Hybridationest appelé un processus de mélange hypothétique de divers types, mais proches en énergie, des orbitales d'un atome donné avec l'apparition du même nombre de nouvelles orbitales (hybrides 1), identiques en énergie et en forme.
L'hybridation des orbitales atomiques se produit lors de la formation de liaisons covalentes.
Les orbitales hybrides ont la forme d'un huit asymétrique tridimensionnel, fortement allongé d'un côté du noyau atomique :.
Cette forme provoque un chevauchement plus fort, que dans le cas des orbitales atomiques pures, des orbitales hybrides avec les orbitales (pures ou hybrides) d'autres atomes et conduit à la formation de liaisons covalentes plus fortes. Par conséquent, l'énergie dépensée pour l'hybridation des orbitales atomiques est plus que compensée par la libération d'énergie due à la formation de liaisons covalentes plus fortes avec la participation d'orbitales hybrides. Le nom des orbitales hybrides et le type d'hybridation sont déterminés par le nombre et le type d'orbitales atomiques impliquées dans l'hybridation, par exemple : sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 ré- ousp 3 ré 2 -hybridation.
La directionnalité des orbitales hybrides, et donc la géométrie de la molécule, dépendent du type d'hybridation. En pratique, le problème inverse est généralement résolu : d'abord, la géométrie de la molécule est établie expérimentalement, après quoi le type et la forme des orbitales hybrides impliquées dans sa formation sont décrits.
sp -Hybridation. Deux hybrides sp- en raison de la répulsion mutuelle, les orbitales sont situées par rapport au noyau atomique de manière à ce que l'angle entre elles soit de 180 ° (Fig. 7).
Riz. 7. Arrangement mutuel dans l'espace de deux sp- orbitales hybrides d'un atome : une - des surfaces couvrant des zones de l'espace où la probabilité qu'un électron soit présent est de 90 % ; b - image conditionnelle.
À la suite de cet arrangement d'orbitales hybrides, les molécules de la composition AX 2, où A est l'atome central, ont structure linéaire, c'est-à-dire que les liaisons covalentes des trois atomes sont situées sur une ligne droite. Par exemple, dans un état sp- l'hybridation sont les orbitales de valence de l'atome de béryllium dans la molécule de BeCl 2 (Fig. 8). Configuration linéaire grâce à sp- Des hybridations d'orbitales de valence d'atomes sont également observées dans BeH 2, Be (CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N et un certain nombre d'autres.
Riz. 8. Molécule linéaire à trois atomes de chlorure de béryllium BeCl 2 (à l'état gazeux) : 1 - 3R- orbitale de l'atome Cl ; 2 - deux sp- orbitales hybrides de l'atome Be.
s R 2 -Hybridation. Considérons l'hybridation d'un s- et deux R- orbitales. Dans ce cas, à la suite d'une combinaison linéaire de trois orbitales, trois hybrides sR 2 -orbital. Ils sont situés dans le même plan à un angle de 120 ° l'un par rapport à l'autre (Fig. 9). sR 2 -L'hybridation est caractéristique de nombreux composés du bore, qui, comme indiqué ci-dessus, dans un état excité a trois électrons non appariés : un s- et deux R-électron. Chevauchement sR 2 -orbitales de l'atome de bore avec les orbitales des autres atomes, trois liaisons covalentes se forment, équivalentes en longueur et en énergie. Molécules dans lesquelles les orbitales de valence de l'atome central sont dans l'état sR 2 -hybridation, ont une configuration triangulaire. Les angles entre les liaisons covalentes sont de 120 °. Capable de sR 2 -l'hybridation sont les orbitales de valence des atomes de bore dans les molécules BF 3, BC1 3 , les atomes de carbone et d'azote dans les anions CO 3 2 -, NO 3 -.
Riz. 9. Arrangement mutuel dans l'espace de trois sR 2 -orbitales hybrides.
s R 3 -Hybridation. Les substances sont très répandues dans les molécules dont l'atome central contient quatre sR 3 -orbitales formées à la suite d'une combinaison linéaire d'un s- et trois R-orbitales. Ces orbitales sont situées à un angle de 109˚28 les unes par rapport aux autres et dirigées vers les sommets du tétraèdre, au centre duquel se trouve un noyau atomique (Fig. 10 a).
