Hybridiseringkalt den hypotetiske blandingsprosessen forskjellige typer, men orbitaler til et gitt atom som er tett i energi med utseendet til samme antall nye (hybrid 1) orbitaler, identiske i energi og form.
Hybridisering atomorbitaler oppstår under dannelsen av kovalente bindinger.
Hybride orbitaler har form som en tredimensjonal asymmetrisk åttefigur, sterkt langstrakt til den ene siden av atomkjernen: .
Denne formen forårsaker en sterkere overlapping av hybridorbitaler med orbitaler (rene eller hybrid) til andre atomer enn i tilfellet med rene atomorbitaler og fører til dannelse av sterkere kovalente bindinger. Derfor blir energien som brukes på hybridisering av atomorbitaler mer enn kompensert av frigjøring av energi på grunn av dannelsen av sterkere kovalente bindinger som involverer hybridorbitaler. Navnet på hybridorbitaler og typen hybridisering bestemmes av antall og type atomorbitaler som deltar i hybridiseringen, for eksempel: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- ellersp 3 d 2 -hybridisering.
Orbitalenes orientering, og derfor geometrien til molekylet, avhenger av typen hybridisering. I praksis løses vanligvis det omvendte problemet: først etableres geometrien til molekylet eksperimentelt, hvoretter typen og formen til hybridorbitalene som er involvert i dannelsen beskrives.
sp -Hybridisering. To hybrider sp- Som et resultat av gjensidig frastøting er orbitalene plassert i forhold til atomkjernen på en slik måte at vinkelen mellom dem er 180° (fig. 7).
Ris. 7. Gjensidig plassering i rom av to sp- hybridorbitaler av ett atom: A - overflater som dekker områder i rommet der sannsynligheten for at et elektron er tilstede er 90 %; b - betinget bilde.
Som et resultat av dette arrangementet av hybridorbitaler har molekyler med sammensetning AX 2, der A er sentralatomet, lineær struktur, det vil si at de kovalente bindingene til alle tre atomene er plassert på samme rette linje. For eksempel i en stat sp- hybridisering, er valensorbitalene til berylliumatomet i BeCl 2-molekylet lokalisert (fig. 8). Lineær konfigurasjon pga sp- Molekylene BeH 2, Be(CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N og en rekke andre har også hybridisering av valensorbitalene til atomer.
Ris. 8. Triatomisk lineært molekyl av berylliumklorid BeC1 2 (i gassform): 1 - 3R- Cl atom orbital; 2 - to sp- hybridorbitaler til Be-atomet.
s R 2 -Hybridisering. La oss vurdere hybridiseringen av en s- og to R- orbitaler. I dette tilfellet, som et resultat av en lineær kombinasjon av tre orbitaler, oppstår tre hybridorbitaler sR 2 -orbitaler. De er plassert i samme plan i en vinkel på 120° i forhold til hverandre (fig. 9). sR 2 -Hybridisering er karakteristisk for mange forbindelser av bor, som, som vist ovenfor, i eksitert tilstand har tre uparrede elektroner: en s- og to R-elektron. Ved overlapping sR 2 -orbitaler av et boratom med orbitaler til andre atomer danner tre kovalente bindinger, lik lengde og energi. Molekyler der valensorbitalene til sentralatomet er i tilstanden sR 2 -hybridisering, ha en trekantet konfigurasjon. Vinklene mellom kovalente bindinger er 120°. I stand sR 2 -hybridisering er valensorbitalene til boratomer i molekylene BF 3, BC1 3, karbon- og nitrogenatomer i anionene CO 3 2 -, NO 3 -.
Ris. 9. Gjensidig posisjon i løpet av tre sR 2 -hybride orbitaler.
s R 3 -Hybridisering. Stoffer der det sentrale atomet inneholder fire er svært utbredt. sR 3 -orbitaler som er et resultat av en lineær kombinasjon av en s- og tre R-orbitaler. Disse orbitalene er plassert i en vinkel på 109˚28′ i forhold til hverandre og er rettet mot toppene av tetraederet, i sentrum av dette er atomkjernen (fig. 10 a).
