Гибридизация орбиталей кто ввел понятие: Гибридизация понятие — Справочник химика 21

Содержание

Гибридизация понятие — Справочник химика 21

    Основные положения теории химического строения органических соединений А, — М. Бутлерова. Квантовомеханические представления в химии. Гибридизация атомных орбиталей. Природа и виды химической связи в органических молекулах. Ковалентная связь и ее особенности. Направленность в пространстве. Семиполярная связь. Типы органических реакций. Понятие механизма химических реакций. [c.169]
    I видимому, Л. Больцман. Тем не менее, большинство моделей этих систем детерминистские по своей сути. Другой недостаток, препятствующий моделированию сложных систем — стремление к описанию их на уровне взаимодействия элементарных частей системы. В сложных системах процессы являются стохастическими. Детерминированность таких систем кажущаяся. Квантовая теория изменила представления об атомах и молекулах. Одно из крупнейших достижений физики и химии XX века — теория гибридизации Л. Полинга, обычно понимается довольно узко как образование сложных электронных оболочек, хотя истинный смысл этой теории в том, что реальный атом в молекуле и изолированный атом таблицы Менделеева — разные вещества. То же относится к молекулам молекула в почве, лаборатории и организме — разные объекты. Состояние вещества зависит от среды. Природные геохимические и биогеохимические системы — почвы, нефти, водные биоценозы состоят из бесконечного числа компонентов. В природе нет и не может быть абсолютно чистого вещества. Понятие чистого вещества противоречит понятию памяти сред. В дальнейшем будет показано непостоянство закона постоянства состава. Кроме того, для таких систем характерны законы квантовой. логики. В конечном счете, это приводит к замыканию макромира таких систем 
[c.22]

    В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Затем мы перейдем к теории отталкивания электронных пар валентной оболочки и к понятию гибридизации, которые помогут нам представить образование связей в более сложных молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда ) на атомах в молекулах. Наконец, мы остановимся на очень важной для понимания строения и реакций органических соединений теории резонанса. 

[c.27]

    В книге много математических формул. Возможно, одним читателям это покажется недостатком, другим же, наоборот — достоинством. На наш взгляд, спор о том, сколько химику математики надо, — отчасти схоластический. Времена, когда математические потребности химика сводились к рудиментарному владению латинским и греческим алфавитами, безвозвратно канули в Лету. И потому каждый, кто захочет по-настоящему разобраться в современной структурной химии, рано или поздно сталкивается с необходимостью перейти от сугубо качественных рассуждений к более строгой теории или, по крайней мере, уяснить, какое физико-математическое содержание, какая модель стоит за такими широко используемыми ныне понятиями, как орбиталь, гибридизация, конфигурация и т. д. Мы надеемся, что книжка поможет, хотя бы отчасти, разобраться в этом. 

[c.4]


    Необходимо раскрыть содержание термина энергия связи . Схема потенциальной энергии произвольной А—В-связи в многоатомной молекуле (рис. 4.1) служит для объяснения данного понятия. Для многоэлектронных атомов, как было отмечено выше, следует учитывать, что валентное состояние может лежать выше соответствующего основного состояния. Если в таком случае два атома находятся в своих основных состояниях, то никакой связи между ними возникнуть не может если же они сближаются друг с другом, то их потенциальная энергия будет возрастать. На определенном межатомном расстоянии потенциальная энергия системы будет приближаться к энергии атомов в валентных состояниях (рис. 4.1, пунктирная линия), и может произойти переход к связанному состоянию. Поэтому внутренняя энергия связи Е равна разности энергий основного молекулярного состояния и валентного состояния, соответствующего бесконечному расстоянию между атомами. Энергия диссоциации О меньше Е на величину энергии нулевых колебаний /lv/2 н на сумму Р энергий перехода, гибридизации, полярного и стерического упорядочения, необходимых для достижения валентного состояния. Разность между энергией нулевых колебаний и максимумом кривой потенциальной энергии равна 
[c.100]

    В качестве второго примера применения метода МО обсудим в общих чертах молекулу СН4, которая уже упоминалась в связи с изучением метода валентных связей, где с привлечением понятия гибридизация для нее получена тетраэдрическая структура. Четыре атомные 1з-орбитали 1 л, -фг, 1 3з, и я )4 четырех атомов водорода можно комбинировать различными способами (табл. А.11). Если атомы водорода расположены по углам тетраэдра, то полученные четыре комбинации (рис. А.41) имеют такую же симметрию, как и четыре атомных состояния , р , Ру, Рг центрального атома углерода. Поэтому при линейной комбинации этих четырех волновых функций углерода с волновыми функциями четырех атомов водорода получается очень хорошее перекрыва- 

[c.98]

    Электроотрицательность по Полингу, хотя она и зависит от многих молекулярных параметров (гибридизации орбиталей, заряда атомов и т. д.), хорошо помогает при ориентации в обширной области химии, занимающейся изучением химической связи. Поэтому полезно познакомиться с этим понятием как можно раньше. [c.105]

    Понятие гибридизации АО было введено Л. Полингом и Дж. Слейтером. Это было обусловлено необходимостью объяснения в рамках метода ВС таких явлений, как локализованный характер связей и их направленность в пространстве, в частности, эквивалентность связей С—И и тетраэдрическая геометрия молекулы метана. Хотя в соответствии с современными представлениями геометрия молекулы СН обусловлена не гибридизацией, 0, а отталкиванием ядер атомов водорода, молено говорить о взаимосвязи мелраспределением электронной плотности. 

[c.27]

    Известно, что если в атоме имеется две или более орбиталей с одинаковой энергией, то уравнению Шредингера удовлетворяет их линейная комбинация (см. стр. 35). При использовании понятия о гибридизации предполагают, что это приближенно справедливо и для орбиталей, энергия которых не равна, но раз,1]И-чается не сильно. Волновые функции гибридных орбиталей представляют собой линейные комбинации орбиталей различных состояний электрона в рассматриваемом атоме. Разберем построение этих функций для наиболее простого случая — гибридизации двух орбиталей атома, скажем, 5- и р ,-орбиталей. 

[c.163]

    Гибридизация орбиталей валентных электронов характерна не только для соединений углерода. Необходимость в использовании понятия о гибридизации возникает всякий раз, когда несколько связей образуются электронами, которые в атомах принадлежат к различным оболочкам, не очень сильно отличающимся по энергии (значительное различие энергий электронов препятствует гибридизации). [c.166]

    Аналогично при помощи понятий об sp -гибридизации объясняется структура молекулы Nh4. Электронное строение этой молекулы мо- [c.168]

    Понятие о гибридизации атомных орбиталей с- и л-связи. Геометрические формы молекул. Полярные и неполярные молекулы. [c.41]

    Таким образом, представления о гибридизации служат скорее средством условного описания, а не теоретического прогнозирования геометрической структуры. Тем не менее тесная связь представлений о гибридизации АО с фундаментальным понятием ЛМО и универсальность принципа максимального перекрывания являются обоснованием применения. этих представлений. 

[c.396]

    Представления о гибридизации атомных орбиталей, определяющей направление валентных орбиталей и, следовательно, химических связей в молекуле, были введены Л. Полингом в 30-х годах нашего столетия. Понятие гибридизации орбиталей тесно связано с понятием о так называемых локализованных МО. [c.137]

    Тем не менее тесная связь представлений о гибридизации АО с фундаментальным понятием ЛМО и универсальность принципа максимального перекрывания являются обоснованием применения этих представлений для качественного описания и анализа геометрической структуры молекул. [c.150]


    В основе понятия гибридизации лежит представление о том, что общая волновая функция многоцентровой молекулы (представленная определителем, содержащим атомную орбиталь) не изменится, если молекулярные орбитали подвергнуть линейному ортогональному преобразованию. Следовательно, не изменяя общей волновой функции, можно найти такие молекулярные орбитали, которые будут сосредоточены на отдельных химических связях. 
[c.114]

    Устраняется это противоречие введением понятия о гибридизации (см. 1.12). Для углерода известно несколько состояний гибридизации. При 5/7 -гибридизации смешиваются друг с другом облака одного -электрона и трех р-электронов, в результате возникают четыре одинаковых 5р -гибридных облака (орбитали), направлен- [c.225]

    Квантовомеханический расчет подобной системы на примере образования молекулы Нг впервые был выполнен в 1927 г. Гейт-лером и Лондоном, которые стали, таким образом, основоположниками метода ВС, в дальнейшем развитого Л. Полингом, который ввел понятие о гибридизации атомных орбиталей. [c.111]

    Форма этих молекул объясняется лучше, если привлечь более сложные понятия гибридизации орбиталей. Кратко изложим их для случая атома углерода. 