Formation de quatre liaisons covalentes équivalentes en raison du chevauchement sR 3 -les orbitales avec les orbitales d'autres atomes sont caractéristiques des atomes de carbone et d'autres éléments du groupe IVA ; cela détermine la structure tétraédrique des molécules (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4, etc.).
Riz. 10. Influence des paires d'électrons non liantes sur la géométrie des molécules :
une- méthane (pas de paires d'électrons non liantes) ;
b- l'ammoniac (une paire d'électrons non liante) ;
v- eau (deux paires non contraignantes).
Orbite hybride de paires d'électrons solitaires lei . Dans tous les exemples considérés, les orbitales hybrides étaient "peuplées" par des électrons simples. Cependant, il n'est pas rare qu'une orbitale hybride soit "peuplée" par une paire d'électrons. Cela affecte la géométrie des molécules. Étant donné que la paire d'électrons non liants est influencée par le noyau de son propre atome uniquement et que la paire d'électrons liants est sous l'influence de deux noyaux atomiques, la paire d'électrons non liants est plus proche du noyau atomique que celle de liaison. En conséquence, la paire d'électrons non liée repousse les paires d'électrons liées plus fortement qu'elles ne se repoussent. Graphiquement, pour plus de clarté, la grande force répulsive agissant entre les paires d'électrons non liés et liants peut être représentée comme une orbitale électronique plus grande de la paire non liée. Une paire d'électrons non liante existe, par exemple, au niveau de l'atome d'azote dans la molécule d'ammoniac (Fig. 10 b). En raison de l'interaction avec les paires d'électrons de liaison, les angles de liaison H-N-H sont réduits à 107,78 ° par rapport à 109,5 °, caractéristique d'un tétraèdre régulier.
Une répulsion encore plus grande est ressentie en liant des paires d'électrons dans une molécule d'eau, où l'atome d'oxygène a deux paires d'électrons non liées. En conséquence, l'angle de liaison H-O-H dans la molécule d'eau est de 104,5° (Fig. 10 v).
Si une paire d'électrons non liés, à la suite de la formation d'une liaison covalente par le mécanisme donneur-accepteur, se transforme en une paire de liaison, alors les forces de répulsion entre cette liaison et d'autres liaisons covalentes dans la molécule s'égalisent ; les angles entre ces liaisons sont également alignés. Cela se produit, par exemple, avec la formation d'un cation ammonium :
Participation à l'hybridation ré -orbitales. Si l'énergie atomique ré- orbitales n'est pas très différent des énergies s- et R- orbitales, alors ils peuvent participer à l'hybridation. Le type d'hybridation le plus courant impliquant ré- orbitales est sR 3 ré 2 - l'hybridation, qui se traduit par la formation de six orbitales hybrides équivalentes en forme et en énergie (Fig. 11 une), situés à un angle de 90˚ les uns par rapport aux autres et dirigés vers les sommets de l'octaèdre, au centre duquel se trouve un noyau atomique. Octaèdre (Fig. 11 b) – est un octaèdre régulier : toutes ses arêtes sont de même longueur, toutes les faces sont des triangles réguliers.
Riz. Onze. sR 3 ré 2 - Hybridation
Moins fréquent sR 3 ré- hybridation avec formation de cinq orbitales hybrides (Fig. 12 une) dirigée vers les sommets de la bipyramide trigonale (Fig. 12 b). Une bipyramide trigonale est formée en joignant deux pyramides isocèles avec une base commune - un triangle régulier. Les traits en gras sur la Fig. 12 b les bords de même longueur sont affichés. Géométriquement et énergétiquement sR 3 ré- les orbitales hybrides sont inégales: trois orbitales "équatoriales" sont dirigées vers les sommets d'un triangle régulier, et deux "axiales" - de haut en bas perpendiculairement au plan de ce triangle (Fig. 12 v). Les angles entre les orbitales "équatoriales" sont égaux à 120°, comme pour sR 2 - hybridation. L'angle entre l'orbite "axiale" et l'une des orbitales "équatoriales" est de 90 °. En conséquence, les liaisons covalentes formées avec la participation d'orbitales "équatoriales" diffèrent en longueur et en énergie des liaisons dans la formation desquelles les orbitales "axiales" sont impliquées. Par exemple, dans la molécule PC1 5, les liaisons « axiales » ont une longueur de 214 pm et les liaisons « équatoriales » ont une longueur de 202 pm.
