Видове хибридизация на въглероден атом sp sp2 sp3. Тип хибридизация на атомите. Видове връзки според начина на припокриване на орбиталите

1) sp- или q 2 -хибридизацията е характерна, когато 1sи 1 п-електрон.

Ориз. 16. Схема sp-хибридизация

Молекулата има линейна структура от типа AB 2 .

2) sp2- или q 3 -хибридизация. Хибридните облаци са разположени под ъгъл 120 0 в една равнина (фиг. 17).

Когато се образува хибриден облак, един си

2телектрон.

Ориз. 17. Схема sp2-хибридизация

Например молекула BCl 3

Молекулата има формата на плосък триъгълник.

3) sp3- q 4 -хибридизацията се извършва поради една си три п-електронни облаци. Облаците с този тип хибридизация са разположени под ъгъл от 109 0 28 ¢ (фиг. 18). 4 хибридни облака са насочени от центъра на правилен тетраедър към неговите върхове. Пример за такава молекула би бил СН4, СС14.

Ориз. 18. Схема sp 3– хибридизация

В допълнение към разгледаните са възможни и други видове хибридизация на валентни орбитали и съответните типове пространствена конфигурация на молекулите. Комбинация от едно с-три p - и един д-орбитали води до sp3d-хибридизация. Това съответства на ориентацията на петте sp3d-хибридни орбитали към върховете на тригоналната бипирамида. Кога sp 3 d 2– хибридизация шест sp 3 d 2хибридните орбитали са ориентирани към върховете на октаедъра. Ориентацията на седемте орбитали към върховете на петоъгълната бипирамида съответства на sp 3 d 3(или sp3d2f) са хибридизации на валентните орбитали на централния атом на молекулата.

По този начин посоката на химичните връзки определя пространствената конфигурация на молекулите.

Нека разгледаме и възможните типове възникващи молекули.

Молекули от тип АА или АВ.Този тип включва молекули, образувани от два еднакви или различни атома, между които един единствен ( с-сигма) връзка, последната може да се образува чрез взаимодействието на две с-електрони, по един от всеки атом ( s¢ - s¢), две п-електрони ( p¢ - p¢) или два електрона от смесен тип ( s¢ - p¢) (фиг. 19). Такива връзки възникват между атоми на елементи, които имат такъв с-или п-електрон: водород, група елементи IA (алкални метали) и групи VIIA(халогени). Молекулите от този тип имат линейна форма, напр.
H2, F2, Cl2, Br2, J2, Zi2, Na2, K2, HClи т.н.

Ориз. 19. Припокриване с-и п-орбитали

с образование с-връзки

Молекули като AB 2, AB 3 .Те се образуват от взаимодействието на две п-атомни електрони ATи с-електрони на два атома А. Два несдвоени п-електрон са характерни за атомите на елементите VI Агрупи, т.е. за кислород и неговите аналози (халкогени).

Електронни облаци п-електроните са разположени един спрямо друг под ъгъл 90 0 по координатните оси хи г.

Ориз. 20. Припокриващи се орбитали във водна молекула

Например в молекула H2O(фиг. 20) припокриване на облаци с-електрони с облаци п-електроните се появяват на мястото, посочено със щриховане, и следователно химичните връзки трябва да бъдат насочени под ъгъл от 90º. Такива молекули се наричат ъгъл.Според експерименталните данни обаче много по-често се срещат молекули с различна стойност на ъгъла на свързване. Например ъгълът на свързване на водна молекула е 104,5º. една от причините за това явление, според теорията на валентните връзки, е наличието на несвързани електронни двойки в централния атом. Изкривяването на ъглите на връзката в този случай е причинено от взаимното отблъскване на свързващите и несвързващите електронни двойки на централния атом. В този случай трябва да се има предвид, че облакът от свързваща електронна двойка (локализиран между два атома) заема по-малко пространство от облака от несвързваща електронна двойка; отблъскване между свързващите електронни двойки. Това може да се види в примера за структурата на молекулите на метан, амоняк и вода. Централните атоми на тези молекули образуват химични връзки, дължащи се на електрони s p 3 -хибридните орбитали представляват четири електрона

