Hibridizacijanaziva se hipotetički proces miješanja različitih vrsta, ali bliskih po energiji, orbitale datog atoma s pojavom istog broja novih (hibrid 1) orbitala, identičnih po energiji i obliku.
Hibridizacija atomskih orbitala događa se tijekom stvaranja kovalentnih veza.
Hibridne orbitale imaju oblik trodimenzionalne asimetrične osmice, snažno produžene na jednu stranu od atomskog jezgra:.
Ovaj oblik uzrokuje jače, nego u slučaju čistih atomskih orbitala, preklapanje hibridnih orbitala s orbitalama (čistim ili hibridnim) drugih atoma i dovodi do stvaranja jačih kovalentnih veza. Stoga se energija utrošena na hibridizaciju atomskih orbitala više nego kompenzira oslobađanjem energije zbog stvaranja jačih kovalentnih veza uz sudjelovanje hibridnih orbitala. Naziv hibridnih orbitala i tip hibridizacije određeni su brojem i tipom atomskih orbitala uključenih u hibridizaciju, na primjer: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- ilisp 3 d 2 -hibridizacija.
Usmjerenost hibridnih orbitala i posljedično geometrija molekula ovise o vrsti hibridizacije. U praksi se obično rješava inverzni problem: prvo se eksperimentalno utvrđuje geometrija molekule, nakon čega se opisuje tip i oblik hibridnih orbitala uključenih u njegovo formiranje.
sp -Hibridizacija. Dva hibrida sp- kao rezultat međusobnog odbijanja, orbitale se nalaze u odnosu na atomsko jezgro na takav način da kut između njih iznosi 180 ° (slika 7).
Pirinač. 7. Međusobni aranžman u prostoru dvoje sp- hibridne orbitale jednog atoma: a - površine koje pokrivaju svemirska područja gdje je vjerovatnoća prisutnosti elektrona 90%; b - uslovna slika.
Kao rezultat ovog rasporeda hibridnih orbitala, molekule sastava AX 2, gdje je A središnji atom, imaju linearna struktura, to jest, kovalentne veze sva tri atoma nalaze se na jednoj pravoj liniji. Na primjer, u državi sp- hibridizacija su valentne orbitale atoma berilijuma u molekuli BeCl 2 (slika 8). Linearna konfiguracija zbog sp- Hibridizacije valentnih orbitala atoma primijećene su i u BeH 2, Be (CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N i brojnim drugim.
Pirinač. 8. Troatomna linearna molekula berilijevog klorida BeCl 2 (u plinovitom stanju): 1 - 3R- Orbitala Cl atoma; 2 - dva sp- hibridne orbitale Be atoma.
s R 2 -Hibridizacija. Razmotrimo hibridizaciju jednog s- i dva R- orbitale. U ovom slučaju, kao rezultat linearne kombinacije tri orbitale, tri hibrida sR 2 -orbitalno. Nalaze se u istoj ravni pod uglom od 120 ° jedan prema drugom (slika 9). sR 2 -Hibridizacija je karakteristična za mnoga jedinjenja bora, koja, kao što je gore prikazano, u pobuđenom stanju imaju tri nesparena elektrona: jedan s- i dva R-elektron. Preklapanje sR 2 -orbitale atoma bora s orbitalama drugih atoma nastaju tri kovalentne veze, ekvivalentne po dužini i energiji. Molekule u kojima se nalaze valentne orbitale centralnog atoma sR 2 -hibridizacija, imaju trokutastu konfiguraciju. Uglovi između kovalentnih veza su 120 °. Sposoban sR 2 -hibridizacija su valentne orbitale atoma bora u molekulima BF 3, BC1 3, atomi ugljika i dušika u anionima CO 3 2 -, NO 3 -.
Pirinač. 9. Međusobni aranžman u prostoru od tri sR 2 -hibridne orbitale.
s R 3 -Hibridizacija. Tvari su vrlo raširene u molekulama od kojih središnji atom sadrži četiri sR 3 -orbitale nastale kao rezultat linearne kombinacije jednog s- i tri R-orbitale. Ove orbitale nalaze se jedna pod drugom pod uglom 109˚28 ′ i usmjerene su prema vrhovima tetraedra u čijem se središtu nalazi atomsko jezgro (slika 10 a).
