Sp гибридизация рисунок: 3.2. Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.

3.2. Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.

Большинство органических соединений имеют молекулярное строение. Атомы в веществах с молекулярным типом строения всегда образуют только ковалентные связи друг с другом, что наблюдается и в случае органических соединений. Напомним, что ковалентным называется такой вид связи между атомами, который реализуется за счет того, что атомы обобществляют часть своих внешних электронов с целью приобретения электронной конфигурации благородного газа.

По количеству обобществлённых электронных пар ковалентные связи в органических веществах можно разделить на одинарные, двойные и тройные. Обозначаются данные типы связей в графической формуле соответственно одной, двумя или тремя чертами:

Кратность связи приводит к уменьшении ее длины, так одинарная С-С связь имеет длину 0,154 нм, двойная С=С связь – 0,134 нм, тройная С≡С связь – 0,120 нм.

Типы связей по способу перекрывания орбиталей

Как известно, орбитали могут иметь различную форму, так, например, s-орбитали имеют сферическую, а p-гантелеобразную форму. По этой причине связи также могут отличаться по способу перекрывания электронных орбиталей:

• ϭ-связи – образуются при перекрывании орбиталей таким образом, что область их перекрывания пересекается линией, соединяющей ядра. Примеры ϭ-связей:

• π-связи – образуются при перекрывании орбиталей, в двух областях – над и под линией соединяющей ядра атомов. Примеры π-связей:

Как узнать, когда в молекуле есть π- и ϭ-связи?

При ковалентном типе связи ϭ-связь между любыми двумя атомами есть всегда, а π-связь имеет только в случае кратных (двойных, тройных) связей. При этом:

• Одинарная связь – всегда является ϭ-связью
• Двойная связь всегда состоит из одной ϭ- и одной π-связи
• Тройная связь всегда образована одной ϭ- и двумя π-связями.

Укажем данные типы связей в молекуле бутин-3-овой кислоты:

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизацией орбиталей называют процесс, при котором орбитали, изначально имеющие разные формы и энергии смешиваются, образуя взамен такое же количество гибридных орбиталей, равных по форме и энергии.

Так, например, при смешении одной s- и трех p-орбиталей образуются четыре sp³-гибридных орбитали:

В случае атомов углерода в гибридизации всегда принимает участие s-орбиталь, а количество p-орбиталей, которые могут принимать участие в гибридизации варьируется от одной до трех p-орбиталей.

Как определить тип гибридизации атома углерода в органической молекуле?

В зависимости от того, со скольким числом других атомов связан какой-либо атом углерода, он находится либо в состоянии sp³, либо в состоянии sp², либо в состоянии sp-гибридизации:

Количество атомов, с которыми связан атом углерода	Тип гибридизации атома углерода	Примеры веществ
4 атома	sp3	CH4 – метан
3 атома	sp2	H2C=CH2 – этилен
2 атома	sp	HC≡CH — ацетилен

Потренируемся определять тип гибридизации атомов углерода на примере следующей органической молекулы:

• Первый атом углерода связан с двумя другими атомами (1H и 1C), значит он находится в состоянии sp-гибридизации.
• Второй атом углерода связан с двумя атомами – sp-гибридизация
• Третий атом углерода связан с четырьмя другими атомами (два С и два Н) – sp³-гибридизация
• Четвертый атом углерода связан с тремя другими атомами (2О и 1С) – sp²-гибридизация.

Радикал. Функциональная группа

Под термином радикал, чаще всего подразумевают углеводородный радикал, являющийся остатком молекулы какого-либо углеводорода без одного атома водорода.

Название углеводородного радикала формируется, исходя из названия соответствующего ему углеводорода заменой суффикса –ан на суффикс –ил.

Формула углеводорода	Название углеводорода	Формула радикала	Название радикала
CH4	метан	-CH3	метил
C2H6	этан	-С2Н5	этил
C3H8	пропан	-С3Н7	пропил
СnН2n+2	…ан	-СnН2n+1	… ил

Функциональная группа — структурный фрагмент органической молекулы (некоторая группа атомов), который отвечает за её конкретные химические свойства.

В зависимости того, какая из функциональных групп в молекуле вещества является старшей, соединение относят к тому или иному классу.

R – обозначение углеводородного заместителя (радикала).

Радикалы могут содержать кратные связи, которые тоже можно рассматривать как функциональные группы, поскольку кратные связи вносят вклад в химические свойства вещества.

Если в молекуле органического вещества содержится две или более функциональных группы, такие соединения называют полифункциональными.

Разница между sp sp2 и sp3 гибридизацией — Разница Между

Орбитали — это гипотетические структуры, которые могут быть заполнены электронами. Согласно различным открытиям, ученые предложили разные формы для этих орбиталей. Существует три основных типа орбита

Главное отличие — sp против sp

² против сп³ гибридизация

Орбитали — это гипотетические структуры, которые могут быть заполнены электронами. Согласно различным открытиям, ученые предложили разные формы для этих орбиталей. Существует три основных типа орбиталей: атомные, молекулярные и гибридные. Атомные орбитали атома подвергаются гибридизации с получением подходящих орбиталей для химической связи. В химии гибридизация — это смешение различных атомных орбиталей с образованием гибридных орбиталей. Существуют разные формы гибридизации, которые создают разные формы гибридных орбиталей, такие как sp, sp² и зр³ гибридные орбитали. Эти орбитали образуются путем гибридизации s и p атомных орбиталей в различных соотношениях. Основное различие между sp sp² и зр³ гибридизация в том, что

sp гибридизация образует гибридные орбитали, имеющие 50% s орбитальные характеристики, и sp² гибридизация формирует гибридные орбитали, имеющие 33% s орбитальные характеристики, тогда как sp³ гибридизация формирует гибридные орбитали, имеющие 25% -ные орбитальные характеристики.