Това определя образуването на четири връзки C-Hи разположението на водородните атоми в молекулата на метана CH 4по върховете на тетраедъра (фиг. 21)

Ориз. 21. Орбитално припокриване в молекулата на метана

Азотният атом има четири sp3-хибридните орбитали представляват пет електрона:

Следователно една двойка електрони се оказва несвързваща и заема един от sp3-орбитали, насочени към върховете на тетраедъра. Поради отблъскващото действие на несвързващата електронна двойка, ъгълът на връзката в молекулата на амоняка H3Nсе оказва по-малко от тетраедъра и е < HNH = 107,3º .

Сега вече е ясно, че при разглеждане на водна молекула валентният ъгъл трябва да бъде още по-малък, т.е. при кислородния атом 4 sp 3– хибридните орбитали представляват шест електрона, т.е. две sp3-хибридните орбитали заемат несвързващи електронни двойки. Отблъскващото действие на двама

несвързани двойки се проявява в по-голяма степен. Следователно, ъгълът на връзката е изкривен спрямо тетраедричния ъгъл още по-силно във водната молекула H2Oе < HOH = 104º,5¢ . С увеличаване на броя на несвързващите електрони на централния атом се променя и пространствената конфигурация на молекулите (Таблица 7). Така че, ако молекулата има формата на правилен тетраедър с въглероден атом в центъра, тогава в случай на молекула H3Nможем да предположим, че един от върховете на тетраедъра е зает от несвързваща електронна двойка и молекулата има формата на триъгълна пирамида. В една молекула H2Oдва върха на тетраедъра са заети от електронни двойки, а самата молекула има ъглова V-образна форма.

тетраедър тригонален ъглов

тип AB 4тип пирамида AB 2 (A 2 B)

CH 4тип AB 3 NH 3 H 2 O

Полярност на комуникацията.Връзката между атомите на различни електрони винаги е повече или по-малко полярна. Това се дължи на разликата в размера и електроотрицателността на атомите. Например в молекулата на хлороводорода НС1свързващият електронен облак се измества към по-електроотрицателния хлорен атом. В резултат на това зарядът на водородното ядро вече не се компенсира и електронната плътност на хлорния атом става прекомерна в сравнение със заряда на ядрото.

Таблица 7

Пространствена конфигурация на молекулите ABn

Тип хибридизация	Броят на електронните двойки на атом А	Тип молекула	Пространствена конфигурация	Примери
Свързващи вещества	необвързващи
sp			AB 2	линеен	BeCl 2 (g) CO 2
sp 2			AB 3 AB 2	триъгълен ъгъл	BCl3, COO3
sp 3			AB 4	тетраедърен	CC14, BH, NH
			AB 3 AB 2	тригонално-пермиден ъглов	H 3 N, H 3 P H 2 O
sp 3 d 1			AB 5	тригонално-бипирамидален	PF5, SbCl5

С други думи, водородният атом в НС1положително поляризиран, а хлорният атом е отрицателно поляризиран; водородният атом е положително зареден, а хлорният атом е отрицателно зареден. Тази такса д-наречена ефективна, може да се установи експериментално. Според наличните данни ефектът

ефективен заряд на водородния атом на молекулата НС1е dH = +0,2и върху хлорния атом dCl = -0,2абсолютен заряд на електрона.

Така, според степента на изместване (поляризация) на свързващия електронен облак, връзката може да бъде неполярен, поляренили йонни.Неполярните и йонните връзки са екстремни случаи на полярна връзка.

Неполярни и полярни молекули.В неполярните молекули центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди съвпадат. Полярните молекули са диполи, т.е. системи, състоящи се от два еднакви по големина и противоположни по знак заряда ( +qи -q), разположени на известно разстояние ледин от друг, което се нарича дължина на дипола. Полярността на молекулата, както и полярността на връзката, се оценяват чрез стойността на нейния диполен момент, означен м

m = l q,

където ле дължината на дипола, ре големината на електрическия заряд.

