatom er placeret i en 2s orbitaler og to 2p orbitaler. 2p orbitalerne er placeret i en vinkel på 90° i forhold til hinanden, og 2s orbitalen har sfærisk symmetri. Arrangementet af carbonatomorbitaler i rummet forklarer således ikke forekomsten af bindingsvinkler på 109,5°, 120° og 180° i organiske forbindelser.
For at løse denne modsætning blev begrebet introduceret hybridisering af atomare orbitaler. For at forstå karakteren af de tre muligheder for arrangementet af carbonatombindinger var det nødvendigt at forstå de tre typer hybridisering.
Fremkomsten af hybridiseringsbegrebet skylder vi Linus Pauling, som gjorde meget for udviklingen af teorien om kemisk binding.
Begrebet hybridisering forklarer, hvordan et carbonatom ændrer sine orbitaler for at danne forbindelser. Nedenfor vil vi overveje denne proces med transformation af orbitaler trin for trin. Man skal huske på, at opdelingen af hybridiseringsprocessen i stadier eller faser i virkeligheden ikke er andet end en mental teknik, der tillader en mere logisk og tilgængelig præsentation af konceptet. Ikke desto mindre er konklusionerne om den rumlige orientering af carbonatomets bindinger, som vi i sidste ende vil nå frem til, fuldt ud i overensstemmelse med tingenes virkelige tilstand.
Elektronisk konfiguration af kulstofatomet i jorden og exciterede tilstande
Figuren til venstre viser den elektroniske konfiguration af et carbonatom. Vi er kun interesserede i valenselektronernes skæbne. Som et resultat af det første trin, som kaldes spænding eller forfremmelse, flytter en af de to 2s elektroner til en tom 2p orbital. På det andet trin sker den egentlige hybridiseringsproces, som noget konventionelt kan forestilles som blanding af en s- og tre p-orbitaler og dannelsen af fire nye identiske orbitaler fra dem, som hver bevarer egenskaberne fra s. -orbital med en fjerdedel og egenskaberne med tre fjerdedele p-orbitaler. Disse nye orbitaler kaldes sp 3 -hybrid. Her angiver superscript 3 ikke antallet af elektroner, der optager orbitalerne, men antallet af p-orbitaler, der deltog i hybridisering. Hybride orbitaler er rettet mod hjørnerne af et tetraeder, i hvis centrum er et carbonatom. Hver sp 3 hybrid orbital indeholder en elektron. Disse elektroner deltager i det tredje trin i dannelsen af bindinger med fire brintatomer, der danner bindingsvinkler på 109,5°.
sp3 - hybridisering. Metan molekyle.
Dannelsen af plane molekyler med bindingsvinkler på 120° er vist i figuren nedenfor. Her, som i tilfældet med sp 3 hybridisering, er det første trin excitation. På det andet trin deltager en 2s og to 2p orbitaler i hybridisering og danner tre sp2-hybrid orbitaler placeret i samme plan i en vinkel på 120° i forhold til hinanden.
Dannelse af tre sp2 hybrid orbitaler
Én p-orbital forbliver uhybridiseret og er placeret vinkelret på planet af sp 2 hybridorbitaler. Derefter (trin tre) kombinerer de to sp 2 hybridorbitaler af de to carbonatomer elektroner for at danne en kovalent binding. En sådan binding, dannet som et resultat af overlapningen af to atomare orbitaler langs en linje, der forbinder kernerne i et atom, kaldes σ-binding.
Dannelse af sigma- og pi-bindinger i ethylenmolekylet
Det fjerde trin er dannelsen af en anden binding mellem to carbonatomer. Bindingen dannes som et resultat af overlapningen af kanterne af uhybridiserede 2p orbitaler, der vender mod hinanden og kaldes π binding. Den nye molekylære orbital er en kombination af to områder besat af π-bindingselektroner - over og under σ-bindingen. Begge bindinger (σ og π) udgør tilsammen dobbeltbinding mellem kulstofatomer. Og endelig er det sidste, femte trin dannelsen af bindinger mellem carbon- og hydrogenatomer ved hjælp af elektronerne fra de fire resterende sp 2 hybridorbitaler.
