Vrste hibridizacije. Hibridizacija elektronskih orbitala i molekularna geometrija
Hibridizacija atomske orbitale- proces koji nam omogućava da razumijemo kako atomi modificiraju svoje orbitale prilikom formiranja spojeva. Dakle, šta je hibridizacija i koje vrste postoje?
Opće karakteristike hibridizacije atomskih orbitala
Atomska orbitalna hibridizacija je proces u kojem se miješaju različite orbitale centralnog atoma, što rezultira formiranjem orbitala sa identičnim karakteristikama.
Hibridizacija se dešava tokom formiranja kovalentne veze.
Hibridna orbitala ima izglede znaka beskonačnosti ili asimetrične obrnute osmice, proširene od atomskog jezgra. Ovaj oblik uzrokuje jače preklapanje hibridnih orbitala s orbitalama (čistih ili hibridnih) drugih atoma nego u slučaju čistih atomskih orbitala i dovodi do stvaranja jačih kovalentnih veza.
Rice. 1. Hibridni orbitalni izgled.
Ideju o hibridizaciji atomskih orbitala prvi je iznio američki znanstvenik L. Pauling. Vjerovao je da atom koji ulazi u kemijsku vezu ima različite atomske orbitale (s-, p-, d-, f-orbitale), i kao rezultat dolazi do hibridizacije ovih orbitala. Suština procesa je da se atomske orbitale koje su ekvivalentne jedna drugoj formiraju iz različitih orbitala.
Vrste atomske orbitalne hibridizacije
Postoji nekoliko vrsta hibridizacije:
- . Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i jedna p orbita. Kao rezultat, formiraju se dvije punopravne sp orbitale. Ove orbitale su locirane prema atomskom jezgru na takav način da je ugao između njih 180 stepeni.
Rice. 2. sp-hibridizacija.
- sp2 hibridizacija. Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i dvije p orbitale. Kao rezultat, formiraju se tri hibridne orbitale, koje se nalaze u istoj ravni pod uglom od 120 stepeni jedna prema drugoj.
- . Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i tri p orbitale. Kao rezultat, formiraju se četiri potpune sp3 orbitale. Ove orbitale su usmjerene prema vrhu tetraedra i nalaze se jedna u odnosu na drugu pod uglom od 109,28 stepeni.
sp3 hibridizacija je karakteristična za mnoge elemente, na primjer, atom ugljika i druge supstance grupe IV (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, itd.)
Rice. 3. sp3 hibridizacija.
Mogući su i složeniji tipovi hibridizacije koji uključuju d-orbitale atoma.
Šta smo naučili?
Hibridizacija je složena hemijski proces, kada različite orbitale atoma formiraju identične (ekvivalentne) hibridne orbitale. Teoriju hibridizacije prvi je iznio Amerikanac L. Pauling. Postoje tri glavna tipa hibridizacije: sp-hibridizacija, sp2-hibridizacija, sp3-hibridizacija. Postoje i složenije vrste hibridizacije koje uključuju d orbitale.
Jedan od zadataka hemije je proučavanje strukture materije, uključujući i razjašnjavanje mehanizma nastanka različitih jedinjenja iz jednostavnih supstanci koje formiraju atomi jednog hemijski element. Karakteristike interakcije atoma, tačnije, njihovih različito nabijenih komponenti - elektronske ljuske i jezgre - opisane su kao različite vrste hemijskih veza. Dakle, supstance nastaju putem kovalentnih veza, da bi ih opisao američki hemičar L. Pauling 1931. godine predložio model hibridizacije atomskih orbitala.
Koncept kovalentne veze
U slučajevima kada proces interakcije rezultira formiranjem para valentnih elektronskih oblaka zajedničkih za dva atoma, govorimo o kovalentnoj vezi. Kao rezultat njegovog nastanka, najmanja čestica jednostavna ili složena supstanca - molekula.
Jedna od karakteristika kovalentne veze je njena usmjerenost – posljedica složenog oblika orbitale elektrona p, d i f, koje, bez sferne simetrije, imaju određenu prostornu orijentaciju. Drugi važna karakteristika ove vrste hemijske veze - zasićenje, zbog ograničenog broja spoljašnjih - valentnih - oblaka u atomu. Zato je postojanje molekula, na primjer, H 2 O, moguće, ali H 5 O nije.
