Rodzaje hybrydyzacji AO. Polaryzacja molekularna

Metoda wiązań walencyjnych umożliwia jasne wyjaśnienie cech przestrzennych wielu cząsteczek. Jednak zwykłe pojęcie o kształtach orbitali nie wystarczy, aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego, jeśli atom centralny ma inny - S, P, D– orbitale walencyjne, utworzone przez nie wiązania w cząsteczkach z identycznymi podstawnikami okazują się równoważne pod względem energetycznym i przestrzennym. W latach dwudziestych XIX wieku Linus Pauling zaproponował koncepcję hybrydyzacji orbitali elektronowych. Hybrydyzacja to abstrakcyjny model wyrównania orbitali atomowych pod względem kształtu i energii.

Przykładowe kształty orbitali hybrydowych przedstawiono w tabeli 5.

Tabela 5. Hybryda sp., sp 2 , sp 3 orbitale

Pojęcie hybrydyzacji jest wygodne w użyciu przy wyjaśnianiu kształtu geometrycznego cząsteczek i wielkości kątów wiązań (przykłady zadań 2–5).

Algorytm wyznaczania geometrii cząsteczek metodą BC:

A. Określ atom centralny i liczbę wiązań σ z atomami końcowymi.

B. Narysuj konfiguracje elektroniczne wszystkich atomów tworzących cząsteczkę oraz graficzne obrazy zewnętrznych poziomów elektronowych.

V. Zgodnie z zasadami metody BC do powstania każdego wiązania potrzebna jest para elektronów, w ogólnym przypadku po jednym z każdego atomu. Jeżeli dla atomu centralnego nie ma wystarczającej liczby niesparowanych elektronów, należy założyć wzbudzenie atomu wraz z przejściem jednej z par elektronów na wyższy poziom energetyczny.

d. Założyć potrzebę i rodzaj hybrydyzacji, biorąc pod uwagę wszystkie wiązania oraz, dla pierwiastków pierwszego okresu, niesparowane elektrony.

e. Bazując na powyższych wnioskach, narysuj orbitale elektronowe (hybrydowe lub nie) wszystkich atomów w cząsteczce oraz ich nakładanie się. Wyciągnij wniosek na temat geometrii cząsteczki i przybliżonej wartości kątów wiązań.

f. Wyznaczyć stopień polaryzacji wiązania na podstawie wartości elektroujemności atomów (Tabela 6) Wyznaczyć obecność momentu dipolowego na podstawie położenia środków ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych i/lub symetrii cząsteczka.

Tabela 6. Wartości elektroujemności niektórych pierwiastków według Paulinga

Przykłady zadań

Ćwiczenie 1. Opisz wiązanie chemiczne w cząsteczce CO, stosując metodę BC.

Rozwiązanie (ryc. 25)

A. Narysuj konfiguracje elektronowe wszystkich atomów tworzących cząsteczkę.

B. Aby utworzyć wiązanie, konieczne jest utworzenie uspołecznionych par elektronów

Rysunek 25. Schemat tworzenia wiązania w cząsteczce CO (bez hybrydyzacji orbitalnej)

Wniosek: W cząsteczce CO występuje potrójne wiązanie C≡O

W przypadku cząsteczki CO możemy założyć obecność sp-hybrydyzacja orbitali obu atomów (ryc. 26). Sparowane elektrony nie biorące udziału w tworzeniu wiązań znajdują się na sp-orbital hybrydowy.

Rysunek 26. Schemat tworzenia wiązania w cząsteczce CO (z uwzględnieniem hybrydyzacji orbitali)

Zadanie 2. Na podstawie metody BC załóż strukturę przestrzenną cząsteczki BeH 2 i określ, czy cząsteczka jest dipolem.

Rozwiązanie problemu przedstawiono w tabeli 7.

Tabela 7. Wyznaczanie geometrii cząsteczki BeH 2

	Elektroniczna Konfiguracja		Notatki
A.			Centralnym atomem jest beryl. Musi utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru
B.	H: 1 S 1 Być: 2 S 2		Atom wodoru ma niesparowany elektron, atom berylu ma wszystkie sparowane elektrony, należy go przenieść do stanu wzbudzonego
V.	H: 1 S 1 Być*: 2 S 1 2P 1		Jeśli jeden atom wodoru związany jest z berylem w wyniku 2 S-elektron berylu, a drugi - z powodu 2 P-elektron berylu, wówczas cząsteczka nie miałaby symetrii, co nie jest energetycznie uzasadnione, a wiązania Be–H nie byłyby równoważne.
G.	H: 1 S 1 Być*: 2( sp) 2		Należy przyjąć, że istnieje sp-hybrydyzacja
D.			Dwa sp-orbitale hybrydowe ułożone są pod kątem 180°, cząsteczka BeH 2 jest liniowa
mi.		Elektroujemność χ H = 2,1, χ Be = 1,5, dlatego wiązanie jest kowalencyjne polarne, gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu wodoru, pojawia się na nim niewielki ładunek ujemny δ–. Na atomie berylu δ+. Ponieważ środki ciężkości ładunku dodatniego i ujemnego pokrywają się (jest to symetryczne), cząsteczka nie jest dipolem.

Podobne rozumowanie pomoże opisać geometrię cząsteczek sp 2 - i sp Orbitale 3-hybrydowe (Tabela 8).

Tabela 8. Geometria cząsteczek BF 3 i CH 4

Zadanie 3. Bazując na metodzie BC, załóż strukturę przestrzenną cząsteczki H 2 O i określ, czy cząsteczka jest dipolem. Możliwe są dwa rozwiązania, które przedstawiono w tabelach 9 i 10.

