Typy hybridizácie uhlíkových atómov sp sp2 sp3. Typ atómovej hybridizácie. Typy väzieb podľa spôsobu prekrývania orbitálov

1) sp – alebo q 2 – hybridizácia je charakteristická, keď tvorba väzby zahŕňa 1 s A 1 p- elektrón.

Ryža. 16. Schéma sp – hybridizácia

Molekula má lineárnu štruktúru napr AB 2.

2) sp 2 – alebo q 3 – hybridizácia. Hybridné oblaky sú umiestnené pod uhlom 120 0 v jednej rovine (obr. 17).

Pri vytváraní hybridného cloudu sa podieľa jedna osoba s A

2p elektrón.

Ryža. 17. Schéma sp 2 - hybridizácia

Napríklad molekula BCI 3

Molekula má tvar plochého trojuholníka.

3) sp 3 – q 4 – hybridizácia sa uskutočňuje vďaka jednému s a tri p – elektronické oblaky. Oblaky s týmto typom hybridizácie sú umiestnené pod uhlom 109 0 28 ¢ (obr. 18). 4 hybridné oblaky smerujú zo stredu pravidelného štvorstenu k jeho vrcholom. Príkladom takejto molekuly by bolo CH4, CCI4.

Ryža. 18. Schéma sp 3- hybridizácia

Okrem uvažovaných sú možné aj iné typy hybridizácie valenčných orbitálov a zodpovedajúce typy priestorovej konfigurácie molekúl. Kombinácia jedného s – tri p – a jeden d – orbitály vedie k sp 3 d – hybridizácia. Tomu zodpovedá orientácia piatich sp 3 d – hybridné orbitály k vrcholom trigonálnej bipyramídy. Kedy sp 3 d 2– hybridizácia šesť sp 3 d 2 hybridné orbitály sú orientované smerom k vrcholom oktaédra. Orientácia siedmich orbitálov k vrcholom päťuholníkovej bipyramídy zodpovedá sp 3 d 3(alebo sp 3 d 2 f) – hybridizácia valenčných orbitálov centrálneho atómu molekuly.

Smer chemických väzieb teda určuje priestorovú konfiguráciu molekúl.

Uvažujme o ďalších možných typoch vznikajúcich molekúl.

Molekuly typu AA alebo AB. Tento typ zahŕňa molekuly tvorené dvoma rovnakými alebo rôznymi atómami, medzi ktorými je jeden jediný ( s- sigma) väzba, druhá môže vzniknúť interakciou dvoch s – elektróny, jeden z každého atómu ( s¢ - s¢), dva p – elektróny ( p¢ - p¢) alebo dva elektróny zmiešaného typu ( s¢ - p¢) (obr. 19). Takéto väzby vznikajú medzi atómami prvkov, ktoré majú jeden s – alebo p – elektrón: vodík, prvky skupiny I.A. (alkalických kovov) a skupiny VIIA(halogény). Molekuly tohto typu majú lineárny tvar, napr.
H2, F2, Cl2, Br2, J2, Zi2, Na2, K2, HCl atď.

Ryža. 19. Prekrývanie s- A p- orbitály

so vzdelaním s- komunikácie

Molekuly ako AB 2, AB 3. Vznikajú v dôsledku interakcie dvoch p – elektróny atómu IN A s – elektróny dvoch atómov A. Dva nespárované p- elektróny sú charakteristické pre atómy prvkov CEZ skupiny, t.j. pre kyslík a jeho analógy (chalkogény).

Elektronické oblaky p- elektróny sú umiestnené voči sebe navzájom pod uhlom 90 0 pozdĺž súradnicových osí X A r.

Ryža. 20. Prekrývajúce sa orbitály v molekule vody

Napríklad v molekule H2O(obr. 20) prekrytie oblakov s – elektróny s oblakmi p – elektróny sa vyskytujú v mieste označenom tieňovaním, a preto musia byť chemické väzby nasmerované pod uhlom 90º. Takéto molekuly sa nazývajú rohu. Podľa experimentálnych údajov sú však molekuly s iným uhlom väzby oveľa bežnejšie. Napríklad molekula vody má väzbový uhol 104,5°. jedným z dôvodov tohto javu je podľa teórie valenčných väzieb prítomnosť neväzbových elektrónových párov na centrálnom atóme. Skreslenie väzbových uhlov je v tomto prípade spôsobené vzájomným odpudzovaním väzbových a neväzbových elektrónových párov centrálneho atómu. Malo by sa vziať do úvahy, že oblak väzbového elektrónového páru (lokalizovaného medzi dvoma atómami) zaberá menej miesta ako oblak neväzbového elektrónového páru, preto najväčší stupeň odpudzovania nastáva medzi neväzbovými pármi, účinok odpudzovania medzi neväzbový a väzbový pár je o niečo menší a napokon menší odpor medzi väzbovými elektrónovými pármi. Vidno to na štruktúre molekúl metánu, amoniaku a vody. Centrálne atómy týchto molekúl tvoria chemické väzby vďaka elektrónom s p 3 - hybridné orbitály predstavujú štyri elektróny

To určuje vznik štyroch väzieb C–H a usporiadanie atómov vodíka v molekule metánu CH 4 vo vrcholoch štvorstenu (obr. 21)

Ryža. 21. Prekrývajúce sa orbitály v molekule metánu

Atóm dusíka má štyri sp 3 - hybridné orbitály tvoria päť elektrónov:

V dôsledku toho sa jeden pár elektrónov ukáže ako neväzbový a zaberá jeden z nich sp 3 – orbitály smerujúce k vrcholom štvorstenu. V dôsledku odpudivého účinku neväzbového elektrónového páru väzbový uhol v molekule amoniaku H3N ukazuje sa, že je menej ako štvorsten a predstavuje až < HNH = 107,3º .

Teraz je jasné, že pri uvažovaní o molekule vody by mal byť väzbový uhol ešte menší, t.j. na atóme kyslíka 4 sp 3– hybridné orbitály tvoria šesť elektrónov t.j. dva sp 3 – Hybridné orbitály zaberajú neväzbové elektrónové páry. Odpudivé činy dvoch

vo väčšej miere sa prejavuje neviazané páry. Preto je väzbový uhol v molekule vody skreslený proti štvorstennému uhlu ešte silnejšie H2O rovná sa < HOH = 104º,5¢ . S nárastom počtu neväzbových elektrónov centrálneho atómu sa mení aj priestorová konfigurácia molekúl (tab. 7). Ak má teda molekula tvar pravidelného štvorstenu s atómom uhlíka v strede, potom v prípade molekuly H3N môžeme predpokladať, že jeden z vrcholov štvorstenu je obsadený neväzbovým elektrónovým párom a molekula má tvar trigonálnej pyramídy. V molekule H2O dva vrcholy štvorstenu sú obsadené elektrónovými pármi a samotná molekula má uhlovú V- obrazná forma.

štvorsten trigonálny uhlový

typu AB 4 pyramídový typ AB 2 (A 2 B)

CH 4 typu AB3NH3H20

Polarity komunikácie. Väzba medzi atómami rôznych elektrónov je vždy viac-menej polárna. Je to spôsobené rozdielom vo veľkosti a elektronegativite atómov. Napríklad v molekule chlorovodíka HCl väzobný elektrónový oblak je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu chlóru. Výsledkom je, že náboj vodíkového jadra už nie je kompenzovaný a na atóme chlóru sa hustota elektrónov stáva nadmernou v porovnaní s nábojom jadra.

Tabuľka 7

Priestorová konfigurácia molekúl ABn

Typ hybridizácie	Počet elektrónových párov atómu A	Typ molekuly	Priestorová konfigurácia	Príklady
Väzba	Nezáväzne
sp			AB 2	lineárne	BeCl2(g)C02
sp 2			AB 3 AB 2	trojuholníkový roh	BCI3, COO3
sp 3			AB 4	štvorstenný	CCI4, BH, NH
			AB 3 AB 2	trigonálny permidal uhlový	H3N, H3PH20
sp 3 d 1			AB 5	trigonálne-bipyramídové	PF5, SbCl5

Inými slovami, atóm vodíka v HCl polarizovaný pozitívne a atóm chlóru negatívne polarizovaný; kladný náboj sa objavuje na atóme vodíka a záporný náboj na atóme chlóru. Tento poplatok d- nazývaný účinný, možno ho stanoviť experimentálne. Podľa dostupných údajov účinok

efektívny náboj na atóme vodíka molekuly HCl rovná sa dH = +0,2 a na atóme chlóru dCl = -0,2 absolútny náboj elektrónu.

Teda v závislosti od stupňa posunutia (polarizácie) spojovacieho elektrónového oblaku môže byť spojenie nepolárne, polárne alebo iónový. Nepolárne a iónové väzby sú extrémnymi prípadmi polárnych väzieb.

Nepolárne a polárne molekuly. V nepolárnych molekulách sa ťažiská kladných a záporných nábojov zhodujú. Polárne molekuly sú dipóly, t.j. systémy pozostávajúce z dvoch nábojov rovnakej veľkosti a opačného znamienka ( +q A –q), ktorý sa nachádza v určitej vzdialenosti l od seba, čo sa nazýva dĺžka dipólu. Polarita molekuly, ako aj polarita väzby, sa určuje hodnotou jej dipólového momentu, označovaného m

m = l q,

Kde l- dĺžka dipólu, q– veľkosť elektrického náboja.

l má hodnotu rádovo priemeru atómu, t.j. 10-8 cm a elektrónový náboj 4,8∙10 -10 email čl. jednotky teda m vyjadrené hodnotou objednávky 10 -18 email čl. jednotky∙cm Táto veličina sa nazýva Debyeova jednotka a tvorí ju písmeno D. V jednotkách SI m merané v coulomb metroch (K∙m); 1 D = 0,33∙10-29 K∙m.

Hodnoty dipólového momentu kovalentných molekúl ležia v rozmedzí 0-4 D iónový 4-11 D.

Dipólový moment molekuly je vektorový súčet dipólových momentov všetkých väzieb a neviazaných elektrónových párov v molekule. Výsledok adície závisí od štruktúry molekuly. Napríklad molekula CO2, kvôli sp hybridizácia orbitálov atómu uhlíka, má symetrickú lineárnu štruktúru.

(m = 1,84 D alebo 0,61∙10 -29 K∙M)

Neprítomnosť dipólového momentu naznačuje vysoko symetrickú štruktúru molekuly, prítomnosť dipólového momentu a jeho veľkosť určujú asymetriu molekuly.

Polarizácia komunikácie. Na charakterizáciu reaktivity molekúl je dôležité poznať nielen počiatočnú distribúciu elektrónovej hustoty, ale aj ľahkosť, s akou sa bude meniť. Posledné opatrenie je polarizovateľnosť väzby– jeho schopnosť stať sa polárnou (alebo polárnejšou) v dôsledku pôsobenia na ňu elektrické pole.

V dôsledku polarizácie môže dôjsť k úplnému pretrhnutiu väzby s prechodom väzbového elektrónového páru na jeden z atómov za vzniku záporných a kladných iónov. Asymetrické štiepenie väzby s tvorbou rozdielnych iónov sa nazýva heterolytický.

homolytický heterolytický

medzera medzera

(disociácia) (ionizácia)

Heterolytické štiepenie sa líši od deštrukcie väzieb počas rozpadu molekuly na atómy a radikály. V druhom prípade sa väzbový elektrónový pár zničí a proces sa zavolá homolytikum. V súlade s vyššie uvedeným je potrebné rozlišovať medzi procesom disociácie a procesom ionizácie; kedy HCl prvý sa pozoruje počas jeho tepelného rozkladu na atómy, druhý - počas jeho rozkladu na ióny v roztoku.

Vplyvom vonkajšieho elektrického poľa sa molekula polarizuje, t.j. dochádza v ňom k redistribúcii nábojov a molekula nadobúda novú hodnotu dipólového momentu. V tomto prípade sa nepolárne molekuly môžu zmeniť na polárne a polárne sa stanú ešte polárnejšími. Inými slovami, pôsobením vonkajšieho elektrického poľa sa v molekulách indukuje dipól, nazývaný indukovaný alebo indukovaný, ktoré existujú iba pri pôsobení vonkajšieho elektrického poľa.

hybridizácia sp 3 je charakteristická pre zlúčeniny uhlíka. Výsledkom hybridizácie jedného s orbitálu a troch

p-orbitály vznikajú štyri hybridné orbitály sp 3 smerujúce k vrcholom štvorstenu s uhlom medzi orbitálmi 109,5 o. Hybridizácia sa prejavuje v úplnej ekvivalencii väzieb atómu uhlíka s inými atómami v zlúčeninách, napríklad v CH 4, CCl 4, C(CH 3) 4 atď.

Obr.5 sp 3 hybridizácia

Ak sú všetky hybridné orbitály spojené s rovnakými atómami, potom sa väzby navzájom nelíšia. V iných prípadoch sa vyskytujú mierne odchýlky od štandardných uhlov väzby. Napríklad v molekule vody H 2 O, kyslík - sp 3 - hybrid, sa nachádza v strede nepravidelného štvorstenu, na vrcholy ktorého „pozerajú“ dva atómy vodíka a dva osamelé páry elektrónov (obr. 2). . Tvar molekuly je uhlový pri pohľade zo stredov atómov. Uhol väzby HOH je 105°, čo je celkom blízko teoretickej hodnote 109°.

Obr.6 sp 3 - hybridizácia atómov kyslíka a dusíka v molekulách a) H 2 O a b) NCl 3.

Ak by nedošlo k hybridizácii („zarovnanie“ O-H väzby), väzbový uhol HOH by bol 90°, pretože atómy vodíka by boli pripojené k dvom vzájomne kolmým orbitálom p. V tomto prípade by asi náš svet vyzeral úplne inak.

Teória hybridizácie vysvetľuje geometriu molekuly amoniaku. V dôsledku hybridizácie 2s a troch 2p orbitálov dusíka sa vytvoria štyri sp 3 hybridné orbitály. Molekulárna konfigurácia je skreslený štvorsten, v ktorom sa na tvorbe podieľajú tri hybridné orbitály chemická väzba, ale štvrtý s párom elektrónov nie je. Uhly medzi NH väzby nerovná sa 90° ako v pyramíde, ale tiež sa nerovná 109,5°, čo zodpovedá štvorstenu.

Obr.7 sp 3 - hybridizácia v molekule amoniaku

Keď amoniak interaguje s vodíkovým iónom, v dôsledku interakcie donor-akceptor sa vytvorí amónny ión, ktorého konfigurácia je štvorsten.

Hybridizácia tiež vysvetľuje rozdiel medzi uhlami O-H pripojenia v rohovej molekule vody. V dôsledku hybridizácie 2s a troch 2p orbitálov kyslíka vznikajú štyri hybridné orbitály sp 3, z ktorých len dva sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby, čo vedie k skresleniu uhla zodpovedajúceho štvorstenu. .

Obr.8 sp 3 hybridizácia v molekule vody

Hybridizácia môže zahŕňať nielen s- a p-orbitály, ale aj d- a f-orbitály.

Pri hybridizácii sp 3 d 2 sa vytvorí 6 ekvivalentných oblakov. Pozoruje sa v takých zlúčeninách ako 4-, 4-. V tomto prípade má molekula konfiguráciu oktaédra:

Ryža. 9 d 2 sp 3 -hybridizácia v ióne 4-

Myšlienky o hybridizácii umožňujú pochopiť také štruktúrne znaky molekúl, ktoré sa nedajú vysvetliť iným spôsobom.

Hybridizácia atómových orbitálov (AO) vedie k posunutiu elektrónového oblaku v smere vytvárania väzieb s inými atómami. Výsledkom je, že prekrývajúce sa oblasti hybridných orbitálov sú väčšie ako u čistých orbitálov a zvyšuje sa pevnosť väzby.

Koniec práce -

Táto téma patrí do sekcie:

Chemická väzba. Typy molekulárnych interakcií

Pre molekulárne systémy, ako aj pre viacelektrónové atómy, je nemožné dosiahnuť presné riešenie Schrdingerovej rovnice.. existujú dva spôsoby, ako vysvetliť podstatu kovalentnej väzby.. metóda valencie hlavné ustanovenia kovalentnej väzby MBC.

Ak potrebuješ doplnkový materiál k tejto téme, alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame použiť vyhľadávanie v našej databáze prác:

Čo urobíme s prijatým materiálom:

Ak bol tento materiál pre vás užitočný, môžete si ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:

Všetky témy v tejto sekcii:

Chemická väzba. Typy molekulárnych interakcií
Chemická väzba je súbor síl medzi atómami, ktoré tvoria stabilné systémy: molekuly, ióny, radikály. Žiadna zo známych interakcií – elektrická, magnetická alebo gravitačná

Dôvodom vzniku chemickej väzby je pokles celkovej energie systému
Obr.1 Závislosť potenciálnej energie E sústavy dvoch atómov vodíka od medzijadra

Základné ustanovenia MBC
1) Kovalentnú chemickú väzbu tvoria dva elektróny s opačne orientovanými spinmi a tento elektrónový pár patrí dvom atómom. 2) Kovalentná väzba je tým silnejšia

Mechanizmy tvorby chemickej väzby
Metóda valenčnej väzby rozlišuje výmenný a donor-akceptorový mechanizmus na tvorbu chemickej väzby. Výmenný mechanizmus. Smerom k metabolickému mechanizmu chemickej tvorby

Donor-akceptorový mechanizmus
Mechanizmus donor-akceptor je tvorba kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého (akceptora). Príklady tvorby chemických zlúčenín

Valence
Valencia je vlastnosť atómu daného prvku pripojiť alebo nahradiť určitý počet atómov iného prvku. Meradlom valencie je počet kovalentných väzieb, ktoré atóm tvorí. Pri tomto

Sp-hybridizácia
sp-hybridizácia nastáva napríklad pri tvorbe halogenidov Be, Zn, Co a Hg (II). Vo valenčnom stave všetky halogenidy kovov obsahujú s a p-unspar na príslušnej energetickej úrovni

Molekulárna orbitálna metóda
Metóda BC je široko používaná chemikmi. V tejto metóde sa veľká a zložitá molekula považuje za pozostávajúcu z jednotlivých dvojcentrových a dvojelektrónových väzieb. Predpokladá sa, že elektróny

Polarita komunikácie
Medzi rôznymi atómami môže vzniknúť čistá kovalentná väzba, ak je elektronegativita (EO) atómov rovnaká. Takéto molekuly sú elektrosymetrické, t.j. „ťažiská“ kladných nábojov I

Vodíková väzba
Vodíková väzba je špeciálny typ chemickej väzby. Je známe, že zlúčeniny vodíka s vysoko elektronegatívnymi nekovmi, ako sú F, O, N, majú abnormálne vysoké teploty varu

Komunikačná energia
Dôležité sú energetické charakteristiky chemickej väzby. Pri vzniku chemickej väzby je celková energia systému (molekuly) menšia ako energia jeho jednotlivých častí (atómov), t.j. E(AB)<Е(А)+

Pevnosť sa zvyšuje s klesajúcou dĺžkou väzby
Kovová väzba vzniká v dôsledku čiastočnej delokalizácie valenčných elektrónov, ktoré sa celkom voľne pohybujú v kovovej mriežke a elektrostaticky interagujú s

b – torzný uhol medzi rovinami prechádzajúcimi cez trojice atómov 1, 2, 3 a 2, 3, 4.

Lineárna forma je charakteristická pre dvojatómové molekuly. Na predpovedanie priestorovej štruktúry polyatomickej molekuly je potrebné poznať nielen dĺžku väzby, ale aj hodnoty uhlov väzby a krútenia.

Ak sa molekula skladá z troch alebo viacerých atómov, t.j. obsahuje dve alebo viac chemických väzieb, potom sa medzi ich smermi vytvárajú uhly (až do 180 0) ktoré sa nazývajú väzbové uhly(a).

Torzný uhol (b)– dihedrálny uhol medzi dvoma rovinami prechádzajúcimi ľubovoľnými vybranými trojicami atómov.

Príklady molekulárnej geometrie sú uvedené na obr. 4.11.

Uvažujme o vplyve hybridizácie na geometrický tvar molekúl.

Ak vezmeme do úvahy, že p-orbitály sú nasmerované k sebe pod uhlom 90 0, bolo by potrebné navrhnúť, aby väzby v molekulách, napríklad H 2 O, NH 3, smerovali aj ku každému iné v pravom uhle. Avšak nie je. Navyše očakávaná nerovnosť väzieb vytvorených v dôsledku orbitálov rôznych tvarov často nie je experimentálne opodstatnená. Experimentálne sa zistilo, že ak atóm vytvorí niekoľko väzieb rovnakého typu v dôsledku elektrónov rôznych energetických podúrovní, potom sa tieto väzby ukážu ako energeticky ekvivalentné.

Ryža. 4.11. Molekulárna geometria:

a) – lineárny; b) – trojuholníkový; (c) – štvorstenný;

(d) – trigonálny-bipyramídový; (e) – oktaedrický;

(e) – päťuholníkový-bipyramídový

Kvantová mechanická teória atómovej štruktúry nedokáže vysvetliť túto skutočnosť a vznikla hypotéza, ktorá mala uviesť teóriu do súladu s experimentom. orbitálna hybridizácia .

Podľa tejto hypotézy sú rôzne orbitály jedného atómu zapojené do tvorby s-väzieb zarovnané v tvare a energii. Z niekoľkých rôznych orbitálov sa vytvorí rovnaký počet hybridných orbitálov, ktoré majú rovnaký tvar a rovnakú energiu. Hybridné orbitály sú v priestore okolo jadra rozmiestnené rovnomerne.

Na hybridizácii sa môžu podieľať orbitály rôznych tvarov. Uvažujme len hybridizáciu s- a p-atómových orbitálov. Orbitál, ktorý sa objaví, keď sú s- a p-orbitály „zarovnané“, je „osmička“ s nerovnakými ramenami (obr. 4.12). V jednom smere je od jadra rozšírenejšia ako v druhom. Keďže stupeň prekrytia valenčných orbitálov je v tomto prípade vyšší, chemická väzba tvorená hybridným orbitálom by mala byť silnejšia ako tá, ktorú tvoria bežné s- a p-orbitály.

Ryža. 4.12. Sp hybridný orbitálny tvar

V závislosti od počtu interagujúcich orbitálov v atóme vzniká v dôsledku hybridizácie rôzny počet hybridných orbitálov. V dôsledku toho budú tvary molekúl odlišné. Pozrime sa na niekoľko jednoduchých príkladov.

Pri tvorbe molekúl halogenidu berýlia, napríklad BeCl 2, sa na tvorbe chemických väzieb z centrálneho atómu podieľa jeden s- a jeden p-elektrón, ktoré sa objavia pri excitácii atómu:

Takáto excitácia je opodstatnená vtedy, ak energia uvoľnená pri následnej tvorbe chemickej väzby kompenzuje energiu vynaloženú na excitáciu atómu (preskok s-elektrónu na p-orbitál).

Prítomnosť nespárovaných elektrónov by poskytla dve väzby medzi atómom berýlia a dvoma atómami chlóru (s nespárovanými 3p elektrónmi), ale tieto väzby by neboli rovnaké.

S vynaložením malého množstva energie sa namiesto pôvodných s- a p-orbitálov atómu berýlia vytvoria dva ekvivalentné sp-orbitály. Hybridné sp orbitály sú predĺžené (obr. 4.13, a) v opačných smeroch (väzbový uhol 180 O). Obe vytvorené väzby sú energeticky ekvivalentné.

Keďže energia uvoľnená pri tvorbe väzieb Be–Cl je väčšia ako súčet energie vynaloženej na excitáciu atómu berýlia a hybridizáciu jeho orbitálov 2s a 2p, tvorba molekuly BeCl2 je energeticky priaznivá.

Prejednávaný prípad je tzv sp hybridizácia . Molekuly vytvorené za účasti sp-hybridných orbitálov sú lineárne. Najjednoduchším príkladom tohto druhu je lineárna acetylénová molekula C 2 H 2 vytvorená vďaka sp-hybridným orbitálom atómov uhlíka (zvyšné p-orbitály atómov uhlíka sa v tomto prípade nezúčastňujú hybridizácie, ale tvoria p-väzby).

Keď hybridizuje jeden s- a dva p-orbitály, vytvoria sa tri ekvivalentné hybridné orbitály sp2. Príkladom je tvorba molekuly chloridu boritého. Pri excitácii sa v atóme bóru objavia tri nepárové elektróny:

Orbitály, v ktorých sa tieto elektróny nachádzajú, sú spriemerované v tvare a energii a tvoria tri hybridné orbitály sp 2 umiestnené navzájom pod uhlom 120 O (obr. 4.13, b). Tento uhol je optimálny: zabezpečuje maximálnu vzájomnú separáciu a minimálnu odpudivú energiu troch hybridných orbitálov, čím zabezpečuje minimálnu energiu systému.

Molekuly tvorené hybridnými orbitálmi sp 2 teda predstavujú pravidelný trojuholník, v strede ktorého je centrálny atóm (v našom prípade bór) a vo vrcholoch zostávajúce atómy (chlór). Všetky tri väzby v molekule sú ekvivalentné.

Príkladmi molekúl s sp 2 -hybridnými orbitálmi atómu uhlíka sú organické látky: etylén C 2 H 4, benzén C 6 H 6 atď. (v týchto prípadoch sú hybridizované tri orbitály atómu uhlíka a štvrtý je zapojený pri tvorbe p-väzby).

Ak sa na tvorbe hybridných orbitálov zúčastňujú štyri orbitály (napríklad v molekule metánu CH 4), dochádza k hybridizácii sp 3. Excitovaný atóm uhlíka má 4 nepárové elektróny (jeden s a tri p elektróny):

Ryža. 4.13. Schéma usporiadania orbitálov pre sp- (a), sp 2 - (b) a

sp 3 - hybridizácia (c)

Ak sa hybridizácie zúčastňujú všetky štyri orbitály, potom sú štyri vytvorené sp 3 -hybridné orbitály v dôsledku vzájomného odpudzovania orientované k sebe pod uhlom 109 O 28 / (obr. 4.9, c). V tomto prípade atóm uhlíka zaberá miesto v strede pravidelného štvorstenu a jeho partneri sa nachádzajú vo vrcholoch (v prípade metánu atómy vodíka).

Atóm dusíka má na svojej vonkajšej energetickej úrovni päť elektrónov:

Moderná kvantovochemická teória chemickej väzby naznačuje, že počas tvorby molekuly amoniaku NH 3 orbitály atómu dusíka podliehajú hybridizácii sp 3. V tomto prípade hovoríme o hybridizácii nie elektrónov, ale orbitálov, takže ju možno pozorovať ako v prípade orbitálov obsahujúcich po jednom elektróne, tak aj v prípade orbitálov obsadených dvoma elektrónmi, alebo úplne bez nich. Tri atómy vodíka amoniaku zaberajú tri vrcholy výsledného štvorstenu hybridných orbitálov sp 3. Štvrtý vrchol štvorstenu je obsadený hybridným elektrónovým oblakom, ktorý sa nezúčastňuje tvorby chemickej väzby. Keďže nie všetky vrcholy štvorstenu sú identické, väzbový uhol v molekule amoniaku je menší ako štvorsten a rovná sa 107 0, t.j. molekula je mierne zdeformovaný štvorsten (trigonálna pyramída, pozri obr. 4.10, b).

V molekule vody je uhol väzby H–O–H tiež blízky štvorstenu (104,5 0). Vysvetľuje to skutočnosť, že orbitály atómu kyslíka podliehajú hybridizácii sp 3 a dva hybridné orbitály sp 3 sa prekrývajú s orbitálmi s dvoch atómov vodíka a dva sú obsadené osamelými elektrónovými pármi.

Energetické charakteristiky väzieb v halogenovodíkoch ukazujú, že aj v tomto prípade orbitály atómov halogénu podliehajú hybridizácii sp 3 a väzba je tvorená orbitálom s atómu vodíka a hybridným orbitálom sp 3 halogénu. atóm. Zdá sa, že nie je potrebné aplikovať teóriu hybridizácie na dvojatómové molekuly, ale väzba v halogenovodíkoch je silnejšia, ako udáva výpočet pre väzbu tvorenú „čistým“ p-orbitálom.

Príklady vplyvu osamelých elektrónových párov centrálneho atómu na geometriu molekuly sú tiež uvažované na obr. 4.14. a v tabuľke. 4.3.

Korešpondencia teórie hybridizácie s experimentálnymi štúdiami (napríklad údaje o energii chemických väzieb) teda potvrdzuje dôležitosť samotného konceptu hybridizácie. Hybridizácia určuje chemickú a kryštalochemickú štruktúru látok a následne aj ich chemické vlastnosti.

Ryža. 4.14. Vplyv osamelých elektrónových párov (E) centrálneho atómu na priestorovú konfiguráciu molekúl:

a) – štvorsten; (b) – trigonálna pyramída; c) – hranatý tvar;

(d) – trigonálna bipyramída; (e) – deformovaný štvorsten; (e) – v tvare T; g) – lineárna forma; (h) – osemsten; (i) – tetragonálna pyramída; (k) – štvorec

Tabuľka 4.3

Počet elektrónových párov centrálneho atómu

a priestorová konfigurácia molekúl ABn

Počet elektrónových párov atómu A	Usporiadanie elektrónových párov	Počet párov viazania	Počet osamelých párov	Geometrický tvar a zloženie molekuly*	Príklady
	Lineárne			Lineárne AB 2	BeH2, BeCl2
	Trojuholníkový			Plochý trojuholník AB 3 Uhlový trojuholník AB 2 E	BF3SnCl2
	Tetraedrický			Tetrahedron AB 4 Trojuholníkový ihlan AB 3 E Uhlový AB 2 E 2	CCI4, CH4H3N, NF3H20, OF2
	Trigonálny-bipyra-midal			Trigonálna bipyramída AB 5 Nepravidelný štvorsten AB 4 E Tvar T AB 3 E 2 Lineárny AB 2 E 3	PCl5SF4CIF3XeF2, IF
	Oktaedrický			Osemsten AB 6 Štvorcový ihlan AB 5 E Plochý štvorec AB 4 E 2	SF6, SiF IF5, SbF XeF4, ICl
	Päťuholníkový-bipi-ramidálny			Päťuholníková bipyramída AB 7 Nepravidelný osemsten AB 6 E	IF 7 XeF 6

*E – osamelý elektrónový pár.

sp-hybridizácia nastáva napríklad pri tvorbe halogenidov Be, Zn, Co a Hg (II). Vo valenčnom stave všetky halogenidy kovov obsahujú s a p-nepárové elektróny na zodpovedajúcej energetickej úrovni. Keď sa vytvorí molekula, jeden orbitál s a jeden orbitál p tvoria dva hybridné orbitály sp pod uhlom 180 stupňov.