Riz. 12. sR 3 ré- Hybridation
Ainsi, en considérant les liaisons covalentes résultant du chevauchement des orbitales atomiques, on peut expliquer la géométrie des molécules et des ions résultants, qui dépend du nombre et du type d'orbitales atomiques impliquées dans la formation des liaisons. Le concept d'hybridation d'orbitales atomiques, il faut comprendre que l'hybridation est une technique conditionnelle qui permet d'expliquer visuellement la géométrie d'une molécule grâce à une combinaison d'OA.
Molécule polyatomique ayant l'apparence d'orbitales identiques, équivalentes dans leurs caractéristiques.
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Hybridation des orbitales électroniques
Cytologie. Conférence 46. Hybridation orbitale
Orbitales hybrides Sp3
Les sous-titres
Concept d'hybridation
Concept d'hybridation des orbitales atomiques de valence a été proposé par le chimiste américain Linus Pauling pour répondre à la question pourquoi, lorsque l'atome central a des orbitales de valence différentes (s, p, d), les liaisons formées par lui dans les molécules polyatomiques avec les mêmes ligands sont équivalentes dans leur énergie et leurs caractéristiques spatiales .
Le concept d'hybridation est au cœur de la méthode des liaisons de valence. L'hybridation elle-même n'est pas un véritable processus physique, mais seulement un modèle commode qui permet d'expliquer la structure électronique des molécules, en particulier, les modifications hypothétiques des orbitales atomiques lors de la formation d'une liaison chimique covalente, en particulier, l'alignement des molécules chimiques. longueurs de liaison et angles de liaison dans une molécule.
Le concept d'hybridation a été appliqué avec succès à la description qualitative de molécules simples, mais a ensuite été étendu à des molécules plus complexes. Contrairement à la théorie des orbitales moléculaires, elle n'est pas strictement quantitative, par exemple, elle est incapable de prédire les spectres photoélectroniques même de molécules aussi simples que l'eau. Il est actuellement utilisé principalement à des fins méthodologiques et en chimie organique de synthèse.
Ce principe se reflète dans la théorie de la répulsion des paires d'électrons Gillespie - Nyholm, la première et la plus importante règle, qui a été formulée comme suit :
"Les paires d'électrons prennent une telle disposition sur la couche de valence de l'atome, à laquelle elles sont au maximum éloignées les unes des autres, c'est-à-dire que les paires d'électrons se comportent comme si elles se repoussaient mutuellement."La deuxième règle était que "Toutes les paires d'électrons incluses dans la couche d'électrons de valence sont considérées comme situées à la même distance du noyau".
Types d'hybridation
sp-hybridation
Se produit lorsqu'une orbitale s et une orbitale p sont mélangées. Deux orbitales atomiques sp équivalentes sont formées, situées linéairement à un angle de 180 degrés et dirigées dans des directions différentes par rapport au noyau de l'atome central. Les deux orbitales p non hybrides restantes sont situées dans des plans mutuellement perpendiculaires et participent à la formation de liaisons , ou sont engagées dans des paires d'électrons non partagées.
sp 2 -Hybridation
Se produit lorsqu'une orbitale s et deux orbitales p sont mélangées. Trois orbitales hybrides sont formées avec des axes situés dans le même plan et dirigés vers les sommets du triangle à un angle de 120 degrés. L'orbitale p-atomique non hybride est perpendiculaire au plan et, en règle générale, participe à la formation de liaisons
sp 3 -Hybridation
Il se produit lorsqu'une orbitale s et trois orbitales p sont mélangées, formant quatre orbitales hybrides sp 3 équivalentes en forme et en énergie. Ils peuvent former quatre liaisons σ avec d'autres atomes ou être remplis de paires isolées d'électrons.