Formiranje četiri ekvivalentne kovalentne veze zbog preklapanja sR 3 -orbitale s orbitalama drugih atoma karakteristične su za atome ugljika i druge elemente IVA grupe; ovo određuje tetraedarsku strukturu molekula (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4, itd.).
Pirinač. 10. Utjecaj nevezanih elektronskih parova na geometriju molekula:
a- metan (nema neovezujućih parova elektrona);
b- amonijak (jedan neobavezujući elektronski par);
v- voda (dva neobavezujuća para).
Hibridna orbita usamljenih parova elektrona lei . U svim razmatranim primjerima, hibridne orbitale bile su "naseljene" pojedinačnim elektronima. Međutim, nije neuobičajeno da hibridna orbitala bude "naseljena" parom elektrona. To utječe na geometriju molekula. Budući da na nevezani elektronski par utječe jezgra samo vlastitog atoma, a na vezani elektronski par utjecaj su dva atomska jezgra, nevezani elektronski par bliži je atomskom jezgru od veznog. Kao rezultat toga, nevezani elektronski par jače odbija parove vezanih elektrona nego što odbijaju jedan drugog. Grafički radi jasnoće, velika odbojna sila koja djeluje između nevezanih i vezujućih elektronskih parova može se prikazati kao veća elektronska orbita nevezanog para. Nevezujući par elektrona postoji, na primjer, kod atoma dušika u molekuli amonijaka (slika 10 b). Kao rezultat interakcije s elektronskim parovima, kutovi veze H-N-H smanjeni su na 107,78 ° u odnosu na 109,5 ° tipičnih za pravilan tetraedar.
Još veće odbijanje doživljava se vezivanjem elektronskih parova u molekuli vode, gdje atom kisika ima dva nevezana elektronska para. Kao rezultat toga, kut veze H-O-H u molekuli vode iznosi 104,5 ° (slika 10 v).
Ako se elektronski par koji se ne veže, kao rezultat stvaranja kovalentne veze mehanizmom donator-akceptor, pretvori u vezujući, tada se sile odbijanja između ove veze i ostalih kovalentnih veza u molekulu izjednačavaju; uglovi između ovih veza su takođe poravnati. To se događa, na primjer, stvaranjem amonijevog kationa:
Učešće u hibridizaciji d -orbitale. Ako je energija atoma d- orbitale se ne razlikuju mnogo od energija s- i R- orbitale, tada mogu sudjelovati u hibridizaciji. Najčešći tip hibridizacije koji uključuje d- orbitale je sR 3 d 2 - hibridizacija, uslijed čega nastaje šest hibridnih orbitala jednakog oblika i energije (slika 11 a), smještene pod uglom od 90˚ jedna prema drugoj i usmjerene prema vrhovima oktaedra, u čijem središtu se nalazi atomsko jezgro. Osmougaonik (slika 11 b) – je pravilan osmougaonik: sve ivice u njemu su jednake dužine, sva lica su pravilni trouglovi.
Pirinač. jedanaest. sR 3 d 2 - Hibridizacija
Manje uobičajeno sR 3 d- hibridizacija s formiranjem pet hibridnih orbitala (slika 12 a) usmjerene na vrhove trigonalne bipiramide (slika 12 b). Trigonalna bipiramida nastaje spajanjem dvije jednakokrake piramide sa zajedničkom bazom - pravilnim trokutom. Podebljani potezi na Sl. 12 b prikazani su rubovi jednake dužine. Geometrijski i energetski sR 3 d- hibridne orbitale su nejednake: tri "ekvatorijalne" orbitale usmjerene su prema vrhovima pravilnog trokuta, a dvije "aksijalne" - gore i dolje okomito na ravninu ovog trokuta (slika 12 v). Uglovi između "ekvatorijalnih" orbitala jednaki su 120 °, kao u sR 2 - hibridizacija. Kut između "aksijalne" i bilo koje od "ekvatorijalnih" orbitala je 90 °. U skladu s tim, kovalentne veze koje nastaju uz sudjelovanje "ekvatorijalnih" orbitala razlikuju se po dužini i energiji od veza u čije su formiranje uključene "aksijalne" orbitale. Na primjer, u molekulu PC1 5, „aksijalne“ veze su dugačke 214 pm, a „ekvatorijalne“ 202 pm.
