Rodzaje hybrydyzacji. Hybrydyzacja orbitali elektronowych i geometria cząsteczek
Hybrydyzacja orbitale atomowe- proces, który pozwala zrozumieć, w jaki sposób atomy modyfikują swoje orbitale, gdy powstają związki. Czym więc jest hybrydyzacja i jakie jej rodzaje istnieją?
Ogólna charakterystyka hybrydyzacji orbitali atomowych
Hybrydyzacja orbitali atomowych to proces, w którym mieszane są różne orbitale atomu centralnego, w wyniku czego powstają orbitale o tych samych właściwościach.
Hybrydyzacja zachodzi podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego.
Orbital hybrydowy ma postać znaku nieskończoności lub asymetrycznej odwróconej ósemki, wysuniętej z jądra atomowego. Taka forma powoduje silniejsze niż w przypadku czystych orbitali atomowych nakładanie się orbitali hybrydowych na orbitale (czyste lub hybrydowe) innych atomów i prowadzi do tworzenia silniejszych wiązań kowalencyjnych.
Ryż. 1. Hybrydowy wygląd orbity.
Po raz pierwszy pomysł hybrydyzacji orbitali atomowych przedstawił amerykański naukowiec L. Pauling. Uważał, że atom wchodząc w wiązanie chemiczne ma różne orbitale atomowe (orbitale s-, p-, d-, f), w wyniku czego następuje hybrydyzacja tych orbitali. Istota tego procesu polega na tym, że równoważne sobie orbitale atomowe powstają z różnych orbitali.
Rodzaje hybrydyzacji orbitali atomowych
Istnieje kilka rodzajów hybrydyzacji:
- . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy jedna s-orbitalna i jedna p-orbitalna mieszają się. W rezultacie powstają dwa pełnoprawne orbitale sp. Orbitale te są usytuowane względem jądra atomowego w taki sposób, że kąt między nimi wynosi 180 stopni.
Ryż. 2. hybrydyzacja sp.
- hybrydyzacja sp2. Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy jeden s-orbital i dwa p-orbitale mieszają się. W rezultacie powstają trzy orbitale hybrydowe, które znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 stopni względem siebie.
- . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy jeden s-orbital i trzy p-orbitale mieszają się. W rezultacie powstają cztery pełnoprawne orbitale sp3. Orbitale te są skierowane na szczyt czworościanu i znajdują się względem siebie pod kątem 109,28 stopni.
hybrydyzacja sp3 jest charakterystyczna dla wielu pierwiastków, na przykład atomu węgla i innych substancji z grupy IVA (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4 itd.)
Ryż. 3. hybrydyzacja sp3.
Możliwe są również bardziej złożone typy hybrydyzacji obejmujące d-orbitale atomów.
Czego się nauczyliśmy?
Hybrydyzacja jest złożona proces chemiczny gdy różne orbitale atomu tworzą te same (równoważne) orbitale hybrydowe. Pierwszym, który głosił teorię hybrydyzacji, był Amerykanin L. Pauling. Istnieją trzy główne typy hybrydyzacji: hybrydyzacja sp, hybrydyzacja sp2, hybrydyzacja sp3. Istnieją również bardziej złożone typy hybrydyzacji, które obejmują d-orbitale.
Jednym z zadań chemii jest badanie struktury materii, w tym wyjaśnienie mechanizmu powstawania różnych związków z prostych substancji utworzonych z atomów jednego pierwiastek chemiczny. Cechy interakcji atomów, a dokładniej ich przeciwnie naładowanych składników - powłok elektronowych i jąder - są opisywane jako różne rodzaje wiązań chemicznych. Tak więc substancje powstają poprzez wiązanie kowalencyjne, dla którego opisu w 1931 roku amerykański chemik L. Pauling zaproponował model hybrydyzacji orbitali atomowych.
Pojęcie wiązania kowalencyjnego
W przypadkach, gdy w procesie interakcji dochodzi do powstania pary chmur elektronów walencyjnych wspólnych dla dwóch atomów, mówi się o wiązaniu kowalencyjnym. W wyniku jego wystąpienia najmniejsza cząsteczka substancja prosta lub złożona - cząsteczka.
Jedną z cech wiązania kowalencyjnego jest jego kierunkowość – konsekwencja skomplikowany kształt orbitale elektroniczne p, d i f, które nie posiadają symetrii sferycznej, mają określoną orientację przestrzenną. Inny ważna cecha tego typu wiązania chemicznego - wysycenie z powodu ograniczonej liczby zewnętrznych - walencyjnych - chmur w atomie. Dlatego istnienie cząsteczki, na przykład H 2 O, jest możliwe, ale H 5 O nie.