Dannelse av fire like kovalente bindinger på grunn av overlapping sR 3 -orbitaler med orbitaler av andre atomer er typiske for karbonatomer og andre elementer i gruppe IVA; dette bestemmer den tetraedriske strukturen til molekylene (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4, etc.).
Ris. 10. Påvirkningen av ikke-bindende elektronpar på geometrien til molekyler:
en– metan (ingen ikke-bindende elektronpar);
b– ammoniakk (ett ikke-bindende elektronpar);
V– vann (to ikke-bindende par).
Ensomme elektronpar av hybrid orbital lei . I alle eksemplene som ble vurdert, var hybridorbitalene "befolket" av enkeltelektroner. Imidlertid er det ofte tilfeller når en hybrid orbital er "okkupert" av et elektronpar. Dette påvirker geometrien til molekylene. Siden et ikke-bindende elektronpar er påvirket av kjernen til bare dets atom, og et bindende elektronpar påvirkes av to atomkjerner, er det ikke-bindende elektronparet nærmere atomkjernen enn den bindende. Som et resultat frastøter det ikke-bindende elektronparet de bindende elektronparene mer enn de frastøter hverandre. Grafisk, for klarhetens skyld, kan den store frastøtende kraften som virker mellom de ikke-bindende og bindende elektronparene avbildes som større i volum elektronorbital ikke-bindende par. Et ikke-bindende elektronpar finnes for eksempel på nitrogenatomet i ammoniakkmolekylet (fig. 10) b). Som et resultat av interaksjon med bindende elektronpar, reduseres H-N-H-bindingsvinklene til 107,78° sammenlignet med 109,5° karakteristisk for et vanlig tetraeder.
Bindingselektronpar opplever enda større frastøting i et vannmolekyl, der oksygenatomet har to ikke-bindende elektronpar. Som et resultat er H-O-H-bindingsvinkelen i et vannmolekyl 104,5° (fig. 10) V).
Hvis et ikke-bindende elektronpar, som et resultat av dannelsen av en kovalent binding gjennom donor-akseptor-mekanismen, blir til et bindende, så utjevnes frastøtende krefter mellom denne bindingen og andre kovalente bindinger i molekylet; Vinklene mellom disse bindingene er også på linje. Dette skjer for eksempel under dannelsen av ammoniumkation:
Deltakelse i hybridisering d -orbitaler. Hvis energien til atom d- orbitaler er ikke veldig forskjellige fra energier s- Og R- orbitaler, så kan de delta i hybridisering. Den vanligste typen hybridisering som involverer d- orbitaler er sR 3 d 2 - hybridisering, som et resultat av at det dannes seks hybridorbitaler med lik form og energi (fig. 11 EN), plassert i en vinkel på 90˚ i forhold til hverandre og rettet mot toppunktene til oktaederet, i sentrum av dette er atomkjernen. Oktaeder (fig. 11 b) – er et vanlig oktaeder: alle kantene i den er like lange, alle flater er vanlige trekanter.
Ris. elleve. sR 3 d 2 - Hybridisering
Mindre vanlig sR 3 d- hybridisering for å danne fem hybridorbitaler (fig. 12 EN), rettet mot toppunktene til den trigonale bipyramiden (fig. 12 b). En trigonal bipyramide dannes ved å koble to likebenede pyramider med en felles base - en vanlig trekant. Fete streker i fig. 12 b kanter av lik lengde er vist. Geometrisk og energisk sR 3 d- hybridorbitaler er ulik: tre "ekvatoriale" orbitaler er rettet mot toppunktene vanlig trekant, og to "aksiale" - opp og ned vinkelrett på planet til denne trekanten (fig. 12 V). Vinklene mellom de "ekvatoriale" orbitalene er lik 120°, som med sR 2 - hybridisering. Vinkelen mellom de "aksiale" og en av de "ekvatoriale" orbitalene er 90°. Følgelig avviker kovalente bindinger som dannes med deltakelse av "ekvatoriale" orbitaler i lengde og energi fra bindinger i dannelsen som "aksiale" orbitaler deltar i. For eksempel, i PC1 5-molekylet er de "aksiale" bindingene 214 pm lange, og de "ekvatoriale" bindingene er 202 pm lange.
