AO hübridisatsiooni tüübid. Molekulaarne polaarsus

Valentssideme meetod võimaldab selgelt selgitada paljude molekulide ruumilisi omadusi. Siiski ei piisa tavalisest orbitaalide kujundist, et vastata küsimusele, miks, kui keskaatomil on erinev - s, lk, d– valentsorbitaalid, mille poolt moodustatud sidemed identsete asendajatega molekulides osutuvad oma energia- ja ruumiomadustelt samaväärseteks. 19. sajandi kahekümnendatel pakkus Linus Pauling välja elektronide orbitaalide hübridisatsiooni kontseptsiooni. Hübridisatsioon on aatomiorbitaalide kuju ja energia joondamise abstraktne mudel.

Hübriidsete orbitaalkujude näited on toodud tabelis 5.

Tabel 5. Hübriid sp, sp 2 , sp 3 orbitaali

Hübridisatsiooni mõistet on mugav kasutada molekulide geomeetrilise kuju ja sidenurkade suuruse selgitamisel (ülesannete näited 2–5).

Algoritm molekulide geomeetria määramiseks BC meetodil:

A. Määrake keskne aatom ja σ-sidemete arv terminaalsete aatomitega.

b. Koostage kõigi aatomite elektroonilised konfiguratsioonid, mis moodustavad väliste elektrooniliste tasandite molekuli ja graafilised kujutised.

V. BC-meetodi põhimõtete kohaselt on iga sideme moodustamiseks vaja elektronide paari, üldjuhul igast aatomist ühte. Kui keskaatomi jaoks pole piisavalt paarituid elektrone, tuleks eeldada aatomi ergastumist ühe elektronpaari üleminekuga kõrgemale energiatasemele.

d) Eeldage hübridisatsiooni vajadust ja tüüpi, võttes arvesse kõiki sidemeid ja esimese perioodi elementide puhul paarituid elektrone.

e) Joonistage ülaltoodud järelduste põhjal kõigi molekulis olevate aatomite elektronorbitaalid (hübriidsed või mitte) ja nende kattumine. Tehke järeldus molekuli geomeetria ja sidenurkade ligikaudse väärtuse kohta.

f. Määrake sideme polaarsusaste aatomite elektronegatiivsuse väärtuste põhjal (tabel 6) Määrake dipoolmomendi olemasolu positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmete asukoha ja/või sideme sümmeetria põhjal. molekul.

Tabel 6. Mõnede elementide elektronegatiivsuse väärtused Paulingi järgi

Näited ülesannetest

1. harjutus. Kirjeldage keemilist sidet CO molekulis, kasutades BC meetodit.

Lahendus (joonis 25)

A. Koostage kõigi molekuli moodustavate aatomite elektroonilised konfiguratsioonid.

b. Sideme moodustamiseks on vaja luua sotsialiseeritud elektronide paare

Joonis 25. Sideme moodustumise skeem CO molekulis (ilma orbitaalse hübridisatsioonita)

Järeldus: CO molekulis on kolmikside C≡O

CO molekuli puhul võime eeldada olemasolu sp-mõlema aatomi orbitaalide hübridiseerumine (joon. 26). Paaritud elektronid, mis ei osale sidemete moodustamises, paiknevad sp- hübriidorbitaal.

Joonis 26. Sideme moodustumise skeem CO molekulis (arvestades orbitaalide hübridisatsiooni)

2. ülesanne. BC-meetodi põhjal eeldage BeH 2 molekuli ruumilist struktuuri ja tehke kindlaks, kas molekul on dipool.

Probleemi lahendus on toodud tabelis 7.

Tabel 7. BeH 2 molekuli geomeetria määramine

	Elektrooniline konfiguratsioon		Märkmed
A.			Keskne aatom on berüllium. See peab moodustama vesinikuaatomitega kaks ϭ-sidet
b.	H: 1 s 1 Ole: 2 s 2		Vesinikuaatomil on paaritu elektron, berülliumi aatomil on kõik elektronid paaris, see tuleb viia ergastatud olekusse
V.	H: 1 s 1 olla*: 2 s 1 2lk 1		Kui üks vesinikuaatom on berülliumiga seotud 2 s- berülliumi elektron ja teine - tänu 2 lk-berülliumi elektron, siis poleks molekulil sümmeetriat, mis ei ole energeetiliselt põhjendatud, ja Be-H sidemed ei oleks samaväärsed.
G.	H: 1 s 1 olema*: 2( sp) 2		Tuleks eeldada, et on olemas sp- hübridiseerimine
d.			Kaks sp-hübriidorbitaalid paiknevad 180° nurga all, BeH 2 molekul on lineaarne
e.		Elektronegatiivsus χ H = 2,1, χ Be = 1,5, seetõttu on side kovalentne polaarne, elektronide tihedus on nihkunud vesinikuaatomile, sellele tekib väike negatiivne laeng δ–. Berülliumi aatomil δ+. Kuna positiivse ja negatiivse laengu raskuskeskmed langevad kokku (see on sümmeetriline), ei ole molekul dipool.

Sarnased põhjendused aitavad kirjeldada molekulide geomeetriat sp 2 - ja sp 3-hübriidorbitaalid (tabel 8).

Tabel 8. BF 3 ja CH 4 molekulide geomeetria

3. ülesanne. Lähtudes BC meetodist, oletage H 2 O molekuli ruumiline struktuur ja tehke kindlaks, kas molekul on dipool. Võimalikke lahendusi on kaks, need on toodud tabelites 9 ja 10.