Pirinač. 12. sR 3 d- Hibridizacija
Stoga, uzimajući u obzir kovalentne veze kao rezultat preklapanja atomskih orbitala, može se objasniti geometrija nastalih molekula i iona, koja ovisi o broju i vrsti atomskih orbitala uključenih u stvaranje veza. Koncept hibridizacije atomskih orbitala, potrebno je shvatiti da je hibridizacija uvjetna tehnika koja vam omogućuje da vizualno objasnite geometriju molekula kroz kombinaciju AO.
Poliatomska molekula s izgledom identičnih orbitala, ekvivalentnih po svojim karakteristikama.
Zajednički YouTube
1 / 3
Hibridizacija elektronskih orbitala
Citologija. Predavanje 46. Orbitalna hibridizacija
Sp3 hibridne orbitale
Titlovi
Koncept hibridizacije
Koncept hibridizacije valentnih atomskih orbitala predložio je američki kemičar Linus Pauling da odgovori na pitanje zašto, kada središnji atom ima različite (s, p, d) valentne orbitale, veze koje on stvara u poliatomskim molekulama s istim ligandima ekvivalentne su po svojim energetskim i prostornim karakteristikama .
Koncept hibridizacije ključan je za metodu valentnih veza. Hibridizacija sama po sebi nije stvarni fizički proces, već samo prikladan model koji omogućuje objašnjenje elektroničke strukture molekula, osobito hipotetičke modifikacije atomskih orbitala tijekom stvaranja kovalentne kemijske veze, osobito poravnanje kemikalije dužine veze i uglovi veze u molekuli.
Koncept hibridizacije uspješno je primijenjen na kvalitativni opis jednostavnih molekula, ali je kasnije proširen na složenije. Za razliku od teorije molekularnih orbitala, ona nije strogo kvantitativna, na primjer, nije u stanju predvidjeti fotoelektronske spektre čak ni tako jednostavnih molekula kao što je voda. Trenutno se koristi uglavnom u metodološke svrhe i u sintetičkoj organskoj kemiji.
Ovaj princip odražava se u teoriji odbijanja elektronskih parova Gillespie - Nyholm, prvom i najvažnijem pravilu, koje je formulirano na sljedeći način:
"Parovi elektrona imaju takav raspored na valentnoj ljusci atoma, pri čemu su maksimalno udaljeni jedan od drugog, odnosno elektronski parovi se ponašaju kao da se međusobno odbijaju."Drugo pravilo je bilo to "Smatra se da se svi elektronski parovi uključeni u valentnu elektronsku ljusku nalaze na istoj udaljenosti od jezgre".
Vrste hibridizacije
sp-hibridizacija
Javlja se kada se pomiješaju jedna s- i jedna p-orbitala. Formiraju se dvije ekvivalentne sp-atomske orbitale, smještene linearno pod kutom od 180 stupnjeva i usmjerene u različitim smjerovima od jezgre središnjeg atoma. Dvije preostale ne-hibridne p-orbitale nalaze se u međusobno okomitim ravninama i sudjeluju u stvaranju π-veza ili su zauzete nepodijeljenim elektronskim parovima.
sp 2 -Hibridizacija
Javlja se kada se pomiješaju jedna s i dvije p orbitale. Formiraju se tri hibridne orbitale s osovinama koje se nalaze u istoj ravnini i usmjerene su prema vrhovima trokuta pod kutom od 120 stupnjeva. Nehibridna p-atomska orbita okomita je na ravninu i po pravilu sudjeluje u stvaranju π-veza
sp 3 -Hibridizacija
To se događa kada se jedna s- i tri p-orbitale pomiješaju, tvoreći četiri sp 3-hibridne orbitale ekvivalentne po obliku i energiji. Mogu formirati četiri σ-veze s drugim atomima ili biti ispunjene usamljenim parovima elektrona.
