Уровни гибридизации. Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул
Метод валентных связей позволяет наглядно объяснить пространственные характеристики многих молекул. Однако, привычного представления о формах орбиталей не достаточно для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных – s , p , d – валентных орбиталей, образованные им связи в молекулах с одинаковыми заместителями оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. В двадцатые годы XIX века Лайнусом Полингом была предложена концепция гибридизации электронных орбиталей. Под гибридизацией понимают абстрактную модель выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.
Примеры формы гибридных орбиталей представлены в таблице 5.
Таблица 5. Гибридные sp, sp 2 , sp 3 орбитали
Концепцию гибридизации удобно использовать при объяснении геометрической формы молекул и величины валентных углов (примеры заданий 2– 5).
Алгоритм определения геометрии молекул методом ВС:
а. Определить центральный атом и количество σ-связей с концевыми атомами.
б. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы и графические изображения внешних электронных уровней.
в. Согласно принципам метода ВС на образование каждой связи нужна пара электронов, в общем случае, по одному от каждого атома. Если неспаренных электронов центральному атому недостаточно, следует предположить возбуждение атома с переходом одного из пары электронов на более высокий энергетический уровень.
г. Предположить необходимость и тип гибридизации с учетом всех связей и, для элементов первого периода, неспаренных электронов.
д. Опираясь на вышеизложенные умозаключения изобразить электронные орбитали (гибридные или нет) всех атомов в молекуле и их перекрывание. Сделать вывод о геометрии молекулы и приблизительной величине валентных углов.
е. Определить степень полярности связи исходя из значений электроотрицательностей атомов (табл.6) Определить наличие дипольного момента исходя из расположения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов и/или симметрии молекулы.
Таблица 6. Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу
Примеры заданий
Задание 1 . Опишите методом ВС химическую связь в молекуле СО.
Решение (рис.25)
а. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы.
б. Для образования связи необходимо создать обобществленные электронные пары
Рисунок 25. Схема образования связи в молекуле СО (без гибридизации орбиталей)
Вывод: В молекуле СО – тройная связь С≡О
Для молекулы СО можно предположить наличие sp -гибридизации орбиталей обоих атомов (рис.26). Спаренные электроны, не участвующие в образовании связи находятся на sp -гибридной орбитали.
Рисунок 26. Схема образования связи в молекуле СО (с учетом гибридизации орбиталей)
Задание 2. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы BeH 2 и определить является ли молекула диполем.
Решение задачи представлено в таблице 7.
Таблица 7. Определение геометрии молекулы BeH 2
Электронная конфигурация | Примечания | ||
а. | Центральный атом – бериллий. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода | ||
б. | H: 1s 1 Be: 2s 2 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома бериллия все электроны спарены, его необходимо перевести в возбужденное состояние | |
в. | H: 1s 1 Be*: 2s 1 2p 1 | Если бы один атом водорода связывался с бериллием за счет 2s -электрона бериллия, а другой – за счет 2p -электрона бериллия, то молекула не обладала бы симметрией, что энергетически не оправдано, а связи Be–Н не были бы равноценными. | |
г. | H: 1s 1 Be*: 2(sp ) 2 | Следует предположить наличие sp -гибридизации | |
д. | Две sp -гибридные орбитали располагаются под углом 180°, молекула BeH 2 – линейная | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ Be =1,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому водорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд δ–. На атоме бериллия δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда совпадают (она симметрична), молекула не является диполем. |
Аналогичные рассуждения помогут описать геометрию молекул с sp 2 - и sp 3 -гибридными орбиталями (табл.8).
Таблица 8. Геометрия молекул BF 3 и СН 4
Задание 3. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы H 2 О и определить является ли молекула диполем. Возможно два решения, они представлены в таблицах 9 и 10.
Таблица 9. Определение геометрии молекулы H 2 O (без гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | |||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | ||
в. | Неспаренных электронов достаточно для образования двух ϭ-связей с атомами водорода. | ||
г. | Гибридизацией можно пренебречь | ||
д. | |||
е. |
Таким образом, молекула воду, должна иметь валентный угол около 90°. Однако угол между связями примерно 104°.