Vrste kovalentnih veza
Može doći do formiranja zajedničkih elektronskih parova Različiti putevi. U mehanizmu stvaranja kovalentne veze važnu ulogu igra ulogu u prirodi preklapanja oblaka i prostornoj simetriji nastalog oblaka. Prema ovom kriteriju, L. Pauling je predložio razlikovanje sljedećih tipova:
- Sigma veza (σ) ima najveći stepen preklapanja duž ose koja prolazi kroz atomska jezgra. Ovdje će gustina oblaka biti maksimalna.
- Pi veza (π) nastaje bočnim preklapanjem, a elektronski oblak, shodno tome, ima najveću gustoću izvan ose koja povezuje jezgre.
Ove prostorne karakteristike su od velike važnosti utoliko što su u korelaciji sa energetskim parametrima kovalentne veze.
Karakteristike poliatomskih molekula
Koncept hibridizacije uveo je Pauling kako bi objasnio jednu od karakteristika kovalentnih veza u poliatomskim molekulima. Poznato je da se veze koje formira centralni atom u takvim molekulima pokazuju identičnim u prostornim i energetskim karakteristikama. Ovo se dešava bez obzira na to koje orbitale (s, p ili d) su uključene u formiranje zajedničkog para elektrona.
Veoma zgodno i jasan primjer Za ilustraciju ovog fenomena koristi se atom ugljika. Prilikom ulaska u hemijsku vezu, atom u pobuđenom stanju ima 4 valentne orbitale: 2s, 2p x, 2p y i 2p z. Posljednje tri se razlikuju od 2s orbitale po energiji i obliku. Ipak, u molekulu, na primjer, CH4 metana, sve četiri veze su potpuno ekvivalentne i imaju uglove veze od 109,5° (dok se p-orbitale nalaze pod uglovima od 90°). U drugim jedinjenjima ugljika javljaju se uglovi veze od 120° i 180°; u molekulima koji sadrže dušik (amonijak NH 3) i kisik (voda H 2 O) ovi uglovi su 107,5° i 104,5°. Pojava takvih veznih uglova takođe je zahtevala objašnjenje.
Suština fenomena
Ideja hibridizacije je formiranje prosječnih orbitala preklapanjem elektronskih oblaka različite vrste sa bliskim energetskim vrijednostima - s, p, ponekad d. Broj rezultirajućih - hibridnih - orbitala odgovara broju oblaka koji se preklapaju. Budući da je orbitala određujuća vjerovatnoća pronalaženja elektrona u određenoj tački atoma, hibridna orbitala je superpozicija valnih funkcija koja se javlja kao rezultat elektronskih prijelaza kada je atom pobuđen. To dovodi do pojave ekvivalentnih valnih funkcija koje se razlikuju samo po smjeru.
Hibridne orbitale su ekvivalentne po energiji i imaju isti oblik u obliku trodimenzionalne osmice, koja ima jaku asimetriju u odnosu na jezgro. Na hibridizaciju se troši manje energije nego što se oslobađa prilikom stvaranja jake kovalentne veze sa hibridnim orbitalama, pa je ovaj proces energetski povoljan, odnosno najvjerovatniji.
orbitalna hibridizacija i molekularna geometrija
Moguće razne opcije preklapanje (miješanje) vanjskih elektronskih oblaka u atomu. Najčešći tipovi orbitalne superpozicije su:
- Sp 3 -hibridizacija. Ova opcija se ostvaruje superponiranjem jedne s- i tri p-orbitale. Rezultat su četiri hibridne orbitale, čije su ose usmjerene za bilo koji par pod uglovima od 109,5°, što odgovara minimalnom međusobnom odbijanju elektrona. Kada ove orbitale uđu u σ veze s drugim atomima, formira se molekul tetraedarske konfiguracije, na primjer, metan, etan C 2 H 6 (kombinacija dva tetraedra), amonijak, voda. U molekuli amonijaka jedan, a u molekuli vode dva vrha tetraedra su zauzeta usamljenim elektronskim parovima, što dovodi do smanjenja veznog ugla.