Ris. 12. sR 3 d- Hybridisering
Med tanke på kovalente bindinger som et resultat av overlappende atomorbitaler, er det mulig å forklare geometrien til de resulterende molekylene og ionene, som avhenger av antall og type atomorbitaler som er involvert i dannelsen av bindinger. Konseptet med hybridisering av atomorbitaler, det er nødvendig å forstå at hybridisering er en konvensjonell teknikk som lar deg tydelig forklare geometrien til et molekyl gjennom en kombinasjon av AO-er.
Et polyatomisk molekyl med utseendet til identiske orbitaler som er ekvivalente i sine egenskaper.
Encyklopedisk YouTube
1 / 3
Hybridisering av elektronorbitaler
Cytologi. Forelesning 46. Orbital hybridisering
Hybride sp3 orbitaler
Undertekster
Hybridiseringskonsept
Konsept for hybridisering av valens atomorbitaler ble foreslått av den amerikanske kjemikeren Linus Pauling for å svare på spørsmålet hvorfor, hvis sentralatomet har forskjellige (s, p, d) valensorbitaler, viser bindingene som dannes av det i polyatomiske molekyler med samme ligander å være ekvivalente i energien. og romlige egenskaper.
Ideer om hybridisering inntar en sentral plass i metoden for valensbindinger. Hybridisering i seg selv er ikke ekte fysisk prosess, men bare en praktisk modell som lar en forklare den elektroniske strukturen til molekyler, spesielt de hypotetiske modifikasjonene av atomorbitaler under dannelsen av en kovalent kjemisk binding, spesielt justeringen av lengdene av kjemiske bindinger og bindingsvinkler i molekyl.
Konseptet hybridisering ble vellykket brukt på den kvalitative beskrivelsen av enkle molekyler, men ble senere utvidet til mer komplekse. I motsetning til teorien om molekylære orbitaler, er den ikke strengt kvantitativ; for eksempel er den ikke i stand til å forutsi fotoelektronspektra til selv slike enkle molekyler som vann. Brukes for tiden hovedsakelig til metodiske formål og i syntetisk organisk kjemi.
Dette prinsippet gjenspeiles i Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar, den første og mest viktig regel som ble formulert slik:
"Elektronpar inntar et arrangement på valensskallet til et atom der de er maksimalt fjernt fra hverandre, det vil si at elektronpar oppfører seg som om de var gjensidig frastøtende."Den andre regelen var at "alle elektronpar inkludert i valenselektronskallet anses å være plassert i samme avstand fra kjernen".
Typer hybridisering
sp-hybridisering
Oppstår når en s- og en p-orbital blandes. To ekvivalente sp-atomiske orbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet inn forskjellige sider fra kjernen til sentralatomet. De to gjenværende ikke-hybride p-orbitalene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan og deltar i dannelsen av π-bindinger eller okkuperer ikke-delte elektronpar.
sp 2 -Hybridisering
Oppstår når en s- og to p-orbitaler blandes. Tre hybridorbitaler er dannet med akser plassert i samme plan og rettet mot hjørnene i trekanten i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomiske orbitalen er vinkelrett på planet og er som regel involvert i dannelsen av π-bindinger
sp 3 -Hybridisering
Oppstår når en s- og tre p-orbitaler blandes, og danner fire sp 3 hybridorbitaler med lik form og energi. De kan danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fylt med ensomme elektronpar.
