Hibridizacijavadinamas hipotetiniu maišymo procesu įvairių tipų, bet tam tikro atomo orbitalės, kurių energija yra artima ir atsiranda tiek pat naujų (hibridinių 1) orbitalių, identiškų savo energija ir forma.
Hibridizacija atominės orbitalės atsiranda susidarant kovalentiniams ryšiams.
Hibridinės orbitalės turi trimatės asimetrinės aštuntos figūros formą, stipriai pailgą iki vienos atomo branduolio pusės: .
Ši forma sukelia stipresnį hibridinių orbitalių sutapimą su kitų atomų orbitomis (grynosiomis arba hibridinėmis), nei grynųjų atominių orbitalių atveju, ir dėl to susidaro stipresni kovalentiniai ryšiai. Todėl energiją, sunaudotą atominių orbitalių hibridizavimui, daugiau nei kompensuoja energijos išsiskyrimas dėl stipresnių kovalentinių ryšių, apimančių hibridines orbitales, susidarymo. Hibridinių orbitalių pavadinimą ir hibridizacijos tipą lemia hibridizacijoje dalyvaujančių atominių orbitalių skaičius ir tipas, pavyzdžiui: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- arbasp 3 d 2 - hibridizacija.
Hibridinių orbitalių orientacija, taigi ir molekulės geometrija, priklauso nuo hibridizacijos tipo. Praktikoje dažniausiai išsprendžiama atvirkštinė problema: pirmiausia eksperimentiniu būdu nustatoma molekulės geometrija, po to aprašomas jos susidaryme dalyvaujančių hibridinių orbitalių tipas ir forma.
sp - Hibridizacija. Du hibridai sp- Dėl abipusio atstūmimo orbitos atomo branduolio atžvilgiu išsidėsto taip, kad kampas tarp jų yra 180° (7 pav.).
Ryžiai. sp- 7. Abipusė vieta dviejų erdvėje vieno atomo hibridinės orbitos: A - paviršiai, dengiantys erdvės sritis, kuriose elektrono buvimo tikimybė yra 90 %; b -
sąlyginis vaizdas. Dėl tokio hibridinių orbitalių išdėstymo AX 2 sudėties molekulės, kur A yra centrinis atomas, turi linijinė struktūra sp- , tai yra, visų trijų atomų kovalentiniai ryšiai yra toje pačioje tiesėje. Pavyzdžiui, valstybėje sp- hibridizacija, išsidėsčiusios BeCl 2 molekulėje esančio berilio atomo valentinės orbitalės (8 pav.). Linijinė konfigūracija dėl
Ryžiai. 1 - 38. Triatomė linijinė berilio chlorido BeC1 2 molekulė (dujinės būsenos): R- 2 Cl atomo orbita; sp- - du
hibridinės Be atomo orbitos. s 2 - Hibridizacija. R hibridinės Be atomo orbitos.- Panagrinėkime vieno hibridizaciją 8. Triatomė linijinė berilio chlorido BeC1 2 molekulė (dujinės būsenos): ir du hibridinės Be atomo orbitos.s 2 orbitalės. Šiuo atveju dėl linijinio trijų orbitalių derinio susidaro trys hibridinės orbitos hibridinės Be atomo orbitos.s 2 - orbitos. Jie yra toje pačioje plokštumoje 120° kampu vienas kito atžvilgiu (9 pav.). hibridinės Be atomo orbitos.- Hibridizacija būdinga daugeliui boro junginių, kurie, kaip parodyta aukščiau, sužadintoje būsenoje turi tris nesuporuotus elektronus: vieną s- ir du hibridinės Be atomo orbitos.s 2 - elektronas. Kai sutampa hibridinės Be atomo orbitos.s 2 -boro atomo orbitalės su kitų atomų orbitomis sudaro tris kovalentines jungtis, kurių ilgis ir energija yra vienodi. Molekulės, kuriose centrinio atomo valentinės orbitalės yra būsenoje hibridinės Be atomo orbitos.s 2 -hibridizacija, turi trikampę konfigūraciją. Kampai tarp kovalentinių ryšių yra 120°. Gali
-hibridizacija yra boro atomų valentinės orbitalės molekulėse BF 3, BC1 3, anglies ir azoto atomai anijonuose CO 3 2 -, NO 3 -. hibridinės Be atomo orbitos.s 2 Ryžiai.
hibridinės Be atomo orbitos. s 3 - Hibridizacija. 9. Abipusė padėtis trijų erdvėje hibridinės Be atomo orbitos.s 3 - hibridinės orbitos. hibridinės Be atomo orbitos.- Medžiagos, kurių centriniame atome yra keturi, yra labai paplitusios. s-orbitalės, gautos iš linijinės vieno derinio
ir trys hibridinės Be atomo orbitos.s 3 - orbitos. Šios orbitos yra viena kitos atžvilgiu 109˚28′ kampu ir yra nukreiptos į tetraedro viršūnes, kurių centre yra atomo branduolys (10 pav. a).