- Sp 2 hibridizacija se dešava kada se kombinuju jedna s i dve p orbitale. U ovom slučaju, tri hibridne orbitale se nalaze pod uglovima od 120° u istoj ravni. Slično trokutastog oblika imaju, na primjer, molekule bor trihlorida BCl 3, koji se koristi u raznim tehnologijama. Drugi primjer, molekul etilena, nastaje zbog dodatne π veze između atoma ugljika, u kojoj je jedna p orbitala nehibridna i orijentirana okomito na ravan koju čine dva trokuta.
- Sp hibridizacija se događa kada se jedna s i jedna p orbita pomiješaju. Dva hibridna oblaka nalaze se pod uglom od 180°, a molekul ima linearnu konfiguraciju. Primjeri su molekuli berilij hlorida BeCl 2 ili acetilena C 2 H 2 (u potonjem, dvije nehibridne p-karbonske orbitale formiraju dodatne π veze).
Postoje i složenije opcije za hibridizaciju atomskih orbitala: sp 3 d, sp 3 d 2 i druge.
Uloga modela hibridizacije
Paulingov koncept pruža dobar kvalitativni opis strukture molekula. Pogodan je i vizuelan, i uspešno objašnjava neke od karakteristika kovalentnih jedinjenja, kao što su veličina uglova veze ili poravnanje dužine hemijske veze. Međutim, kvantitativna strana modela ne može se smatrati zadovoljavajućom, jer ne dozvoljava da se napravi mnogo važnih predviđanja u vezi sa fizičkim efektima povezanim sa strukturnim karakteristikama molekula, na primjer, molekularnim fotoelektronskim spektrima. I sam autor koncepta hibridizacije je već početkom 1950-ih uočio njegove nedostatke.
Ipak, model hibridizacije atomskih orbitala odigrao je glavnu ulogu u razvoju modernih ideja o strukturi materije. Na osnovu toga su razvijeni adekvatniji koncepti, na primjer, teorija odbijanja elektronskih parova. Stoga je, naravno, hibridizacijski model bio važna faza u razvoju teorijske hemije, a kada se opisuju neki aspekti elektronske strukture molekula, prilično je primjenjiv u današnje vrijeme.
Metoda valentne veze omogućava jasno objašnjenje prostornih karakteristika mnogih molekula. Međutim, uobičajena ideja o oblicima orbitala nije dovoljna da odgovori na pitanje zašto, ako centralni atom ima drugačije - s, str, d– valentne orbitale, veze koje se njime formiraju u molekulima sa identičnim supstituentima pokazuju se ekvivalentnim po svojim energetskim i prostornim karakteristikama. Dvadesetih godina 19. veka, Linus Pauling je predložio koncept hibridizacije elektronskih orbitala. Hibridizacija je apstraktni model poravnanja atomskih orbitala u obliku i energiji.
Primjeri hibridnih orbitalnih oblika prikazani su u tabeli 5.
Tabela 5. Hibrid sp, sp 2 , sp 3 orbitale
Koncept hibridizacije je pogodan za korištenje kada se objašnjava geometrijski oblik molekula i veličina uglova veze (primjeri zadataka 2–5).
Algoritam za određivanje geometrije molekula BC metodom:
A. Odrediti centralni atom i broj σ-veza sa terminalnim atomima.
b. Nacrtajte elektronske konfiguracije svih atoma koji čine molekule i grafičke slike vanjskih elektronskih nivoa.
V. Prema principima BC metode, za formiranje svake veze potreban je par elektrona, u opštem slučaju, po jedan iz svakog atoma. Ako nema dovoljno nesparenih elektrona za centralni atom, treba pretpostaviti pobudu atoma sa prelaskom jednog od para elektrona na viši energetski nivo.
d) Pretpostaviti potrebu i vrstu hibridizacije, uzimajući u obzir sve veze i, za elemente prvog perioda, nesparene elektrone.
e. Na osnovu gornjih zaključaka nacrtajte orbitale elektrona (hibridne ili ne) svih atoma u molekuli i njihovo preklapanje. Izvedite zaključak o geometriji molekula i približnim vrijednostima veznih uglova.
f. Odrediti stepen polariteta veze na osnovu vrednosti elektronegativnosti atoma (tabela 6) Odrediti prisustvo dipolnog momenta na osnovu lokacije centara gravitacije pozitivnih i negativnih naboja i/ili simetrije molekula .
Tabela 6. Vrijednosti elektronegativnosti nekih elemenata prema Paulingu
Primjeri zadataka
Vježba 1. Opišite hemijsku vezu u molekulu CO koristeći BC metodu.