Aksene til sp 3 hybridorbitaler er rettet mot toppunktene til tetraederet, mens kjernen til det sentrale atomet er plassert i sentrum av den omskrevne sfæren til dette tetraederet. Vinkelen mellom to akser er omtrent 109°28", som tilsvarer laveste energi elektron frastøting. Sp 3-orbitaler kan også danne fire σ-bindinger med andre atomer eller fylles med ensomme elektronpar. Denne tilstanden er typisk for karbonatomer i mettede hydrokarboner og følgelig i alkylradikaler og deres derivater.
Hybridisering og molekylær geometri
Konseptet med hybridisering av atomorbitaler ligger til grunn for Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar. Hver type hybridisering tilsvarer en strengt definert romlig orientering av hybridorbitalene til sentralatomet, noe som gjør at den kan brukes som grunnlag for stereokjemiske konsepter i organisk kjemi.
Tabellen viser eksempler på samsvar mellom de vanligste hybridiseringstypene og den geometriske strukturen til molekyler, under forutsetning av at alle hybridorbitaler er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger (det er ingen ensomme elektronpar).
| Hybridiseringstype | Antall hybrid orbitaler |
Geometri | Struktur | Eksempler |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Lineær |
BeF 2 , CO 2 , NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | Trekantet |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | Tetraedrisk |
|
CH4, ClO4-, SO42-, NH4+ |
| dsp 2 | 4 | Flatt firkantet |
Oppgave 261.
Hvilke typer karbon AO-hybridisering tilsvarer dannelsen av CH-molekyler 4, C2H6, C2H4, C2H2?
Løsning:
a) I CH-molekyler 4 og C2H6 Valenselektronlaget til et karbonatom inneholder fire elektronpar:
Derfor vil elektronskyene til karbonatomet i CH 4 og C 2 H 6 molekylene være maksimalt fjernt fra hverandre under sp3 hybridisering, når deres akser er rettet mot toppunktene til tetraederet. I dette tilfellet, i CH4-molekylet, vil alle toppunktene til tetraederet være okkupert av hydrogenatomer, slik at CH4-molekylet har en tetraedrisk konfigurasjon med et karbonatom i sentrum av tetraederet. I C 2 H 6-molekylet okkuperer hydrogenatomer tre toppunkter i tetraederet, og den vanlige elektronskyen til et annet karbonatom er rettet mot det fjerde toppunktet, dvs. to karbonatomer er koblet til hverandre. Dette kan representeres med diagrammer:
b) I C 2 H 4 molekylet er det et valenselektronlag av karbonatomet, som i CH 4 og C 2 H 6 molekylene. inneholder fire elektronpar:
Når C 2 H 4 dannes, dannes det tre kovalente bindinger etter vanlig mekanisme, d.v.s. er - forbindelser, og en - - forbindelse. Når et C 2 H 4 molekyl dannes, har hvert karbonatom to hydrogenatomer - bindinger og to bindinger til hverandre, en - og en - bindinger. Hybride skyer som matcher denne typen hybridisering, befinner seg i karbonatomet slik at interaksjonen mellom elektroner er minimal, dvs. så langt fra hverandre som mulig. Dette arrangementet av karbonatomer (to dobbeltbindinger mellom karbonatomer) er karakteristisk for sp 2 hybridisering av karbon AO. Under sp 2 hybridisering er elektronskyene i karbonatomer orientert i retninger som ligger i samme plan og danner vinkler på 120 0 med hverandre, dvs. i retninger til toppunktene i en vanlig trekant. I etylenmolekylet involverer dannelsen av - bindinger tre sp 2 -hybride orbitaler av hvert karbonatom, to mellom to hydrogenatomer og en med det andre karbonatomet, og - bindingen dannes på grunn av p-elektronskyene til hver karbonatom. Strukturformel molekylene C 2 H 4 vil se slik ut:
c) I C 2 H 2-molekylet inneholder valenselektronlaget til karbonatomet fire par elektroner:
Strukturformelen til C 2 N 2 er:
Hvert karbonatom er forbundet med et elektronpar til et hydrogenatom og tre elektronpar til et annet karbonatom. Således, i et acetylenmolekyl, er karbonatomer forbundet med hverandre med en -binding og to -bindinger. Hvert karbonatom er forbundet med hydrogen med en -binding. Dannelsen av - bindinger involverer to sp-hybride AOer, som er plassert i forhold til hverandre slik at interaksjonen mellom dem er minimal, d.v.s. så langt fra hverandre som mulig. Derfor, under sp-hybridisering, er elektronskyene mellom karbonatomer orientert i motsatte retninger i forhold til hverandre, dvs. vinkel mellom C-C tilkoblinger er 1800. Derfor har C 2 H 2-molekylet en lineær struktur:
Oppgave 262.