Keturių lygių kovalentinių ryšių susidarymas dėl persidengimo
-orbitalės su kitų atomų orbitalėmis būdingos anglies atomams ir kitiems IVA grupės elementams; tai lemia tetraedrinę molekulių struktūrą (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4 ir kt.). Ryžiai.
10. Nesurišančių elektronų porų įtaka molekulių geometrijai: a
– metanas (nėra nesurišančių elektronų porų); b
– amoniakas (viena nesurišanti elektronų pora); V . Visuose nagrinėjamuose pavyzdžiuose hibridinės orbitos buvo „apgyvendintos“ atskirais elektronais. Tačiau dažnai pasitaiko atvejų, kai hibridinę orbitalę „užima“ elektronų pora. Tai turi įtakos molekulių geometrijai. Kadangi nesusiejančią elektronų porą veikia tik jos atomo branduolys, o jungiančią elektronų porą – du atomo branduoliai, nesusijusi elektronų pora yra arčiau atomo branduolio nei jungianti. Dėl to nesusijusi elektronų pora labiau atstumia jungiančias elektronų poras, nei atstumia viena kitą. Grafiškai, siekiant aiškumo, didelę atstūmimo jėgą, veikiančią tarp nesusiejančių ir jungiančių elektronų porų, galima pavaizduoti kaip didesnio tūrio elektronų orbita nesurišanti pora. Nesusirišanti elektronų pora randama, pavyzdžiui, ant azoto atomo amoniako molekulėje (10 pav. 10. Nesurišančių elektronų porų įtaka molekulių geometrijai:). Dėl sąveikos su jungiančiomis elektronų poromis H-N-H ryšio kampai sumažėja iki 107,78°, palyginti su 109,5°, būdingu taisyklingam tetraedrui.
Surišančios elektronų poros patiria dar didesnį atstūmimą vandens molekulėje, kur deguonies atomas turi dvi nesusijusias elektronų poras. Dėl to H-O-H ryšio kampas vandens molekulėje yra 104,5° (10 pav. – metanas (nėra nesurišančių elektronų porų);).
Jei nesusiejanti elektronų pora, susidarius kovalentiniam ryšiui per donoro-akceptoriaus mechanizmą, virsta jungiančia, tada atstūmimo jėgos tarp šio ryšio ir kitų kovalentinių jungčių molekulėje yra išlygintos; Kampai tarp šių jungčių taip pat yra išlyginti. Tai atsitinka, pavyzdžiui, susidarant amonio katijonui:
Dalyvavimas hibridizacijoje d - orbitos. Jei atomo energija d- orbitos nelabai skiriasi nuo energijų hibridinės Be atomo orbitos.- Ir 8. Triatomė linijinė berilio chlorido BeC1 2 molekulė (dujinės būsenos): orbitalių, tada jie gali dalyvauti hibridizacijoje. Labiausiai paplitęs hibridizacijos tipas, apimantis d- orbitos yra hibridinės Be atomo orbitos.s 3 d 2 - hibridizacija, kurios pasekoje susidaro šešios vienodos formos ir energijos hibridinės orbitalės (11 pav. A), išsidėstę 90˚ kampu vienas kito atžvilgiu ir nukreipti į oktaedro, kurio centre yra atomo branduolys, viršūnes. Oktaedras (11 pav.). 10. Nesurišančių elektronų porų įtaka molekulių geometrijai:) – yra taisyklingas oktaedras: visos jame esančios briaunos yra vienodo ilgio, visi paviršiai yra taisyklingi trikampiai.
Ryžiai. hibridinės Be atomo orbitos.s 3 d 2 - vienuolika.