Rješenje (sl. 25)
A. Nacrtajte elektronske konfiguracije svih atoma koji čine molekulu.
b. Za formiranje veze potrebno je stvoriti socijalizirane elektronske parove
Slika 25. Šema formiranja veze u molekuli CO (bez orbitalne hibridizacije)
Zaključak: U molekulu CO postoji trostruka veza C≡O
Za molekul CO, možemo pretpostaviti prisustvo sp-hibridizacija orbitala oba atoma (slika 26). Upareni elektroni koji nisu uključeni u formiranje veze nalaze se na sp-hibridna orbitala.
 |  |
Slika 26. Šema formiranja veze u molekuli CO (uzimajući u obzir hibridizaciju orbitala)
Zadatak 2. Na osnovu BC metode pretpostavite prostornu strukturu molekula BeH 2 i odredite da li je molekul dipol.
Rješenje problema prikazano je u tabeli 7.
Tabela 7. Određivanje geometrije molekula BeH 2
| Elektronska konfiguracija | Bilješke | ||
| A. | Centralni atom je berilij. Potrebno je da formira dve ϭ-veze sa atomima vodonika | ||
| b. | H: 1 s 1 Be: 2 s 2 | Atom vodonika ima nespareni elektron, atom berilijuma ima sve svoje elektrone uparene, mora se prebaciti u pobuđeno stanje | |
| V. | H: 1 s 1 Be*: 2 s 1 2str 1 | Ako je jedan atom vodika vezan za berilijum zbog 2 s-elektron berilija, a drugi - zbog 2 str-elektron berilija, onda molekul ne bi imao simetriju, što nije energetski opravdano, a Be–H veze ne bi bile ekvivalentne. | |
| G. | H: 1 s 1 Be*: 2( sp) 2 | Treba pretpostaviti da postoji sp-hibridizacija | |
| d. | Dva sp-hibridne orbitale se nalaze pod uglom od 180°, molekula BeH 2 je linearna | ||
| e. |  | Elektronegativnost χ H = 2,1, χ Be = 1,5, pa je veza kovalentno polarna, elektronska gustina je pomerena na atom vodonika, na njoj se pojavljuje mali negativni naboj δ–. Na atomu berilija δ+. Kako se težišta pozitivnog i negativnog naboja poklapaju (simetrično je), molekul nije dipol. |
Slično razmišljanje će pomoći u opisu geometrije molekula sp 2 - i sp 3-hibridne orbitale (tabela 8).
Tabela 8. Geometrija BF 3 i CH 4 molekula
Zadatak 3. Na osnovu BC metode pretpostavite prostornu strukturu molekula H 2 O i odredite da li je molekul dipol. Postoje dva moguća rješenja, prikazana su u tabelama 9 i 10.
Tabela 9. Određivanje geometrije molekula H 2 O (bez orbitalne hibridizacije)
| Elektronska konfiguracija | Grafički prikaz orbitala vanjskog nivoa | Bilješke | |
| A. | |||
| b. | H: 1 s 1 O: 2 s 2 2str 4 |  | |
| V. | Postoji dovoljno nesparenih elektrona da formiraju dve ϭ veze sa atomima vodonika. | ||
| G. | Hibridizacija se može zanemariti | ||
| d. |  | ||
| e. |  |
Dakle, molekul vode treba da ima ugao veze od oko 90°. Međutim, ugao između veza je približno 104°.
Ovo se može objasniti
1) odbijanje atoma vodonika koji se nalaze blizu jedan drugom.
2) Hibridizacija orbitala (Tabela 10).