Ключевые области покрыты

1. Что такое sp гибридизация
— Определение, расчет характеристик S и P, другие характеристики
2. Что такое зр² гибридизация
— Определение, расчет характеристик S и P, другие характеристики
3. Что такое зр³ гибридизация
— Определение, расчет характеристик S и P, другие характеристики
4. В чем разница между sp sp² и зр³ гибридизация
— Сравнение основных различий

Ключевые слова: атомная орбиталь, гибридные орбитали, гибридизация, орбитали, Sp Hybridization, Sp² Гибридизация, ИП³ гибридизация

Что такое sp гибридизация

sp-гибридизация — это гибридизация, которая имеет место между s-атомной орбиталью и p-атомной орбиталью. Электронная оболочка содержит три p-орбитали. Следовательно, после гибридизации s-орбитали с одним из этих p-орбиталей в этом атоме присутствуют две негибридизованные p-орбитали. Здесь мы рассматриваем все s и p-орбитали как просто атомные (s + p). Соотношение между s и p-орбиталями составляет 1: 1. Следовательно, доля s-орбитали равна 1/2, а доля p-орбиталей равна 1/2.

S (или p) характеристический процент = общее количество атомных орбиталей x (1/2) x 100%
                                                              = 50%

Рисунок 1: sp гибридизация

Получающиеся гибридные орбитали имеют 50% характеристик s и 50% характеристик p. Поскольку образовались только две гибридные орбитали, пространственное расположение sp-орбиталей является линейным. Две гибридные орбитали направлены в противоположные стороны. Следовательно, угол между этими орбиталями равен 180^оC.

Что такое зр

² гибридизация

зр² гибридизация — это смешивание одной атомной орбитали с двумя атомными орбиталями. Недавно сформированные гибридные орбитали известны как sp² гибридные орбитали. Получающиеся гибридные орбитали имеют около 33,33% символов s и около 66,66% символов p. Это связано с тем, что в гибридизации участвуют в общей сложности три атомные орбитали, а проценты s и p-характеристик варьируются следующим образом.

Здесь мы считаем, что все s и p-орбитали просто атомные (s + p + p). Соотношение между s и p-орбиталями составляет 1: 2. Следовательно, доля s-орбитали равна 1/3, а доля p-орбиталей равна 2/3.

S характерный процент = общее количество атомных орбиталей х (1/3) х 100%
                                                  = 33.33 %
P характеристический процент = общее количество атомных орбиталей x (2/3) x 100%
                                                  = 66.66 %

Рисунок 2: sp² гибридизация

Пространственное расположение sp² гибридные орбитали тригонально плоские. Следовательно, угол между этими орбиталями равен 120^оC. Атомы, которые подвергаются этой гибридизации, имеют 1 негибридизованную орбиталь, потому что только две из трех орбиталей участвуют в этой гибридизации.

Что такое зр

³ гибридизация

зр³ Гибридизация — это смешивание одной атомной орбитали с тремя атомными орбиталями. Здесь атомы не имеют негибридизованных p-орбиталей, потому что все три p-орбитали участвуют в гибридизации. Получающиеся орбитали известны как sp³ гибридные орбитали. Так же, как для sp² орбитали, мы можем вычислить s и p характеристики этих орбиталей.

В сп³ При гибридизации мы считаем, что все s и p-орбитали просто атомные (s + p + p + p). Соотношение между s и p-орбиталями составляет 1: 3. Следовательно, доля s-орбитали равна ¼, а доля p-орбиталей равна ¾.

S характерный процент = общее количество атомных орбиталей x (1/4) x 100%
                                                  = 25 %
p характеристический процент = общее количество атомных орбиталей x (3/4) x 100%
                                                  = 75 %

Рисунок 3: sp³ гибридизация

Эти орбитали образуются, когда одна s-орбиталь и 3 p-орбитали гибридизуются. Получающиеся гибридные орбитали имеют около 25% символов s и около 75% символов p. Пространственное расположение этих орбиталей является тетраэдрическим.Следовательно, угол между этими орбиталями равен 109,5.^оC.

Разница между sp sp

² и зр³ гибридизация

Определение

sp гибридизация: sp-гибридизация — это гибридизация, которая имеет место между s-атомной орбиталью и p-атомной орбиталью.

зр² Гибридизация: зр² гибридизация — это смешивание одной атомной орбитали с двумя атомными орбиталями.

зр³ Гибридизация: зр³ гибридизация — это смешивание одной атомной орбитали с тремя атомными орбиталями.