Angi type hybridisering av silisium AO i SiH 4 og SiF 4 molekyler. Er disse molekylene polare?
Løsning:
I SiH 4 og SiF 4 molekyler inneholder valenselektronlaget fire par elektroner:
Derfor vil elektronskyene til silisiumatomet i begge tilfeller være maksimalt fjernt fra hverandre under sp 3-hybridisering, når deres akser er rettet mot toppunktene til tetraederet. Dessuten, i SiH 4-molekylet er alle toppunktene til tetraederet okkupert av hydrogenatomer, og i SiF 4-molekylet - av fluoratomer, slik at disse molekylene har en tetraedrisk konfigurasjon med et silisiumatom i sentrum av tetraederet:
I tetraedriske molekyler SiH 4 og SiF 4 kansellerer dipolmomentene til Si-H og Si-F-bindingene hverandre gjensidig, slik at de totale dipolmomentene til begge molekylene blir lik null. Disse molekylene er ikke-polare, til tross for polariteten til Si-H- og Si-F-bindingene.
Oppgave 263.
I SO 2 og SO 3 molekyler er svovelatomet i en tilstand av sp 2 hybridisering. Er disse molekylene polare? Hva er deres romlige struktur?
Løsning:
Under sp 2 hybridisering er hybridskyer lokalisert i svovelatomet i retninger som ligger i samme plan og danner vinkler på 120 0 med hverandre, dvs. rettet mot toppunktene i en vanlig trekant.
a) I SO 2-molekylet danner to sp 2 -hybride AO-er en binding med to oksygenatomer, den tredje sp 2 -hybridorbitalen vil være okkupert av et fritt elektronpar. Dette elektronparet vil forskyve elektronplanet og SO 2 molekylet vil ta form av en uregelmessig trekant, dvs. vinkel OSO vil ikke være lik 120 0. Derfor vil SO 2 molekylet ha en vinkelform med sp 2 hybridisering av atomorbitalene, strukturen:
I SO 2 -molekylet gjensidig kompensasjon av dipolmomenter S-O tilkoblinger skjer ikke; dipolmomentet til et slikt molekyl vil ha en verdi større enn null, dvs. molekylet er polart.
b) I hjørnet SO 3-molekylet danner alle tre sp2-hybrid AO-ene en binding med tre oksygenatomer. SO3-molekylet vil ha formen av en flat trekant med sp2-hybridisering av svovelatomet:
I et trekantet SO 3-molekyl kansellerer dipolmomentene til S-O-bindingene hverandre, slik at det totale dipolmomentet blir null, molekylet er polart.
Oppgave 264.
Når SiF4 interagerer med HF, dannes en sterk syre H 2 SiF 6, som dissosieres til H + og SiF 6 2- ioner. Kan På lignende måte skjer reaksjonen mellom CF 4 og HF? Angi typen hybridisering av silisium AO i SiF 6 2- ion.
Løsning:
a) Ved eksitering går silisiumatomet fra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3-tilstanden til 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0-tilstanden, og den elektroniske strukturen til valensorbitalene tilsvarer skjemaet :
Fire uparede elektroner av et eksitert silisiumatom kan delta i dannelsen av fire kovalente bindinger i henhold til den vanlige mekanismen med fluoratomer (1s 2 2s 2 2p 5), som hver har ett uparet elektron, for å danne et SiF 4-molekyl.