Tabela 9. Wyznaczanie geometrii cząsteczki H 2 O (bez hybrydyzacji orbitalnej)

	Elektroniczna Konfiguracja	Graficzne przedstawienie orbitali poziomu zewnętrznego	Notatki
A.
B.	H: 1 S 1 O: 2 S 2 2P 4
V.			Jest wystarczająco dużo niesparowanych elektronów, aby utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru.
G.			Hybrydyzację można pominąć
D.
mi.

Zatem cząsteczka wody powinna mieć kąt wiązania około 90°. Jednakże kąt pomiędzy wiązaniami wynosi około 104°.

Można to wyjaśnić

1) odpychanie atomów wodoru znajdujących się blisko siebie.

2) Hybrydyzacja orbitali (Tabela 10).

Tabela 10. Wyznaczanie geometrii cząsteczki H 2 O (z uwzględnieniem hybrydyzacji orbitali)

	Elektroniczna Konfiguracja	Graficzne przedstawienie orbitali poziomu zewnętrznego	Notatki
A.			Centralnym atomem jest tlen. Musi utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru.
B.	H: 1 S 1 O: 2 S 2 2P 4		Atom wodoru ma niesparowany elektron, a atom tlenu ma dwa niesparowane elektrony.
V.			Atom wodoru ma niesparowany elektron, a atom tlenu ma dwa niesparowane elektrony.
G.			Kąt 104° sugeruje obecność sp 3-hybrydyzacja.
D.			Dwa sp Orbitale 3-hybrydowe są ułożone pod kątem około 109°, cząsteczka H 2 O ma kształt zbliżony do czworościanu, zmniejszenie kąta wiązania tłumaczy się wpływem niewiążącej pary elektronów.
mi.		Elektroujemność χ Н = 2,1, χ О = 3,5, dlatego wiązanie jest kowalencyjne polarne, gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu tlenu, pojawia się na nim mały ładunek ujemny 2δ–, na atomie wodoru δ+. Ponieważ środki ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych nie pokrywają się (nie jest symetryczne), cząsteczka jest dipolem.

Podobne rozumowanie pozwala wyjaśnić kąty wiązań w cząsteczce amoniaku NH3. Hybrydyzację z udziałem wolnych par elektronów zakłada się zwykle tylko dla orbitali atomów pierwiastków okresu II. Kąty wiązań w cząsteczkach H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. To samo obserwuje się w szeregach NH 3, РH 3, AsH 3. Opisując geometrię tych cząsteczek, tradycyjnie albo nie odwołują się do koncepcji hybrydyzacji, albo tłumaczą spadek kąta czworościennego rosnącym wpływem wolnej pary.

Porozmawiajmy o tym, jak określić rodzaj hybrydyzacji, a także rozważyć strukturę geometryczną cząsteczki.

Historia terminu

Na początku XX wieku L. Paulingle zaproponował teorię geometrii cząsteczek z wiązaniami kowalencyjnymi. Za podstawę powstania połączenia przyjęto nakładanie się chmur elektronów. Metodę tę zaczęto nazywać wiązaniami walencyjnymi. Jak określić rodzaj hybrydyzacji atomów w związkach? Autor teorii zaproponował uwzględnienie mieszania orbitali hybrydowych.

Definicja

Aby zrozumieć, jak określić rodzaj hybrydyzacji w związkach, przyjrzyjmy się, co oznacza ten termin.

Hybrydyzacja to mieszanie orbitali elektronowych. Procesowi temu towarzyszy rozkład energii w nich i zmiana ich kształtu. W zależności od ilości zmieszanych orbitali s i p, rodzaj hybrydyzacji może być inny. W związkach organicznych atom węgla może występować w stanie sp, sp2, sp3. Istnieją również bardziej złożone formy, w które oprócz sp zaangażowane są orbitale d.

Zasady identyfikacji substancji nieorganicznych w cząsteczkach

Wariant hybrydyzacji można zidentyfikować dla związków z kowalencyjnym wiązaniem chemicznym, które mają typ AVP. A jest głównym atomem, B jest ligandem, n jest liczbą od dwóch lub wyższą. W takiej sytuacji do hybrydyzacji wejdą jedynie orbitale walencyjne głównego atomu.

Metody oznaczania

Porozmawiajmy bardziej szczegółowo o tym, jak określić rodzaj hybrydyzacji. W sensie chemicznym termin ten oznacza zmianę energii i kształtu orbitali. Podobny proces obserwuje się w przypadkach, gdy do utworzenia wiązania wykorzystywane są elektrony należące do różnych typów.

Aby zrozumieć, jak określić rodzaj hybrydyzacji, rozważmy cząsteczkę metanu. Substancja ta jest pierwszym przedstawicielem homologicznej serii nasyconych (nasyconych) węglowodorów. W przestrzeni cząsteczka CH4 jest czworościanem. Pojedynczy atom węgla tworzy wiązania z wodorami o podobnej energii i długości. Do wytworzenia takich chmur hybrydowych wykorzystuje się trzy elektrony p i jeden es.

Cztery chmury mieszają się i pojawiają się cztery identyczne (hybrydowe) gatunki, w kształcie nieregularnej ósemki. Ten typ hybrydyzacji nazywany jest sp3. Wszystkie węglowodory, które zawierają jedynie wiązania proste (pojedyncze), charakteryzują się właśnie tego typu hybrydyzacją atomu węgla. Kąt wiązania wynosi 109 stopni i 28 minut.