лима стойност от порядъка на диаметъра на атома, т.е. 10 -8 см, и заряда на електрона 4,8∙10 -10 електронна поща Изкуство. единици, т.н мсе изразява чрез стойност на поръчката 10 -18 електронна поща Изкуство. единици∙cm. Тази величина се нарича единица на Дебай и се представя с буквата д. В системата единици SI мизмерено във висящи метри (K∙m); 1 D = 0,33∙10 -29К∙м.

Стойностите на диполния момент на ковалентните молекули са в рамките 0-4D, йонен 4-11D.

Диполният момент на една молекула е векторната сума на диполните моменти на всички връзки и несвързаните електронни двойки в една молекула. Резултатът от добавянето зависи от структурата на молекулата. Например молекула CO2, поради spхибридизация на орбиталите на въглеродния атом, има симетрична линейна структура.

(m = 1.84Dили 0,61∙10 -29 К∙М)

Липсата на диполен момент показва силно симетрична структура на молекулата; наличието на диполен момент и неговата величина определят асиметрията на молекулата.

Поляризация на комуникацията.За да се характеризира реактивността на молекулите, е важно да се знае не само първоначалното разпределение на електронната плътност, но и лекотата, с която се променя. Последната мярка е поляризуемост на връзката- способността му да стане полярен (или по-полярен) в резултат на действието на електрическо поле върху него.

В резултат на поляризацията може да настъпи пълно разкъсване на връзката с прехода на свързващата електронна двойка към един от атомите с образуването на отрицателни и положителни йони. Нарича се асиметрично разрушаване на връзката с образуването на различни йони хетеролитичен.

хомолитичен хетеролитичен

празнина празнина

(дисоциация) (йонизация)

Хетеролитичното разцепване се различава от разрушаването на връзка по време на разпадането на молекула на атоми и радикали. В последния случай свързващата електронна двойка се разрушава и процесът се нарича хомолитичен.В съответствие с казаното трябва да се прави разлика между процеса на дисоциация и процеса на йонизация; кога НС1първият се наблюдава при термичното му разлагане на атоми, вторият - при разлагането му на йони в разтвор.

Под действието на външно електрическо поле молекулата се поляризира, т.е. в него настъпва преразпределение на зарядите и молекулата придобива нова стойност на диполния момент. В този случай неполярните молекули могат да се превърнат в полярни, а полярните стават още по-полярни. С други думи, под действието на външно електрическо поле се индуцира дипол в молекули, наречени индуцирани или индуцирани, които съществуват само под действието на външно електрическо поле.

sp 3 хибридизацията е характерна за въглеродните съединения. В резултат на хибридизация на една s-орбитала и три

p-орбитали се образуват четири хибридни sp 3 -орбитали, насочени към върховете на тетраедъра с ъгъл между орбиталите 109,5 o. Хибридизацията се проявява в пълната еквивалентност на връзките на въглеродния атом с други атоми в съединения, например в CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4 и др.

Фиг.5 sp 3 хибридизация

Ако всички хибридни орбитали са свързани с едни и същи атоми, тогава връзките не се различават една от друга. В други случаи възникват малки отклонения от стандартните ъгли на свързване. Например, във водна молекула H 2 O кислород - sp 3 -хибрид, се намира в центъра на неправилен тетраедър, в върховете на който "гледат" два водородни атома и две несподелени двойки електрони (фиг. 2). Формата на молекулата е ъглова, ако погледнете центровете на атомите. Ъгълът на свързване на HOH е 105°, което е доста близо до теоретичната стойност от 109°.

Фиг.6 sp 3 хибридизация на кислородни и азотни атоми в молекули a) H 2 O и b) NCl 3.