[c.66]

    С момента своего возникновения квантовая химия была связана главным образом с изучением электронного строения молекул, т.е. электронного распределения в стационарных состояниях, а также состава входящих в волновую функцию молекулярных орбиталей, взаимного расположения уровней энергии занятых и виртуальных орбиталей и т.п. Были предприняты многочисленные попытки интерпретировать такие понятия классической теории, как валентность, химическая связь, кратность химической связи и др. Одновременно были введены и многие новые понятия, такие как гибридизация, а- и л-связи, трехцентровые связи и т.д., часть из которых прочно вошла в язык современной химической науки, тогда как другие оказались менее удачными и сейчас уже хорошо забыты. К тому же и содержание большинства понятий, возникающих внутри квантовой химии, заметно трансформировалось с течением времени. В квантовой химии было введено большое число различных корреляций между экспериментально наблюдаемыми для вещества и вычисляемыми для отдельных молекул величинами. Сама по себе химия является в существенной степени корреляционной наукой, базирующейся прежде всего на установлении соответствия между свойствами соединений и их строением и последующем предсказании требуемой информации для других соединений. По этой причине богатейший набор информации о строении, в том числе электронном строении соединений, предоставляемый квантовой химией, оказался как нельзя кстати для дальнейшего активного развития химической науки. Так, на основе квантовохимических представлений была развита качественная теория реакционной способности молекул, были сформулированы правила сохранения орбитальной симметрии, сыгравшие важную роль при исследовании и интерпретации реакций химических соединений. 

[c.4]

    Наиболее стабильные молекулы можно описать одной-единственной валентной структурой, и, следовательно, должен существовать способ отобразить ее одной-единственной волновой функцией метода валентных схем. Однако чтобы сделать это, необходимо ввести в теорию химической связи два новых понятия. Одно из них — это концепция валентного состояния атома и второе — гибридизация орбиталей. Гибридизация уже была рассмотрена в рамках метода молекулярных орбиталей, однако она будет рассмотрена также и в методе валентных схем, так как именно здесь она и была впервые введена. [c.298]

    Важно, чтобы к концу главы у читателя создалось ясное представление о гибридизации, структурах Льюиса и резонансе. К этим понятиям нам неоднократно придется обращаться в последующем изложении. [c.27]

    Следует заметить, что координационная химия углерода развита пока не совершенно как правило, химическое поведение углеродного атома описывается терминами разных валентных состояний зр-, зр -, зр -гибридизации волновых водородоподобных функций. Однако понятие координационного числа помогает вскрыть новые закономерности в изменении межатомных расстояний С С связи. И если ранее в обычной структурной химии углерода координационные числа, большие четырех, вообще не допускались тем не менее сейчас уже твердо установлено что в полимерном углероде встречаются и координационные числа углеродных атомов, равные 4, 5 и 6, причем [c.6]

    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]

    Понятие о гибридизации позволяет уяснить некоторые особенности в структуре молекул МНз (см. рнс. 5.3) и НаО (рис. 5.6, б), для которых возможна хр -гибридизация. В гибридизации орбита-лей атома азота могут принимать участие три электрона иа 2р-орбитали и иеподеленная электронная пара 25-состояння  [c.103]

    Энергия ионизации и сродство к электрону могут быть вычислены квантово-механическим путем для конкретных оболочек атомов, т. е. с учетом степени гибридизации связей и заселенности орбиталей. В связи с этим все шире используется понятие орбитальной электроотрицательности (ОЭО), с помощью которого оценивается способность атома в молекуле к притяжению электрона на данную орбиталь. Целесообразность использования ОЭО становится понятной, если учесть, что ЭО атома в разном окружении (в разных молекулах или сложных радикалах) неодинакова. Л1етод ЭО позволяет рассчитать эффективные заряды, которые определяются только нормальными валентными связями атомов. В случае дополнительных эффектов (водородные связи, трансвлияние, дативное взаимодействие и т. п.) вычисленные значения зарядов атомов могут существенно отличаться от экспериментальных. [c.20]

    Гиллеспи, по нашему мнению, не имеет принципиальных преимуществ перед концепцией гибридизации в методе локализованных пар и не всегда ее предсказания верны Наконец, всегда остается возможность оценить конфигурацию молекз лы сравнительным методом, основанным на периодическом законе, и это один из наиболёе надежных способов. Тем же методом вполне удовлетворительно оцениваются и межъядерные равновесные расстояния [к-42]. Можно также переносить значения длины связи из простейших мадгекул в более сложные, если не требуется высокой точности. Часто длину связи оценивают как сумму так называемых ковалентных радиусов атомов + Так как изолированных атомов в молекуле не существует, естественно, что понятие атомных радиусов является чисто эмпирическим. Разделив пополам межъядерное расстояние в гомонуклеарных двухатомных молекулах С12, Вг2, Гд и других или в кристаллах элементов С, 81 и других, находят радиусы атомов С1, Вг, I, С, 81 и др. В эти величины вводят эмпирические поправки, как, например, в Лд или, для лучшего согласия с опытными значениями Гдв Так получена система ковалентных радиусов Полинга. Для соединений с заметной полярностью связи используют формулу Шумейкера — Стивенсона  [c.203]

    Ч. А. Коулсон, — это наука экспериментальная, в которой окончательная модель построена на основе элементарных понятий. Роль квантовой химии—усвоить эти понятия и показать, каковы существенные черты поведения химических систем… Всякое приемлемое объяснение должно быть дано с точки зрения отталкивания между несвязывающими электронами, дисперсионных сил между ядрами атомов, гибридизации орбит и ионного характера. Совершенно не имеет значения, если в крайнем случае ни одно из этих понятий не будет охарактеризовано точно, поскольку химия сама действует па некотором уровне глубины [17, с. 169]. [c.98]

    Прострг нствеиное строение молекул. Понятие гибридизации. Различают линейное, угловое (уголковое), плоское и неплоское строение молекул. Линейное строение имеют двухатомные молекулы типа и АВ [c.44]

    В качественной теории МО получаемые в результате приближенных решений уравнения Шрёдингера молекулярные орбитали многоатомных молекул являются в общем случае многоцентровыми функциями — линейными комбинациями АО нескольких атомных центров. Такое описание не связано прямо с понятием химической связи в структурной теории, где связь представляет собой локальное свойство, относящееся к двум соседним атомам. Можно преобра 5овать атолшые орбитали таким образом, чтобы придать им направленность, характерную для конфигурации образуемых данным атомом химических связей, и на основе этих новых (гибридных) АО подойти к описанию и прогнозированию геометрии молекул. Представления о гибридизации атомных орбиталей были введены в 30-х годах нашего столетия Л. Полингом. Понятие о гибридизации орбиталей тесно связано с понятием [c.381]

    Раскройте сущность понятий алкан , -гибридизация , цепная реакция , галогсинрованне , нитрование . [c.326]

    Первое существ, достижение теоретич. К. расчет энергии иоиных кристаллов, выполненный в 1918-19 М. Борном и А. Ланде. В 1926-27 были созданы системы кристаллохим. ионных и атомных радиусов (В. Гольдшмидт, Л. Полинг). На основе концепции ионных радиусов В. Гольдшмидт в 1925-32 объяснил явления морфотропии, изоморфизма и полиморфизма. В 1927-32 Полинг сформулировал осн. принципы строения ионных кристаллов, ввел представления о балансе валентных усилий связей, понятия атомных орбита-лей и гибридизации, развил теорию плотной упаковки атомов в кристаллах. [c.536]

    Впервые понятие о гибридизации было введено для объяснения структуры молекул органических веществ. Как было показано, в молекулах ненасыщенных углеводородов возможна р- и р -г ибри-дизация, а для насыщенных — р -гибридизация. За счет этого происходит значительный выигрыш в энергии при образовании связи вследствие более полного перекрывания гибридных орбиталей орбиталями соседних атомов. При переходе от исходных к гибридным орбиталям полнота перекрывания заметно увеличивается в последовательности 5р [c.59]

    Нредставлениями о гибридных АО в органической химии пользуются очень широко, поскольку при этом сохраняется главная и самая прршлекательная особенность теории МО связь между двумя атомами образуется взаимодействием только двух, а не трех АО. Так за счет усложнения удается сохранить просто1у теории МО. Введение понятия гибридизации не обусловлено ни математической, ни физической необходимостью, а продиктовано лишь желанием найти наиболее простое описание связи. [c.37]

    Все атомные орбитали, рассмотренные выше, были либо пелаправлен-ными (например, х-орбитали), либо направленными друг к другу под углом 90° (например, р-орбитали). Однако для того, чтобы объяснить геометрию, например, метана, мы должны были допустить наличие электронов на орбиталях, расположенных под углами 109,5° друг к другу Это значение угла между орбиталями можно объяснить, используя другое понятие — гибридизацию. [c.48]

    Одно из существ, св-в К. с.-ее насыщаемость при ограниченном числе валентных электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома. Именно это число тесно связано с традиц. понятием валентности атома в молекуле. Др. важное св-во К. с.-ее направленность в пространстве, проявляющаяся в примерно одинаковом геом. строении родственных по составу мол. фрагментов. Напр., фрагмент СН2 в разл. насыщ. углеводородах имеет примерно одно и то же строение. Направленность К. с. часто связывают с гибридизацией атомных орбиталей, из к-рых составляется мол. орбиталь, отвечающая К. с. [c.420]

    Классич. теория хим. строения и первонач. электронные представления оказались не в состоянии удовлетворительно описать на языке структурных ф-л строение мн. соед., напр, ароматических. Совр. теория связи в орг. соед. основана гл. обр. на понятии орбиталей и использует молекулярных орбиталей методы. Интенсивно развиваются квантовохим. методы, объективность к-рых определяется тем, что в их основе лежит аппарат квантовой механики, единственно пригодный для изучения явлений микромира. Методы мол. орбиталей в О. х. развивались от тостого метода Хюккеля к валентных связей методу, ЛКЛО-приближению и др. Широко используются представления о гибридизации атомных орбиталей. Этап проникновения орбитальных концепций в О.х. открыла резонанса теория Л. Полинга (1931-33) и далее работы К. Фукуи, Вудворда и Р. Хофмана о роли граничных орбиталей в определении направления хим. р-щга. Теория резонанса до сих пор широко используется в О. X, как метод описания строения одной молекулы набором канонич. структур с одинаковым положением ядер, но с разньтм распределением электронов. [c.398]

    Каков общий вцд волновых функций атома водорода Что такое гибридизация и как понятие гибридизации связано с вырождением состояний электрона, находящегося в поле ато1 1Ного ядра  [c.375]


Гибридизация электронных орбиталей — урок. Химия, 10 класс.