Kontynuujmy rozmowę o tym, jak określić rodzaj hybrydyzacji. Przykłady serii etylenowej zapewniają wgląd w hybrydyzację sp2. Na przykład w cząsteczce etylenu z czterech tylko trzy są wykorzystywane do utworzenia wiązania chemicznego. Pozostały niehybrydowy p-elektron tworzy wiązanie podwójne.

Acetylen jest najprostszym przedstawicielem klasy SpN2n-2. Szczególną cechą tej klasy węglowodorów jest obecność potrójnego wiązania. Z czterech elektronów walencyjnych atomu węgla tylko dwa zmieniają swój kształt i energię, stając się hybrydami. Dwa pozostałe elektrony biorą udział w tworzeniu dwóch podwójnych wiązań, decydujących o nienasyconym charakterze tej klasy związków organicznych.

Wniosek

Rozważając zagadnienie organiczne i hybrydyzację, bierze się pod uwagę hybrydyzację, w tym przypadku ich energia i forma są zbieżne. Elektron znajdujący się w pobliżu jądra związanego atomu charakteryzuje się zbiorem orbitali, które mają tę samą informację. Informacja o rodzaju hybrydyzacji pozwala ocenić właściwości chemiczne substancji.

hybrydyzacja sp3

sp 3 -Hybrydyzacja - hybrydyzacja, w której orbitale atomowe jednego S- i trzy P-elektrony (ryc. 1).

Ryż. 1. Edukacja sp Orbitale 3-hybrydowe

Cztery sp Orbitale 3-hybrydowe są symetrycznie zorientowane w przestrzeni pod kątem 109°28” (ryc. 2).

Model atomu c sp Orbitale 3-hybrydowe

Konfiguracja przestrzenna cząsteczki, z której powstaje atom centralny sp Orbitale 3-hybrydowe - czworościan

Tetraedryczna konfiguracja przestrzenna cząsteczki, z której powstaje centralny atom sp Orbitale 3-hybrydowe

atom hybrydyzacji, orbita węgla

Przykłady związków charakteryzujących się sp 3-hybrydyzacja: NH 3, POCl 3, SO 2 F 2, SOBr 2, NH 4+, H 3 O +. Również, sp 3-hybrydyzację obserwuje się we wszystkich węglowodorach nasyconych (alkanach, cykloalkanach) i innych związkach organicznych: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18 itp. Ogólny wzór alkanów to: C n H 2n +2. Ogólny wzór cykloalkanów to C n H 2n. W węglowodorach nasyconych wszystkie wiązania chemiczne są pojedyncze, a więc tylko pomiędzy orbitalami hybrydowymi tych związków Na-nakładające się.

Orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomu. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można wykryć elektron.

Aby zharmonizować strukturę elektronową atomu węgla i wartościowość tego pierwiastka, stosuje się koncepcje wzbudzenia atomu węgla. W stanie normalnym (niewzbudzonym) atom węgla ma dwa niesparowane 2 R 2 elektrony. W stanie wzbudzonym (kiedy energia jest pochłaniana) jeden z 2 S 2 elektrony mogą zostać uwolnione R-orbitalny. Następnie w atomie węgla pojawiają się cztery niesparowane elektrony:

Przypomnijmy, że w formule elektronicznej atomu (na przykład dla węgla 6 C - 1 S 2 2S 2 2P 2) duże cyfry przed literami - 1, 2 - wskazują numer poziomu energii. Listy S I R wskazują kształt chmury elektronów (orbital), a liczby po prawej stronie nad literami wskazują liczbę elektronów na danym orbicie. Wszystko S- orbitale sferyczne

Na drugim poziomie energii z wyjątkiem 2 S-istnieją trzy orbitale 2 R-orbitale. Te 2 R-orbitale mają kształt elipsoidalny, podobny do hantli i są zorientowane w przestrzeni pod kątem 90° względem siebie. 2 R-Orbitale oznaczają 2 R X , 2R y i 2 R z zgodnie z osiami, wzdłuż których rozmieszczone są te orbitale.

Kształt i orientacja orbitali p-elektronowych

Kiedy powstają wiązania chemiczne, orbitale elektronowe uzyskują ten sam kształt. Zatem w węglowodorach nasyconych jeden S-orbitalny i trzy R-orbitale atomu węgla tworzące cztery identyczne (hybrydowe) sp 3-orbitale:

Ten - sp 3 -hybrydyzacja.

Hybrydyzacja- wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) wraz z powstawaniem nowych orbitali atomowych tzw orbitale hybrydowe.

Cztery sp 3 -orbitale hybrydowe atomu węgla

W związku z tym kąty między tymi orbitalami są czworościenne i wynoszą 109°28”.

Wierzchołki orbitali elektronowych mogą pokrywać się z orbitalami innych atomów. Jeżeli chmury elektronów nakładają się na linię łączącą środki atomów, wówczas nazywa się takie wiązanie kowalencyjne sigma() - komunikacja. Na przykład w cząsteczce etanu C2H6 wiązanie chemiczne powstaje między dwoma atomami węgla poprzez nakładanie się dwóch orbitali hybrydowych. To jest połączenie. Dodatkowo każdy z atomów węgla wraz ze swoją trójką sp 3-orbitale pokrywają się z S-orbitale trzech atomów wodoru, tworzące trzy wiązania.

Schemat nakładania się chmur elektronów w cząsteczce etanu

W sumie dla atomu węgla możliwe są trzy stany walencyjne z różnymi typami hybrydyzacji. Z wyjątkiem sp Istnieje 3-hybrydyzacja sp 2 - i sp-hybrydyzacja.

sp 2 -Hybrydyzacja- mieszanie jednego S- i dwa R-orbitale. W rezultacie powstają trzy hybrydy sp 2 -orbitale. Te sp 2-orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie (z osiami X, Na) i są skierowane do wierzchołków trójkąta z kątem między orbitalami 120°. Niehybrydyzowany R-orbital jest prostopadły do płaszczyzny trzech hybryd sp 2-orbitale (zorientowane wzdłuż osi z). Górna połowa R-orbitale znajdują się nad płaszczyzną, dolna połowa znajduje się poniżej płaszczyzny.

Typ sp Hybrydyzacja 2-węglowa występuje w związkach z wiązaniem podwójnym: C=C, C=O, C=N. Co więcej, tylko jedno z wiązań między dwoma atomami (na przykład C=C) może być wiązaniem -. (Pozostałe orbitale wiążące atomu są skierowane w przeciwne strony.) Drugie wiązanie powstaje w wyniku nakładania się niehybrydowych R-orbitale po obu stronach linii łączącej jądra atomowe.

Orbitale (trzy sp 2 i jeden p) atom węgla w sp 2 -hybrydyzacja

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale sąsiednich atomów węgla nazywane są połączenie pi()..

Edukacja - powiązania

Ze względu na mniejsze nakładanie się orbit, wiązanie - jest słabsze niż wiązanie -.

sp-Hybrydyzacja- to jest mieszanie (dopasowanie kształtu i energii) jednego S- i jeden R-orbitale, tworząc dwie hybrydy sp-orbitale. sp-Orbitale leżą na tej samej linii (pod kątem 180°) i są skierowane w przeciwnych kierunkach niż jądro atomu węgla. Dwa R-orbitale pozostają niezhybrydyzowane. Ułożone są one wzajemnie prostopadle do kierunków połączeń. Na obrazku sp-orbitale są pokazane wzdłuż osi y i dwa niezhybrydyzowane R-orbitale- wzdłuż osi X I z.

Orbitale atomowe (dwa sp i dwa p) węgla w stanie hybrydyzacji sp

Potrójne wiązanie węgiel-węgiel CC składa się z wiązania - utworzonego przez zachodzenie na siebie sp-orbitale hybrydowe i dwa wiązania.

Struktura elektronowa atomu węgla

Węgiel zawarty w związkach organicznych wykazuje stałą wartościowość. Ostatni poziom energetyczny atomu węgla zawiera 4 elektrony, z czego dwa zajmują orbital 2s, który ma kształt kulisty, a dwa elektrony zajmują orbital 2p, który ma kształt hantli. Po wzbudzeniu jeden elektron z orbitalu 2s może przenieść się na jeden z wolnych orbitali 2p. To przejście wymaga pewnego wydatku energii (403 kJ/mol). W rezultacie wzbudzony atom węgla ma 4 niesparowane elektrony, a jego konfigurację elektronową wyraża wzór 2s1 2p3.

Atom węgla w stanie wzbudzonym może utworzyć 4 wiązania kowalencyjne dzięki 4 własnym niesparowanym elektronom i 4 elektronom innych atomów. Zatem w przypadku węglowodoru metanu (CH4) atom węgla tworzy 4 wiązania z s-elektronami atomów wodoru. W tym przypadku 1 wiązanie typu s-s (pomiędzy s-elektronem atomu węgla a s-elektronem atomu wodoru) i 3 wiązania p-s (pomiędzy 3 p-elektronami atomu węgla i 3 s-elektronami 3 wodoru atomy) powinny powstać. Prowadzi to do wniosku, że cztery wiązania kowalencyjne utworzone przez atom węgla są nierówne. Jednak praktyczne doświadczenie chemiczne wskazuje, że wszystkie 4 wiązania w cząsteczce metanu są absolutnie równoważne, a cząsteczka metanu ma strukturę czworościenną z kątami wiązań wynoszącymi 109°, co nie mogłoby mieć miejsca, gdyby wiązania były nierówne. Przecież tylko orbitale p-elektronów są zorientowane w przestrzeni wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi x, y, z, a orbital s-elektronu ma kształt kulisty, więc kierunek tworzenia wiązania z tym elektronem byłby być dowolne. Teoria hybrydyzacji była w stanie wyjaśnić tę sprzeczność. L. Polling zasugerował, że w żadnych cząsteczkach nie ma izolowanych od siebie wiązań. Kiedy powstają wiązania, orbitale wszystkich elektronów walencyjnych nakładają się. Znanych jest kilka typów hybrydyzacji orbitali elektronowych. Zakłada się, że w cząsteczce metanu i innych alkanów do hybrydyzacji wchodzą 4 elektrony.

Hybrydyzacja orbitali atomów węgla

Hybrydyzacja orbitalna to zmiana kształtu i energii niektórych elektronów podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego, co skutkuje bardziej efektywnym nakładaniem się orbit i zwiększoną siłą wiązania. Hybrydyzacja orbitalna zachodzi wtedy, gdy w tworzeniu wiązań uczestniczą elektrony należące do różnych typów orbitali. 1. sp 3 -hybrydyzacja (pierwszy stan wartościowości węgla). Podczas hybrydyzacji sp3 orbitale 3 p i orbital jednego s wzbudzonego atomu węgla oddziałują ze sobą w taki sposób, że powstałe orbitale mają absolutnie identyczną energię i są symetrycznie rozmieszczone w przestrzeni. Transformację tę można zapisać w następujący sposób:

s + px+ py + pz = 4sp3

Podczas hybrydyzacji nie zmienia się całkowita liczba orbitali, zmienia się jedynie ich energia i kształt. Pokazano, że orbitale hybrydyzacji sp3 przypominają trójwymiarową ósemkę, której jedno z ostrzy jest znacznie większe od drugiego. Cztery orbitale hybrydowe są przedłużone od środka do wierzchołków regularnego czworościanu pod kątem 109,50. Wiązania utworzone przez elektrony hybrydowe (na przykład wiązanie s-sp 3) są silniejsze niż wiązania utworzone przez niezhybrydyzowane elektrony p (na przykład wiązanie sp). ponieważ hybrydowy orbital sp3 zapewnia większy obszar nakładania się orbitalów elektronów niż niezhybrydyzowany orbital p. Cząsteczki, w których zachodzi hybrydyzacja sp3, mają budowę czworościenną. Należą do nich, oprócz metanu, homologi metanu i cząsteczki nieorganiczne, takie jak amoniak. Ryciny przedstawiają zhybrydyzowany orbital i czworościenną cząsteczkę metanu. Wiązania chemiczne powstające w metanie pomiędzy atomami węgla i wodoru należą do wiązań y typu 2 (wiązanie sp3 -s). Ogólnie rzecz biorąc, każde wiązanie sigma charakteryzuje się tym, że gęstość elektronów dwóch połączonych ze sobą atomów pokrywa się wzdłuż linii łączącej środki (jądra) atomów. Wiązania y odpowiadają maksymalnemu możliwemu stopniowi nakładania się orbitali atomowych, więc są dość mocne. 2. Hybrydyzacja sp2 (drugi stan wartościowości węgla). Powstaje w wyniku nakładania się jednego orbitali 2s i dwóch 2p. Powstałe orbitale hybrydowe sp2 znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 1200 względem siebie, a niezhybrydyzowany orbital p jest do niego prostopadły. Całkowita liczba orbitali się nie zmienia – jest ich cztery.

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

Stan hybrydyzacji sp2 występuje w cząsteczkach alkenu, w grupach karbonylowych i karboksylowych, tj. w związkach zawierających wiązanie podwójne. Zatem w cząsteczce etylenu zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 3 wiązania y (dwa wiązania typu sp 2 -s pomiędzy atomem węgla i atomami wodoru oraz jedno wiązanie typu sp 2 -sp 2 pomiędzy atomami węgla). Pozostały niezhybrydyzowany p-elektron jednego atomu węgla tworzy wiązanie p z niezhybrydyzowanym p-elektronem drugiego atomu węgla. Cechą charakterystyczną wiązania p jest to, że nakładanie się orbitali elektronowych następuje poza linią łączącą oba atomy. Nakładanie się orbitali następuje powyżej i poniżej wiązania y łączącego oba atomy węgla. Zatem wiązanie podwójne jest kombinacją wiązań y i p. Pierwsze dwie figury pokazują, że w cząsteczce etylenu kąty wiązań pomiędzy atomami tworzącymi cząsteczkę etylenu wynoszą 1200 (co odpowiada orientacji przestrzennej trzech orbitali hybrydowych sp2). Trzecia i czwarta figura przedstawiają tworzenie wiązania p. etylen (tworzenie wiązań y) etylen (tworzenie wiązania pi) Ponieważ obszar nakładania się niezhybrydyzowanych orbitali p w wiązaniach p jest mniejszy niż obszar nakładania się orbitali w wiązaniach y, wiązanie p jest słabszy niż wiązanie Y i łatwiej ulega rozerwaniu w reakcjach chemicznych. 3. hybrydyzacja sp (trzeci stan wartościowości węgla). W stanie hybrydyzacji sp atom węgla posiada dwa orbitale hybrydowe sp rozmieszczone liniowo pod kątem 1800 względem siebie oraz dwa niezhybrydyzowane orbitale p zlokalizowane w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. sp- Hybrydyzacja jest typowa dla alkinów i nitryli, tj. dla związków zawierających wiązanie potrójne.

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

Zatem w cząsteczce acetylenu kąty wiązań między atomami wynoszą 1800. Zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 2 wiązania y (jedno wiązanie sp-s pomiędzy atomem węgla i atomem wodoru oraz drugie wiązanie sp-sp pomiędzy atomami węgla. Dwa niezhybrydyzowane elektrony p jednego atomu węgla tworzą dwa wiązania p z niezhybrydyzowanymi p-elektronami drugi atom węgla.Nakładanie się orbitali p-elektronów następuje nie tylko powyżej i poniżej wiązania y, ale także z przodu i z tyłu, a całkowita chmura p-elektronów ma kształt cylindryczny.Tak więc, wiązanie potrójne jest połączeniem jednego wiązania y i dwóch wiązań p. Obecność słabszych dwóch wiązań p w cząsteczce acetylenu zapewnia zdolność tej substancji do wchodzenia w reakcje addycji z rozszczepieniem wiązania potrójnego.

Wniosek: hybrydyzacja sp3 jest charakterystyczna dla związków węgla. W wyniku hybrydyzacji jednego s-orbitala i trzech p-orbitali powstają cztery hybrydowe orbitale sp3, skierowane w stronę wierzchołków czworościanu pod kątem pomiędzy orbitalami 109°.

Model atomu węgla

Elektrony walencyjne atomu węgla znajdują się na jednym orbicie 2s i dwóch orbitalach 2p. Orbitale 2p są usytuowane względem siebie pod kątem 90°, a orbital 2s ma symetrię sferyczną. Zatem układ orbitali atomowych węgla w przestrzeni nie wyjaśnia występowania w związkach organicznych kątów wiązań wynoszących 109,5°, 120° i 180°.