S характеристики

sp гибридизация: Характерный процент sp гибридных орбиталей составляет 50%.

зр² Гибридизация: S характерный процент sp² гибридные орбитали — 33,33%.

зр³ Гибридизация: S характерный процент sp³ гибридные орбитали составляют 25%.

P Характеристический процент гибридных орбиталей

sp гибридизация: P-процентный процент sp-гибридных орбиталей составляет 50%.

зр² Гибридизация: P характерный процент sp² гибридные орбитали — 66,66%.

зр³ Гибридизация: P характерный процент sp³ гибридные орбитали составляют 75%.

Угол между орбиталями

sp гибридизация: Угол между sp-орбиталями составляет 180 ° C.

зр² Гибридизация: Угол между sp² орбитали 120 ° C.

зр³ Гибридизация: Угол между sp³ орбитали 109,5 ° С.

Геометрия

sp гибридизация: Геометрия орбитального расположения в sp-гибридизации является линейной.

зр² Гибридизация: Геометрия орбитального расположения в sp² гибридизация тригональная планарная

зр³ Гибридизация: Геометрия орбитального расположения в sp³ гибридизация тетраэдрическая.

Количество негибридизованных орбиталей

sp гибридизация: Sp-гибридизация приводит к двум негибридизированным p-орбиталям.

зр² Гибридизация: Sp² гибридизация приводит к одной негибридизованной орбитали.

зр³ Гибридизация: Sp³ гибридизация не приводит к негибридизированным p-орбиталям.

Заключение

Гибридизация в химии означает смешивание различных атомных орбиталей с образованием новых гибридных орбиталей с различными характеристиками. Sp, sp² и зр³ гибридизации являются такими примерами. Основное различие между sp, sp² и зр³ гибридизация заключается в том, что sp-гибридизация образует гибридные орбитали, имеющие 50% s орбитальные характеристики, и sp² гибридизация формирует гибридные орбитали, имеющие 33% s орбитальные характеристики, тогда как sp³ гибридизация формирует гибридные орбитали, имеющие 25% -ные орбитальные характеристики.

Ссылка:

1. «Гибридные орбитали». Химия LibreTexts, Libretexts, 21 июля 2016 г.

3.4 Геометрия молекул. Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация орбиталей

 – это выравнивание формы и энергии некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи. Гибридные орбитали представляют собой линейную комбинацию АО и обладают определенной ориентацией в пространстве (симметрией).

Таким образом, когда один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разным орбиталям (s и p; s, p и d), для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:

1) гибридные орбитали обладают более высокой энергией, чем исходные атомные, зато они обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей и, соответственно, дают больший выигрыш в энергии при образовании связи;

2) число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации;

3) гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты;

4) химические связи и неподеленные электронные пары в молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и одной p-орбитали, имеет место sp-гибридизация. Рассмотрим её на примере молекулы BeCl₂.

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_x-электрона бериллия, то связи Be-Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под углом 180° за счёт того, что одна s– орбиталь и одна p– орбиталь “смешиваются” и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp– гибридные орбитали (рисунок 13).

Рисунок 13 — sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия

Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия отталкиваются и лежат на одной прямой и благодаря этому молекула BeCl₂ имеет линейную форму, а обе связи Be-Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул — независимо от элементов, которые входят в эти молекулы: HC≡CH, MgН₂ и т. д.

Если валентная оболочка атома включает электроны на однойs-орбитали и двух p-орбиталях, то наблюдается sp²-гибридизация, которая даёт несколько иную геометрию молекулы. Примером может служить sp²-гибридизация бора при образовании молекулы BF₃

(рисунок 14). Три sp²-гибридные орбитали лежат в одной плоскости под углом 120°. Они располагаются как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника.

Рисунок 14 — sp²-гибридизация валентных орбиталей бора

Такую же форму будут иметь и молекулы BH₃, H₂C=CH₂, C₆H₆ и т. д.

Наконец, когда смешиваютсяодна s- и три p-орбитали, возникают sp³-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рисунок 15).

Рисунок 15 — sp³-гибридизация валентных орбиталей углерода

Примером может служить соединение углерода с водородом СН₄ (метан). В стационарном состоянии углерод двухвалентен, а для образования связи с водородом необходимо четыре свободных электрона. Они появляются при распаривании s-электронов. В результате образуется четыре гибридных орбитали, которые расположатся максимально далеко друг от друга только тогда, когда молекула примет форму правильного тетраэдра, у которого в центре находится атом C, а в вершинах – атомы H. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28′.

Такой же тип гибридизации будет характерен для молекул CCl₄, H₃C–CH₃.

Все вышеописанные молекулы образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Однако, если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи, – несвязывающими или неподеленными электронными парами.

Рисунок 16 — Несвязывающие электронные пары и углы связи в молекулах NH3 и H2O в сравнении с молекулой CH4

В качестве примера рассмотрим молекулы NH₃ и H₂O. Атомы азота и кислорода склонны к sp³-гибридизации. У азота на sp³-ГО, помимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна неподелённая пара. Именно она, занимая одну sp³-ГО, искажает угол связи H–N–H до 107,3°. В молекуле H₂O таких неподелённых пар две, и угол H–O–H равен 104,5° (рисунок 16).

Объясняется это тем, что электроны связывающих и несвязывающих пар по-разному взаимодействуют между собой. Обычно считается, что несвязывающие пары занимают больший объем, чем связывающие, а объем связывающих пар тем меньше, чем больше электроотрицательность периферийных атомов, то есть неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга.

Поэтому реально этот тетраэдр в молекулах NH₃ и H₂O слегка искажен, потому что реальный угол составляет не 109^о, а 107,3^о и 104,5^о соответственно.

При образовании иона аммония NH₄⁺ по донорно-акцепторному механизму неподелённая электронная пара азота занимает свободную атомную орбиталь протона водорода и угол в ионе увеличивается до 109°28′.

Аналогичное явление наблюдается при образовании иона аксония Н₃О⁺, но угол увеличивается до 107,3^о, поскольку только одна из двух неподелённых пар находит себе свободную орбиталь. А вот в ледяной воде угол увеличивается до109°28′, поскольку ещё одна неподелённая пара электронов оказывается вовлечённой в водородную связь.

Разница между sp sp2 и sp3 (Наука и природа)

ключевое отличие между sp sp2 и sp3 является то, что Гибридные орбитали sp имеют орбитальные характеристики 50%, а гибридные орбитали sp2 имеют орбитальные характеристики 33%, тогда как гибридные орбитали sp3 имеют орбитальные характеристики 25%.

Термины sp, sp2 и sp3 относятся к различным гибридизациям орбиталей, которые приводят к образованию гибридных орбиталей. Орбитали — это гипотетические области вокруг ядра атома, которые содержат электроны этого атома. Эти орбитали могут подвергаться гибридизации для формирования новых гибридных орбиталей, которые могут образовывать ковалентные химические связи. Существует несколько форм гибридизации в соответствии с атомными орбиталями, которые принимают участие в процессе гибридизации. Sp, sp2 и sp3 — некоторые распространенные гибридизации, включающие в s и p-орбитали атома.

СОДЕРЖАНИЕ

1. Обзор и основные отличия
2. Что такое зр
3. Что такое sp2
4. Что такое sp3
5. Сравнение сторон — sp против sp2 против sp3 в табличной форме
6. Резюме

Что такое зр?

Sp-гибридизация является самой простой формой гибридизации, в которой s-орбиталь перекрывается с p-орбиталью с образованием двух новых sp-орбиталей. Электронная оболочка содержит три p-орбитали. В этой гибридизации одна из этих трех p-орбиталей смешивается с s-орбиталью того же атома. Следовательно, в этих атомах остаются две негибридизованные p-орбитали.

Рисунок 01: Пространственное расположение sp-гибридных орбиталей

Соотношение смешения двух атомных орбиталей составляет 1: 1 (с: р). Следовательно, новая гибридная орбиталь имеет 50% орбитальных характеристик и 50% орбитальных характеристик. Это смешение s и p атомных орбиталей образует две новые гибридные орбитали. Эти две орбитали расположены в линейном пространственном расположении; направляя каждую атомную орбиту в противоположные стороны. Такое расположение приводит к наименьшей деформации между двумя орбиталями. Следовательно, угол соединения будет 180◦.

Что такое sp2?

Sp2-гибридизация является формой орбитальной гибридизации, при которой одна орбитальная система перекрывается с двумя p-орбиталями с образованием трех новых гибридных орбиталей. Поскольку в атоме три атомных орбитали, эта гибридизация оставляет одну негибридизованную орбиталь. В отличие от sp-гибридизации, в этой форме гибридизации s-характеристика каждой гибридной sp2-орбитали присутствует на 33%, в то время как p-орбитальная характеристика составляет 66%..

Рисунок 02: Пространственное расположение sp2-орбиталей

Однако это только приблизительные значения, потому что отношение между тремя атомными орбиталями, участвующими в этой гибридизации, составляет s: p = 1: 2..

Тогда s характеристика равна 100/3 = 33,33%

И р-характеристика равна (100/3) х 2 = 66,66%

Эти три новые гибридные орбитали получают тригональное плоское пространственное расположение, чтобы минимизировать деформацию между орбиталями. Кроме того, угол связи между этими орбиталями составляет 120◦.

Что такое sp3?

Sp3-гибридизация является формой орбитальной гибридизации, при которой одна орбитальная система перекрывается с тремя p-орбитали. Следовательно, не существует негибридизованных p-орбиталей, поскольку все p-орбитали участвуют в процессе гибридизации..

Рисунок 03: Пространственное расположение гибридных орбиталей sp3

Следовательно, это приводит к 4 новым гибридным орбитали. Поскольку соотношение между s и p-орбиталями составляет 1: 3, s-характеристика для каждой гибридной орбитали составляет 25%, в то время как p-орбитальная характеристика составляет 75%. Эти новые гибридные орбитали расположены в тетраэдрическом расположении с углом связи 109,5 °..

В чем разница между sp sp2 и sp3?

Sp-гибридизация представляет собой простейшую форму гибридизации, в которой s-орбиталь перекрывается с орбиталью с образованием двух новых sp-орбиталей, а Sp2-гибридизация представляет собой форму орбитальной гибридизации, в которой одна s-орбита перекрывается с двумя p-орбиталями с образованием трех новых гибридных орбиталей. тогда как Sp3-гибридизация является формой орбитальной гибридизации, при которой одна орбитальная система перекрывается с тремя p-орбиталями. В этом принципиальное отличие гибридных орбиталей sp sp2 и sp3. Более того, каждая из новых гибридных орбиталей, которые образуются в этих трех формах гибридизации, имеет разные s-орбитальные характеристики, потому что s-орбитали смешиваются с разным числом p-орбиталей. Поэтому они также имеют разные орбитальные характеристики..

Однако мы можем подчеркнуть основное различие между гибридизацией sp sp2 и sp3 в соответствии с характеристикой этих гибридных орбиталей; Гибридные орбитали sp имеют орбитальные характеристики 50%, а гибридные орбитали sp2 имеют орбитальные характеристики 33%, тогда как гибридные орбитали sp3 имеют орбитальные характеристики 25%. Более того, каждая гибридизация оставляет разное количество негибридизованных орбиталей. Например, sp-гибридизация включает только 1 p атомных орбиталей. Таким образом, он оставляет две негибридизованные атомные орбитали.

Приведенная ниже инфографика показывает подробное параллельное сравнение различий между sp sp2 и sp3 гибридизацией.

Резюме — sp sp2 против sp3

Гибридизация — это процесс, в котором атомные орбитали смешиваются друг с другом, образуя новые гибридные орбитали, которые могут подвергаться ковалентной химической связи. Простейшими формами атомно-орбитальной гибридизации являются sp, sp2 и sp3 гибридизации. Ключевое различие между sp sp2 и sp3 состоит в том, что sp-гибридные орбитали имеют 50% s орбитальные характеристики, а sp2-гибридные орбитали имеют 33% s орбитальные характеристики, тогда как sp3-гибридные орбитали имеют 25% s орбитальные характеристики..

Ссылка:

1. «Орбитальная гибридизация». Википедия, Фонд Викимедиа, 13 сентября 2018 г. Доступно здесь  
2. Libretexts. «Гибридизация». Химия LibreTexts, Libretexts, 21 июля 2016 года. Доступно здесь 

Изображение предоставлено:

1. «AE2h». Автор: Jfmelero — собственная работа (CC BY-SA 3.0) через Commons Wikimedia. 
2. «AE3h». Автор: Jfmelero — собственная работа (CC BY-SA 3.0) через Commons Wikimedia.  
3. «AE4h». Автор: Jfmelero — собственная работа (CC BY-SA 3.0) через Commons Wikimedia.

: Алкины: sp-гибридизация, получение, свойства, применение

План-конспект урока химии в 10 классе

Тема урока: Алкины: sp-гибридизация, получение, свойства, применение

Метелёва Ирина Евгеньевна

МОУ СОШ № 53 г. Комсомольска-на-Амуре

Цель урока: изучить особенности химической связи в молекуле этина, способы получения, свойства и применение алкинов на примере этина

Задачи:

1. Образовательные: развить общие представления о гибридизации атомов углерода в молекулах алкинов, способах получения алкинов, о типах химических реакций и механизмах их протекания, о применении алкинов.

2. Развивающие: развивать умения для поиска взаимосвязи между новым и изученным материалом, умения постановки и поиска решения проблем, речевую деятельность (участвовать в общем диалоге), умения слушать и слышать другого человека.

3. Воспитательные: формировать умения умственного и практического труда, адекватной оценке своей деятельности, воспитывать экологическое мышление

Оборудование: компьютер, проектор, интерактивная доска, интерактивное пособие по данной теме, раздаточный материал: конспект темы «Алкины»

Планируемые результаты обучения:

— понимать смысл химических понятий: алкины, sp-гибридизация атомов углерода, общая формула алкинов, гомологический ряд алкинов, изомерия алкинов;

— уметь писать уравнения химических реакций на примере этина;

— использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности для обеспечения безопасности.

Универсальные учебные действия:

Регулятивные: постановка учебной цели; планирование, прогнозирование и коррекция.

Познавательные: моделирование и преобразование модели, подведение под понятие.

Коммуникативные: планирование определенных целей, постановка вопросов, работа в парах

Личностные: самооценка

Актуализация знаний.

Пользуясь выданным конспектом урока, ответьте на вопросы:

1. Какие углеводороды называются алкинами?

2. Какой тип гибридизации характерен для алкинов?

3. Какова общая формула алкинов?

4. Какова структурная формула первого представителя гомологического ряда алкенов? Назовите его.

5. Какие способы получения алкинов вы знаете? Каким лабораторным способом можно получить алкины?

6. Какие химические свойства обуславливает наличие кратной (тройной) связи в молекулах алкинов?

7. Для чего используют алкины?

Ориентировочно-мотивационный этап.

Учитель: Какие вопросы вызвали у вас затруднения?

Ученики: 2,5, 6 и 7.

Учитель: На этих вопросах мы с вами сейчас и остановимся.

Определение темы урока: Алкины: sp-гибридизация, получение, свойства, применение

Определение цели урока: изучить новый тип гибридизации, способы получения, физические и химические свойства и применение алкинов на примере ацетилена.

Рефлексивно-оценочный этап.

Выполнение задания по карточке с самопроверкой и самооценкой

Подведение итогов урока.

Оценки за урок

Данный урок является продолжением темы «Углеводороды».

На уроке применяются различные ИКТ: демонстрационные опыты по химии (интернет), интерактивная доска.

Раздаточный материал «план-конспект «Алкины»

 Урок построен в соответствии с требованиями развивающего обучения по системно деятельностной технологии и включает следующие этапы:

актуализация, ориентировочно мотивационный этап, операционально-исполнительский этап, рефлексивно-оценочный этап.

Тип урока: комбинированный урок

План-конспект урока

Предлагает вопрос:

1. Какие вещества называются алкадиенами?

2. Какие алкадиены имеют наибольшее значение?

3. Что такое вулканизация?

Приглашает двух учащихся к доске для выполнения индивидуальных заданий: 1 ученик — Написать уравнения химической реакции взаимодействия бутадиена-1,3 с бромной водой, 2 ученик — Написать уравнение реакции полимеризации бутадиена- 1,3

Проводит тестирование (демонстрация слайдов с вопросами). Слайды

Дают определение алкадиенам, отвечают на вопросы: Наибольшее значение имеют алкадиены, в молекулах которых две двойные углерод-углеродные связи разделены одной одинарной. Процесс получения резины из каучука называют вулканизацией.

Записывают на доске уравнения химических реакций (взаимодействия бутадиена-1,3 с бромом 1-2 стадия) – 1 ученик

Реакции полимеризации бутадиена-1,3 – второй ученик.

Выбирают один правильный ответ из четырех предложенных вариантов

3.Изучение нового материала

Комментирует слайды по характеристике алкинов. Предлагает конспект урока «Алкины»

Объясняет новый тип гибридизации. Предлагает сделать рисунки, используя конспект

Предлагает ознакомиться с физическими свойствами ацетилена по учебнику

Предлагает учащимся дать определение «Гомологи» и написать в тетради первых 4 гомологов класса алкинов

Предлагает учащимся дать определение «Изомеры», знакомит с особенностью составления названий алкинов по современной номенклатуре, предлагает выполнить задание

На оценку «3»  —  Выберите формулы гомологов.

На оценку «4»  —  Выберите формулы изомеров.

На оценку «5»  —  Дайте названия всем алкинам по современной номенклатуре. Предлагает провести самопроверку, демонстрирует слайды

Предлагает посмотреть фрагмент видеофильма: Получение ацетилена карбидным способом http://sc.uriit.ru/dlrstore/caa549fd-1ce7-bbc9-672c-6802f3a2da5a/index.htm 

1)Изучение химических свойств ацетилена: предлагает посмотреть фрагмент видеофильма: 1) горение ацетилена http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/abc94f8b-38a4-404b-5fc0-b4163b5bedfe/index.htm

Химические свойства определяются строением. Какие химические свойства характерны для непредельных углеводородов, например для бутадиена-1,3?
Назовите несколько реакций присоединения

2)Предлагает рассмотреть реакцию присоединения хлороводорода, вводит понятие винил,  записывает схему реакции полимеризации на доске, предлагает ознакомиться с применением ПВХ. Предлагает прослушать небольшое сообщение учащегося «Вред и польза ПВХ»

3)Объясняет механизм реакции гидратации ацетилена, предлагает записать уравнения реакции присоединения воды (реакция Кучерова)

4) Предлагает посмотреть фрагмент видеофильма взаимодействия ацетилена с бромной водой http://sc.uriit.ru/dlrstore/74d656c4-ce58-a147-14bf-54b4108282d9/index.htm

Еще одной качественной реакцией на ацетилен и непредельные углеводороды является обесцвечивание раствора перманганата калия (можно предложить в сильных классах посмотреть фрагмент видеофильма  http://files.school- collection.edu.ru/dlrstore/4ab30a8b-f667-6f71-b732-cfae0c4ab042/index.htm )

Предлагает ознакомиться  со  схемой применения ацетилена в конспекте.

После просмотра слайдов делают записи в тетради (тройная связь, общая формула)

Учащиеся делают рисунки в тетради

Знакомятся с физическими свойствами ацетилена по учебнику.

Дают определение «Гомологи», записывают в тетради формулы и названия первых 4 гомологов, исправляют ошибки

Дают определение «Изомеры», знакомятся с особенностью составления названий алкинов по современной номенклатуре.

Один учащийся выполняет задание у доски (по желанию)

 Выполняют задания по способностям:

на «3» — выбирают формулы гомологов;

на «4» — выбирают формулы изомеров;

на «5» — дают названия всем алкинам по современной номенклатуре, комментируют названия, исправляют ошибки.    

Просматривают фрагмент видеофильма, записывают уравнения химических реакций получения ацетилена в лаборатории и в промышленности

Просматривают фрагмент видеофильма, записывают уравнения реакции горения ацетилена, делают вывод о применении данного процесса.

Для непредельных углеводородов характерны реакции присоединения. Называют реакции галогенирования, гидрирования, гидратации, полимеризации.

