Hibridizācijasauc par hipotētisko sajaukšanas procesu dažādi veidi, bet dotā atoma orbitāles, kuru enerģija ir tuva ar tādu pašu skaitu jaunu (hibrīda 1) orbitāļu, kas ir identiskas pēc enerģijas un formas.
Hibridizācija atomu orbitāles rodas kovalento saišu veidošanās laikā.
Hibrīdām orbitālēm ir trīsdimensiju asimetriskas astoņas figūras forma, kas ir stipri izstiepta līdz vienai atoma kodola pusei: .
Šī forma izraisa spēcīgāku hibrīdu orbitāļu pārklāšanos ar citu atomu orbitālēm (tīrām vai hibrīdām) nekā tīru atomu orbitāļu gadījumā un izraisa spēcīgāku kovalento saišu veidošanos. Tāpēc enerģiju, kas iztērēta atomu orbitāļu hibridizācijai, vairāk nekā kompensē enerģijas izdalīšanās, ko izraisa spēcīgāku kovalento saišu veidošanās, iesaistot hibrīda orbitāles. Hibrīdu orbitāļu nosaukumu un hibridizācijas veidu nosaka hibridizācijā iesaistīto atomu orbitāļu skaits un veids, piemēram: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- vaisp 3 d 2 - hibridizācija.
Hibrīdu orbitāļu orientācija un līdz ar to arī molekulas ģeometrija ir atkarīga no hibridizācijas veida. Praksē parasti tiek atrisināta apgrieztā problēma: vispirms eksperimentāli tiek noteikta molekulas ģeometrija, pēc kuras tiek aprakstīts tās veidošanā iesaistīto hibrīdu orbitāļu veids un forma.
sp - Hibridizācija. Divi hibrīdi sp- Savstarpējas atgrūšanās rezultātā orbitāles atrodas attiecībā pret atoma kodolu tā, ka leņķis starp tām ir 180° (7. att.).
Rīsi. 7. Savstarpēja atrašanās vieta divi sp- viena atoma hibrīdas orbitāles: A - virsmas, kas aptver telpas apgabalus, kuros elektrona klātbūtnes iespējamība ir 90%; b - nosacīts attēls.
Šāda hibrīdu orbitāļu izkārtojuma rezultātā molekulām ar sastāvu AX 2, kur A ir centrālais atoms, ir lineāra struktūra, tas ir, visu trīs atomu kovalentās saites atrodas uz vienas taisnas līnijas. Piemēram, štatā sp- hibridizācija, berilija atoma valences orbitāles atrodas BeCl 2 molekulā (8. att.). Lineāra konfigurācija, jo sp- Molekulām BeH 2, Be(CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N un daudzām citām arī ir atomu valences orbitāļu hibridizācija.
Rīsi. 8. Berilija hlorīda BeC1 2 trīsatomiskā lineārā molekula (gāzveida stāvoklī): 1 - 3R- Cl atoma orbitāle; 2 - divi sp- Be atoma hibrīdās orbitāles.
s R 2 - Hibridizācija. Apskatīsim viena hibridizāciju s- un divi R- orbitāles. Šajā gadījumā trīs orbitāļu lineāras kombinācijas rezultātā rodas trīs hibrīda orbitāles sR 2 - orbitāles. Tie atrodas vienā plaknē 120° leņķī viens pret otru (9. att.). sR 2 -Hibridizācija ir raksturīga daudziem bora savienojumiem, kuriem, kā parādīts iepriekš, ierosinātā stāvoklī ir trīs nepāra elektroni: viens s- un divi R- elektrons. Kad pārklājas sR 2 -bora atoma orbitāles ar citu atomu orbitālēm veido trīs kovalentās saites, kuru garums un enerģija ir vienāda. Molekulas, kurās centrālā atoma valences orbitāles atrodas stāvoklī sR 2 -hibridizācija, ir trīsstūrveida konfigurācija. Leņķi starp kovalentajām saitēm ir 120°. Spējīgs sR 2 -hibridizācija ir bora atomu valences orbitāles molekulās BF 3, BC1 3, oglekļa un slāpekļa atomi anjonos CO 3 2 -, NO 3 -.
Rīsi. 9. Savstarpēja pozīcija trīs telpā sR 2 -hibrīdās orbitāles.
s R 3 - Hibridizācija. Vielas, kurās centrālais atoms satur četrus, ir ļoti izplatītas. sR 3 -orbitāles, kas iegūtas no viena lineāras kombinācijas s- un trīs R- orbitāles. Šīs orbitāles atrodas 109˚28′ leņķī viena pret otru un ir vērstas pret tetraedra virsotnēm, kuras centrā atrodas atoma kodols (10. att. a).