Tabel 9. H 2 O molekuli geomeetria määramine (ilma orbitaalse hübridisatsioonita)

	Elektrooniline konfiguratsioon	Välistasandi orbitaalide graafiline esitus	Märkmed
A.
b.	H: 1 s 1 O: 2 s 2 2lk 4
V.			Paarituid elektrone on piisavalt, et moodustada vesinikuaatomitega kaks ϭ-sidet.
G.			Hübridisatsiooni võib tähelepanuta jätta
d.
e.

Seega peaks veemolekuli sideme nurk olema umbes 90°. Sidemete vaheline nurk on aga ligikaudu 104°.

Seda saab seletada

1) üksteise lähedal asuvate vesinikuaatomite tõrjumine.

2) Orbitaalide hübridiseerumine (tabel 10).

Tabel 10. H 2 O molekuli geomeetria määramine (arvestades orbitaalide hübridisatsiooni)

	Elektrooniline konfiguratsioon	Välistasandi orbitaalide graafiline esitus	Märkmed
A.			Keskne aatom on hapnik. See peab moodustama kaks ϭ-sidet vesinikuaatomitega.
b.	H: 1 s 1 O: 2 s 2 2lk 4		Vesinikuaatomil on paaritu elektron ja hapnikuaatomil kaks paarita elektroni.
V.			Vesinikuaatomil on paaritu elektron ja hapnikuaatomil kaks paarita elektroni.
G.			104° nurk viitab olemasolule sp 3-hübridisatsioon.
d.			Kaks sp 3-hübriidorbitaalid paiknevad ligikaudu 109° nurga all, H 2 O molekul on kujult tetraeedrile lähedane, sidenurga vähenemine on seletatav elektronide mittesiduva paari mõjuga.
e.		Elektronegatiivsus χ Н = 2,1, χ О = 3,5, seetõttu on side kovalentne polaarne, elektrontihedus on nihkunud hapnikuaatomile, sellele tekib väike negatiivne laeng 2δ– Vesinikuaatomil δ+. Kuna positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed ei lange kokku (ei ole sümmeetriline), on molekuliks dipool.

Sarnane arutluskäik võimaldab selgitada sideme nurki ammoniaagi molekulis NH 3 . Üksikuid elektronpaare hõlmav hübridisatsioon eeldatakse tavaliselt ainult II perioodi elementide aatomite orbitaalide puhul. Sidenurgad molekulides H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Sama on täheldatud seeriates NH 3, РH 3, AsH 3. Nende molekulide geomeetria kirjeldamisel traditsiooniliselt nad kas ei kasuta hübridisatsiooni mõistet või selgitavad tetraeedrinurga vähenemist üksiku paari suureneva mõjuga.

Räägime sellest, kuidas määrata hübridisatsiooni tüüpi, ja kaalume ka molekuli geomeetrilist struktuuri.

Termini ajalugu

Kahekümnenda sajandi alguses pakkus L. Paulingle välja kovalentsete sidemetega molekulide geomeetria teooria. Ühenduse kujunemisel võeti aluseks elektronpilvede kattumine. Seda meetodit hakati nimetama valentssidemeteks. Kuidas määrata aatomite hübridisatsiooni tüüpi ühendites? Teooria autor tegi ettepaneku võtta arvesse hübriidorbitaalide segunemist.

Definitsioon

Et mõista, kuidas ühendites hübridisatsiooni tüüpi määrata, vaatame, mida see termin tähendab.

Hübridisatsioon on elektronide orbitaalide segunemine. Selle protsessiga kaasneb energia jaotumine neis ja nende kuju muutumine. Sõltuvalt segatud s- ja p-orbitaalide hulgast võib hübridisatsiooni tüüp olla erinev. Orgaanilistes ühendites võib süsinikuaatom eksisteerida sp, sp2, sp3 olekus. On ka keerulisemaid vorme, milles lisaks sp-le osalevad ka d-orbitaalid.

Reeglid anorgaaniliste ainete tuvastamiseks molekulides

Hübridisatsiooni variandi saab tuvastada kovalentse keemilise sidemega ühendite puhul, millel on AVP tüüpi. A on põhiaatom, B on ligand, n on arv kahest või kõrgemast. Sellises olukorras lähevad hübridisatsiooni ainult põhiaatomi valentsorbitaalid.

Määramise meetodid

Räägime üksikasjalikumalt hübridisatsiooni tüübi määramisest. Keemilises mõttes tähendab see termin orbitaalide energia ja kuju muutumist. Sarnast protsessi täheldatakse juhtudel, kui sideme moodustamiseks kasutatakse eri tüüpi elektrone.

Hübridisatsiooni tüübi määramise mõistmiseks kaaluge metaani molekuli. See aine on küllastunud (küllastunud) süsivesinike homoloogse seeria esimene esindaja. Kosmoses on CH4 molekul tetraeeder. Üks süsinikuaatom moodustab vesinikuga sidemeid, mille energia ja pikkus on sarnased. Selliste hübriidpilvede moodustamiseks kasutatakse kolme p ja ühte es elektroni.

Neli pilve segunevad ja ilmuvad neli identset (hübriidset) liiki, mis on ebakorrapärase kaheksakujulise kujuga. Seda tüüpi hübridisatsiooni nimetatakse sp3-ks. Kõiki süsivesinikke, mis sisaldavad ainult lihtsaid (üksik)sidemeid, iseloomustab just seda tüüpi süsinikuaatomi hübridisatsioon. Sidenurk on 109 kraadi 28 minutit.

Jätkame vestlust hübridisatsiooni tüübi kindlaksmääramise kohta. Etüleeni seeria näited annavad ülevaate sp2 hübridisatsioonist. Näiteks etüleeni molekulis kasutatakse neljast ainult kolme keemilise sideme moodustamiseks. Ülejäänud mittehübriidne p-elektron moodustab kaksiksideme.

