Типи гібридизації АТ. Полярність молекул

Метод валентних зв'язків дозволяє наочно пояснити просторові характеристики багатьох молекул. Проте, звичного ставлення до формах орбіталей мало відповіді питанням, чому за наявності в центрального атома різних – s, p, d- валентних орбіталей, утворені ним зв'язки в молекулах з однаковими заступниками виявляються еквівалентними за своїми енергетичними та просторовими характеристиками. У двадцяті роки ХІХ століття Лайнусом Полінгом було запропоновано концепцію гібридизації електронних орбіталей. Під гібридизацією розуміють абстрактну модель вирівнювання атомних орбіталей за формою та енергією.

Приклади форми гібридних орбіталей представлені таблиці 5.

Таблиця 5. Гібридні sp, sp 2 , sp 3 орбіталі

Концепцію гібридизації зручно використовувати для пояснення геометричної форми молекул і величини валентних кутів (приклади завдань 2–5).

Алгоритм визначення геометрії молекул методом ВС:

а. Визначити центральний атом та кількість σ-зв'язків із кінцевими атомами.

б. Скласти електронні конфігурації всіх атомів, що входять до складу молекули та графічні зображення зовнішніх електронних рівнів.

в. Відповідно до принципів методу ЗС на утворення кожного зв'язку потрібна пара електронів, у випадку, по одному від кожного атома. Якщо неспарених електронів центральному атому недостатньо, слід припустити збудження атома з переходом однієї з пари електронів більш високий енергетичний рівень.

г. Припустити необхідність і тип гібридизації з урахуванням усіх зв'язків та, для елементів першого періоду, неспарених електронів.

д. Спираючись на вищевикладені умовиводи зобразити електронні орбіталі (гібридні чи ні) всіх атомів у молекулі та їх перекриття. Зробити висновок про геометрію молекули та приблизну величину валентних кутів.

е. Визначити ступінь полярності зв'язку виходячи із значень електронегативностей атомів (табл.6) Визначити наявність дипольного моменту виходячи з розташування центрів тяжкості позитивного та негативного зарядів та/або симетрії молекули.

Таблиця 6. Значення електронегативності деяких елементів за Полінгом

Приклади завдань

Завдання 1. Опишіть методом НД хімічний зв'язок у молекулі СО.

Рішення (рис.25)

а. Скласти електронні зміни всіх атомів, що входять до складу молекули.

б. Для утворення зв'язку необхідно створити узагальнені електронні пари

Малюнок 25. Схема утворення зв'язку в молекулі СО (без гібридизації орбіталей)

Висновок: У молекулі ЗІ – потрійний зв'язок С≡О

Для молекули ЗІ можна припустити наявність sp-гібридизації орбіталей обох атомів (рис.26) Спарені електрони, що не беруть участі в утворенні зв'язку знаходяться на sp-гібридної орбіталі.

Малюнок 26. Схема утворення зв'язку в молекулі СО (з урахуванням гібридизації орбіталей)

Завдання 2.На основі методу ВС припустити просторову будову молекули BeH 2 і визначити, чи є молекула диполем.

Розв'язання задачі подано у таблиці 7.

Таблиця 7. Визначення геометрії молекули BeH 2

	Електронна конфігурація		Примітки
а.			Центральний атом – берилій. Йому необхідно утворити два зв'язки з атомами водню
б.	H: 1 s 1 Be: 2 s 2		У атома водню є неспарений електрон, у атома берилію всі електрони спарені, його необхідно перевести у збуджений стан
в.	H: 1 s 1 Be*: 2 s 1 2p 1		Якби один атом водню зв'язувався з бериллієм за рахунок 2 s-електрона берилію, а інший – за рахунок 2 p-електрона берилію, то молекула не мала б симетрією, що енергетично не виправдано, а зв'язки Be-Н не були б рівноцінними.
м.	H: 1 s 1 Be*: 2( sp) 2		Слід припустити наявність sp-гібридизації
буд.			Дві sp-гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180 °, молекула BeH 2 - лінійна
е.		Електроз'ємності χ Н =2,1, χ Be =1,5, отже зв'язок ковалентна полярна, електронна щільність зміщена до атома водню, на ньому з'являється невеликий негативний заряд δ-.

На атомі берилію δ+. Так як центри тяжкості позитивного та негативного заряду збігаються (вона симетрична), молекула не є диполем. spАналогічні міркування допоможуть описати геометрію молекул з 2 - і sp

3-гібридними орбіталями (табл.8).