Для объяснения особенности строения органических веществ используется понятие гибридизации электронных орбиталей.

Гибридизация — это выравнивание формы и энергии электронных орбиталей разных типов.

В результате гибридизации электронные орбитали изменяют свою форму. Они выравниваются и становятся одинаковыми (гибридными). Такие орбитали похожи на неправильные восьмёрки. Они расталкиваются на максимально возможный угол, и это определяет геометрию молекулы. Нужно помнить, что выравниваются только те орбитали, которые участвуют в образовании σ-связей.

 

Для атома углерода известны три типа гибридизации орбиталей: sp3, sp2 и sp.

 

sp3-гибридизация реализуется у атомов углерода, образующих одинарные связи; sp2 — у атомов, образующих двойную связь, т. е. одну π-связь; sp — у атомов, образующих тройную связь, т. е. две π-связи.

 

Тип гибридизации 

Какие орбитали выравниваются 

Гибридные орбитали

Валентный угол 

sp3

 

Одна \(s\)-орбиталь, 

три \(p\)-орбитали

 Четыре

sp3-гибридные орбитали

\(109°\)

sp2

 

 

Одна \(s\)-орбиталь, 

две \(p\)-орбитали

Три 

sp2-гибридные орбитали

\(120°\)

sp

 

 

 Одна \(s\)-орбиталь, 

одна \(p\)-орбиталь

 

Две 

sp-гибридные орбитали

\(180°\)

Рис. \(1\). Схемы гибридизации орбиталей

  

Рассмотрим особенности химических связей на конкретном примере: Ch3=CH−Ch3−C≡CH.

 

Первый и второй атомы углерода образуют двойную связь (одну π-связь). Это значит, что одна из четырёх орбиталей у каждого из атомов не участвует в гибридизации, у них по три гибридные орбитали. Значит, тип гибридизации — sp2, а валентный угол равен \(120°\).

 

Третий атом образует одинарные связи. Все орбитали у него гибридные, тип гибридизации — sp3, валентный угол равен \(109°\).

 

Четвёртый и пятый атомы соединены тройной связью. Они образуют по две π-связи. Значит, в гибридизации участвуют только две орбитали, тип гибридизации — sp, валентный угол равен \(180°\).

27. Гибридизация атомных орбиталей.

Гибридизация– смешение близких по энергии, но разных по форме атомных орбиталей в результате чего образуются одинаковые и по энергии и по форме гибридные атомные орбитали. Нередко электроны, участвующие в образовании химической связи, находятся в различных состояниях:BeCl2- возбужд атомBeимеет один неспарeна 2s,а дрна 2р.Для объяснения подобных фактов в рамках МВС Полинг ввел представление о гибридизации электронных орбиталей,когда состояния вал е описываются не чистымиs-, р-,d-функциями, а смешанными или гибридными волновыми, кот представляют собой линейную комбинацию собст ф-ий, описывающих состояние исхe.Условия возникновении гибр орбиталей: 1) хорошее перекрывание гибридизуемых эл орбиталей; 2) неб разница в энергиях ат орбиталей(Напр:1s- не могут гибридизоваться с 2р, т.к. у них различ знач гл кв числа, а потому их энергии сильно различна). Гибридизация всегда сопровож­дается изменением формы эл облака. При этом гибридное эл облако асимметрично: имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую. Поэтому хим связи, образованные с участием гибридных орбиталей, обладают большей прочностью, чем связи за счет чистых негибрид­ных электронных облаков. Гибридизация 1 s-орбитали и 1 рорбитали приводит к возникновению двух гибридных облаков, расположенных под углом 180° — sp(ВеС12): sи р-орбитали атомаBeподвергаютсяspг и образуют 2 гибридные связи с двумя атомами хлораCl(по 1 несп р-электрону).Комбинация1 s и 2 рприводит к возникновению трех асимметричных гибридных орбиталей, расположенных под углом 120°sp2 (ВС13).При SрЗ-гибр4 гибридных облака располагаются под тетраэдрическим углом 109°28′. Этот угол обеспечивает макс взаимное удаление и мин энергию отталкивания асим­метричных гибридных облаков, что обеспечивает минимум энергии системы(Ch5,h3o,Nh4,HГ).гибридизацией определя­етсяхим и кристаллохим строение в-в,от кот.зависят св-ва в-ва. Гибридизация делает тождественными неподеленные эл пары.Гибридные связи обладают б прочностью (энер­гетически более выгодны) по сравнению со связями, образованными чистыми эл облаками.

28. Фосфор и его свойства. В=3,5.ст.окисления=+5,+3(1, 0, −1, −3)несколько аллотропных модификаций – белый-тетраэдр(молек.крист.решетка), красный(цепочечная атомная), чёрный(кубич,ромбич,гексагональная) –наиб.стабильна.Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Глав минералами гаидроксоаппатитCa5(PO4)3OH, фторапатитCa5(PO4)3F,фосфоритCa5(PO4)3Сl.Получение высокотемпературным восстановлением: 2Ca3(PO4)2 + 10C+ 6SiO2 6CaSiO3 +P4↑ + 10CO↑Взаимодействие с галогенами:2P + 3Cl2 = 2PCl3,PCl3 + Cl2 = PCl5 \ PCl3+3h3O=h4PO3+3HCl\ PCl5+4h3O=h4PO4+5HClс нематаллами:

2P+ 3S=P2S3\ 4P+ 5O2 = 2P2O5\2P+2I2пар=P2I4\с металлами:2P+ 3Ca=Ca3P2со сложными веществами.

3P+ 5HNO3 + 2h3O= 3h4PO4 + 5NO↑\P4+3NaOH+3h3O=3Nah3PO2+Ph4\P4+10CuSO4+16h3O=4h4PO4+10h3SO4+10Cu\Соединения с водородом=фосфин.Mg3P2+6h3O=3Mg(OH)2+2PH3; Ph4+Nh4=Nh5Ph3\Ph4+O2=h4PO3+h3O.Соединения с кислородом:молекулы оксидов Р2О3 и Р2О5 в пар.состоянии представляют собой димеры Р4О6 и Р4О10-бел.кристалич.в-во.P2O6+6h3O=4h4PO3(фосфористая к-та)PCl3+3h3)=h4PO3+3HClпри Т: 4 h4PO3=3 h4PO4+Ph4/ h4PO4+Cl2+h3O=3h4PO4+2HCl\ Р4О10+6h3O=4h4PO4.Применение:для изг.зажигательных снарядов,спичечная пром-ть,соли-пищ,фарм,кормовая добавка,удобрения,моющ.средства,придают огнеустойкие св-ва тканям,дереву;.Биологическая роль:макроЭ,700г в костях,зубах,мышцах,нервн.ткани,сут.потреб=1500 мг-рыба,мясо,овощи,хлеб,желток.. В построении белков,НК,АТФ,перенос энергии,,обмен кальция(антогонисты)При недостатке -заболевания костей,рахит,утомляемость

Hybridization of Atomic Orbitals I

10.6: Гибридизация атомных орбиталей I

Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ, содержит информацию о каждом орбитальном и волноподобных свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связываются в молекуле, волновые функции объединяются для создания новых математических описаний, имеющих разные формы. Этот процесс объединения волновых функций для атомных орбиталей называется гибридизацией и математически достигается линейной комбинацией атомных орбиталей. Новые орбитали, которые в результате называются гибридными орбиталями.

Понимание гибридизации атомных орбитальных

Для понимания гибридизации важны следующие идеи:

  1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в ковалентно связанных атомах.
  2. Гибридные орбит имеют формы и ориентации, которые очень отличаются от атомных орбит 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 пары электронов, как предсказывает теория VSEPR.
  6. Гибридные орбитали перекрывают друг друга, образуя связи σ. Негибридные орбитали перекрывают друг друга, образуя связи π.

В следующих разделах мы обсудим общие типы гибридных орбиталей.

гибридизация sp

Атом бериллия в газообразной молекуле BeCl 2 является примером центрального атома без неподеленных пар электронов в линейном расположении из трех атомов. В молекуле BeCl 2 есть две области валентной электронной плотности, которые соответствуют двум ковалентным связям Be & ndash; Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be смешиваются, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентных s орбиталей с одной из валентных p -орбиталей с получением двух эквивалентных гибридных орбиталей sp , ориентированных по линейная геометрия. Набор орбиталей sp похож по форме на исходную орбиталь p , но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образованных гибридных орбиталей. Орбиталь p — это одна орбиталь, на которой может находиться до двух электронов. Набор sp — это две эквивалентные орбитали с точкой 180 & deg; друг от друга. Два электрона, которые первоначально находились на s орбитали, теперь распределяются по двум sp орбиталям, которые заполнены наполовину. В газообразном BeCl 2 эти наполовину заполненные гибридные орбитали будут перекрываться с орбиталями атомов хлора с образованием двух идентичных & sigma; связи.

Когда атомные орбитали гибридизируются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. Атом be имел два валентных электрона, поэтому каждый из орбит sp получает один из этих электронов. Каждый из этих электронов спарен с непарным электроном на атоме хлора, когда гибридная орбитальная и орбитальная перехлеста хлора перекрываются при формировании связей be–CL.

Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями валентной электронной плотности в молекуле, будет проявлять sp гибридизацию. Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl 2 , атом цинка в Zn (CH 3 ) 2 , который содержит линейный C & ndash ; Zn & ndash; C расположение, и атомы углерода в HCCH и CO2.

гибридизация sp2

Валентные орбитали центрального атома, окруженные тремя областями плотности электронов, состоят из набора из трех гибридных орбиталей sp2 и одной негибридированной p орбитальной орбиты. Это расположение является результатом гибридизации sp2, смешивания одного с орбитальной и двух п орбит для получения трех одинаковых гибридных орбит, ориентированных в тригональной плоской геометрии.

Наблюдаемая структура молекулы борана, BH 3 , предполагает sp 2 гибридизацию бора в этом соединении. Молекула тригонально плоская, а атом бора участвует в трех связях с атомами водорода. Три валентных электрона атома бора на трех гибридных орбиталях sp 2 перераспределяются, и каждый электрон бора соединяется с электроном водорода, когда образуются связи B & ndash; H. p>

Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет проявлять гибридизацию sp 2 . Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO, или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде, CH 2 O и этене, H 2 CCH 2 .

sp3Гибридизация

Валентные орбитали атома, окруженные тетраэдральной компоновкой связных пар и одиночных пар, состоят из набора из четырёх гибридных орбиталей sp3. Гибриды являются результатом смешивания одного с орбитального и всех трех п орбит, которые производят четыре идентичных гибридных орбиталей sp3. Каждый из этих гибридных орбиталей указывает на другой угол тетраэдра.

Молекула метана, CH4, состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане демонстрирует гибридизацию sp3. Четыре валентных электрона атома углерода равномерно распределены в гибридных орбиталях, и каждый углерод-электрон парно с водородным электроном, когда образуется связь с-H.

В молекуле метана орбитальная точка 1s каждого из четырех атомов водорода перекрывается одним из четырех орбиталей sp3 атома углерода, образуя связь сигма (σ). Это приводит к образованию четырех прочных, эквивалентных ковалентных связей между атомом углерода и каждым атомом водорода для производства молекулы метана, CH4.

Гибридная орбитальная модель sp3 также может содержать одинокие пары электронов. Например, атом азота в аммиаке окружен тремя связными парами и одиночной парой электронов, направленных на четыре угла тетраэдра. Атом азота является гибридным 3-битным с одной гибридной орбитой, занимаемой одинокой парой.

Молекулярная структура воды согласуется с тетраэдральным расположением двух одиночных пар и двух связных пар электронов. Таким образом, мы говорим, что атом кислорода является гибридным 3-м, два из гибридных орбита заняты одинокими парами и два связующими парами. Поскольку одинокие пары занимают больше пространства, чем связные пары, конструкции, содержащие одинокие пары, имеют слегка искаженные углы связи от идеального. Идеальные тетраэдрические структуры имеют углы 109.5°, но наблюдаемые углы в аммиаке (107.3°) и воде (104.5°) немного меньше. Другие примеры гибридизации sp3 включают CCl4, PCl3 и NCl3.

Этот текст был адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 8.2: Гибридные атомные орбитали.

Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал Волгоградского государственного медицинского университета

Согласно Приказу Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации № 434 от 28 апреля 2012 года 1 октября 2012 года завершилась реорганизация государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации и государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Пятигорская государственная фармацевтическая академия» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации в форме присоединения второго учреждения к первому с последующим образованием на основе присоединённого учреждения обособленного подразделения (филиала).

Определено, что полное наименование филиала вуза (бывшей Пятигорской государственной фармацевтической академии), с учетом разделения Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации на два министерства, следующее:

Пятигорский филиал государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации

Сокращённое наименование: «Пятигорский филиал ГБОУ ВПО ВолгГМУ Минздрава России».

Согласно Приказу Министерства здравоохранения Российской Федерации № 51 от 04 февраля 2013 года указаны изменения, которые вносятся в устав государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации.

В пункте 1.10 абзацы третий и четвёртый изложить в следующей редакции:

«полное наименование: Пятигорский медико-фармацевтический институт — филиал государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации»,

сокращённое наименование:

«Пятигорский медико-фармацевтический институт — филиал ГБОУ ВПО ВолгГМУ Минздрава России».

Переименование произведено с 14.03.2013.

В соответствии с приказом по Университету от «15» июля 2016  г. №1029-КМ «О введение в действие новой редакции Устава и изменении наименования Университета» с 13.07.2016 г. в связи с переименованием Университета  считать:

полным наименованием Университета: федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации;

— сокращенным наименованием Университета: ФГБОУ ВО ВолгГМУ Минздрава России;

полным наименованием филиала Университета: Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего образования «Волгоградский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения Российской Федерации;

— сокращенным наименованием филиала Университета: Пятигорский медико-фармацевтический институт – филиал ФГБОУ ВО ВолгГМУ Минздрава России.

Переименование произведено с 13.07.2016.

Узнать больше о вузе

Противодействие коррупции

     Платежные реквизиты вуза     

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей

Для объяснения пространственного строения молекул и устойчивости ковалентных связей, а также фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углеродаАтом углерода проявляет валентность 4 и образует четыре связи, хотя в основном (невозбужденном) состоянии он имеет на внешнем уровне лишь два неспаренных p-электрона (электронная конфигурация углерода 1s22s22p2).) используется постулат о гибpидизации близких по энергии атомных орбиталей Гибридизация атомных орбиталей Понятие о гибридизации атомных орбиталей выдвинул Л. Полинг в связи с изучением природы ковалентной связи.
Если у атома, вступающего в химическую связь, имеются неспаренные электроны на разных орбиталях (s-, p-, d- или f-), то в процессе формирования химической связи происходит гибридизация (смешение) орбиталей, т.е. из разнотипных АО образуется набор одинаковых (гибридных). Гибридные орбитали из одного набора эквивалентны: их нельзя отличить друг от друга по форме или по энергии, у них не совпадает только ориентация в пространстве.

Например, комбинация 2s-АО и 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:


Строго говоря, понятие «гибридизация» не соответствует какому-либо реальному процессу, а является математическим приемом, квантово-механической моделью, используемой для объяснения пространственного строения молекул и устойчивости ковалентных связей.

Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи, если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Таким образом, гибридные орбитали свойственны только атомам в молекулах, а не свободным атомам.

Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s— на 2р-АО:
Основное и возбужденное состояния атома углерода.
Cхема

Гибридизация АО – это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии.

В процессе гибридизации могут участвовать орбитали, мало отличающиеся по энергии (с одинаковыми значениями главного квантового числа), например, орбитали 2s и 2p (n=2). При этом число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. Cмешение 2s-АО с 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:   Орбитали с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибpидизации p-АО возможны следующие виды гибридизации:
  • для атомов углерода и азота – sp3, sp2 и sp;
  • для атома кислорода – sp3, sp2;
  • для галогенов – sp3, sp2.

Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).

В отличие от негибридных s— или р-АО она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают, хотя она может играть роль в некоторых реакциях. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s-, р— или гибридными АО) других атомов обычно дают σ-МО, т.е. образуют σ-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.

  • Типы гибридизации АО
    Тип
    гибридизации
    Число
    гибридных
    орбиталей
    ГеометрияСтруктураПримеры
    sp2Линейная

    HC≡CH, CO2, NO2+, BeF2,

    sp23Тригональная

    H2C=CH2, C6H6, BF3, NO3, CO32-

    sp3, d3s4Тетраэдрическая

    CH4, ClO4, SO42-, NH4+

    dsp24Плоскоквадратная[Ni(CN)4]2- [PdCl4]2-
    sp3d5ГексаэдрическаяPCl5, AsF5
    sp3d2, d2sp36ОктаэдрическаяSF6, Fe(CN)63-, CoF63-

    Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи, в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.

    Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей, эта концепция не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время модель гибридизации АО используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.

 

Орбитальная гибридизация — аист | Chem13 News Magazine

Февраль 2014 года

Майкл П. Янсен, Crescent School, Торонто, ON

В 11 классе по химии я преподаю атомные орбитали как часть большого урока по электронной конфигурации.Это супер здорово — студенты понимают, почему периодическая таблица выглядит именно так: s-блок, p-блок, d-блок, f-блок. 1 Хороший материал, поскольку он прекрасно сочетается с периодической таблицей Менделеева, основанной на опыте. В AP Chemistry я бросаю урок по квантовым числам, 2 , который замораживает торт. Мы переходим к обзору структур Льюиса, прорабатываем формальную концепцию заряда и резонанс, в конечном итоге приземляемся в зоне VSEPR.

Это все невероятно, но при ближайшем рассмотрении атомные орбитали, которые мы знаем и любим — и посвятили время изучению — не совпадают с теорией VSEPR.Сами по себе атомные орбитали не учитывают валентные углы в реальных молекулах, как предсказывает VSEPR. Традиционно именно поэтому мы учили орбитальной гибридизации — чтобы согласовать атомные орбитали с молекулярной формой. Эта концепция, предложенная Линусом Полингом, 3 , имеет чертовски большой смысл. Студенты могут сначала найти это немного странным, но после объяснения они узнают его ценность. Кроме того, это позволяет нам понять, что все связи — σ и π — не равны, что приносит свои плоды при изучении органической химии.

Но если покопаться в литературе, с гибридизационной моделью есть проблемы. 4 Рассчитанная неэквивалентность неподеленных пар электронов в молекуле воды и невмешательство d-орбиталей в гипервалентные соединения являются двумя примерами. 5 С этой целью в недавних статьях учителей призывают не обучать традиционной модели гибридизации. 6

Но я все равно это делаю.

Химия даже на уровне старшей школы может быть сложной: один размер не подходит всем.Такая модель, как орбитальная гибридизация, имеет свои достоинства и недостатки. Мои студенты понимают преимущества орбитальной гибридизации, понимая, что это не последнее слово. Те, кто перейдет на более продвинутые курсы, получат более глубокое понимание химической связи.

Модель орбитальной гибридизации многое объясняет в манере, которую подростковые умы могут понять. Мы обучаем старшеклассников, а не студентов-химиков. Мы учим этому по той же причине, по которой мать может сказать своему ребенку, что младенцев рожает аист или что они «рождаются из маминого животика», — это приличное, но несовершенное объяснение того, что ребенок может обернуть голову.

Иногда мы идем по тонкой грани: нам нужно объяснять вещи как можно лучше. Но объяснение должно «продавать».

Список литературы

  1. Похоже на тюрьму для химиков. Подумайте о «Гейзенберге».
  2. Недавно исключен из учебной программы AP, но преподаю.
  3. Л. Полинг, Журнал Американского химического общества , 53 (4), 1367–1400, 1931.
  4. См., Например, https://en.wikipedia.org/wiki/Orbital_hybridisation.
  5. Дж.М. Гэлбрейт, Journal of Chemical Education , 84, 5–8, 2007.
  6. A. Grushow, Journal of Chemical Education , 88, 860–862, 2011.

гибридных орбиталей | Химия для неосновных

Задачи обучения

  • Определите гибридизацию.
  • Опишите sp 3 гибридизацию и образование ковалентных связей.

Вы узнаете это растение?

Если бы мы гуляли по пляжу, растения, показанные выше, выглядели бы совсем иначе. Они будут короткими и торчат из песка. Когда мы смотрим на них такими, мы не сразу узнаем в них пляжные растения. Часто нам нужно посмотреть на мир вокруг нас по-разному, чтобы лучше понять вещи.

Гибридные орбитали — sp

3

Схема связывания, описываемая теорией валентных связей, должна учитывать геометрию молекул, как предсказывает теория VSEPR.Для этого мы должны ввести понятие гибридных орбиталей.

sp 3 Гибридизация

К сожалению, перекрытия существующих атомных орбиталей ( s , p и т. Д.) Недостаточно для объяснения некоторых наблюдаемых связей и молекулярной геометрии. Рассмотрим элемент углерод и молекулу метана (CH 4 ). Атом углерода имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 2 , что означает, что он имеет два неспаренных электрона на орбиталях 2p , как показано на рисунке ниже.

Рис. 1. Конфигурация орбиты атома углерода.

Согласно описанию теории валентных связей до сих пор, можно было бы ожидать, что углерод образует только две связи, соответствующие его двум неспаренным электронам. Однако метан — обычная и стабильная молекула с четырьмя эквивалентными связями C-H. Чтобы учесть это, один из электронов 2s перемещается на пустую орбиталь 2p (см. Рисунок 2 ниже).

Рис. 2. Продвижение s-электрона углерода на пустую p-орбиталь.

Теперь возможны четыре облигации. Продвижение электрона «стоит» небольшое количество энергии, но вспомним, что процесс образования связи сопровождается уменьшением энергии. Две дополнительные связи, которые теперь могут быть образованы, приводят к более низкой общей энергии и, следовательно, большей стабильности молекулы CH 4 . Углерод обычно образует четыре связи в большинстве своих соединений.

Количество связей теперь правильное, но геометрия неправильная. Три p орбитали (p x , p y , p z ) ориентированы под углом 90 o относительно друг друга.Однако, как видно из теории VSEPR, наблюдаемый валентный угол H − C − H в тетраэдрической молекуле CH 4 фактически составляет 109,5 o . Следовательно, молекула метана не может быть адекватно представлена ​​простым перекрытием орбиталей 2s и 2p углерода с орбиталями 1s каждого атома водорода.

Чтобы объяснить связь в метане, необходимо ввести понятие гибридизации и гибридных атомных орбиталей. Гибридизация — это смешение атомных орбиталей в атоме для получения набора гибридных орбиталей. Когда происходит гибридизация, она должна происходить в результате смешения неэквивалентных орбиталей. Другими словами, орбитали p и p могут гибридизоваться, но орбитали p не могут гибридизоваться с другими орбиталями p . Гибридные орбитали — это атомные орбитали, полученные, когда две или более неэквивалентных орбитали образуют один и тот же атом, объединяются при подготовке к образованию связи.В текущем случае с углеродом одиночная орбиталь 2s гибридизируется с тремя орбиталями 2p , образуя набор из четырех гибридных орбиталей, называемых гибридами sp 3 (см. Рисунок 3 ниже).

Рис. 3. Carbon sp 3 гибридных орбиталей.

Гибриды sp 3 эквивалентны друг другу. Пространственно гибридные орбитали указывают на четыре угла тетраэдра.

Рисунок 4.

Процесс гибридизации sp 3 — это смешение s-орбитали с набором из трех p-орбиталей с образованием набора из четырех гибридных sp 3 орбиталей. Каждая большая доля гибридных орбиталей указывает на один угол тетраэдра. Четыре доли каждой из гибридных орбиталей sp 3 затем перекрываются с нормальными негибридизованными 1s-орбиталями каждого атома водорода с образованием тетраэдрической молекулы метана.

Сводка

  • Электроны гибридизуются с образованием ковалентных связей.
  • Неэквивалентные орбитали смешиваются, образуя гибридные орбитали.

Практика

Воспользуйтесь ссылкой ниже, чтобы ответить на следующие вопросы. Читайте только разделы, посвященные гибридизации аммиака и воды.

http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html

  1. Каковы валентные углы в аммиаке и в воде?
  2. Что способствует появлению этих неожиданных валентных углов?
  3. Что происходит с электронами неподеленной пары в аммиаке, когда происходит гибридизация?
  4. То же самое происходит с водой?

Обзор

  1. Почему ожидается, что углерод образует только две ковалентные связи?
  2. Сколько ковалентных связей на самом деле образует углерод?
  3. Что должно произойти, чтобы углерод образовал четыре связи?

Глоссарий

  • гибридизация: Смешивание атомных орбиталей в атоме для получения набора гибридных орбиталей.
  • гибридные орбитали: Атомные орбитали, полученные, когда две или более неэквивалентных орбитали образуют один и тот же атом, объединяются при подготовке к образованию связи.

Задачи обучения

  • Опишите образование sp и sp 2 орбиталей.

Как открыть закрытый круг?

Ромео и Джульетта были двумя величайшими любовниками всех времен. Их объятия не позволяли никому быть частью этого — они только хотели быть друг с другом.Потребовалось вмешательство извне (родители такие!), Чтобы увести их друг от друга. Парные электроны похожи на влюбленных. Они не связываются ковалентно, пока не разойдутся. Тогда они могут стать частью более крупной химической структуры.

Гибридные орбитали — sp и sp

2
sp Гибридизация

Молекула гидрида бериллия (BeH 2 ) предсказывается VSEPR как линейная. Атом бериллия содержит все спаренные электроны и поэтому также должен подвергаться гибридизации.Один из электронов 2s сначала продвигается на пустую орбиталь 2p x (см. Рисунок ниже).

Рис. 5. Продвижение электрона Be 2s.

Теперь гибридизация происходит только с занятыми орбиталями, и в результате получается пара гибридных орбиталей sp . Две оставшиеся орбитали p ( p y и p z ) не гибридизуются и остаются незанятыми (см. Рисунок 6 ниже).

Рис. 6. Гибридные орбитали.

Геометрия гибридных орбиталей sp является линейной, при этом лепестки орбиталей направлены в противоположных направлениях вдоль одной оси, произвольно определяемой как ось x (см. Рисунок 7). Каждый может связываться с орбиталью 1s от атома водорода с образованием линейной молекулы BeH 2 .

Рис. 7. Процесс sp-гибридизации — это смешение s-орбитали с одной p-орбиталью (по соглашению pxorbital) с образованием набора из двух sp-гибридов.Две доли sp-гибридов направлены друг против друга, образуя линейную молекулу.

Другие молекулы, геометрия электронного домена которых является линейной и для которых необходима гибридизация, также образуют гибридные орбитали sp . Примеры включают CO 2 и C 2 H 2 , которые будут обсуждаться более подробно позже.

sp
2 Гибридизация

Трифторид бора (BF 3 ), по прогнозам VSEPR, будет иметь тригональную планарную геометрию.Сначала спаренный электрон 2s продвигается на пустую орбиталь 2p y (см. Рисунок 8).

Рисунок 8. Продвижение 2s электронов.

За этим следует гибридизация трех занятых орбиталей с образованием набора из трех гибридов sp 2 , в результате чего орбиталь 2p z остается негибридизированной (см. Рисунок 9).

Рисунок 9. Формирование орбиты sp 2 .

Геометрия гибридных орбиталей sp 2 является тригонально плоской, при этом лепестки орбиталей направлены в сторону углов треугольника (см. Рисунок 9).Угол между любыми двумя гибридными лепестками орбиты составляет 120 °. Каждый может связываться с орбиталью 2 p атома фтора с образованием тригональной планарной молекулы BF 3 .

Рисунок 9.

Процесс гибридизации sp 2 представляет собой смешение s-орбитали с набором из двух p-орбиталей (p x и p y ) с образованием набора из трех гибридных орбиталей sp 2 . Каждый большой лепесток гибридных орбиталей указывает на один угол плоского треугольника.

Другие молекулы с тригональной плоской геометрией электронного домена образуют гибридные орбитали sp 2 . Озон (O 3 ) является примером молекулы, геометрия электронного домена которой является тригонально плоской, хотя присутствие неподеленной пары на центральном кислороде делает геометрию молекулы изогнутой. Гибридизация центрального атома кислорода озона — sp 2 .

Сводка

  • Спаренные электроны могут гибридизоваться и затем участвовать в ковалентной связи.

Практика

Воспользуйтесь ссылкой ниже, чтобы ответить на следующие вопросы. Читайте только раздел бора.

http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html

  1. Сколько неспаренных электронов находится в основном состоянии бора?
  2. Откуда бор берет три неспаренных электрона для связывания с образованием BCl 3 ?
  3. Какова геометрия BCl 3 ?

Обзор

  1. Содержит ли атом бериллия в основном состоянии неспаренные электроны?
  2. Почему один электрон 2s в Be продвигается на орбиталь 2p ?
  3. Какова геометрия двух sp-орбиталей?

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Определение гибридизации — Химический словарь

Что такое гибридизация?

Гибридизация происходит, когда атомные орбитали смешиваются, образуя новую атомную орбиталь.Новая орбиталь может содержать то же общее количество электронов, что и старые. Свойства и энергия новой гибридизированной орбитали являются «средними» исходных негибридизированных орбиталей.

Концепция гибридизации была введена, потому что это было лучшее объяснение того факта, что все связи C — H в таких молекулах, как метан, идентичны.


Пример

В основном состоянии атомы углерода имеют естественную электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 2 .

Четыре крайних электрона, то есть те, что находятся на подуровнях 2s и 2p, доступны для образования химических связей с другими атомами.

2s-орбиталь способна удерживать до двух электронов, и есть три 2p-орбитали, каждая из которых способна удерживать до двух электронов, что означает, что 2p-орбитали могут удерживать до шести электронов.

По отдельности эти электронные орбитали выглядят примерно так. (Каждый из них центрирован на ядре углерода, а p-орбитали составляют угол 90 ° друг с другом.)

Две доли p-орбитали, одна заштрихованная, а другая нет, представляют разные фазы волновой функции.

Когда p-орбиталь встречается с другой орбиталью, их фазы могут конструктивно или деструктивно вмешиваться. Это показано на схеме ниже: s-орбиталь и p-орбиталь объединяются и гибридизуются. Подобные знаковые фазы конструктивно вмешиваются. Деструктивная интерференция возникает, если знаки фаз разные.

Конечный результат — космический гибрид на орбите.

В дальнейшем, 2s-орбиталь и три 2p-орбитали могут гибридизоваться, чтобы сформировать новую гибридную орбиталь, называемую sp 3 , которая способна удерживать до восьми электронов.

Гибридная орбиталь sp 3 , которая представляет собой сумму исходных 2s и 2p орбиталей, выглядит примерно так:

sp 3 Гибридные орбитали имеют тетраэдрическую форму — каждая орбиталь образует угол 109,5 ° с остальными. Этот угол максимизирует расстояние между орбитальными конечностями, что естественно, учитывая, что электроны в каждой из конечностей отталкиваются друг от друга.

Форма молекул, подобных метану, CH 4 , с валентными углами 109,5 °, соответствует sp 3 гибридизации атомов углерода.

Вот диаграмма уровней энергии, показывающая, как меняются энергии электронов при гибридизации.


8.2 Гибридные атомные орбитали — химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Объясните концепцию гибридизации атомных орбиталей
  • Определите гибридные орбитали, связанные с различной молекулярной геометрией

Рассмотрение в терминах перекрывающихся атомных орбиталей — один 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 с 2 2 с 2 2 p 4 с двумя неспаренными электронами (по одному в каждой из двух орбиталей 2 p ). Теория валентной связи 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, угол связи был бы 90 °, как показано на рисунке 8.6, потому что p орбиталей перпендикулярны друг другу. Экспериментальные данные показывают, что валентный угол составляет 104,5 °, а не 90 °. Предсказание модели теории валентной связи не соответствует реальным наблюдениям за молекулой воды; нужна другая модель.

Фигура 8,6 Гипотетическое перекрытие двух из 2 орбиталей p на атоме кислорода (красный) с 1 s орбиталями двух атомов водорода (синий цвет) даст валентный угол 90 °.Это не согласуется с экспериментальными данными.

Квантово-механические расчеты показывают, почему наблюдаемые валентные углы в H 2 O отличаются от предсказанных перекрытием 1 s орбиталей атомов водорода с 2 p орбиталями атома кислорода. Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ , содержит информацию о каждой орбитали и волнообразных свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связаны в молекулу, волновые функции объединяются, чтобы произвести новые математические описания, которые имеют разные формы.Этот процесс объединения волновых функций для атомных орбиталей называется гибридизацией и математически выполняется с помощью линейной комбинации атомных орбиталей , LCAO (метод, с которым мы снова столкнемся позже). Возникающие в результате новые орбитали называются гибридными орбиталями. Валентные орбитали в изолированном атоме кислорода представляют собой 2 орбитали s и три 2 орбитали p . Валентные орбитали в атоме кислорода в молекуле воды различаются; они состоят из четырех эквивалентных гибридных орбиталей, ориентированных примерно на углы тетраэдра (рис.8.7). Следовательно, перекрытие орбиталей O и H должно приводить к тетраэдрическому валентному углу (109,5 °). Наблюдаемый угол 104,5 ° является экспериментальным свидетельством того, что квантово-механические расчеты дают полезное объяснение: теория валентных связей должна включать компонент гибридизации, чтобы давать точные предсказания.

Фигура 8,7 (а) Молекула воды имеет четыре области электронной плотности, поэтому теория VSEPR предсказывает тетраэдрическое расположение гибридных орбиталей. (b) Две гибридные орбитали на кислороде содержат неподеленные пары, а две другие перекрываются с 1 s орбиталями атомов водорода, образуя связи O – H в H 2 O.Это описание больше соответствует экспериментальной структуре.

Для понимания гибридизации важны следующие идеи:

  1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в атомах с ковалентной связью.
  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 предсказывает теория VSEPR.
  6. Гибридные орбитали перекрываются, образуя σ-связи. Негибридизованные орбитали перекрываются, образуя π-связи.

В следующих разделах мы обсудим общие 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 валентной электронной плотности, соответствующие двум ковалентным связям Be – Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be смешиваются, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентной s орбитали с одной из валентных p орбиталей с получением двух эквивалентных гибридных орбиталей sp , ориентированных в линейной геометрии (рис. 8.8).На этом рисунке набор орбиталей sp похож по форме на исходную орбиталь p , но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образованных гибридных орбиталей. Орбиталь p — это одна орбиталь, которая может удерживать до двух электронов. Набор sp представляет собой две эквивалентные орбитали, расположенные на 180 ° друг от друга. Два электрона, которые первоначально находились на орбите s , теперь распределяются 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.

Фигура 8,8 Гибридизация орбитали s (синий) и орбитали p (красный) одного и того же атома дает две гибридные орбитали sp (желтые). Каждая гибридная орбиталь ориентирована в основном только в одном направлении. Обратите внимание, что каждая орбиталь sp содержит одну долю, которая значительно больше другой.Набор из двух орбиталей sp ориентирован на 180 °, что согласуется с геометрией двух доменов.