Atsetüleen on SpN2n-2 klassi lihtsaim esindaja. Selle süsivesinike klassi eripäraks on kolmiksideme olemasolu. Süsinikuaatomi neljast valentselektronist muudavad ainult kaks oma kuju ja energiat, muutudes hübriidseks. Ülejäänud kaks elektroni osalevad kahe kaksiksideme moodustamises, määrates selle orgaaniliste ühendite klassi küllastumata olemuse.

Järeldus

Arvestades orgaanilist ja hübridisatsiooni puudutavat küsimust, võetakse arvesse hübridisatsiooni, mille energia ja vorm on sellisel juhul joondatud. Seotud aatomi tuuma lähedal asuvat elektroni iseloomustab orbitaalide kogum, millel on sama teave hübridisatsiooni tüübi kohta, mis võimaldab hinnata aine keemilisi omadusi.

sp3 hübridisatsioon

sp 3 -Hübridiseerimine - hübridisatsioon, milles aatomiorbitaalid on üks s- ja kolm lk-elektronid (joon. 1).

Riis. 1. Haridus sp 3-hübriidorbitaalid

Neli sp 3-hübriidorbitaalid on ruumis sümmeetriliselt orienteeritud 109°28" nurga all (joonis 2).

Aatomi mudel c sp 3-hübriidorbitaalid

Molekuli, mille keskaatom on moodustunud, ruumiline konfiguratsioon sp 3-hübriidorbitaalid – tetraeeder

Molekuli, mille keskaatom on moodustunud, tetraeedriline ruumikonfiguratsioon sp 3-hübriidorbitaalid

hübridisatsiooniaatomi orbiidi süsinik

Näited ühenditest, mida iseloomustavad sp 3-hübridisatsioon: NH 3, POCl 3, SO 2 F 2, SOBr 2, NH 4+, H 3 O +. Samuti sp 3-hübridiseerumist täheldatakse kõigis küllastunud süsivesinikes (alkaanid, tsükloalkaanid) ja teistes orgaanilistes ühendites: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 jne. Alkaanide üldvalem on: C n H 2n +2. Tsükloalkaanide üldvalem on C n H 2n. Küllastunud süsivesinikes on kõik keemilised sidemed üksikud, seega ainult nende ühendite hübriidorbitaalide vahel juures-kattuv.

Aatomiorbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis aatomi tuuma ümber. Elektronipilv on ruumipiirkond, milles elektron on suure tõenäosusega tuvastatav.

Süsinikuaatomi elektroonilise struktuuri ja selle elemendi valentsi ühtlustamiseks kasutatakse mõisteid süsinikuaatomi ergastamise kohta. Tavalises (ergastamata) olekus on süsinikuaatomil kaks paaritut 2 R 2 elektroni. Ergastatud olekus (kui energia neeldub) üks kahest s 2 elektroni võivad minna vabaks R- orbitaalne. Seejärel ilmub süsinikuaatomisse neli paaritut elektroni:

Tuletagem meelde, et aatomi elektroonilises valemis (näiteks süsiniku jaoks 6 C - 1 s 2 2s 2 2lk 2) suured numbrid tähtede ees - 1, 2 - näitavad energiataseme numbrit. Kirjad s Ja R näitavad elektronipilve (orbitaali) kuju ja tähtede kohal paremal olevad numbrid näitavad elektronide arvu antud orbitaalil. Kõik s- sfäärilised orbitaalid

Teisel energiatasemel, välja arvatud 2 s- seal on kolm orbitaali 2 R-orbitaalid. Need 2 R-orbitaalid on hantlitele sarnaselt ellipsoidse kujuga ja on ruumis orienteeritud üksteise suhtes 90° nurga all. 2 R- Orbitaalid tähistavad 2 R X , 2R y ja 2 R z vastavalt telgedele, mida mööda need orbitaalid paiknevad.

P-elektronide orbitaalide kuju ja orientatsioon

Keemiliste sidemete moodustumisel omandavad elektronide orbitaalid sama kuju. Seega küllastunud süsivesinikes üks s-orbitaalne ja kolm R-süsinikuaatomi orbitaalid moodustavad neli identset (hübriidset) sp 3-orbitaalid:

see - sp 3 - hübridiseerimine.

Hübridiseerimine- aatomiorbitaalide joondamine (segamine) s Ja R) uute aatomiorbitaalide moodustumisega nn hübriidorbitaalid.

Neli sp 3 -süsinikuaatomi hübriidorbitaalid

Seega on nende orbitaalide vahelised nurgad tetraeedrilised, võrdne 109°28".

Elektronide orbitaalide tipud võivad kattuda teiste aatomite orbitaalidega. Kui elektronpilved kattuvad piki aatomite keskpunkte ühendavat joont, siis sellist kovalentset sidet nimetatakse sigma() - suhtlus. Näiteks etaanimolekulis C 2 H 6 tekib keemiline side kahe süsinikuaatomi vahel kahe hübriidorbitaali kattumisel. See on ühendus. Lisaks iga süsinikuaatomi oma kolmega sp 3-orbitaalid kattuvad s-kolme vesinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad kolm -sidet.