Ако не е имало хибридизация („подравняване“ O-H връзки), ъгълът на свързване на HOH ще бъде 90°, тъй като водородните атоми ще бъдат прикрепени към две взаимно перпендикулярни p орбитали. В този случай светът ни вероятно би изглеждал съвсем различно.

Теорията на хибридизацията обяснява геометрията на молекулата на амоняка. В резултат на хибридизация на 2s и три 2p азотни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали. Конфигурацията на молекулата е изкривен тетраедър, в образуването на който участват три хибридни орбитали химическа връзка, а четвъртият с двойка електрони не. ъгли между N-H връзкине е равен на 90 o, както в пирамида, но не е равен на 109,5 o, съответстващ на тетраедър.

Фиг.7 sp 3 - хибридизация в молекулата на амоняк

Когато амонякът взаимодейства с водороден йон, в резултат на взаимодействието донор-акцептор се образува амониев йон, чиято конфигурация е тетраедър.

Хибридизацията обяснява и разликата в ъгъла между O-H връзкив ъглова водна молекула. В резултат на хибридизация на 2s и три 2p кислородни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали, от които само две участват в образуването на химическа връзка, което води до изкривяване на ъгъла, съответстващ на тетраедъра.

Фиг.8 sp 3 хибридизация във водна молекула

Хибридизацията може да включва не само s- и p-, но и d- и f-орбитали.

При sp 3 d 2 хибридизация се образуват 6 еквивалентни облака. Наблюдава се в съединения като 4-, 4-. В този случай молекулата има конфигурация на октаедър:

Ориз. 9 d 2 sp 3 -хибридизация в йон 4-

Идеите за хибридизацията позволяват да се разберат такива характеристики на структурата на молекулите, които не могат да бъдат обяснени по друг начин.

Хибридизацията на атомните орбитали (АО) води до изместване на електронния облак в посока на образуване на връзка с други атоми. В резултат на това припокриващите се области на хибридните орбитали се оказват по-големи, отколкото при чистите орбитали, и силата на връзката се увеличава.

Край на работата -

Тази тема принадлежи на:

Химическа връзка. Видове молекулярни взаимодействия

За молекулярните системи, както и за многоелектронните атоми, е невъзможно да се реши точно уравнението на Шрдингер, постигат се приблизителни решения .. има два начина да се обясни природата на ковалентната връзка.

Ако се нуждаеш допълнителен материалпо тази тема или не сте намерили това, което търсите, препоръчваме да използвате търсенето в нашата база данни с произведения:

Какво ще правим с получения материал:

Ако този материал се оказа полезен за вас, можете да го запазите на страницата си в социалните мрежи:

Всички теми в този раздел:

Химическа връзка. Видове молекулярни взаимодействия
Химическата връзка е комбинация от сили между атомите, образуващи стабилни системи: молекули, йони, радикали. Нито едно от познатите взаимодействия – електрически, магнитни или гравитационни

Причината за образуването на химична връзка е намаляването на общата енергия на системата
Фиг.1 Зависимост на потенциалната енергия E на система от два водородни атома от междупланетната

Основи на AIM
1) Ковалентна химична връзка се образува от два електрона с противоположно насочени спинове и тази електронна двойка принадлежи на два атома. 2) Ковалентната връзка е по-силна от

Механизми на образуване на химична връзка
В метода на валентните връзки се разграничават обменните и донорно-акцепторните механизми за образуване на химична връзка. обменен механизъм. Към обменния механизъм на образуване на хим

Донорно-акцепторен механизъм
Донорно-акцепторният механизъм е образуването на ковалентна връзка поради двуелектронен облак на един атом (донор) и свободна орбитала на друг (акцептор). Примери за образуване на хим

Валентност
Валентността е свойството на атом на даден елемент да свързва или замества определен брой атоми на друг елемент. Мярка за валентност е броят на ковалентните връзки, които един атом образува. В този