Les axes des orbitales sp 3 -hybrides sont dirigés vers les sommets du tétraèdre, tandis que le noyau de l'atome central est situé au centre de la sphère décrite de ce tétraèdre. L'angle entre deux axes quelconques est d'environ 109 ° 28 ", ce qui correspond à l'énergie répulsive la plus faible des électrons. De plus, les orbitales sp 3 peuvent former quatre liaisons avec d'autres atomes ou être remplies de paires isolées d'électrons. Cet état est typique pour les atomes de carbone dans les hydrocarbures saturés et, par conséquent, dans les radicaux alkyles et leurs dérivés.
Hybridation et géométrie moléculaire
Le concept d'hybridation des orbitales atomiques sous-tend la théorie de la répulsion des paires d'électrons Gillespie-Nicholm. Chaque type d'hybridation correspond à une orientation spatiale strictement définie des orbitales hybrides de l'atome central, ce qui permet de l'utiliser comme base de concepts stéréochimiques en chimie inorganique.
Le tableau montre des exemples de correspondance entre les types d'hybridation les plus courants et la structure géométrique des molécules en supposant que toutes les orbitales hybrides sont impliquées dans la formation de liaisons chimiques (il n'y a pas de paires d'électrons isolées).
| Type d'hybridation | Nombre orbitales hybrides |
Géométrie | Structure | Exemples de |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Linéaire |
BeF 2, CO 2, NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | Triangulaire |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp3 | 4 | tétraédrique |
|
CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 + |
| dsp 2 | 4 | Carré |
Tâche 261.
Quels types d'hybridation des AO carbonés correspondent à la formation de molécules CH 4, C 2 H 6, C 2 H 4, C 2 H 2?
Solution:
a) Dans les molécules CH 4 et C 2 H 6 La couche d'électrons de valence d'un atome de carbone contient quatre paires d'électrons :
Par conséquent, les nuages d'électrons de l'atome de carbone dans les molécules CH 4, C 2 H 6 seront au maximum éloignés les uns des autres pendant l'hybridation sp3, lorsque leurs axes sont dirigés vers les sommets du tétraèdre. Dans ce cas, dans la molécule CH4, tous les sommets du tétraèdre seront occupés par des atomes d'hydrogène, de sorte que la molécule CH4 a une configuration tétraédrique avec un atome de carbone au centre du tétraèdre. Dans la molécule C 2 H 6, les atomes d'hydrogène occupent trois sommets du tétraèdre, et un nuage d'électrons commun d'un autre atome de carbone est dirigé vers le quatrième sommet, c'est-à-dire deux atomes de carbone sont liés l'un à l'autre. Cela peut être représenté par des schémas :
b) Dans la molécule C 2 H 4, la couche électronique de valence de l'atome de carbone, comme dans les molécules CH 4, C 2 H 6 . contient quatre paires d'électrons :
Lors de la formation de C 2 H 4, trois liaisons covalentes se forment selon le mécanisme habituel, c'est-à-dire sont - des liens, et un - - lien. Lorsqu'une molécule C 2 H 4 est formée, chaque atome de carbone a deux atomes d'hydrogène - liaisons et avec l'autre deux liaisons, une - et une - liaisons. Les nuages hybrides correspondant à ce type d'hybridation sont localisés dans l'atome de carbone de sorte que l'interaction entre les électrons est minimale, c'est-à-dire aussi éloignées que possible. Cet arrangement d'atomes de carbone (deux doubles liaisons entre atomes de carbone) est caractéristique de l'hybridation sp 2 des AO de carbone. Au cours de l'hybridation sp 2, les nuages d'électrons dans les atomes de carbone sont orientés dans des directions situées dans le même plan et faisant des angles de 120 0 entre eux, c'est-à-dire dans les directions vers les sommets du triangle régulier. Dans la molécule d'éthylène, trois orbitales hybrides sp 2 de chaque atome de carbone participent à la formation de - liaisons, deux entre deux atomes d'hydrogène et une avec le deuxième atome de carbone, et - la liaison est formée en raison des nuages d'électrons p de chaque atome de carbone. La formule structurelle de la molécule C 2 H 4 sera :
c) Dans la molécule C 2 H 2 , la couche électronique de valence de l'atome de carbone contient quatre paires d'électrons :
La formule développée C 2 N 2 a la forme :
Chaque atome de carbone est lié par une paire d'électrons à un atome d'hydrogène et trois paires d'électrons à un autre atome de carbone. Ainsi, dans la molécule d'acétylène, les atomes de carbone sont reliés les uns aux autres par une liaison et deux liaisons . Avec l'hydrogène, chaque atome de carbone est relié par une liaison. La formation de liaisons - implique deux AO sp-hybrides, qui sont situées l'une par rapport à l'autre de sorte que l'interaction entre elles est minimale, c'est-à-dire aussi éloignées que possible. Par conséquent, lors de l'hybridation sp, les nuages d'électrons entre les atomes de carbone sont orientés dans des directions opposées les uns par rapport aux autres, c'est-à-dire l'angle entre les liaisons C-C est de 180 0. Par conséquent, la molécule C 2 H 2 a une structure linéaire :
Problème 262.