Hibridizacija hibridinės Be atomo orbitos.s 3 d- Mažiau paplitęs A hibridizacija, kad susidarytų penkios hibridinės orbitalės (12 pav.). 10. Nesurišančių elektronų porų įtaka molekulių geometrijai:). Trikampė bipiramidė susidaro sujungus dvi lygiašones piramides su bendru pagrindu – taisyklingu trikampiu. Ryškūs potėpiai pav. 12 10. Nesurišančių elektronų porų įtaka molekulių geometrijai: parodytos vienodo ilgio briaunos. Geometriškai ir energetiškai hibridinės Be atomo orbitos.s 3 d- hibridinės orbitos yra nelygios: trys „ekvatorinės“ orbitos nukreiptos į viršūnes taisyklingas trikampis, ir du „ašiniai“ – aukštyn ir žemyn statmenai šio trikampio plokštumai (12 pav. – metanas (nėra nesurišančių elektronų porų);). Kampai tarp „pusiaujo“ orbitų yra lygūs 120 °, kaip nurodyta hibridinės Be atomo orbitos.s 2 - hibridizacija. Kampas tarp „ašinės“ ir bet kurios „pusiaujo“ orbitos yra 90°. Atitinkamai, kovalentiniai ryšiai, susidarantys dalyvaujant „pusiaujo“ orbitalėms, ilgiu ir energija skiriasi nuo ryšių, kurių formavime dalyvauja „ašinės“ orbitalės. Pavyzdžiui, PC1 5 molekulėje „ašiniai“ ryšiai yra 214 pm, o „ekvatoriniai“ ryšiai yra 202 pm.
Ryžiai. hibridinės Be atomo orbitos.s 3 d- vienuolika.
12.
Taigi, atsižvelgiant į kovalentinius ryšius, atsirandančius dėl persidengusių atominių orbitalių, galima paaiškinti susidariusių molekulių ir jonų geometriją, kuri priklauso nuo atominių orbitalių, dalyvaujančių formuojant ryšius, skaičiaus ir tipo. Atominių orbitų hibridizacijos sąvoka, būtina suprasti, kad hibridizacija yra įprasta technika, leidžianti aiškiai paaiškinti molekulės geometriją per AO derinį.
Poliatominė molekulė, turinti identiškas orbitas, kurios yra lygiavertės savo savybėmis.
1 / 3
Enciklopedinis „YouTube“.
Elektronų orbitalių hibridizacija
Citologija. 46 paskaita. Orbitinė hibridizacija
Hibridinės sp3 orbitos
Subtitrai
Hibridizacijos koncepcija Valentinių atominių orbitų hibridizacijos samprata
JAV chemikas Linusas Paulingas pasiūlė atsakyti į klausimą, kodėl, jei centrinis atomas turi skirtingas (s, p, d) valencines orbitales, jo suformuoti ryšiai poliatominėse molekulėse su tais pačiais ligandais savo energija yra lygiaverčiai. ir erdvines charakteristikas. Idėjos apie hibridizaciją užima pagrindinę vietą valentinių ryšių metodu. Pati hibridizacija nėra tikra fizinis procesas
Hibridizacijos sąvoka buvo sėkmingai pritaikyta kokybiniam paprastų molekulių aprašymui, tačiau vėliau buvo išplėsta į sudėtingesnes. Kitaip nei molekulinių orbitalių teorija, ji nėra griežtai kiekybinė, ji negali numatyti net tokių paprastų molekulių kaip vanduo fotoelektronų spektrų. Šiuo metu daugiausia naudojamas metodiniais tikslais ir sintetinėje organinėje chemijoje.
Šis principas atsispindi Gillespie-Nyholm elektronų porų atstūmimo teorijoje, pirmoje ir labiausiai svarbi taisyklė kuris buvo suformuluotas taip:
„Elektronų poros atomo valentiniame apvalkale nustato tokį išsidėstymą, kuriame jos yra maksimaliai nutolusios viena nuo kitos, tai yra, elektronų poros elgiasi taip, lyg būtų viena kitą atstumiančios.Antroji taisyklė buvo tokia „Laikoma, kad visos elektronų poros, įtrauktos į valentinį elektronų apvalkalą, yra išdėstytos tokiu pačiu atstumu nuo branduolio“.
Hibridizacijos rūšys
sp-hibridizacija
Atsiranda, kai susimaišo viena s- ir viena p-orbita. Susidaro dvi lygiavertės sp-atominės orbitalės, išsidėsčiusios tiesiškai 180 laipsnių kampu ir nukreiptos į skirtingos pusės iš centrinio atomo branduolio. Dvi likusios nehibridinės p-orbitalės yra viena kitai statmenose plokštumose ir dalyvauja formuojant π ryšius arba užima nepasidalintas elektronų poras.
sp 2 - Hibridizacija
Atsiranda, kai susimaišo viena s ir dvi p orbitos. Suformuojamos trys hibridinės orbitos, kurių ašys yra toje pačioje plokštumoje ir nukreiptos į trikampio viršūnes 120 laipsnių kampu. Nehibridinė p-atominė orbita yra statmena plokštumai ir, kaip taisyklė, dalyvauja formuojant π ryšius
sp 3 - Hibridizacija
Atsiranda, kai sumaišoma viena s- ir trys p-orbitalės, susidaro keturios vienodos formos ir energijos sp 3 hibridinės orbitalės. Jie gali sudaryti keturis σ ryšius su kitais atomais arba būti užpildyti vienišomis elektronų poromis.