Når SiF 4 interagerer med HF, dannes syren H 2 SiF 6. Dette er mulig fordi SiF 4-molekylet har frie 3d-orbitaler, og F- (1s 2 2s 2 2p 6)-ionet har frie elektronpar. Koblingen utføres i henhold til donor-akseptormekanismen på grunn av et par elektroner fra hver av de to ionene F - (HF ↔ H + + F -) og frie 3d orbitaler av SiF 4 molekylet. I dette tilfellet dannes SiF 6 2- ionen, som med H + ionene danner et syremolekyl H 2 SiF 6.
b) Karbon (1s 2 2s 2 2p 2) kan, i likhet med silisium, danne en CF 4-forbindelse, men valensevnen til karbonatomet vil være oppbrukt (det er ingen uparrede elektroner, frie elektronpar og frie valensorbitaler ved valensnivå). Strukturdiagrammet for valensorbitalene til et eksitert karbonatom har formen:
Når CF 4 dannes, er alle valensorbitaler av karbon okkupert, så et ion kan ikke dannes.
I SiF 4-molekylet inneholder valenselektronlaget til silisiumatomet fire par elektroner:
Det samme er observert for CF 4-molekylet. derfor, i begge tilfeller, vil elektronskyene av silisium og karbonatomer være så langt fra hverandre som mulig under sp3 hybridisering. Når deres akser er rettet mot toppene til tetraederet:
Metoden for hybridisering av atomorbitaler er basert på antakelsen om at under dannelsen av et molekyl, i stedet for de opprinnelige atom- og elektronskyene, dannes det ekvivalente "blandede" eller hybride elektronskyer som er forlenget mot naboatomer, på grunn av hvilket deres mer fullstendige overlapping med elektronskyene til disse atomene er oppnådd. Slik deformasjon av elektronskyer krever energi. Men en mer fullstendig overlapping av valenselektronskyene fører til dannelsen av en sterkere kjemisk binding og derfor til en ekstra energigevinst. Hvis denne energigevinsten er tilstrekkelig til å mer enn kompensere for energien som brukes på deformasjonen av de innledende atomelektronskyene, fører en slik hybridisering til slutt til en reduksjon i den potensielle energien til det resulterende molekylet og følgelig til en økning i stabiliteten.
Tenk på, som et eksempel på hybridisering, dannelsen av et berylliumfluoridmolekyl. Hvert fluoratom som er en del av dette molekylet har ett uparet elektron,
som er involvert i dannelsen av kovalente bindinger. Et berylliumatom i en ueksitert tilstand har ingen uparrede elektroner:
Derfor, for å delta i dannelsen av kjemiske bindinger, må berylliumatomet gå inn spent tilstand :
Det resulterende eksiterte atomet har to uparrede elektroner: elektronskyen til en av dem tilsvarer tilstanden, den andre -. Når disse elektronskyene overlapper med p-elektronskyene til to fluoratomer, kan det dannes kovalente bindinger (fig. 38).
Men som allerede nevnt, med forbruk av noe energi, i stedet for de opprinnelige s- og p-orbitalene til berylliumatomet, kan det dannes to ekvivalente hybridorbitaler (-orbitaler). Formen og arrangementet til disse orbitalene er vist i fig. 39, hvorfra det er klart at hybridorbitalene er forlenget i motsatte retninger.
Overlappingen av hybrid-elektronskyer av berylliumatomet med p-elektronskyer av fluoratomer er vist i fig. 40.
Ris. 38. Skjema for overlapping av -elektronskyer av fluoratomer med og -elektronskyer av et berylliumatom (for hver binding separat) Områdene med overlapping av elektronskyer er skyggelagt.
Ris. 39. Form ( skjematisk illustrasjon) og den relative posisjonen til hybrid-elektronskyene til berylliumatomet (for hver hybridorbital separat).
Ris. 40. Skjema for dannelsen av kjemiske bindinger i et molekyl. For å forenkle figuren er ikke hybridelektronskyene til berylliumatomet avbildet i sin helhet.