Таблиця 8. Геометрія молекул BF 3 та СН 4Завдання 3.

На основі методу ВС припустити просторову будову молекули H 2 Про і визначити чи є молекула диполем. Можливо два рішення, вони представлені у таблицях 9 та 10.

	Електронна конфігурація	Таблиця 9. Визначення геометрії молекули H2O (без гібридизації орбіталей)	Примітки
а.
б.	H: 1 sГрафічне зображення орбіталей зовнішнього рівня s 2 2p 4
в.			1 O: 2
м.			Неспарених електронів достатньо для утворення двох зв'язків з атомами водню.
буд.
е.

Гібридизацію можна знехтувати

Таким чином, молекула води повинна мати валентний кут близько 90°. Однак кут між зв'язками приблизно 104 °.

Це можна пояснити

1) відштовхуванням, близько розташованих один до одного водневих атомів.

Таблиця 10. Визначення геометрії молекули H2O (з урахуванням гібридизації орбіталей)

	Електронна конфігурація	Таблиця 9. Визначення геометрії молекули H2O (без гібридизації орбіталей)	Примітки
а.			Центральний атом – кисень. Йому необхідно утворити два зв'язки з атомами водню.
б.	H: 1 sГрафічне зображення орбіталей зовнішнього рівня s 2 2p 4		У атома водню є неспарений електрон, у атома кисню два неспарені електрони.
в.			У атома водню є неспарений електрон, у атома кисню два неспарені електрони.
м.			Кут 104° дозволяє припустити наявність sp 3-гібридизації.
буд.			Дві sp 3 -гібридні орбіталі розташовуються під кутом приблизно 109°, молекула H 2 O формою близька до тетраедру, зменшення валентного кута пояснюється впливом електронної пари, що не зв'язує.
е.		Електроз'ємності χ Н =2,1, χ О =3,5, отже зв'язок ковалентна полярна, електронна щільність зміщена до атома кисню, на ньому з'являється невеликий негативний заряд 2 δ - На атомі водню δ +. Так як центри тяжкості позитивного та негативного заряду не збігаються (вона не симетрична), молекула є диполем.

Аналогічні міркування дозволяють пояснити валентні кути молекули аміаку NH 3 . Гібридизацію за участю неподілених електронних пар зазвичай припускають тільки для орбіталей атомів елементів II періоду. Валентні кути в молекулах H 2 S = 92 °, H 2 Se = 91 °, H 2 Te = 89 °. Те саме спостерігається в ряді NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описі геометрії цих молекул традиційно або не вдаються до уявлень про гібридизацію, або пояснюють зменшення тетраедричного кута зростаючим впливом неподіленої пари.

Поговоримо про те, як визначити тип гібридизації, а також розглянемо геометричну будову молекули.

Історія появи терміна

На початку двадцятого століття Л. Полінглом було запропоновано теорію геометрії молекул з ковалентним зв'язком. Як основу освіти зв'язку було взято перекриття електронних хмар. Метод стали називати валентними зв'язками. Як визначати тип гібридизації атомів у сполуках? Автор теорії пропонував враховувати змішування гібридних орбіталей.

Визначення

Щоб зрозуміти, як визначити тип гібридизації в сполуках, розберемо, що означає цей термін.

Гібридизація є змішування електронних орбіталей. Цей процес супроводжується розподілом у яких енергії, зміною їх форми. Залежно від того, в якій кількості змішуватимуться s- та p-орбіталі, тип гібридизації може бути різним. В органічних сполуках атом вуглецю може існувати у стані sp, sp2, sp3. Є й складніші форми, у яких беруть участь, крім sp, d-орбіталі.

Правила виявлення у молекулах неорганічних речовин

Виявити варіант гібридизації можна для сполук з ковалентним хімічним зв'язком, що мають тип АВп. А – основний атом, В – ліганд, п – число від двох і вище. У подібній ситуації до гібридизації вступатимуть лише валентні орбіталі головного атома.

Способи визначення

Поговоримо докладніше у тому, як визначити тип гібридизації. У хімічному розумінні цей термін передбачає зміну енергії та форми орбіталей. Спостерігається подібний процес у тих випадках, коли для утворення зв'язку використовують електрони, що належать до різних типів.