Osi sp 3 -hibridnih orbitala usmjerene su prema vrhovima tetraedra, dok se jezgra središnjeg atoma nalazi u središtu opisane sfere ovog tetraedra. Kut između bilo koje dvije osi je približno 109 ° 28 ", što odgovara najnižoj energiji odbijanja elektrona. Također sp 3 -orbitale mogu formirati četiri σ -veze s drugim atomima ili biti ispunjene usamljenim parovima elektrona. Ovo stanje je tipično za atomi ugljika u zasićenim ugljikovodicima i prema tome u alkil radikalima i njihovim derivatima.
Hibridizacija i molekularna geometrija
Koncept hibridizacije atomskih orbitala temelji se na teoriji odbijanja elektronskih parova Gillespie-Nicholm. Svaki tip hibridizacije odgovara strogo definiranoj prostornoj orijentaciji hibridnih orbitala centralnog atoma, što mu omogućuje da se koristi kao osnova za stereokemijske koncepte u anorganskoj kemiji.
Tablica prikazuje primjere korespondencije između najčešćih tipova hibridizacije i geometrijske strukture molekula pod pretpostavkom da su sve hibridne orbitale uključene u stvaranje kemijskih veza (nema usamljenih elektronskih parova).
| Tip hibridizacije | Broj hibridne orbitale |
Geometrija | Struktura | Primjeri |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Linearno |
BeF 2, CO 2, NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | Triangular |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | Tetraedarski |
|
CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 + |
| dsp 2 | 4 | Na kvadrat |
Zadatak 261.
Koje vrste hibridizacije ugljikovih AO odgovaraju formiranju molekula CH 4, C 2 H 6, C 2 H 4, C 2 H 2?
Rešenje:
a) U CH molekulima 4 i C 2 H 6 Valentni elektronski sloj atoma ugljika sadrži četiri elektronska para:
Stoga će elektronski oblaci atoma ugljika u molekulama CH 4, C 2 H 6 biti maksimalno udaljeni jedan od drugog tijekom sp3 hibridizacije, kada su njihove osi usmjerene prema vrhovima tetraedra. U ovom slučaju, u molekulu CH 4, svi će vrhovi tetraedra biti zauzeti atomima vodika, tako da molekula CH4 ima tetraedarsku konfiguraciju s atomom ugljika u središtu tetraedra. U molekuli C 2 H 6 atomi vodika zauzimaju tri vrha tetraedra, a zajednički elektronski oblak drugog atoma ugljika usmjeren je na četvrto tjeme, tj. dva atoma ugljenika su međusobno vezana. To se može predstaviti dijagramima:
b) U molekulu C 2 H 4, valentni elektronski sloj atoma ugljika, kao u molekulima CH 4, C 2 H 6. sadrži četiri elektronska para:
Prilikom stvaranja C 2 H 4 nastaju tri kovalentne veze prema uobičajenom mehanizmu, tj. su - veze, i jedna - - veza. Kada se formira molekula C 2 H 4, svaki atom ugljika ima dva atoma vodika - veze i međusobno dvije veze, jednu - i jednu - vezu. Hibridni oblaci koji odgovaraju ovoj vrsti hibridizacije nalaze se u atomu ugljika tako da je interakcija između elektrona minimalna, tj. što je moguće udaljenije. Ovakav raspored atoma ugljika (dvije dvostruke veze između atoma ugljika) karakterističan je za sp 2 -hibridizaciju ugljikovih AO. Tijekom sp 2 hibridizacije, elektronski oblaci u ugljikovim atomima orijentirani su u smjerovima koji leže u istoj ravnini i čine međusobno kutove od 120 0, tj. u pravcima prema temenima pravilnog trougla. U molekuli etilena tri sp 2 -hibridne orbitale svakog atoma ugljika sudjeluju u stvaranju - veza, dvije između dva atoma vodika i jedne s drugim atomom ugljika, i - veza nastaje uslijed oblaka p -elektrona svaki atom ugljika. Strukturna formula molekula C 2 H 4 bit će:
c) U molekulu C 2 H 2, valentni elektronski sloj atoma ugljika sadrži četiri para elektrona:
Strukturna formula C 2 N 2 ima oblik:
Svaki atom ugljika povezan je jednim parom elektrona s atomom vodika, a tri para elektrona s drugim atomom ugljika. Tako su u molekuli acetilena atomi ugljika međusobno povezani jednom β-vezom i dvije β-veze. S vodikom je svaki atom ugljika povezan - -vezom. Formiranje - veza uključuje dvije sp -hibridne AO, koje su međusobno smještene tako da je međusobna interakcija minimalna, tj. što je moguće udaljenije. Stoga su tijekom sp-hibridizacije elektronski oblaci između ugljikovih atoma orijentirani u suprotnim smjerovima jedan prema drugom, tj. kut između C-C veza je 180 0. Stoga molekula C 2 H 2 ima linearnu strukturu:
Problem 262.