Elektronipilvede kattumise skeem etaanimolekulis

Kokku on süsinikuaatomi puhul võimalik kolm erinevat tüüpi hübridisatsiooniga valentsolekut. Välja arvatud sp 3-hübridisatsioon on olemas sp 2 - ja sp- hübridiseerimine.

sp 2 -Hübridiseerimine- ühe segamine s- ja kaks R-orbitaalid. Selle tulemusena moodustub kolm hübriidi sp 2 -orbitaalid. Need sp 2-orbitaalid asuvad samal tasapinnal (telgedega X, juures) ja on suunatud kolmnurga tippudele, mille orbitaalide vaheline nurk on 120°. Hübrideerimata R-orbitaal on risti kolme hübriidi tasapinnaga sp 2-orbitaalid (orienteeritud piki telge z). Ülemine pool R-orbitaalid on tasapinnast kõrgemal, alumine pool tasandist allpool.

Tüüp sp 2-süsinikhübridiseerumine toimub kaksiksidemega ühendites: C=C, C=O, C=N. Veelgi enam, ainult üks kahe aatomi vaheline side (näiteks C=C) võib olla - side. (Teised aatomi sideorbitaalid on suunatud vastassuundades.) Teine side tekib mittehübriidse kattumise tulemusena R-orbitaalid mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Orbitaalid (kolm sp 2 ja üks p) süsinikuaatom sp 2 - hübridiseerimine

Kovalentne side, mis moodustub külgmise kattumise teel R-nimetatakse naabersüsinikuaatomite orbitaale pi()-ühendus.

Haridus – seosed

Orbiidi väiksema kattumise tõttu on -side vähem tugev kui -side.

sp-Hübridiseerimine- see on ühe segunemine (kuju ja energia joondamine). s- ja üks R-orbitaalid kahe hübriidi moodustamiseks sp-orbitaalid. sp-Orbitaalid asuvad samal joonel (180° nurga all) ja on suunatud süsinikuaatomi tuumast vastassuundadesse. Kaks R-orbitaalid jäävad hübridiseerimata. Need asetatakse ühenduste suundade suhtes vastastikku risti. Pildi peal sp-orbitaalid on näidatud piki telge y ja hübridiseerimata kaks R-orbitaalid- piki telge X Ja z.

Süsiniku aatomiorbitaalid (kaks sp ja kaks p) sp hübridisatsiooni olekus

Süsinik-süsinik kolmikside CC koosneb -sidemest, mis moodustub kattumisel sp-hübriidorbitaalid ja kaks -sidemeid.

Süsinikuaatomi elektrooniline struktuur

Orgaanilistes ühendites sisalduval süsinikul on konstantne valents. Süsinikuaatomi viimane energiatase sisaldab 4 elektroni, millest kaks asuvad sfäärilise kujuga 2s orbitaalil ja kaks elektroni 2p orbitaalil, millel on hantli kuju. Ergastatuna võib üks elektron 2s orbitaalilt liikuda ühele vabadest 2p orbitaalidest. See üleminek nõuab teatud energiakulu (403 kJ/mol). Selle tulemusena on ergastatud süsinikuaatomil 4 paarita elektroni ja selle elektronkonfiguratsiooni väljendatakse valemiga 2s1 2p3.

Ergastatud olekus süsinikuaatom on võimeline moodustama 4 kovalentset sidet 4 enda paaritu elektroni ja 4 teiste aatomite elektroni tõttu. Seega moodustab süsinikuaatom metaani süsivesiniku (CH4) puhul 4 sidet vesinikuaatomite s-elektronidega. Sel juhul 1 s-s tüüpi side (süsinikuaatomi s-elektroni ja vesinikuaatomi s-elektroni vahel) ja 3 p-s sidet (süsinikuaatomi 3 p-elektroni ja 3 vesiniku 3 s-elektroni vahel aatomid) peaksid moodustuma. See viib järeldusele, et süsinikuaatomi poolt moodustatud neli kovalentset sidet on ebavõrdsed. Praktilised kogemused keemias näitavad aga, et metaani molekulis on kõik 4 sidet absoluutselt samaväärsed ja metaani molekulil on tetraeedriline struktuur sidenurkadega 109°, mis ei saaks nii olla, kui sidemed oleksid ebavõrdsed. Lõppude lõpuks on ainult p-elektronide orbitaalid ruumis orienteeritud piki vastastikku risti asetsevaid telgesid x, y, z ja s-elektroni orbitaal on sfäärilise kujuga, nii et selle elektroniga sideme tekkimise suund oleks olla meelevaldne. Hübridisatsiooniteooria suutis seda vastuolu selgitada. L. Polling väitis, et üheski molekulis ei ole üksteisest eraldatud sidemeid. Sidemete moodustumisel kattuvad kõigi valentselektronide orbitaalid. On teada mitut tüüpi elektronorbitaalide hübridisatsiooni. Eeldatakse, et metaani ja teiste alkaanide molekulis siseneb hübridisatsiooni 4 elektroni.

Süsinikuaatomi orbitaalide hübridiseerumine

Orbitaalne hübridisatsioon on mõne elektroni kuju ja energia muutumine kovalentse sideme moodustamisel, mille tulemuseks on tõhusam orbiidi kattumine ja sideme tugevuse suurenemine. Orbitaalne hübridisatsioon toimub alati, kui sidemete moodustamises osalevad erinevat tüüpi orbitaalidesse kuuluvad elektronid. 1. sp 3 -hübridisatsioon (süsiniku esimene valentsseisund). Sp3 hübridisatsiooni käigus interakteeruvad ergastatud süsinikuaatomi 3 p orbitaalid ja üks orbitaal nii, et tekkivad orbitaalid on energialt absoluutselt identsed ja paiknevad ruumis sümmeetriliselt. Selle teisenduse saab kirjutada järgmiselt:

s + px+ py + pz = 4sp3

Hübridisatsiooni käigus ei muutu orbitaalide koguarv, vaid muutub ainult nende energia ja kuju. On näidatud, et sp3 hübridisatsiooniorbitaalid meenutavad kolmemõõtmelist kaheksat, mille üks labadest on teisest oluliselt suurem. Neli hübriidorbitaali on pikendatud keskpunktist kuni korrapärase tetraeedri tippudeni nurkade all 109,50. Hübriidelektronidest moodustunud sidemed (näiteks s-sp 3 side) on tugevamad kui hübridiseerimata p-elektronidest moodustunud sidemed (näiteks s-p side). sest hübriid-sp3-orbitaal annab suurema elektronorbitaali kattumise ala kui hübridiseerimata p-orbitaal. Molekulidel, milles sp3 hübridiseerumine toimub, on tetraeedriline struktuur. Nende hulka kuuluvad lisaks metaanile ka metaani homoloogid, anorgaanilised molekulid nagu ammoniaak. Joonistel on kujutatud hübridiseeritud orbitaali ja tetraeedrilist metaani molekuli. Metaanis süsiniku ja vesiniku aatomite vahel tekkivad keemilised sidemed kuuluvad 2. tüüpi y-sidemetesse (sp3 -s-side). Üldiselt iseloomustab iga sigma sidet asjaolu, et kahe omavahel seotud aatomi elektrontihedus kattub piki aatomite tsentreid (tuumasid) ühendavat joont. y-sidemed vastavad aatomiorbitaalide maksimaalsele võimalikule kattuvuse astmele, seega on nad üsna tugevad. 2. sp2 hübridisatsioon (süsiniku teine valentsseisund). See tekib ühe 2s ja kahe 2p orbitaali kattumise tulemusena. Saadud sp2-hübriidorbitaalid paiknevad samas tasapinnas üksteise suhtes 1200 nurga all ja hübridiseerimata p-orbitaal on sellega risti. Orbitaalide koguarv ei muutu – neid on neli.

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

Sp2 hübridisatsiooni olek esineb alkeeni molekulides, karbonüül- ja karboksüülrühmades, st. kaksiksidet sisaldavates ühendites. Seega moodustavad etüleeni molekulis süsinikuaatomi hübridiseerunud elektronid 3 y-sidet (kaks sp 2 -s tüüpi sidet süsinikuaatomi ja vesinikuaatomite vahel ning üks sp 2 -sp 2 tüüpi side süsinikuaatomite vahel). Ühe süsinikuaatomi ülejäänud hübridiseerimata p-elektron moodustab p-sideme teise süsinikuaatomi hübridiseerimata p-elektroniga. P-sideme iseloomulik tunnus on see, et elektronide orbitaalide kattumine toimub väljaspool kahte aatomit ühendavat joont. Orbitaalide kattumine toimub mõlemat süsinikuaatomit ühendava y-sideme kohal ja all. Seega on kaksikside y- ja p-sidemete kombinatsioon. Esimesed kaks joonist näitavad, et etüleeni molekulis on etüleeni molekuli moodustavate aatomite vahelised sidenurgad 1200 (vastab kolme sp2 hübriidorbitaali ruumilisele orientatsioonile). Kolmas ja neljas joonis näitavad p-sideme teket. etüleen (y-sidemete moodustumine) etüleen (pi-sideme teke) Kuna hübridiseerimata p-orbitaalide kattuvusala p-sidemetes on väiksem kui orbitaalide kattuvusala y-sidemetes, siis p-side on vähem tugev kui y-side ja on keemilistes reaktsioonides kergemini purunev. 3. sp-hübridisatsioon (süsiniku kolmas valentsseisund). Sp-hübridisatsiooni olekus on süsinikuaatomil kaks sp-hübriidorbitaali, mis paiknevad lineaarselt üksteise suhtes 1800 nurga all, ja kaks mittehübridiseerunud p-orbitaali, mis paiknevad kahel üksteisega risti asetseval tasapinnal. sp- Hübridiseerumine on tüüpiline alküünidele ja nitriilidele, st. kolmiksidet sisaldavate ühendite puhul.

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

Seega on atsetüleeni molekulis aatomitevahelised sidemenurgad 1800. Süsinikuaatomi hübridiseerunud elektronid moodustavad 2 y-sidet (üks sp-s side süsinikuaatomi ja vesinikuaatomi vahel ning teine sp-sp side süsinikuaatomite vahel. Ühe süsinikuaatomi kaks hübridiseerimata p-elektroni moodustavad kaks p-sidet hübridiseerimata p-elektronidega teine süsinikuaatom.P-elektronide orbitaalide kattumine ei toimu mitte ainult y-sideme kohal ja all, vaid ka ees ja taga ning p-elektronide kogupilv on silindrilise kujuga. kolmikside on kombinatsioon ühest y-sidemest ja kahest p-sidemest. Kahe vähemtugeva p-sideme olemasolu atsetüleeni molekulis tagab selle aine võime astuda liitumisreaktsioonidesse koos kolmiksideme katkemisega.

Järeldus: sp3 hübridisatsioon on iseloomulik süsinikuühenditele. Ühe s-orbitaali ja kolme p-orbitaali hübridisatsiooni tulemusena moodustub neli hübriidset sp3 orbitaali, mis on suunatud tetraeedri tippude poole orbitaalidevahelise nurgaga 109°.

Süsinikuaatomi mudel

Süsinikuaatomi valentselektronid paiknevad ühel 2s orbitaalil ja kahel 2p orbitaalil. 2p orbitaalid asuvad üksteise suhtes 90° nurga all ja 2s orbitaalil on sfääriline sümmeetria. Seega ei seleta süsinikuaatomi orbitaalide paigutus ruumis 109,5°, 120° ja 180° sidenurkade esinemist orgaanilistes ühendites.