Щоб зрозуміти, як визначити тип гібридизації, розглянемо молекулу метану. Ця речовина є першим представником гомологічного ряду насичених (граничних) вуглеводнів. У просторі молекула СН4 є тетраедром. Єдиний атом вуглецю утворює з воднями зв'язки, подібні до енергії та довжини. Для того, щоб утворилися такі гібридні хмари, використовуються три р- та один ес-електрон.

Чотири хмари змішуються, і виникає чотири однакові (гібридні) види, що мають форму неправильної вісімки. Називають такий тип гібридизації sp3. Усі вуглеводні, у яких лише прості (одинарні) зв'язку, характеризуються саме таким типом гібридизації атома вуглецю. Валентний кут складає 109 28 хвилин.

Продовжимо розмову про те, як визначити тип гібридизації. Приклади ряду етилену дають уявлення про sp2-гібридизацію. Наприклад, у молекулі етилену з чотирьох в утворенні хімічного зв'язку використовується лише три. Негібридний р-електрон, що залишився, йде на освіту подвійного зв'язку.

Ацетилен є найпростішим представником класу СПН2П-2. Особливістю цього класу вуглеводнів є наявність потрійного зв'язку. З чотирьох валентних електронів вуглецевого атома лише два змінюють свою форму та енергію, стаючи гібридними. Два електрони, що залишилися, беруть участь в утворенні двох подвійних зв'язків, визначаючи ненасичений характер цього класу органічних сполук.

Висновок

Розглядаючи питання, що стосується органічних і враховують гібридизацію При цьому відбувається вирівнювання їх енергії та форми. Електрон, що знаходиться поблизу ядра зв'язаного атома, характеризується сукупністю орбіталей, які мають однаковий. Інформація про тип гібридизації дає можливість оцінювати хімічні властивості речовини.

sp3-гібридизація

sp 3 -Гібридизація - гібридизація, в якій беруть участь атомні орбіталі одного s- і трьох p-Електронів (рис. 1).

Мал. 1. Освіта sp 3-гібридних орбіталей

Чотири sp 3-гібридні орбіталі симетрично орієнтовані у просторі під кутом 109°28" (рис. 2).

Модель атома з sp 3-гібридними орбіталями

Просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями - тетраедр

Тетраедрична просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями

гібридизація атом орбіталь вуглець

Приклади сполук, для яких характерна sp 3-гібридизація: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Також, sp 3 -гібридизація спостерігається у всіх граничних вуглеводнях (алкани, циклоалкани) та інших органічних сполуках: CH 4 , C 5 H 12 , C 6 H 14 , C 8 H 18 та ін. Загальна формула алканів: C n H 2n+2 . Загальна формула циклоалканів: CnH2n. У граничних вуглеводнях всі хімічні зв'язки одинарні, тому між гібридними орбіталями цих сполук можливо тільки у-перекривання.

Атомна орбіталь- це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, в якій з високою ймовірністю може бути знайдений електрон.

Для узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронній формулі атома (наприклад, для вуглецю 6 С - 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні

На другому енергетичному рівні, крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х , 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

Форма та орієнтація р-електронних орбіталей

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакової форми. Так, у граничних вуглеводнях поєднуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3-орбіталей:

Це - sр 3-гібридизація.

Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Чотири sp 3 -гібридні орбіталі атома вуглецю

Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ".

Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма () - зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Схема перекривання електронних хмар у молекулі етану

Усього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 3-гібридизації існує sр 2 - і sр-Гібридизація.

sр 2 -Гібридизація- змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина – під площиною.

Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язувальні орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів.

Орбіталі (три sp 2 і одна р) атома вуглецю в sp 2 -гібридизації

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі()-зв'язком.

Освіта-зв'язки

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.

sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно до напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Атомні орбіталі (дві sp і дві р) вуглецю в стані sp-гібридизації

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.

Електронна будова атома вуглецю

Вуглець, що входить до складу органічних сполук, проявляє постійну валентність. На останньому енергетичному рівні атома вуглецю міститься 4 електрони, два з яких займають 2s-орбіталь, що має сферичну форму, а два електрони займають 2р-орбіталі, що мають гантелеподібну форму. При збудженні один електрон із 2s-орбіталі може переходити на одну з вакантних 2р-орбіталей. Цей перехід потребує деяких енергетичних витрат (403 кДж/моль). В результаті збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони і його електронна конфігурація виражається формулою 2s1 2p3 .