Četru vienādu kovalento saišu veidošanās pārklāšanās dēļ sR 3 -orbitāles ar citu atomu orbitālēm ir raksturīgas oglekļa atomiem un citiem IVA grupas elementiem; tas nosaka molekulu (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4 utt.) tetraedrisko struktūru.
Rīsi. 10. Nesaistošu elektronu pāru ietekme uz molekulu ģeometriju:
a– metāns (nav nesaistošu elektronu pāru);
b– amonjaks (viens nesaistošs elektronu pāris);
V– ūdens (divi nesaistoši pāri).
Hibrīda orbitāles vientuļie elektronu pāri lei . Visos aplūkotajos piemēros hibrīdās orbitāles bija “apdzīvotas” ar atsevišķiem elektroniem. Tomēr nereti ir gadījumi, kad hibrīda orbitāli “aizņem” elektronu pāris. Tas ietekmē molekulu ģeometriju. Tā kā nesaistošo elektronu pāri ietekmē tikai tā atoma kodols, bet savienojošo elektronu pāri ietekmē divi atomu kodoli, nesaistošais elektronu pāris atrodas tuvāk atoma kodolam nekā savienojošais. Rezultātā nesaistošais elektronu pāris atgrūž savienojošos elektronu pārus vairāk nekā viens otru. Grafiski skaidrības labad lielo atgrūšanas spēku, kas darbojas starp nesaistošajiem un saistošajiem elektronu pāriem, var attēlot kā lielāku tilpumu elektronu orbitāle nesaistošs pāris. Nesaistošs elektronu pāris ir atrodams, piemēram, uz slāpekļa atoma amonjaka molekulā (10. att. b). Mijiedarbības ar savienojošajiem elektronu pāriem rezultātā H-N-H saites leņķi tiek samazināti līdz 107,78°, salīdzinot ar 109,5°, kas raksturīgi regulāram tetraedram.
Saistošie elektronu pāri piedzīvo vēl lielāku atgrūšanos ūdens molekulā, kur skābekļa atomam ir divi nesaistoši elektronu pāri. Rezultātā H-O-H saites leņķis ūdens molekulā ir 104,5° (10. att. V).
Ja nesaistošs elektronu pāris, veidojoties kovalentai saitei caur donora-akceptora mehānismu, pārvēršas par saiti, tad atgrūdošie spēki starp šo saiti un citām molekulā esošajām kovalentajām saitēm tiek izlīdzināti; Arī leņķi starp šīm saitēm ir izlīdzināti. Tas notiek, piemēram, amonija katjona veidošanās laikā:
Līdzdalība hibridizācijā d - orbitāles. Ja atoma enerģija d- orbitāles īpaši neatšķiras no enerģijām s- Un R- orbitāles, tad tās var piedalīties hibridizācijā. Visizplatītākais hibridizācijas veids, kas ietver d- orbitāles ir sR 3 d 2 - hibridizācija, kuras rezultātā veidojas sešas vienādas formas un enerģijas hibrīdorbitāles (11. att. A), kas atrodas 90˚ leņķī viens pret otru un ir vērsti uz oktaedra virsotnēm, kura centrā atrodas atoma kodols. Oktaedrs (11. att.). b) – ir regulārs oktaedrs: visas malas tajā ir vienāda garuma, visas skalas ir regulāri trīsstūri.
Rīsi. vienpadsmit. sR 3 d 2 - Hibridizācija
Mazāk izplatīts sR 3 d- hibridizācija, veidojot piecas hibrīda orbitāles (12. att.). A), kas vērsta uz trigonālās bipiramīdas virsotnēm (12. att.). b). Trigonāla bipiramīda veidojas, savienojot divas vienādsānu piramīdas ar kopīgu pamatu – regulāru trīsstūri. Drosmīgi triepieni attēlā. 12 b tiek parādītas vienāda garuma malas. Ģeometriski un enerģētiski sR 3 d- hibrīda orbitāles ir nevienlīdzīgas: trīs "ekvatoriālās" orbitāles ir vērstas uz virsotnēm regulārs trīsstūris, un divas “aksiālās” - uz augšu un uz leju perpendikulāri šī trijstūra plaknei (12. att. V). Leņķi starp “ekvatoriālajām” orbitālēm ir vienādi ar 120°, kā norādīts sR 2 - hibridizācija. Leņķis starp “aksiālo” un jebkuru no “ekvatoriālajām” orbitālēm ir 90°. Attiecīgi kovalentās saites, kas veidojas ar “ekvatoriālo” orbitāļu piedalīšanos, atšķiras pēc garuma un enerģijas no saitēm, kuru veidošanā piedalās “aksiālās” orbitāles. Piemēram, PC1 5 molekulā “aksiālās” saites ir 214 pm garas, bet “ekvatoriālās” saites ir 202 pm garas.