Sp 3 hibridinių orbitalių ašys nukreiptos į tetraedro viršūnes, o centrinio atomo branduolys yra šio tetraedro apibrėžtosios sferos centre. Kampas tarp bet kurių dviejų ašių yra maždaug 109°28", o tai atitinka mažiausia energija elektronų atstūmimas. Be to, sp 3 orbitalės gali sudaryti keturias σ ryšius su kitais atomais arba būti užpildytos vienišomis elektronų poromis. Ši būsena būdinga sočiųjų angliavandenilių anglies atomams ir atitinkamai alkilo radikalams bei jų dariniams.
Hibridizacija ir molekulinė geometrija
Atominių orbitų hibridizacijos koncepcija remiasi Gillespie-Nyholm elektronų porų atstūmimo teorija. Kiekvienas hibridizacijos tipas atitinka griežtai apibrėžtą centrinio atomo hibridinių orbitalių erdvinę orientaciją, kuri leidžia ją naudoti kaip stereocheminių sampratų pagrindą. organinė chemija.
Lentelėje pateikiami dažniausiai pasitaikančių hibridizacijos tipų ir molekulių geometrinės struktūros atitikimo pavyzdžiai, darant prielaidą, kad cheminių ryšių formavime dalyvauja visos hibridinės orbitalės (vienišų elektronų porų nėra).
| Hibridizacijos tipas | Skaičius hibridinės orbitos |
Geometrija | Struktūra | Pavyzdžiai |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Linijinis |
BeF 2, CO 2, NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | Trikampis |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | Tetraedras |
|
CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 + |
| dsp 2 | 4 | Plokščias kvadratas |
261 uždavinys.
Kokie anglies AO hibridizacijos tipai atitinka CH molekulių susidarymą 4, C 2 H 6, C 2 H 4, C 2 H 2?
Sprendimas:
a) CH molekulėse 4 ir C 2 H 6 Anglies atomo valentiniame elektronų sluoksnyje yra keturios elektronų poros:
Todėl anglies atomo elektronų debesys CH 4 ir C 2 H 6 molekulėse bus maksimaliai nutolę vienas nuo kito sp3 hibridizacijos metu, kai jų ašys bus nukreiptos į tetraedro viršūnes. Šiuo atveju CH4 molekulėje visas tetraedro viršūnes užims vandenilio atomai, todėl CH4 molekulė turi tetraedrinę konfigūraciją su anglies atomu tetraedro centre. C 2 H 6 molekulėje vandenilio atomai užima tris tetraedro viršūnes, o kito anglies atomo bendras elektronų debesis nukreiptas į ketvirtąją viršūnę, t.y. du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu. Tai galima pavaizduoti diagramomis:
b) C 2 H 4 molekulėje yra anglies atomo valentinis elektroninis sluoksnis, kaip ir CH 4 ir C 2 H 6 molekulėse. yra keturios elektronų poros:
Susidarius C 2 H 4, pagal įprastą mechanizmą susidaro trys kovalentiniai ryšiai, t.y. yra - ryšiai ir vienas - - ryšys. Kai susidaro C 2 H 4 molekulė, kiekvienas anglies atomas turi du vandenilio atomus – ryšius ir du ryšius vienas su kitu, vieną – ir vieną – ryšius. Hibridiniai debesys, kurie atitinka Šis tipas hibridizacijos, išsidėstę anglies atome taip, kad elektronų sąveika būtų minimali, t.y. kuo toliau vienas nuo kito. Toks anglies atomų išsidėstymas (dvi dvigubos jungtys tarp anglies atomų) būdingas anglies AO sp 2 hibridizacijai. Sp 2 hibridizacijos metu elektronų debesys anglies atomuose orientuojasi tomis kryptimis, kurios yra toje pačioje plokštumoje ir sudaro 120 0 kampus vienas su kitu, t.y. kryptimis į taisyklingo trikampio viršūnes. Etileno molekulėje susidarant - ryšiams sudaromos trys kiekvieno anglies atomo sp 2 -hibridinės orbitalės, dvi tarp dviejų vandenilio atomų ir viena su antruoju anglies atomu, ir - ryšys susidaro dėl kiekvienos iš jų p-elektronų debesų. anglies atomas. Struktūrinė formulė C 2 H 4 molekulės atrodys taip:
c) C 2 H 2 molekulėje anglies atomo valentinių elektronų sluoksnyje yra keturios elektronų poros:
C 2 N 2 struktūrinė formulė yra tokia:
Kiekvienas anglies atomas yra sujungtas viena elektronų pora su vandenilio atomu ir trimis elektronų poromis su kitu anglies atomu. Taigi acetileno molekulėje anglies atomai yra sujungti vienas su kitu viena -ryšiu ir dviem -ryšiais. Kiekvienas anglies atomas yra sujungtas su vandeniliu - ryšiu. Susidarant - ryšiams dalyvauja du sp-hibridiniai AO, kurie išsidėstę vienas kito atžvilgiu taip, kad sąveika tarp jų būtų minimali, t.y. kuo toliau vienas nuo kito. Todėl sp-hibridizacijos metu elektronų debesys tarp anglies atomų yra orientuoti vienas kito atžvilgiu priešingomis kryptimis, t.y. kampas tarp C-C jungtys yra 180 0. Todėl C 2 H 2 molekulės struktūra yra tiesinė:
262 uždavinys.