Атом вуглецю в збудженому стані здатний утворювати 4 ковалентні зв'язки за рахунок 4 власних неспарених електронів і 4 електронів інших атомів. Так, у разі вуглеводню метану (СН4) атом вуглецю утворює 4 зв'язки з s-електронами атомів водню. При цьому мали б утворюватися 1 зв'язок типу s-s (між s-електроном атома вуглецю та s-електроном атома водню) і 3 p-s-зв'язку (між 3 р-електронами атома вуглецю та 3 s-електронами 3-х атомів водню). Звідси випливає висновок про нерівноцінність чотирьох ковалентних зв'язків, утворених атомом вуглецю. Однак, практичний досвід хімії свідчить про те, що всі 4 зв'язки в молекулі метану абсолютно рівноцінні, а молекула метану має тетраедричну будову з валентними кутами 109 °, чого не могло бути при нерівноцінності зв'язків. Адже лише орбіталі р-електронів орієнтовані у просторі по взаємноперпендикулярним осям x, y, z, а орбіталь s-електрона має сферичну форму, тому напрям освіти зв'язку з цим електроном було б довільним. Пояснити це протиріччя змогла теорія гібридизації. Л.Полінг висловив припущення, що у будь-яких молекулах немає ізольованих друг від друга зв'язків. При утворенні зв'язків орбіталі всіх валентних електронів перекриваються. Відомо кілька типів гібридизації електронних орбіталей. Передбачається, що в молекулі метану та інших алканів до гібридизації вступає 4 електрони.

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизація орбіталей - це зміна форми та енергії деяких електронів при утворенні ковалентного зв'язку, що призводить до більш ефективного перекривання орбіталей та підвищення міцності зв'язків. Гібридизація орбіталей відбувається завжди, коли у освіті зв'язків беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей. 1. sp 3 -гібридизація (перший валентний стан вуглецю). При sp3 -гібридизації 3 р-орбіталі і одна s-орбіталь збудженого атома вуглецю взаємодіють таким чином, що виходять орбіталі абсолютно однакові за енергією і симетрично розташовані в просторі. Це перетворення можна записати так:

s + px + py + pz = 4sp3

При гібридизації загальна кількість орбіталей не змінюється, а змінюється лише їх енергія та форма. Показано, що sр3-гібридизація орбіталі нагадують об'ємну вісімку, одна з лопатей якої значно більша за іншу. Чотири гібридні орбіталі витягнуті від центру до вершин правильного тетраедра під кутами 109,50. Зв'язки утворені гібридними електронами (наприклад зв'язок s-sp 3) міцніші, ніж зв'язки, що здійснюються негібридизованими р-електронами (наприклад, зв'язок-s-p). оскільки гібридна sp3 -орбіталь забезпечує більшу площу перекривання електронних орбіталей, ніж негібридизована р-орбіталь. Молекули, в яких здійснюється sp3 – гібридизація мають тетраедричну будову. До них, крім метану, належать гомологи метану, неорганічні молекули типу аміаку. На малюнках показано гібридизовану орбіталь і тетраедричну молекулу метану. Хімічні зв'язки, що виникають у метані між атомами вуглецю та водню відносяться до типу 2 у-зв'язків (sp3-s-зв'язок). Взагалі, будь-яка сигма-зв'язок характеризується тим, що електронна щільність двох зв'язаних між собою атомів, перекривається по лінії, що з'єднує центри (ядра) атомів. зв'язки відповідають максимально можливого ступеня перекривання атомних орбіталей, тому вони досить міцні. 2. sp2 -гібридизація (другий валентний стан вуглецю). Виникає внаслідок перекривання однієї 2s та двох 2р орбіталей. Sp2-гібридні орбіталі, що утворилися, розташовуються в одній площині під кутом 1200 один до одного, а негібридизована р-орбіталь перпендикулярно до неї. Загальна кількість орбіталей не змінюється – їх чотири.