Rīsi. 12. sR 3 d- Hibridizācija
Tādējādi, ņemot vērā kovalentās saites atomu orbitāļu pārklāšanās rezultātā, ir iespējams izskaidrot iegūto molekulu un jonu ģeometriju, kas ir atkarīga no saišu veidošanā iesaistīto atomu orbitāļu skaita un veida. Atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens ir jāsaprot, ka hibridizācija ir parasts paņēmiens, kas ļauj skaidri izskaidrot molekulas ģeometriju, izmantojot AO kombināciju.
Poliatomiska molekula ar identisku orbitāļu izskatu, kas pēc īpašībām ir līdzvērtīgas.
Enciklopēdisks YouTube
1 / 3
Elektronu orbitāļu hibridizācija
Citoloģija. Lekcija 46. Orbitālā hibridizācija
Hibrīda sp3 orbitāles
Subtitri
Hibridizācijas koncepcija
Valences atomu orbitāļu hibridizācijas jēdziens ierosināja amerikāņu ķīmiķis Linuss Polings, lai atbildētu uz jautājumu, kāpēc, ja centrālajam atomam ir dažādas (s, p, d) valences orbitāles, tā veidotās saites poliatomiskās molekulās ar vienādiem ligandiem izrādās līdzvērtīgas savā enerģijā. un telpiskās īpašības.
Idejas par hibridizāciju ieņem galveno vietu valences saišu metodē. Hibridizācija pati par sevi nav reāla fiziskais process, bet tikai ērts modelis, kas ļauj izskaidrot molekulu elektronisko struktūru, jo īpaši hipotētiskās atomu orbitāļu modifikācijas kovalentās ķīmiskās saites veidošanās laikā, jo īpaši ķīmisko saišu garumu un saišu leņķu izlīdzināšanu. molekula.
Hibridizācijas jēdziens tika veiksmīgi piemērots vienkāršu molekulu kvalitatīvam aprakstam, bet vēlāk tika paplašināts arī uz sarežģītākām. Atšķirībā no molekulāro orbitāļu teorijas tā nav strikti kvantitatīva, piemēram, tā nespēj paredzēt fotoelektronu spektrus pat tādām vienkāršām molekulām kā ūdens. Pašlaik izmanto galvenokārt metodiskos nolūkos un sintētiskajā organiskajā ķīmijā.
Šis princips ir atspoguļots Žilespī-Niholma teorijā par elektronu pāru atgrūšanu, pirmajā un visvairāk svarīgs noteikums kas tika formulēts šādi:
"Elektronu pāri pieņem tādu izkārtojumu uz atoma valences apvalka, kurā tie atrodas maksimāli tālu viens no otra, tas ir, elektronu pāri uzvedas tā, it kā tie būtu viens otru atgrūdoši."Otrais noteikums bija tāds Uzskata, ka visi valences elektronu apvalkā iekļautie elektronu pāri atrodas vienādā attālumā no kodola..
Hibridizācijas veidi
sp-Hibridizācija
Rodas, ja sajaucas viena s- un viena p-orbitāle. Izveidojas divas līdzvērtīgas sp-atomu orbitāles, kas atrodas lineāri 180 grādu leņķī un ir vērstas dažādas puses no centrālā atoma kodola. Divas atlikušās nehibrīdas p-orbitāles atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs un piedalās π saišu veidošanā vai aizņem nedalītus elektronu pārus.
sp 2 -Hibridizācija
Rodas, ja sajaucas viena s- un divas p-orbitāles. Tiek veidotas trīs hibrīdas orbitāles ar asīm, kas atrodas vienā plaknē un ir vērstas uz trijstūra virsotnēm 120 grādu leņķī. Nehibrīda p-atomu orbitāle ir perpendikulāra plaknei un, kā likums, ir iesaistīta π saišu veidošanā
sp 3 -Hibridizācija
Rodas, ja sajauc vienu s- un trīs p-orbitāles, veidojot četras vienādas formas un enerģijas sp 3 hibrīdas orbitāles. Tie var veidot četras σ saites ar citiem atomiem vai būt piepildīti ar vientuļiem elektronu pāriem.