Dobbeltbinding i ethylenmolekylet
Den tredje og sidste type hybridisering er illustreret ved eksemplet med det enkleste molekyle, der indeholder en tredobbelt binding, acetylenmolekylet. Det første skridt er at excitere atomet, det samme som før. På andet trin forekommer hybridisering af en 2s og en 2p orbital med dannelsen af to sp-hybrid orbitaler, der er placeret i en vinkel på 180°. Og de to 2p-orbitaler, der er nødvendige for dannelsen af to π-bindinger, forbliver uændrede.
Dannelse af to sp hybrid orbitaler
Det næste trin er dannelsen af en σ-binding mellem to sp-hybridiserede carbonatomer, hvorefter der dannes to π-bindinger. En σ-binding og to π-bindinger mellem to carbonatomer udgør tilsammen tredobbelt binding. Til sidst dannes bindinger med to hydrogenatomer. Acetylenmolekylet har en lineær struktur, alle fire atomer ligger på den samme lige linje.
Vi har vist, hvordan de tre hovedtyper af molekylære geometrier i organisk kemi opstår som følge af forskellige transformationer af carbonatomare orbitaler.
To metoder kan foreslås til at bestemme typen af hybridisering af forskellige atomer i et molekyle.
Metode 1. Den mest generelle metode, egnet til alle molekyler. Baseret på bindingsvinklens afhængighed af hybridisering:
a) bindingsvinkler 109,5°, 107° og 105° indikerer sp3-hybridisering;
b) bindingsvinkel på ca. 120° -sp2-hybridisering;
c) bindingsvinkel 180°-sp hybridisering.
Metode 2. Velegnet til de fleste organiske molekyler. Da typen af binding (enkelt, dobbelt, tredobbelt) er forbundet med geometri, er det muligt at bestemme typen af hybridisering af et givet atom ud fra arten af bindingerne:
a) alle forbindelser er enkle – sp 3 -hybridisering;
b) én dobbeltbinding - sp 2 -hybridisering;
c) en tredobbelt binding - sp-hybridisering.
Hybridisering er den mentale operation at transformere almindelige (energimæssigt mest gunstige) atomare orbitaler til nye orbitaler, hvis geometri svarer til den eksperimentelt bestemte geometri af molekyler.
Fortsættelse. Se begyndelsen i № 15, 16/2004
Lektion 5. Hybridisering
carbon atomare orbitaler
En kovalent kemisk binding dannes ved hjælp af delte bindingselektronpar som:
Dann en kemisk binding, dvs. Kun uparrede elektroner kan skabe et fælles elektronpar med en "fremmed" elektron fra et andet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner placeret en ad gangen i en orbitalcelle.
Atomorbital er en funktion, der beskriver tætheden af elektronskyen ved hvert punkt i rummet omkring atomkernen. En elektronsky er et område i rummet, hvor en elektron kan detekteres med stor sandsynlighed.
For at harmonisere den elektroniske struktur af carbonatomet og valensen af dette element, bruges begreber om excitation af carbonatomet. I den normale (uexciterede) tilstand har carbonatomet to uparrede 2 R 2 elektroner. I en ophidset tilstand (når energi absorberes) en af 2 s 2 elektroner kan gå fri R-orbital. Så optræder fire uparrede elektroner i carbonatomet:
Lad os huske det i den elektroniske formel for et atom (for eksempel for kulstof 6 C – 1 s 2 2s 2 2s 2) store tal foran bogstaverne - 1, 2 - angiver nummeret på energiniveauet. Breve s Og R angive formen på elektronskyen (orbital), og tallene til højre over bogstaverne angiver antallet af elektroner i en given orbital. Alle s-sfæriske orbitaler:
På det andet energiniveau undtagen 2 s- der er tre orbitaler 2 R-orbitaler. Disse 2 R-orbitaler har en ellipsoid form, der ligner håndvægte, og er orienteret i rummet i en vinkel på 90° i forhold til hinanden. 2 R- Orbitaler angiver 2 p x, 2p y og 2 p z i overensstemmelse med de akser, langs hvilke disse orbitaler er placeret.