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

Стан sp2-гібридизації зустрічається в молекулах алкенів, в карбонільній та карбоксильній групах, тобто. у з'єднань, що мають у своєму складі подвійний зв'язок. Так, в молекулі етилену гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 3 у-зв'язку (два зв'язки типу sp 2 -s між атомом вуглецю і атомами водню і один зв'язок типу sp 2 -sp 2 між атомами вуглецю). Р-електрон одного атома вуглецю, що залишився негібридизованим, утворює р-зв'язок з негібридизованим р-електроном другого атома вуглецю. Характерною особливістю р-зв'язку є те, що перекриття орбіталей електронів йде поза лінією, що з'єднує два атоми. Перекривання орбіталей йде вище і нижче у зв'язку, що з'єднує обидва атоми вуглецю. Таким чином подвійний зв'язок є комбінацією у-і р-зв'язків. На перших двох малюнках показано, що в молекулі етилену валентні кути між атомами, що утворюють молекулу етилену, становлять 1200 (відповідно до орієнтації з простором трьох sp2 - гібридних орбіталей). На третьому та четвертому малюнках показано утворення р-зв'язку. етилен (освіта у-зв'язків) етилен (освіта пі-зв'язку) Оскільки площа перекриття негібридизованих р-орбіталей в р-зв'язках менше, ніж площа перекриття орбіталей в у-зв'язках, то р-зв'язок менш міцна, ніж у-зв'язок і легше розривається у хімічних реакціях. 3. sp-гібридизація (третій валентний стан вуглецю). У стані sр-гібридизації атом вуглецю має дві sр-гібридні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 1800 один до одного і дві негібридизовані р-орбіталі розташовані у двох взаємно перпендикулярних площинах. sр-Гібридизація характерна для алкінів та нітрилів, тобто. для з'єднань, що мають у своєму складі потрійний зв'язок.

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

Так, у молекулі ацетилену валентні кути між атомами становлять 1800 . Гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 2 у-зв'язку (один зв'язок sp-s між атомом вуглецю і атомом водню та інший зв'язок типу sp-sp між атомами вуглецю. Два негібридизовані р-електрони одного атома вуглецю утворюють два р-зв'язки з негібридизованими р-електронами другого атома вуглецю. Перекриття орбіталей р-електронів йде не тільки вище і нижче у зв'язку, але і спереду і ззаду, а сумарна хмара р-електронів має циліндричну форму Таким чином потрійний зв'язок є комбінацією одного у зв'язку .Наявність у молекулі ацетилену менш міцних двох р-зв'язків, забезпечує здатність цієї речовини вступати в реакції приєднання з розривом потрійного зв'язку.

Висновок: sp3-гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp3-орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109°.

Модель атома вуглецю

Валентні електрони атома вуглецю розташовуються на одній 2s-орбіталі та двох 2р-орбіталях. 2р-орбіталі розташовані під кутом 90° один до одного, а 2s-орбіталь має сферичну симетрію. Таким чином, розташування атомних орбіталей вуглецю у просторі не пояснює виникнення в органічних сполуках валентних кутів 109,5°, 120° та 180°.

Щоб вирішити це протиріччя, було запроваджено поняття гібридизації атомних орбіталейДля розуміння природи трьох варіантів розташування зв'язків атома вуглецю знадобилися ставлення до трьох типах гібридизації.

Виникненням концепції гібридизації ми завдячуємо Лайнусу Полінгу, що багато зробив для розвитку теорії хімічного зв'язку.

Концепція гібридизації пояснює, як атом вуглецю видозмінює свої орбіталі під час утворення сполук. Нижче ми розглядатимемо цей процес трансформації орбіталей постадійно. При цьому треба мати на увазі, що розчленування процесу гібридизації на стадії або етапи є, насправді, не більш ніж уявний прийом, що дозволяє більш логічно і викласти концепцію. Проте висновки про просторову орієнтацію зв'язків вуглецевого атома, яких ми зрештою прийдемо, повністю відповідають реальному стану справ.

Електронна конфігурація атома вуглецю в основному та збудженому стані

На малюнку зліва показана електронна конфігурація атома вуглецю. Нас цікавить лише доля валентних електронів. В результаті першого кроку, який називають збудженнямабо промотуванням, один із двох 2s-електронів переміщається на вільну 2р-орбіталь. На другому етапі відбувається власне процес гібридизації, який дещо умовно можна уявити як змішання однієї s- і трьох р-орбіталей і утворення з них чотирьох нових однакових орбіталей, кожна з яких на одну чверть зберігає властивості s-орбіталі і на три чверті - властивості р-орбіталей. Ці нові орбіталі отримали назву sp 3 -гібридних. Тут надрядковий індекс 3 позначає не кількість електронів, що займають орбіталі, а кількість р-орбіталей, що взяли участь у гібридизації. Гібридні орбіталі спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого знаходиться атом вуглецю. На кожній sp 3 -гібридної орбіталі знаходиться по одному електрону. Ці електрони і беруть участь на третьому етапі освіти зв'язків з чотирма атомами водню, утворюючи валентні кути 109,5°.

sp3 - гібридизація. Молекули метану.