Aby rozwiązać tę sprzeczność, wprowadzono koncepcję hybrydyzacja orbitali atomowych. Aby zrozumieć naturę trzech opcji ułożenia wiązań atomów węgla, konieczne było zrozumienie trzech typów hybrydyzacji.

Pojawienie się koncepcji hybrydyzacji zawdzięczamy Linusowi Paulingowi, który wiele zrobił dla rozwoju teorii wiązań chemicznych.

Koncepcja hybrydyzacji wyjaśnia, w jaki sposób atom węgla zmienia swoje orbitale, tworząc związki. Poniżej rozważymy krok po kroku ten proces transformacji orbitali. Należy mieć na uwadze, że podział procesu hybrydyzacji na etapy czy fazy to tak naprawdę nic innego jak technika myślowa, która pozwala na bardziej logiczne i przystępne przedstawienie koncepcji. Niemniej jednak wnioski dotyczące przestrzennej orientacji wiązań atomu węgla, do których ostatecznie dojdziemy, są w pełni zgodne ze stanem rzeczywistym.

Konfiguracja elektronowa atomu węgla w stanie podstawowym i wzbudzonym

Rysunek po lewej stronie przedstawia konfigurację elektronową atomu węgla. Nas interesuje tylko los elektronów walencyjnych. W wyniku pierwszego kroku, który jest tzw podniecenie Lub awans, jeden z dwóch elektronów 2s przemieszcza się na pusty orbital 2p. W drugim etapie następuje właściwy proces hybrydyzacji, który można nieco umownie wyobrazić sobie jako zmieszanie jednego orbitali s i trzech p i utworzenie z nich czterech nowych, identycznych orbitali, z których każdy zachowuje właściwości orbitali s -orbital o jedną czwartą, a właściwości o trzy czwarte p-orbitali. Te nowe orbitale nazywane są sp 3 -hybrydowy. Tutaj indeks górny 3 nie oznacza liczby elektronów zajmujących orbitale, ale liczbę p-orbitali, które wzięły udział w hybrydyzacji. Orbitale hybrydowe są skierowane w stronę wierzchołków czworościanu, w którego środku znajduje się atom węgla. Każdy orbital hybrydowy sp 3 zawiera jeden elektron. Elektrony te uczestniczą w trzecim etapie tworzenia wiązań z czterema atomami wodoru, tworząc kąty wiązań wynoszące 109,5°.

sp3 - hybrydyzacja. Cząsteczka metanu.

Tworzenie się płaskich cząsteczek z kątami wiązań wynoszącymi 120° pokazano na poniższym rysunku. Tutaj, podobnie jak w przypadku hybrydyzacji sp 3, pierwszym krokiem jest wzbudzenie. W drugim etapie w hybrydyzacji biorą udział jeden orbital 2s i dwa orbitale 2p, tworząc trzy Sp 2 -hybrydowy orbitale położone w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° względem siebie.

Utworzenie trzech orbitali hybrydowych sp2

Jeden orbital p pozostaje niezhybrydyzowany i jest położony prostopadle do płaszczyzny orbitali hybrydowych sp 2. Następnie (krok trzeci) dwa orbitale hybrydowe sp 2 dwóch atomów węgla łączą elektrony, tworząc wiązanie kowalencyjne. Takie wiązanie, powstałe w wyniku nakładania się dwóch orbitali atomowych wzdłuż linii łączącej jądra atomu, nazywa się wiązanie σ.

Tworzenie wiązań sigma i pi w cząsteczce etylenu

Czwarty etap to utworzenie drugiego wiązania między dwoma atomami węgla. Wiązanie powstaje w wyniku nakładania się na siebie krawędzi niezhybrydyzowanych orbitali 2p i nazywa się je wiązanie π. Nowy orbital molekularny jest połączeniem dwóch obszarów zajmowanych przez elektrony z wiązaniem π – powyżej i poniżej wiązania σ. Oba wiązania (σ i π) razem tworzą wiązanie podwójne pomiędzy atomami węgla. I wreszcie ostatni, piąty etap, to utworzenie wiązań pomiędzy atomami węgla i wodoru przy wykorzystaniu elektronów czterech pozostałych orbitali hybrydowych sp 2.

Podwójne wiązanie w cząsteczce etylenu

Trzeci i ostatni typ hybrydyzacji zilustrowano na przykładzie najprostszej cząsteczki zawierającej wiązanie potrójne, cząsteczki acetylenu. Pierwszym krokiem jest wzbudzenie atomu, tak samo jak poprzednio. W drugim etapie następuje hybrydyzacja jednego orbitalu 2s i jednego orbitalu 2p z utworzeniem dwóch Sp-hybrydowy orbitale położone pod kątem 180°. A dwa orbitale 2p niezbędne do utworzenia dwóch wiązań π pozostają niezmienione.

Tworzenie dwóch orbitali hybrydowych sp

Kolejnym krokiem jest utworzenie wiązania σ pomiędzy dwoma zhybrydyzowanymi atomami węgla sp, następnie powstają dwa wiązania π. Razem tworzą jedno wiązanie σ i dwa wiązania π pomiędzy dwoma atomami węgla wiązanie potrójne. Na koniec tworzą się wiązania z dwoma atomami wodoru. Cząsteczka acetylenu ma strukturę liniową, wszystkie cztery atomy leżą na tej samej linii prostej.

Pokazaliśmy, jak trzy główne typy geometrii molekularnych w chemii organicznej powstają w wyniku różnych transformacji orbitali atomowych węgla.