Sp хибридизация
sp хибридизацията възниква, например, при образуването на Be, Zn, Co и Hg (II) халогениди. Във валентно състояние всички метални халогениди съдържат s и p-недвойки на съответното енергийно ниво

Молекулярен орбитален метод
Методът VS се използва широко от химиците. В рамките на този метод голяма и сложна молекула се разглежда като състояща се от отделни двуцентрови и двуелектронни връзки. Приема се, че електроните

Полярност на комуникацията
Между различни атоми може да възникне чиста ковалентна връзка, ако електроотрицателността (EO) на атомите е еднаква. Такива молекули са електросиметрични, т.е. "центрове на тежестта" на положителни заряди i

водородна връзка
Водородната връзка е специален вид химична връзка. Известно е, че водородните съединения със силно електроотрицателни неметали, като F, O, N, имат необичайно високи точки на кипене.

Енергия на връзката
Важна е енергийната характеристика на химичната връзка. Когато се образува химична връзка, общата енергия на системата (молекулата) е по-малка от енергията на нейните съставни части (атоми), т.е. E(AB)<Е(А)+

Силата се увеличава с намаляване на дължината на връзката
Металната връзка възниква в резултат на частична делокализация на валентни електрони, които се движат доста свободно в металната решетка, взаимодействайки електростатично с

b е ъгълът на усукване между равнините, минаващи през триплетите от атоми 1, 2, 3 и 2, 3, 4.

Линейната форма е характерна за двуатомните молекули. За да се предвиди пространствената структура на многоатомна молекула, трябва да се знае не само дължината на връзката, но и стойностите на ъглите на връзката и усукването.

Ако молекулата се състои от три или повече атома, т.е. в него има две или повече химични връзки, тогава между посоките им се образуват ъгли (до 180 0), които се наричат ъгли на свързване(а).

Ъгъл на усукване (b)е двустенният ъгъл между две равнини, минаващи през всяка избрана тройка от атоми.

Примери за геометрията на молекулите са показани на фиг. 4.11.

Нека разгледаме ефекта на хибридизацията върху геометричната форма на молекулите.

Ако вземем предвид, че p-орбиталите са насочени една към друга под ъгъл от 90 0, би било разумно да се предположи, че връзките в молекулите, например H 2 O, NH 3, също трябва да бъдат насочени към една на друга под прав ъгъл. Обаче не е така. Освен това очакваната нееквивалентност на връзките, образувани поради орбитали с различна форма, често не е оправдана от опита. Експериментално е установено, че ако един атом образува няколко връзки от един и същи тип поради електрони с различни енергийни поднива, тогава тези връзки се оказват енергийно еквивалентни.

Ориз. 4.11. Молекулярна геометрия:

(а) - линейни; б) триъгълна; в) тетраедърен;

(d) - тригонално-бипирамидален; д) – октаедричен;

(f) - петоъгълно-бипирамидален

Квантово-механичната теория за структурата на атома не може да обясни този факт и за да се проведе теорията в съответствие с експеримента, възникна хипотезата хибридизация на орбитали .

Според тази хипотеза различни орбитали на един и същи атом, участващи в образуването на s-връзки, са подредени по форма и енергия. От няколко различни орбитали се образуват еднакъв брой хибридни орбитали, имащи еднаква форма и еднаква енергия. Хибридните орбитали в пространството около ядрото са равномерно разположени.

В хибридизацията могат да участват орбитали с различна форма. Разгледайте само хибридизацията на s- и p-атомните орбитали. Орбиталата, получена в резултат на "подравняването" на s- и p-орбиталите, е неравна "осмица" (фиг. 4.12). Той е по-удължен в едната посока от ядрото, отколкото в другата. Тъй като степента на припокриване на валентните орбитали тогава е по-висока, химическата връзка, образувана от хибридната орбитала, трябва да е по-силна от тази, образувана от конвенционалните s и p орбитали.

