Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул: § 7. Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул

Содержание

Химия 11 класс

Урок-лекция по теме «Гибридизация атомных орбиталей. Геометрия молекул» — СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА — ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс — поурочные разработки — разработки уроков — авторские уроки — план-конспект урока — химия

Цели урока: обобщить и систематизировать знания о типах гибридизации атомных орбиталей в органических соединениях; научить применять данные знания для объяснения гибридизации в неорганических соединениях, закрепить знания зависимости геометрии молекул частицы от типа гибридизации.

Оборудование: таблицы «Строение атома углерода», «Строение метана, этана, этина», кодотранспоранты.

Основные понятия: гибридизация, типы гибридизации, геометрия молекул, частиц; алгоритмы определения типа гибридизации и геометрии частиц молекул.

Ход урока

I. Организационный момент

Учитель сообщает учащимся результат предыдущей самостоятельной работы, анализирует допущенные в заданиях ошибки, объясняет правильность их выполнения.

Затем идет плавный переход к новой теме.

II. Изучение нового материала

Мы изучили основные виды химической связи, типы кристаллических решеток. Поставим перед собой такую задачу, каким же образом в молекулах многих соединений полярная ковалентная связь, а сама молекула неполярна. Например СO2, дипольный момент равен 0, а связи в пространстве расположены под углом 180 °, почему в молекуле воды дипольный момент — 6,1 · 10-30 и связи расположены в пространстве под определенным углом — 104,5 °; в молекуле СН4 — метан, ковалентная полярная связь, а сама молекула неполярна.

Оказывается, одна из причин — это гибридизация атомных орбиталей и образование валентного угла при определенном типе гибридизации.

Понятие «гибридизация» мы ввели в курсе «Органическая химия» в 10 классе при изучении валентных состояний атома углерода.

Что такое гибридизация? Выравнивание электронной плотности атомных орбиталей по энергии и по форме. АО становятся одинаковыми, вследствие чего образуются равноценные связи с другими атомами и достигается их максимальное удаление друг от друга в пространстве. У атома углерода возможны три типа гибридизации: sp3-; sp2-; sp-. К гибридизации наибольшую склонность имеют элементы II периода. Для определения типа гибридизации воспользуемся алгоритмом (на кодотранспоранте).

Алгоритм определения типа гибридизации и геометрии молекулы или частицы

 

Последовательные действия определения типа гибридизации

Пример

1) Определение С.О. элементов в соединении. С.О. элемента соответствует количеству неспаренных электронов в центральном атоме

H2+1O-2

С.O(O) = -2 ⇒ в атоме 0 два неспаренных электрона

2) Определение координационного числа центрального атома (сколько других атомов удерживает около себя). Координационное число соответствует количеству σ-связи

к.ч.(О) = 2

в молекуле 2σ-связи

O +8; 1s22s22p4

3) Построение графической формулы центрального атома

4) На этой модели отделяем столько орбиталей с неспаренными электронами, а также свободных атомных орбиталей, сколько σ-связей. Отдеделяем начиная с s-орбитали и определяем тип гибридизации

в гибридизации участвуют орбитали II энергетического уровня s- (пара спаренных электронов) и 3р- (одна пара спаренных электронов и два неспаренных)

5) На основании типа гибридизации располагаем все гибридные орбитали в пространстве симметрично относительно ядра атома:

 при sp3-гибридизации (4 гибридные орбитали 109°28’)

 при sp2-гибридизации (три гибридные орбитали 120°)

 при sp-гибридизации (дне гибридные орбитали 180°)

sp3-гибридизация 109°28′;

4-гибридные орбитали

6) Определяем геометрию молекулы, частицы

sp3-гибридизация:

4σ-связи — тетраэдр;

3σ-связи — тригональная пирамида;

2σ-связи — угловая:

1σ-связь — линейная;

sp2-гибридизация:

3σ-связи — треугольная плоская;

2σ-связи — угловая;

1σ-связь — линейная:

sp-гибридизация:

σ-связь — линейная

На данной схеме четко выделяем столько направлений гибридных орбиталей, сколько a-связей, т.

к. в молекуле 2σ-связи, выделяем две орбитали

 угловая форма молекулы

Однако угол связи равен 104,5°, а не 109°28′. т.к, атом кислорода имеет две пары спаренных электронов на гибридных орбиталях, вследствие чего имеет повышенную электронную плотность, которая уменьшает угол гибридизации до 104,5°

Следует помнить, что σ-связь всегда имеет направление в пространстве, локализованная; л-связь не имеет направления в пространстве, ни локализованная связь. Итак, мы выяснили: как определить тип гибридизации и геометрию частицы или молекулы согласно алгоритма; в гибридизации участвуют орбитали s-, р- и d-орбитали.

III. Домашнее задание

§ 7 № 3 — определить геометрию и гибридизацию по алгоритму, № 4 — объяснить выводы на основе гибридизации и геометрии молекул; повторить § 6, подготовиться к уроку обобщающего повторения.

IV. Закрепление

Задание; определить тип гибридизации и геометрию молекул:

a) SiCl4; б) BF3; в) ВеСl2;

Составить в виде таблицы.

 

 четыре неспаренных электрона в атоме

 4σ-связи в молекуле

В атоме только два неспаренных электрона, а необходимо четыре, в атоме происходит распаривание 2s-электронов

В возбужденном состоянии — четыре неспаренных электрона, т. к. 4 σ-связи; отделяем четыре орбитали, sp3-гибридизация, угол 109°28′; четыре гибридные орбитали, т.к. 4σ-связи

 три неспаренных электрона в атоме

 3σ-связи в молекуле

Один неспаренный электрон, а необходимо три. В атоме бора происходит распаривание 2s электронов

Бор в возбужденном состоянии — три неспаренных электрона, т. к. 3σ-связи: отделяем три орбитали. sp2-гибридизация; три гибридные орбитали, угол 120°

 два неспаренных электрона в атоме

 2σ-связи в молекуле

Нет неспаренных электронов, а необходимо два, идет распаривание 2s электронов

В возбужденном состоянии в атоме бора два неспаренных электрона, отделяем две орбитали, т. к. 2σ- связи, образуются две гибридные орбитали, угол 180°

Геометрия молекул

тетраэдрическая форма молекул

Геометрия молекул

плоский треугольник

Геометрия молекул

линейная

 


 

Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул

Гибридизация электронных
орбиталей и геометрия молекул

2. Характеристики ковалентной связи

Насыщаемость – образование атомом определённого числа
ковалентных связей, поскольку ограниченными являются
валентные возможности атомов. Благодаря этому ковалентные
соединения имеют строго определённый состав: Ch5, N2, h3.

3. Характеристики ковалентной связи

Поляризуемость ковалентной связи – способность
молекул (и отдельных связей в них изменять свою
полярность под действием внешнего электрического поля.
В результате поляризации неполярные молекулы могут
стать полярными, а полярные молекулы – превратиться в
ещё более полярные вплоть до полного разрыва
отдельных связей с образованием ионов.

4. Характеристики ковалентной связи

Направленность ковалентной связи –
определяет пространственное строение молекул.
Ковалентные связи направлены от одного атома к
другому. Если взаимодействует 3 и более атомов, то
между химическими связями возникает угол, который
называют валентным. Величина валентных углов
определяет геометрию молекулы.

5. При выяснении пространственного строения молекулы учитывают:

1) форму орбиталей, принимающих
участие в образовании химических
связей
2) электростатическое взаимодействие
электронных пар, которое приводит к
отталкиванию электронных
орбиталей, вследствие чего они
занимают в пространстве наиболее
удалённые друг от друга места
3) если центральный атом находится в
возбужденном состоянии и в
образовании связей принимают
участие одновременно электроны s и
p подуровней одного энергетического
уровня, то образуются гибридные
орбитали
Основные положения теории
гибридизации
Гибридизация — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d, f) орбиталей
центрального атома многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей,
эквивалентных по своим характеристикам
1. Гибридизуются только орбитали центрального атома
2. Степень гибридизации тем больше, чем ближе АО по энергии, и
чем больше их геометрическое перекрывание (наибольшее
перекрывание – с участием s-АО)
3. Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных
орбиталей
4. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и
обеспечивают более полное перекрывание с АО соседних атомов
5. Гибридные орбитали участвуют в образовании только σ-связей
6. Теория гибридизации объясняет направленность ковалентной
связи и геометрическое строение молекул и кристаллов
С участием s, p и d-АО известно 11 типов
гибридизации. Чаще встречается 4 типа:
sp, sp2, sp3, sp3d2

8. Определение типа гибридизации на примере молекулы метана

1. Изобразить полную структурную
формулу вещества
2. Подсчитать число электронов,
предоставляемые центральным атомом
3. Подсчитать число электронов,
предоставляемые соседними атомами
4. Подсчитать число электронов,
приходящихся на π – связь
5. Полученный результат разделить на два
6. Если 4 –
Если 3 –
Если 2 –
H
4
4
0
sp3 гибридизация — тетраэдр
H
C
H
H
4————-+ 4 — 0
2
sp2 гибридизация — плоское тригональное
sp гибридизация — линейное

9. sp3-гибридизация, алканы

10. Алмаз – аллотропная модификация углерода

атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3 — гибридизации

11. sp2-гибридизация алкены

12. Графит – аллотропная модификация углерода

атомы углерода в молекуле графита находятся в состоянии sp2 гибридизации
sp-гибридизация
алкины
Карбин – аллотропная модификация углерода
атомы углерода в молекуле карбина находятся в состоянии sp гибридизации
… — С ≡ С — С ≡ С — … полииновая структура
… = С = С = С = … поликумуленовая структура

15. Пространственное строение BF3

16. Пространственное строение BeCl2

17.

Зависимость формы молекулы от наличия неподеленных электронных пар 104°5’
180°
120°
109°28’
107°3’

18. Геометрические конфигурации молекул

Тип
гибридизации
Число
гибридных
орбиталей
sp3
4
sp2
sp
3
2
Число
неподеленных
электронных пар
и примеры
Тип
молекулы
Вал. угол
0
Ch5, CCl4, Sih5,
Nh5+, С (алмаз),
ClO4-, SO42- [BF4] -,
[ZnCl4]2-,[Hg(CN)4]2[Zn(Nh4)4]2+
AB4,
алканы
109°28’
1
:AB3
107°3’
Пространственная конфигурация
Тетраэдр
(в вершинах
находятся
гибридные
орбитали, а сам
атом в центре
тетраэдра)
2- ,
SO3 NF3
[SnCl3]- , [HgI3]-
Тригональная
пирамида
(в вершине
пирамиды центральный атом,
три водорода лежат
в плоском
треугольнике)
2
OF2 , XeO2 , Н2О
: AB2
104°5’
0
C2h5, BCl3, AlF3,
C6H6, O3, C(графит),
NO3-, CO32
AB3,
алкены
120°
0
C2h3,BeCl2, CO2,
NO2+ , C(карбин)
AB2,
алкины
180°
. .
Угловая, но не
гибридная

Плоская
треугольная
Линейная

19. Вопросы для закрепления

Даны формулы веществ:
а) C2h5
г) Н2О
ж) С (алмаз)
б) Ch5
д) BCl3
з) C (карбин)
в) Beh3
е) Nh4
и) С (графит)
1. Выберите формулы веществ, имеющих
направленность связей, обусловленную
sp3-гибридизацией
sp2-гибридизацией
к) C2h3
л) C6H6
м) SiCl4
2. Какой тип гибридизации характерен для
центральных атомов данных анионов?
Анионы PO43-, SO42-, ClO4- имеют
тетраэдрическое строение
Анионы BO33-, CO32-, NO3- имеют форму
плоского треугольника

21. 3. Определите, молекулы каких веществ изображены

А)
Б)
В)

Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул

«Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул. »

Лайнус Полинг 1901 – 1994 • Американский химик, лауреат 2 -х Нобелевских премий, а также Международной Ленинской премии «За укрепление мира между народами» • Главное научное достижение Полинга — теория химической связи, разработанная им в конце 1920 -х — начале 1930 -х годов и полностью изложенная в его книге «Природа химической связи» • В 1954 году Нобелевский комитет удостоил Полинга премии по химии «за изучение природы химической связи и его применение к объяснению строения сложных молекул» • Полинг был президентом Американского химического общества, Тихоокеанского отделения Американской ассоциации содействия развитию науки и вице-президентом Американского философского общества • Имя Полинга включено в список 20 величайших учёных всех времён, составленный по результатам опроса учёных

2 SP 3 SP SP Гибридизация 3 d SP 3 d 2 SP 3 d 3 SP

Основные положения теории гибридизации Тип гибридизации определяется числом образованных атомом σ-связей + свободные неподелённые электронные пары или неспаренные электроны. Геометрия молекулы или иона определяется типом гибридизации центрального атома с учётом его координационного числа. Координационное число (к. ч. ) определяется числом σ-связей, которые образует центральный атом с другими атомами. 4

SР 3 — гибридизация Sp 3 к. ч. =4 тетраэдр к. ч. =3 к. ч. =2 тетраэдр к. ч=1 NH 4+, РОСl 3 С( алмаз), алканы, циклоалканы тригональная пирамида угловая или V-образная линейная NH 3 , H 3 O+ H 2 O, OF 2 НF

2 SP SP 2 к. ч. =3 гибридизация SO 3, С(графит, фуллерен) алкены, алкадиены, арены к. ч. =2 плоскостной треугольник к. ч. =1 SO 2 РОCI

SP-гибридизация к. ч. = 2 SP линейная СО 2 ; С 2 Н 2 ; С(карбин) к. ч. =1 СО О π = σ ¨ С ¨ π Сσ = π π σ О О

SР 3 d — гибридизация к. ч. = 5 SР 3 d тригональная бипирамида к. ч. =4 SOF 4, PCl 5 SF 4, Хе. О 2 F 2 дисфеноид , «качели» тригональная бипирамида Сl. F 3 к. ч. =3 Т-образная [IСl 2]–, Xe. F 2 к. ч. =2 линейная

SР 3 d 2 — гибридизация к. ч. = 6 . Sp 3 d 2 . SF 6 октаэдр к. ч. =5 . . [Sb. Сl 5]2– , IF 5 тетрагональная пирамида октаэдр к. ч. =4 . . плоский квадрат Xe. F 4 , [ICl 4]–

Sр3 d 3 — гибридизация к. ч. = 7 Sр3 d 3 IF 7 пентагональная бипирамида Хе. F 6 к. ч. = 6 пентагональная бипирамида искаженный октаэдр [Хе. F 5] к. ч. = 5 плоский пятиугольник –

ВАЛЕНТНЫЕ СОСТОЯНИЯ АТОМА УГЛЕРОДА

Алгоритм для определения гибридизации и геометрии

CH 4 1) Пишем электронную формулу атома углерода 2) Пишем графическую формулу, анализируем связи C – 1 S 2 2 p 2 6 C – [2 He] 2 S 2 2 p 2 6 H σ σ σ H – C – H σ H 3) Определяем сколько валентных электронов расходуется на образование связей 4ē → 4σ 4) Тип гибридизации определяем по числу σ-связей + НП 4σ → SР 3 5) Координационное число (к. ч. ) определяем по количеству σ-связей 4σ → к. ч. (C) = 4 6) Определяем гибридные АО и геометрию молекулы H C к. ч. =4 Sр3 — гибридизация тетраэдр H H H

SО 42– 1) Пишем электронную формулу атома серы 2) Пишем графическую формулу, анализируем связи 16 S – 1 S 2 2 p 6 3 S 2 p 4 16 S – [10 Ne] 3 S О σ 2 p 4 σ О π S σ 3) Определяем число валентных электронов расходуется на образование связей 4) Тип гибридизации определяем по числу σ-связей + НП 6ē → 4σ + 2π 5) Координационное число (к. ч. ) определяем по количеству σ-связей 4σ → к. ч. (S) = 4 4σ → SР 3 – ¼ О хх 6) Определяем гибридные АО и геометрию иона О σ π σ S σ π хх О σ S О – ¼ О О – ¼ тетраэдр

[SF 5] – 1) S 16 – [10 Ne] 3 S 2 p 4 2) F F σ S+4 – [10 Ne] 3 S 2 σ σ S окисления +4 образовались по донорноакцепторному механизму и осталась одна НП σ σ F F 3) 5 σ-связей фторид ионов с серой в степени F 5σ + НП→ SР 3 d 2 4) 5σ → к. ч. (S) = 5 5) — F. F F S F F тетрагональная пирамида

Готовимся к углубленному изучению химии : 3.

8 Гибридизация орбиталей 3.8.  Гибридизация орбиталей. Пространственная форма молекул Образование одинаковых связей из атомных орбиталей разного вида потребовало введения такого понятия, как ГИБРИДИЗАЦИЯ (то есть “смешивание”) атомных орбиталей. Почему это понятие стало необходимо? Вернемся к уже знакомой нам молекуле BeCl2. Ее образование вполне понятно из электронного строения атомов бериллия и хлора, которое изображается формулами Льюиса: Электронная конфигурация валентной оболочки бериллия 2s2. Для реакции с двумя атомами хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние: Если бы один атом хлора связывался с бериллием за счет 2s-электрона бериллия, а другой — за счет 2p-электрона бериллия, то связи Be—Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под углом 180о. Чтобы объяснить равноценность связей Be—Cl, говорят о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия, при которой одна s-орбиталь и одна p-орбиталь (они обведены овалом на орбитальной диаграмме) как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp-гибридные орбитали.  sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия в соединении BeCl2
Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия лежат на одной прямой. Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl2 имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул — независимо от элементов, которые входят в эти молекулы. Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp2-гибридизация орбиталей. Примером может служить sp2-гибридизация бора при образовании молекулы BF3. На орбитальной диаграмме обведены одна s- и две p-орбитали, которые “смешиваются”, то есть гибридизуются. Из ОВЭП мы уже знаем, что sp2-гибридные фрагменты молекул имеют форму плоского треугольника. sp2-гибридизация валентных орбиталей бора в соединении BF3
Три sp2-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120o. Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рис. 3-9). Примером может служить молекула метана СН4. sp3-гибридизация валентных орбиталей углерода Четыре sp3-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28′. Существует важное правило: При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ. Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H2O кислород — sp3-гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого «смотрят» два атома водорода и две неподеленные пары электронов (рис. 3-10а). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105о, что довольно близко к теоретическому значению 109о. sp3-гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H2O и б) NCl3 Если бы не происходило гибридизации (“выравнивания” связей O-H), валентный угол HOH был бы равен 90°, потому что атомы водорода были бы присоединены к двум взаимно перпендикулярным р-орбиталям. В этом случае наш мир выглядел бы, вероятно, совершенно по-другому. Пространственная форма молекул Формулы Льюиса многое говорят об электронном строении и устойчивости молекул, но пока ничего не могут сказать об их пространственном строении. В теории химической связи существуют два хороших подхода к объяснению и предсказанию геометрии молекул. Они хорошо согласуются между собой. Первый подход называется теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП). Несмотря на “страшное” название, суть этого подхода очень проста и понятна: химические связи и неподеленные электронные пары в молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга. Поясним на конкретных примерах. В молекуле BeCl2 есть две связи Be—Cl. Форма этой молекулы должна быть такой, чтобы обе эти связи и атомы хлора на их концах располагались как можно дальше друг от друга: Это возможно только при линейной форме молекулы, когда угол между связями (угол ClBeCl) равен 180о. Другой пример: в молекуле BF3 имеется 3 связи B—F. Они располагаются как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника, где все углы между связями (углы FBF) равны 120о : Еще один пример: в молекуле CH4 имеется 4 связи C—H. Все эти 4 связи расположатся максимально далеко друг от друга только тогда, когда молекула примет форму тетраэдра, у которого в центре находится атом C, а в вершинах — атомы H. Кстати, в «квадратной» молекуле расстояние между атомами водорода было бы меньше, поэтому реальная молекула CH4 имеет форму тетраэдра: В молекуле CH4 угол НСН такой же, как в математическом тетраэдре: 109о28’. Последний пример: молекула H2O в своем составе имеет две связи O—H и две неподеленные пары электронов. Вывод: эта молекула также должна иметь форму, похожую на тетраэдр. Реально этот тетраэдр слегка искажен, потому что неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга. Поэтому реальный угол HOH составляет не 109о, а немногим менее 105о. Однако по центрам атомов, как можно видеть, молекула воды имеет угловую форму. Если ввести обозначения: н.п — неподеленная пара, п.п — поделенная пара, то относительное отталкивание между ними дает такой ряд: (н.п/н.п) > (н.п/п.п) > (п.п/п.п). Теория отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП) проста и наглядна. Она опирается на классическую геометрию и позволяет правильно предсказывать форму молекул. 1.     Какие электроны атомов (например, углерода или азота) называют неспаренными? Решение: 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.     Что означает понятие «общие электронные пары» в соединениях с ковалентной связью (например, СН4 или Н2S)? Решение: 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.     Какие электронные состояния атомов (например, С или N) называют основными, а какие возбужденными? Решение: Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения электронных орбиталей: 1s2, 2s2, 2p2, 3s2, 3p2, 4s2, 3d2, 4p2 и т. д., называют основным состоянием. Ввозбужденном 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. _____________________________________________________________
4.     Какие типы гибридизации известны для атома углерода и в чем они заключаются? Решение: Для атома углерода известны три типа гибридизации: sp3, sp2 и sp.

Какие химические связи называют δ и какие π? Укажите δ— и π-связи в соединениях:

_____________________________________________________________ 5.     Для атомов углерода приведенных ниже соединений укажите: а) тип гибридизации; б) типы его химических связей; в) валентные углы.

Решение:


_____________________________________________________________ ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1.     Какое геометрическое строение характерно для молекул, которые содержат sp-гибридизованные атомы. 2.     Какова геометрическая форма молекул типа АВ3, которые содержат sp2-гибридизованный атом А. 3.     Какова геометрическая форма молекул типа АВ4, которые содержат sp3-гибридизованный атом А. 4.     Назовите известные вам виды пространственного строения молекул. Приведите примеры молекул. 5.     Какие типы гибридизации являются наиболее важными. 6.     Сколько гибридных орбиталей образуется в результате: sp-, sp2-,  sp3-гибридизации. 7.     Для атомов элементов 2-го и 3-го периодов напишите электронные и электронно-графические формулы внешнего электронного слоя в возможных возбужденных состояниях. 8.     Какой тип гибридизации характерен для кремния в SiCl4. Нарисуйте схему перекрывания электронных облаков в данной молекуле. 9.     Какой тип гибридизации характерен для кремния в MgBr2. Нарисуйте схему перекрывания электронных облаков в данной молекуле. 10.                        Какие из следующих молекул являются полярными и какие неполярными, почему:
1.     Укажите неполярную молекулу:
2.     Укажите неполярную молекулу с ковалентными полярными связями:
3.      У какой частицы есть sр3-гибридные орбитали:
4.     По какому типу гибридизованы валентные орбитали в молекуле ВеН2:
5.     Какое свойство не присуще ковалентной связи:
а) насыщенность б) валентность
в) направленность г) поляризуемость
6.     sр3 –гибридизация атомных орбиталей центрального атома может дать такие геометрические конфигурации молекул:
в) тригональная пирамида
7.      Чем оценивается степень полярности ковалентной связи:
а) разностью электроотрицательностей б) величиной эффективных зарядов
в) значением электрического момента диполя г) длиной диполя
8.     Характеристиками ионной связи являются:
а) насыщаемость б) координационное число
в) направленность г) разность электроотрицательностей
9.     Укажите соединение с ионной связью:
10.                         У какого соединения более ярко выражена ковалентная полярная связь:

Другие типы гибридизации атомных орбиталей.

Геометрия молекул

Оборудование: презентация, наборы моделей атомов.

Деятельность учителя Деятельность ученика
I. Организация начала. Актуализация знаний прошлого урока
Устный опрос:
1. что такое гибридизация?
СЛАЙД 2.
2. причины гибридизации?
СЛАЙД 3.
3. что влияет на форму молекулы?
СЛАЙД 4

4. какова форма молекулы и угол связи в случае sp, sp2и sp3 гибридизации;
Фронтальная беседа
II. Мотивация и целеполагание
Привести примеры молекул, не содержащих кратных связей, имеющих атом вsp, sp2и sp3 гибридизации;
(в помощь учащимся учитель предлагает видеоматериал)
СЛАЙД 5
Учащиеся приводят примеры молекул неорганических и органических веществ
sp (BeF2)
sp2(AlF3,BCl3)
sp3 (CH4, CCl4, SiH4, NH3, Н2О, HF и ионы NH4+, Н3О+)
Привести примеры молекул, содержащих кратные связи имеющие атомы в sp, sp2 sp (C2H2, CO2, N2O, HCN)
sp2 (C2H4, C6H6, SO2, NO2)
Что общего у веществ молекулы, которых имеют состав: CO2 и SO2? СЛАЙД 6 Валентность центрального атома IV. У углерода по одному электрону на четырёх орбиталях: одной s и трёх p.
У серы электроны располагаются два спаренных электрона на s-орбитали по одному на трёх p и одной d- орбиталях.
И у углерода, и у серы по две π-связи. Следовательно, у углерода в гибридизации не принимают участие двеp орбитали. У серы одна d и одна p орбитали.
Что различного у этих веществ?
СЛАЙД 7
Тип гибридизации (sp и sp2) и геометрия молекулы (линейная и угловая соответственно)
Тип гибридизации центрального атома в молекуле SO3. Форма молекулы? СЛАЙДЫ 8-9 Валентность серы VI, значит, электроны располагаются по одному на шести орбиталях: s, 3p, 2d;
у серы три π-связи, значит, две d и одна p орбитали в гибридизации не участвуют. Следовательно, гибридизация серы —sp2, молекула треугольная
Какие ещё типы гибридизации могут быть? Учащиеся высказывают свои предположения.
Учитель предлагает сформулировать цели и тему урока. 1. Формулируют цели:
— Изучить другие типы гибридизации и влияние гибридизации на форму молекулы.
— Научиться применять их для решения задач и упражнений.
2. Записывают тему урока
III. Изучение нового материала
Учитель предлагает учащимся посмотреть на ряд веществ:
SCl4; SF6; XeF6
Наблюдают и анализируют (соединения серы с валентностью IV и VI, в которых нет кратных связей. ) Валентность ксенона VI нет кратных связей
Задает вопросы:
1. Что общего у этих веществ?

Все связи одинарные, простые.
2. Что различного у всех этих веществ? Высказывают предположения.
3. Как будет изменяться тип гибридизации центрального атома от SCl4; SF6 к XeF6?
СЛАЙДЫ 10-17
В тетрадях записывают распределение электронов. Определяют валентность центрального атома.
Называют новые понятия- sp3d, sp3d2, sp3d2.
Определяют углы связей
4. Определите геометрическую форму молекул.
СЛАЙДЫ 10-18
С помощью набора моделей атомов, конструируют модели молекул.
Определяют геометрию молекул:
SCl4
тетраэдр,
углы: 1200, 90°
SF6
четырёхугольная бипирамида,
углы: 90°, 90°, 180°
XeF6
пятиугольная пирамида,
углы: 72°, 90°
IV. Закрепление
Тип гибридизации центрального атома в молекулах PF5; ClF3; XeF2?
СЛАЙДЫ
19-27
Самостоятельная работа
Вывод:
сходство в типе гибридизации: sp3d,
различие в геометрии: треугольная бипирамида,
плоский треугольник,
угловая соответственно.
Какой тип гибридизации будет у IF5, XeF4
СЛАЙДЫ 28-33
Самостоятельная работа
Вывод:
сходство в типе гибридизации: sp3d2,
различие в геометрии: четырёхугольная пирамида,
плоский квадрат,
соответственно.
V. Домашнее задание
Определить тип гибридизации пространственную конфигурацию, валентный угол ионов: CO32-, SO42-,ClO2-, SO32- ; молекул XeOF2, XeOF4, POCl3.  

Гибридизация орбиталей в молекулах — Справочник химика 21

    Какой тип гибридизации орбиталей атома кремния предшествует образованию молекул Sih5 и тетрагалогенидов кремния Каков 1 их пространственная структура  [c.57]

    Определить тип гибридизации орбиталей электронов атомов фосфора перед образованием им тетраэдрических молекул Р4 и иона f H . [c.57]

    Данный вид гибридизации орбиталей имеет место для ряда соединений элементов главной подгруппы II группы, атомов углерода в молекуле ацетилена Сг Нг и др.[c.137]


    Гибридизация в молекулах аммиака и воды. Мы вкратце обсудили геометрическое строение соединений бериллия, бора и углерода, пользуясь концепцией гибридизации. При дальнейшем движении по периоду вправо мы переходим к соединениям азота и кислорода, геометрия которых уже обсуждалась в рамках чистых р-орбиталей. Такое рассмотрение нельзя признать целиком удовлетворительным, если помнить, что экспериментальные значения валентных углов в молекулах HgN (107°18 ) и Н О (104°ЗГ) больше, чем между чистыми р-орбиталями (90°). С другой стороны, экспериментальные величины гораздо ближе к 109°28 — тетраэдрическому углу при sp -гибридизации связей. Так возникла идея о существовании общей для всех элементов второго периода гибридизации атомных s- и р-орбиталей. В применении к молекулам HgN и HjO это выглядит так, как показано на рис. III. 15. Октет электронов вокруг каждого центрального атома располагается на четырех sp -гибридных орбиталях, причем в моле- [c. 183]

    С позиций модели гибридизации орбиталей рассмотрим состав и пространственную конфигурацию молекул СН4, HзN и Н2О. У атомов С, N и О валентными являются 2х-, 2р -, 2ру- и 2рг-орби-тали. На четыре хр -гибридные орбитали атомов С, N и О приходится соответственно 4, 5 и 6 электронов  [c.67]

    Тетраэдрический остов молекул СН4 и СХ4 обусловлен гибридизацией орбиталей одного 5- и трех р-электронов атома углерода с образованием четырех гибридных орбиталей, угол между которыми составляет 109°28, — зр -гибридизация. [c.53]

    Это бесцветный газ (т. пл. —91,0°С, т. кип. —88,5°С) со слабым приятным запахом. В соответствии с 5р-гибридизацией валентных орбиталей молекула имеет линейное строение ( л = 0,05- 10 Кл — м, =0,113 нм, N0 =0,118 нм), которое может быть передано наложением валентных схем  [c.356]

    Молекула РРб имеет структуру бипирамиды. Каков вид гибридизации орбиталей атома фосфора (В гибридизацию вовлечены -орбитали атома фосфора. ).  [c.31]

    Указать тип гибридизации орбиталей атома углерода в молекуле СН , если форма молекулы тетраэдрическая  [c.163]

    При гибридизации орбиталей одного 5- и двух р-электронов атома В возникают три гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120°, которые, перекрываясь с орбиталями р-электронов атома галогена, образуют плоскую молекулу ВХз—8 р -гибридизация. [c.53]

    Описание молекулы метана. Делокализованные и локализованные МО. Гибридизация орбиталей [c.99]

    Следует отметить, что как физический процесс гибридизации орбиталей не существует. Метод гибридизации представляет собой удобную модель наглядного описания молекул. [c.66]

    Поскольку для серы (VI) наиболее характерна вр -гибридизация валентных орбиталей, молекула 80з легко полимеризуется в кольцеобразные или открытые зигзагообразные полимерные цепи  [c.359]


    Такая высокая химическая устойчивость алканов объясняется тем, что все связи в их молекулах образованы с участием р -гибридных орбиталей атома углерода и являются очень п-рочными. р -Гибридизацией орбиталей углерода объясняется также и то, что молекулы алканов имеют зигзагообразное строение с углом между связями у атома углерода 109°  [c.297]

    J. Указать тип гибридизации орбиталей атома Ве в молекуле Bei lj  [c.255]

    Каковы состояния гибридизации орбиталей центральных атомов в молекулах Nh4 и ВРз, если известно, что пер-вая молекула имеет форму пирамиды с примерно тетраэдрическим углом у атома азота, а вторая молекула — плоская РИС. 5-1 с углом между связями 120°, [c.40]

    Охарактеризуйте влияние типа гибридизаций орбиталей атома углерода на длину о-связей (С—С). Рассчитайте длины связей С—С в молекулах следующих соединений  [c.7]

    С галогенами бор также реагирует при нагревании и образует вещества общей формулы ВГ3. В этих соединениях бор образует с галогенами плоские молекулы с углами между связями Г-В-Г, равными 120°. Такая геометрия молекул ожидается при рассмотрении отталкивания электронных пар валентной оболочки (см. разд. 4.5.5) и на основании -гибридизации орбиталей бора (см. разд. 4.5.6). [c.396]

    В молекуле Р4 атомы фосфора расположены в вершинах правильного тетраэдра. Каково состояние гибридизации орбиталей фосфора  [c.40]

    Ниже указаны углы между связями и состояния гибридизации орбиталей центрального атома в молекулах некоторых соединений с водородом элементов 2 и 3 периода  [c.41]

    Молекула HN3 линейна. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота в этой молекуле Какова конфигурация молекулы азида аммония (ЫН4)Нз  [c.41]

    Молекула NF3 представляет собой тригональную пирамиду с атомом азота в вершине, угол F—N—Р=103°. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота  [c.42]

    Гибридизация орбиталей. Рассмотрим образование молекулы метана СН4. Мы уже показали ранее, что-атом углерода в возбужденном состоянии обладает четырьмя неспаренными электронами одним 5-электро-ном и тремя р-электронами — 15 2р .[c.84]

    Комбинация трех орбиталей — одной 5- и двух р-типа — приводит к образованию трех 5р -гибридных орбиталей, расположенных под углом 120° (рис. 48). Под таким же углом располагаются и связи, образованные с участием электронов этих орбиталей. Например, вследствие зр -гибридизации орбиталей атома бора молекула ВС13 имеет форму треугольника  [c.73]

    Число образующихся гибридных орбиталей соответствует числу электронов, участвующих в гибридизации. Так, например, при гибридизации орбиталей одного 5- и одного р-электрона атома Ве возникают две гибридные орбитали, расположенные под углом 180° и дающие начало образованию линейной по форме молекулы ВеХз. Такой вид гибридизации называется зр-гибридизацией. [c.53]

    В образовании гибридных орбиталей могут принимать участие орбитали -электронов. Этот случай реализуется, например, при образовании молекулы Распределение электронов в возбужденном атоме серы (VI) определяется формулой ЗзЗр Зё . Гибридизация орбиталей одного 5-, трех р- и двух -электронов приводит к образованию шести гибридных орбиталей, направленных от центрального атома серы к вершинам правильного октаэдра, —sp -гибридиэация. [c.53]

    Определить тип гибридизации орбиталей атома титана в тетраэдрической молекуле Tip4. [c.57]

    Каковы основные [юложения ттории валентных связей По каким механизмам возможно образование ковалент юй связи Как оценить валентность элементов в молекуле Чем определяются налентные возможности элемента От че1о зависит пространственная конфигурация молекул В чем сущность модели гибридизации орбиталей центрального атома молекулы и модели локализованных электронных пар  [c.63]

    У иона Поэтому ион МО тронных пар. Молекула же N14.) имеет несвязывающую (неподе-ленную) электронную пару (рис. 46) и, следовательно, может выступать в качестве донора электронной пары. В результате донорно-акцепторного взаимодействия иона Zп + и молекул NN,1 образуется комплексный ион Zn (N14. 3)41 Вследствие -гибридизации орбиталей цинка этот ион имеет форму тетраэдра  [c.74]

    Дипольный момент молекулы представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула СОа за счет 5р-гибридизации орбиталей атома углерода имеет симметричное линейное строение  [c.80]

    Молекулы ВеХг, например ВеСЬ, имеют линейное строение, которое наиболее просто и наглядно следует из рассмотрения ее строения методом отталкивания электронных пар валентной оболочки или с привлечением понятия ар-гибридизации орбиталей в атоме бериллия (см. разд. 4.5.5 и 4.5.6). [c.389]

    Ацетилен. С2Н2 — первый представитель ряда алкинов С Н2 2-Молекула СоНг, согласно экспериментальным данным, линейна. Резкому укорочению связи С—С по сравнению с этаном и этиленом (табл. 9) отвечает возрастание энергии разрыва связи Е С=С) — = 782 кДж/моль. Согласно классическим представлениям углерод-углеродная связь в ацетилене тройная. В методе ЛМО это а л -связь, линейному расположению ядер отвечает гибридизация орбиталей углеродных атомов (см. с. 101). Схема образования а-связей в молекуле С2Н2 приведена на рис. 47. У каждого атома углерода остается [c.109]


    Молекула ЫгН4 имеет межъядерные расстояния N—N 0,147 нм, N—Н 0,104 нм и угол между связями АНЫЫ=108°. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота  [c.43]

    Чтобы объяснить октаэдрическую структуру SFg (см. рис. 71), надо принять, что атом серы участвует в соединении не в основном состоянии KL2s 3p 3py Зр., а в возбужденном KL2s3p 2d . Затем допустить, что в поле шести атомов фтора происходит -гибридизация орбиталей шести валентных электронов, и выбрать коэффициенты в гибридной функции так, чтобы шесть осей гибридных 5р -орбиталей были направлены к вершинам октаэдра. Так теория направленных валентностей в методе валентных связей объясняет структуру простейших молекул и их производных. [c.186]

    С учетом гибридизации орбиталей центрального атома изобразите геометрические конфигурации для ионов N S , NO, O N и N N . Докажите изоэлектронность этих ионов между собой и с молекулой СО2. [c.81]


Урок по теме типы гибридизации. Гибридизация атомных орбиталей

Урок химии по теме:

Гибридизация электронных орбиталей. Геометрия молекул

Данный урок разработан для учащихся 11 клас са , изучающих химию по программе Габриеляна О.С. по учебнику “Химия. 11 класс”, авторы О.С.Габриелян и др. Изд-во “Дрофа”, 2006 год”.

Универсальность данной разработки заключается в том, что она может успешно использоваться учителями, работающими и по программам других авторов, в классах общеобразовательных и профильных.

Представленная работа включает в себя: технологическую карту урока химии в 11 классе с приложениями и электронной презентацией. Оригинальность работы определяется интерактивными вставками в презентацию, использованием информации из Интернета, и в то же время независимостью от Интернета во время урока. Включенные из различных источников иллюстрации, их комбинация и способ представления позволяют в полной мере осуществлять на уроке межпредметные связи, формировать научное мировоззрение, воспитывать у учащихся любовь к прекрасному.

Разработка может быть использована как методическое пособие. Она призвана помочь начинающему учителю химии, а также педагогу, внедряющему информационные технологии в преподавание химии.

Цели занятия:

Раскрыть универсальный характер процесса гибридизации для органических, сложных неорганических веществ и аллотропных модификаций углерода.

Показать зависимость геометрии молекул от типа гибридизации электронных орбиталей, а свойств веществ от геометрии молекул.

Обратить внимание учащихся на влияние фундаментальных законов природы и особенностей строения молекул на существующий порядок и красоту в мире.

Оборудование: ПК, мультимедиапроектор, экран, электронная презентация. Шаростержневые модели молекул метана, пентана, графита, алмаза, этилена, ацетилена, модели молекул изготовленные из воздушных шариков, геометрические модели тетраэдра и треугольной пирамиды. Демонстрационная таблица “Аллотропные модификации углерода”, фотографии с изображением молекул и кристаллов, сообщения учащихся, портрет Л.Полинга.

План занятия

I. Сущность гибридизации электронных орбиталей, ее механизм.

II. Из истории вопроса. Полинг Л. – великий химик ХХ столетия, его заслуги в изучении и описании структур молекул.

III. Геометрия молекул органических и неорганических веществ, обусловленная:

sp 3 __ гибридизацией;

sp 2 __ гибридизацией;

sp – гибридизацией.

Задание к уроку: повторить гибридизацию электронных орбиталей атома углерода, свойства химической связи. 1 ученик готовит электронную презентацию “Жизнь и деятельность Л. Полинга”.

Оформление доски

Ход занятия

I. Организационный момент . Слайд №1.

II. Беседа по домашнему заданию (6 мин). Слайд №2, формулы веществ на доске.

    Какие свойства ковалентной связи мы изучили на прошлом уроке? (длина, Е, прочность, насыщаемость)

    Что такое длина связи и от чего она зависит? (от размера атома и кратности связи)

    Что такое энергия связи и от чего она зависит? (количество энергии, необходимой для разрыва связи; зависит от прочности связи)

    Что такое прочность связи и от чего она зависит? (от того, какая связь — ?, или?, и какие облака перекрываются — гибридные или негибридные)

    Как взаимосвязаны свойства ковалентной связи? (чем больше длина, тем меньше прочность и энергия)

    Как изменяется длина связи в молекулах галогеноводородов (см. на доске – 1-й столбец) и почему? (увеличивается, т.к. увеличивается размер атома)

    Какое из данных соединений (на доске) самое прочное? (HF)

    При растворении галогеноводородов в воде образуются кислоты. Какая из данных кислот будет самой сильной и почему? (HJ, т.к. кислотность – это способность отдавать Н + , самая непрочная связь у HJ)

    Какая из кислот будет самой слабой? (HF – плавиковая кислота, растворяет стекло)
    Вывод : Свойства вещества зависят от размера атомов, их образующих.

    Как изменяется прочность связи в ряду углеводородов (см. на доске – 2-й столбец) и от чего она зависит? (сверху вниз прочность связи увеличивается, т.к. увеличивается кратность и уменьшается длина)

    Каким образом это влияет на свойства данных веществ? (для алканов, имеющих только?-связи, характерны реакции замещения, для алкенов, имеющих?-связи – присоединения, а для алкинов – реакции присоединения и реакции замещения атомов водорода при тройной связи)

    На примере молекул простых веществ хлор, кислород, азот (см. на доске – 3-й столбец) объясните, как строение их молекул влияет на их свойства. (хлор в свободном виде не встречается – связь одинарная, кислорода в воздухе 21% – двойная связь, азота в воздухе 78%, инертное вещество – тройная связь)
    Вывод : Свойства органических и неорганических веществ зависят от кратности связи.

Как насыщаемость связей влияет на свойства веществ (см. на доске – 4-й столбец) (метан не имеет ненасыщенных связей, аммиак и вода имеют ненасыщенные связи, поэтому являются диполями).
Вывод : Свойства веществ зависят от свойств ковалентной связи.

II. Изучение новой темы

№ пп

Вывод . Мы должны гордиться тем, что живем в России, в которой жили и работали замечательные ученые-химики с мировым именем. Это Ломоносов М.В.– ученый-энциклопедист, Менделеев Д.И.–создатель Периодического закона, Бородин А.П.–химик и композитор, Бутлеров А.М.–создатель теории строения органических соединений, Лебедев С.В.–создатель 1 искусственного каучука в России и многие другие, которые внесли большой вклад в развитие химической науки. Но мы также с большим уважением должны относиться к ученым других стран и среди них – Лайнус Полинг, который является ученым с мировым именем, и знать о нем должен каждый образованный человек.

Эвристическая беседа. На примере строения молекул органических веществ (углеводородов) и неорганических веществ (соединений кремния, азота, кислорода, бора, бериллия; аллотропных модификаций углерода), учитель показывает универсальность понятия “гибридизация” и зависимость геометрии молекул от гибридизации, а свойств веществ от геометрии молекул. Учащиеся в ходе беседы знакомятся с геометрией молекул неорганических веществ и влиянием на их свойства неподеленных электронных пар.

IV. Домашнее задание : §7, записи в тетради, подготовиться к тестированию (см. ).

Список используемых источников :

Габриелян О.С. и др. Настольная книга учителя. Химия. 11 класс: В 2 ч. – М.: Дрофа, 2003.

Ильченко В.Р. Перекрестки физики, химии и биологии. – М.: Просвещение, 1986.

CD “Виртуальная школа Кирилла и Мефодия” Уроки биологии. Животные.

CD “Виртуальная школа Кирилла и Мефодия” Уроки биологии. Общая биология.

CD “Виртуальная школа Кирилла и Мефодия” Уроки химии. 10-11 классы.

Тема урока: Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул. Цели урока: 1. Раскрыть универсальный характер понятия «гибридизация орбиталей» не только для сложных органических и неорганических веществ, но также для аллотропных модификаций углерода. 2. Показать зависимость пространственного строения веществ от типа, гибридизации электронных орбиталей образующих эти вещества атомов химических элементов.

Этапы урока: 1. Актуализация знаний учащихся по теме «Гибридизация орбиталей атома углерода»: — определение гибридизации; — виды гибридизации на примере молекул метана, этилена, ацетилена. 2. Постановка цели урока и ее реализация – доказательство того, что гибридизация – понятие универсальное, применимо не только для органических веществ, но и для органических. 3. Домашнее задание.

Свойства ковалентной связи: Насыщаемость(определяется валентными возможностями атомов), Направленность(обусловливает пространственное строение молекул, в зависимости от того, какую форму и какое направление в пространстве имеют электронные облака при их взаимном перекрывании). Примеры: Образование s-p-сигма связи в молекуле Н-F. S-электрон атома водорода имеет форму шара, а неспаренный р- электрон атома фтора – гантелеобразную форму. Эти электронные облака перекрываются вдоль линии, соединяющей ядра атомов водорода и фтора, образуя ковалентную связь. Молекула фтороводорода имеет линейное строение:




Геометрия молекул неорганических веществ. SP 3 -гибридизация внешних электронов центрального атома на примере молекулы тетрахлорида углерода ССl 4 С* 2S 1 2P 3 валентный угол Структура – тетраэдр

SP 3 -гибридизация на примере молекулы аммиака. NH 3 N 2S 2 2P 3 Валентный угол Наличие одной не связывающей электронной пары в вершине тетраэдра меняет геометрическую структуру молекулы на тригональную пирамиду.


SP 2 — гибридизация на примере молекул неорганических веществ: BCl 3 — хлорид бора В* 2S 1 2P 2 геометрическая конфигурация – плоский треугольник SO 2 – диоксид серы S* 3S 2 3P 3 3D 1 структура угловая, электроны, участвующие в образовании пи-связи гибридизации не подвергаются.



Выводы: Каждому виду гибридизации соответствует определенная геометрическая форма молекулы, определенная сигма- связями, которые создают жесткий скелет молекулы. Гибридизация требует затрат энергии(возбуждение), которые окупятся при образовании химических связей, следовательно должно быть более полное перекрывание с орбиталями другого атома при образовании связи. В гибридизации могут участвовать атомные орбитали, которым соответствуют близкие уровни энергии: s и р одного внешнего и d внешнего и предвнешнего слоя. Устойчивая гибридизация осуществляется в атомах малых периодов т.е. орбитали должны обладать высокой электронной плотности, по мере удаления от ядра они становятся диффузными.


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 2 р-АО:



АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2 р) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибридизации p-АО возможны следующие виды гибридизации: для атомов углерода и азота — sp3, sp2 и sp; для атома кислорода — sp3, sp2; для галогенов — sp3.



Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28″, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.





Sp2-Гибридизация (плоскостно- тригональная) Одна s- и две p-орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp2- гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° 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.







Данный урок разработан для учащихся 11 класса физико-математического профиля, изучающих химию по программе Габриеляна О.С. по учебнику “Химия. 11 класс”, авторы О.С.Габриелян и др. Изд-во “Дрофа”, 2006 год”.

Универсальность данной разработки заключается в том, что она может успешно использоваться учителями, работающими и по программам других авторов, в классах общеобразовательных и профильных.

Представленная работа включает в себя: технологическую карту урока химии в 11 классе с приложениями и электронной презентацией. Оригинальность работы определяется интерактивными вставками в презентацию, использованием информации из Интернета, и в то же время независимостью от Интернета во время урока. Включенные из различных источников иллюстрации, их комбинация и способ представления позволяют в полной мере осуществлять на уроке межпредметные связи, формировать научное мировоззрение, воспитывать у учащихся любовь к прекрасному.

Разработка может быть использована как методическое пособие. Она призвана помочь начинающему учителю химии, а также педагогу, внедряющему информационные технологии в преподавание химии.

Цели занятия:

  1. Раскрыть универсальный характер процесса гибридизации для органических, сложных неорганических веществ и аллотропных модификаций углерода.
  2. Показать зависимость геометрии молекул от типа гибридизации электронных орбиталей, а свойств веществ от геометрии молекул.
  3. Обратить внимание учащихся на влияние фундаментальных законов природы и особенностей строения молекул на существующий порядок и красоту в мире.

Оборудование: ПК, мультимедиапроектор, экран, электронная презентация. Шаростержневые модели молекул метана, пентана, графита, алмаза, этилена, ацетилена, модели молекул изготовленные из воздушных шариков, геометрические модели тетраэдра и треугольной пирамиды. Демонстрационная таблица “Аллотропные модификации углерода”, фотографии с изображением молекул и кристаллов, сообщения учащихся, портрет Л. Полинга.

План занятия

I. Сущность гибридизации электронных орбиталей, ее механизм.

II. Из истории вопроса. Полинг Л. – великий химик ХХ столетия, его заслуги в изучении и описании структур молекул.

III. Геометрия молекул органических и неорганических веществ, обусловленная:

  1. sp 3 __ гибридизацией;
  2. sp 2 __ гибридизацией;
  3. sp – гибридизацией.

Задание к уроку: повторить гибридизацию электронных орбиталей атома углерода, свойства химической связи. 1 ученик готовит электронную презентацию “Жизнь и деятельность Л.Полинга”.

Оформление доски

Ход занятия

I. Организационный момент . Слайд №1.

II. Беседа по домашнему заданию (6 мин). Слайд №2, формулы веществ на доске.

  1. Какие свойства ковалентной связи мы изучили на прошлом уроке? (длина, Е, прочность, насыщаемость)
  2. Что такое длина связи и от чего она зависит? (от размера атома и кратности связи)
  3. Что такое энергия связи и от чего она зависит? (количество энергии, необходимой для разрыва связи; зависит от прочности связи)
  4. Что такое прочность связи и от чего она зависит? (от того, какая связь — ?, или?, и какие облака перекрываются — гибридные или негибридные)
  5. Как взаимосвязаны свойства ковалентной связи? (чем больше длина, тем меньше прочность и энергия)
  6. Как изменяется длина связи в молекулах галогеноводородов (см. на доске – 1-й столбец) и почему? (увеличивается, т.к. увеличивается размер атома)
  7. Какое из данных соединений (на доске) самое прочное? (HF)
  8. При растворении галогеноводородов в воде образуются кислоты. Какая из данных кислот будет самой сильной и почему? (HJ, т.к. кислотность – это способность отдавать Н + , самая непрочная связь у HJ)
  9. Какая из кислот будет самой слабой? (HF – плавиковая кислота, растворяет стекло)
    Учитель: Свойства вещества зависят от размера атомов, их образующих.
  10. Как изменяется прочность связи в ряду углеводородов (см. на доске – 2-й столбец) и от чего она зависит? (сверху вниз прочность связи увеличивается, т.к. увеличивается кратность и уменьшается длина)
  11. Каким образом это влияет на свойства данных веществ? (для алканов, имеющих только?-связи, характерны реакции замещения, для алкенов, имеющих?-связи – присоединения, а для алкинов – реакции присоединения и реакции замещения атомов водорода при тройной связи)
  12. На примере молекул простых веществ хлор, кислород, азот (см. на доске – 3-й столбец) объясните, как строение их молекул влияет на их свойства. (хлор в свободном виде не встречается – связь одинарная, кислорода в воздухе 21% – двойная связь, азота в воздухе 78%, инертное вещество – тройная связь)
    Учитель : Свойства органических и неорганических веществ зависят от кратности связи.
  13. Как насыщаемость связей влияет на свойства веществ (см. на доске – 4-й столбец) (метан не имеет ненасыщенных связей, аммиак и вода имеют ненасыщенные связи, поэтому являются диполями).
    Учител ь: Свойства веществ зависят от свойств ковалентной связи.

II. Изучение новой темы

№ пп Этап плана Действия учителя Действия ученика Комментарии
Вступление (см. Приложение № 1) Влияние законов природы и особенностей строения молекул на порядок и красоту окружающего мира Слайды №№ 3-20
Сущность гибридизации электронных орбиталей, ее механизм. Беседа. Что такое гибридизация, что ей предшествует, чему она способствует, почему идет выигрыш в энергии? С какими типами гибридизации атома углерода мы познакомились в 10 классе?

Демонстрация механизма гибридизации.

Слайды №№ 21-24
Вывод. Для объяснения геометрии молекул используется понятие гибридизации. При гибридизации гибридные облака располагаются в пространстве таким образом, чтобы энергия их взаимодействия была минимальной. Определяющими в геометрии молекулы являются?-связи. Слайд № 24
Из истории вопроса. Полинг Л. – великий химик ХХ столетия, его заслуги в изучении и описании структур молекул. Демонстрация презентации “Жизнь и деятельность Л.Полинга” (домашнее задание) Приложение 4
Вывод . Мы должны гордиться тем, что живем в России, в которой жили и работали замечательные ученые-химики с мировым именем. Это Ломоносов М.В.– ученый-энциклопедист, Менделеев Д.И.–создатель Периодического закона, Бородин А.П.–химик и композитор, Бутлеров А.М.–создатель теории строения органических соединений, Лебедев С.В.–создатель 1 искусственного каучука в России и многие другие, которые внесли большой вклад в развитие химической науки. Но мы также с большим уважением должны относиться к ученым других стран и среди них – Лайнус Полинг, который является ученым с мировым именем, и знать о нем должен каждый образованный человек.
Геометрия молекул органических и неорганических веществ, обусловленная:
  1. sp 3 __ гибридизацией;
  2. sp 2 __ гибридизацией;
  3. sp – гибридизацией.
Эвристическая беседа. На примере строения молекул органических веществ (углеводородов) и неорганических веществ (соединений кремния, азота, кислорода, бора, бериллия; аллотропных модификаций углерода), учитель показывает универсальность понятия “гибридизация” и зависимость геометрии молекул от гибридизации, а свойств веществ от геометрии молекул. Учащиеся в ходе беседы знакомятся с геометрией молекул неорганических веществ и влиянием на их свойства неподеленных электронных пар. Слайды №№ 25-36.
Закрепление Беседа. Обобщение знаний по теме. Заполнение таблицы. Слайд № 37.
Фронтальная беседа по вопросам. Слайды №№ 38-41.
8. Подведение итогов урока Мир молекул прекрасен и удивителен. Свойства веществ зависят от особенностей строения молекул. И может быть, когда-нибудь, глядя на падающие снежинки или снежный узор на стекле, или бриллиант на руке, вы вспомните этот урок, нашу школу и поймете, что мы учителя делали все для того, чтобы зародить в ваших душах чувства прекрасного. И мне очень хочется, чтобы вы эти чувства сохранили и передали своим детям. Для нас, учителей, это будет самой лучшей наградой Слайд №42.

IV. Домашнее задание: §7, записи в тетради, подготовиться к тестированию (см.

5.2: Гибридные атомные орбитали — Химия LibreTexts

Цели обучения
  • Объяснить концепцию атомно-орбитальной гибридизации
  • Определение гибридных орбиталей, связанных с различной молекулярной геометрией

Мышление в терминах перекрывающихся атомных орбиталей является для нас одним из способов объяснить, как образуются химические связи в двухатомных молекулах. Однако, чтобы понять, как молекулы с более чем двумя атомами образуют стабильные связи, нам нужна более подробная модель.В качестве примера рассмотрим молекулу воды, в которой один атом кислорода связан с двумя атомами водорода. Кислород имеет электронную конфигурацию 1 s 2 2 s 2 2 p 4 с двумя неспаренными электронами (по одному на каждой из двух 2 p 90 орбиталей). Теория валентных связей предсказывает, что две связи O–H образуются в результате перекрытия этих двух орбиталей 2 p с орбиталями 1 s атомов водорода.Если бы это было так, валентный угол был бы равен 90°, как показано на рисунке \(\PageIndex{1}\), потому что p орбиталей перпендикулярны друг другу. Экспериментальные данные показывают, что валентный угол равен 104,5°, а не 90°. Предсказание модели теории валентной связи не соответствует реальным наблюдениям за молекулой воды; нужна другая модель.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Гипотетическое перекрытие двух 2p-орбиталей атома кислорода (красные) с 1s-орбиталями двух атомов водорода (синие) приведет к валентному углу 90°.Это не согласуется с экспериментальными данными. 1

Квантово-механические расчеты показывают, почему наблюдаемые валентные углы в H 2 O отличаются от предсказываемых на основе перекрытия 1 s орбиталей атомов водорода с 2 p орбиталей атома кислорода. Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ , содержит информацию о каждой орбитали и о волновых свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связаны вместе в молекуле, волновые функции объединяются, чтобы произвести новые математические описания, которые имеют различные формы.Этот процесс комбинирования волновых функций для атомных орбиталей называется гибридизацией и математически осуществляется линейной комбинацией атомных орбиталей , LCAO (метод, с которым мы еще встретимся позже). Образующиеся новые орбитали называются гибридными орбиталями. Валентные орбитали в изолированном атоме кислорода представляют собой орбиталь 2 s и три орбитали 2 p . Валентные орбитали атома кислорода в молекуле воды различаются; они состоят из четырех эквивалентных гибридных орбиталей, которые указывают примерно на углы тетраэдра (рис. \(\PageIndex{2}\)).Следовательно, перекрытие орбиталей O и H должно приводить к тетраэдрическому валентному углу (109,5 °). Наблюдаемый угол 104,5° является экспериментальным свидетельством, которому квантово-механические расчеты дают полезное объяснение: теория валентных связей должна включать компонент гибридизации, чтобы давать точные предсказания.

Рисунок \(\PageIndex{2}\): (a) Молекула воды имеет четыре области электронной плотности, поэтому теория VSEPR предсказывает тетраэдрическое расположение гибридных орбиталей. (b) Две гибридные орбитали кислорода содержат неподеленные пары, а две другие перекрываются с 1s-орбиталями атомов водорода, образуя связи O–H в H 2 O.Это описание более соответствует экспериментальной структуре.

Следующие идеи важны для понимания гибридизации:

  1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в ковалентно связанных атомах.
  2. Гибридные орбитали имеют форму и ориентацию, которые сильно отличаются от атомных орбиталей в изолированных атомах.
  3. Набор гибридных орбиталей создается путем объединения атомных орбиталей. Количество гибридных орбиталей в наборе равно количеству атомных орбиталей, которые были объединены для создания набора.
  4. Все орбитали в наборе гибридных орбиталей эквивалентны по форме и энергии.
  5. Тип гибридных орбиталей, образующихся в связанном атоме, зависит от геометрии его электронной пары, как это предсказывает теория VSEPR.
  6. Гибридные орбитали перекрываются, образуя σ-связи. Негибридные орбитали перекрываются, образуя π-связи.

В следующих разделах мы обсудим распространенные типы гибридных орбиталей.

sp Гибридизация

Атом бериллия в газообразной молекуле BeCl 2 является примером центрального атома без неподеленных пар электронов в линейном расположении трех атомов.В молекуле BeCl 2 имеются две области плотности валентных электронов, соответствующие двум ковалентным связям Be–Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be будут смешиваться, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентной s орбитали с одной из валентных p орбиталей с получением двух эквивалентных sp гибридных орбиталей, ориентированных в линейной геометрии (рис. \(\PageIndex{3}\)).На этом рисунке набор орбиталей sp похож по форме на исходную орбиталь p , но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образовавшихся гибридных орбиталей. Орбиталь p — это одна орбиталь, которая может содержать до двух электронов. Набор sp представляет собой две эквивалентные орбитали, расположенные под углом 180° друг к другу. Два электрона, которые первоначально находились на орбитали s , теперь распределены по двум орбиталям sp , которые заполнены наполовину.В газообразном BeCl 2 эти наполовину заполненные гибридные орбитали будут перекрываться с орбиталями атомов хлора с образованием двух идентичных σ-связей.

Рисунок \(\PageIndex{3}\): Гибридизация s-орбитали (синяя) и p-орбитали (красный) одного и того же атома дает две sp-гибридные орбитали (желтые). Каждая гибридная орбиталь ориентирована преимущественно только в одном направлении. Обратите внимание, что каждая sp-орбиталь содержит одну долю, которая значительно больше другой. Набор из двух sp-орбиталей ориентирован на 180°, что согласуется с геометрией для двух доменов.

Мы иллюстрируем электронные различия в изолированном атоме Be и в связанном атоме Be на диаграмме орбитальных энергетических уровней на рисунке \(\PageIndex{4}\). На этих диаграммах каждая орбиталь представлена ​​горизонтальной линией (указывающей ее энергию), а каждый электрон — стрелкой. Энергия увеличивается к верхней части диаграммы. Мы используем одну стрелку вверх, чтобы указать один электрон на орбитали, и две стрелки (вверх и вниз), чтобы указать два электрона с противоположным спином.

Рисунок \(\PageIndex{4}\): На этой диаграмме орбитальных уровней энергии показаны sp-гибридизованные орбитали на Be в линейной молекуле BeCl 2 .Каждая из двух sp-гибридных орбиталей содержит один электрон и, таким образом, заполнена наполовину и доступна для связывания посредством перекрывания с Cl 3p-орбиталью.

Когда атомные орбитали гибридизуются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. Атом Be имеет два валентных электрона, поэтому на каждую из sp -орбиталей приходится один из этих электронов. Каждый из этих электронов спаривается с неспаренным электроном атома хлора, когда гибридная орбиталь и орбиталь хлора перекрываются при образовании связей Be–Cl.Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями плотности валентных электронов в молекуле, будет демонстрировать гибридизацию sp . Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl 2 , атом цинка в Zn(CH 3 ) 2 , который содержит линейную структуру C–Zn–C, и атомы углерода в HCCH и CO . 2 .

sp Гибридизация: https://youtu.be/epQXzG9WDRw

sp

2 Гибридизация

Валентные орбитали центрального атома, окруженные тремя областями электронной плотности, состоят из набора из трех гибридных орбиталей sp 2 и одной негибридизированной орбитали p . Такое расположение является результатом гибридизации sp 2 , смешивания одной орбитали s и двух орбиталей p для получения трех идентичных гибридных орбиталей, ориентированных в тригональной плоской геометрии (рис. \(\PageIndex{5}\)) .

Рисунок \(\PageIndex{5}\): Гибридизация s-орбитали (синяя) и двух p-орбиталей (красный) дает три эквивалентных sp 2 гибридных орбиталей (желтый), ориентированных под углом 120° друг к другу. Оставшаяся негибридизованная p-орбиталь здесь не показана, а расположена вдоль оси z.

Хотя квантовая механика дает «пухлые» орбитальные лепестки, как показано на рисунке \(\PageIndex{5}\), иногда для ясности эти орбитали изображаются тоньше и без малых лепестков, как на рисунке \(\PageIndex{6}\ ), чтобы не скрывать другие особенности данной иллюстрации. Мы будем использовать эти «более тонкие» представления всякий раз, когда истинное представление слишком переполнено, чтобы его можно было легко визуализировать.

Рисунок \(\PageIndex{6}\): Этот альтернативный способ рисования тригональных плоских гибридных орбиталей sp 2 иногда используется на более скученных рисунках.

Наблюдаемая структура молекулы борана, BH 3, , предполагает sp 2 гибридизацию бора в этом соединении. Молекула тригонально-плоская, атом бора участвует в трех связях с атомами водорода (рис. \(\PageIndex{7}\)).

Рисунок \(\PageIndex{7}\): BH 3 представляет собой электронодефицитную молекулу с плоской тригональной структурой.

Мы можем проиллюстрировать сравнение орбиталей и распределения электронов в изолированном атоме бора и связанном атоме в BH 3 , как показано на диаграмме орбитальных уровней энергии на рисунке \(\PageIndex{8}\).Мы перераспределяем три валентных электрона атома бора на трех sp 2 гибридных орбиталях, и каждый борный электрон спаривается с водородным электроном при образовании связи B–H.

Рисунок \(\PageIndex{8}\): В изолированном атоме B имеется одна 2s- и три 2p-валентные орбитали. Когда бор находится в молекуле с тремя областями электронной плотности, три орбитали гибридизуются и создают набор из трех sp 2 орбиталей и одной негибридизированной 2p-орбитали. Каждая из трех полузаполненных гибридных орбиталей перекрывается с орбиталью атома водорода с образованием трех σ-связей в BH 3 .

Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет демонстрировать sp 2 гибридизацию. Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO (рис. \(\PageIndex{9}\)), или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде CH . 2 O и этен, H 2 CCH 2 .

Рисунок \(\PageIndex{9}\): Центральные атомы в каждой из показанных структур содержат три области электронной плотности и гибридизованы sp 2 .Как мы знаем из обсуждения теории VSEPR, область электронной плотности содержит все электроны, направленные в одном направлении. Неделящаяся пара, неспаренный электрон, одинарная связь или кратная связь будут считаться одной областью электронной плотности. Гибридизация

sp2: https://youtu.be/EepTvePnfBA

sp

3 Гибридизация

Валентные орбитали атома, окруженного тетраэдрическим расположением связывающих пар и неподеленных пар, состоят из четырех sp 3 гибридных орбиталей.Гибриды получаются в результате смешивания одной орбитали s и всех трех орбиталей p , что дает четыре идентичных гибридных орбитали sp 3 (рис. \(\PageIndex{10}\)). Каждая из этих гибридных орбиталей указывает на другой угол тетраэдра.

Рисунок \(\PageIndex{10}\): Гибридизация s-орбитали (синий) и трех p-орбиталей (красный) дает четыре эквивалентных sp 3 гибридных орбиталей (желтый), ориентированных под углом 109,5° друг к другу.

Молекула метана CH 4 состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане проявляет sp 3 гибридизацию. Мы иллюстрируем орбитали и распределение электронов в изолированном атоме углерода и в связанном атоме в CH 4 на рисунке \(\PageIndex{11}\). Четыре валентных электрона атома углерода равномерно распределены на гибридных орбиталях, и каждый электрон углерода соединяется с электроном водорода при образовании связей С-Н.

Рисунок \(\PageIndex{11}\): Все четыре валентные атомные орбитали изолированного атома углерода гибридизуются, когда углерод связывается в молекуле типа CH 4 с четырьмя областями электронной плотности. Это создает четыре эквивалентных sp 3 гибридных орбиталей. Перекрытие каждой из гибридных орбиталей с водородной орбиталью создает σ-связь C–H.

В молекуле метана орбиталь 1 s каждого из четырех атомов водорода перекрывается с одной из четырех sp 3 орбиталей атома углерода, образуя сигма (σ) связь.Это приводит к образованию четырех прочных эквивалентных ковалентных связей между атомом углерода и каждым из атомов водорода с образованием молекулы метана CH 4 .

Структура этана, C 2 H 6, аналогична структуре метана в том, что каждый углерод в этане имеет четыре соседних атома, расположенных в углах тетраэдра — три атома водорода и один атом углерода (рисунок \( \PageIndex{10}\)). Однако в этане орбиталь sp 3 одного атома углерода перекрывается встык с орбиталью sp 3 второго атома углерода, образуя σ-связь между двумя атомами углерода.Каждая из оставшихся гибридных орбиталей sp 3 перекрывается с орбиталью s атома водорода с образованием σ-связей углерод-водород. Структура и общая схема связывающих орбиталей этана показаны на рисунке \(\PageIndex{12}\). Ориентация двух групп CH 3 не является фиксированной относительно друг друга. Экспериментальные данные показывают, что вращение вокруг σ-связей происходит легко.

Рисунок \(\PageIndex{12}\): (a) В молекуле этана C 2 H 6 каждый углерод имеет четыре sp 3 орбиталей. (b) Эти четыре орбитали перекрываются, образуя семь σ-связей.

Гибридная орбиталь sp 3 также может содержать неподеленную пару электронов. Например, атом азота в аммиаке окружен тремя парами связи и неподеленной парой электронов, направленных к четырем углам тетраэдра. Атом азота sp 3 гибридизован с одной гибридной орбиталью, занятой неподеленной парой.

Молекулярная структура воды соответствует тетраэдрическому расположению двух неподеленных пар и двух связывающих пар электронов.Таким образом, мы говорим, что атом кислорода sp 3 гибридизован, причем две гибридные орбитали заняты неподеленными парами, а две — связывающими парами. Поскольку неподеленные пары занимают больше места, чем связывающие пары, структуры, содержащие неподеленные пары, имеют валентные углы, слегка отличающиеся от идеальных. Совершенные тетраэдры имеют углы 109,5°, но наблюдаемые углы в аммиаке (107,3°) и воде (104,5°) немного меньше. Другие примеры гибридизации sp 3 включают CCl 4 , PCl 3 и NCl 3 .

Метод валентной связи и гибридизация sp3: https://youtu.be/2hxKLGWQ5EQ

sp

3 d и sp 3 d 2 Гибридизация

Для описания пяти связывающих орбиталей в тригонально-бипирамидальном расположении мы должны использовать пять атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и одну из орбиталей d ), что дает пять sp 3 d гибридные орбитали.При октаэдрическом расположении шести гибридных орбиталей мы должны использовать шесть атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и две орбитали d в ее валентной оболочке), что дает шесть sp 3 d 2 гибридные орбитали. Эти гибридизации возможны только для атомов, имеющих d орбиталей в своих валентных подоболочках (то есть не находящихся в первом или втором периоде).

Рисунок \(\PageIndex{13}\): Три изображенных соединения демонстрируют гибридизацию sp 3 d в центральном атоме и форму тригональной бипирамиды.+\) имеет одну неподеленную пару электронов на центральном атоме, а ClF 3 имеет две неподеленные пары, что придает ему показанную Т-образную форму.

В молекуле пентахлорида фосфора PCl 5 имеется пять связей P–Cl (таким образом, пять пар валентных электронов вокруг атома фосфора), направленных к углам тригональной бипирамиды. Мы используем орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и одну из орбиталей 3 d , чтобы сформировать набор из пяти гибридных орбиталей sp 3 d (рис. \(\PageIndex{ 13}\)) которые участвуют в связях P-Cl.Другие атомы, которые проявляют гибридизацию sp 3 d , включают атом серы в SF 4 и атомы хлора в ClF 3 и в \(\ce{ClF4+}\). (Электроны на атомах фтора опущены для ясности. )

Рисунок \(\PageIndex{14}\): (a) Пять областей электронной плотности вокруг фосфора в PCl 5 требуют пяти гибридных sp 3 d орбиталей. (b) Эти орбитали объединяются, образуя тригональную бипирамидальную структуру, где каждая большая доля гибридной орбитали указывает на вершину.Как и прежде, для каждой орбитали также имеются небольшие лепестки, направленные в противоположном направлении (не показаны для ясности).

Атом серы в гексафториде серы, SF 6 , проявляет sp 3 d 2 гибридизацию. Молекула гексафторида серы имеет шесть связывающих пар электронов, соединяющих шесть атомов фтора с одним атомом серы. На центральном атоме нет неподеленных пар электронов. Чтобы связать шесть атомов фтора, орбиталь 3 s , три орбитали 3 p и две из 3 d орбиталей образуют шесть эквивалентных sp 3 d 4, 9001 гибридных орбиталей, каждая из которых направлена к другому углу октаэдра. Другие атомы, которые проявляют sp 3 d 2 гибридизацию, включают атом фосфора в \(\ce{PCl6-}\), атом йода в межгалогенах \(\ce{IF6+}\), IF 5 , \(\ce{ICl4-}\), \(\ce{IF4-}\) и атом ксенона в XeF 4 .

Рисунок \(\PageIndex{15}\): (a) Гексафторид серы, SF 6 , имеет октаэдрическую структуру, требующую гибридизации sp 3 d 2 . (b) Шесть орбиталей sp 3 d 2 образуют октаэдрическую структуру вокруг серы.Опять же, малая доля каждой орбитали не показана для ясности.

Расширенная гибридизация октетов: https://youtu.be/1WpxXcKl_Io

Присвоение гибридных орбиталей центральным атомам

Гибридизация атома определяется по количеству областей электронной плотности, которые его окружают. Геометрические характеристики различных наборов гибридных орбиталей показаны на рисунке \(\PageIndex{16}\). Это расположение идентично геометрии электронной пары, предсказанной теорией VSEPR. Теория VSEPR предсказывает формы молекул, а теория гибридных орбиталей дает объяснение того, как формируются эти формы. Чтобы найти гибридизацию центрального атома, мы можем использовать следующие рекомендации:

  1. Определите структуру молекулы по Льюису.
  2. Определите количество областей электронной плотности вокруг атома, используя теорию VSEPR, в которой одинарные связи, кратные связи, радикалы и неподеленные пары считаются за одну область.
  3. Назначьте набор гибридных орбиталей с рисунка \(\PageIndex{16}\), который соответствует этой геометрии.
Рисунок \(\PageIndex{16}\): Формы наборов гибридных орбит соответствуют геометрии электронной пары. Например, атом, окруженный тремя областями электронной плотности, sp 2 гибридизован, а три sp 2 орбиталей расположены тригонально-плоско.

Важно помнить, что гибридизация была разработана для рационализации экспериментально наблюдаемой молекулярной геометрии, а не наоборот.

Модель хорошо работает для молекул, содержащих небольшие центральные атомы, в которых пары валентных электронов расположены близко друг к другу в пространстве. Однако для более крупных центральных атомов пары электронов валентная оболочка находятся дальше от ядра, и отталкивания меньше. Их соединения демонстрируют структуры, которые часто не согласуются с теорией VSEPR, и гибридные орбитали не нужны для объяснения наблюдаемых данных.

Например, мы обсуждали валентный угол H–O–H в H 2 O, 104.5°, что больше соответствует sp 3 гибридных орбиталей (109,5°) на центральном атоме, чем 2 p орбиталей (90°). Сера находится в той же группе, что и кислород, и H 2 S имеет аналогичную структуру Льюиса. Однако он имеет гораздо меньший валентный угол (92,1 °), что указывает на гораздо меньшую гибридизацию с серой, чем с кислородом. Продолжая движение вниз по группе, теллур даже больше серы, а для H 2 Te наблюдаемый валентный угол (90 °) согласуется с перекрытием орбиталей 5 p без использования гибридизации. 2-}\)?

Раствор

Структура сульфата Льюиса показывает, что существуют четыре области электронной плотности.

Рисунок \(\PageIndex{16}\)).
Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Что представляет собой гибридизация атома селена в SeF 4 ?

Ответить

Атом селена sp 3 d гибридизован.

Пример \(\PageIndex{2}\): Назначение гибридизации

Мочевина, NH 2 C(O)NH 2 , иногда используется в качестве источника азота в удобрениях.Какова гибридизация каждого атома азота и углерода в мочевине?

Раствор

Структура мочевины по Льюису

Рисунок \(\PageIndex{16}\)). Это гибридизация атомов азота в мочевине.

Атом углерода окружен тремя областями электронной плотности, расположенными в тригональной плоскости. Гибридизация в тригональной плоской геометрии электронной пары представляет собой sp 2 (рис. \(\PageIndex{16}\)), что представляет собой гибридизацию атома углерода в мочевине.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Уксусная кислота, H 3 CC(O)OH — это молекула, которая придает уксусу его запах и кислый вкус. Что такое гибридизация двух атомов углерода в уксусной кислоте?

Ответить

H 3 C , sp 3 ; C (O)OH, sp 2

Определение гибридизации атома:

https://youtu.быть/1Zw2avbLw7Q

Резюме

Мы можем использовать гибридные орбитали, представляющие собой математические комбинации некоторых или всех валентных атомных орбиталей, для описания электронной плотности вокруг ковалентно связанных атомов. Эти гибридные орбитали либо образуют сигма (σ) связи, направленные к другим атомам молекулы, либо содержат неподеленные пары электронов. Мы можем определить тип гибридизации вокруг центрального атома по геометрии областей электронной плотности вокруг него. Две такие области подразумевают гибридизацию sp ; три, sp 2 гибридизация; четыре, sp 3 гибридизация; пять, sp 3 d гибридизация; и шесть, sp 3 d 2 гибридизация.Связи Pi(π) образуются из негибридных атомных орбиталей ( p или d орбиталей).

  1. Обратите внимание, что орбитали иногда могут быть нарисованы в виде вытянутого «воздушного шара», а не в более реалистичной «пухлой» форме, чтобы упростить визуализацию геометрии.

Глоссарий

гибридный орбитальный
Орбиталь
, созданная путем объединения атомных орбиталей на центральном атоме
.
гибридизация
Модель
, описывающая изменения атомных орбиталей атома, когда он образует ковалентное соединение
.
sp гибридный орбитальный
одна из двух орбиталей с линейным расположением, полученная в результате объединения одной s и одной p орбитали
sp 2 гибридный орбитальный
одна из трех орбиталей с тригональной планарной компоновкой, которая является результатом объединения одной s и двух p орбиталей
sp 3 гибридный орбитальный
одна из четырех орбиталей с тетраэдрическим расположением, полученная в результате объединения одной s и трех p орбиталей
sp 3 d гибридный орбитальный
одна из пяти орбиталей с тригонально-бипирамидальным расположением, полученная в результате объединения одной s , трех p и одной d орбитали
sp 3 d 2 гибридный орбитальный
одна из шести орбиталей с октаэдрическим расположением, полученная в результате объединения одной s , трех p и двух d орбиталей

11.

3: Гибридизация атомных орбиталей

Локализованная теория валентных связей использует процесс, называемый гибридизацией, в котором атомные орбитали, сходные по энергии, но не эквивалентные, математически комбинируются для получения наборов эквивалентных орбиталей, правильно ориентированных для образования связей. . Эти новые комбинации называются гибридными атомными орбиталями, потому что они образуются путем объединения ( гибридизации ) двух или более атомных орбиталей одного и того же атома.

Гибридизация

s и p Орбитали

В BeH 2 мы можем создать две эквивалентные орбитали, комбинируя орбиталь 2 s бериллия и любую из трех вырожденных орбиталей 2 p .Беря сумму и разность атомных орбиталей Be 2 s и 2 p z , например, мы получаем две новые орбитали с большими и малыми лепестками, ориентированными вдоль осей z , как показано на рисунке \(\PageIndex{0}\).

Рисунок \(\PageIndex{0}\): Положение атомного ядра относительно sp-гибридной орбитали. На самом деле ядро ​​​​расположено немного внутри малой доли, а не в узле, разделяющем большую и малую доли.

Это дает нам уравнение 11.3.1, где значение \(\frac{1}{\sqrt{2}}\) необходимо математически, чтобы показать, что орбитали 2 s и 2 p вносят равный вклад в каждый гибридный орбитальный.

\[sp = \dfrac{1}{\sqrt{2}} (2s + 2p_z) \label{11.3.1a}\]

и

\[sp = \dfrac{1}{\sqrt{2}} (2s — 2p_z) \label{11.3.1b}\]

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Формирование гибридных орбиталей sp . Взятие суммы и разности атомных орбиталей нс и np , где n = 2, дает две эквивалентные гибридные орбитали sp , ориентированные под углом 180 ° друг к другу.

Ядро находится внутри малой доли каждой орбитали. В этом случае новые орбитали называются sp-гибридами , потому что они образованы из одной s и одной p орбитали. Две новые орбитали эквивалентны по энергии, и их энергия находится между значениями энергии, связанными с чистыми орбиталями s и p , как показано на этой диаграмме:

На рисунке \(\PageIndex{2}\) каждая sp орбиталь на Be имеет правильную ориентацию, чтобы основные лепестки перекрывались с атомной орбиталью 1 s атома H.При образовании двух энергетически эквивалентных связей Be–H образуется линейная молекула \(BeH_2\). Таким образом, теория валентных связей делает то, на что не способна ни электронная структура Льюиса, ни модель VSEPR; это объясняет, почему связи в \(BeH_2\) эквивалентны по энергии и почему \(BeH_2\) имеет линейную геометрию.
Гибридные орбиты. Каждая однократно занятая гибридная орбиталь sp на бериллии может образовывать связь электронной пары с однократно занятой орбиталью 1 s атома водорода.Поскольку две гибридные орбитали sp ориентированы под углом 180°, молекула BeH 2 является линейной.

Поскольку и раскрутка, и гибридизация требуют затрат энергии, формирование набора однократно занятых гибридных атомных орбиталей является энергетически восходящим. Общий процесс образования соединения с гибридными орбиталями будет энергетически выгодным только , если количество энергии, высвобождаемой при образовании ковалентных связей, больше, чем количество энергии, используемой для образования гибридных орбиталей (рис. \(\PageIndex{3 }\)).Как мы увидим, некоторые соединения очень нестабильны или не существуют, потому что количество энергии, необходимое для образования гибридных орбиталей, больше, чем количество энергии, которое было бы высвобождено при образовании дополнительных связей.

Рисунок \(\PageIndex{3}\): Гипотетический ступенчатый процесс образования BeH 2 из газообразного атома Be и двух газообразных атомов H. Продвижение электрона с 2 s орбиталей бериллия на одну из 2 p орбиталей является энергетически восходящим.Общий процесс образования молекулы BeH 2 из атома Be и двух атомов H будет поэтому энергетически выгодным только , если количество энергии, выделяемой при образовании двух связей Be–H, больше, чем количество энергии требуется для промоции и гибридизации.

Концепция гибридизации также объясняет, почему бор с валентной электронной конфигурацией 2 s 2 2 p 1 образует три связи с фтором с образованием BF 3 , как предсказывают подходы Льюиса и VSEPR. .Имея в основном состоянии только один неспаренный электрон, бор должен образовывать только одинарную ковалентную связь. Однако путем продвижения одного из своих 2 s электронов на незанятую 2 p орбиталь с последующей гибридизацией трех однократно занятых орбиталей (2 s и двух 2 p орбиталей) бор приобретает набор из трех эквивалентных гибридных орбиталей с одним электроном на каждой, как показано здесь:

Рисунок \(\PageIndex{4}\)). Поскольку гибридные атомные орбитали образованы из одной s и двух p орбиталей, бор называется sp 2 гибридизированным (произносится как «s-p-two» или «s-p-squared»).Однократно занятые гибридные атомные орбитали sp 2 могут перекрываться с однократно занятыми орбиталями на каждом из трех атомов F, образуя тригональную плоскую структуру с тремя энергетически эквивалентными связями B–F. Рисунок \(\PageIndex{4}\ ): Формирование sp 2 Гибридных орбиталей. Объединение одной атомной орбитали ns и двух атомных орбиталей np дает три эквивалентных гибридных орбитали sp 2 в тригональной плоской конфигурации; то есть ориентированы под углом 120 ° друг к другу.

Глядя на конфигурацию валентных электронов углерода 2 s 2 2 p 2 валентных электронов, можно ожидать, что углерод будет использовать свои два неспаренных электрона 2 p для образования соединений только с двумя ковалентными связями. Однако мы знаем, что углерод обычно образует соединения с четырьмя ковалентными связями. Мы можем объяснить это очевидное несоответствие гибридизацией орбитали 2 s и трех 2 p орбиталей на углероде, чтобы получить набор из четырех вырожденных sp 3 («sp-три» или «sp-кубический ») гибридных орбиталей, каждая с одним электроном:

Большие лепестки гибридизированных орбиталей ориентированы к вершинам тетраэдра, где 109. углы 5° между ними (рисунок \(\PageIndex{5}\)). Как и все гибридные орбитали, обсуждавшиеся ранее, гибридные атомные орбитали sp 3 предсказаны как равные по энергии.

Рисунок \(\PageIndex{5}\): Формирование гибридных орбиталей sp 3 . Объединение одной атомной орбитали ns и трех атомных орбиталей np дает четыре гибридные орбитали sp 3 , ориентированные под углом 109,5 ° друг к другу в тетраэдрическом расположении.

В дополнение к объяснению того, почему некоторые элементы образуют больше связей, чем можно было бы ожидать, исходя из их конфигурации валентных электронов, и почему образующиеся связи имеют одинаковую энергию, теория валентных связей объясняет, почему эти соединения настолько стабильны: количество высвобождаемой энергии увеличивается с количество образованных связей.В случае углерода, например, при образовании четырех связей высвобождается гораздо больше энергии, чем двух, поэтому соединения углерода с четырьмя связями, как правило, более стабильны, чем соединения только с двумя. Углерод действительно образует соединения только с двумя ковалентными связями (такие как CH 2 или CF 2 ), но эти соединения являются высокореактивными, нестабильными промежуточными соединениями, которые образуются только в определенных химических реакциях.

Теория валентных связей объясняет количество связей, образованных в соединении, и относительную силу связи.

Связь в молекулах, таких как NH 3 или H 2 O, которые имеют неподеленные пары на центральном атоме, также может быть описана в терминах гибридных атомных орбиталей. В NH 3 , например, N с конфигурацией валентных электронов 2 s 2 2 p 3 может гибридизовать свои 2 s и 2 p орбитали 3 гибридных орбиталей. Разместив пять валентных электронов на четырех гибридных орбиталях, мы получим три из них, занятых по одному, и один с парой электронов:

.

Три однократно занятых доли sp 3 могут образовывать связи с тремя атомами H, а на четвертой орбитали размещается неподеленная пара электронов. Точно так же H 2 O имеет sp 3 гибридизированный атом кислорода, который использует две однократно занятые доли sp 3 для связи с двумя атомами H и две для размещения двух неподеленных пар, предсказанных моделью VSEPR. . Такие описания объясняют приблизительно тетраэдрическое распределение электронных пар на центральном атоме в NH 3 и H 2 O. Однако, к сожалению, недавние экспериментальные данные указывают на то, что в CH 4 и NH 3 гибридизованные орбитали , а не полностью эквивалентны по энергии, что делает эту модель связи активной областью исследований.

Метод валентной связи и гибридизация sp3: https://youtu.be/2hxKLGWQ5EQ

Пример \(\PageIndex{1}\)

Используйте модель VSEPR, чтобы предсказать количество электронных пар и молекулярную геометрию в каждом соединении, а затем описать гибридизацию и связывание всех атомов, кроме водорода.

  1. В 2 Ю
  2. CHCl 3

Дано: два химических соединения

Запрашиваемый вопрос: число электронных пар и молекулярная геометрия, гибридизация и связывание

Стратегия:

  1. Использование подхода VPSE для определения числа электронных пар и молекулярной геометрии молекулы.
  2. По конфигурации валентных электронов центрального атома предскажите количество и тип гибридных орбиталей, которые могут образоваться. Заполните эти гибридные орбитали общим числом валентных электронов вокруг центрального атома и опишите гибридизацию.

Решение:

  1. A H 2 S имеет четыре пары электронов вокруг атома серы с двумя связанными атомами, поэтому модель VSEPR предсказывает изогнутую или V-образную молекулярную геометрию. B сера имеет 3 S 2 S 2 3 P 4 Валентная электронная конфигурация с шестью электронами, но по гибридизации его 3 S и 3 P Orbitals, он может производить четыре SP 3 гибридов. Если шесть валентных электронов размещены на этих орбиталях, два из них имеют электронные пары, а два заняты по отдельности. Две гибридные орбитали sp 3 , которые заполнены одиночно, используются для образования связей S–H, тогда как две другие имеют неподеленные пары электронов. Вместе четыре гибридных орбитали sp 3 создают примерно тетраэдрическое расположение электронных пар, что согласуется с молекулярной геометрией, предсказанной моделью VSEPR.
  2. A Молекула CHCl 3 имеет четыре валентных электрона вокруг центрального атома. В модели VSEPR атом углерода имеет четыре электронные пары, а молекулярная геометрия тетраэдрическая. B Углерод имеет конфигурацию 2 s 2 2 p 2 валентных электронов.Путем гибридизации своих 2 s и 2 p орбиталей он может образовать четыре sp 3 гибридных орбиталей, которые равны по энергии. Восемь электронов вокруг центрального атома (четыре от C, один от H и по одному от каждого из трех атомов Cl) заполняют три sp 3 гибридных орбиталей, образуя связи C–Cl, и один образует связь C–H . Точно так же атомы Cl с семью электронами в своих валентных подоболочках 3 s и 3 p можно рассматривать как sp 3 гибридизованных. Каждый атом Cl использует однократно занятую гибридную орбиталь sp 3 для образования связи C – Cl и три гибридные орбитали для размещения неподеленных пар.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Используйте модель VSEPR, чтобы предсказать количество электронных пар и молекулярную геометрию в каждом соединении, а затем описать гибридизацию и связывание всех атомов, кроме водорода.

  1. БФ 4 ион
  2. гидразин (H 2 N–NH 2 )

Ответить

  1. B представляет собой sp 3 гибридизированный; F также гибридизован sp 3 , поэтому он может содержать одну связь B – F и три неподеленные пары.Молекулярная геометрия тетраэдрическая.
  2. Каждый атом N является sp 3 гибридизованным и использует одну гибридную орбиталь sp 3 для образования связи N–N, две для образования связей N–H и одну для размещения неподеленной пары. Молекулярная геометрия каждого N является тригонально-пирамидальной.

Количество гибридных орбиталей, используемых центральным атомом, равно количеству электронных пар вокруг центрального атома.

Гибридизация с использованием d-орбиталей

Гибридизация не ограничивается атомными орбиталями ns и np .Связь в соединениях с центральными атомами в периоде 3 и ниже также может быть описана с помощью гибридных атомных орбиталей. В этих случаях центральный атом может использовать свои валентные ( n − 1) d орбитали, а также свои ns и np орбитали для образования гибридных атомных орбиталей, что позволяет ему разместить пять или более связанных атомов. (как в PF 5 и SF 6 ). Используя орбиталь ns , все три орбитали np и одну орбиталь ( n − 1) d , мы получаем набор из пяти sp 3 d орбиталей, указывающих на гибридные вершины a тригональная бипирамида (часть (a) на рисунке \(\PageIndex{6}\)). В этом случае пять гибридных орбиталей , а не эквивалентны: три образуют треугольную матрицу, ориентированную под углом 120°, а две другие ориентированы под углом 90° к первым трем и под углом 180° друг к другу.

Аналогично, комбинация орбитали ns , всех трех орбиталей np и двух орбиталей nd дает набор из шести эквивалентных sp 3 d 4 9001 орбиталей, ориентированных к гибридным вершинам 2 9001 октаэдр (часть (b) на рисунке \(\PageIndex{6}\)).В модели VSEPR предсказано, что PF 5 и SF 6 будут тригонально-бипирамидальными и октаэдрическими соответственно, что согласуется с описанием валентной связи, в котором sp 3 d или sp d 2 Гибридные орбитали используются для связывания.

 

Рисунок \(\PageIndex{6}\): Гибридные орбитали, включающие d орбиталей. Формирование набора (а) пять SP 3 D Гибридные орбитали и (б) шесть SP 3 D 2 Гибридные орбитали от NS , NP , а также и атомных орбиталей, где n = 4.

Пример \(\PageIndex{2}\)

Какова гибридизация центрального атома у каждого вида? Опишите связи у каждого вида.

  1. XEF 4
  2. СО 4 2
  3. СФ 4

Дано: три химических вида

Запрашиваемый: гибридизация центрального атома

Стратегия:

  1. Определите геометрию молекулы, используя стратегию из примера 1.По конфигурации валентных электронов центрального атома и количеству электронных пар определите гибридизацию.
  2. Укажите общее количество электронов вокруг центрального атома на гибридных орбиталях и опишите связь.

Решение:

  1. A Используя модель VSEPR, мы находим, что Xe в XeF 4 образует четыре связи и имеет две неподеленные пары, поэтому его структура является плоскоквадратной и имеет шесть электронных пар. Шесть электронных пар образуют октаэдрическое расположение, поэтому Xe должен быть sp 3 d 2 гибридизованным. B С 12 электронами вокруг Xe четыре из шести sp 3 d 2 гибридных орбиталей образуют связи Xe–F, а две заняты неподеленными парами электронов.
  2. A S в ионе SO 4 2 имеет четыре электронные пары и четыре связанных атома, поэтому структура является тетраэдрической. Сера должна быть sp 3 гибридизована для образования четырех связей S–O. B Заполнение sp 3 гибридных орбиталей восемью электронами от четырех связей дает четыре заполненных sp 3 гибридных орбиталей.
  3. A Атом S в SF 4 содержит пять электронных пар и четыре связанных атома. Молекула имеет качающуюся структуру с одной неподеленной парой:

    Для размещения пяти электронных пар атом серы должен быть sp 3 d гибридизованным. B Заполнение этих орбиталей 10 электронами дает четыре sp 3 d гибридных орбиталей, образующих связи S–F, и одну с неподеленной парой электронов.

Упражнение \(\PageIndex{2}\)

Какова гибридизация центрального атома у каждого вида? Опишите привязку.

  1. ПКл 4 +
  2. БрФ 3
  3. SiF 6 2

Ответить

  1. sp 3 с четырьмя связями P–Cl
  2. sp 3 d с тремя связями Br–F и двумя неподеленными парами
  3. sp 3 d 2 с шестью связями Si–F

Гибридизация с использованием орбиталей d позволяет химикам объяснить структуру и свойства многих молекул и ионов.Однако, как и большинство таких моделей, она не является общепризнанной. Тем не менее, это объясняет фундаментальное различие между химическим составом элементов периода 2 (C, N и O) и элементов периода 3 и ниже (таких как Si, P и S).

Элементы периода 2 не образуют соединений, в которых центральный атом ковалентно связан с пятью или более атомами, хотя такие соединения обычны для более тяжелых элементов. Таким образом, в то время как углерод и кремний оба образуют тетрафториды (CF 4 и SiF 4 ), только SiF 4 реагирует с F с образованием стабильного гексафтордианиона, SiF 6 2 .Поскольку 2 d атомных орбиталей не существует, для образования октаэдрических CF 6 2 потребуются гибридные орбитали, созданные из 2 s , 2 p и 3 1 атомных орбиталей. Энергия 3 d орбиталей углерода настолько высока, что количество энергии, необходимое для образования набора из sp 3 d 2 гибридных орбиталей, не может быть равно энергии, высвобождаемой при образовании двух дополнительные связи C–F. Ожидается, что эти дополнительные связи будут слабыми, потому что атом углерода (и другие атомы в периоде 2) настолько мал, что не может вместить пять или шесть атомов F при нормальной длине связи C-F из-за отталкивания между электронами на соседних атомах фтора. Возможно, неудивительно, что такие виды, как CF 6 2 , никогда не были получены.

Пример \(\PageIndex{3}\): \(OF_4\)

Что представляет собой гибридизация атома кислорода в OF 4 ? Существует ли OF 4 ?

Дано: химическое соединение

Запрашиваемый вопрос: Гибридизация и стабильность

Стратегия:

  1. Предсказать геометрию OF 4 с помощью модели VSEPR.
  2. По количеству пар электронов вокруг O в OF 4 предскажите гибридизацию O. Сравните количество гибридных орбиталей с количеством пар электронов, чтобы решить, существует ли вероятность существования молекулы.

Решение:

A Модель VSEPR предсказывает, что OF 4 будет иметь пять электронных пар, что приводит к тригональной бипирамидальной геометрии с четырьмя парами связей и одной неподеленной парой. B Чтобы разместить пять электронных пар, атом О должен быть sp 3 d гибридизованным.{3−}\)? Существует ли этот ион?

Ответ sp 3 d 2 гибридизация; №

Расширенная гибридизация октетов: https://youtu.be/1WpxXcKl_Io

Гибридные атомные орбитали

Гибридный атомный Орбиты


Гибридные атомные орбитали

Трудно объяснить формы даже самых простых молекулы с атомными орбиталями.Решение этой проблемы было предложенный Линусом Полингом, который утверждал, что валентные орбитали на атоме могут быть объединены в гибридных атомных орбиталей .

Геометрию молекулы BeF 2 можно объяснить, например, путем смешивания орбитали 2 s с бериллиевой атом с одной из 2 p орбиталей, чтобы сформировать набор из sp гибридные орбитали, которые указывают в противоположных направлениях, как показано на рисунок ниже.Один из валентных электронов бериллия Затем атом помещается на каждую из этих орбиталей, и эти орбитали могут перекрываться с наполовину заполненными 2 p орбиталями на пары атомов фтора с образованием линейной молекулы BeF 2 .

Полинг также показал, что геометрия таких молекул, как BF 3 а ион CO 3 2- можно объяснить смешивая орбиталь 2 s с орбиталью 2 p x и a 2 p y орбиталь центрального атома с образованием трех sp 2 гибридные орбитали, указывающие на углы равностороннего треугольника.Когда он смешал 2 с орбитальная со всеми тремя 2 p орбиталями (2 p x , 2 p y и 2 p z ), Полинг получили набор из четырех sp 3 орбиталей, которые ориентированы по углам тетраэдра. Эти sp 3 гибридные орбитали идеально подходят для объяснения геометрии тетраэдрические молекулы, такие как CH 4 или SO 4 2- ион.

Модель гибридной атомной орбиты может быть распространена на молекулы формы которых основаны на тригонально-бипирамидальных или октаэдрических распределения электронов с включением валентной оболочки d орбитали. Полинг показал, что когда 3 d z 2 орбитальная смешивается с 3 s , 3 p x , 3 p y и 3 p z орбиталей на атоме, получается sp 3 d гибридные орбитали указывают на углы тригональной бипирамиды.Когда оба 3 d z 2 и 3 d x 2 y 2 орбитали смешаны с 3 s , 3 p x , 3 p y и 3 p z орбиталей, в результате получается набор из шести sp 3 d 2 гибридные орбитали, указывающие на углы октаэдра.


Геометрия гибрида Орбиты

Геометрия пяти различных наборов гибридных атомных орбитали ( sp , sp 2 , sp 3 , sp 3 d и sp 3 d 2 ) показаны на рисунке ниже.


Отношения Между распределением электронов в атоме и Гибридизация этого атома

Взаимосвязь между гибридизацией и распространением электронов на валентной оболочке атома суммируется в Таблица ниже.

Количество мест, где Найдено электронов   Молекулярная геометрия   Гибридизация   Примеры
2   линейный   сп   BeF 2 , CO 2
3   треугольная планарная   сп 2   БФ 3 , СО 3 2-
4   четырехгранный   сп 3   CH 4 , SO 4 2-
5   тригонально-бипирамидальный   sp 3 д   ПФ 5
6   восьмигранный   sp 3 д 2   СФ 6


Молекулы с двойным и тройные облигации

Модель гибридной атомной орбиты также может быть использована для объяснения образование двойных и тройных связей.

Пример: Рассмотрим склеивание в формальдегиде (H 2 CO), например, который имеет следующую структуру Льюиса.

Есть три места, где электроны могут быть найдены в валентную оболочку атомов углерода и кислорода в этом молекула. В результате теория VSEPR предсказывает, что валентность электроны на этих атомах будут ориентированы к углам равносторонний треугольник. Предположим, ради аргумента, что молекула формальдегида лежит в плоскости XY система координат.Можем создать комплект из sp 2 гибридные орбитали атомов углерода и кислорода, лежащих в этой плоскости путем смешивания 2 s , 2 p x и 2 p y орбиталей у каждого атома.

На нейтральном атоме углерода имеется четыре валентных электрона. Один из этих электронов помещается в каждую из трех sp 2 гибридные орбитали. Четвертый электрон находится в 2 p z орбиталь, которая не использовалась при гибридизации.

На нейтральном атоме кислорода шесть валентных электронов. А пара этих электронов размещена в каждом из двух sp 2 гибридные орбитали. Затем один электрон помещается в sp 2 гибридная орбиталь, которая указывает на атом углерода, а другая размещены на негибридной орбитали 2 p z .

Связи C-H образуются, когда электроны в двух sp 2 гибридные орбитали на углероде взаимодействуют с 1 с электроном на атом водорода, как показано на рисунке ниже.. Связь CO представляет собой образуется, когда электрон в другом sp 2 гибридная орбиталь на углероде взаимодействует с неспаренным электроном в гибридная орбиталь sp 2 на атоме кислорода. Эти облигации называются сигма (s) облигациями , потому что они выглядят как орбиталь s , если смотреть вдоль связи.

Электрон на орбите 2 p z на атом углерода затем взаимодействует с электроном в 2 p z на атоме кислорода с образованием второй ковалентной связи между эти атомы. Это называется связью pi (p) , потому что ее выглядит как орбиталь p , если смотреть вдоль связи.

Двойные связи чаще всего встречаются в соединениях, содержащих C, N, Атомы O, P или S. Этому есть две причины. Во-первых, двойной связи по самой своей природе являются ковалентными связями. Поэтому они чаще всего встречается среди элементов, образующих ковалентные соединения. Во-вторых, взаимодействие между p z орбиталей для образования связи p требуется, чтобы атомы относительно близко друг к другу, поэтому эти связи, как правило, наиболее сильно для атомов, которые относительно малы.


Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей

Физические исследования простейшего органического соединения метана (CH 4 ) показали следующее:

  • все длины углерод-водородных связей равны
  • все валентные углы водород-углерод-водород равны
  • все валентные углы примерно равны 110°
  • все связи ковалентные

Основное состояние или невозбужденное состояние атома углерода ( Z = 6) имеет следующую электронную конфигурацию.

Ковалентные связи образуются за счет совместного использования электронов, поэтому углерод в основном состоянии не может связываться, потому что у него есть только две наполовину заполненные орбитали, доступные для образования связи. Добавление энергии в систему переводит электрон 2 s на орбиталь 2 p , в результате чего возникает возбужденное состояние. Возбужденное состояние имеет четыре наполовину заполненных орбитали, каждая из которых способна образовывать ковалентную связь. Однако не все эти связи будут одинаковой длины, потому что атомные 5 орбитали короче атомных p орбиталей.

Чтобы получить одинаковую длину связи, все орбитали должны быть одного типа. Создание идентичных орбиталей происходит в природе в процессе гибридизации. Гибридизация представляет собой внутреннюю линейную комбинацию атомных орбиталей, в которой волновые функции атомных s и p орбиталей складываются вместе для создания новых гибридных волновых функций. При сложении четырех атомных орбиталей образуются четыре гибридные орбитали. Каждая из этих гибридных орбиталей имеет одну часть символа s и три части символа p и поэтому называется гибридными орбиталями sp 3 .

В процессе гибридизации все длины связей становятся равными. Валентные углы можно объяснить с помощью теории отталкивания электронных пар валентной оболочки (теория VSEPR). Согласно этой теории пары электронов отталкиваются друг от друга; поэтому электронные пары, которые находятся в связях или в неподеленных парах на орбиталях вокруг атома, обычно максимально отделены друг от друга. Таким образом, для метана с четырьмя одинарными связями вокруг одного атома углерода максимальный угол отталкивания равен тетраэдрическому углу, который равен 109°28″, или приблизительно 110°.

Аналогичным образом атомные орбитали углерода могут гибридизоваться с образованием sp 2 гибридных орбиталей. В этом случае линейной комбинацией атомных орбиталей являются одна s и две p орбитали. Эта комбинация приводит к генерации трех эквивалентных sp 2 гибридных орбиталей. Третья орбиталь p остается негибридной атомной орбиталью. Поскольку три гибридные орбитали лежат в одной плоскости, теория VSEPR предсказывает, что орбитали разделены углами 120 °.Негибридная атомная орбиталь p лежит под углом 90° к плоскости. Эта конфигурация позволяет максимально разделить все орбитали.

Наконец, атомные орбитали углерода могут гибридизоваться линейной комбинацией одной s и одной p орбитали. Этот процесс формирует две эквивалентные sp гибридные орбитали. Оставшиеся две атомные p орбитали остаются негибридизированными. Поскольку две гибридные орбитали sp находятся в плоскости, они должны быть разделены на 180°.Атомные p орбитали существуют под прямым углом друг к другу, одна в плоскости гибридизованных орбиталей, а другая под прямым углом к ​​плоскости.

Тип гибридной орбитали в любом заданном углеродном соединении можно легко предсказать с помощью правила числа гибридных орбиталей .


Номер гибридной орбиты 2 указывает на гибридизацию sp , значение 3 указывает на гибридизацию sp 2 , а значение 4 указывает на гибридизацию sp 3 .Например, в этилене (C 2 H 4 ) гибридное орбитальное число для атомов углерода равно 3, что указывает на гибридизацию sp 2 .

Все углерод-водородные связи имеют вид σ, а одна связь в двойной связи — σ, а другая — π.

Таким образом, атомы углерода имеют sp 2 гибридных орбиталей.

Используя правило числа гибридных орбит, можно увидеть, что метилкарбокатион содержит гибридизацию sp 2 , тогда как метилкарбанион представляет собой гибридизацию sp 3 .


Использование орбитальной гибридизации и теории валентных связей для предсказания молекулярной формы — видео и расшифровка урока

Теория орбитальной гибридизации

Чтобы разобраться в гибридизации, нам нужно знать валентные электроны в участвующих атомах и теорию валентных связей. Теория валентных связей, по сути, утверждает, что все связи создаются атомом, отдающим валентный электрон другому атому, чтобы завершить его октет. Теория в сочетании со знаниями о валентных электронах говорит нам, сколько связей существует между двумя атомами в молекуле.Теория VSEPR, как вы узнали ранее, помогает предсказать форму молекулы на основе отталкивания электронов на орбиталях. Однако теория VSEPR не может объяснить все взаимодействия, которые ученые видят в молекулах. Поэтому они разработали концепцию орбитальной гибридизации.

В качестве примера возьмем метан (гл.5). Атом углерода имеет четыре валентных электрона: два на орбитали 2 s и два на орбитали 2 p . С тем, что вы узнали, может не иметь смысла то, что эти четыре электрона образуют связи в тетраэдрической форме, потому что два электрона на орбите s уже спарены по сравнению с двумя одиночными p орбитальными электронами.Вы можете подумать, что у него будет только три орбитали, а не четыре.

Вы также знаете, что орбиталь s имеет сферическую форму, а орбиталь p имеет форму гантели. Чтобы объяснить известную связь атома углерода, вы должны предположить, что орбиты 2 91 500 s 91 501 и 2 91 500 p 91 501 объединяются и перестраиваются, образуя четыре орбитали. Другими словами, они гибридизуются.

Гибридизацию можно сравнить со смешиванием разных цветов воды.

Хорошей аналогией для понимания гибридизации является окрашенная вода.Начните с одного стакана с 50 мл красной воды, который соответствует орбитали 2 s , и трех стаканов, каждый с 50 мл синей воды, которые представляют три орбитали 2 p . Смешайте все четыре стакана и получите 200 мл фиолетовой воды. Разделите фиолетовую воду на четыре стакана по 50 мл в каждом. Это гибридные орбитали. Точно так же, как каждый стакан состоит из смеси красной и синей воды, каждая гибридная орбиталь состоит из смеси 2 s и 2 p орбиталей.

Сигма и пи

Существует два типа ковалентных связей: очень сильная сигма и не такая сильная пи.Сигма-связь , σ , — это когда две орбитали непосредственно перекрываются, но существует только одно связующее взаимодействие. Пи-связь , π, слабее, чем сигма-связь. Это перекрытие происходит, когда две орбитали перекрываются и есть два связующих взаимодействия. Это похоже на две гантели, поставленные бок о бок и наложенные друг на друга.

Количество орбиталей

Количество созданных гибридных орбиталей равно количеству объединенных орбиталей. Таким образом, в случае метана есть одна орбиталь s и три орбитали p , всего четыре.Имеется три орбитали p , хотя на двух из них находятся только электроны. Это записывается как sp 3. Верхний индекс три показывает, что в гибридизацию были включены три Р-орбитали.

В случае метана имеется одна s-орбиталь и три p-орбитали, что записывается как sp 3

Четыре орбиты углерода расположены на расстоянии 109,5 градусов друг от друга. Это позволяет орбиталям находиться как можно дальше друг от друга, что приводит к тетраэдрической форме.Каждая из этих орбиталей имеет один электрон от углерода и может перекрываться или сливаться с другим атомом, у которого есть место на его электронной орбитали. Это образует ковалентную связь, потому что они делят свои электроны между двумя атомами.

Если у атома есть только два общих электрона, как в кислороде, уровни электронной энергетической оболочки выглядят следующим образом. Вы можете видеть, что у него есть одна орбиталь s и две орбитали p (третья орбиталь p заполнена), поэтому она обозначена как sp 2. Когда вы нарисуете его орбитальное изображение, у него будет всего три орбиты, которые расположены под углом 120 градусов друг к другу и являются плоскими или плоскими.

Краткий обзор урока

Правила гибридизации можно обобщить:

Гибридизация не предназначена для отдельных атомов. Это модель, используемая для объяснения ковалентной связи между двумя или более атомами.

  • Гибридизация – это смешение двух атомных орбиталей, таких как s и p орбиталей.
  • Гибридная орбиталь не является чистой орбиталью, поэтому гибридные орбитали и чистые атомные орбитали имеют разную форму.
  • Количество гибридных орбиталей равно количеству атомных орбиталей, участвующих в процессе.
  • Хотя для гибридизации требуется энергия, система имеет чистую потерю энергии из-за более низкой энергии каждой связи.
  • Ковалентные связи образуются путем перекрывания гибридных орбиталей.

[PDF] Электроны валентной оболочки отталкиваются друг от друга Электроны валентной оболочки расположены геометрически вокруг центрального атома по

1 Молекулярная геометрия (отталкивание электронных пар валентной оболочки -VSEPR) и гибридизация атомных орбиталей (валентная связь. ..

Молекулярная геометрия (отталкивание электронных пар валентной оболочки — VSEPR VSEPR))

и гибридизация атомных орбиталей (теория валентной связи)

Глава 10

Отталкивание электронных пар валентной оболочки (VSEPR) Электроны валентной оболочки отталкиваются друг от друга Электроны валентной оболочки упорядочены 

◦ Каждая связь считается за одну пару ◦ Каждая неподеленная пара электронов (одинокие пары) на центральном атоме считается за одну пару.

Линейная (180º) (180º) 2 области электронной плотности Углы связи = 180º

Молекулы BAB будут неполярными

Молекулы ABC будут полярными Плотность неподеленной пары электронов

«Угловая или изогнутая»

Молекулы A-B3 будут неполярными Даже если связи будут полярными – симметрия в этой молекуле аннулирует силы, придающие всей молекуле неполярность

Неподеленная пара электроны сделают эту геометрию полярной, и геометрия больше не будет симметричной, поэтому полярные связи также будут давать полярную молекулярную

Electronic vs Molecular Geometries 

Electronic Geometry ◦ Относится к геометрическому расположению областей электронной плотности вокруг центрального атома, неподеленные пары электронов

Молекулярная геометрия ◦ Описывает только расположение атомов вокруг центрального атома, исключая неподеленные пары

90 010 Тетраэдрический (109. 5º) (109,5º) 4 области электронной плотности Обе структуры с неподеленными парами дадут полярные молекулы Молекулы A-B4 будут неполярными, даже если связи полярные

AB2C2 дадут полярную молекулу mll

«Тригональная пирамида»

AB3E «Угловой или изогнутый» AB2E2

Молекулы A-B3C были бы полярными, особенно если бы AB или AC были сильно полярными

Одиночные пары e- занимают больше места, чем связывающие пары. Следовательно, геометрические углы скрепления имеют тенденцию быть меньше.

2

Электронная и молекулярная геометрия 

В воде, состоящей из 2 неподеленных пар электронов и 2 связей ◦ электронная геометрия тетраэдрическая ◦ молекулярная геометрия искривлена ​​

Неподеленные электронные пары занимают больше места расположены ближе к центральному атому, поэтому углы, наблюдаемые в молекулярной геометрии с неподеленными парами, всегда МЕНЬШЕ, чем в той же геометрии с только что связанными электронами Электронная плотность AB5 дала бы неблагородную молекулу

SEE-SAW AB4E

Linear

POLAR

T-образный AB2E3

AB3E2 POLAR

одинокая пара электронов принимает экваториальные позиции, а не осевые позиции в тригонально-бипирамидальной геометрии. Почему?