Obr.3 sp hybridné orbitály

Experimentálne údaje ukazujú, že halogenidy Be, Zn, Cd a Hg(II) sú lineárne a obe väzby majú rovnakú dĺžku.

hybridizácia sp2

V dôsledku hybridizácie jedného s-orbitalu a dvoch p-orbitálov vznikajú tri hybridné sp 2 orbitály umiestnené v rovnakej rovine pod uhlom 120 o. Toto je napríklad konfigurácia molekuly BF3:

Obr.4 hybridizácia sp2

sp 3 hybridizácia

hybridizácia sp 3 je charakteristická pre zlúčeniny uhlíka. Výsledkom hybridizácie jedného s orbitálu a troch

Obr.5 sp 3 hybridizácia

Obr.6 sp 3 - hybridizácia atómov kyslíka a dusíka v molekulách a) H 2 O a b) NCl 3.

Ak by nedošlo k hybridizácii („zarovnanie“ väzieb O-H), uhol väzby HOH by bol 90°, pretože atómy vodíka by boli pripojené k dvom vzájomne kolmým orbitálom p. V tomto prípade by asi náš svet vyzeral úplne inak.

Teória hybridizácie vysvetľuje geometriu molekuly amoniaku. V dôsledku hybridizácie 2s a troch 2p orbitálov dusíka sa vytvoria štyri sp 3 hybridné orbitály. Konfigurácia molekuly je skreslený štvorsten, v ktorom sa na tvorbe chemickej väzby podieľajú tri hybridné orbitály, ale štvrtý s párom elektrónov nie. Uhly medzi N-H väzbami nie sú rovné 90° ako v pyramíde, ale nie sú rovné 109,5°, čo zodpovedá štvorstenu.

Obr.7 sp 3 - hybridizácia v molekule amoniaku

Keď amoniak interaguje s vodíkovým iónom, v dôsledku interakcie donor-akceptor sa vytvorí amónny ión, ktorého konfigurácia je štvorsten.

Hybridizácia tiež vysvetľuje rozdiel v uhle medzi O-H väzbami v rohovej molekule vody. V dôsledku hybridizácie 2s a troch 2p orbitálov kyslíka vznikajú štyri hybridné orbitály sp 3, z ktorých len dva sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby, čo vedie k skresleniu uhla zodpovedajúceho štvorstenu. .

Obr.8 sp 3 hybridizácia v molekule vody

Hybridizácia môže zahŕňať nielen s- a p-orbitály, ale aj d- a f-orbitály.

Pri hybridizácii sp 3 d 2 sa vytvorí 6 ekvivalentných oblakov. Pozoruje sa v takých zlúčeninách ako 4-, 4-. V tomto prípade má molekula oktaedrónovú konfiguráciu.

Orbitálna hybridizácia- zarovnanie energie a tvaru orbitálov.

Podstatou procesu hybridizácie atómových orbitálov je, že elektrón v blízkosti jadra viazaného atómu nie je charakterizovaný samostatným atómovým orbitálom, ale kombináciou atómových orbitálov s rovnakým hlavným kvantovým číslom. Táto kombinácia sa nazýva hybridný orbitál. Hybridizácia ovplyvňuje iba atómové orbitály s vyššou a podobnou energiou obsadené elektrónmi.

Hybridné orbitaly majú asymetrický tvar, predĺžený smerom k pripojenému atómu.

Pohľad na hybridný atómový orbitál vytvorený zmiešaním s- A p- orbitály.

Elektrónové oblaky sa navzájom odpudzujú a nachádzajú sa v priestore v maximálnej vzdialenosti od seba, čo zodpovedá minimálnej energii medzielektrónového odpudzovania. V tomto prípade sa ukáže, že osi štyroch hybridných orbitálov sp 3 smerujú k vrcholom štvorstenu (pravidelná trojuholníková pyramída) a uhly medzi týmito orbitálmi sú štvorstenné, rovné 109°28".

Typ hybridizácie určuje geometriu molekuly alebo iónu.

Typy hybridizácie

Typ hybridizácie	Komponenty	Geometrický tvar	Uhol medzi väzbami	Príklady
	1 s- orbitálne a 1 p- orbitálny	lineárne
	1 s- orbitálne a 2 p- orbitály	trojuholníkový
	1 s- orbitálne a 3 p- orbitály	štvorstenný
sp 3 d	1 s- orbitálne, 3 p- orbitály a 1 d- orbitálny	trigonálne-bipyramídové
sp 3 d 2	1 s- orbitálne, 3 p- orbitály a 2 d- orbitály	oktaedrický

Vrcholy elektrónových orbitálov sa môžu navzájom prekrývať. Prekrývanie elektrónových oblakov pozdĺž priamky prechádzajúcej stredmi atómov sa nazýva sigma (ϭ )-spojenie .

Kovalentná väzba vytvorená bočným prekrytím R-orbitály susedných atómov uhlíka sa nazýva pi (π )-spojenie .