Indiquer le type d'hybridation des AO de silicium dans les molécules SiH 4 et SiF 4 . Ces molécules sont-elles polaires ?
Solution:
Dans les molécules SiH 4 et SiF 4, la couche électronique de valence contient quatre paires d'électrons :
Par conséquent, dans les deux cas, les nuages d'électrons de l'atome de silicium seront au maximum distants les uns des autres lors de l'hybridation sp 3, lorsque leurs axes sont dirigés vers les sommets du tétraèdre. Dans ce cas, dans la molécule SiH 4, tous les sommets du tétraèdre sont occupés par des atomes d'hydrogène, et dans la molécule SiF 4, par des atomes de fluor, de sorte que ces molécules ont une configuration tétraédrique avec un atome de silicium au centre du tétraèdre:
Dans les molécules tétraédriques SiH 4 et SiF 4, les moments dipolaires des liaisons Si-H et Si-F se compensent mutuellement, de sorte que les moments dipolaires totaux des deux molécules seront nuls. Ces molécules sont apolaires malgré la polarité des liaisons Si-H et Si-F.
Tâche 263.
Dans les molécules SO 2 et SO 3 , l'atome de soufre est à l'état d'hybridation sp 2 . Ces molécules sont-elles polaires ? Quelle est leur structure spatiale ?
Solution:
Au cours de l'hybridation sp 2, les nuages hybrides sont situés dans l'atome de soufre dans des directions situées dans le même plan et faisant des angles de 120 0 entre eux, c'est-à-dire dirigé vers les sommets d'un triangle régulier.
a) Dans la molécule de SO 2 , deux AO sp 2 -hybrides forment une liaison avec deux atomes d'oxygène, la troisième orbitale sp 2 -hybride sera occupée par une paire d'électrons libres. Cette paire d'électrons déplacera le plan électronique et la molécule de SO 2 prendra la forme d'un triangle irrégulier, c'est-à-dire l'angle OSO ne sera pas de 120 0. Par conséquent, la molécule de SO 2 aura une forme angulaire dans le cas de l'hybridation sp 2 des orbitales de l'atome, la structure :
Dans la molécule de SO 2 , il n'y a pas de compensation mutuelle des moments dipolaires des liaisons S-O ; le moment dipolaire d'une telle molécule aura une valeur supérieure à zéro, c'est-à-dire la molécule est polaire.
b) Dans la molécule angulaire de SO 3 , les trois AO hybrides sp2 forment une liaison avec trois atomes d'oxygène. La molécule de SO 3 aura la forme d'un triangle plat avec hybridation sp 2 de l'atome de soufre :
Dans une molécule triangulaire de SO 3 , les moments dipolaires des liaisons S-O se compensent mutuellement, de sorte que le moment dipolaire total sera nul, la molécule est polaire.
Problème 264.
Lorsque SiF4 interagit avec HF, il se forme un acide fort H 2 SiF 6 qui se dissocie en ions H + et SiF 6 2-. La réaction entre CF 4 et HF peut-elle se dérouler de manière similaire ? Indiquer le type d'hybridation du silicium AO dans l'ion SiF 6 2-.
Solution:
a) Lors de l'excitation, un atome de silicium passe de l'état 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 à l'état 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0, et la structure électronique des orbitales de valence correspond au schéma :
Quatre électrons non appariés d'un atome de silicium excité peuvent participer à la formation de quatre liaisons covalentes selon le mécanisme habituel avec les atomes de fluor (1s 2 2s 2 2p 5), possédant chacun un électron non apparié pour former la molécule SiF 4 .