Октаэдрический (90º или 180º) 6 областей электронной плотности AB5E AB6

POLAR

NOLAR POLAR

квадратный пирамидальный AB4E2

Non-Polarar

квадратный плоский

3

VSEPR Шаги нарисовать lewis молекула или ион. Подсчитайте общее количество областей электронной плотности (связывающие и неподеленные электронные пары) вокруг центрального атома.

1. 2.

◦ ◦ ◦

Двойные и тройные связи считаются ОДНОЙ ОБЛАСТЬЮ ВЫСОКОЙ ЭЛЕКТРОННОЙ ПЛОТНОСТИ.Неспаренный электрон считается ОДНОЙ ОБЛАСТЬЮ ВЫСОКОЙ ЭЛЕКТРОННОЙ ПЛОТНОСТИ. Для молекул или ионов, которые имеют резонансные структуры, вы можете использовать любую из резонансных структур.

VSEPR Шаги 3.

4.

Определить наиболее стабильное расположение областей с высокой электронной плотностью (электронная геометрия) Определить положения атомов и l неподеленных пар i вне электронов lt Неподеленные пары добавляются к экваториальным позициям в тригонально-бипирамидальная геометрия

5.

Определите молекулярную геометрию на основе положения АТОМОВ (НЕ электронных пар)

Теория валентных связей 

Описывает, как образуются атомы связи, основанные на перекрытии атомных орбиталей (имеют общую область в пространстве) В изолированных атомах электроны располагаются на орбиталях таким образом, что приводит к наименьшей общей энергии атома. Обычно эти атомные орбитали не имеют правильной геометрии или не совпадают. правильная энергия, когда несколько атомов могут иметь общие электроны

4

Теория валентной связи Когда атомы находятся рядом друг с другом, атомы могут объединяться или «перестраиваться» для формирования НОВЫХ орбиталей  Эти орбитали приводят к общей более низкой энергии атомов  Эти орбитали называются ГИБРИДНЫМИ орбиталями (что означает смешанные)  Гибридные орбитали имеют правильную геометрию, необходимую для перекрытия с электронными орбиталями других атомов 

sp3 Гибридизация 4 области электронной плотности

Гибридизация

Перестройка

Тетраэдрический (109. 5º) (109,5º) 4 области электронной плотности

AB4, AB3U, AB2U2 Один s, три p гибридизуются, образуя четыре

sp3 Одиночные пары e- занимают больше места, чем связывающие пары. Следовательно, геометрические углы скрепления имеют тенденцию быть меньше.

5

Теория валентных связей Конечно, мы помечаем эти ГИБРИДНЫЕ орбитали странными символами только для того, чтобы сбить вас с толку. Гибридных орбиталей 

Валентная теория облигаций Гибридные районы орбиталей электронной плотности

Геометрия

Геометрия

атомные орбитали смешанные этикетки

2

линейный

SP

SP

3

Tryigony Planar

One S, два P’s

SP2

4

Tetrahedral

один S, три р

SP3

5

Trigonal Bipyramidal

один S, три P, один D

SP3D

6

Октаэдрический

Один s, три p, два d

sp3d2

Линейный – AB2

2 области электронной плотности

Один s, один p ​​гибридизуются в два sp

2s

2

2P 2

2P 2

SP HYBRID HB ID

SP Hybrid HB ID

2 SP Hybrids HB ID

6

SP

и один «P» Orbital

__ __ __ 2PP  Быть [он] 2S

__ __ 2PX, 2PY

Гибридизом

BE [он]

_ _ SP

Trigonal Planer (120º) (120º) 3 области электронной плотности AB3 или AB2U

Один s, два p гибридизуются для получения трех sp2

Тригональный планер (120º) (120º) 3 области электронной плотности AB3 или AB2U

7

sp2 Гибридная смесь Одна “s” и 2 “p” орбитали

  __ 2PP  C [он] 2S

_ 2Px,

_ _ _ SP2

Гибридизом

C [HE]

SP2 Гибридизация для C 3 областей электронной плотности Три sp2-орбитали +

Единица s-орбиталь

e-

e-

Единица p-орбиталь

e-

eТри p-орбитали

e-

e-

+ e-

e-

4 электрона доступны для связывания, но один находится на p-атомной орбитали

Используйте только две p-орбитали для гибридизации

Тригональные (90º, º, 120º, 180º) 5 областей электронной плотности

AB5, AB4U, AB3U2, AB2U3 Один s, три p и y 1 d гибридизуются, образуя пять sp3d

8

Октаэдрический (90º или 6) Области электронной плотности AB6, AB5U, AB4U2

p Один s, три p и 2 d гибридизуются, образуя шесть sp3d2

Соединения, содержащие центральный атом репрезентативного («A») элемента, нарушают правило октета, Если у них есть гибридизация SP3D2

Валентная теория облигаций Гибридные орбиталы Районы E Denects

Геометрия

атомных орбиталей Смешанная этикетка

2

Linear

One S, один P

SP

3

Trigonal Планар

Один S, два P’s

SP2

4

Tetrahedral

один S, три р

SP3

5

Trigonal Bipyramidal

один S, три P, один D

SP3D

6

Octahedral

One s, Three p, Two d

sp3d2

Полярные и неполярные ковалентные связи 

Частично ионные связи являются полярными – электроны НЕ распределены поровну + - (частичные положительные и отрицательные заряды)

 900

+

В H — F плотность электронов вокруг F больше, чем у H. Чем больше разность электроотрицательностей (EN), тем более полярна связь – тем более электроотрицательный атом будет иметь большую электронную плотность – более отрицательна

9

Дипольные моменты 

Молекулы, у которых центры положительного и отрицательного заряда не совпадают, имеют асимметричное распределение заряда и полярны. ◦ Эти молекулы обладают дипольным p-моментом.

Дипольный момент обозначен символом .   — произведение расстояния d, разделяющего заряды одинаковой величины и противоположного знака, на величину заряда q.

28

Дипольные моменты Молекулы с небольшим разделением зарядов имеют малое   Молекулы с большим разделением зарядов имеют большое    Например, HF и HI:   

襤 H — F 1,91 единицы Дебая

  H -I 0,38 единицы Дебая 29

Молекулярная полярность 

Молекулярная полярность является результатом неравномерного распределения заряда (электронной плотности) между различными атомами в соединении ковалентно связанные полярные молекулы имеют концентрацию отрицательного заряда h на одном конце d молекулы h ll и концентрацию положительного заряда da на другом конце ◦ Имеют положительный и отрицательный конец, называемый диполем ◦ Дипольный момент равен расстоянию (d) x заряд (q) является мерой степени полярности

10

Молекулярная полярность Геометрические соображения

Чтобы молекула была полярной ◦ Должна быть хотя бы одна полярная связь (сравните ЭН) или одна неподеленная пара электроновна центральном атоме ◦ Полярные связи НЕ ДОЛЖНЫ располагаться таким образом, чтобы их полярность компенсировалась ◦ Если на центральном атоме имеется более одной неподеленной пары, они НЕ должны располагаться таким образом, чтобы их полярность противоречила друг другу «сигма» () связь возникает в результате перекрытия атомных или гибридных орбиталей  Сигма-связь возникает для всех одинарных связей 

11

Сигма-связь Одинарные связи

1s

1s 2p 1 30 90  9010 1s 90

2p

2p

Пи-связь Пи-связь возникает сбоку при перекрытии атомных орбиталей Пи-связи возникают только в случае двойных или тройных связей возникают, когда есть также Sigma Bond 

◦ двойная связь  1  и 1 ◦ тройной облигации  1  и 2 

PI склеивание

2P

2P

12

двойные облигации Двойная связь содержит 1  и 1  связь  Для углерода гибридизованная орбиталь представляет собой sp2 (оставляя 1 p-орбиталь доступной для  bo ) связи)  Для этилена, h3C=Ch3, каждый углерод является тригонально-плоским 

sp2 Гибридизация Mix One “ S «и 2» p «Orbitals

_ _ __ 2PP  C [он] 2S

_ 2PX,

Hybridize

C [он]

_ _ _ SP2

Для углерода с sp2-гибридной орбиталью 1 электрон остается на 2p-орбитали. Р-орбиталь образует пи-связь.

CC π Связь

13

sp2 Гибридизация Этилен (также называемый этен) этен) sp2 Углеродная двойная связь

Одна π связь

Тройная связь Тройная связь содержит 1  и 2  связь an sp (оставляя 2 p-орбитали доступными для  bo s)-связей)  Геометрия ацетилена, HCCH, является линейной 

sp Гибридизация Смесь Одна «s» и одна «p» орбиталь

_ _ __ 2pp  C [He] 2s

_ _ 2px, 2py

Hybridize

C [He]

_ _ с гибридизированными углеродными остатками sp

31 на 2-2р-орбиталях.2 р-орбитали образуют 2 пи-связи.

14

sp Гибридизация Ацетилен

sp Углеродная тройная связь

Пи-связи используют негибридные p-атомные орбитали для создания связи (боковое перекрытие).

Проблемы с теорией валентных связей 

Теория ВБ полезна для понимания физической геометрии соединений, но ее трудно использовать в качестве предсказательного инструмента. отталкивается магнитным полем) — Экспериментально доказано, что O2 является парамагнитным (электронные спины не спарены – слегка притягиваются к магнитным полям) opps

Молекулярно-орбитальная теория 

Теория МО предполагает, что атомные орбитали разных атомов объединяются, образуя МОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОРБИТАЛЫ ◦ Электроны на этих МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЯХ принадлежат молекуле как целому

Это контрастирует с теорией ВБ, которая предполагает, что электроны разделяются простыми перекрывающимися атомными орбиталями или гибридными атомными орбиталями

15

Связывающие и разрыхляющие орбитали Когда 2 атомные орбитали складываются вместе ◦ создается набор СВЯЗЫВАЮЩИХ орбиталей с меньшей энергией ◦ a создается набор АНТИСВЯЗЫВАЮЩИХ орбиталей с более высокой энергией

Связывающие и разрыхляющие орбитали Связывающие орбитали имеют большую часть электронной (отрицательной) плотности между двумя положительными ядрами плотность на противоположной стороне от области, где должна быть образована связь

1S

1S

Молекулярные орбитали, результат от перекрытия головы, которые называются головами, называются Sigma () Orbitals

E Nergy

Conding

16

Молекулярная орбитальная энергетическая диаграмма для H3

E Nergy

Заказ на облигации 

   

Заказ на облигации = (# Связывание e- — # Разрыхление e-) 2 BO = 1 — представляет собой одинарную связь BO = 2 — представляет собой двойную связь BO = 3 — представитель представляет собой тройную связь BO = 0 — представляет отсутствие связи (нестабильная молекула)

Порядок связи для h3 BO = (2 – 0)/2 = 1 Предсказывает одинарную связь h3

17

Молекулярно-орбитальная энергетическая диаграмма для He2

BO = (2-2)/2 = 0

Диаграмма молекулярной орбитальной энергии для He2+

BO = (2-1)/2 = 1/2

Диаграмма молекулярной орбитальной энергии для Li2 и Be2 BO = ( 4-2)/2 = 1

BO = (4-4)/2 = 0

18

Молекулярная орбитальная энергия g Диаграмма для N2 BO = (8-2)/2 = 3 Тройная связь

Pi (  () Молекулярные орбитали Атомные орбитали

Молекулярные орбитали 2py или 2pz

Молекулярные орбитали, которые с двух сторон перекрывают p-орбитали, называются пи ()-орбиталями. 2py

2py 2py или 2pz

Молекулярная орбитальная энергия g Диаграмма для O2 BO = (8-4)/2 = 2 Двойная связь

19

Парамагнетизм O2 

Соединения с непарными электронами притягиваются к a магнитное поле ◦ Это называется парамагнетизмом

Теория МО правильно предсказывает, что O2 является парамагнитным ((последние два добавленных электрона l не имеют спиновой пары)  Теория валансной связи не делает этого предсказания 

Сравните энергетические диаграммы МО N2 и O2

Гетроядерные двухатомные молекулы   

Атомные орбитали разных элементов не будут находиться на одном и том же энергетическом уровне разница между элементами Это требует «перекоса» стандартной энергетической диаграммы гомоядерных двухатомных МО

20

HF МО большая разность энергий (EN = 1.9) связь высокополярная Th sp орбиталь Bi lh имеет характеристики, подобные 2p атомной орбитали F Несвязывающие орбитали сохраняют характеристики атомных орбиталей F

Делокализованные орибитали Эквивалент резонансных структур в теории молекулярных орбиталей называется Делокализация электронов по всем связям

Делокализация бензола 

Бензол (C6H6) является примером делокализации электронной плотности

21

Длина связи CO в ионе карбоната Ангстрем)

Длина в А Ангстрем

1. 6 1.5 CC

1.4

CO

13 1.3

CN

1.2

NN

1.1 1 0

1

2

3

4

Одноместный, Двухместный или тройной Бонд

22

Теория валентных связей

Гибридизация

VSEPR и другие модели орбиталей хорошо работают при рассмотрении орбиталей атома. Как насчет орбиталей связанных атомов?

Предыдущее обсуждение орбиталей касалось атомных орбиталей.Оказывается, когда атомы соединяются вместе, орбитали перекрываются и слегка изменяются, образуя гибридных орбиталей . Гибридизацию можно рассматривать как расширение VSEPR.

Чтобы наглядно представить разницу между атомной орбиталью и гибридной орбиталью, сравните один атом углерода с молекулой метана (`CH_4`). Различия между ними в отношении орбиталей:

— молекула углерода имеет 4 валентных электрона на валентной орбитали.

— молекула метана имеет такой же углерод в центре, но теперь валентная орбиталь взаимодействует с s-орбиталью атомов `Н`.

До сих пор мы считали орбитали «статическими» областями, но никогда не рассматривали возможность взаимодействия различных орбиталей. Оказывается, что при добавлении атомов «H» к молекуле «C» орбитали или валентные орбитали «H» будут взаимодействовать с валентными орбиталями C. Взаимодействие между валентными орбиталями заставляет орбитали «смешиваться», создание гибридных орбиталей.3′-гибридные орбитали.

Количество гибридизованных орбиталей всегда равно количеству атомных орбиталей. Если смешиваются 4 атомные орбитали, то количество образовавшихся гибридных орбиталей должно быть равно 4. Вы можете думать об этом как о своего рода «законе сохранения орбиталей», где количество входящих орбиталей должно равняться количеству орбиталей, которые вступают в реакцию. выходит.


На этой диаграмме мы видим энергетические уровни гибридизованного атома углерода. С левой стороны мы видим углерод в его атомной форме с одной 2s-орбиталью и тремя 2p-орбиталями.Как только углерод соединяется, скажем, с 4 атомами водорода, валентные орбитали углерода становятся гибридными орбиталями, которые все неразличимы.

Гибридизация атомных орбиталей атома зависит от количества «вещей», связанных с атомом. Под вещами мы подразумеваем области электронной плотности, то есть неподеленные пары или связи. Это та же метрика, которая используется для определения электронной геометрии молекулы, поэтому две теории хорошо работают вместе.

Гибридные орбитали обозначаются записью вклада орбитали от составляющих ее атомных орбиталей.3`, мы знаем, что гибридная орбиталь состоит из `2/6` d-орбитали, `1/6` s-орбитали и `3/6` p-орбитали.

`sp` орбитали

`sp` гибридные орбитали существуют, когда к центральной молекуле прикреплены две вещи. Пример: `BeF_2`:

Орбитали

`sp` имеют s-символ `1/2` и p-символ `1/2`.

Обратите внимание, что молекула имеет линейную геометрию. Молекулы вокруг «sp»-гибридного атома будут иметь линейную конфигурацию.3`-орбитали соответствуют октаэдрической геометрии.

Значение гибридизации

Пока гибридизация выглядит так же, как ВСЕПР. 3`

6

Октаэдрический

Сводка

1.Когда атомные орбитали объединяются, они образуют новую гибридную орбиталь, представляющую собой комбинацию исходных орбиталей.

2. Количество гибридизованных орбиталей эквивалентно количеству атомных орбиталей, участвующих в связывании.

3. Гибридизация атома сообщает геометрию вокруг этого атома, но не всей молекулы.

4. Гибридизацию можно использовать практически так же, как можно использовать VSEPR. Однако гибридизация является более гибким и широко применимым подходом к определению геометрии.

.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.