Ориз. 4.12. Sp-хибридна орбитална форма

В зависимост от броя на взаимодействащите си орбитали в атома, в резултат на хибридизацията се образуват различен брой хибридни орбитали. Следователно формите на молекулите ще бъдат различни. Нека разгледаме няколко прости примера.

При образуването на молекули на берилиеви халиди, например BeCl 2, един s- и един p-електрон, които се появяват при възбуждане на атома, участват в образуването на химични връзки от страната на централния атом:

Такова възбуждане е оправдано, ако енергията, освободена по време на последващото образуване на химична връзка, компенсира енергията, изразходвана за възбуждане на атома (скачане на s-електрона към p-орбитала).

Наличието на несдвоени електрони би трябвало да осигури две връзки между берилиевия атом и два хлорни атома (с несдвоени 3p електрони), но тези връзки не биха били еквивалентни.

Когато се изразходва малко количество енергия, вместо първоначалните s- и p-орбитали на берилиевия атом се образуват две еквивалентни sp-орбитали. Хибридните sp-орбитали са удължени (фиг. 4.13, а) в противоположни посоки една спрямо друга (валентен ъгъл 180 O). И двете образувани връзки са енергийно еквивалентни.

Тъй като енергията, освободена по време на образуването на връзки Be – Cl, е по-голяма от сумата на енергийните разходи за възбуждане на берилиевия атом и хибридизацията на неговите 2s и 2p орбитали, образуването на молекулата BeCl 2 е енергийно благоприятно.

Разгледаният случай се нарича sp хибридизация . Молекулите, образувани с участието на sp-хибридни орбитали, са линейни. Най-простият пример от този вид е линейна молекула C 2 H 2 ацетилен, образувана поради sp-хибридни орбитали на въглеродни атоми (останалите p-орбитали на въглеродни атоми в този случай не участват в хибридизацията, но образуват p-връзки) .

При хибридизация на една s- и две p-орбитали се образуват три еквивалентни sp 2 хибридни орбитали. Пример е образуването на молекула борен трихлорид. При възбуждане в борния атом се появяват три несдвоени електрона:

Орбиталите, на които се намират тези електрони, са осреднени по форма и енергия, образувайки три sp 2 хибридни орбитали, разположени под ъгъл 120 O една спрямо друга (фиг. 4.13, b). Този ъгъл е оптимален: той осигурява максимално взаимно разделяне и минимална енергия на отблъскване на трите хибридни орбитали, следователно осигурява минимална енергия на системата.

По този начин молекулите, образувани поради sp 2 хибридни орбитали, представляват правилен триъгълник, в центъра на който е централният атом (в нашия случай бор), а във върховете - останалите атоми (хлор). И трите връзки в една молекула са равни.

Примери за молекули с sp 2 хибридни орбитали на въглеродния атом са органични вещества: етилен C 2 H 4, бензен C 6 H 6 и др. (в тези случаи три орбитали на въглеродния атом хибридизират, а четвъртата участва в образуване на p-връзка).

Ако четири орбитали участват в образуването на хибридни орбитали (например в молекула CH 4 метан), се извършва sp 3 хибридизация. Възбуден въглероден атом има 4 несдвоени електрона (един s- и три p-електрона):

Ориз. 4.13. Разположението на орбиталите при sp- (a), sp 2 - (b) и

sp 3 - хибридизация (c)

Ако и четирите орбитали участват в хибридизацията, тогава четирите образувани sp 3 -хибридни орбитали, поради взаимно отблъскване, са ориентирани една спрямо друга под ъгъл 109 O 28 / (фиг. 4.9, c). В този случай въглеродният атом заема място в центъра на правилен тетраедър, а неговите партньори са разположени във върховете (в случая на метан, водородни атоми).