Sp 3 hibrīdu orbitāļu asis ir vērstas pret tetraedra virsotnēm, savukārt centrālā atoma kodols atrodas šī tetraedra ierobežotās sfēras centrā. Leņķis starp jebkurām divām asīm ir aptuveni 109°28", kas atbilst zemākā enerģija elektronu atgrūšana. Arī sp 3 orbitāles var veidot četras σ saites ar citiem atomiem vai būt piepildītas ar vientuļiem elektronu pāriem. Šis stāvoklis ir raksturīgs oglekļa atomiem piesātinātos ogļūdeņražos un attiecīgi alkilradikāļos un to atvasinājumos.
Hibridizācija un molekulārā ģeometrija
Atomu orbitāļu hibridizācijas koncepcija ir Gilespie-Nyholm teorijas pamatā par elektronu pāru atgrūšanu. Katrs hibridizācijas veids atbilst stingri noteiktai centrālā atoma hibrīda orbitāļu telpiskajai orientācijai, kas ļauj to izmantot par pamatu stereoķīmiskiem jēdzieniem. organiskā ķīmija.
Tabulā parādīti atbilstības piemēri starp izplatītākajiem hibridizācijas veidiem un molekulu ģeometrisko struktūru, pieņemot, ka ķīmisko saišu veidošanā ir iesaistītas visas hibrīdās orbitāles (nav vientuļo elektronu pāru).
| Hibridizācijas veids | Numurs hibrīda orbitāles |
Ģeometrija | Struktūra | Piemēri |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Lineārs |
BeF 2, CO 2, NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | Trīsstūrveida |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | Tetraedris |
|
CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 + |
| dsp 2 | 4 | Plakans-kvadrātveida |
261. uzdevums.
Kādi oglekļa AO hibridizācijas veidi atbilst CH molekulu veidošanai 4, C 2 H 6, C 2 H 4, C 2 H 2?
Risinājums:
a) CH molekulās 4 un C 2 H 6 Oglekļa atoma valences elektronu slānis satur četrus elektronu pārus:
Tāpēc oglekļa atoma elektronu mākoņi CH 4 un C 2 H 6 molekulās būs maksimāli attālināti viens no otra sp3 hibridizācijas laikā, kad to asis būs vērstas pret tetraedra virsotnēm. Šajā gadījumā CH4 molekulā visas tetraedra virsotnes būs aizņemtas ar ūdeņraža atomi, tādējādi CH4 molekulai ir tetraedriska konfigurācija ar oglekļa atomu tetraedra centrā. C 2 H 6 molekulā ūdeņraža atomi aizņem trīs tetraedra virsotnes, un cita oglekļa atoma kopējais elektronu mākonis ir vērsts pret ceturto virsotni, t.i. divi oglekļa atomi ir saistīti viens ar otru. To var attēlot ar diagrammām:
b) C 2 H 4 molekulā ir oglekļa atoma valences elektronu slānis, tāpat kā CH 4 un C 2 H 6 molekulās. satur četrus elektronu pārus:
Kad veidojas C 2 H 4, pēc parastā mehānisma veidojas trīs kovalentās saites, t.i. ir - savienojumi un viens - - savienojums. Kad veidojas C 2 H 4 molekula, katrā oglekļa atomā ir divi ūdeņraža atomi - saites un divas saites savā starpā, viena - un viena - saites. Hibrīdi mākoņi, kas sakrīt šis tips hibridizācija, atrodas oglekļa atomā tā, lai elektronu mijiedarbība būtu minimāla, t.i. pēc iespējas tālāk viena no otras. Šāds oglekļa atomu izvietojums (divas dubultsaites starp oglekļa atomiem) ir raksturīgs oglekļa AO sp 2 hibridizācijai. Sp 2 hibridizācijas laikā elektronu mākoņi oglekļa atomos ir orientēti virzienos, kas atrodas vienā plaknē un veido viens ar otru 120 0 leņķus, t.i. virzienos uz regulāra trīsstūra virsotnēm. Etilēna molekulā - saišu veidošanā ir iesaistītas trīs sp 2 -hibrīda orbitāles no katra oglekļa atoma, divas starp diviem ūdeņraža atomiem un viena ar otro oglekļa atomu, un - saite veidojas katras no tām p-elektronu mākoņu dēļ. oglekļa atoms. Strukturālā formula C 2 H 4 molekulas izskatīsies šādi:
c) C 2 H 2 molekulā oglekļa atoma valences elektronu slānis satur četrus elektronu pārus:
C2N2 strukturālā formula ir:
Katrs oglekļa atoms ir savienots ar vienu elektronu pāri ar ūdeņraža atomu un trīs elektronu pāriem ar citu oglekļa atomu. Tādējādi acetilēna molekulā oglekļa atomi ir saistīti viens ar otru ar vienu -saiti un divām -saitēm. Katrs oglekļa atoms ir savienots ar ūdeņradi ar saiti. - saišu veidošanā tiek iesaistīti divi sp-hibrīda AO, kas atrodas viens pret otru tā, lai mijiedarbība starp tām būtu minimāla, t.i. pēc iespējas tālāk viena no otras. Tāpēc sp-hibridizācijas laikā elektronu mākoņi starp oglekļa atomiem ir orientēti pretējos virzienos viens pret otru, t.i. leņķis starp C-C savienojumi ir 180 0. Tāpēc C 2 H 2 molekulai ir lineāra struktūra:
262. uzdevums.