Утворення плоских молекул із валентними кутами 120° показано на малюнку нижче. Тут, як і у випадку sp 3 -гібридизації, перший крок - збудження. На другому етапі в гібридизації беруть участь одна 2s-і дві 2р - орбіталі, утворюючи три sр 2 -гібриднихорбіталі, розташованих в одній площині під кутом 120 ° один до одного.

Освіта трьох sр2-гібридних орбіталей

Одна p-рорбіталь залишається негібридизованою і розташовується перпендикулярно площині sр 2 -гібридних орбіталей. Потім (третій крок) дві sр 2 -гібридні орбіталі двох вуглецевих атомів поєднують електрони, утворюючи ковалентний зв'язок. Такий зв'язок, що утворюється в результаті перекриття двох атомних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атома, називається σ-зв'язком.

Освіта сигма - і пі-зв'язків у молекулі етилену

Четвертий етап – утворення другого зв'язку між двома вуглецевими атомами. Зв'язок утворюється в результаті перекриття звернених один до одного країв негібридизованих 2р-орбіталей і називається π-зв'язком. Нова молекулярна орбіталь є сукупністю двох зайнятих електронами π-зв'язку областей - над і під σ-зв'язком. Обидва зв'язки (σ і π) разом становлять подвійний зв'язокміж атомами вуглецю І нарешті, останній, п'ятий крок - утворення зв'язків між атомами вуглецю і водню за допомогою електронів чотирьох sr 2 -гібридних орбіталей, що залишилися.

Подвійний зв'язок у молекулі етилену

Третій, останній тип гібридизації, показаний на прикладі найпростішої молекули, що містить потрійний зв'язок - молекули ацетилену. Перший крок – збудження атома, такий самий, як раніше. На другому етапі відбувається гібридизація однієї 2s-і однієї 2р-орбіталей з утворенням двох sр-гібриднихорбіталей, що розташовуються під кутом 180 °. І залишаються не зміненими дві 2р-орбіталі, необхідні для утворення двох π-зв'язків.

Освіта двох sр-гібридних орбіталей

Наступний крок - утворення σ-зв'язку між двома sр-гібридизованими вуглецевими атомами, потім утворюються два π-зв'язку. Один σ-зв'язок і два π-зв'язку між двома атомами вуглецю разом становлять потрійний зв'язок. І нарешті утворюються зв'язки з двома атомами водню. Молекула ацетилену має лінійну будову, всі чотири атоми лежать на одній прямій.

Ми показали, як три основні в органічній хімії типу геометрії молекул виникають у результаті різних трансформацій атомних орбіталей вуглецю.

Можна запропонувати два способи визначення типу гібридизації різних атомів у молекулі.

Спосіб 1. Найбільш загальний спосіб, придатний будь-яких молекул. Заснований залежно від валентного кута від гібридизації:

а) валентні кути 109,5°, 107° та 105° свідчать про sр 3 -гібридизації;

б) валентний кут близько 120°-sр2-гібридизація;

в) валентний кут 180 °-sp-гібридизація.

Спосіб 2. Придатний більшість органічних молекул. Оскільки тип зв'язку (простий, подвійний, потрійний) пов'язаний з геометрією, можна за характером зв'язків даного атома визначити тип його гібридизації:

а) всі зв'язки прості - sр 3-гібридизація;

б) один подвійний зв'язок - sр 2 -гібридизація;

в) один потрійний зв'язок - sp-гібридизація.

Гібридизація - це уявна операція перетворення звичайних (енергетично найбільш вигідних) атомних орбіталей на нові орбіталі, геометрія яких відповідає експериментально визначеної геометрії молекул.