Nurodykite silicio AO hibridizacijos SiH 4 ir SiF 4 molekulėse tipą. Ar šios molekulės yra polinės?
Sprendimas:
SiH 4 ir SiF 4 molekulėse valentiniame elektronų sluoksnyje yra keturios elektronų poros:
Todėl abiem atvejais silicio atomo elektronų debesys bus maksimaliai nutolę vienas nuo kito sp 3 hibridizacijos metu, kai jų ašys nukreiptos į tetraedro viršūnes. Be to, SiH 4 molekulėje visas tetraedro viršūnes užima vandenilio atomai, o SiF 4 molekulėje - fluoro atomai, todėl šios molekulės turi tetraedrinę konfigūraciją su silicio atomu tetraedro centre:
Tetraedrinėse molekulėse SiH 4 ir SiF 4 Si-H ir Si-F ryšių dipolio momentai vienas kitą panaikina, todėl abiejų molekulių bendri dipolio momentai bus lygūs nuliui. Šios molekulės yra nepolinės, nepaisant Si-H ir Si-F jungčių poliškumo.
263 uždavinys.
SO 2 ir SO 3 molekulėse sieros atomas yra sp 2 hibridizacijos būsenoje. Ar šios molekulės yra polinės? Kokia jų erdvinė struktūra?
Sprendimas:
Sp 2 hibridizacijos metu hibridiniai debesys išsidėsto sieros atome tomis kryptimis, kurios yra vienoje plokštumoje ir sudaro 120 0 kampus vienas su kitu, t.y. nukreipta į taisyklingo trikampio viršūnes.
a) SO 2 molekulėje du sp 2 -hibridiniai AO sudaro ryšį su dviem deguonies atomais, trečiąją sp 2 -hibridinę orbitalę užims laisvoji elektronų pora. Ši elektronų pora paslinks elektronų plokštumą ir SO 2 molekulė įgaus netaisyklingo trikampio formą, t.y. kampas OSO nebus lygus 120 0. Todėl SO 2 molekulė turės kampinę formą su atominių orbitų hibridizacija sp 2, struktūra:
SO 2 molekulėje – abipusė dipolio momentų kompensacija S-O jungtys nevyksta; tokios molekulės dipolio momentas turės didesnę už nulį reikšmę, t.y. molekulė yra polinė.
b) Kampinėje SO 3 molekulėje visi trys sp2-hibridiniai AO sudaro ryšį su trimis deguonies atomais. SO3 molekulė turės plokščio trikampio formą su sieros atomo hibridizacija sp2:
Trikampėje SO 3 molekulėje S-O ryšių dipolio momentai vienas kitą panaikina, todėl bendras dipolio momentas bus lygus nuliui, o molekulė yra polinė.
264 uždavinys.
Kai SiF4 sąveikauja su HF, susidaro stipri rūgštis H 2 SiF 6, kuri disocijuoja į H + ir SiF 6 2- jonus. Gali Panašiu būdu ar vyksta reakcija tarp CF 4 ir HF? Nurodykite silicio AO hibridizacijos SiF 6 2- jone tipą.