Азотният атом има пет електрона във външното си енергийно ниво:

Съвременната квантово-химична теория за химическото свързване приема, че когато се образува амонячна молекула NH3, орбиталите на азотния атом претърпяват sp3 хибридизация. В този случай се говори за хибридизация не на електрони, а на орбитали, следователно тя може да се наблюдава както при орбитали, съдържащи по един електрон, така и при орбитали, заети от два електрона или напълно свободни от тях. Три водородни атома на амоняк заемат три върха на получения тетраедър от sp 3 хибридни орбитали. Четвъртият връх на тетраедъра е зает от хибриден електронен облак, който не участва в образуването на химическа връзка. Тъй като не всички върхове на тетраедъра са идентични, ъгълът на връзката в молекулата на амоняка е по-малък от тетраедричния и е равен на 107 0 , т.е. молекулата е леко изкривен тетраедър (виж Фиг. 4.10b за триъгълна пирамида).

Във водната молекула ъгълът на връзката H–O–H също е близък до тетраедричен (104,5 0). Това се обяснява с факта, че орбиталите на кислородния атом претърпяват sp 3 хибридизация, като две sp 3 хибридни орбитали се припокриват с s орбиталите на два водородни атома, а две са заети от несподелени електронни двойки.

Енергийните характеристики на връзките във водородните халогениди показват, че дори и в този случай орбиталите на халогенните атоми са обект на sp 3 хибридизация и връзката се образува от s орбитала на водородния атом и sp 3 хибридна орбитала на халогенен атом. Изглежда, че няма нужда да се прилага теорията на хибридизацията за двуатомни молекули, но връзката във водородните халиди е по-силна от изчислението за връзка, образувана от "чиста" p-орбитала.

Примери за влиянието на неподелените електронни двойки на централния атом върху геометрията на молекулата също са разгледани на фиг. 4.14. и в табл. 4.3.

По този начин съответствието на теорията на хибридизацията с експерименталните изследвания (например данните за енергетиката на химическите връзки) потвърждава важността на самата концепция за хибридизация. Хибридизацията определя химичната и кристалохимичната структура на веществата и следователно техните химични свойства.

Ориз. 4.14. Влияние на несподелените електронни двойки (E) на централния атом върху пространствената конфигурация на молекулите:

(а) - тетраедър; б) триъгълна пирамида; в) ъглова форма;

(d) триъгълна бипирамида; д) изкривен тетраедър; д) Т-образна форма; ж) – линейна форма; (h) - октаедър; (i) - четириъгълна пирамида; (k) - квадрат

Таблица 4.3

Броят на електронните двойки на централния атом

и пространствена конфигурация на ABn молекули

Броят на електронните двойки на атом А	Разположение на електронни двойки	Брой свързващи двойки	Брой самотни двойки	Геометрична форма и състав на молекулата*	Примери
	Линеен			Линеен AB 2	BeH2, BeCl2
	триъгълна			Плосък триъгълник AB 3 Ъгъл AB 2 E	BF 3 SnCl 2
	тетраедърен			Тетраедър AB 4 Триъгълна пирамида AB 3 E Ъглова AB 2 E 2	CCl4, CH4H3N, NF3H2O, OF2
	Тригонално-бипирамидално			Триъгълна бипирамида AB 5 Неправилен тетраедър AB 4 E Т-образен AB 3 E 2 Линеен AB 2 E 3	PCl 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 IF
	Осмостенен			Октаедър AB 6 Квадратна пирамида AB 5 E Плосък квадрат AB 4 E 2	SF 6 , SiF IF 5 , SbF XeF 4 , ICl
	Петоъгълно-бипирамидален			Петоъгълна бипирамида AB 7 Неправилен октаедър AB 6 E	IF 7 XeF 6

*E е несподелената електронна двойка.

sp хибридизацията възниква, например, при образуването на Be, Zn, Co и Hg (II) халогениди. Във валентно състояние всички метални халогениди съдържат s и p-несдвоени електрони на съответното енергийно ниво. Когато се образува една молекула, една s- и една p-орбитала образуват две хибридни sp-орбитали под ъгъл 180o.