Мы проиллюстрируем электронные различия в изолированном атоме Be и в связанном атоме Be на диаграмме орбитальных уровней энергии на рис. 8.9. Эти диаграммы представляют каждую орбиталь горизонтальной линией (с указанием ее энергии) и каждый электрон стрелкой. Энергия увеличивается к верху 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.

Фигура 8.9 Эта диаграмма орбитальных уровней энергии показывает гибридизованные орбитали sp на Be в линейной молекуле BeCl 2 . Каждая из двух гибридных орбиталей sp удерживает один электрон и, таким образом, наполовину заполнена и доступна для связывания через перекрытие с орбиталью Cl 3 p .

Когда атомные орбитали гибридизуются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. У атома Be было два валентных электрона, поэтому каждая из орбиталей sp получает один из этих электронов.Каждый из этих электронов соединяется с неспаренным электроном на атоме хлора, когда гибридная орбиталь и орбиталь хлора перекрываются во время образования связей Be – Cl.

Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями валентной электронной плотности в молекуле, будет проявлять гибридизацию sp . Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl 2 , атом цинка в Zn (CH 3 ) 2 , который содержит линейное расположение C – Zn – C, и атомы углерода в HCCH и CO 2 .

Ссылка на обучение

Посетите веб-сайт Университета Висконсин-Ошкош, чтобы узнать о трехмерной визуализации гибридных орбиталей.

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 . Эта компоновка является результатом гибридизации sp 2 , смешивания одной орбитали s и двух орбиталей p для получения трех идентичных гибридных орбиталей, ориентированных в тригональной плоской геометрии (Рисунок 8.10).

Фигура 8.10 Гибридизация орбитали s (синий) и двух орбиталей p (красный) дает три эквивалентных sp 2 гибридизированных орбиталей (желтый), ориентированных под углом 120 ° относительно друг друга. Оставшаяся негибридизованная орбиталь p здесь не показана, но расположена вдоль оси z.

Хотя квантовая механика дает «пухлые» орбитальные лепестки, как показано на рисунке 8.10, иногда для ясности эти орбитали рисуются тоньше и без малых лепестков, как на рисунке 8.11, чтобы не затруднять понимание других особенностей данной иллюстрации. Мы будем использовать эти «более тонкие» представления всякий раз, когда истинное представление слишком тесное, чтобы его можно было легко визуализировать.

Фигура 8,11 Этот альтернативный способ рисования тригональных плоских гибридных орбиталей sp 2 иногда используется на более скученных фигурах.

Наблюдаемая структура молекулы борана, BH 3, предполагает sp 2 гибридизацию бора в этом соединении.Молекула тригонально плоская, а атом бора участвует в трех связях с атомами водорода (рис. 8.12). Мы можем проиллюстрировать сравнение орбиталей и распределения электронов в изолированном атоме бора и в связанном атоме в BH 3 , как показано на диаграмме орбитальных уровней энергии на рис. 8.13. Мы перераспределяем три валентных электрона атома бора в трех гибридных орбиталях sp 2 , и каждая электронная пара бора соединяется с электроном водорода, когда образуются связи B – H.

Фигура 8,12 BH 3 — электронодефицитная молекула с тригональной планарной структурой.

Фигура 8,13 В изолированном атоме B имеется одна 2 s и три 2 p валентных орбиталей. Когда бор находится в молекуле с тремя областями электронной плотности, три орбитали гибридизуются и создают набор из трех орбиталей sp 2 и одной негибридизованной орбитали 2 p . Каждая из трех наполовину заполненных гибридных орбиталей перекрывается с орбиталью атома водорода, образуя три σ-связи в BH 3 .

Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет проявлять гибридизацию sp 2 . Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO (рис. 8.14), или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде, CH 2 O, и этене, H 2 ГКН 2 .

Фигура 8,14 Центральный атом (атомы) в каждой из показанных структур содержит три области электронной плотности и гибридизирован по sp 2 .Как мы знаем из обсуждения теории VSEPR, область электронной плотности содержит все электроны, которые направлены в одном направлении. Неподеленная пара, неспаренный электрон, одинарная связь или множественная связь будут считаться одной областью электронной плотности.

sp 3 Гибридизация

Валентные орбитали атома, окруженного тетраэдрическим расположением пар связей, и неподеленные пары состоят из набора из четырех гибридных орбиталей sp 3 .Гибриды являются результатом смешения одной орбитали s и всех трех орбиталей p , что дает четыре идентичных гибридных орбитали sp 3 (рис. 8.15). Каждая из этих гибридных орбиталей указывает на разные углы тетраэдра.

Фигура 8,15 Гибридизация орбитали s (синий) и трех орбиталей p (красный) дает четыре эквивалентных sp 3 гибридизированных орбиталей (желтый), ориентированных на 109.5 ° относительно друг друга.

Молекула метана, CH 4 , состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане проявляет гибридизацию sp 3 . Мы проиллюстрировали орбитали и распределение электронов в изолированном атоме углерода и в связанном атоме в CH 4 на рис. 8.16. Четыре валентных электрона атома углерода равномерно распределены по гибридным орбиталям, и каждый электрон углерода соединяется с электроном водорода при образовании связей C – H.

Фигура 8,16 Все четыре валентных атомных орбитали от изолированного атома углерода гибридизуются, когда углерод связывается в молекуле, такой как CH 4 , с четырьмя областями электронной плотности. Это создает четыре эквивалентных sp 3 гибридизированных орбиталей. Перекрытие каждой из гибридных орбиталей с водородной орбиталью создает связь C – H σ.

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

Структура этана, C 2 H 6, похожа на структуру метана в том, что каждый углерод в этане имеет четыре соседних атома, расположенных по углам тетраэдра — три атома водорода и один атом углерода (рис. 8.17) . 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 sp 3 гибридных орбиталей перекрывается с орбиталью s атома водорода с образованием σ-связей углерод-водород. Структура и общий контур связывающих орбиталей этана показаны на рис. 8.17. Ориентация двух групп CH 3 не фиксирована относительно друг друга. Экспериментальные данные показывают, что вращение вокруг σ-связей происходит легко.

Фигура 8,17 (а) 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 удерживать неподеленную пару электронов. Например, атом азота в аммиаке окружен тремя парами связей и неподеленной парой электронов, направленной 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 связанных пар электронов.Таким образом, мы говорим, что атом кислорода sp 3 гибридизирован, причем две гибридные орбитали заняты неподеленными парами, а две — связующими парами. Поскольку неподеленные пары занимают больше места, чем соединяющие пары, структуры, содержащие неподеленные пары, имеют валентные углы, слегка искаженные от идеала. 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 .

sp 3 d и sp 3 d 2 Гибридизация

Чтобы описать пять связывающих орбиталей в тригонально-бипирамидальном расположении, мы должны использовать пять атомных орбиталей валентной оболочки (орбиталь s , три орбитали p и одна 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 гибридных орбиталей.Эти гибридизации возможны только для атомов, которые имеют d орбиталей в их валентных подоболочках (то есть не в первом или втором периоде).

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 3 орбитали s , три орбитали 3 p и одну из 3 орбиталей d , чтобы сформировать набор из пяти гибридных орбиталей sp 3 d (Рисунок 8.19), 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 ClF4 + .ClF4 +. (Электроны на атомах фтора для ясности опущены.)

Фигура 8,18 Три изображенных соединения демонстрируют гибридизацию sp 3 d в центральном атоме и тригональной бипирамидной форме. SF 4 и ClF4 + ClF4 + имеют одну неподеленную пару электронов на центральном атоме, а ClF 3 имеет две неподеленные пары, придающие ему показанную Т-образную форму.

Фигура 8,19 (а) Для пяти областей электронной плотности вокруг фосфора в PCl 5 требуется пять гибридных орбиталей sp 3 d . (b) Эти орбитали объединяются, образуя тригонально-бипирамидальную структуру, при этом каждая большая доля гибридной орбитали указывает на вершину. Как и раньше, есть небольшие лепестки, указывающие в противоположном направлении для каждой орбитали (не показаны для ясности).

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

Фигура 8.20 (а) Гексафторид серы, SF 6 , имеет октаэдрическую структуру, которая требует гибридизации sp 3 d 2 . (b) Шесть орбиталей sp 3 d 2 образуют октаэдрическую структуру вокруг серы. Опять же, малая доля каждой орбиты не показана для ясности.

Отнесение гибридных орбиталей к центральным атомам

Гибридизация атома определяется на основе количества окружающих его областей электронной плотности.Геометрическое расположение, характерное для различных наборов гибридных орбиталей, показано на рисунке 8.21. Эти устройства идентичны геометриям электронных пар, предсказываемым теорией VSEPR. Теория VSEPR предсказывает формы молекул, а теория гибридных орбиталей дает объяснение того, как эти формы формируются. Чтобы найти гибридизацию центрального атома, мы можем использовать следующие рекомендации:

  1. Определите структуру Льюиса молекулы.
  2. Определите количество областей электронной плотности вокруг атома, используя теорию VSEPR, в которой одинарные связи, множественные связи, радикалы и неподеленные пары считаются как одна область.
  3. Назначьте набор гибридизированных орбиталей из рисунка 8.21, который соответствует этой геометрии.