Lorsque SiF 4 interagit avec HF, l'acide H 2 SiF 6 est formé. Cela est possible car la molécule SiF 4 contient des orbitales 3d libres et l'ion F- (1s 2 2s 2 2p 6) contient des paires d'électrons libres. La liaison s'effectue selon le mécanisme donneur-accepteur dû au couple d'électrons de chacun des deux ions F - (HF H + + F -) et aux orbitales 3d libres de la molécule SiF 4 . Dans ce cas, il se forme un ion SiF 6 2- qui forme une molécule acide H 2 SiF 6 avec les ions H +.
b) Le carbone (1s 2 2s 2 2p 2) peut former, comme le silicium, le composé CF 4, tandis que les capacités de valence de l'atome de carbone seront épuisées (il n'y a pas d'électrons non appariés, de paires d'électrons libres et d'orbitales de valence libres à la valence niveau). Le diagramme de structure des orbitales de valence d'un atome de carbone excité est le suivant :
Lorsque CF 4 est formé, toutes les orbitales de valence du carbone sont occupées, de sorte que l'ion ne peut pas être formé.
Dans la molécule SiF 4 , la couche d'électrons de valence de l'atome de silicium contient quatre paires d'électrons :
Il en est de même pour la molécule CF 4 . par conséquent, dans les deux cas, les nuages d'électrons d'atomes de silicium et de carbone seront au maximum distants l'un de l'autre pendant l'hybridation sp3. Lorsque leurs axes sont dirigés vers les sommets du tétraèdre :
La méthode d'hybridation des orbitales atomiques est basée sur l'hypothèse que lorsqu'une molécule se forme, au lieu des nuages atomiques et électroniques d'origine, il se forme des nuages d'électrons "mixtes" ou hybrides équivalents, qui s'étendent vers les atomes voisins, en raison de lequel leur chevauchement plus complet avec les nuages d'électrons de ces atomes est obtenu ... Une telle déformation des nuages d'électrons nécessite une consommation d'énergie. Mais un chevauchement plus complet des nuages d'électrons de valence conduit à la formation d'une liaison chimique plus forte et, par conséquent, à un gain d'énergie supplémentaire. Si ce gain d'énergie est suffisant pour plus que compenser la consommation d'énergie pour la déformation des nuages électroniques atomiques initiaux, une telle hybridation conduit in fine à une diminution de l'énergie potentielle de la molécule formée et, par conséquent, à une augmentation de sa stabilité.
Considérons la formation d'une molécule de fluorure de béryllium comme exemple d'hybridation. Chaque atome de fluor dans cette molécule a un électron non apparié,
qui est impliqué dans la formation d'une liaison covalente. L'atome de béryllium à l'état non excité d'électrons non appariés n'a pas :
Par conséquent, pour participer à la formation des liaisons chimiques, l'atome de béryllium doit passer dans un état excité :
L'atome excité résultant a deux électrons non appariés : le nuage d'électrons de l'un d'eux correspond à l'état, l'autre -. Lorsque ces nuages d'électrons chevauchent les nuages d'électrons p de deux atomes de fluor, des liaisons covalentes peuvent se former (Fig. 38).
Cependant, comme déjà mentionné, lorsqu'une certaine énergie est dépensée, au lieu des orbitales s et p originales de l'atome de béryllium, deux orbitales hybrides équivalentes (-orbitales) peuvent être formées. La forme et l'emplacement de ces orbitales sont illustrés à la Fig. 39, qui montre que les orbitales hybrides sont étendues dans des directions opposées.
Le chevauchement des nuages hybrides d'électrons β de l'atome de béryllium avec des nuages d'électrons p d'atomes de fluor est illustré à la Fig. 40.
Riz. 38. Schéma de superposition des nuages -électroniques d'atomes de fluor avec et des nuages -électroniques de l'atome de béryllium (pour chaque liaison séparément) Les zones de chevauchement des nuages d'électrons sont ombrées.
Riz. 39. Forme (représentation schématique) et arrangement mutuel des nuages hybrides-électroniques de l'atome de béryllium (pour chaque orbitale hybride séparément).