Tabela 10. Određivanje geometrije molekula H 2 O (uzimajući u obzir hibridizaciju orbitala)
| Elektronska konfiguracija | Grafički prikaz orbitala vanjskog nivoa | Bilješke | |
| A. | Centralni atom je kiseonik. Potrebno je da formira dve ϭ veze sa atomima vodonika. | ||
| b. | H: 1 s 1 O: 2 s 2 2str 4 | | Atom vodonika ima nesparen elektron, a atom kiseonika ima dva nesparena elektrona. |
| V. | Atom vodonika ima nesparen elektron, a atom kiseonika ima dva nesparena elektrona. | ||
| G. | Ugao od 104° sugerira prisustvo sp 3-hibridizacija. | ||
| d. |  | Dva sp 3-hibridne orbitale se nalaze pod uglom od približno 109°, molekula H 2 O je po obliku bliska tetraedru, smanjenje veznog ugla se objašnjava uticajem nevezujućeg para elektrona. | |
| e. | Elektronegativnost χ N = 2,1, χ O = 3,5, dakle veza je kovalentno polarna, elektronska gustina je pomerena na atom kiseonika, na njemu se pojavljuje mali negativni naboj 2δ– Na atomu vodonika δ+. Kako se težišta pozitivnog i negativnog naboja ne poklapaju (nije simetrično), molekul je dipol. |
Slično razmišljanje omogućava objašnjenje uglova veze u molekulu amonijaka NH 3 . Hibridizacija koja uključuje usamljene elektronske parove obično se pretpostavlja samo za orbitale atoma elemenata perioda II. Uglovi veze u molekulima H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Isto je uočeno i u serijama NH 3, RH 3, AsH 3. Prilikom opisivanja geometrije ovih molekula, tradicionalno, ili ne pribjegavaju konceptu hibridizacije, ili objašnjavaju smanjenje tetraedarskog ugla sve većim utjecajem usamljenog para.
Hibridizacija atomskih orbitala i molekularna geometrija
Važna karakteristika molekul koji se sastoji od više od dva atoma je njegov geometrijska konfiguracija. Određeno je međusobnim rasporedom atomskih orbitala uključenih u formiranje hemijskih veza.
Preklapanje elektronskih oblaka moguće je samo uz određenu relativnu orijentaciju elektronskih oblaka; u ovom slučaju, područje preklapanja se nalazi u određenom smjeru u odnosu na atome u interakciji.
Tabela 1 Hibridizacija orbitala i prostorna konfiguracija molekula
Pobuđeni atom berilija ima konfiguraciju 2s 1 2p 1, pobuđeni atom bora ima konfiguraciju 2s 1 2p 2, a pobuđeni atom ugljika ima konfiguraciju 2s 1 2p 3. Stoga možemo pretpostaviti da u formiranju hemijskih veza mogu učestvovati ne iste, već različite atomske orbitale. Na primjer, u jedinjenjima kao što su BeCl 2, BeCl 3, CCl 4 treba da postoje veze nejednake snage i smjera, a σ-veze iz p-orbitala trebaju biti jače od veza sa s-orbitala, jer za p-orbitale ih ima više povoljnim uslovima za preklapanje. Međutim, iskustvo pokazuje da su u molekulima koji sadrže centralne atome s različitim valentnim orbitalama (s, p, d) sve veze ekvivalentne. Objašnjenje za ovo dali su Slater i Pauling. Zaključili su da različite orbitale, ne baš različite po energiji, formiraju odgovarajući broj hibridnih orbitala. Hibridne (mešovite) orbitale se formiraju od različitih atomskih orbitala. Broj hibridnih orbitala jednak je broju atomskih orbitala uključenih u hibridizaciju. Hibridne orbitale su identične po obliku elektronskog oblaka i energiji. U poređenju sa atomskim orbitalama, one su više izdužene u pravcu stvaranja hemijskih veza i stoga omogućavaju bolje preklapanje elektronskih oblaka.
Hibridizacija atomskih orbitala zahtijeva energiju, tako da su hibridne orbitale u izoliranom atomu nestabilne i imaju tendenciju da se pretvore u čiste AO. Kada se formiraju hemijske veze, hibridne orbitale se stabilizuju. Zbog jačih veza koje formiraju hibridne orbitale, više energije se oslobađa iz sistema i samim tim sistem postaje stabilniji.
sp-hibridizacija se dešava, na primjer, tokom formiranja Be, Zn, Co i Hg (II) halogenida. U valentnom stanju, svi metalni halogenidi sadrže s i p-nesparene elektrone na odgovarajućem energetskom nivou. Kada se formira molekul, jedna s i jedna p orbita formiraju dvije hibridne sp orbitale pod uglom od 180 stepeni.