Фигура 8.21 Формы гибридных орбитальных наборов согласуются с геометрией электронных пар. Например, атом, окруженный тремя областями электронной плотности, гибридизован sp 2 , а три орбитали sp 2 расположены в тригональной плоскости.

Важно помнить, что гибридизация была разработана, чтобы рационализировать экспериментально наблюдаемую молекулярную геометрию.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 электронные пары валентной оболочки удалены от ядра, и отталкивания меньше. Их соединения демонстрируют структуры, которые часто не согласуются с теорией VSEPR, и гибридизированные орбитали не являются необходимыми для объяснения наблюдаемых данных. Например, мы обсудили валентный угол H – O – H в H 2 O, 104,5 °, что более согласуется с гибридными орбиталями sp 3 (109.5 °) на центральном атоме, чем с орбиталями 2 p (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 на сере, чем на кислороде. Продолжая вниз по группе, теллур даже больше, чем сера, и для H 2 Te наблюдаемый валентный угол (90 °) согласуется с перекрытием орбиталей 5 p без включения гибридизации. Мы обращаемся к гибридизации там, где необходимо объяснить наблюдаемые структуры.

Пример 8,2

Назначение гибридизации
Сульфат аммония важен как удобрение. Что такое гибридизация атома серы в сульфат-ионе SO42−? SO42−?
Решение
Структура сульфата Льюиса показывает, что существует четыре области электронной плотности. Гибридизация — sp 3 .
Проверьте свои знания
Что такое гибридизация атома селена в SeF 4 ?

Отвечать:

Атом селена sp 3 d гибридизирован.

Пример 8,3

Назначение гибридизации
Мочевина, NH 2 C (O) NH 2 , иногда используется в качестве источника азота в удобрениях. Что такое гибридизация атома углерода в мочевине?
Решение
Структура Льюиса мочевины

Атом углерода окружен тремя областями электронной плотности, расположенными в тригональной плоскости. Гибридизация в тригональной плоской электронной паре с геометрией: sp 2 (Рисунок 8.21), что представляет собой гибридизацию атома углерода в мочевине.

Проверьте свои знания
Уксусная кислота, H 3 CC (O) OH, представляет собой молекулу, придающую уксусу его запах и кислый вкус. Что такое гибридизация двух атомов углерода в уксусной кислоте?

Гибридизация

Нижеследующее содержание является сутью 35-й лекции по общей химии. В этой лекции мы знакомим с концепциями валентных связей и гибридизации.

Теория валентной связи

Теория валентной связи — первая из двух теорий, которая используется для описания того, как атомы образуют связи в молекулах.В этой теории мы говорим строго о ковалентных связях.

Согласно теории, ковалентные (общие электронные) связи образуются между электронами на валентных орбиталях атома, перекрывая эти орбитали с валентными орбиталями другого атома.

Когда образуются связи, увеличивается вероятность нахождения электронов в пространстве между двумя ядрами.

Существует два различных типа перекрытия: сигма (σ) и Pi (π)

Сигма (σ) Связи образуются между двумя ядрами, как показано выше, при этом большая часть электронной плотности формируется по прямой линии между двумя ядрами.Я часто называю это связью «лицом к лицу».

Pi (π) Связи образуются, когда две негибридизованные p-орбитали перекрываются. Это то, что я называю связью «бок о бок».

Пи (π) Связь

Для перекрытия орбитали должны соответствовать друг другу по энергии. Процесс, при котором все связывающие орбитали становятся одинаковыми по энергии и длине связи, называется гибридизацией .

Гибридизация

Давайте начнем это обсуждение с разговора о том, почему нам нужно, чтобы энергия орбиталей была одинаковой для правильного перекрытия.

Давайте посмотрим на облигации в метане, CH 4

Углерод в метане имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 2 . Согласно теории Валентности Бонда, электроны, находящиеся во внешней (валентной) оболочке, и есть те, которые мы будем использовать для соединения перекрытий. Это будут 2s- и 2p-электроны углерода.

Как известно, p-электроны имеют большую энергию, чем s-электроны. Это означает, что два p-электрона будут образовывать более короткие и прочные связи, чем два s-электрона, верно? Но это не то, что мы видим.Мы видим метан с четырьмя связями одинаковой длины и прочности. Так как же это объяснить? Просто: гибридизация

Один из s-орбитальных электронов перемещается в открытую p-орбитальную щель в конфигурации углеродных электронов, а затем все четыре орбитали становятся «гибридными» до однородного энергетического уровня, как 1s + 3p = 4 sp 3 гибридные орбитали.

Идентификация гибридизации в молекулах

Выяснить, что такое гибридизация в молекуле, кажется сложным процессом, но на самом деле это довольно просто.Поскольку гибридизация используется для создания атомных перекрытий, знание количества и типов перекрытий, которые делает атом, позволяет нам определить степень его гибридизации. Другими словами, вам нужно только подсчитать количество связей или неподеленных пар электронов вокруг центрального атома, чтобы определить его гибридизацию.

Следующие правила дают гибридизацию центрального атома:
1 связь с другим атомом или неподеленная пара = s (на самом деле не гибридизирована)
2 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp
3 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp 2
4 связи с другим атомом или неподеленные пары = sp 3
5 связывает с другим атомом или неподеленные пары = sp 3 d
6 связывает с другим атомом или неподеленные пары = sp 3 d 2

Это видео объясняет дальше:

Каковы гибридизации каждого из центральных атомов в следующей молекуле?

Как видно из приведенного выше примера, назначить гибридизацию каждому центральному атому легко, если вы можете сосчитать до 6.Что действительно круто в гибридизации, так это то, что каждая гибридизация соответствует геометрии электронной пары. Итак, если вы знаете гибридизацию атома, вы автоматически узнаете его EPG.

Для s- и sp-гибридизированных центральных атомов единственная возможная молекулярная геометрия является линейной, соответственно, единственно возможная форма также является линейной:

Для sp2-гибридизированных центральных атомов единственно возможной молекулярной геометрией является тригонально-планарная. Если все связи на месте, форма также будет плоской тригональной.Если есть только две связи и одна неподеленная пара электронов, удерживающих место, где должна быть связь, тогда форма становится изогнутой.

Для центральных атомов sp3-гибридизации единственно возможной геометрией молекул является тетраэдрическая. Если все связи на месте, форма также будет тетраэдрической. Если есть только три связи и одна неподеленная пара электронов, удерживающих место, где должна быть связь, тогда форма становится тригонально-пирамидальной, 2 связи и 2 неподеленные пары форма изгибается.

Для sp3d гибридизированных центральных атомов единственная возможная геометрия молекулы — тригонально-бипирамидальная.Если все связи на месте, форма также будет тригонально-бипирамидальной. Если есть только четыре связи и одна неподеленная пара электронов, удерживающих место, где должна быть связь, тогда форма становится качающейся, 3 связи и 2 неподеленные пары образуют Т-образную форму, при меньшем количестве связей форма становится линейной.

Для sp 3 d 2 гибридизированных центральных атомов единственной возможной молекулярной геометрией является октаэдрическая. Если все связи на месте, форма также октаэдрическая.Если есть только пять связей и одна неподеленная пара электронов, удерживающих место, где должна быть связь, тогда форма становится квадратной пирамидой, 4 связи и 2 неподеленные пары форма плоская квадратная, 3 связи и 3 неподеленные пары форма T- сформированный. При меньшем количестве связей форма становится линейной:

Концептуальная интеграция гибридизации алжирских студентов, намеревающихся преподавать физические науки

Концептуальная интеграция гибридизации алжирских студентов, намеревающихся преподавать физические науки

Эта работа направлена ​​на оценку трудностей, с которыми сталкиваются студенты Высшей школы Ecole Normale в Кубе (Алжир), намеревающиеся преподавать физику в области интеграции гибридизации атомных орбиталей.Это концепция, которую они должны использовать при описании образования молекулярных орбиталей (σ и π) в органической химии, и пробелы в усвоении этих концепций могут представлять препятствие для интерпретации реакционной способности органических соединений. В нескольких исследованиях было отмечено, что концепция гибридизации является одной из самых сложных для понимания студентами на всех уровнях изучения химии. В этой работе мы пытаемся проанализировать альтернативные концепции, созданные учащимися, и то, как они объединили в концептуальную структуру различные концепции, связанные с гибридизацией.Анализ ответов на письменный вопросник и обменов между студентами в последовательностях групповых занятий показывает, что для большинства студентов гибридизация не усваивается правильно. Кажется, что многие студенты могут говорить о гибридизации только после образования связей и путаницы между образованием гибридных орбиталей и образованием молекулярных орбиталей. Кроме того, появляются различные альтернативные концепции гибридизации и значения обозначения гибридных орбиталей (sp, sp 2 , sp 3 ).Наконец, из рассуждений, используемых студентами при выполнении предложенных задач, мы вывели структуру знаний об их возможной интеграции концепции гибридизации.

У вас есть доступ к этой статье

Подождите, пока мы загрузим ваш контент… Что-то пошло не так. Попробуйте снова? .

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.