Można zaproponować dwie metody określania rodzaju hybrydyzacji różnych atomów w cząsteczce.

Metoda 1. Najbardziej ogólna metoda, odpowiednia dla dowolnych cząsteczek. Na podstawie zależności kąta wiązania od hybrydyzacji:

a) kąty wiązania 109,5°, 107° i 105° wskazują na hybrydyzację sp3;

b) kąt wiązania około 120° -sp 2 -hybrydyzacja;

c) hybrydyzacja pod kątem wiązania 180°-sp.

Metoda 2. Nadaje się do większości cząsteczek organicznych. Ponieważ rodzaj wiązania (pojedyncze, podwójne, potrójne) jest powiązany z geometrią, możliwe jest określenie rodzaju hybrydyzacji danego atomu na podstawie charakteru wiązań:

a) wszystkie połączenia są proste – hybrydyzacja sp 3;

b) jedno wiązanie podwójne – hybrydyzacja sp 2;

c) jedno wiązanie potrójne - hybrydyzacja sp.

Hybrydyzacja to mentalna operacja polegająca na przekształceniu zwykłych (najkorzystniejszych energetycznie) orbitali atomowych w nowe orbitale, których geometria odpowiada eksperymentalnie określonej geometrii cząsteczek.

Kontynuacja. Zobacz początek w № 15, 16/2004

Lekcja 5. Hybrydyzacja
orbitale atomowe węgla

Kowalencyjne wiązanie chemiczne powstaje przy użyciu wspólnych par elektronów wiążących, takich jak:

Utwórz wiązanie chemiczne, tj. Tylko niesparowane elektrony mogą utworzyć wspólną parę elektronów z „obcym” elektronem z innego atomu. Podczas pisania formuł elektronicznych niesparowane elektrony umieszczane są pojedynczo w komórce orbitalnej.
Orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można wykryć elektron.
Aby zharmonizować strukturę elektronową atomu węgla i wartościowość tego pierwiastka, stosuje się koncepcje wzbudzenia atomu węgla. W stanie normalnym (niewzbudzonym) atom węgla ma dwa niesparowane 2 R 2 elektrony. W stanie wzbudzonym (kiedy energia jest pochłaniana) jeden z 2 S 2 elektrony mogą zostać uwolnione R-orbitalny. Następnie w atomie węgla pojawiają się cztery niesparowane elektrony:

Przypomnijmy, że we wzorze elektronowym atomu (na przykład dla węgla 6 C – 1 S 2 2S 2 2P 2) duże cyfry przed literami - 1, 2 - wskazują numer poziomu energii. Listy S I R wskazują kształt chmury elektronów (orbital), a liczby po prawej stronie nad literami wskazują liczbę elektronów na danym orbicie. Wszystko S-orbitale sferyczne:

Na drugim poziomie energii z wyjątkiem 2 S-istnieją trzy orbitale 2 R-orbitale. Te 2 R-orbitale mają kształt elipsoidalny, podobny do hantli i są zorientowane w przestrzeni pod kątem 90° względem siebie. 2 R-Orbitale oznaczają 2 p.x, 2p.t i 2 p z zgodnie z osiami, wzdłuż których rozmieszczone są te orbitale.

Ten - sp 3 -hybrydyzacja.
Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) wraz z powstawaniem nowych orbitali atomowych tzw orbitale hybrydowe.

Orbitale hybrydowe mają kształt asymetryczny, wydłużony w kierunku przyłączonego atomu. Chmury elektronów odpychają się i znajdują się w przestrzeni jak najdalej od siebie. W tym przypadku osie cztery sp 3-orbitale hybrydowe okazują się być skierowane w stronę wierzchołków czworościanu (regularnej piramidy trójkątnej).
W związku z tym kąty między tymi orbitalami są czworościenne i wynoszą 109°28”.
Wierzchołki orbitali elektronowych mogą pokrywać się z orbitalami innych atomów. Jeżeli chmury elektronów nakładają się na linię łączącą środki atomów, wówczas nazywa się takie wiązanie kowalencyjne połączenie sigma().. Na przykład w cząsteczce etanu C2H6 wiązanie chemiczne powstaje między dwoma atomami węgla poprzez nakładanie się dwóch orbitali hybrydowych. To jest połączenie. Dodatkowo każdy z atomów węgla wraz ze swoją trójką sp 3-orbitale pokrywają się z S-orbitale trzech atomów wodoru, tworzące trzy wiązania.

W sumie dla atomu węgla możliwe są trzy stany walencyjne z różnymi typami hybrydyzacji. Z wyjątkiem sp Istnieje 3-hybrydyzacja sp 2 - i sp-hybrydyzacja.
sp 2 -Hybrydyzacja- mieszanie jednego S- i dwa R-orbitale. W rezultacie powstają trzy hybrydy sp 2 -orbitale. Te sp 2-orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie (z osiami X, Na) i są skierowane do wierzchołków trójkąta z kątem między orbitalami 120°. Niehybrydyzowany
R-orbital jest prostopadły do płaszczyzny trzech hybryd sp 2-orbitale (zorientowane wzdłuż osi z). Górna połowa R-orbitale znajdują się nad płaszczyzną, dolna połowa znajduje się poniżej płaszczyzny.
Typ sp Hybrydyzacja 2-węglowa występuje w związkach z wiązaniem podwójnym: C=C, C=O, C=N. Co więcej, tylko jedno z wiązań między dwoma atomami (na przykład C=C) może być wiązaniem -. (Pozostałe orbitale wiążące atomu są skierowane w przeciwne strony.) Drugie wiązanie powstaje w wyniku nakładania się niehybrydowych R-orbitale po obu stronach linii łączącej jądra atomowe.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale sąsiednich atomów węgla nazywane są połączenie pi()..