Navedite vrstu hibridizacije silicijevih AO u molekulima SiH 4 i SiF 4. Jesu li ti molekuli polarni?
Rešenje:
U molekulima SiH 4 i SiF 4 valentni elektronski sloj sadrži četiri para elektrona:
Stoga će u oba slučaja elektronski oblaci atoma silicija biti maksimalno udaljeni jedan od drugog tijekom sp 3 hibridizacije, kada su njihove osi usmjerene prema vrhovima tetraedra. U ovom slučaju u molekuli SiH 4 svi su vrhovi tetraedra zauzeti atomima vodika, a u molekuli SiF 4 atomima fluora, tako da te molekule imaju tetraedarsku konfiguraciju s atomom silicija u središtu tetraedar:
U tetraedričnim molekulama SiH 4 i SiF 4, dipolni momenti veza Si-H i Si-F međusobno se kompenziraju, tako da će ukupni dipolni momenti obje molekule biti jednaki nuli. Ovi molekuli su nepolarni uprkos polaritetu veza Si-H i Si-F.
Zadatak 263.
U molekulima SO 2 i SO 3, atom sumpora je u sp 2 -hibridizacijskom stanju. Jesu li ti molekuli polarni? Kakva je njihova prostorna struktura?
Rešenje:
Tokom sp 2 -hibridizacije, hibridni oblaci se nalaze u atomu sumpora u pravcima koji leže u istoj ravni i prave međusobne uglove od 120 0, tj. usmerene na temena pravilnog trougla.
a) U molekuli SO 2, dva sp 2 -hibridna AO tvore vezu s dva atoma kisika, treća sp 2 -hibridna orbitala bit će zauzeta slobodnim parom elektrona. Ovaj elektronski par će pomaknuti elektronsku ravninu i molekula SO 2 će poprimiti oblik nepravilnog trokuta, tj. OSO kut neće biti 120 0. Stoga će molekula SO 2 imati kutni oblik u slučaju sp 2 -hibridizacije orbitala atoma, strukturu:
U molekuli SO 2 ne dolazi do međusobne kompenzacije dipolnih momenata S-O veza; dipolni moment takve molekule imat će vrijednost veću od nule, tj. molekula je polarna.
b) U kutnoj molekuli SO 3, sva tri sp2-hibridna AO tvore vezu s tri atoma kisika. Molekula SO 3 imat će oblik ravnog trokuta sa sp 2 -hibridizacijom atoma sumpora:
U trokutastom molekulu SO 3, dipolni momenti S-O veza međusobno se kompenziraju, tako da će ukupni dipolni moment biti nula, a molekula polarna.
Problem 264.
Kada SiF4 stupi u interakciju sa HF, nastaje jaka kiselina H 2 SiF 6, koja se disocira na H + i SiF 6 2- ione. Može li se reakcija između CF 4 i HF odvijati na sličan način? Navedite tip hibridizacije silicijevog AO u SiF 6 2- ionu.
Rešenje:
a) Nakon pobude atom silicija prelazi iz stanja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 u stanje 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0, a elektronska struktura valentnih orbitala odgovara shemi :
Četiri nesparena elektrona pobuđenog atoma silicija mogu sudjelovati u stvaranju četiri kovalentne veze prema uobičajenom mehanizmu s atomima fluora (1s 2 2s 2 2p 5), od kojih svaki ima po jedan nesparen elektron i tvori molekulu SiF 4.