Fig.3 sp hibridne orbitale
Eksperimentalni podaci pokazuju da su Be, Zn, Cd i Hg(II) halogenidi svi linearni i da su obje veze iste dužine.
sp 2 hibridizacija
Kao rezultat hibridizacije jedne s-orbitale i dvije p-orbitale formiraju se tri hibridne sp 2 orbitale, smještene u istoj ravni pod uglom od 120o jedna prema drugoj. Ovo je, na primjer, konfiguracija molekule BF 3:
Fig.4 sp 2 hibridizacija
sp 3 hibridizacija
sp 3 hibridizacija je karakteristična za jedinjenja ugljenika. Kao rezultat hibridizacije jedne s orbitale i tri
p-orbitale, formiraju se četiri hibridne sp 3 orbitale, usmjerene prema vrhovima tetraedra sa uglom između orbitala od 109,5 o. Hibridizacija se očituje u potpunoj ekvivalentnosti veza atoma ugljika sa drugim atomima u jedinjenjima, na primjer, u CH 4, CCl 4, C(CH 3) 4, itd.
Sl.5 sp 3 hibridizacija
Ako su sve hibridne orbitale povezane s istim atomima, onda se veze ne razlikuju jedna od druge. U drugim slučajevima dolazi do malih odstupanja od standardnih uglova veze. Na primjer, u molekuli vode H 2 O, kisik - sp 3 -hibrid, nalazi se u središtu nepravilnog tetraedra, na čijim vrhovima "gledaju" dva atoma vodika i dva usamljena para elektrona (slika 2) . Oblik molekule je ugaoni kada se posmatra iz centara atoma. Ugao veze HOH je 105°, što je prilično blizu teoretskoj vrijednosti od 109°.
Fig.6 sp 3 - hibridizacija atoma kiseonika i azota u molekulima a) H 2 O i b) NCl 3.
Da nije bilo hibridizacije (“poravnanja” O-H veza), ugao HOH veze bio bi 90° jer bi atomi vodonika bili vezani za dvije međusobno okomite p orbitale. U ovom slučaju, naš svijet bi vjerovatno izgledao potpuno drugačije.
Teorija hibridizacije objašnjava geometriju molekula amonijaka. Kao rezultat hibridizacije 2s i tri 2p orbitale dušika, formiraju se četiri sp 3 hibridne orbitale. Konfiguracija molekule je iskrivljeni tetraedar, u kojem tri hibridne orbitale sudjeluju u formiranju kemijske veze, ali četvrta s parom elektrona ne. Uglovi između N-H veze nije jednako 90° kao u piramidi, ali takođe nije jednako 109,5°, što odgovara tetraedru.
Fig.7 sp 3 - hibridizacija u molekulu amonijaka
Kada amonijak stupi u interakciju s vodikovim jonom, kao rezultat interakcije donor-akceptor, nastaje amonijev ion čija je konfiguracija tetraedar.
Hibridizacija također objašnjava razliku u kutovima između O-H priključci u uglu molekula vode. Kao rezultat hibridizacije 2s i tri 2p orbitale kisika, formiraju se četiri sp 3 hibridne orbitale, od kojih samo dvije učestvuju u formiranju hemijske veze, što dovodi do izobličenja ugla koji odgovara tetraedru .
Fig.8 sp 3 hibridizacija u molekulu vode
Hibridizacija može uključiti ne samo s- i p-orbitale, već i d- i f-orbitale.
Sa sp 3 d 2 hibridizacijom, formira se 6 ekvivalentnih oblaka. Uočeno je u jedinjenjima kao što su 4-, 4-. U ovom slučaju, molekula ima konfiguraciju oktaedra:
Rice. 9 d 2 sp 3 -hibridizacija u jonu 4-
Ideje o hibridizaciji omogućavaju razumijevanje takvih strukturnih karakteristika molekula koje se ne mogu objasniti na drugi način.
Hibridizacija atomskih orbitala (AO) dovodi do pomeranja elektronskog oblaka u pravcu formiranja veza sa drugim atomima. Kao rezultat, ispostavlja se da su površine preklapanja hibridnih orbitala veće nego kod čistih orbitala i jačina veze se povećava.
Kovalentne veze su najčešće u svijetu organskih tvari, odlikuju se zasićenošću, polarizabilnošću i usmjerenošću u prostoru.