Rodzaje wiązań kowalencyjnych
Może wystąpić tworzenie wspólnych par elektronów różne sposoby. W mechanizmie tworzenia wiązania kowalencyjnego ważna rola odtwarza naturę nakładania się chmur i przestrzenną symetrię powstałej chmury. Według tego kryterium L. Pauling zaproponował rozróżnienie następujących typów:
- Wiązanie sigma (σ) wyróżnia się największym stopniem zachodzenia na siebie wzdłuż osi przechodzącej przez jądra atomowe. Tutaj gęstość chmury będzie maksymalna.
- Wiązanie pi (π) powstaje w wyniku bocznego nakładania się, a zatem chmura elektronów ma największą gęstość poza osią łączącą jądra.
Te cechy przestrzenne mają ogromne znaczenie, o ile korelują z parametrami energetycznymi wiązania kowalencyjnego.
Cechy cząsteczek wieloatomowych
Pojęcie hybrydyzacji zostało wprowadzone przez Paulinga w celu wyjaśnienia jednej z cech wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach wieloatomowych. Wiadomo, że wiązania tworzone przez atom centralny w takich cząsteczkach okazują się identyczne pod względem charakterystyki przestrzennej i energetycznej. Dzieje się tak niezależnie od tego, które orbitale (s, p lub d) biorą udział w tworzeniu wspólnej pary elektronów.
Bardzo wygodne i dobry przykład ilustracją tego zjawiska jest atom węgla. Wchodząc w wiązanie chemiczne, atom w stanie wzbudzonym ma 4 orbitale walencyjne: 2s, 2p x, 2p y i 2p z. Ostatnie trzy różnią się od orbitalu 2s energią i kształtem. Niemniej jednak w cząsteczce, na przykład metanu CH 4, wszystkie cztery wiązania są całkowicie równoważne i mają kąty wiązania 109,5° (podczas gdy p-orbitale znajdują się pod kątem 90°). W innych związkach węgla występują kąty wiązań 120° i 180°; w cząsteczkach zawierających azot (amoniak NH 3) i tlen (woda H 2 O) kąty te wynoszą 107,5° i 104,5°. Wyjaśnienia wymagało również występowanie takich kątów wiązań.
Istota zjawiska
Ideą hybrydyzacji jest tworzenie uśrednionych orbitali poprzez nakładanie się chmur elektronowych inny rodzaj o bliskich wartościach energii - s, p, czasem d. Liczba powstałych - hybrydowych - orbitali odpowiada liczbie nakładających się chmur. Ponieważ orbital jest determinującym prawdopodobieństwem znalezienia elektronu w określonym punkcie atomu, orbital hybrydowy jest superpozycją funkcji falowych, która zachodzi w wyniku przejść elektronowych, gdy atom jest wzbudzony. Prowadzi to do powstania równoważnych funkcji falowych różniących się jedynie kierunkiem.
Orbitale hybrydowe są równoważne energetycznie i mają ten sam kształt w postaci objętości ósmej, która ma silną asymetrię względem jądra. Mniej energii zużywa się na hybrydyzację, niż jest uwalniana podczas tworzenia silnego wiązania kowalencyjnego z orbitalami hybrydowymi, więc proces ten jest energetycznie korzystny, czyli najbardziej prawdopodobny.
hybrydyzacja orbitali i geometria cząsteczek
Możliwy różne opcje nakładanie się (mieszanie) zewnętrznych chmur elektronowych w atomie. Najczęstsze są następujące typy superpozycji orbitali:
- Hybrydyzacja Sp 3. Ta opcja jest realizowany, gdy jeden s- i trzy p-orbitale są nałożone. W rezultacie powstają cztery hybrydowe orbitale, których osie są skierowane do dowolnej pary pod kątem 109,5°, co odpowiada minimalnemu wzajemnemu odpychaniu się elektronów. Kiedy te orbitale wchodzą w wiązania σ z innymi atomami, powstaje cząsteczka o konfiguracji czworościennej, na przykład metan, etan C 2 H 6 (połączenie dwóch czworościanów), amoniak, woda. W cząsteczce amoniaku jeden, aw cząsteczce wody dwa wierzchołki czworościanu są zajęte przez niewspółdzielone pary elektronów, co prowadzi do zmniejszenia kąta wiązania.