Norādiet silīcija AO hibridizācijas veidu SiH 4 un SiF 4 molekulās. Vai šīs molekulas ir polāras?
Risinājums:
SiH 4 un SiF 4 molekulās valences elektronu slānis satur četrus elektronu pārus:
Tāpēc abos gadījumos silīcija atoma elektronu mākoņi būs maksimāli attālināti viens no otra sp 3 hibridizācijas laikā, kad to asis ir vērstas pret tetraedra virsotnēm. Turklāt SiH 4 molekulā visas tetraedra virsotnes aizņem ūdeņraža atomi, bet SiF 4 molekulā - fluora atomi, tā ka šīm molekulām ir tetraedriska konfigurācija ar silīcija atomu tetraedra centrā:
Tetraedriskās molekulās SiH 4 un SiF 4 Si-H un Si-F saišu dipola momenti savstarpēji atceļ viens otru, tādējādi abu molekulu kopējie dipola momenti būs vienādi ar nulli. Šīs molekulas ir nepolāras, neskatoties uz Si-H un Si-F saišu polaritāti.
263. uzdevums.
SO 2 un SO 3 molekulās sēra atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī. Vai šīs molekulas ir polāras? Kāda ir to telpiskā struktūra?
Risinājums:
Sp 2 hibridizācijas laikā hibrīdmākoņi atrodas sēra atomā virzienos, kas atrodas vienā plaknē un veido viens ar otru 120 0 leņķus, t.i. vērsta uz regulāra trīsstūra virsotnēm.
a) SO 2 molekulā divi sp 2 -hibrīdie AO veido saiti ar diviem skābekļa atomiem, trešo sp 2 -hibrīda orbitāli aizņems brīvais elektronu pāris. Šis elektronu pāris nobīdīs elektronu plakni un SO 2 molekula iegūs neregulāra trīsstūra formu, t.i. leņķis OSO nebūs vienāds ar 120 0. Tāpēc SO 2 molekulai būs leņķa forma ar atomu orbitāļu sp 2 hibridizāciju, struktūra:
SO 2 molekulā savstarpēja dipola momentu kompensācija S-O savienojumi nenotiek; šādas molekulas dipola momenta vērtība būs lielāka par nulli, t.i. molekula ir polāra.
b) Stūra SO 3 molekulā visi trīs sp2-hibrīdie AO veido saiti ar trim skābekļa atomiem. SO3 molekulai būs plakana trīsstūra forma ar sēra atoma hibridizāciju sp2:
Trīsstūrveida SO 3 molekulā S-O saišu dipola momenti viens otru dzēš, tā ka kopējais dipola moments būs nulle, molekula ir polāra.
264. uzdevums.
SiF4 mijiedarbojoties ar HF, veidojas stipra skābe H 2 SiF 6, kas disocē H + un SiF 6 2- jonos. Var Līdzīgā veidā vai reakcija notiek starp CF 4 un HF? Norādiet silīcija AO hibridizācijas veidu SiF 6 2- jonos.
Risinājums:
a) Ierosināts silīcija atoms pāriet no stāvokļa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 uz 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 stāvokli, un valences orbitāļu elektroniskā struktūra atbilst shēmai. :
Ierosināta silīcija atoma četri nepāra elektroni var piedalīties četru kovalento saišu veidošanā saskaņā ar parasto mehānismu ar fluora atomiem (1s 2 2s 2 2p 5), katram ir viens nepāra elektrons, veidojot SiF 4 molekulu.