Selle vastuolu lahendamiseks võeti kasutusele kontseptsioon aatomiorbitaalide hübridisatsioon. Süsinikuaatomi sidemete paigutuse kolme võimaluse olemuse mõistmiseks oli vaja mõista kolme tüüpi hübridisatsiooni.

Hübridisatsiooni kontseptsiooni esilekerkimise võlgneme Linus Paulingule, kes tegi palju keemilise sideme teooria arendamiseks.

Hübridisatsiooni kontseptsioon selgitab, kuidas süsinikuaatom muudab oma orbitaale, moodustades ühendeid. Allpool käsitleme seda orbitaalide ümberkujundamise protsessi samm-sammult. Tuleb meeles pidada, et hübridisatsiooniprotsessi etappideks või faasideks jagamine pole tegelikult midagi muud kui mentaalne tehnika, mis võimaldab kontseptsiooni loogilisemalt ja kättesaadavamalt esitada. Sellest hoolimata on järeldused süsinikuaatomi sidemete ruumilise orientatsiooni kohta, milleni me lõpuks jõuame, täielikult kooskõlas asjade tegeliku seisuga.

Süsinikuaatomi elektrooniline konfiguratsioon maapinnas ja ergastatud olekus

Vasakpoolne joonis näitab süsinikuaatomi elektroonilist konfiguratsiooni. Meid huvitab ainult valentselektronite saatus. Esimese sammu tulemusena, mida nimetatakse põnevust või edendamine, liigub üks kahest 2s elektronist tühjale 2p orbitaalile. Teises etapis toimub tegelik hübridisatsiooniprotsess, mida võib mõnevõrra tinglikult ette kujutada ühe s- ja kolme p-orbitaali segunemisena ning nendest nelja uue identse orbitaali moodustumisena, millest igaüks säilitab s-i omadused. -orbitaal veerandi võrra ja omadused kolmveerand p-orbitaalid. Neid uusi orbitaale nimetatakse sp 3 - hübriid. Siin ei tähista ülaindeks 3 orbitaalidel hõivatud elektronide arvu, vaid hübridisatsioonis osalenud p-orbitaalide arvu. Hübriidorbitaalid on suunatud tetraeedri tippude poole, mille keskmes on süsinikuaatom. Iga sp 3 hübriidorbitaal sisaldab ühte elektroni. Need elektronid osalevad kolmandas etapis sidemete moodustumisel nelja vesinikuaatomiga, moodustades sideme nurgad 109,5°.

sp3 - hübridisatsioon. Metaani molekul.

Tasapinnaliste molekulide moodustumine sidenurkadega 120° on näidatud alloleval joonisel. Siin, nagu sp 3 hübridisatsiooni puhul, on esimene samm ergastus. Teises etapis osalevad hübridisatsioonis üks 2s ja kaks 2p orbitaali, moodustades kolm sp 2 -hübriid orbitaalid, mis asuvad samal tasapinnal üksteise suhtes 120° nurga all.

Kolme sp2 hübriidorbitaali moodustumine

Üks p-orbitaal jääb hübridiseerimata ja asub risti sp 2 hübriidorbitaalide tasapinnaga. Seejärel (kolmas samm) kahe süsinikuaatomi kaks sp 2 hübriidorbitaali ühendavad elektronid, moodustades kovalentse sideme. Sellist sidet, mis tekib kahe aatomiorbitaali kattumisel piki aatomituumasid ühendavat joont, nimetatakse σ-side.

Sigma- ja pi-sidemete moodustumine etüleeni molekulis

Neljas etapp on teise sideme moodustumine kahe süsinikuaatomi vahel. Side tekib hübridiseerimata 2p orbitaalide üksteise vastas olevate servade kattumise tulemusena ja nn. π side. Uus molekulaarorbitaal on kombinatsioon kahest piirkonnast, mis on hõivatud π-sideme elektronidega – σ-sideme kohal ja all. Mõlemad sidemed (σ ja π) moodustavad koos kaksikside süsinikuaatomite vahel. Ja lõpuks, viimane, viies samm on sidemete moodustamine süsiniku- ja vesinikuaatomite vahel, kasutades nelja ülejäänud sp 2 hübriidorbitaali elektrone.

Kaksikside etüleeni molekulis

Kolmandat ja viimast hübridisatsioonitüüpi illustreerib näide lihtsaimast kolmiksidet sisaldavast molekulist, atsetüleeni molekulist. Esimene samm on aatomi ergastamine samamoodi nagu varem. Teises etapis toimub ühe 2s ja ühe 2p orbitaali hübridiseerumine kahe moodustumisega sp-hübriid orbitaalid, mis asuvad 180° nurga all. Ja kahe π-sideme moodustamiseks vajalikud kaks 2p orbitaali jäävad muutumatuks.

Kahe sp hübriidorbitaali teke

Järgmine samm on σ sideme moodustamine kahe sp-hübridiseeritud süsinikuaatomi vahel, seejärel tekib kaks π sidet. Üks σ side ja kaks π sidet kahe süsinikuaatomi vahel koos moodustavad kolmikside. Lõpuks moodustuvad sidemed kahe vesinikuaatomiga. Atsetüleeni molekulil on lineaarne struktuur, kõik neli aatomit asuvad samal sirgel.

Oleme näidanud, kuidas kolm peamist tüüpi molekulaargeomeetriat orgaanilises keemias tekivad süsinikuaatomi orbitaalide erinevate transformatsioonide tulemusena.

Molekulis olevate erinevate aatomite hübridisatsiooni tüübi määramiseks võib välja pakkuda kaks meetodit.