Edukacja
-komunikacja

Ze względu na mniejsze nakładanie się orbit, wiązanie - jest słabsze niż wiązanie -.
sp-Hybrydyzacja– to jest mieszanie (dopasowanie kształtu i energii) jednego S- i jeden
R-orbitale, tworząc dwie hybrydy sp-orbitale. sp-Orbitale leżą na tej samej linii (pod kątem 180°) i są skierowane w przeciwnych kierunkach niż jądro atomu węgla. Dwa
R-orbitale pozostają niezhybrydyzowane. Ułożone są względem siebie prostopadle
kierunki połączeń. Na obrazku sp-orbitale są pokazane wzdłuż osi y i dwa niezhybrydyzowane
R-orbitale – wzdłuż osi X I z.

Potrójne wiązanie węgiel-węgiel CC składa się z wiązania - utworzonego przez zachodzenie na siebie
sp-orbitale hybrydowe i dwa wiązania.
Zależność pomiędzy takimi parametrami atomu węgla, jak liczba przyłączonych grup, rodzaj hybrydyzacji i rodzaje utworzonych wiązań chemicznych przedstawiono w tabeli 4.

Tabela 4

Kowalencyjne wiązania węgla

Liczba grup powiązany z węglem	Typ hybrydyzacja	Typy uczestnicząc wiązania chemiczne	Przykłady wzorów złożonych
4	sp 3	Cztery - połączenia
3	sp 2	Trzy - połączenia i jedno - połączenie
2	sp	Dwa - połączenia i dwa - połączenia	H–CC–H

Ćwiczenia.

1. Które elektrony atomów (na przykład węgla lub azotu) nazywane są niesparowanymi?

2. Co oznacza koncepcja „wspólnych par elektronów” w związkach z wiązaniem kowalencyjnym (na przykład CH 4 Lub H2S )?

3. Jakie stany elektroniczne atomów (na przykład C Lub N ) nazywane są podstawowymi, a które podekscytowanymi?

4. Co oznaczają cyfry i litery w elektronicznej formule atomu (na przykład C Lub N )?

5. Co to jest orbital atomowy? Ile orbitali znajduje się na drugim poziomie energetycznym atomu C? i czym się różnią?

6. Czym różnią się orbitale hybrydowe od oryginalnych orbitali, z których powstały?

7. Jakie rodzaje hybrydyzacji są znane dla atomu węgla i z czego się składają?

8. Narysuj obraz przestrzennego układu orbitali dla jednego ze stanów elektronowych atomu węgla.

9. Jak nazywają się wiązania chemiczne i co? Sprecyzować-I-połączenia w połączeniach:

10. Dla atomów węgla poniższych związków wskazać: a) rodzaj hybrydyzacji; b) rodzaje jego wiązań chemicznych; c) kąty wiązań.

Odpowiedzi do ćwiczeń z tematu 1

Lekcja 5

1. Nazywa się elektrony znajdujące się pojedynczo na orbicie niesparowane elektrony. Na przykład we wzorze dyfrakcji elektronów wzbudzonego atomu węgla znajdują się cztery niesparowane elektrony, a atom azotu ma trzy:

2. Nazywa się dwa elektrony biorące udział w tworzeniu jednego wiązania chemicznego wspólna para elektronów. Zwykle przed utworzeniem wiązania chemicznego jeden z elektronów w tej parze należał do jednego atomu, a drugi do innego atomu:

3. Stan elektronowy atomu, w którym obserwuje się kolejność wypełniania orbitali elektronowych: 1 S 2 , 2S 2 , 2P 2 , 3S 2 , 3P 2 , 4S 2 , 3D 2 , 4P 2 itd., są tzw Warunek podstawowy. W stan podniecenia jeden z elektronów walencyjnych atomu zajmuje wolny orbital o wyższej energii; takiemu przejściu towarzyszy separacja sparowanych elektronów. Schematycznie jest to napisane tak:

O ile w stanie podstawowym znajdowały się tylko dwa niesparowane elektrony walencyjne, o tyle w stanie wzbudzonym są ich cztery.

5. Orbital atomowy to funkcja opisująca gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra danego atomu. Na drugim poziomie energetycznym atomu węgla znajdują się cztery orbitale - 2 S, 2p.x, 2p.t, 2p z. Orbitale te różnią się:
a) kształt chmury elektronów ( S- piłka, R– hantle);
B) R-orbitale mają różną orientację w przestrzeni - wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi X, y I z, są wyznaczone p.x, p.t, p z.

6. Orbitale hybrydowe różnią się od orbitali oryginalnych (niehybrydowych) kształtem i energią. Na przykład, S-orbitalny – kształt kuli, R– symetryczna ósemka, sp-orbital hybrydowy – asymetryczna ósemka.
Różnice energetyczne: mi(S) < mi(sp) < mi(R). Zatem, sp-orbital – orbital o uśrednionym kształcie i energii, uzyskany przez zmieszanie oryginału S- I P-orbitale.

7. W przypadku atomu węgla znane są trzy typy hybrydyzacji: sp 3 , sp 2 i sp (zobacz tekst lekcji 5).

9. -wiązanie - wiązanie kowalencyjne utworzone przez czołowe nakładanie się orbitali wzdłuż linii łączącej środki atomów.
-wiązanie – wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale po obu stronach linii łączącej środki atomów.
-Wiązania są pokazane drugą i trzecią linią pomiędzy połączonymi atomami.