Это можно объяснить
1) отталкиванием, близко расположенных друг к другу водородных атомов.
2) Гибридизацией орбиталей (табл. 10).
Таблица 10. Определение геометрии молекулы H 2 O (с учетом гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | Центральный атом – кислород. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода. | ||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | |
в. | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | ||
г. | Угол в 104° позволяет предположить наличие sp 3 -гибридизации. | ||
д. | Две sp 3 -гибридные орбитали располагаются под углом примерно 109°, молекула H 2 O по форме близка к тетраэдру, уменьшение валентного угла объясняется влиянием электронной не связывающей пары. | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ О =3,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому кислорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд 2δ– На атоме водорода δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда не совпадают (она не симметрична), молекула является диполем. |
Аналогичные рассуждения позволяют объяснить валентные углы в молекуле аммиака NH 3 . Гибридизацию с участием неподеленных электронных пар, обычно предполагают только для орбиталей атомов элементов II периода. Валентные углы в молекулах H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. То же самое наблюдается в ряду NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описании геометрии этих молекул, традиционно, или не прибегают к представлениям о гибридизации, или объясняют уменьшение тетраэдрического угла возрастающим влиянием неподеленной пары.
Продолжение. Начало см. в № 15, 16/2004
Урок 5. Гибридизация
атомных орбиталей углерода
Ковалентная химическая связь образуется при помощи общих связывающих электронных пар по типу:
Образовывать химическую связь, т.е. создавать
общую электронную пару с «чужим» электроном от
другого атома, могут только неспаренные
электроны. Неспаренные электроны при записи
электронных формул находятся по одному в
клетке-орбитали.
Атомная орбиталь
– это функция, которая
описывает плотность электронного облака в
каждой точке пространства вокруг ядра атома.
Электронное облако – это область пространства, в
которой с высокой вероятностью может быть
обнаружен электрон.
Для согласования электронного строения атома
углерода и валентности этого элемента
пользуются представлениями о возбуждении атома
углерода. В нормальном (невозбужденном)
состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р
2 -электрона.
В возбужденном состоянии (при поглощении
энергии) один из 2s
2 -электронов может
переходить на свободную р
-орбиталь. Тогда в
атоме углерода появляется четыре неспаренных
электрона:
Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С – 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами – 1, 2 – обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические:
На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.
При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:
Это – sр
3 -гибридизация.
Гибридизация
– выравнивание
(смешивание) атомных орбиталей (s
и р
) с
образованием новых атомных орбиталей,
называемых гибридными орбиталями
.
Гибридные орбитали имеют
асимметричную форму, вытянутую в сторону
присоединяемого атома. Электронные облака
взаимно отталкиваются и располагаются в
пространстве максимально далеко друг от друга.
При этом оси четырех sр
3-гибридных орбиталей
оказываются направленными к вершинам тетраэдра
(правильной треугольной пирамиды).
Соответственно углы между этими орбиталями –
тетраэдрические, равные 109°28".
Вершины электронных орбиталей могут
перекрываться с орбиталями других атомов. Если
электронные облака перекрываются по линии,
соединяющий центры атомов, то такую ковалентную
связь называют сигма()-связью
. Например, в молекуле этана
С 2 Н 6 химическая связь образуется
между двумя атомами углерода перекрыванием двух
гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из
атомов углерода своими тремя sр
3 -орбиталями
перекрывается с s
-орбиталями трех атомов
водорода, образуя три -связи.
Всего для атома углерода возможны три
валентных состояния с различным типом
гибридизации. Кроме sр
3 -гибридизации
существует sр
2 - и sр
-гибридизация.
sр
2 -Гибридизация
– смешивание одной
s
- и двух р
-орбиталей. В результате
образуются три гибридные sр
2 -орбитали.
Эти sр
2 -орбитали расположены в одной
плоскости (с осями х
, у
) и направлены к
вершинам треугольника с углом между орбиталями
120°. Негибридизованная
р
-орбиталь перпендикулярна к плоскости трех
гибридных sр
2 -орбиталей (ориентирована
вдоль оси z
). Верхняя половина р
-орбитали
находится над плоскостью, нижняя половина – под
плоскостью.
Тип sр
2 -гибридизации углерода бывает у
соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем
только одна из связей между двумя атомами
(например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие
орбитали атома направлены в противоположные
стороны.) Вторая связь образуется в результате
перекрывания негибридных р
-орбиталей по обе
стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи()-связью .
Образование
|
Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее
прочная, чем -связь.
sр
-Гибридизация
– это смешивание
(выравнивание по форме и энергии) одной s-
и
одной
р
-орбиталей с образованием двух гибридных sр
-орбиталей.
sр
-Орбитали расположены на одной линии (под
углом 180°) и направлены в противоположные стороны
от ядра атома углерода. Две
р
-орбитали остаются негибридизованными. Они
размещены взаимно перпендикулярно
направлениям -связей. На рисунке sр
-орбитали
показаны вдоль оси y
, а негибридизованные две
р
-орбитали– вдоль осей х
и z
.
Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей
при перекрывании
sp
-гибридных орбиталей, и двух -связей.
Взаимосвязь таких параметров атома углерода, как
число присоединенных групп, тип гибридизации и
типы образуемых химических связей, показана в
таблице 4.
Таблица 4
Ковалентные связи углерода
Число групп, связанных с углеродом |
Тип гибридизации |
Типы участвующих химических связей |
Примеры формул соединений |
---|---|---|---|
4 | sp 3 | Четыре - связи | |
3 | sp 2 | Три - связи и одна - связь |
|
2 | sp | Две - связи и две -связи |
H–CC–H |
Упражнения .
1. Какие электроны атомов (например, углерода или азота) называют неспаренными?
2. Что означает понятие «общие электронные пары» в соединениях с ковалентной связью (например, СН 4 или Н 2 S)?
3. Какие электронные состояния атомов (например, С или N) называют основными, а какие возбужденными?
4. Что означают цифры и буквы в электронной формуле атома (например, С или N)?
5. Что такое атомная орбиталь? Сколько орбиталей на втором энергетическом уровне атома С и чем они различаются?
6. В чем отличие гибридных орбиталей от исходных орбиталей, из которых они образовались?
7. Какие типы гибридизации известны для атома углерода и в чем они заключаются?
8. Нарисуйте картинку пространственного расположения орбиталей для одного из электронных состояний атома углерода.
9. Какие химические связи называют и какие ? Укажите - и -связи в соединениях:
10. Для атомов углерода приведенных ниже соединений укажите: а) тип гибридизации; б) типы его химических связей; в) валентные углы.
Ответы на упражнения к теме 1
Урок 5
1. Электроны, которые находятся по одному на орбитали, называют неспаренными электронами . Например, в электронографической формуле возбужденного атома углерода – четыре неспаренных электрона, а у атома азота – три:
2. Два электрона, участвующие в образовании одной химической связи, называют общей электронной парой . Обычно до образования химической связи один из электронов этой пары принадлежал одному атому, а другой электрон – другому атому:
3. Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения электронных орбиталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 и т.д., называют основным состоянием . В возбужденном состоянии один из валентных электронов атома занимает свободную орбиталь с более высокой энергией, такой переход сопровождается разъединением спаренных электронов. Схематически это записывают так:
Тогда как в основном состоянии было только два валентных неспаренных электрона, то в возбужденном состоянии таких электронов становится четыре.
5.
Атомная орбиталь – это функция,
которая описывает плотность электронного облака
в каждой точке пространства вокруг ядра данного
атома. На втором энергетическом уровне атома
углерода четыре орбитали – 2s
, 2р x
, 2р y
,
2р z
. Эти орбитали различаются:
а) формой электронного облака (s
– шар, р
–
гантель);
б) р
-орбитали имеют разную ориентацию в
пространстве – вдоль взаимно перпендикулярных
осей x
, y
и z
, их обозначают р x
, р y
,
р z
.
6.
Гибридные орбитали отличаются от
исходных (негибридных) орбиталей формой и
энергией. Например, s
-орбиталь – форма сферы, р
– симметричная восьмерка, sp
-гибридная
орбиталь – асимметричная восьмерка.
Различия по энергии: E
(s
) < E
(sр
) < E
(р
).
Таким образом, sp
-орбиталь – усредненная по
форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием
исходных s
-
и p
-орбиталей.
7. Для атома углерода известны три типа гибридизации: sp 3 , sp 2 и sp (см. текст урока 5 ).
9.
-связь
– ковалентная связь, образующаяся путем
лобового перекрывания орбиталей по линии,
соединяющей центры атомов.
-связь –
ковалентная связь, образующаяся путем бокового
перекрывания р
-орбиталей по обе стороны от
линии, соединяющей центры атомов.
-Связи
показывают второй и третьей черточкой между
соединенными атомами.
Задача 261.
Какие типы гибридизации АО углерода соответствуют образованию молекул СН
4 , С
2 Н
6 , С
2 Н
4 , С
2 Н
2 ?
Решение:
а) В молекулах СН
4 и С
2 Н
6 валентный электронный слой атома углерода содержит четыре электронных пары:
Поэтому электронные облака атома углерода в молекулах СН 4 , С 2 Н 6 будут максимально удалены друг от друга при sp3-гибридизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в молекуле СН 4 все вершины тетраэдра будут заняты атомами водорода, так что молекула СН4 имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом углерода в центре тетраэдра. В молекуле С 2 Н 6 атомы водорода занимают три вершины тетраэдра, а к четвёртой вершине направлено общее электронное облако другого атома углерода, т.е. два атома углерода соединены друг с другом. Это можно представить схемами:
б) В молекуле С 2 Н 4 валентный электронный слой атома углерода, как и в молекулах СН 4 , С 2 Н 6 . содержит четыре электронные пары:
При образовании С 2 Н 4 три ковалентные связи образованы по обычному механизму, т.е. являются - связями, и одна - - связь. При образовании молекулы С 2 Н 4 каждый атом углерода с двумя атомами водорода - связями и друг с другом двумя связями, одной - и одной - связями. Гибридные облака, соответствующие данному типу гибридизации, располагаются в атоме углерода так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т.е. как можно дальше друг от друга. Данное расположение атомов углерода (две двойные связи между атомами углерода) характерно для sp 2 -гибридизации АО углерода. При sp 2 -гибридизации электронные облака в атомах углерода ориентированы в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120 0 , т.е. в направлениях к вершинам правильного треугольника. В молекуле этилена в образовании - связей участвуют три sp 2 -гибридные орбитали каждого атома углерода, две между двумя атомами водорода и одна со вторым атомом углерода, а - связь образуется за счёт р-электронных облаков каждого атома углерода. Структурная формула молекулы С 2 Н 4 будет иметь вид:
в) В молекуле С 2 Н 2 валентный электронный слой атома углерода содержит четыре пары электронов:
Структурная формула С 2 N 2 имеет вид:
Каждый атом углерода соединён одной электронной парой с атомом водорода и тремя электронными парами с другим атомом углерода. Таким образом, в молекуле ацетилена атомы углерода соединены друг с другом одной -связью и двум -связями. С водородом каждый атом углерода соединён -связью. В образовании - связей участвуют две sp-гибридные АО, которые расположены друг относительно друга так, что взаимодействие между ними минимальное, т.е. как можно дальше друг от друга. Поэтому при sp-гибридизации электронные облака между атомами углерода ориентированы в противоположных направлениях друг относительно друга, т.е. угол между связями С-С составляет 180 0 . Поэтому молекула С 2 Н 2 имеет линейное строение:
Задача 262.
Указать тип гибридизации АО кремния в молекулах SiH 4 и SiF 4 . Полярны ли эти молекулы?
Решение:
В молекулах SiH 4 и SiF 4 валентный электронный слой содержит четыре пары электронов:
Поэтому в обоих случаях электронные облака атома кремния будут максимально удалены друг от друга при sp 3 -гибридизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в молекуле SiH 4 все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а в молекуле SiF 4 – атомами фтора, так что эти молекулы имеют тетраэдрическую конфигурацию с атомом кремния в центре тетраэдра:
В тетраэдрических молекулах SiH 4 и SiF 4 дипольные моменты связей Si-H и Si-F взаимно компенсируют друг друга, так что суммарные дипольные моменты обоих молекул будут равны нулю. Эти молекулы неполярны, несмотря на полярность связей Si-H и Si-F.
Задача 263.
В молекулах SО 2 и SО 3 атом серы находится в состоянии sp 2 -гибридизации. Полярны ли эти молекулы? Какова их пространственная структура?
Решение:
При sp 2 -гибридизации гибридные облака располагаются в атоме серы в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120 0 , т.е. направленных к вершинам правильного треугольника.
а) В молекуле SО 2 две sp 2 -гибридные АО образуют связь с двумя атомами кислорода, третья sp 2 -гибридная орбиталь будет занята свободной электронной парой. Эта электронная пара будет смещать электронную плоскость и молекула SО 2 примет форму неправильного треугольника, т.е. угол OSO не будет равен 120 0 . Поэтому молекула SО 2 будет иметь угловую форму при sp 2 -гибридизации орбиталей атома структуру:
В молекуле SО 2 взаимной компенсации дипольных моментов связей S-O не происходит; дипольный момент такой молекулы будет иметь значение больше нуля, т.е. молекула полярна.
б) В угловой молекуле SО 3 все три sp2-гибридные АО образуют связь с тремя атомами кислорода. Молекула SО 3 будет иметь форму плоского треугольника с sp 2 -гибридизацией атома серы:
В треугольной молекуле SО 3 дипольные моменты связей S-O взаимно компенсируют друг друга, так что суммарный дипольный момент будет равен нулю, молекула полярна.
Задача 264.
При взаимодействии SiF4 с HF образуется сильная кислота Н 2 SiF 6 , диссоциирующая на ионы Н + и SiF 6 2- . Может ли подобным образом протекать реакция между СF 4 и НF? Указать тип гибридизации АО кремния в ионе SiF 6 2- .
Решение:
а) При возбуждении атом кремния переходит из состояния 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 в состояние 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 , а электронное строение валентных орбиталей соответствует схеме:
Четыре неспаренных электрона возбуждённого атома кремния могут участвовать в образовании четырёх ковалентных связей по обычному механизму с атомами фтора (1s 2 2s 2 2p 5), имеющими по одному неспаренному электрону с образованием молекулы SiF 4 .
При взаимодействии SiF 4 с HF образуется кислота Н 2 SiF 6 . Это возможно, потому что в молекуле SiF 4 имеются свободные 3d-орбитали, а в ионе F- (1s 2 2s 2 2p 6) свободные пары электронов. Связь осуществляется по донорно-акцепторному механизму за счёт пары электронов каждого из двух ионов F - (HF ↔ H + + F -) и свободных 3d-орбиталей молекулы SiF 4 . При этом образуется ион SiF 6 2- , который с ионами H + образует молекулу кислоты Н 2 SiF 6 .
б) Углерод (1s 2 2s 2 2p 2) может образовать, подобно кремнию, соединение СF 4 , ног при этом валентные возможности атома углерода будут исчерпаны (нет неспаренных электронов, свободных пар электронов и свободных валентных орбиталей на валентном уровне). Схема строения валентных орбиталей возбуждённого атома углерода имеет вид:
При образовании СF 4 все валентные орбитали углерода заняты, поэтому ион образоваться не может.
В молекуле SiF 4 валентный электронный слой атома кремния содержит четыре пары электронов:
Это же наблюдается и для молекулы СF 4 . поэтому в обоих случаях электронные облака атомов кремния и углерода будут максимально удалены друг от друга при sp3-гибридизации. Когда их оси будут направлены к вершинам тетраэдра:
Для объяснения фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углерода), используется постулат о гибридизации близких по энергии атомных орбиталей. Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи , если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s - на 2р -АО:
Основное и возбужденное состояния атома углерода.
Гибридизация АО - это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии.
Например, смешение 2s-АО с 2p -АО дает две гибридные 2sp -АО:
АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р ) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибридизации p -АО возможны следующие виды гибридизации:
для атомов углерода и азота - sp 3 , sp 2 и sp ;
для атома кислорода - sp 3 , sp 2 ;
для галогенов - sp 3 .
Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).
В отличие от негибридных s - или р -АО, она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s -, р - или гибридными АО) других атомов обычно дают s-МО, т.е. образуют s-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.
3.3.1. sp 3 -Гибридизация (тетраэдрическая).