Kada SiF 4 stupi u interakciju sa HF, nastaje kiselina H 2 SiF 6. To je moguće jer molekula SiF 4 sadrži slobodne 3d orbitale, a ion F- (1s 2 2s 2 2p 6) sadrži slobodne parove elektrona. Veza se izvodi prema donor -akceptorskom mehanizmu zbog para elektrona svakog od dva iona F -(HF ↔ H + + F -) i slobodnih 3d orbitala molekule SiF 4. U tom slučaju nastaje SiF 6 2- ion koji s H + ionima tvori molekulu kiseline H 2 SiF 6.
b) Ugljik (1s 2 2s 2 2p 2) može, poput silicija, formirati spoj CF 4, dok će valentne sposobnosti atoma ugljika biti iscrpljene (nema nesparenih elektrona, slobodnih elektronskih parova i slobodnih valentnih orbitala na valentnosti nivo). Dijagram strukture valentnih orbitala pobuđenog atoma ugljika je sljedeći:
Kad se formira CF 4, sve valentne orbitale ugljika su zauzete, pa se ion ne može formirati.
U molekuli SiF 4, valentni elektronski sloj atoma silicija sadrži četiri para elektrona:
Isto se primjećuje i za molekulu CF 4. stoga će u oba slučaja elektronski oblaci atoma silicija i ugljika biti maksimalno udaljeni jedan od drugog tijekom sp3 hibridizacije. Kad su njihove osi usmjerene prema vrhovima tetraedra:
Metoda hibridizacije atomskih orbitala temelji se na pretpostavci da se prilikom stvaranja molekule, umjesto izvornih atomskih i -elektronskih oblaka, stvaraju ekvivalentni "mješoviti" ili hibridni elektronski oblaci, koji su produženi prema susjednim atomima, zbog što se postiže njihovo potpunije preklapanje s elektronskim oblacima ovih atoma ... Takva deformacija elektronskih oblaka zahtijeva potrošnju energije. No potpunije preklapanje valentnih elektronskih oblaka dovodi do stvaranja jače kemijske veze i posljedično do dodatnog povećanja energije. Ako je ovaj dobitak energije dovoljan da više nego nadoknadi potrošnju energije za deformaciju početnih atomskih elektronskih oblaka, takva hibridizacija u konačnici dovodi do smanjenja potencijalne energije formirane molekule i posljedično do povećanja njezine stabilnosti.
Razmotrimo, kao primjer hibridizacije, stvaranje molekule berilijevog fluorida. Svaki atom fluora u ovoj molekuli ima jedan nespareni elektron,
koji učestvuje u stvaranju kovalentne veze. Atom berilijuma u neuzbuđenom stanju nesparenih elektrona nema:
Stoga, da bi sudjelovao u stvaranju kemijskih veza, atom berilija mora prijeći u uzbuđeno stanje:
Rezultirajući pobuđeni atom ima dva nesparena elektrona: elektronski oblak jednog od njih odgovara stanju, drugi -. Kada se ti elektronski oblaci preklapaju sa oblacima p-elektrona dva atoma fluora, mogu nastati kovalentne veze (slika 38).
Međutim, kao što je već spomenuto, kada se potroši određena energija, umjesto originalnih s- i p-orbitala atoma berilijuma, mogu se formirati dvije ekvivalentne hibridne orbitale (-orbitale). Oblik i mjesto ovih orbitala prikazani su na Sl. 39, što pokazuje da su hibridne α-orbitale proširene u suprotnim smjerovima.
Preklapanje hibridnih oblaka β-elektrona atoma berilijuma sa oblacima p-elektrona atoma fluora prikazano je na Sl. 40.
Pirinač. 38. Shema preklapanja -elektronskih oblaka atoma fluora sa i -elektronskih oblaka atoma berilijuma (za svaku vezu posebno) .Preklapajuća područja elektronskih oblaka su zasjenjena.
Pirinač. 39. Oblik (shematski prikaz) i međusobni raspored hibridno -elektronskih oblaka atoma berilijuma (za svaku hibridnu orbitu posebno).
Pirinač. 40. Dijagram formiranja hemijskih veza u molekuli. Radi jednostavnosti, hibridni oblaci β-elektrona atoma berilijuma nisu u potpunosti prikazani.