- Hybrydyzacja Sp 2 zachodzi, gdy łączy się jeden orbital s i dwa orbitale p. W tym przypadku trzy orbitale hybrydowe znajdują się pod kątem 120° w tej samej płaszczyźnie. Podobny trójkątny kształt mają np. cząsteczki trichlorku boru BCl 3 , który jest wykorzystywany w różnych technologiach. Inny przykład – cząsteczka etylenu – powstaje dzięki dodatkowemu wiązaniu π między atomami węgla, w którym jeden p-orbital jest niehybrydowy i zorientowany prostopadle do płaszczyzny utworzonej przez dwa trójkąty.
- Hybrydyzacja Sp występuje, gdy jeden orbital s i jeden p mieszają się. Dwie chmury hybrydowe znajdują się pod kątem 180°, a cząsteczka ma konfigurację liniową. Przykładami są cząsteczki chlorku berylu BeCl 2 lub acetylenu C 2 H 2 (w tym ostatnim dwa niehybrydowe p-orbitale węgla tworzą dodatkowe wiązania π).
Istnieją również bardziej złożone warianty hybrydyzacji orbitali atomowych: sp 3 d, sp 3 d 2 i inne.
Rola modelu hybrydyzacji
Koncepcja Paulinga daje dobry jakościowy opis budowy cząsteczek. Jest to wygodne i ilustracyjne oraz z powodzeniem wyjaśnia niektóre cechy związków kowalencyjnych, takie jak wielkość kątów wiązań lub wyrównanie długości wiązania chemicznego. Jednak ilościowej strony modelu nie można uznać za zadowalającą, ponieważ nie pozwala ona na dokonanie wielu ważnych prognoz dotyczących efektów fizycznych związanych z cechami strukturalnymi cząsteczek, na przykład molekularnymi widmami fotoelektronów. Sam autor koncepcji hybrydyzacji już na początku lat 50. dostrzegał jej wady.
Niemniej jednak model hybrydyzacji orbitali atomowych odegrał ważną rolę w rozwoju współczesnych idei dotyczących budowy materii. Na jej podstawie opracowano bardziej adekwatne koncepcje, na przykład teorię odpychania par elektronów. Dlatego oczywiście model hybrydyzacji był ważnym etapem w rozwoju chemii teoretycznej, a przy opisywaniu niektórych aspektów struktury elektronowej cząsteczek ma on całkiem zastosowanie w chwili obecnej.
Metoda wiązań walencyjnych umożliwia wizualne wyjaśnienie przestrzennych właściwości wielu cząsteczek. Jednak zwykłe wyobrażenie o kształtach orbitali nie wystarczy, aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego, jeśli centralny atom ma inny - S, P, D- orbitale walencyjne, utworzone przez niego wiązania w cząsteczkach z tymi samymi podstawnikami okazują się równoważne pod względem energii i właściwości przestrzennych. W latach dwudziestych XIX wieku Linus Pauling zaproponował koncepcję hybrydyzacji orbitali elektronowych. Hybrydyzacja jest rozumiana jako abstrakcyjny model wyrównania orbitali atomowych pod względem kształtu i energii.
Przykładowe kształty orbitali hybrydowych przedstawiono w tabeli 5.
Tabela 5. Hybryda sp, sp 2 , sp 3 orbitale
Pojęcie hybrydyzacji jest wygodne w użyciu przy wyjaśnianiu geometrycznego kształtu cząsteczek i wielkości kątów wiązań (przykłady zadań 2–5).
Algorytm wyznaczania geometrii cząsteczek metodą VS:
A. Wyznacz atom centralny i liczbę wiązań σ z atomami końcowymi.
B. Skomponuj konfiguracje elektroniczne wszystkich atomów tworzących cząsteczkę i graficzne obrazy zewnętrznych poziomów elektronowych.
V. Zgodnie z zasadami metody VS, utworzenie każdego wiązania wymaga pary elektronów, w ogólnym przypadku po jednym z każdego atomu. Jeśli dla atomu centralnego nie ma wystarczającej liczby elektronów niesparowanych, należy przyjąć, że atom jest wzbudzany przejściem jednej z par elektronów na wyższy poziom energetyczny.
d. Zaproponuj potrzebę i rodzaj hybrydyzacji, biorąc pod uwagę wszystkie wiązania oraz dla pierwiastków z pierwszego okresu elektrony niesparowane.
e. Na podstawie powyższych wniosków przedstaw orbitale elektronowe (hybrydowe lub nie) wszystkich atomów w cząsteczce oraz ich nakładanie się. Wyciągnij wnioski na temat geometrii cząsteczki i przybliżonej wartości kątów wiązań.
e. Wyznacz stopień polarności wiązania na podstawie wartości elektroujemności atomów (Tabela 6) Wyznacz obecność momentu dipolowego na podstawie położenia środków ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych i/lub symetria cząsteczki.