Kad SiF 4 mijiedarbojas ar HF, veidojas skābe H 2 SiF 6. Tas ir iespējams, jo SiF 4 molekulai ir brīvas 3d orbitāles, bet F- (1s 2 2s 2 2p 6) jonam ir brīvi elektronu pāri. Savienojums tiek veikts saskaņā ar donora-akceptora mehānismu, pateicoties elektronu pārim no katra no diviem joniem F - (HF ↔ H + + F -) un SiF 4 molekulas brīvajām 3d orbitālēm. Šajā gadījumā veidojas SiF 6 2- jons, kas ar H + joniem veido skābes molekulu H 2 SiF 6.
b) Ogleklis (1s 2 2s 2 2p 2) var veidot, tāpat kā silīcijs, CF 4 savienojumu, bet oglekļa atoma valences spējas būs izsmeltas (nav nepāra elektronu, brīvu elektronu pāru un brīvu valences orbitāļu valences līmenis). Ierosinātā oglekļa atoma valences orbitāļu struktūras diagramma ir šāda:
Kad veidojas CF 4, visas oglekļa valences orbitāles ir aizņemtas, tāpēc nevar veidoties jons.
SiF 4 molekulā silīcija atoma valences elektronu slānis satur četrus elektronu pārus:
Tas pats tiek novērots CF 4 molekulai. tādēļ abos gadījumos silīcija un oglekļa atomu elektronu mākoņi sp3 hibridizācijas laikā atradīsies pēc iespējas tālāk viens no otra. Kad to asis ir vērstas uz tetraedra virsotnēm:
Atomu orbitāļu hibridizācijas metode balstās uz pieņēmumu, ka molekulas veidošanās laikā sākotnējo atomu un elektronu mākoņu vietā veidojas līdzvērtīgi “jauktie” jeb hibrīdelektronu mākoņi, kas ir izstiepti pret blakus esošajiem atomiem, kuru dēļ. tiek panākta to pilnīgāka pārklāšanās ar šo atomu elektronu mākoņiem . Šādai elektronu mākoņu deformācijai ir nepieciešama enerģija. Bet pilnīgāka valences elektronu mākoņu pārklāšanās noved pie spēcīgākas ķīmiskās saites veidošanās un līdz ar to pie papildu enerģijas pieauguma. Ja šis enerģijas pieaugums ir pietiekams, lai vairāk nekā kompensētu enerģiju, kas iztērēta sākotnējo atomu elektronu mākoņu deformācijai, šāda hibridizācija galu galā noved pie iegūtās molekulas potenciālās enerģijas samazināšanās un līdz ar to arī tās stabilitātes palielināšanās.
Kā hibridizācijas piemēru apsveriet berilija fluorīda molekulas veidošanos. Katram fluora atomam, kas ir daļa no šīs molekulas, ir viens nepāra elektrons,
kas piedalās kovalento saišu veidošanā. Berilija atomam neuzbudinātā stāvoklī nav nepāra elektronu:
Tāpēc, lai piedalītos ķīmisko saišu veidošanā, berilija atomam ir jāiedziļinās satraukts stāvoklis :
Iegūtajam ierosinātajam atomam ir divi nepāra elektroni: viena no tiem elektronu mākonis atbilst stāvoklim, otram -. Šiem elektronu mākoņiem pārklājoties ar divu fluora atomu p-elektronu mākoņiem, var veidoties kovalentās saites (38. att.).
Taču, kā jau minēts, ar zināmu enerģijas patēriņu berilija atoma sākotnējo s- un p-orbitāļu vietā var izveidoties divas līdzvērtīgas hibrīdorbitāles (-orbitāles). Šo orbitāļu forma un izvietojums ir parādīts attēlā. 39, no kura ir skaidrs, ka hibrīda -orbitāles ir izstieptas pretējos virzienos.
Berilija atoma hibrīdu elektronu mākoņu pārklāšanās ar fluora atomu p-elektronu mākoņiem parādīta attēlā. 40.
Rīsi. 38. Fluora atomu -elektronu mākoņu un berilija atoma -elektronu mākoņu pārklāšanās shēma (katrai saitei atsevišķi) Elektronu mākoņu pārklāšanās zonas ir noēnotas.
Rīsi. 39. Forma ( shematiska ilustrācija) un berilija atoma hibrīd-elektronu mākoņu relatīvais novietojums (katrai hibrīda orbitālei atsevišķi).
Rīsi. 40. Ķīmisko saišu veidošanās shēma molekulā. Lai vienkāršotu attēlu, berilija atoma hibrīda elektronu mākoņi nav attēloti pilnībā.