Zbog izduženog oblika hibridnih orbitala postiže se potpunije preklapanje elektronskih oblaka u interakciji, što znači da se stvaraju jače kemijske veze. Energija oslobođena tokom stvaranja ovih veza veća je od ukupne potrošnje energije za pobudu atoma berilijuma i hibridizaciju njegovih atomskih orbitala. Stoga je proces stvaranja molekula energetski povoljan.
Razmatrani slučaj hibridizacije jedne s- i jedne p -orbitale, koja dovodi do stvaranja dvije -orbitale, naziva se -hibridizacija. Kao što Sl. 39, -orbitale su orijentirane u suprotnim smjerovima, što dovodi do linearne strukture molekula. Zaista, molekul je linearan, a obje veze u ovom molekulu su ekvivalentne u svakom pogledu.
Mogući su i drugi slučajevi hibridizacije atomskih orbitala, ali broj nastalih hibridnih orbitala uvijek je jednak ukupnom broju početnih atomskih orbitala koje sudjeluju u hibridizaciji. Dakle, tokom hibridizacije jedne s- i dvije p-orbitale (-hibridizacija-glasi "es-pe-dvije"), nastaju tri ekvivalentna -orbitala. U ovom slučaju, hibridni elektronski oblaci smješteni su u smjerovima koji leže u istoj ravnini i orijentirani pod kutovima od 120 ° jedan prema drugom (slika 41). Očigledno, ova vrsta hibridizacije odgovara formiranju ravne trokutaste molekule.
Primjer molekule u kojoj se provodi β-hibridizacija je molekula bornog fluorida. Ovdje umjesto originalne jedne s- i dvije p-orbitale pobuđenog atoma bora
formiraju se tri ekvivalentne α-orbitale. Stoga je molekula izgrađena u obliku pravilnog trokuta, u čijem se središtu nalazi atom bora, a na vrhovima su atomi fluora. Sve tri veze u molekuli su ekvivalentne.
Ako su u hibridizaciju uključene jedna s- i tri p-orbitale (- hibridizacija), tada se kao rezultat formiraju četiri hibridne-orbitale, produžene u smjerovima prema vrhovima tetraedra, to jest, orijentirane međusobno pod kutovima (Sl. 42). Takva hibridizacija događa se, na primjer, u pobuđenom atomu ugljika tijekom stvaranja molekule metana.
Pirinač. 41. Međusobni raspored hibridno -elektronskih oblaka.
Pirinač. 42. Međusobni raspored hibridno -elektronskih oblaka.
Stoga molekula metana ima oblik tetraedra, a sve četiri veze u ovoj molekuli su ekvivalentne.
Vratimo se na razmatranje strukture molekula vode. Tijekom njegovog formiranja dolazi do -hibridizacije atomskih orbitala kisika. Zato je ugao vezivanja NON u molekuli blizu ne, već do tetraedralnog ugla. Mala razlika u ovom kutu od 109,5 ° može se razumjeti ako se uzme u obzir nejednako stanje elektronskih oblaka koji okružuju atom kisika u molekuli vode. Zaista, u molekulu metana (I)
svih osam elektrona koji zauzimaju hibridne α-orbitale u atomu ugljika sudjeluje u stvaranju kovalentnih veza. To dovodi do simetrične raspodjele elektronskih oblaka u odnosu na jezgru atoma ugljika. U međuvremenu, u molekuli samo četiri od osam elektrona koji zauzimaju hibridne α-orbitale atoma kisika tvore veze, a dva elektronska para ostaju usamljena, odnosno pripadaju samo atomu kisika. To dovodi do određene asimetrije u distribuciji elektronskih oblaka koji okružuje atom kisika, i kao posljedicu do odstupanja kuta između veza od.
Kada se formira molekula amonijaka, javljaju se i atomske orbitale centralnog atoma (dušik). Zato je kut veze blizu tetraedra. Mala razlika ovog kuta od 109,5 ° objašnjava se, kao i u molekuli vode, asimetrijom u distribuciji elektronskih oblaka oko jezgre atoma dušika: od četiri elektronska para, tri sudjeluju u stvaranju N - H obveznice, a jedna ostaje nepodijeljena.