Tabela 6. Wartości elektroujemności niektórych pierwiastków według Paulinga
Przykłady zadań
Ćwiczenie 1. Opisz wiązanie chemiczne w cząsteczce CO metodą BC.
Rozwiązanie (rys. 25)
A. Skomponuj konfiguracje elektronowe wszystkich atomów tworzących cząsteczkę.
B. Aby utworzyć wiązanie, konieczne jest utworzenie uspołecznionych par elektronów
Rysunek 25. Schemat tworzenia wiązań w cząsteczce CO (bez hybrydyzacji orbitali)
Wniosek: W cząsteczce CO występuje potrójne wiązanie C≡O
W przypadku cząsteczki CO możemy założyć obecność sp-hybrydyzacja orbitali obu atomów (Rys. 26). Sparowane elektrony, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań, są włączone sp orbital hybrydowy.
 |  |
Rysunek 26. Schemat tworzenia wiązań w cząsteczce CO (z uwzględnieniem hybrydyzacji orbitali)
Zadanie 2. Na podstawie metody VS zasugeruj budowę przestrzenną cząsteczki BeH 2 i określ, czy cząsteczka jest dipolem.
Rozwiązanie problemu przedstawiono w tabeli 7.
Tabela 7. Wyznaczanie geometrii cząsteczki BeH2
| Elektroniczna Konfiguracja | Notatki | ||
| A. | Centralnym atomem jest beryl. Musi utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru | ||
| B. | H: 1 S 1 Być: 2 S 2 | Atom wodoru ma niesparowany elektron, atom berylu ma wszystkie sparowane elektrony, musi zostać przeniesiony do stanu wzbudzonego | |
| V. | H: 1 S 1 Bądź*: 2 S 1 2P 1 | Jeśli jeden atom wodoru związał się z berylem kosztem 2 S-elektron berylu, a drugi - dzięki 2 P-elektron berylu, to cząsteczka nie miałaby symetrii, która jest energetycznie nieuzasadniona, a wiązania Be–H nie byłyby równoważne. | |
| G. | H: 1 S 1 Być*: 2( sp) 2 | Należy przypuszczać, że tam sp- hybrydyzacja | |
| D. | Dwa sp-hybrydowe orbitale znajdują się pod kątem 180 °, cząsteczka BeH 2 jest liniowa | ||
| mi. |  | Elektroujemność χ H = 2,1, χ Be = 1,5, więc wiązanie jest kowalencyjnie polarne, gęstość elektronów jest przesunięta do atomu wodoru, pojawia się na nim mały ładunek ujemny δ–. Na atomie berylu δ+. Ponieważ środki ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych pokrywają się (jest to symetryczne), cząsteczka nie jest dipolem. |
Podobne rozumowanie pomoże opisać geometrię cząsteczek za pomocą sp 2 - i sp 3 orbitale hybrydowe (Tabela 8).
Tabela 8. Geometria cząsteczek BF 3 i CH 4
Zadanie 3. Na podstawie metody VS zasugeruj budowę przestrzenną cząsteczki H 2 O i określ, czy cząsteczka jest dipolem. Możliwe są dwa rozwiązania, przedstawiono je w tabelach 9 i 10.
Tabela 9. Wyznaczanie geometrii cząsteczki H 2 O (bez hybrydyzacji orbitalnej)
| Elektroniczna Konfiguracja | Graficzna reprezentacja orbitali na poziomie zewnętrznym | Notatki | |
| A. | |||
| B. | H: 1 S 1O:2 S 2 2P 4 |  | |
| V. | Jest wystarczająco dużo niesparowanych elektronów, aby utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru. | ||
| G. | hybrydyzację można pominąć. | ||
| D. |  | ||
| mi. |  |
Zatem cząsteczka wody musi mieć kąt wiązania około 90°. Jednak kąt między wiązaniami wynosi około 104°.
Można to wyjaśnić
1) odpychanie blisko rozmieszczonych atomów wodoru.
2) Hybrydyzacja orbitali (Tabela 10).
Tabela 10. Wyznaczanie geometrii cząsteczki H 2 O (z uwzględnieniem hybrydyzacji orbitali)
| Elektroniczna Konfiguracja | Graficzna reprezentacja orbitali na poziomie zewnętrznym | Notatki | |
| A. | Atomem centralnym jest tlen. Musi utworzyć dwa wiązania ϭ z atomami wodoru. | ||
| B. | H: 1 S 1O:2 S 2 2P 4 | | Atom wodoru ma niesparowany elektron, atom tlenu ma dwa niesparowane elektrony. |
| V. | Atom wodoru ma niesparowany elektron, atom tlenu ma dwa niesparowane elektrony. | ||
| G. | Kąt 104° sugeruje obecność sp 3 - hybrydyzacja. | ||
| D. |  | Dwa sp Orbitale 3-hybrydowe znajdują się pod kątem około 109°, cząsteczka H 2 O ma kształt zbliżony do czworościanu, spadek kąta wiązania tłumaczy się wpływem pary niewiążącej elektronów. | |
| mi. | Elektroujemność χ H = 2,1, χ O = 3,5, więc wiązanie jest kowalencyjnie polarne, gęstość elektronów jest przesunięta do atomu tlenu, pojawia się na nim mały ładunek ujemny 2δ–.Na atomie wodoru δ+. Ponieważ środki ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych nie pokrywają się (nie jest to symetryczne), cząsteczka jest dipolem. |
Podobne rozumowanie umożliwia wyjaśnienie kątów wiązań w cząsteczce amoniaku NH 3 . Hybrydyzacja z udziałem nieudostępnionych par elektronów jest zwykle zakładana tylko dla orbitali atomów pierwiastków z okresu II. Kąty wiązań w cząsteczkach H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. To samo obserwuje się w szeregu NH 3 , РH 3 , AsH 3 . Opisując geometrię tych cząsteczek, tradycyjnie albo nie odwołuje się do koncepcji hybrydyzacji, albo wyjaśnia się zmniejszenie kąta czworościennego rosnącym wpływem samotnej pary.
Hybrydyzacja orbitali atomowych i geometria cząsteczek
Ważna cecha jest cząsteczką zawierającą więcej niż dwa atomy konfiguracja geometryczna. Decyduje o tym wzajemne ułożenie orbitali atomowych biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych.
Nakładanie się chmur elektronowych jest możliwe tylko przy pewnej wzajemnej orientacji chmur elektronowych; w tym przypadku obszar nakładania się znajduje się w pewnym kierunku względem oddziałujących atomów.
Tabela 1 Hybrydyzacja orbitali i konfiguracja przestrzenna cząsteczek
Wzbudzony atom berylu ma konfigurację 2s 1 2p 1 , wzbudzony atom boru - 2s 1 2p 2 , a wzbudzony atom węgla - 2s 1 2p 3 . Dlatego możemy założyć, że nie te same, ale różne orbitale atomowe mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych. Na przykład w takich związkach jak BeCl 2 , BeCl 3 , CCl 4 powinny występować wiązania o nierównej sile i kierunku, a wiązania σ z orbitali p powinny być silniejsze niż wiązania z orbitali s, ponieważ dla p-orbitali jest ich więcej korzystne warunki za nakładanie się. Jednak doświadczenie pokazuje, że w cząsteczkach zawierających atomy centralne o różnych orbitaliach walencyjnych (s, p, d) wszystkie wiązania są równoważne. Wyjaśnienie tego podali Slater i Pauling. Doszli do wniosku, że różne orbitale, niezbyt różniące się energią, tworzą odpowiednią liczbę orbitali hybrydowych. Orbitale hybrydowe (mieszane) powstają z różnych orbitali atomowych. Liczba orbitali hybrydowych jest równa liczbie orbitali atomowych biorących udział w hybrydyzacji. Orbitale hybrydowe mają taki sam kształt chmury elektronowej i energię. W porównaniu z orbitalami atomowymi są bardziej wydłużone w kierunku tworzenia wiązań chemicznych, przez co powodują lepsze nakładanie się chmur elektronowych.
Hybrydyzacja orbitali atomowych wymaga energii, więc orbitale hybrydowe w izolowanym atomie są niestabilne i mają tendencję do przekształcania się w czyste AO. Kiedy powstają wiązania chemiczne, orbitale hybrydowe stabilizują się. Ze względu na silniejsze wiązania utworzone przez orbitale hybrydowe, z układu uwalniane jest więcej energii, a tym samym układ staje się bardziej stabilny.
hybrydyzacja sp występuje na przykład przy tworzeniu halogenków Be, Zn, Co i Hg (II). W stanie walencyjnym wszystkie halogenki metali zawierają niesparowane elektrony s i p na odpowiednim poziomie energii. Kiedy powstaje cząsteczka, jeden s- i jeden p-orbital tworzą dwa hybrydowe sp-orbitale pod kątem 180o.
Ryc.3 orbitale hybrydowe sp
Dane eksperymentalne pokazują, że wszystkie halogenki Be, Zn, Cd i Hg(II) są liniowe i oba wiązania mają tę samą długość.
hybrydyzacja sp2
W wyniku hybrydyzacji jednego s-orbitalu i dwóch p-orbitali powstają trzy hybrydowe orbitale sp 2, położone w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° względem siebie. Jest to na przykład konfiguracja cząsteczki BF 3:
Ryc.4 hybrydyzacja sp2
hybrydyzacja sp3
hybrydyzacja sp 3 jest charakterystyczna dla związków węgla. W wyniku hybrydyzacji jednego s-orbitalu i trzech
p-orbitale, powstają cztery hybrydowe orbitale sp 3, skierowane do wierzchołków czworościanu o kącie między orbitalami 109,5 o. Hybrydyzacja przejawia się w całkowitej równoważności wiązań atomu węgla z innymi atomami w związkach, na przykład w CH 4, CCl 4, C (CH 3) 4 itd.
Ryc.5 hybrydyzacja sp3
Jeśli wszystkie orbitale hybrydowe są związane z tymi samymi atomami, to wiązania nie różnią się od siebie. W innych przypadkach występują niewielkie odchylenia od standardowych kątów wiązań. Na przykład w cząsteczce wody H 2 O tlen - sp 3 -hybryda znajduje się w środku nieregularnego czworościanu, na wierzchołkach którego „patrzą” dwa atomy wodoru i dwie samotne pary elektronów (ryc. 2). Kształt cząsteczki jest kanciasty, jeśli spojrzysz na środki atomów. Kąt wiązania HOH wynosi 105°, co jest dość bliskie teoretycznej wartości 109°.
Ryc.6 sp 3 hybrydyzacja atomów tlenu i azotu w cząsteczkach a) H 2 O i b) NCl 3.
Gdyby nie było hybrydyzacji („ułożenia” wiązań O-H), kąt wiązania HOH wynosiłby 90°, ponieważ atomy wodoru byłyby przyłączone do dwóch wzajemnie prostopadłych p-orbitali. W takim przypadku nasz świat wyglądałby prawdopodobnie zupełnie inaczej.
Teoria hybrydyzacji wyjaśnia geometrię cząsteczki amoniaku. W wyniku hybrydyzacji orbitali azotowych 2s i trzech orbitali azotowych 2p powstają cztery orbitale hybrydowe sp 3. Konfiguracja cząsteczki to zniekształcony czworościan, w którym trzy hybrydowe orbitale uczestniczą w tworzeniu wiązania chemicznego, a czwarty z parą elektronów nie. kąty pomiędzy wiązania N-H nie równe 90 o jak w piramidzie, ale nie równe 109,5 o, odpowiadające czworościanowi.
Ryc.7 sp 3 - hybrydyzacja w cząsteczce amoniaku
Kiedy amoniak oddziałuje z jonem wodoru, w wyniku interakcji donor-akceptor powstaje jon amonowy, którego konfiguracja jest czworościanem.
Hybrydyzacja wyjaśnia również różnicę w kącie między wiązania O-H w narożnej cząsteczce wody. W wyniku hybrydyzacji orbitali tlenowych 2s i trzech orbitali tlenowych 2p powstają cztery orbitale hybrydowe sp 3, z których tylko dwa biorą udział w tworzeniu wiązania chemicznego, co prowadzi do zniekształcenia kąta odpowiadającego czworościanowi.
Ryc.8 hybrydyzacja sp 3 w cząsteczce wody
Hybrydyzacja może obejmować nie tylko orbitale s i p, ale także orbitale d i f.
Przy hybrydyzacji sp 3 d 2 powstaje 6 równoważnych chmur. Obserwuje się to w związkach takich jak 4-, 4-. W tym przypadku cząsteczka ma konfigurację ośmiościanu:
Ryż. 9 d 2 sp 3 -hybrydyzacja w jonie 4-
Pomysły dotyczące hybrydyzacji pozwalają zrozumieć takie cechy struktury cząsteczek, których nie da się wyjaśnić w żaden inny sposób.
Hybrydyzacja orbitali atomowych (AO) prowadzi do przesunięcia chmury elektronowej w kierunku tworzenia wiązań z innymi atomami. W rezultacie nakładające się obszary orbitali hybrydowych okazują się większe niż w przypadku czystych orbitali, a siła wiązania wzrasta.
Wiązanie kowalencyjne występuje najczęściej w świecie substancji organicznych, charakteryzuje się nasyceniem, polaryzowalnością i orientacją w przestrzeni.
Nasycenie wiązania kowalencyjnego polega na tym, że liczba wspólnych par elektronów, które może utworzyć atom, jest ograniczona. Dzięki temu związki kowalencyjne mają ściśle określony skład. Dlatego na przykład istnieją cząsteczki H 2 , N 2 , CH 4, ale nie ma cząsteczek H 3 , N 4 , CH 5.
Polaryzowalność wiązania kowalencyjnego polega na zdolności cząsteczek (i pojedynczych wiązań w nich) do zmiany polaryzacji pod wpływem zewnętrznego pole elektryczne- polaryzować.
W wyniku polaryzacji cząsteczki niepolarne mogą stać się polarne, a polarne mogą przekształcić się w jeszcze bardziej polarne, aż do całkowitego zerwania poszczególnych wiązań z utworzeniem jonów:
Orientacja wiązania kowalencyjnego wynika z faktu, że p-, d- i f-chmury są zorientowane w przestrzeni w określony sposób. Kierunek wiązania kowalencyjnego wpływa na kształt cząsteczek substancji, ich rozmiary, odległości międzyatomowe, kąt walencyjny, czyli geometrię cząsteczek.
Pełniejszy obraz kształtu cząsteczek substancji organicznych i nieorganicznych można uzyskać na podstawie hipotezy hybrydyzacji orbitali atomowych. Zaproponował to L. Pauling (USA), aby wyjaśnić, co zostało ustalone przy pomocy metody fizyczne badania substancji faktu równoważności wszystkich wiązań chemicznych i ich symetrycznego ułożenia względem środka cząsteczek CH 4, BF 3, BeCl 2. W tworzeniu wiązań σ w każdym przypadku z atomu centralnego (C, B, Be) powinny brać udział elektrony znajdujące się w różne stany(s i p), więc nie mogą być równoważne. Teoria okazała się niezdolna do wyjaśnienia faktów, powstała sprzeczność, którą rozwiązano za pomocą nowej hipotezy. To jeden z przykładów ukazujących drogę rozwoju wiedzy człowieka o otaczającym go świecie, możliwość coraz głębszego wnikania w istotę zjawisk.
W trakcie zajęć zapoznałeś się z hipotezą hybrydyzacji orbitali atomowych Chemia organiczna na przykładzie atomu węgla. Przypomnij sobie to jeszcze raz.
Kiedy powstaje cząsteczka metanu CH 4, atom węgla przechodzi ze stanu podstawowego do stanu wzbudzonego:
Zewnętrzna warstwa elektronowa wzbudzonego atomu węgla zawiera jeden elektron s i trzy niesparowane elektrony p, które tworzą cztery wiązania σ z czterema elektronami s atomów wodoru. W tym przypadku należy się spodziewać, że trzy wiązania C--H powstałe w wyniku sparowania trzech p-elektronów atomu węgla z trzema s-elektronami trzech atomów wodoru (wiązanie s-p σ) powinny różnić się od czwartego ( s-s) wiązanie pod względem siły, długości, kierunku. Badanie gęstości elektronowej w cząsteczkach metanu pokazuje, że wszystkie wiązania w jego cząsteczce są równoważne i skierowane w stronę wierzchołków czworościanu (ryc. 10). Zgodnie z hipotezą hybrydyzacji orbitali atomowych, cztery wiązania kowalencyjne cząsteczki metanu powstają przy udziale nie „czystych” chmur s- i p- atomu węgla, ale przy udziale tzw. hybrydy, tj. , uśrednione, równoważne chmury elektronowe.
Ryż. 10. Model kulki i kija cząsteczki metanu
Zgodnie z tym modelem liczba hybrydowych orbitali atomowych jest równa liczbie oryginalnych „czystych” orbitali. Odpowiednie chmury hybrydowe są bardziej geometrycznie korzystne niż chmury s i p, ich gęstość elektronowa jest rozłożona inaczej, co zapewnia pełniejsze nakładanie się chmur s atomów wodoru niż „czyste” chmury s i p.
W cząsteczce metanu i innych alkanów, a także we wszystkich cząsteczkach związków organicznych, w miejscu pojedynczego wiązania atomy węgla znajdują się w stanie hybrydyzacji sp 3, czyli jedna chmura s- i trzy p-atomowe uległy hybrydyzację na atomie węgla i cztery utworzyły identyczne hybrydowe orbitale atomowe sp 3 chmury.
W wyniku nałożenia się odpowiednich czterech hybrydowych chmur sp 3 atomu węgla z chmurami s czterech atomów wodoru powstaje tetraedryczna cząsteczka metanu z czterema identycznymi wiązaniami σ znajdującymi się pod kątem 109°28" ( Ryc. 11).
Ryż. jedenaście.