Продовження. Початок див. № 15, 16/2004

Урок 5. Гібридизація
атомних орбіталей вуглецю

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється за допомогою загальних зв'язувальних електронних пар за типом:

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.
Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома.
Електронна хмара – це область простору, де з високою ймовірністю може бути виявлений електрон. рДля узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 s 2-електрона. рУ збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2

2 -електрон може переходити на вільну s 2 2s 2 2p-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони: sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні:

На другому енергетичному рівні, крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х, 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

Це – sр 3-гібридизація.
Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. sр 3-гібридних орбіталейПри цьому осі чотирьох
виявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).
Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ". Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називаютьсигма()-зв'язком sр. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. s 3 -орбіталями перекривається з

-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку. sрУсього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 2 - і sр-Гібридизація.
sр 2 -Гібридизація 3-гібридизації існує s- і двох р– змішування однієї sр-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. х, уЦі
р 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями sр) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована z). Верхня половина р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних
2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі sр-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною. рТип

Освіта
-зв'язку

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.
sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією
р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві
р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно
напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві
р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні
sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.
Взаємозв'язок таких параметрів атома вуглецю, як число приєднаних груп, тип гібридизації і типи хімічних зв'язків, що утворюються, показано в таблиці 4.

Таблиця 4

Ковалентні зв'язки вуглецю

Число груп, пов'язаних з вуглецем	Тип гібридизації	Типи беруть участь хімічних зв'язків	Приклади формул сполук
4	sp 3	Чотири - зв'язки
3	sp 2	Три - зв'язки та одна - зв'язок
2	sp	Дві - зв'язки і два-зв'язки	H–CC–H

Вправи.

1. Які електрони атомів (наприклад, вуглецю чи азоту) називають неспареними?

2. Що означає поняття «загальні електронні пари» у з'єднаннях із ковалентним зв'язком (наприклад, СН 4 абоН 2 S )?

3. Які електронні стани атомів (наприклад, або N ) називають основними, а які збудженими?

4. Що означають цифри та літери в електронній формулі атома (наприклад, С або N )?

5. Що таке атомна орбіталь? Скільки орбіталей на другому енергетичному рівні атома С і чим вони відрізняються?

6. У чому відмінність гібридних орбіталей від вихідних орбіталей, у тому числі вони утворилися?

7. Які типи гібридизації відомі для атома вуглецю і в чому вони полягають?

8. Намалюйте картинку просторового розташування орбіталей одного з електронних станів атома вуглецю.

9. Які хімічні зв'язки називають і які?-Вкажіть-і

10. зв'язки у з'єднаннях:

Для атомів вуглецю наведених нижче сполук зазначте: а) тип гібридизації; б) типи його хімічних зв'язків; в) валентні кути.

Відповіді на вправи до теми 1

1. Урок 5 Електрони, що знаходяться по одному на орбіталі, називаютьнеспареними електронами

2. . Наприклад, в електронографічній формулі збудженого атома вуглецю – чотири неспарені електрони, а в атома азоту – три: Два електрони, що беруть участь в утворенні одного хімічного зв'язку, називають. Зазвичай до утворення хімічного зв'язку один із електронів цієї пари належав одному атому, а інший електрон – іншому атому:

3. Електронне стан атома, у якому дотримується порядок заповнення електронних орбіталей: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 і т.д., називають основним станом. Узбудженому стані

один із валентних електронів атома займає вільну орбіталь з вищою енергією, такий перехід супроводжується роз'єднанням спарених електронів. Схематично це записують так:

5. Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири. s, 2Атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра даного атома. На другому енергетичному рівні атома вуглецю чотири орбіталі – 2, 2р y, 2р zр x
. Ці орбіталі різняться: sа) формою електронної хмари ( р- Куля,
- Гантель); рб) -орбіталі мають різну орієнтацію у просторі – вздовж взаємно перпендикулярних осей, yі z x Атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра даного атома. На другому енергетичному рівні атома вуглецю чотири орбіталі – 2, р y, р z.

6. , їх позначають sГібридні орбіталі відрізняються від вихідних (негібридних) орбіталей формою та енергією. Наприклад, р-орбіталь - форма сфери, sp– симетрична вісімка,
-Гібридна орбіталь - асиметрична вісімка. Відмінності по енергії:(s) < Відмінності по енергії:(sр) < Відмінності по енергії:(р E sp). s- Таким чином, p-орбіталь – усереднена формою та енергії орбіталь, отримана змішуванням вихідних

7. і sp 3 , sp-орбіталей. sp (Для атома вуглецю відомі три типи гібридизації:).

9. 2 та
див. текст уроку 5 р-зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом лобового перекривання орбіталей по лінії, що з'єднує центри атомів.
-зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання