Sp3 oglekļa atoma elektronu mākoņu hibridizācija. Ao hibridizācijas veidi

Poliatoma molekula ar tādu pašu orbitāļu izskatu, pēc īpašībām līdzvērtīga.

Enciklopēdisks YouTube

1 / 3

✪ Elektronu orbitāļu hibridizācija

✪ Citoloģija. 46. \u200b\u200blekcija. Orbitālu hibridizācija

✪ Hibridizācija. Polārās un nepolārās molekulas. Pašgatavošanās eksāmenam un CT ķīmijā

Subtitri

Hibridizācijas koncepcija

Valences atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens tika ierosināts amerikāņu ķīmiķis Linuss Polings, lai atbildētu uz jautājumu, kāpēc tad, kad centrālajam atomam ir atšķirīgas (s, p, d) valences orbitāles, tā izveidotās saites daudzatomu molekulās ar vienādiem ligandiem ir līdzvērtīgas pēc to enerģētiskās un telpiskās īpašības.

Hibridizācijas jēdzieniem ir galvenā nozīme valences saites metodē. Hibridizācija pati par sevi nav reāls fizisks process, bet tikai ērts modelis, kas ļauj izskaidrot molekulu elektronisko struktūru, jo īpaši hipotētiskas atomu orbitāļu modifikācijas kovalentās ķīmiskās saites veidošanās laikā, it īpaši ķīmisko saišu garumu un saišu leņķu izlīdzināšanās molekulā.

Hibridizācijas jēdziens tika veiksmīgi piemērots vienkāršu molekulu kvalitatīvam aprakstam, bet vēlāk tika paplašināts līdz sarežģītākām. Atšķirībā no molekulāro orbitāļu teorijas tā nav stingri kvantitatīva, piemēram, tā nespēj paredzēt pat tādu vienkāršu molekulu kā ūdens fotoelektronu spektrus. Pašlaik to galvenokārt izmanto metodoloģiskos nolūkos un sintētiskajā organiskajā ķīmijā.

Šis princips tika atspoguļots teorijā par elektronu pāru Gillespie - Nyholm atgrūšanu, pirmais un vissvarīgākais noteikums, kas tika formulēts šādi:

Otrais noteikums bija tāds "Tiek uzskatīts, ka visi elektronu pāri, kas iekļauti valences elektronu apvalkā, atrodas vienā attālumā no kodola".

Hibridizācijas veidi

sp hibridizācija

Rodas, ja sajauc vienu s- un vienu p-orbitālu. Tiek veidotas divas līdzvērtīgas sp-atomu orbitāles, kas atrodas lineāri 180 grādu leņķī un virzītas dažādos virzienos no centrālā atoma kodola. Divas atlikušās nehibrīdās p-orbitāles atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs un piedalās π-saišu veidošanā vai ir aizņemtas ar vientuļu elektronu pāriem.

sp 2 - hibridizācija

Rodas, ja tiek sajauktas viena s un divas p orbitāles. Trīs hibrīdas orbitāles tiek veidotas ar asīm, kas atrodas vienā plaknē un virzītas uz trijstūra virsotnēm 120 grādu leņķī. N-hibrīda p-atomu orbitāle ir perpendikulāra plaknei un, kā likums, piedalās π-saišu veidošanā

sp 3 -hibridizācija

Tas notiek, ja tiek sajauktas viena s- un trīs p-orbitāles, veidojot četras vienādas formas un enerģijas sp3-hibrīdas orbitāles.

Sp 3 -hibrīdu orbitāļu asis ir vērstas uz tetraedru virsotnēm, savukārt centrālā atoma kodols atrodas aprakstītā šī tetraedra sfēras centrā. Leņķis starp jebkurām divām asīm ir aptuveni 109 ° 28 ", kas atbilst zemākajai elektronu atgrūšanas enerģijai. Arī sp 3 -orbitāles var veidot četras σ-saites ar citiem atomiem vai aizpildīt ar vientuļiem elektronu pāriem. Šis stāvoklis ir raksturīgs piesātināto ogļūdeņražu oglekļa atomiem un attiecīgi alkilradikāļos un to atvasinājumos.

Hibridizācija un molekulārā ģeometrija

Atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens ir elektronu pāru Gillespie-Nicholm atgrūšanas teorijas pamatā. Katrs hibridizācijas veids atbilst stingri noteiktai centrālā atoma hibrīdo orbitāļu telpiskajai orientācijai, kas ļauj to izmantot par stereoķīmisko koncepciju pamatu neorganiskajā ķīmijā.

Tabulā ir parādīti visizplatītāko hibridizācijas veidu un molekulu ģeometriskās struktūras atbilstības piemēri, pieņemot, ka ķīmisko saišu veidošanā ir iesaistītas visas hibrīdās orbitāles (nav vientuļu elektronu pāru).

Hibridizācijas koncepcija

Valences atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens tika ierosināts amerikāņu ķīmiķis Linuss Polings, lai atbildētu uz jautājumu, kāpēc tad, kad centrālajam atomam ir atšķirīgas (s, p, d) valences orbitāles, tā izveidotās saites daudzatomu molekulās ar vienādiem ligandiem ir līdzvērtīgas pēc to enerģētiskās un telpiskās īpašības.

Hibridizācijas jēdzieniem ir galvenā nozīme valences saites metodē. Hibridizācija pati par sevi nav reāls fizisks process, bet tikai ērts modelis, kas ļauj izskaidrot molekulu elektronisko struktūru, jo īpaši hipotētiskas atomu orbitāļu modifikācijas kovalentās ķīmiskās saites veidošanās laikā, it īpaši ķīmisko saišu garumu un saišu leņķu izlīdzināšanās molekulā.

Hibridizācijas jēdziens tika veiksmīgi piemērots vienkāršu molekulu kvalitatīvam aprakstam, bet vēlāk tika paplašināts līdz sarežģītākām. Atšķirībā no molekulāro orbitāļu teorijas tā nav stingri kvantitatīva, piemēram, tā nespēj paredzēt pat tādu vienkāršu molekulu kā ūdens fotoelektronu spektrus. Pašlaik to galvenokārt izmanto metodoloģiskos nolūkos un sintētiskajā organiskajā ķīmijā.

Šis princips atspoguļojas elektronu pāru Gillespie - Nicholm atgrūšanas teorijā. Pirmais un vissvarīgākais noteikums tika formulēts šādi:

Otrais noteikums ir tāds "Tiek uzskatīts, ka visi elektronu pāri, kas iekļauti valences elektronu apvalkā, atrodas vienā attālumā no kodola".

Hibridizācijas veidi

sp hibridizācija

Rodas, ja sajauc vienu s- un vienu p-orbitālu. Tiek veidotas divas līdzvērtīgas sp-atomu orbitāles, kas atrodas lineāri 180 grādu leņķī un vērstas dažādos virzienos no oglekļa atoma kodola. Divas atlikušās nehibrīdās p-orbitāles atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs un piedalās π-saišu veidošanā vai ir aizņemtas ar vientuļu elektronu pāriem.

sp 2 -hibridizācija

Rodas, ja tiek sajauktas viena s un divas p orbitāles. Trīs hibrīdas orbitāles tiek veidotas ar asīm, kas atrodas vienā plaknē un virzītas uz trijstūra virsotnēm 120 grādu leņķī. N-hibrīda p-atomu orbitāle ir perpendikulāra plaknei un, kā likums, piedalās π-saišu veidošanā

sp 3 -hibridizācija

Tas notiek, ja tiek sajauktas viena s- un trīs p-orbitāles, veidojot četras vienādas formas un enerģijas sp3-hibrīda orbitāles. Tie var veidot četras σ-saites ar citiem atomiem vai arī būt piepildīti ar vientuļiem elektronu pāriem.

Sp3 hibrīdo orbitāļu asis ir vērstas uz regulārā tetraedra virsotnēm. Tetraedriskais leņķis starp tiem ir 109 ° 28 ", kas atbilst zemākajai elektronu atgrūšanas enerģijai. Tāpat sp3-orbitāles var veidot četras σ-saites ar citiem atomiem vai aizpildīt ar vientuļiem elektronu pāriem.

Hibridizācija un molekulārā ģeometrija

Atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens ir Gillespie-Nyholm elektronu pāru atgrūšanas teorijas pamatā. Katrs hibridizācijas veids atbilst stingri noteiktai centrālā atoma hibrīdo orbitāļu telpiskajai orientācijai, kas ļauj to izmantot par stereoķīmisko koncepciju pamatu neorganiskajā ķīmijā.

Tabulā ir parādīti visizplatītāko hibridizācijas veidu un molekulu ģeometriskās struktūras atbilstības piemēri, pieņemot, ka ķīmisko saišu veidošanā ir iesaistītas visas hibrīdās orbitāles (nav vientuļu elektronu pāru).

Hibridizācijas veids	Skaits hibrīdās orbitāles	Ģeometrija	Struktūra	Piemēri
sp	2	Lineāra		BeF 2, CO 2, NO 2 +
sp 2	3	Trīsstūrveida		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	Tetrahedral		CH4, ClO4 -, SO4 2-, NH4 +
dsp 2	4	Kvadrāts		Ni (CO) 4, XeF 4
sp 3 d	5	Hešahedra		PCl 5, AsF 5
sp 3 d 2	6	Oktaedra		SF 6, Fe (CN) 6 3-, CoF 6 3-

Saites

Literatūra

• Paulings L. Ķīmiskās saites raksturs / Per. no angļu valodas M. E. Djatkina. Red. prof. Ya.K. Syrkin. - M.; L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 lpp.
• Paulings L. Vispārīgā ķīmija. Per. no angļu valodas - M.: Mir, 1974. - 846 lpp.
• Minkin V.I., Simkin B. Ya., Minyaev R.M. Molekulu uzbūves teorija. - Rostova pie Donas: Fēnikss, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
• Gillespie R. Molekulu ģeometrija / Per. no angļu valodas E. Z. Zasorins un V. S. Mastrjukovs, red. Yu.A. Pentina. - M.: Mir, 1975. - 278 lpp.

Skatīt arī

Piezīmes

Wikimedia Foundation. 2010. gads.

Orbītas hibridizācija - enerģijas un orbitāļu formas izlīdzināšana.

Atomu orbitāļu hibridizācijas procesa būtība ir tāda, ka elektronu, kas atrodas netālu no saistītā atoma kodola, raksturo nevis atsevišķa atomu orbitāle, bet gan atomu orbitāļu kombinācija ar tādu pašu galveno kvantu skaitli. Šo kombināciju sauc par hibrīda orbitālu. Hibridizācija ietekmē tikai visaugstākās un tuvākās enerģijas atomu orbitāles, kuras aizņem elektroni.

Hibrīdajām orbitālēm ir asimetriska forma, kas iegarena pret pievienoto atomu.

Skats uz hibrīda atomu orbitālu, kas veidojas sajaucot s- un p-orbītas.

Elektronu mākoņi ir savstarpēji atgrūžoši un atrodas telpā maksimālā attālumā viens no otra, kas atbilst elektronu-elektronu atgrūšanas enerģijas minimumam. Šajā gadījumā četru sp 3 -hibrīdu orbitāļu asis ir vērstas uz tetraedru (regulāras trīsstūra piramīdas) virsotnēm, un leņķi starp šīm orbitālēm ir tetraedriski, vienādi ar 109 ° 28 ".

Hibridizācijas veids nosaka molekulas vai jona ģeometriju.

Hibridizācijas veidi

Elektronu orbitāļu virsotnes var savstarpēji pārklāties. Tiek saukta elektronu mākoņu pārklāšanās pa līniju, kas iet caur atomu centriem sigma (ϭ ) savienojums .

Kovalentā saite, ko veido sānu pārklāšanās rtiek sauktas blakus esošo oglekļa atomu sorbītas pi (π ) savienojums .

Tā kā orbītas pārklāšanās zona plkst π - ir mazāk saišu, tad pati saite ir mazāk spēcīga nekā ϭ-saite.

1930. gadā Sleiters un L. Paulings izstrādāja teoriju par kovalentās saites veidošanos elektronisko orbitāļu pārklāšanās dēļ - valences saišu metodi. Šī metode ir balstīta uz hibridizācijas metodi, kas apraksta vielu molekulu veidošanos hibrīdo orbitāļu "sajaukšanās" dēļ (nevis elektroni, bet orbitāles ir "sajauktas").

DEFINĪCIJA

Hibridizācija - orbitāļu sajaukšana un izlīdzināšana pēc formas un enerģijas. Tātad, sajaucot s- un p-orbitāles, mēs iegūstam sp, s- un 2-p-orbitāļu hibridizācijas veidu - sp 2, s- un 3-p-orbitāles - sp 3. Ir arī citi hibridizācijas veidi, piemēram, sp 3 d, sp 3 d 2 un sarežģītāki.

Molekulu ar kovalento saiti hibridizācijas veida noteikšana

Hibridizācijas veidu var noteikt tikai molekulām ar AB n tipa kovalento saiti, kur n ir lielāks vai vienāds ar diviem, A ir centrālais atoms un B ir ligands. Hibridizācijā nonāk tikai centrālā atoma valences orbitāles.

Nosakiet hibridizācijas veidu, izmantojot BeH 2 molekulas piemēru.

Sākumā mēs pierakstām centrālā atoma un liganda elektroniskās konfigurācijas un uzzīmējam elektrongrafiskas formulas.

Berilija atomam (centrālajam atomam) ir brīvas 2p orbitāles, tādēļ, lai no katra ūdeņraža atoma (liganda) saņemtu vienu elektronu BeH 2 molekulas veidošanai, tam jāiet uzbudinātā stāvoklī:

BeH 2 molekulas veidošanās notiek Be atoma valences orbitāļu pārklāšanās dēļ

* sarkanā krāsa norāda ūdeņraža elektronus, melnā - beriliju.

Hibridizācijas veidu nosaka tas, kuras orbitāles pārklājas, tādējādi BeH 2 molekula atrodas sp hibridizācijā.

Papildus molekulu sastāvam AB n var izmantot arī valences saišu metodi, lai noteiktu molekulu hibridizācijas veidu ar vairākām saitēm. Apsveriet etilēna molekulas C 2 H 4 piemēru. Etilēna molekulā ir daudzkārtēja dubultā saite, kuru veido un - saites. Lai noteiktu hibridizāciju, mēs pierakstām elektroniskās konfigurācijas un uzzīmējam molekulu veidojošo atomu elektrongrafiskās formulas:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Oglekļa atomam ir vēl viena tukša p-orbitāla, tāpēc, lai saņemtu 4 ūdeņraža atomus, tam jāiet uz ierosinātu stāvokli:

Viena p-orbitāla ir nepieciešama, lai izveidotos -obligācija (izcelta ar sarkanu krāsu), jo -obligācija veidojas "tīru" (nehibrīdu) p-orbitāļu pārklāšanās dēļ. Pārējās valences orbitāles nonāk hibridizācijā. Tādējādi etilēns ir sp 2 hibridizācijā.

Molekulu ģeometriskās struktūras noteikšana

Molekulu ģeometrisko struktūru, kā arī kompozīcijas AB n katjonus un anjonus var iegūt, izmantojot Žilspijas metodi. Šī metode ir balstīta uz elektronu valences pāriem. Ģeometrisko struktūru ietekmē ne tikai elektroni, kas piedalās ķīmiskās saites veidošanā, bet arī vientuļie elektronu pāri. Katru vientuļo elektronu pāri Gillespie metodē apzīmē ar E, centrālo atomu - A, ligandu - B.

Ja nav vientuļu elektronu pāru, tad molekulu sastāvs var būt AB 2 (molekulas lineārā struktūra), AB 3 (plakana trīsstūra struktūra), AB4 (tetraedriskā struktūra), AB 5 (trigonālā bipiramīda struktūra) un AB 6 (oktaedriskā struktūra). Atvasinājumus var iegūt no pamatstruktūrām, ja liganda vietā parādās vientuļš elektronu pāris. Piemēram: AB 3 E (piramīdas struktūra), AB 2 E 2 (molekulas leņķiskā struktūra).

Lai noteiktu molekulas ģeometrisko struktūru (struktūru), jānosaka daļiņas sastāvs, kuram tiek aprēķināts vientuļo elektronu pāru (NPP) skaits:

NEP \u003d (kopējais valences elektronu skaits - elektronu skaits, ko izmanto, lai izveidotu saiti ar ligandiem) / 2

Saite ar H, Cl, Br, I, F no A ņem 1 elektronu, katra ar O - 2 elektronu un katra no centrālā atoma - ar N - 3 elektroniem.

Apskatīsim BCl 3 molekulu kā piemēru. Centrālais atoms ir B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

NEP \u003d (3-3) / 2 \u003d 0, tāpēc nav vientuļu elektronu pāru un molekulai ir struktūra AB 3 - plakans trīsstūris.

Sīkāka informācija par dažāda sastāva molekulu ģeometrisko struktūru sniegta tabulā. 1.

1. tabula. Molekulu telpiskā struktūra

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Ķīmiskās daļiņas ģeometriskās formas noteikšanas procesā ir svarīgi ņemt vērā, ka galvenā atoma valences elektronu pāri, ieskaitot tos, kas neveido ķīmisko saiti, telpā atrodas lielā attālumā viens no otra.

Termina iezīmes

Apsverot kovalento ķīmisko saišu jautājumu, viņi bieži lieto kādu jēdzienu kā atomu orbitāļu hibridizāciju. Šis termins attiecas uz formas un enerģijas pielīdzināšanu. Atomu orbitāļu hibridizācija ir saistīta ar kvantu-ķīmisko pārkārtošanās procesu. Orbītām ir atšķirīga struktūra salīdzinājumā ar sākotnējiem atomiem. Hibridizācijas būtība slēpjas faktā, ka elektronu, kas atrodas blakus saistītā atoma kodolam, nosaka nevis konkrēta atomu orbitāle, bet gan to kombinācija ar vienādu galveno kvantu skaitli. Būtībā šis process attiecas uz augstākām, tuvākām enerģētiskām atomu orbitālēm, kurām ir elektroni.

Procesa specifika

Atomu hibridizācijas veidi molekulās ir atkarīgi no tā, kā notiek jauno orbitāļu orientācija. Pēc hibridizācijas veida ir iespējams noteikt jona vai molekulas ģeometriju, ieteikt ķīmisko īpašību pazīmes.

Hibridizācijas veidi

Šāda veida hibridizācija, piemēram, sp, ir lineāra struktūra, leņķis starp saitēm ir 180 grādi. Molekulas piemērs ar šo hibridizācijas iespēju ir BeCl 2.

Nākamais hibridizācijas veids ir sp 2. Molekulām ir trīsstūrveida forma, saites leņķis ir 120 grādi. Šīs hibridizācijas iespējas tipisks piemērs ir BCl 3.

Hibridizācijas sp 3 tips pieņem molekulas tetraedrisko struktūru; tipisks vielas piemērs ar šo hibridizācijas iespēju ir metāna molekula CH 4. Savienojuma leņķis šajā gadījumā ir 109 grādi 28 minūtes.

Hibridizācijā ir tieši iesaistīti ne tikai sapāroti elektroni, bet arī neatdalīti elektronu pāri.

Hibridizācija ūdens molekulā

Piemēram, ūdens molekulā starp skābekļa atomu un ūdeņraža atomiem ir divas kovalentās polārās saites. Turklāt pašam skābekļa atomam ir divi ārējo elektronu pāri, kas nepiedalās ķīmiskās saites veidošanā. Šie 4 elektronu pāri kosmosā aizņem noteiktu vietu ap skābekļa atomu. Tā kā viņiem visiem ir vienāds lādiņš, tie atgrūst telpā, elektronu mākoņi atrodas ievērojamā attālumā viens no otra. Atomu hibridizācijas veids noteiktā vielā ir saistīts ar atomu orbitāļu formas izmaiņām, tās ir izstieptas un izlīdzinātas ar tetraedra virsotnēm. Rezultātā ūdens molekula iegūst leņķa formu, saites leņķis starp skābekļa-ūdeņraža saitēm ir 104,5 o.

Lai prognozētu hibridizācijas veidu, varat izmantot ķīmisko saišu veidošanās donora-akceptora mehānismu. Tā rezultātā pārklājas elementa brīvās orbitāles ar zemāku elektronegativitāti, kā arī elementa orbītas ar augstāku elektrisko negatīvo, uz kuras atrodas elektronu pāris. Atoma elektroniskās konfigurācijas sastādīšanas procesā tiek ņemts vērā to oksidēšanās stāvoklis.

Noteikumi hibridizācijas veida identificēšanai

Lai noteiktu oglekļa hibridizācijas veidu, var izmantot dažus noteikumus:

• atklāt centrālo atomu, aprēķināt σ-saišu skaitu;
• ielieciet daļiņā atomu oksidācijas stāvokli;
• galvenā atoma elektroniskās konfigurācijas reģistrēšana vēlamajā oksidācijas stāvoklī;
• izveido valences elektronu sadalījuma diagrammu pa orbitālēm, savienojot elektronus pārī;
• tiek izolētas orbitāles, kuras ir tieši saistītas ar saišu veidošanos, un tiek atrasti nepāra elektroni (ja hibridizācijai valences orbitāļu skaits ir nepietiekams, tiek izmantotas nākamā enerģijas līmeņa orbitāles).

Molekulas ģeometriju nosaka hibridizācijas veids. To neietekmē pi obligāciju klātbūtne. Papildu saites gadījumā ir iespējama saites leņķa maiņa; iemesls ir savstarpēju elektronu atgrūšanu, kas veido daudzkārtēju saiti. Tātad slāpekļa oksīda molekulā (4) ar sp 2 hibridizāciju saites leņķis palielinās no 120 grādiem līdz 134 grādiem.

Hibridizācija amonjaka molekulā

Neatdalīts elektronu pāris ietekmē iegūto visas molekulas dipola momenta eksponentu. Amonjakam ir tetraedriska struktūra kopā ar neatdalītu elektronu pāri. Slāpekļa-ūdeņraža un slāpekļa-fluora saišu joniskuma rādītāji ir 15 un 19 procenti, garumi tiek noteikti attiecīgi 101 un 137 pm. Tādējādi slāpekļa fluorīda molekulai vajadzētu būt lielākam dipola momentam, taču eksperimentu rezultāti liecina par pretējo.

Hibridizācija organiskos savienojumos

Katrai ogļūdeņražu klasei ir savs hibridizācijas veids. Tātad, kad veidojas alkānu klases (piesātināto ogļūdeņražu) molekulas, visi četri oglekļa atoma elektroni veido hibrīdas orbitāles. Kad tie pārklājas, veidojas 4 hibrīdmākoņi, kas izaug līdz tetraedra virsotnēm. Turklāt to galotnes pārklājas ar ūdeņraža hibrīdām s-orbitālēm, veidojot vienkāršu saiti. Piesātinātiem ogļūdeņražiem raksturīga sp3-hibridizācija.

Nepiesātinātajos alkēnos (etilēns ir tipisks to pārstāvis) hibridizācijā piedalās tikai trīs elektronu orbitāles, s un 2 p, trīs hibrīda orbitāles kosmosā veido trīsstūri. N-hibrīdās p-orbitāles pārklājas, radot molekulā daudzkārtēju saiti. Šo organisko ogļūdeņražu klasi raksturo oglekļa atoma sp2-hibrīds stāvoklis.

Alkīni atšķiras no iepriekšējās ogļūdeņražu klases ar to, ka hibridizācijas procesā tiek iesaistīti tikai divu veidu orbitāles: s un p. Katra oglekļa atoma atlikušie divi nehibrīdie p-elektroni pārklājas divos virzienos, veidojot divas daudzkārtējas saites. Šai ogļūdeņražu klasei raksturīgs oglekļa atoma sp hibrīda stāvoklis.

Secinājums

Nosakot hibridizācijas veidu molekulā, ir iespējams izskaidrot dažādu neorganisko un organisko vielu struktūru, paredzēt konkrētās vielas iespējamās ķīmiskās īpašības.