Фиг.3 sp хибридни орбитали

Експерименталните данни показват, че всички Be, Zn, Cd и Hg(II) халогениди са линейни и двете връзки са с еднаква дължина.

sp 2 хибридизация

В резултат на хибридизация на една s-орбитала и две p-орбитали се образуват три хибридни sp 2 орбитали, разположени в една равнина под ъгъл 120° една спрямо друга. Това е например конфигурацията на молекулата BF 3:

Фиг.4 sp 2 хибридизация

sp 3 хибридизация

Фиг.5 sp 3 хибридизация

Фиг.6 sp 3 хибридизация на кислородни и азотни атоми в молекули a) H 2 O и b) NCl 3.

Ако нямаше хибридизация („подравняване“ на O-H връзките), ъгълът на HOH връзката би бил 90°, тъй като водородните атоми биха били прикрепени към две взаимно перпендикулярни p-орбитали. В този случай светът ни вероятно би изглеждал съвсем различно.

Теорията на хибридизацията обяснява геометрията на молекулата на амоняка. В резултат на хибридизация на 2s и три 2p азотни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали. Конфигурацията на молекулата е изкривен тетраедър, в който три хибридни орбитали участват в образуването на химична връзка, а четвъртата с двойка електрони не участва. Ъглите между N-H връзките не са равни на 90 o, както в пирамидата, но не са равни на 109,5 o, съответстващи на тетраедър.

Фиг.7 sp 3 - хибридизация в молекулата на амоняк

Хибридизацията обяснява и разликата в ъгъла между O-H връзките в ъгловата водна молекула. В резултат на хибридизация на 2s и три 2p кислородни орбитали се образуват четири sp 3 хибридни орбитали, от които само две участват в образуването на химическа връзка, което води до изкривяване на ъгъла, съответстващ на тетраедъра.

Фиг.8 sp 3 хибридизация във водна молекула

Хибридизацията може да включва не само s- и p-, но и d- и f-орбитали.

При sp 3 d 2 хибридизация се образуват 6 еквивалентни облака. Наблюдава се в съединения като 4-, 4-. Молекулата има конфигурация на октаедър.

Хибридизация на орбиталите- Подреждане на енергията и формата на орбиталите.

Същността на процеса на хибридизация на атомните орбитали е, че електрон в близост до ядрото на свързан атом се характеризира не с отделна атомна орбитала, а с комбинация от атомни орбитали с едно и също основно квантово число. Тази комбинация се нарича хибридна орбитала. Хибридизацията засяга само по-високи и близки по енергия атомни орбитали, заети от електрони.

Хибридните орбитали имат асиметрична форма, издължена към прикрепения атом.

Изглед на хибридна атомна орбитала, образувана чрез смесване с-и п-орбитали.

Електронните облаци се отблъскват взаимно и се намират в пространството на максимално разстояние един от друг, което съответства на минималната енергия на междуелектронно отблъскване. В този случай осите на четирите sp 3 хибридни орбитали се оказват насочени към върховете на тетраедъра (правилна триъгълна пирамида), а ъглите между тези орбитали са тетраедрични, равни на 109 ° 28 ".

Видът на хибридизацията определя геометрията на молекулата или йона.

Видове хибридизация

Тип хибридизация	Компоненти	геометрична форма	Ъгъл между връзките	Примери
	1 с-орбитален и 1 п-орбитален	линеен
	1 с-орбитален и 2 п-орбитали	триъгълна
	1 с-орбитален и 3 п-орбитали	тетраедърен
sp 3 д	1 с-орбитален, 3 п-орбитали и 1 д-орбитален	тригонално-бипирамидален
sp 3 д 2	1 с-орбитален, 3 п-орбитали и 2 д-орбитали	октаедърен

Върховете на електронните орбитали могат да се припокриват един с друг. Припокриването на електронни облаци по линия, минаваща през центровете на атомите, се нарича сигма (ϭ )-връзка .

Ковалентна връзка, образувана от странично припокриване Р-орбитали на съседни въглеродни атоми се нарича пи (π )-връзка .