Riz. 40. Schéma de la formation des liaisons chimiques dans une molécule. Par souci de simplicité, les nuages hybrides d'électrons de l'atome de béryllium ne sont pas entièrement représentés.
En raison de la forme allongée des orbitales hybrides, un chevauchement plus complet des nuages d'électrons en interaction est obtenu, ce qui signifie que des liaisons chimiques plus fortes sont formées. L'énergie libérée lors de la formation de ces liaisons est supérieure à la consommation totale d'énergie pour l'excitation de l'atome de béryllium et l'hybridation de ses orbitales atomiques. Par conséquent, le processus de formation des molécules est énergétiquement favorable.
Le cas considéré de l'hybridation d'une orbitale s et d'une orbitale p, conduisant à la formation de deux orbitales, est appelé -hybridation. Comme la Fig. 39, les orbitales sont orientées dans des directions opposées, ce qui conduit à une structure linéaire de la molécule. En effet, la molécule est linéaire, et les deux liaisons dans cette molécule sont équivalentes en tous points.
D'autres cas d'hybridation d'orbitales atomiques sont également possibles, mais le nombre d'orbitales hybrides résultantes est toujours égal au nombre total d'orbitales atomiques initiales participant à l'hybridation. Ainsi, lors de l'hybridation d'une orbitale s et de deux orbitales p (-hybridation - se lit "es-pe-two"), trois orbitales équivalentes sont formées. Dans ce cas, les nuages d'électrons hybrides sont situés dans des directions situées dans le même plan et orientés à des angles de 120 ° les uns par rapport aux autres (Fig. 41). Bien entendu, ce type d'hybridation correspond à la formation d'une molécule triangulaire plate.
Un exemple de molécule dans laquelle l'hybridation est réalisée est une molécule de fluorure de bore. Ici, au lieu des orbitales initiales une s et deux p de l'atome de bore excité
trois orbitales α équivalentes sont formées. Par conséquent, la molécule est construite sous la forme d'un triangle régulier, au centre duquel se trouve un atome de bore et aux sommets des atomes de fluor. Les trois liaisons d'une molécule sont équivalentes.
Si une orbitale s et trois orbitales p sont impliquées dans l'hybridation (- hybridation), il en résulte que quatre orbitales hybrides sont formées, allongées dans les directions vers les sommets du tétraèdre, c'est-à-dire orientées à angles les unes par rapport aux autres. (Fig. 42). Une telle hybridation se produit, par exemple, dans un atome de carbone excité lors de la formation d'une molécule de méthane.
Riz. 41. Arrangement mutuel de nuages hybrides-électroniques.
Riz. 42. Arrangement mutuel de nuages hybrides-électroniques.
Par conséquent, la molécule de méthane a la forme d'un tétraèdre et les quatre liaisons de cette molécule sont équivalentes.
Revenons à l'examen de la structure de la molécule d'eau. Au cours de sa formation, il se produit une -hybridation des orbitales atomiques d'oxygène. C'est pourquoi l'angle de liaison de dans la molécule n'est pas proche de, mais de l'angle tétraédrique. La légère différence de cet angle par rapport à 109,5 ° peut être comprise si l'on prend en compte l'état inégal des nuages d'électrons entourant l'atome d'oxygène dans la molécule d'eau. En effet, dans la molécule de méthane (I)
les huit électrons occupant les orbitales hybrides dans l'atome de carbone participent à la formation de liaisons covalentes. Cela conduit à une distribution symétrique des nuages d'électrons par rapport au noyau de l'atome de carbone. Pendant ce temps, dans une molécule, seuls quatre des huit électrons occupant les orbitales hybrides de l'atome d'oxygène forment des liaisons, et deux paires d'électrons restent isolées, c'est-à-dire n'appartiennent qu'à l'atome d'oxygène. Cela conduit à une certaine asymétrie dans la répartition des nuages d'électrons entourant l'atome d'oxygène et, par conséquent, à une déviation de l'angle entre les liaisons.
Lorsque la molécule d'ammoniac est formée, des orbitales atomiques de l'atome central (azote) se produisent également. C'est pourquoi l'angle de liaison est proche du tétraèdre. La légère différence de cet angle par rapport à 109,5 ° s'explique, comme dans la molécule d'eau, par l'asymétrie dans la répartition des nuages d'électrons autour du noyau de l'atome d'azote : sur quatre paires d'électrons, trois participent à la formation de N - H obligations, et une reste non partagée.