Pateicoties hibrīdu orbitāļu izstieptajai formai, tiek panākta pilnīgāka mijiedarbojošo elektronu mākoņu pārklāšanās, kas nozīmē, ka veidojas spēcīgākas ķīmiskās saites. Šo saišu veidošanās laikā izdalītā enerģija ir lielāka par kopējo enerģijas patēriņu berilija atoma ierosināšanai un tā atomu orbitāļu hibridizācijai. Tāpēc molekulu veidošanās process ir enerģētiski labvēlīgs.
Aplūkoto vienas s- un vienas p-orbitāles hibridizācijas gadījumu, kas noved pie divu orbitāļu veidošanās, sauc par -hibridizāciju. Kā att. 39, -orbitāles ir orientētas pretējos virzienos, kas noved pie molekulas lineārās struktūras. Patiešām, molekula ir lineāra, un abas saites šajā molekulā ir līdzvērtīgas visos aspektos.
Ir iespējami arī citi atomu orbitāļu hibridizācijas gadījumi, taču iegūto hibrīdu orbitāļu skaits vienmēr ir vienāds ar kopējo hibridizācijā iesaistīto sākotnējo atomu orbitāļu skaitu. Tādējādi, hibridizējot vienu s- un divas p-orbitāles (-hibridizācija - lasīt “es-pe-two”), veidojas trīs vienādas orbitāles. Šajā gadījumā hibrīdelektronu mākoņi atrodas virzienos, kas atrodas vienā plaknē un orientēti viens pret otru 120° leņķī (41. att.). Acīmredzot šāda veida hibridizācija atbilst plakanas trīsstūrveida molekulas veidošanai.
Piemērs molekulai, kurā notiek β-hibridizācija, ir bora fluorīda molekula. Šeit sākotnējās vienas s- un divas ierosinātā bora atoma p-orbitāles vietā
Izveidojas trīs vienādas -orbitāles. Tāpēc molekula ir veidota regulāra trīsstūra formā ar bora atomu centrā un fluora atomiem virsotnēs. Visas trīs saites molekulā ir līdzvērtīgas.
Ja hibridizācijā ir iesaistīta viena s- un trīs p-orbitāle (- hibridizācija), tad rezultātā veidojas četras hibrīda-orbitāles, kas ir izstieptas virzienos pret tetraedra virsotnēm, t.i., orientētas leņķī viena pret otru ( 42. att.). Šāda hibridizācija notiek, piemēram, ierosinātā oglekļa atomā metāna molekulas veidošanās laikā.
Rīsi. 41. Hibrīdu elektronu mākoņu savstarpējais izvietojums.
Rīsi. 42. Hibrīdu elektronu mākoņu savstarpējais izvietojums.
Tāpēc metāna molekulai ir tetraedra forma, un visas četras saites šajā molekulā ir līdzvērtīgas.
Atgriezīsimies pie ūdens molekulas struktūras apskatīšanas. Tās veidošanās laikā notiek skābekļa atomu orbitāļu -hibridizācija. Tāpēc HOH saites leņķis molekulā ir tuvs nevis tetraedrālajam leņķim, bet gan. Nelielo atšķirību starp šo leņķi un 109,5° var saprast, ja ņemam vērā nevienlīdzīgo elektronu mākoņu stāvokli, kas ieskauj skābekļa atomu ūdens molekulā. Faktiski metāna molekulā (I)
visi astoņi elektroni, kas aizņem hibrīdorbitāles oglekļa atomā, ir iesaistīti kovalento saišu veidošanā. Tas izraisa simetrisku elektronu mākoņu sadalījumu attiecībā pret oglekļa atoma kodolu. Tikmēr molekulā tikai četri no astoņiem elektroniem, kas aizņem skābekļa atoma hibrīda orbitāles, veido saites, un divi elektronu pāri paliek nedalīti, t.i., tie pieder tikai skābekļa atomam. Tas noved pie zināmas asimetrijas elektronu mākoņu sadalījumā, kas ieskauj skābekļa atomu, un līdz ar to pie leņķa novirzes starp saitēm no .
Kad veidojas amonjaka molekula, rodas arī centrālā atoma (slāpekļa) atomu orbitāles. Tāpēc saites leņķis ir tuvu tetraedriskam. Nelielā šī leņķa atšķirība no 109,5°, tāpat kā ūdens molekulā, ir izskaidrojama ar asimetriju elektronu mākoņu sadalījumā ap slāpekļa atoma kodolu: no četriem elektronu pāriem trīs piedalās N - H veidošanā. obligācijas, un viena paliek nedalīta.