Schematy hybrydyzacji sp 3 chmur elektronów walencyjnych (a) i tworzenia wiązań w cząsteczce metanu (b)
Tego typu hybrydyzacja atomów, a co za tym idzie struktura tetraedryczna, będzie charakteryzowała także cząsteczki związków analogu węgla - krzemu: SiH 4 , SiCl 4 .
Podczas tworzenia cząsteczek wody i amoniaku zachodzi również hybrydyzacja sp 3 orbitali walencyjnych atomów tlenu i azotu. Jeśli jednak przy atomie węgla wszystkie cztery hybrydowe chmury sp 3 są zajęte przez wspólne pary elektronów, to przy atomie azotu jedna chmura sp 3 jest zajęta przez nieudostępnioną parę elektronów, a przy atomie tlenu zajmują już dwie chmury sp 3 ( Ryc. 12).
Ryż. 12.
Kształty cząsteczek amoniaku, wody i fluorowodoru
Obecność nieudostępnionych par elektronów prowadzi do zmniejszenia kątów wiązań (tabela 8) w porównaniu z parami czworościennymi (109°28").
Tabela 8
Zależność między liczbą wolnych par elektronów a kątem wiązania w cząsteczkach
sp 3 -Hybrydyzacja jest obserwowana nie tylko dla atomów w złożonych substancjach, ale także dla atomów w proste substancje. Na przykład atomy takiej alotropowej modyfikacji węgla jak diament.
W cząsteczkach niektórych związków boru zachodzi hybrydyzacja sp 2 orbitali walencyjnych atomu boru.
W przypadku wzbudzonego atomu boru jeden orbital s i dwa orbitale p uczestniczą w hybrydyzacji, w wyniku czego powstają trzy orbitale hybrydowe sp 2, osie odpowiednich chmur hybrydowych znajdują się w płaszczyźnie pod kątem 120° względem siebie (ryc. 13).
Ryż. 13.
Schematy hybrydyzacji 8p 2 i rozmieszczenia chmur sp 2 w przestrzeni
Dlatego cząsteczki takich związków, na przykład BF3, mają kształt płaskiego trójkąta (ryc. 14).
Ryż. 14.
Struktura cząsteczki BF3
W związki organiczne, jak wiadomo, hybrydyzacja sp 2 jest charakterystyczna dla atomów węgla w cząsteczkach alkenu w miejscu wiązania podwójnego, co wyjaśnia płaską strukturę tych części cząsteczek, a także cząsteczek dienu i arenu. sp 2 -Hybrydyzacja jest również obserwowana na atomach węgla iw takiej alotropowej modyfikacji węgla jak grafit.
W cząsteczkach niektórych związków berylu obserwuje się hybrydyzację sp orbitali walencyjnych atomu berylu w stanie wzbudzonym.
Dwie chmury hybrydowe są zorientowane względem siebie pod kątem 180° (Rys. 15), w związku z czym cząsteczka chlorku berylu BeCl 2 ma kształt liniowy.
Ryż. 15.
Schematy sp-hybrydyzacji i rozmieszczenia sp-chmur w przestrzeni
Podobny typ hybrydyzacji orbitali atomowych występuje dla atomów węgla w alkinach - węglowodorach szeregu acetylenowego - w miejscu potrójnego wiązania.
Taka hybrydyzacja orbitali jest typowa dla atomów węgla w jeszcze jednej z jego modyfikacji alotropowych - carbine:
W tabeli 9 przedstawiono typy konfiguracji geometrycznych cząsteczek odpowiadające niektórym typom hybrydyzacji orbitali centralnego atomu A, z uwzględnieniem wpływu liczby wolnych (niewiążących) par elektronowych.
Tabela 9
Konfiguracje geometryczne cząsteczek odpowiadające różne rodzaje hybrydyzacja zewnętrznych orbitali elektronowych atomu centralnego
Pytania i zadania do § 7
- W cząsteczkach związków wodoru węgla, azotu i tlenu, których wzory to CH 4, NH 3 i H 2 O, orbitale walencyjne centralnych atomów niemetali są w stanie hybrydyzacji sp 3, ale kąty wiązania między wiązaniami są różne - odpowiednio 109 ° 28 "107 ° 30" i 104 ° 27 ". Jak to wytłumaczyć?
- Dlaczego grafit przewodzi prąd elektryczny, a diament nie?
- Jaki kształt geometryczny będą miały cząsteczki dwóch fluorków - boru i azotu (odpowiednio BF 3 i NF 3)? Podaj uzasadnioną odpowiedź.
- Cząsteczka fluorku krzemu SiF 4 ma strukturę czworościenną, a cząsteczka chlorku bromu BCl 3 jest trójkątna w płaszczyźnie. Dlaczego?