Når kemiske bindinger dannes, får elektronorbitalerne samme form. Således i mættede kulbrinter en s-orbital og tre R-orbitaler af carbonatomet for at danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:
Det her - sp 3-hybridisering.
Hybridisering– justering (blanding) af atomare orbitaler ( s Og R) med dannelsen af nye atomare orbitaler kaldet hybride orbitaler.
Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, forlænget mod det vedhæftede atom. Elektronskyer frastøder hinanden og er placeret i rummet så langt som muligt fra hinanden. I dette tilfælde er akserne på fire sp 3-hybride orbitaler viser sig at være rettet mod hjørnerne af tetraederet (regelmæssig trekantet pyramide).
Derfor er vinklerne mellem disse orbitaler tetraedriske, lig med 109°28".
Hjørnerne på elektronorbitaler kan overlappe med andre atomers orbitaler. Hvis elektronskyer overlapper hinanden langs en linje, der forbinder atomcentrene, kaldes en sådan kovalent binding sigma()-forbindelse. For eksempel dannes der i ethanmolekylet C 2 H 6 en kemisk binding mellem to carbonatomer ved at overlappe to hybridorbitaler. Dette er en forbindelse. Derudover er hvert af kulstofatomerne med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler af tre hydrogenatomer, der danner tre -bindinger.
I alt er tre valenstilstande med forskellige typer hybridisering mulige for et carbonatom. Undtagen sp 3-hybridisering eksisterer sp 2 - og sp-hybridisering.
sp 2 -Hybridisering- blande en s- og to R-orbitaler. Som et resultat dannes tre hybrider sp 2 -orbitaler. Disse sp 2-orbitaler er placeret i samme plan (med akser x, på) og er rettet mod hjørnerne af trekanten med en vinkel mellem orbitalerne på 120°. Uhybridiseret
R-orbitalen er vinkelret på planet for de tre hybrider sp 2-orbitaler (orienteret langs aksen z). Øvre halvdel R-orbitaler er over planet, den nederste halvdel er under planet.
Type sp 2-carbon hybridisering forekommer i forbindelser med en dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Desuden kan kun én af bindingerne mellem to atomer (f.eks. C=C) være en -binding. (Atomets andre bindingsorbitaler er rettet i modsatte retninger.) Den anden binding dannes som et resultat af overlappende ikke-hybrid R-orbitaler på begge sider af linjen, der forbinder atomkernerne.
Kovalent binding dannet ved lateral overlapning R-orbitaler af nabokulstofatomer kaldes pi()-forbindelse.
Uddannelse
|
På grund af mindre orbital overlapning er -bindingen mindre stærk end -bindingen.
sp-Hybridisering– dette er blanding (tilpasning i form og energi) af en s- og en
R-orbitaler for at danne to hybrider sp-orbitaler. sp-Orbitalerne er placeret på samme linje (i en vinkel på 180°) og rettet i modsatte retninger fra carbonatomets kerne. To
R-orbitaler forbliver uhybridiserede. De er placeret vinkelret på hinanden
forbindelsesretninger. På billedet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserede to
R-orbitaler – langs akserne x Og z.
En kulstof-kulstof tripelbinding CC består af en -binding dannet ved overlapning
sp-hybride orbitaler og to -bindinger.
Forholdet mellem sådanne parametre for carbonatomet som antallet af vedhæftede grupper, typen af hybridisering og typerne af dannede kemiske bindinger er vist i tabel 4.
Tabel 4
Kovalente kulstofbindinger
| Antal grupper relaterede med kulstof |
Type hybridisering |
Typer deltager kemiske bindinger |
Eksempler på sammensatte formler |
|---|---|---|---|
| 4 | sp 3 | Fire - forbindelser | |
| 3 | sp 2 | Tre - forbindelser og en - forbindelse |
|
| 2 | sp | To - forbindelser og to - forbindelser |
H–CC–H |
Øvelser.