1. meetod. Kõige üldisem meetod, mis sobib mis tahes molekulide jaoks. Sidenurga sõltuvuse põhjal hübridisatsioonist:

a) sidenurgad 109,5°, 107° ja 105° näitavad sp3 hübridisatsiooni;

b) sidenurk umbes 120° -sp2-hübridisatsioon;

c) sidenurga 180°-sp hübridisatsioon.

2. meetod. Sobib enamikule orgaanilistele molekulidele. Kuna sideme tüüp (üksik-, topelt-, kolmik) on seotud geomeetriaga, on sidemete olemuse järgi võimalik määrata antud aatomi hübridisatsiooni tüüp:

a) kõik ühendused on lihtsad – sp 3 -hübridisatsioon;

b) üks kaksikside – sp 2 -hübridisatsioon;

c) üks kolmikside - sp-hübridisatsioon.

Hübridiseerimine on vaimne operatsioon tavaliste (energeetiliselt kõige soodsamate) aatomiorbitaalide muutmisel uuteks orbitaalideks, mille geomeetria vastab molekulide eksperimentaalselt määratud geomeetriale.

Jätkamine. Vaata algust sisse № 15, 16/2004

Õppetund 5. Hübridiseerimine
süsiniku aatomi orbitaalid

Kovalentne keemiline side moodustub jagatud sidemega elektronpaaride abil, näiteks:

Moodustavad keemilise sideme, s.t. Ainult paarita elektronid võivad luua ühise elektronipaari teisest aatomist pärit "võõra" elektroniga. Elektrooniliste valemite kirjutamisel paiknevad paardumata elektronid ükshaaval orbiidirakus.
Aatomiorbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis aatomituuma ümber. Elektronipilv on ruumipiirkond, milles elektron on suure tõenäosusega tuvastatav.
Süsinikuaatomi elektroonilise struktuuri ja selle elemendi valentsi ühtlustamiseks kasutatakse mõisteid süsinikuaatomi ergastamise kohta. Tavalises (ergastamata) olekus on süsinikuaatomil kaks paaritut 2 R 2 elektroni. Ergastatud olekus (kui energia neeldub) üks kahest s 2 elektroni võivad minna vabaks R- orbitaalne. Seejärel ilmub süsinikuaatomisse neli paaritut elektroni:

Tuletagem meelde, et aatomi elektroonilises valemis (näiteks süsiniku jaoks 6 C – 1 s 2 2s 2 2lk 2) suured numbrid tähtede ees - 1, 2 - näitavad energiataseme numbrit. Kirjad s Ja R näitavad elektronipilve (orbitaali) kuju ja tähtede kohal paremal olevad numbrid näitavad elektronide arvu antud orbitaalil. Kõik s- sfäärilised orbitaalid:

Teisel energiatasemel, välja arvatud 2 s- seal on kolm orbitaali 2 R-orbitaalid. Need 2 R-orbitaalid on hantlitele sarnaselt ellipsoidse kujuga ja on ruumis orienteeritud üksteise suhtes 90° nurga all. 2 R- Orbitaalid tähistavad 2 p x, 2p y ja 2 p z vastavalt telgedele, mida mööda need orbitaalid paiknevad.

see - sp 3 - hübridiseerimine.
Hübridiseerimine– aatomiorbitaalide joondamine (segamine) s Ja R) uute aatomiorbitaalide moodustumisega nn hübriidorbitaalid.

Hübriidorbitaalidel on asümmeetriline kuju, mis on kinnitatud aatomi poole piklik. Elektronpilved tõrjuvad üksteist ja asuvad ruumis üksteisest võimalikult kaugel. Sel juhul teljed neli sp 3-hübriidorbitaalid osutuvad suunatud tetraeedri tippude poole (korrapärane kolmnurkne püramiid).
Seega on nende orbitaalide vahelised nurgad tetraeedrilised, võrdne 109°28".
Elektronide orbitaalide tipud võivad kattuda teiste aatomite orbitaalidega. Kui elektronpilved kattuvad piki aatomite keskpunkte ühendavat joont, siis sellist kovalentset sidet nimetatakse sigma()-ühendus. Näiteks etaanimolekulis C 2 H 6 tekib keemiline side kahe süsinikuaatomi vahel kahe hübriidorbitaali kattumisel. See on ühendus. Lisaks iga süsinikuaatomi oma kolmega sp 3-orbitaalid kattuvad s-kolme vesinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad kolm -sidet.

Kokku on süsinikuaatomi puhul võimalik kolm erinevat tüüpi hübridisatsiooniga valentsolekut. Välja arvatud sp 3-hübridisatsioon on olemas sp 2 - ja sp- hübridiseerimine.
sp 2 -Hübridiseerimine- ühe segamine s- ja kaks R-orbitaalid. Selle tulemusena moodustub kolm hübriidi sp 2 -orbitaalid. Need sp 2-orbitaalid asuvad samal tasapinnal (telgedega X, juures) ja on suunatud kolmnurga tippudele, mille orbitaalide vaheline nurk on 120°. Hübrideerimata
R-orbitaal on risti kolme hübriidi tasapinnaga sp 2-orbitaalid (orienteeritud piki telge z). Ülemine pool R-orbitaalid on tasapinnast kõrgemal, alumine pool tasandist allpool.
Tüüp sp 2-süsinikhübridiseerumine toimub kaksiksidemega ühendites: C=C, C=O, C=N. Veelgi enam, ainult üks kahe aatomi vaheline side (näiteks C=C) võib olla - side. (Teised aatomi sideorbitaalid on suunatud vastassuundades.) Teine side tekib mittehübriidse kattumise tulemusena R-orbitaalid mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Kovalentne side, mis moodustub külgmise kattumise teel R-nimetatakse naabersüsinikuaatomite orbitaale pi()-ühendus.