Zasićenost kovalentne veze leži u činjenici da je broj zajedničkih elektronskih parova koje određeni atom može formirati ograničen. Zbog toga, kovalentna jedinjenja imaju strogo definisan sastav. Dakle, na primjer, postoje molekuli H 2, N 2, CH 4, ali ne postoje molekuli H 3, N 4, CH 5.
Polarizabilnost kovalentne veze je sposobnost molekula (i pojedinačnih veza u njima) da mijenjaju svoj polaritet pod utjecajem vanjskih električno polje- polarizirati.
Kao rezultat polarizacije, nepolarne molekule mogu postati polarne, a polarne se mogu pretvoriti u još polarnije, sve do potpunog prekida pojedinačnih veza s stvaranjem iona:
Usmjerenost kovalentne veze je zbog činjenice da su p-, d- i f-oblaci orijentirani na određeni način u prostoru. Smjer kovalentne veze utječe na oblik molekula tvari, njihove veličine, međuatomske udaljenosti, ugao veze, odnosno na geometriju molekula.
Potpuna slika o obliku molekula organskih i neorganskih supstanci može se formirati na osnovu hipoteze o hibridizaciji atomskih orbitala. Predložio ga je L. Pauling (SAD) da objasni šta je ustanovljeno pomoću fizičke metode proučavanja supstanci, činjenica ekvivalencije svih hemijskih veza i njihovog simetričnog rasporeda u odnosu na centar molekula CH 4, BF 3, BeCl 2. U svakom slučaju, formiranje σ veza iz centralnog atoma (C, B, Be) treba da uključuje elektrone koji se nalaze u različite države(s i p), tako da ne mogu biti ekvivalentni. Pokazalo se da teorija nije u stanju da objasni činjenice, nastala je kontradikcija, koja je razriješena uz pomoć nove hipoteze. Ovo je jedan od primjera koji pokazuje put razvoja ljudskog znanja o okolnom svijetu, mogućnost sve dubljeg prodiranja u suštinu pojava.
U toku kursa ste se upoznali sa hipotezom hibridizacije atomskih orbitala organska hemija koristeći atom ugljika kao primjer. Da vas još jednom podsjetimo na ovo.
Kada se formira molekul metana CH 4, atom ugljika prelazi iz osnovnog stanja u pobuđeno:
Vanjski elektronski sloj pobuđenog atoma ugljika sadrži jedan s-elektron i tri nesparena p-elektrona, koji formiraju četiri σ-veze sa četiri s-elektrona atoma vodika. U ovom slučaju treba očekivati da se tri veze C--H nastale zbog uparivanja tri p-elektrona atoma ugljika sa tri s-elektrona tri atoma vodika (s-p σ veza) razlikuju od četvrte (s-s ) veza u snazi, dužini, smjeru. Proučavanje elektronske gustoće u molekulima metana pokazuje da su sve veze u njegovom molekulu ekvivalentne i usmjerene prema vrhovima tetraedra (slika 10). Prema hipotezi o hibridizaciji atomskih orbitala, četiri kovalentne veze molekule metana nastaju ne uz učešće „čistih“ s- i p-oblaka atoma ugljika, već uz učešće tzv. hibridnih, tj. , usrednjeni, ekvivalentni elektronski oblaci.
Rice. 10. Model molekula metana u obliku kugle i štapa
Prema ovom modelu, broj hibridnih atomskih orbitala jednak je broju originalnih “čistih” orbitala. Odgovarajući hibridni oblaci imaju povoljniji geometrijski oblik od s- i p-oblaka; njihova elektronska gustina je drugačije raspoređena, što osigurava potpunije preklapanje sa s-oblacima atoma vodika nego što bi to bio slučaj za „čiste“ s- i p-oblaci.
U molekuli metana i u drugim alkanima, kao i u svim molekulima organskih jedinjenja, na mestu jednostruke veze atomi ugljika su u stanju sp 3 hibridizacije, odnosno na atomu ugljika jedan s- i tri p-atomski oblaci su podvrgnuti hibridizaciji i formirane su četiri identične hibridne sp 3 -atomske orbitale oblaka.
Kao rezultat preklapanja odgovarajuća četiri hibridna sp 3 oblaka atoma ugljika sa s oblaka od četiri atoma vodika, formira se tetraedarska molekula metana sa četiri identične σ veze smještene pod uglom od 109°28" (sl. 11).
Rice. jedanaest.