1. Hvilke elektroner i atomer (f.eks. kulstof eller nitrogen) kaldes uparrede?
2. Hvad betyder begrebet "delte elektronpar" i forbindelser med en kovalent binding (f.eks. CH 4 eller H2S )?
3. Hvilke elektroniske tilstande af atomer (f.eks. C eller N ) kaldes basic, og hvilke er begejstrede?
4. Hvad betyder tallene og bogstaverne i den elektroniske formel for et atom (f.eks. C eller N )?
5. Hvad er en atomorbital? Hvor mange orbitaler er der i C-atomets andet energiniveau? og hvordan adskiller de sig?
6. Hvordan adskiller hybridorbitaler sig fra de oprindelige orbitaler, hvorfra de blev dannet?
7. Hvilke typer hybridisering er kendt for carbonatomet, og hvad består de af?
8. Tegn et billede af det rumlige arrangement af orbitaler for en af carbonatomets elektroniske tilstande.
9. Hvad kaldes kemiske bindinger og hvad? Angiv-Og-forbindelser i forbindelser:
10. For carbonatomerne i forbindelserne nedenfor, angiv: a) type hybridisering; b) typer af dets kemiske bindinger; c) bindingsvinkler.
Svar på øvelser til emne 1
Lektion 5
1. Elektroner, der er placeret en ad gangen i en orbital kaldes uparrede elektroner. For eksempel er der i elektrondiffraktionsformlen for et exciteret carbonatom fire uparrede elektroner, og nitrogenatomet har tre:
2. To elektroner involveret i dannelsen af en kemisk binding kaldes delt elektronpar. Typisk, før en kemisk binding dannes, tilhørte en af elektronerne i dette par et atom, og den anden elektron tilhørte et andet atom:
3. Elektronisk tilstand af et atom, hvor rækkefølgen af fylde elektronorbitaler observeres: 1 s 2 , 2s 2 , 2s 2 , 3s 2 , 3s 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4s 2, mv., kaldes underliggende tilstand. I ophidset tilstand en af atomets valenselektroner optager en fri orbital med en højere energi en sådan overgang ledsages af adskillelsen af parrede elektroner. Skematisk er det skrevet sådan:
Mens der i grundtilstanden kun var to uparrede valenselektroner, er der i den exciterede tilstand fire sådanne elektroner.
5.
En atomorbital er en funktion, der beskriver tætheden af elektronskyen ved hvert punkt i rummet omkring kernen af et givet atom. På kulstofatomets andet energiniveau er der fire orbitaler - 2 s, 2p x, 2p y,
2p z. Disse orbitaler er forskellige:
a) formen af elektronskyen ( s- bold, R– håndvægt);
b) R-orbitaler har forskellige orienteringer i rummet - langs indbyrdes vinkelrette akser x, y Og z, er de udpeget p x, p y,
p z.
6.
Hybride orbitaler adskiller sig fra de oprindelige (ikke-hybride) orbitaler i form og energi. For eksempel, s-orbital - formen af en kugle, R– symmetrisk ottetal, sp-hybrid orbital – asymmetrisk ottetal.
Energiforskelle: E(s) < E(sp) < E(R). Dermed, sp-orbital – en orbital beregnet i gennemsnit i form og energi, opnået ved at blande originalen s-
Og s-orbitaler.
7. For et carbonatom kendes tre typer hybridisering: sp 3 , sp 2 og sp (se teksten til lektion 5).
9.
-binding - en kovalent binding dannet ved frontal overlapning af orbitaler langs en linje, der forbinder atomernes centre.
-binding – en kovalent binding dannet ved lateral overlapning R-orbitaler på begge sider af linjen, der forbinder atomernes centre.
-Bindelser er vist ved den anden og tredje linje mellem forbundne atomer.