Записывают уравнения реакции с НСI и реакцию полимеризации в тетрадь. Делают вывод, что ПВХ находит большое применение, изделия из ПВХ нельзя брать в рот (детские игрушки, ручки), п.ч. под действием слюны во рту образуется винилхлорид, который является канцерогеном.

Записывают уравнение реакции Кучерова, отмечают его применение

После просмотра фрагмента видеофильма записывают уравнение реакции с бромом (1 стадия). Сравнивают свойства алкадиенов (на доске) и алкинов и делают вывод о качественной реакции непредельных углеводородов.

Знакомятся с областями применения ацетилена, делают вывод, что ацетилен важнейший продукт химической промышленности, который имеет широкое применение.

4.Закрепление знаний

Предлагает найти выигрышный путь, определив формулы гомологов ацетилена

Предлагает сильному ученику отметить в таблице области применения перечисленных в ней реакций. Из букв, соответствующих правильным ответам, получится название радикала, формула которого

СН₂ = СН-

Определяют выигрышный путь, называя формулы. Ученик раскрывает буквы правильного ответа на компьютере и получает правильный ответ: винил алкинов.

5.Домашнее задание

Объяснение домашнего задания

Записывают в дневнике домашнее задание. Учащимся предлагается сделать на листе А-4 краткий конспект темы. Схема прилагается

6.Подведение итогов

Объявление итогов урока

Используемые учебники и учебные пособия:

Используемая методическая литература:

• Асмолов А. Г. Формирование универсальных учебных действий в основной школе: от действия к мысли. Система заданий: пособие для учителя / А. Г. Асмолов, Г. В. Бурменская, И. А. Володарская и др М.:Просвещение,2011.2.

• Асмолов А. Г., Карабанова О. А. Разработка модели Программы развития универсальных учебных действий [Э/р]. — Федеральный государственный образовательный стандарт

• О.С. Габриелян. Настольная книга учителя. Химия.10 класс. Дрофа. Москва. 2011

• В.Г.Денисова. Мастер – класс учителя химии. Планета. Москва. 2010

Используемое оборудование: компьютер, проектор

Используемые ЭОР:  

Гибридизация атомных орбиталей углерода. Гибридизация

Многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Гибридизация электронных орбиталей

Цитология. Лекция 46. Гибридизация орбиталей

Гибридные орбитали sp3

Субтитры

Концепция гибридизации

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам.

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

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

Этот принцип нашёл отражение в теории отталкивания электронных пар Гиллеспи — Найхолма, первое и наиболее важное правило которое формулировалось следующим образом:

«Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались» .

Второе правило состояло в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра» .

Виды гибридизации

sp-Гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуются две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра центрального атома. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются не поделёнными парами электронов.

sp 2 -Гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуются три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp 3 -Гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp 3 -гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp 3 -гибридных орбиталей направлены к вершинам тетраэдра , тогда как ядро центрального атома расположено в центре описанной сферы этого тетраэдра. Угол между любыми двумя осями приближённо равен 109°28″ , что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Также sp 3 -орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Такое состояние характерно для атомов углерода в насыщенных углеводородах и соответственно в алкильных радикалах и их производных.

Гибридизация и геометрия молекул

Представление о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма . Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары) .

Тип гибридизации	Число гибридных орбиталей	Геометрия	Структура	Примеры
sp	2	Линейная		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2	3	Треугольная		BF 3 , NO 3 — , CO 3 2-
sp 3	4	Тетраэдрическая		CH 4 , ClO 4 — , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2	4	Плоскоквадратная

Модель атома углерода

Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. 2р-Орбитали расположены под углом 90° друг к другу, а 2s-орбиталь имеет сферическую симметрию. Таким образом, расположение атомных орбиталей углерода в пространстве не объясняет возникновения в органических соединениях валентных углов 109,5°, 120° и 180°.

Чтобы разрешить это противоречие, было введено понятие гибридизации атомных орбиталей. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации.

Возникновением концепции гибридизации мы обязаны Лайнусу Полингу, много сделавшему для развития теории химической связи.

Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений. Ниже мы будем рассматривать этот процесс трансформации орбиталей постадийно. При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. Тем не менее заключения о пространственной ориентации связей углеродного атома, к которым мы в итоге придем, полностью соответствуют реальному положению дел.

Электронная конфигурация атома углерода в основном и возбужденном состоянии

На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. Нас интересует только судьба валентных электронов. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием , один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь. На втором этапе происходит собственно процесс гибридизации, который несколько условно можно представить себе как смешение одной s- и трех р-орбиталей и образование из них четырех новых одинаковых орбиталей, каждая из которых на одну четверть сохраняет свойства s-орбитали и на три четверти — свойства р-орбиталей. Эти новые орбитали получили название sp 3 -гибридных . Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp 3 -гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.

sp3 — гибридизация. Молекула метана.

Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае sp 3 -гибридизации, первый шаг — возбуждение. На втором этапе в гибридизации участвуют одна 2s- и две 2р — орбитали, образуя три s р 2 -гибридных орбитали, расположенных в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Образование трех sр2-гибридных орбиталей

Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости sр 2 –гибридных орбиталей. Затем (третий шаг) две sр 2 -гибридные орбитали двух углеродных атомов объединяют электроны, образуя ковалентную связь. Такая связь, образующаяся в результате перекрывания двух атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома, называется σ -связью .