Haridus
- side

Orbiidi väiksema kattumise tõttu on -side vähem tugev kui -side.
sp-Hübridiseerimine– see on ühe segunemine (kuju ja energia joondamine). s- ja üks
R-orbitaalid kahe hübriidi moodustamiseks sp-orbitaalid. sp-Orbitaalid asuvad samal joonel (180° nurga all) ja on suunatud süsinikuaatomi tuumast vastassuundadesse. Kaks
R-orbitaalid jäävad hübridiseerimata. Need asetatakse üksteisega risti
ühenduste suunad. Pildi peal sp-orbitaalid on näidatud piki telge y ja hübridiseerimata kaks
R-orbitaalid – piki telge X Ja z.

Süsinik-süsinik kolmikside CC koosneb -sidemest, mis moodustub kattumisel
sp-hübriidorbitaalid ja kaks -sidemeid.
Seos selliste süsinikuaatomi parameetrite vahel nagu seotud rühmade arv, hübridisatsiooni tüüp ja moodustunud keemiliste sidemete tüübid on näidatud tabelis 4.

Tabel 4

Kovalentsed süsiniksidemed

Rühmade arv seotud süsinikuga	Tüüp hübridisatsioon	Tüübid osalevad keemilised sidemed	Näited liitvalemitest
4	sp 3	Neli - ühendused
3	sp 2	Kolm - ühendused ja üks - ühendus
2	sp	Kaks - ühendused ja kaks - ühendused	H–CC–H

Harjutused.

1. Milliseid aatomite elektrone (näiteks süsiniku või lämmastiku) nimetatakse paarituteks?

2. Mida tähendab mõiste "jagatud elektronpaarid" kovalentse sidemega ühendites (näiteks CH 4 või H2S )?

3. Millised aatomite elektroonilised olekud (näiteks C või N ) nimetatakse põhilisteks ja millised on põnevil?

4. Mida tähendavad numbrid ja tähed aatomi elektroonilises valemis (näiteks C või N )?

5. Mis on aatomiorbitaal? Mitu orbitaali on C-aatomi teisel energiatasemel? ja kuidas need erinevad?

6. Mille poolest erinevad hübriidorbitaalid algsetest orbitaalidest, millest need moodustati?

7. Milliseid hübridisatsioonitüüpe tuntakse süsinikuaatomi kohta ja millest need koosnevad?

8. Joonistage süsinikuaatomi ühe elektroonilise oleku orbitaalide ruumilise paigutuse pilt.

9. Milliseid keemilisi sidemeid nimetatakse ja mida? Täpsustage-Ja-ühendused ühendustes:

10. Alltoodud ühendite süsinikuaatomite puhul märkige: a) hübridisatsiooni tüüp; b) selle keemiliste sidemete tüübid; c) sidenurgad.

1. teema harjutuste vastused

5. õppetund

1. Nimetatakse elektrone, mis asuvad orbitaalil ükshaaval paarimata elektronid. Näiteks ergastatud süsinikuaatomi elektronide difraktsioonivalemis on neli paardumata elektroni ja lämmastikuaatomil kolm:

2. Nimetatakse kahte elektroni, mis osalevad ühe keemilise sideme moodustumisel jagatud elektronide paar. Tavaliselt kuulus enne keemilise sideme moodustumist üks selle paari elektronidest ühele aatomile ja teine elektron teisele aatomile:

3. Aatomi elektrooniline olek, milles vaadeldakse elektronide orbitaalide täitmise järjekorda: 1 s 2 , 2s 2 , 2lk 2 , 3s 2 , 3lk 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4lk 2 jne, nimetatakse alusseisund. IN põnevil olek aatomi üks valentselektronidest hõivab suurema energiaga vaba orbitaali, sellise üleminekuga kaasneb paaritud elektronide eraldumine. Skemaatiliselt on see kirjutatud nii:

Kui põhiolekus oli paarituid valentselektrone vaid kaks, siis ergastatud olekus on selliseid elektrone neli.

5. Aatomiorbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis antud aatomi tuuma ümber. Süsinikuaatomi teisel energiatasemel on neli orbitaali - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Need orbitaalid erinevad:
a) elektronipilve kuju ( s- pall, R- hantel);
b) R-orbitaalid on ruumis erineva orientatsiooniga – piki vastastikku risti asetsevaid telgesid x, y Ja z, on need määratud p x, p y, p z.

6. Hübriidorbitaalid erinevad algsetest (mittehübriidsetest) orbitaalidest kuju ja energia poolest. Näiteks, s-orbitaal – sfääri kuju, R– sümmeetriline kaheksas, sp-hübriidorbitaal – asümmeetriline kaheksakene.
Energia erinevused: E(s) < E(sp) < E(R). Seega sp-orbital – kuju ja energiaga keskmistatud orbitaal, mis saadakse originaali segamisel s- Ja lk-orbitaalid.

7. Süsinikuaatomi jaoks on teada kolm hübridisatsiooni tüüpi: sp 3 , sp 2 ja sp (vaata 5. õppetunni teksti).

9. -side – kovalentne side, mis moodustub orbitaalide üksteisega kattumisel piki aatomite keskpunkte ühendavat joont.
-side – külgmise kattumise teel tekkinud kovalentne side R-orbitaalid mõlemal pool aatomite keskpunkte ühendavat joont.
-Sidemed on näidatud ühendatud aatomite vahelise teise ja kolmanda joonega.