Sprendimas:
a) Sužadintas silicio atomas pereina iš 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 būsenos į 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 būseną, o valentinių orbitalių elektroninė struktūra atitinka schemą. :
Keturi nesuporuoti sužadinto silicio atomo elektronai gali dalyvauti formuojant keturis kovalentinius ryšius pagal įprastą mechanizmą su fluoro atomais (1s 2 2s 2 2p 5), kurių kiekvienas turi vieną nesuporuotą elektroną, kad sudarytų SiF 4 molekulę.
Kai SiF 4 sąveikauja su HF, susidaro rūgštis H 2 SiF 6. Tai įmanoma, nes SiF 4 molekulė turi laisvas 3d orbitales, o F- (1s 2 2s 2 2p 6) jonas turi laisvas elektronų poras. Ryšys atliekamas pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą dėl elektronų poros iš kiekvieno iš dviejų jonų F - (HF ↔ H + + F -) ir laisvų 3d SiF 4 molekulės orbitų. Šiuo atveju susidaro SiF 6 2- jonas, kuris su H + jonais sudaro rūgšties molekulę H 2 SiF 6.
b) Anglis (1s 2 2s 2 2p 2) gali sudaryti, kaip ir silicis, CF 4 junginį, tačiau anglies atomo valentingumo galimybės bus išnaudotos (prie jo nėra nesuporuotų elektronų, laisvų elektronų porų ir laisvų valentinių orbitų). valentingumo lygis). Sužadinto anglies atomo valentinių orbitalių struktūros diagrama yra tokia:
Susidarius CF 4, visos anglies valentinės orbitalės yra užimtos, todėl negali susidaryti jonas.
SiF 4 molekulėje silicio atomo valentiniame elektronų sluoksnyje yra keturios elektronų poros:
Tas pats pastebimas ir CF 4 molekulei. todėl abiem atvejais sp3 hibridizacijos metu silicio ir anglies atomų elektronų debesys bus kuo toliau vienas nuo kito. Kai jų ašys nukreiptos į tetraedro viršūnes:
Atomų orbitalių hibridizacijos metodas pagrįstas prielaida, kad formuojant molekulę vietoj pirminių atominių ir elektronų debesų susidaro lygiaverčiai „mišrūs“ arba hibridiniai elektronų debesys, kurie pailgėja link gretimų atomų, dėl kurių. pasiekiamas pilnesnis jų sutapimas su šių atomų elektronų debesimis . Tokiai elektronų debesų deformacijai reikia energijos. Tačiau pilnesnis valentinių elektronų debesų sutapimas veda prie stipresnio cheminio ryšio susidarymo ir dėl to papildomo energijos padidėjimo. Jei šio energijos padidėjimo pakanka, kad daugiau nei kompensuotų pradinių atominių elektronų debesų deformacijai sunaudotą energiją, tokia hibridizacija galiausiai sumažina susidariusios molekulės potencialią energiją ir atitinkamai padidina jos stabilumą.
Kaip hibridizacijos pavyzdį apsvarstykite berilio fluorido molekulės susidarymą. Kiekvienas fluoro atomas, kuris yra šios molekulės dalis, turi vieną nesuporuotą elektroną,
kuri dalyvauja kovalentinių ryšių formavime. Berilio atomas nesužadintoje būsenoje neturi nesuporuotų elektronų:
Todėl, kad galėtų dalyvauti formuojant cheminius ryšius, berilio atomas turi patekti į susijaudinusi būsena :
Gautas sužadintas atomas turi du nesuporuotus elektronus: vieno iš jų elektronų debesis atitinka būseną, kito -. Kai šie elektronų debesys persidengia su dviejų fluoro atomų p-elektronų debesimis, gali susidaryti kovalentiniai ryšiai (38 pav.).
Tačiau, kaip jau minėta, sunaudojant šiek tiek energijos, vietoj pirminių berilio atomo s- ir p-orbitalių gali susidaryti dvi lygiavertės hibridinės orbitalės (-orbitalės). Šių orbitų forma ir išdėstymas parodytas Fig. 39, iš kurio matyti, kad hibridinės orbitalės yra pailgos priešingomis kryptimis.
Berilio atomo hibridinių elektronų debesų sutapimas su fluoro atomų p-elektronų debesimis parodytas Fig. 40.
Ryžiai. 38. Fluoro atomų -elektronų debesų ir berilio atomo -elektronų debesų persidengimo schema (kiekvienam ryšiui atskirai Elektronų debesų persidengimo sritys yra nuspalvintos).
Ryžiai. 39. Forma ( schematinė iliustracija) ir santykinė berilio atomo hibridinių elektronų debesų padėtis (kiekvienai hibridinei orbitalei atskirai).