Sheme sp 3 hibridizacije oblaka valentnih elektrona (a) i formiranje veza u molekuli metana (b)
Ova vrsta atomske hibridizacije i, posljedično, tetraedarska struktura će karakterizirati i molekule spojeva analoga ugljika - silicija: SiH 4, SiCl 4.
U toku formiranja molekula vode i amonijaka dolazi i do sp 3 hibridizacije valentnih atomskih orbitala atoma kiseonika i azota. Međutim, ako atom ugljika ima sva četiri hibridna sp 3 oblaka zauzeta zajedničkim elektronskim parovima, onda atom dušika ima jedan sp 3 oblak okupiran usamljenim elektronskim parom, a atom kisika već ima dva sp 3 oblaka koja su okupirana njima (Sl. 12).
Rice. 12.
Oblici molekula amonijaka, vode i fluorovodonika
Prisustvo usamljenih elektronskih parova dovodi do smanjenja veznih uglova (tabela 8) u odnosu na tetraedarske (109°28").
Tabela 8
Odnos između broja usamljenih elektronskih parova i ugla veze u molekulima
sp 3 -Hibridizacija se opaža ne samo za atome u složenim supstancama, već i za atome u jednostavne supstance. Na primjer, u atomima takve alotropske modifikacije ugljika kao što je dijamant.
U molekulima nekih jedinjenja bora odvija se sp 2 hibridizacija valentnih atomskih orbitala atoma bora.
Za atom bora u pobuđenom stanju, jedna s- i dvije p-orbitale učestvuju u hibridizaciji, što rezultira formiranjem tri sp 2 hibridne orbitale; ose odgovarajućih hibridnih oblaka nalaze se u ravnini pod uglom od 120° jedni prema drugima (slika 13).
Rice. 13.
Šeme 8r 2 -hibridizacije i lokacija sp 2 -oblaka u svemiru
Stoga molekuli takvih spojeva, na primjer BF3, imaju oblik ravnog trougla (slika 14).
Rice. 14.
Struktura molekula BF3
IN organska jedinjenja, kao što znate, sp 2 hibridizacija je karakteristična za atome ugljika u molekulima alkena na mjestu dvostruke veze, što objašnjava planarnu strukturu ovih dijelova molekula, kao i molekula diena i arena. sp 2 -Hibridizacija je također uočena kod atoma ugljika i kod takve alotropske modifikacije ugljika kao što je grafit.
U molekulima nekih jedinjenja berilijuma uočena je sp hibridizacija valentnih orbitala atoma berilija u pobuđenom stanju.
Dva hibridna oblaka su orijentisana jedan prema drugom pod uglom od 180° (slika 15), pa stoga molekul berilijum hlorida BeCl 2 ima linearan oblik.
Rice. 15.
Sheme sp-hibridizacije i lokacija sp-oblaka u prostoru
Sličan tip hibridizacije atomskih orbitala postoji za atome ugljika u alkinima - ugljovodonicima serije acetilena - na mjestu trostruke veze.
Ova hibridizacija orbitala je karakteristična za atome ugljika u još jednoj od njegovih alotropskih modifikacija - karbinu:
U tabeli 9 prikazani su tipovi geometrijskih konfiguracija molekula koji odgovaraju određenim tipovima hibridizacije orbitala centralnog atoma A, uzimajući u obzir uticaj broja slobodnih (nevezujućih) elektronskih parova.
Tabela 9
Odgovarajuće geometrijske konfiguracije molekula razne vrste hibridizacija vanjskih elektronskih orbitala centralnog atoma
Pitanja i zadaci za § 7
- U molekulama vodikovih jedinjenja ugljika, dušika i kisika, čije su formule CH 4, NH 3 i H 2 O, valentne orbitale centralnih atoma nemetala su u stanju sp 3 hibridizacije, ali veza uglovi između veza su različiti - 109°28" 107°30" i 104°27" respektivno. Kako se to može objasniti?
- Zašto grafit nije električno provodljiv, a dijamant nije?
- Kakav će geometrijski oblik imati molekuli dva fluorida - bora i dušika (BF 3 i NF 3, respektivno)? Dajte obrazložen odgovor.
- Molekul silicijum fluorida SiF 4 ima tetraedarsku strukturu, a molekul brom hlorida BCl 3 ima oblik trougla - planaran. Zašto?