Kā parādīts attēlā. 39, 41 un 42, hibrīda elektronu mākoņi ir nobīdīti attiecībā pret atoma kodolu.
Tāpēc vientuļa elektronu pāra elektriskā lādiņa centrs, kas atrodas hibrīda orbitālē, nesakrīt ar pozīciju atoma kodols, t.i., ar atomā esošā pozitīvā lādiņa centru. Šī vientuļa elektronu pāra lādiņa nobīde izraisa dipola momenta parādīšanos, kas dod būtisku ieguldījumu molekulas kopējā dipola momentā. No tā izriet, ka molekulas polaritāte ir atkarīga ne tikai no atsevišķu saišu polaritātes un to savstarpējā izkārtojuma (sk. 40.§), bet arī no vientuļo elektronu pāru klātbūtnes hibrīdorbitālēs un no šo orbitāļu telpiskā izvietojuma.
Trešā un nākamo periodu elementiem -orbitāles var piedalīties arī hibrīdu elektronu mākoņu veidošanā. Īpaši svarīgs ir -hibridizācijas gadījums, kad hibrīda orbitāļu veidošanā piedalās viena, trīs un divas -orbitāles. Šajā gadījumā veidojas sešas līdzvērtīgas hibrīda orbitāles, kas ir izstieptas virzienos uz oktaedra virsotnēm. Molekulas, jonu un daudzu citu oktaedriskā struktūra ir izskaidrojama ar centrālā atoma atomu orbitāļu hibridizāciju.
| Viens (σ) | Double (σ+π) | Trīskāršs (σ + π + π) |
| C–C C–H C–O H–Cl | C=O C=C O=O | С≡С С≡N N≡N |
Hibridizācija
Ja atoms ir savienots ar citiem atomiem ar IDENTISKĀM SAITIEM, bet to veidošanā ir iesaistītas orbitāles dažādi veidi, tad tiek izmantota HIBRIDIZĀCIJAS metode.
Piemērs:CH 4 molekulai ir regulāra tetraedra forma, kurā visām 4 saitēm ir vienāds garums, stiprums un tās atrodas viena pret otru vienādos leņķos.
Tomēr četrvērtīgajam oglekļa atomam ir elektroni trīs p orbitālē un vienā s orbitālē. Tie atšķiras pēc enerģijas, formas un atšķirīgi atrodas telpā.
Lai izskaidrotu, tiek izmantots HIBRIDIZĀCIJAS jēdziens:
No četrām atomu orbitālēm veidojas 4 jaunas,
hibrīds orbitāles, kuras kosmosā atrodas MAKSIMĀLĀ ATTĀLUMĀ VIENA NO OTRA. Tas ir regulārs tetraedrs, leņķi starp saitēm ir 109° 29'.
Tā kā četru saišu veidošanā ir iesaistīti viens s un trīs p-čaulas, šis hibridizācijas veids tiek apzīmēts sp 3
Atkarībā no hibridizācijā iesaistīto orbitāļu skaita un veida izšķir šādus hibridizācijas veidus:
1) sp-hibridizācija. Ir iesaistīta viena s orbitāle un viena p orbitāle. Molekulai ir lineāra struktūra, saites leņķis ir 180 0.
2) sp 2 hibridizācija. Ir iesaistīta viena s orbitāle un divas p orbitāles. Molekula atrodas plaknē (hibrīda orbitāļu gali ir vērsti uz virsotnēm vienādmalu trīsstūris), saites leņķis – 120 0.
3) sp 3 hibridizācija. Ir iesaistīta viena s orbitāle un trīs p orbitāles. Molekulai ir tetraedriska forma, saites leņķis ir 109,28 0.
Kā noteikt hibridizācijas veidu?
1. Hibridizācija ietver sigma saites un VIENTU JONU PĀRI.
2. Kopējais skaits piedalās orbitāles sigma saites + elektronu pāri = hibrīda orbitāļu skaits un nosaka hibridizācijas veidu.
Vingrinājums: noteikt oglekļa atoma hibridizācijas veidu fosgēna molekulā.
O=C – Cl
1) ogleklis veido 2 vienkāršās saites (tās ir sigma saites) un vienu dubultsaiti (sigma + pi).Šo saišu veidošanā ir iesaistīti visi 4 oglekļa elektroni.
2) tādējādi hibridizācijā piedalīsies TRĪS SIGMA savienojumi. Šis sp 2 - hibridizācija, molekulai ir forma plakans trīsstūris. Pi saite atrodas perpendikulāri šī trīsstūra plaknei.
Notiek ielāde...