Kao što je prikazano na Sl. 39, 41 i 42, hibridni elektronski oblaci su pomaknuti u odnosu na atomsko jezgro.
Stoga se centar električnog naboja usamljenog elektronskog para smještenog u hibridnoj orbiti ne podudara s položajem atomskog jezgra, odnosno sa središtem pozitivnog naboja prisutnog u atomu. Ovo pomicanje naboja usamljenog elektronskog para dovodi do pojave dipolnog momenta, što značajno doprinosi ukupnom dipolnom momentu molekule. Iz ovoga slijedi da polaritet molekula ne ovisi samo o polaritetu pojedinačnih veza i njihovom međusobnom rasporedu (vidi § 40), već i o prisutnosti usamljenih elektronskih parova u hibridnim orbitalama i o prostornom rasporedu ovih orbitala .
U elementima trećeg i narednih perioda, β-orbitale mogu također učestvovati u formiranju hibridnih elektronskih oblaka. Slučaj β-hibridizacije je posebno važan kada su jedna, tri i dvije α-orbitale uključene u formiranje hibridnih orbitala. U tom slučaju nastaje šest ekvivalentnih hibridnih orbitala, produženih prema vrhovima oktaedra. Oktaedralna struktura molekula, iona i mnogih drugih objašnjava se hibridizacijom atomskih orbitala centralnog atoma.
| Single (σ) | Dvostruko (σ + π) | Trostruko (σ + π + π) |
| S - S S - N S - O H - Cl | C = O C = C O = O | S≡S S≡N N≡N |
Hibridizacija
Ako je atom vezan za druge atome JEDNAKIM VEZAMA, ali su različite vrste orbitala uključene u njihovo formiranje, tada se koristi metoda HIBRIDIZACIJE.
Primjer:Molekula CH 4 ima oblik pravilnog tetraedra, u kojem sve 4 veze imaju istu dužinu, čvrstoću i nalaze se pod istim uglovima jedna prema drugoj.
Međutim, na četverovalentnom atomu ugljika, elektroni se nalaze u tri p-orbitale i jednoj s-orbiti. Različite su energije, oblika i različito se nalaze u prostoru.
Za objašnjenje se koristi koncept HIBRIDIZACIJE:
Od četiri atomske orbitale formiraju se 4 nove,
hibrid orbitale, koje se u svemiru nalaze NA MAKSIMALNOJ UDALJENOSTI. To je pravilan tetraedar, uglovi između veza su 109 ° 29´.
Budući da jedna s i tri p-ljuske učestvuju u stvaranju četiri veze, ova vrsta hibridizacije se označava sp 3
Ovisno o broju i vrsti orbitala koje sudjeluju u hibridizaciji, razlikuju se sljedeće vrste hibridizacije:
1) sp-hibridizacija. Uključena je jedna s-orbitalna i jedna p-orbitalna. Molekula ima linearnu strukturu, kut veze je 180 0.
2) sp 2 -hibridizacija. Uključena je jedna s-orbitala i dvije p-orbitale. Molekula se nalazi u ravnini (krajevi hibridnih orbitala usmjereni su prema vrhovima jednakostraničnog trokuta), kut veze je 120 0.
3) sp 3 -hibridizacija. Uključena je jedna s-orbitala i tri p-orbitale. Molekula ima tetraedarski oblik, kut veze je 109,28 0.
Kako odrediti vrstu hibridizacije?
1. Hibridizacija uključuje sigma veze i INDIVIDUALNE IONSKE PAROVE.
2. Ukupan broj orbitala sigma veze + elektronski parovi = broj hibridnih orbitala i određuje vrstu hibridizacije.
Vježba: odrediti vrstu hibridizacije atoma ugljika u molekuli fosgena.
O = C - Cl
1) ugljenik formira 2 jednostruke veze (to su sigma veze) i jednu dvostruku vezu (sigma + pi) .Sva 4 elektrona ugljenika učestvuju u stvaranju ovih veza.
2) stoga će TRI SIGMA obveznice učestvovati u hibridizaciji. to sp 2 - hibridizacija, molekula ima oblik ravni trougao. Pi-veza nalazi se okomito na ravninu ovog trokuta.
Učitavanje ...