Одна s - и три р четыре равноценные по форме и энергии sp 3 -гибридные орбитали.
Орбитальная модель атома в sp 3 -гибридизованном состоянии.
Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:
2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)
Схема sp 3 -гибридизации атомных орбиталей.
Оси sp 3 -гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28", что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.
Впервые идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра независимо друг от друга выдвинули в 1874 г. Вант-Гофф и Ле Бель.
sp 3 -Орбитали могут образовывать четыре s-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
А как наглядно изобразить пространственное строение атома в sp 3 -состоянии на рисунке?
В этом случае sp 3 -гибридные орбитали изображают не электронными облаками, а прямыми линиями или клиньями в зависимости от пространственной ориентации орбитали. Такое схематическое изображение используется при написании стереохимических (пространственных) формул молекул.
Переход от орбитальной модели (а) к пространственной формуле (б).
На примере молекулы метана показаны объемные модели и пространственная (стереохимическая) формула молекулы с sp 3 -углеродным атомом.
Модель молекулы метана
sp 3 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 4.
Углерод в sp 3 -гибридном состоянии встречается в простом веществе - алмазе. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др., соединенных с другими атомами одинарными связями (sp 3 -атомы выделены красным цветом):
С H 4 , RC H 3 , N H 3 , RN H 2 , H 2 O , RO H, R 2 O ;
а также анионам типа:
R 3 C : - , RO - .
Следствием тетраэдрического строения sp 3 -атома является возможность существования двух оптических стереоизомеров у соединения, содержащего такой атом с четырьмя разными заместителями (Вант-Гофф, Ле Бель, 1874).
3.3.2. sp 2 -Гибридизация (плоскостно-тригональная).
Одна s - и две p -орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp 2 -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° (выделены синим цветом). Они могут образовывать три s-связи. Третья р -орбиталь остается негибридизованной и ориентируется перпендикулярно плоскости расположения гибридных орбиталей. Эта р -АО участвует в образовании p-связи.
Для элементов 2-го периода процесс sp 2 -гибридизации происходит по схеме:
2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z -АО в гибридизации не участвует.
Для изображения пространственного строения атомов в sp 2 -состоянии используются те же приемы, что и в случае sp 3 -атомов:
Переход от орбитальной модели атома в sp 2 -гибридизированном состоянии (а) к пространственной формуле (б). Строение молекул с sp 2 -атомами отражают их модели:
Модели молекулы этилена
sp 2 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 3
Углерод в sp 2 -гибридном состоянии образует простое вещество графит. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др. с двойной связью (sp 2 -атомы выделены красным цветом):
H 2 C =C H 2 , H 2 C =C HR, R 2 C =N R, R-N =N -R, R 2 C =O , R-N =O ,
а также для катионов типа
R 3 C + и свободных радикалов R 3 C · .
Концепция гибридизации
Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам.
Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей . Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи , в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.
Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии .
Этот принцип нашёл отражение в теории отталкивания электронных пар Гиллеспи - Найхолма. Первое и наиболее важное правило которое формулировалось следующим образом:
«Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались» .Второе правило состоит в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра» .
Виды гибридизации
sp-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.
sp 2 -гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей
sp 3 -гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28", что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
Гибридизация и геометрия молекул
Представления о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма . Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.
В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары) .
Тип гибридизации | Число гибридных орбиталей |
Геометрия | Структура | Примеры |
---|---|---|---|---|
sp | 2 | Линейная | BeF 2 , CO 2 , NO 2 + | |
sp 2 | 3 | Треугольная | BF 3 , NO 3 - , CO 3 2- | |
sp 3 | 4 | Тетраэдрическая | CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 + | |
dsp 2 | 4 | Плоскоквадратная | Ni(CO) 4 , XeF 4 | |
sp 3 d | 5 | Гексаэдрическая | PCl 5 , AsF 5 | |
sp 3 d 2 | 6 | Октаэдрическая | SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3- |
Ссылки
Литература
- Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. - М.; Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
- Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. - М .: Мир, 1974. - 846 с.
- Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. - Ростов-на-Дону: Феникс, 1997. - С. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
- Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. - М .: Мир, 1975. - 278 с.
См. также
Примечания
Wikimedia Foundation . 2010 .