Comme le montre la Fig. 39, 41 et 42, les nuages d'électrons hybrides sont déplacés par rapport au noyau atomique.
Par conséquent, le centre de la charge électrique de la paire d'électrons isolés située dans l'orbitale hybride ne coïncide pas avec la position du noyau atomique, c'est-à-dire avec le centre de la charge positive présente dans l'atome. Un tel déplacement de la charge de la paire d'électrons isolés conduit à l'apparition d'un moment dipolaire, qui contribue de manière significative au moment dipolaire total de la molécule. Il s'ensuit que la polarité d'une molécule dépend non seulement de la polarité des liaisons individuelles et de leur disposition mutuelle (voir § 40), mais aussi de la présence de paires d'électrons isolés dans les orbitales hybrides et de la disposition spatiale de ces orbitales. .
Dans les éléments de la troisième période et des périodes suivantes, les orbitales peuvent également participer à la formation de nuages d'électrons hybrides. Le cas de l'hybridation est particulièrement important lorsqu'une, trois et deux orbitales α sont impliquées dans la formation d'orbitales hybrides. Dans ce cas, six orbitales hybrides équivalentes sont formées, allongées vers les sommets de l'octaèdre. La structure octaédrique d'une molécule, des ions et bien d'autres s'explique par l'hybridation des orbitales atomiques de l'atome central.
| Célibataire (σ) | Double (σ + π) | Triple (σ + π + π) |
| – С С – Н С – О H – Cl | C = O C = C O = O | С≡N N≡N |
Hybridation
Si un atome est lié à d'autres atomes par des LIAISONS ÉGALES, mais que différents types d'orbitales sont impliqués dans leur formation, alors la méthode d'HYBRIDATION est utilisée.
Exemple:La molécule de CH 4 a la forme d'un tétraèdre régulier, dans lequel les 4 liaisons ont la même longueur, la même force et sont aux mêmes angles les unes par rapport aux autres.
Cependant, un atome de carbone tétravalent a des électrons situés dans trois orbitales p et une orbitale s. Ils sont différents en énergie, en forme et sont situés différemment dans l'espace.
Pour l'explication, le concept d'HYBRIDATION est utilisé :
A partir de quatre orbitales atomiques, 4 nouvelles sont formées,
hybride orbitales, qui dans l'espace sont situées À LA DISTANCE MAXIMALE LES UNES DES AUTRES. C'est un tétraèdre régulier, les angles entre les liaisons sont de 109° 29´.
Puisqu'un s et trois p-shells participent à la formation de quatre liaisons, ce type d'hybridation est noté sp3
Selon le nombre et le type d'orbitales qui participent à l'hybridation, on distingue les types d'hybridation suivants :
1) hybridation sp. Une orbitale s et une orbitale p sont impliquées. La molécule a une structure linéaire, l'angle de liaison est de 180 0.
2) hybridation sp 2 . Une orbitale s et deux orbitales p sont impliquées. La molécule est située dans un plan (les extrémités des orbitales hybrides sont dirigées vers les sommets d'un triangle équilatéral), l'angle de liaison est de 120 0.
3) hybridation sp 3 . Une orbitale s et trois orbitales p sont impliquées. La molécule a une forme tétraédrique, l'angle de liaison est de 109,28 0.
Comment déterminer le type d'hybridation ?
1. L'hybridation implique des liaisons sigma et des PAIRES IONIQUES INDIVIDUELLES.
2. Le nombre total d'orbitales participantes des liaisons sigma + paires d'électrons = le nombre d'orbitales hybrides et détermine le type d'hybridation.
Exercer: déterminer le type d'hybridation de l'atome de carbone dans la molécule de phosgène.
O = C - Cl
1) le carbone forme 2 liaisons simples (ce sont des liaisons sigma) et une double liaison (sigma + pi).Les 4 électrons du carbone participent à la formation de ces liaisons.
2) ainsi, TROIS liaisons SIGMA participeront à l'hybridation. ce sp 2 - hybridation, la molécule a la forme triangle plat. Le pi-link est situé perpendiculairement au plan de ce triangle.
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