Ryžiai. 40. Cheminių ryšių susidarymo molekulėje schema. Kad paveikslas būtų supaprastintas, berilio atomo hibridiniai elektronų debesys pavaizduoti nevisiškai.
Dėl pailgos hibridinių orbitalių formos pasiekiamas pilnesnis sąveikaujančių elektronų debesų sutapimas, o tai reiškia, kad susidaro stipresni cheminiai ryšiai. Šių ryšių formavimosi metu išsiskirianti energija yra didesnė už bendrąsias energijos sąnaudas berilio atomo sužadinimui ir jo atominių orbitalių hibridizacijai. Todėl molekulių susidarymo procesas yra energetiškai palankus.
Nagrinėjamas vienos s- ir vienos p-orbitalės hibridizacijos atvejis, dėl kurio susidaro dvi -orbitalės, vadinamas -hibridizacija. Kaip pav. 39, -orbitalės yra orientuotos priešingomis kryptimis, o tai lemia linijinę molekulės struktūrą. Iš tiesų, molekulė yra tiesinė, ir abi šios molekulės ryšiai visais atžvilgiais yra lygiaverčiai.
Galimi ir kiti atominių orbitalių hibridizacijos atvejai, tačiau gautų hibridinių orbitalių skaičius visada yra lygus bendram hibridizacijoje dalyvaujančių pradinių atominių orbitalių skaičiui. Taigi, hibridizavus vieną s- ir dvi p-orbitales (-hibridizacija - skaitykite „es-pe-du“), susidaro trys vienodos -orbitalės. Šiuo atveju hibridiniai elektronų debesys išsidėsto toje pačioje plokštumoje esančiomis kryptimis ir orientuojasi vienas kito atžvilgiu 120° kampu (41 pav.). Akivaizdu, kad tokio tipo hibridizacija atitinka plokščios trikampės molekulės susidarymą.
Molekulės, kurioje vyksta β-hibridizacija, pavyzdys yra boro fluorido molekulė. Čia vietoj pradinės vienos s- ir dvi sužadinto boro atomo p-orbitalės
Susidaro trys vienodos -orbitalės. Todėl molekulė pastatyta taisyklingo trikampio formos, kurios centre yra boro atomas, o viršūnėse – fluoro atomai. Visi trys ryšiai molekulėje yra lygiaverčiai.
Jei hibridizacijoje dalyvauja viena s- ir trys p-orbitalės (- hibridizacija), tada susidaro keturios hibridinės-orbitalės, pailgintos kryptimis link tetraedro viršūnių, t.y., orientuotos kampu viena į kitą ( 42 pav.). Tokia hibridizacija vyksta, pavyzdžiui, sužadintame anglies atome formuojantis metano molekulei.
Ryžiai. 41. Hibridinių elektronų debesų tarpusavio išsidėstymas.
Ryžiai. 42. Hibridinių elektronų debesų tarpusavio išsidėstymas.
Todėl metano molekulė turi tetraedro formą ir visos keturios šios molekulės ryšiai yra lygiaverčiai.
Grįžkime prie vandens molekulės struktūros svarstymo. Jo formavimosi metu vyksta -deguonies atominių orbitų hibridizacija. Štai kodėl HOH jungties kampas molekulėje yra artimas ne tetraedriniam kampui, o jam. Nedidelį skirtumą tarp šio kampo ir 109,5° galima suprasti, jei atsižvelgsime į nevienodą deguonies atomą supančių elektronų debesų būseną vandens molekulėje. Tiesą sakant, metano (I) molekulėje
visi aštuoni elektronai, užimantys hibridines -orbitales anglies atome, dalyvauja formuojant kovalentinius ryšius. Tai sukelia simetrišką elektronų debesų pasiskirstymą anglies atomo branduolio atžvilgiu. Tuo tarpu molekulėje tik keturi iš aštuonių elektronų, užimančių hibridines deguonies atomo orbitales, sudaro ryšius, o dvi elektronų poros lieka nepasidalintos, ty priklauso tik deguonies atomui. Tai lemia tam tikrą elektronų debesų, supančių deguonies atomą, pasiskirstymo asimetriją ir dėl to kampo tarp ryšių nukrypimą nuo .
Susidarius amoniako molekulei, atsiranda ir centrinio atomo (azoto) atominės orbitalės. Štai kodėl ryšio kampas yra artimas tetraedrui. Nedidelis šio kampo skirtumas nuo 109,5°, kaip ir vandens molekulėje, paaiškinamas elektronų debesų pasiskirstymo aplink azoto atomo branduolį asimetrija: iš keturių elektronų porų trys dalyvauja formuojant N - H. obligacijų, o viena lieka nepasidalinta.