På grunn av den langstrakte formen til hybridorbitaler oppnås mer fullstendig overlapping av interagerende elektronskyer, noe som betyr at det dannes sterkere kjemiske bindinger. Energien som frigjøres under dannelsen av disse bindingene er større enn det totale energiforbruket for eksitasjon av berylliumatomet og hybridisering av dets atomorbitaler. Derfor er prosessen med molekyldannelse energetisk gunstig.
Det vurderte tilfellet med hybridisering av en s- og en p-orbital, som fører til dannelsen av to -orbitaler, kalles -hybridisering. Som fig. 39, -orbitalene er orientert i motsatte retninger, noe som fører til den lineære strukturen til molekylet. Faktisk er molekylet lineært, og begge bindingene i dette molekylet er likeverdige i alle henseender.
Andre tilfeller av hybridisering av atomorbitaler er også mulige, men antallet resulterende hybridorbitaler er alltid lik det totale antallet innledende atomorbitaler involvert i hybridisering. Således, når en s- og to p-orbitaler hybridiseres (-hybridisering - les "es-pe-two"), dannes tre like -orbitaler. I dette tilfellet er hybridelektronskyer plassert i retninger som ligger i samme plan og orientert i vinkler på 120° til hverandre (fig. 41). Åpenbart tilsvarer denne typen hybridisering dannelsen av et flatt trekantet molekyl.
Et eksempel på et molekyl der β-hybridisering skjer er borfluorid-molekylet. Her, i stedet for den opprinnelige s- og to p-orbitaler til det eksiterte boratomet
Tre like -orbitaler dannes. Derfor er molekylet bygget i form av en vanlig trekant, med et boratom i sentrum og fluoratomer i hjørnene. Alle tre bindingene i molekylet er likeverdige.
Hvis en s- og tre p-orbitaler (-hybridisering) er involvert i hybridisering, er resultatet dannelsen av fire hybrid-orbitaler, forlenget i retningene mot toppene til tetraederet, dvs. orientert i vinkler til hverandre ( Fig. 42). Slik hybridisering skjer for eksempel i et eksitert karbonatom under dannelsen av et metanmolekyl.
Ris. 41. Gjensidig arrangement av hybridelektronskyer.
Ris. 42. Gjensidig arrangement av hybridelektronskyer.
Derfor har metanmolekylet form som et tetraeder, og alle fire bindingene i dette molekylet er likeverdige.
La oss gå tilbake til å vurdere strukturen til vannmolekylet. Under dannelsen skjer -hybridisering av oksygenatomorbitaler. Det er grunnen til at HOH-bindingsvinkelen i et molekyl ikke er nær, men den tetraedriske vinkelen. Den lille forskjellen mellom denne vinkelen og 109,5° kan forstås hvis vi tar i betraktning den ulik tilstanden til elektronskyene som omgir oksygenatomet i vannmolekylet. Faktisk, i metanmolekylet (I)
alle åtte elektronene som okkuperer hybridorbitaler i karbonatomet er involvert i dannelsen av kovalente bindinger. Dette forårsaker en symmetrisk fordeling av elektronskyer i forhold til kjernen til karbonatomet. I mellomtiden, i molekylet, danner bare fire av de åtte elektronene som okkuperer hybridorbitalene til oksygenatomet bindinger, og to elektronpar forblir udelte, det vil si at de bare tilhører oksygenatomet. Dette fører til en viss asymmetri i fordelingen av elektronskyer som omgir oksygenatomet og, som en konsekvens, til et avvik i vinkelen mellom bindinger fra .
Når et ammoniakkmolekyl dannes, oppstår også atomorbitalene til sentralatomet (nitrogen). Det er derfor bindingsvinkelen er nær tetraedrisk. Den lille forskjellen i denne vinkelen fra 109,5° forklares, som i vannmolekylet, av asymmetrien i fordelingen av elektronskyer rundt kjernen til nitrogenatomet: av fire elektronpar deltar tre i dannelsen av N - H obligasjoner, og en forblir udelt.
Som vist i fig. 39, 41 og 42 er hybridelektronskyene forskjøvet i forhold til atomkjernen.
Derfor faller ikke senteret for elektrisk ladning til et ensomt elektronpar lokalisert i en hybrid orbital sammen med posisjonen atomkjernen, dvs. med sentrum av den positive ladningen tilstede i atomet. Dette skiftet i ladningen til et ensomt elektronpar fører til utseendet til et dipolmoment, som gir et betydelig bidrag til det totale dipolmomentet til molekylet. Det følger av dette at polariteten til et molekyl ikke bare avhenger av polariteten til individuelle bindinger og deres innbyrdes arrangement (se § 40), men også av tilstedeværelsen av ensomme elektronpar i hybridorbitaler og av romlig arrangement av disse orbitalene.
For elementer fra den tredje og påfølgende perioden kan -orbitaler også delta i dannelsen av hybridelektronskyer. Tilfellet -hybridisering er spesielt viktig når en, tre og to -orbitaler deltar i dannelsen av hybridorbitaler. I dette tilfellet dannes seks ekvivalente hybridorbitaler, langstrakte i retningene mot toppene til oktaederet. Den oktaedriske strukturen til molekylet, ioner og mange andre forklares av hybridiseringen av atomorbitalene til sentralatomet.
| Singel (σ) | Dobbeltrom (σ+π) | Trippel (σ + π + π) |
| C–C C–H C–O H–Cl | C=O C=CO=O | С≡С С≡N N≡N |
Hybridisering
Hvis et atom er koblet til andre atomer av de IDENTISKE BÅNINGEN, men orbitaler er involvert i deres dannelse forskjellige typer, så brukes HYBRIDISERING-metoden.
Eksempel:CH 4-molekylet har formen av et vanlig tetraeder, der alle 4 bindingene har samme lengde, styrke og er i samme vinkel i forhold til hverandre.
Imidlertid har et fireverdig karbonatom elektroner i tre p-orbitaler og en s-orbitaler. De er forskjellige i energi, form og plassert i rommet annerledes.
For å forklare brukes konseptet HYBRIDISERING:
Fra fire atomorbitaler dannes 4 nye,
hybrid orbitaler, som i verdensrommet befinner seg i MAKSIMAL AVSTAND FRA HVERANDRE. Dette er et vanlig tetraeder, vinklene mellom bindingene er 109° 29´.
Siden ett s og tre p-skjell er involvert i dannelsen av fire bindinger, er denne typen hybridisering utpekt sp 3
Avhengig av antall og type orbitaler som deltar i hybridisering, skilles følgende typer hybridisering:
1) sp-hybridisering. One s orbital og en p orbital er involvert. Molekylet har en lineær struktur, bindingsvinkelen er 180 0.
2) sp 2 hybridisering. En s orbitaler og to p orbitaler er involvert. Molekylet er lokalisert i et plan (endene av hybridorbitalene er rettet mot hjørnene likesidet trekant), bindingsvinkel – 120 0.
3) sp 3 hybridisering. En s orbitaler og tre p orbitaler er involvert. Molekylet har en tetraedrisk form, bindingsvinkelen er 109,28 0.
Hvordan bestemme typen hybridisering?
1. Hybridisering involverer sigma-bindinger og LONE ION-PAR.
2. Totalt antall deltakende orbitaler sigmabindinger + elektronpar = antall hybridorbitaler og bestemmer type hybridisering.
Trening: bestemme type hybridisering av karbonatomet i fosgenmolekylet.
O=C – Cl
1) karbon danner 2 enkeltbindinger (disse er sigmabindinger) og en dobbeltbinding (sigma + pi) Alle 4 elektronene av karbon er involvert i dannelsen av disse bindingene.
2) dermed vil TRE SIGMA-forbindelser delta i hybridisering. Dette sp 2 - hybridisering, har molekylet formen flat trekant. Pi-bindingen er plassert vinkelrett på planet til denne trekanten.
Laster inn...