Kaip parodyta pav. 39, 41 ir 42, hibridiniai elektronų debesys yra pasislinkę atomo branduolio atžvilgiu.
Todėl hibridinėje orbitoje esančios vienišų elektronų poros elektros krūvio centras nesutampa su padėtimi atomo branduolys t.y. su teigiamo krūvio centru, esančiu atome. Šis vienišų elektronų poros krūvio poslinkis sukelia dipolio momento atsiradimą, kuris labai prisideda prie bendro molekulės dipolio momento. Iš to išplaukia, kad molekulės poliškumas priklauso ne tik nuo atskirų ryšių poliškumo ir jų tarpusavio išsidėstymo (žr. § 40), bet ir nuo pavienių elektronų porų buvimo hibridinėse orbitose bei nuo šių orbitalių erdvinio išsidėstymo.
Trečiojo ir vėlesnių laikotarpių elementams -orbitalės taip pat gali dalyvauti formuojant hibridinius elektronų debesis. Ypač svarbus -hibridizacijos atvejis, kai formuojant hibridines orbitales dalyvauja viena, trys ir dvi -orbitalės. Tokiu atveju susidaro šešios lygiavertės hibridinės orbitalės, pailgintos kryptimis link oktaedro viršūnių. Molekulės, jonų ir daugelio kitų oktaedrinė struktūra paaiškinama centrinio atomo atominių orbitų hibridizacija.
| Vienvietis (σ) | Dvigubas (σ+π) | Trigubas (σ + π + π) |
| C–C C–H C–O H–Cl | C=O C=C O=O | С≡С С≡N N≡N |
Hibridizacija
Jei atomas yra sujungtas su kitais atomais identiškais ryšiais, bet jų formavime dalyvauja orbitos skirtingi tipai, tada naudojamas HIBRIDIZAVIMO metodas.
Pavyzdys:CH 4 molekulė turi taisyklingo tetraedro formą, kurioje visi 4 ryšiai yra vienodo ilgio, stiprumo ir yra vienodais kampais vienas kito atžvilgiu.
Tačiau keturiavalentis anglies atomas turi elektronus trijose p orbitalėse ir vienoje s orbitoje. Jie skiriasi energija, forma ir skirtingai išsidėstę erdvėje.
Paaiškinimui naudojama HIBRIDIZAVIMO sąvoka:
Iš keturių atominių orbitalių susidaro 4 naujos,
hibridas orbitalės, kurios erdvėje yra DIDŽIAUSIU ATSTUMU VIENA NUO KITOS. Tai taisyklingas tetraedras, kampai tarp jungčių yra 109° 29'.
Kadangi vienas s ir trys p apvalkalai dalyvauja formuojant keturias jungtis, šis hibridizacijos tipas yra vadinamas sp 3
Atsižvelgiant į hibridizacijoje dalyvaujančių orbitų skaičių ir tipą, išskiriami šie hibridizacijos tipai:
1) sp-hibridizacija. Dalyvauja viena s orbitalė ir viena p orbitalė. Molekulė turi linijinę struktūrą, jungties kampas yra 180 0.
2) sp 2 hibridizacija. Dalyvauja viena s orbitalė ir dvi p orbitalės. Molekulė yra plokštumoje (hibridinių orbitalių galai nukreipti į viršūnes lygiakraštis trikampis), sukibimo kampas – 120 0.
3) sp 3 hibridizacija. Dalyvauja viena s orbitalė ir trys p orbitalės. Molekulė yra tetraedrinės formos, jungties kampas yra 109,28 0.
Kaip nustatyti hibridizacijos tipą?
1. Hibridizacija apima sigma ryšius ir VIENIŠES JONO PORAS.
2. Iš viso dalyvaujančios orbitalės sigma ryšiai + elektronų poros = hibridinių orbitalių skaičius ir lemia hibridizacijos tipą.
Pratimas: nustatyti anglies atomo hibridizacijos tipą fosgeno molekulėje.
O=C – Cl
1) anglis sudaro 2 viengubus ryšius (tai yra sigma ryšiai) ir vieną dvigubą ryšį (sigma + pi). Šių ryšių formavime dalyvauja visi 4 anglies elektronai.
2) taigi, hibridizacijoje dalyvaus TRYS SIGMA jungtys. Tai sp 2 - hibridizacija, molekulė turi formą plokščias trikampis. Pi jungtis yra statmena šio trikampio plokštumai.
Įkeliama...