Образование сигма — и пи-связей в молекуле этилена

Четвертый этап — образование второй связи между двумя углеродными атомами. Связь образуется в результате перекрывания обращенных друг к другу краев негибридизованных 2р-орбиталей и называется π-связью . Новая молекулярная орбиталь представляет собой совокупность двух занятых электронами π-связи областей — над и под σ-связью. Обе связи (σ и π) вместе составляют двойную связь между атомами углерода. И наконец, последний, пятый шаг — образование связей между атомами углерода и водорода с помощью электронов четырех оставшихся sр 2 -гибридных орбиталей.

Двойная связь в молекуле этилена

Третий, последний тип гибридизации, показан на примере простейшей молекулы, содержащей тройную связь,- молекулы ацетилена. Первый шаг — возбуждение атома, такой же, как раньше. На втором этапе происходит гибридизация одной 2s- и одной 2р-орбиталей с образованием двух s р-гибридных орбиталей, которые располагаются под углом 180°. И остаются не измененными две 2р-орбитали, необходимые для образования двух π-связей.

Образование двух sр-гибридных орбиталей

Следующий шаг — образование σ-связи между двумя sр-гибридизованными углеродными атомами, затем образуются две π-связи. Одна σ-связь и две π-связи между двумя атомами углерода вместе составляют тройную связь . И наконец, образуются связи с двумя атомами водорода. Молекула ацетилена имеет линейное строение, все четыре атома лежат на одной прямой.

Мы показали, каким образом три основных в органической химии типа геометрии молекул возникают в результате различных трансформаций атомных орбиталей углерода.

Можно предложить два способа определения типа гибридизации различных атомов в молекуле.

Способ 1 . Наиболее общий способ, пригодный для любых молекул. Основан на зависимости валентного угла от гибридизации:

а) валентные углы 109,5°, 107° и 105° свидетельствуют об sр 3 -гибридизации;

б) валентный угол около 120° -sр 2 -гибридизация;

в) валентный угол 180°-sp-гибридизация.

Способ 2 . Пригоден для большинства органических молекул. Поскольку тип связи (простая, двойная, тройная) связан с геометрией, можно по характеру связей данного атома определить тип его гибридизации:

а) все связи простые – sр 3 -гибридизация;

б) одна двойная связь – sр 2 -гибридизация;

в) одна тройная связь — sp-гибридизация.

Гибридизация — это мысленная операция превращения обычных (энергетически наиболее выгодных) атомных орбиталей в новые орбитали, геометрия которых соответствует экспериментально определенной геометрии молекул.

sp3-гибридизация

sp 3 —Гибридизация — гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s — и трех p -электронов (рис. 1).

Рис. 1. Образование sp 3 -гибридных орбиталей

Четыре sp 3 -гибридные орбитали симметрично ориентированны в пространстве под углом 109°28″ (рис. 2).

Модель атома с sp 3 -гибридными орбиталями

Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp 3 -гибридными орбиталями — тетраэдр

Тетраэдрическая пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp 3 -гибридными орбиталями

гибридизация атом орбиталь углерод

Примеры соединений, для которых характерна sp 3 -гибридизация: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Также, sp 3 -гибридизация наблюдается во всех предельных углеводородах (алканы, циклоалканы) и других органческих соединениях: CH 4 , C 5 H 12 , C 6 H 14 , C 8 H 18 и др. Общая формула алканов: C n H 2n+2 . Общая формула циклоалканов: C n H 2n . В предельных углеводородах все химические связи одинарные, поэтому между гибридными орбиталями этих соединений возможно только у -перекрывание.

Образовывать химическую связь, т.е. создавать общую электронную пару с «чужим» электроном от другого атома, могут только неспаренные электроны. Неспаренные электроны при записи электронных формул находятся по одному в клетке-орбитали.

Атомная орбиталь — это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома. Электронное облако — это область пространства, в которой с высокой вероятностью может быть обнаружен электрон.

Для согласования электронного строения атома углерода и валентности этого элемента пользуются представлениями о возбуждении атома углерода. В нормальном (невозбужденном) состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р 2 -электрона. В возбужденном состоянии (при поглощении энергии) один из 2s 2 -электронов может переходить на свободную р -орбиталь. Тогда в атоме углерода появляется четыре неспаренных электрона:

Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С — 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами — 1, 2 — обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические

На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.

Форма и ориентация р-электронных орбиталей

При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:

Это — sр 3 -гибридизация.

Гибридизация — выравнивание (смешивание) атомных орбиталей (s и р ) с образованием новых атомных орбиталей, называемых гибридными орбиталями .

Четыре sp 3 -гибридные орбитали атома углерода

Гибридные орбитали имеют асимметричную форму, вытянутую в сторону присоединяемого атома. Электронные облака взаимно отталкиваются и располагаются в пространстве максимально далеко друг от друга. При этом оси четырех sр 3-гибридных орбиталей оказываются направленными к вершинам тетраэдра (правильной треугольной пирамиды).

Соответственно углы между этими орбиталями — тетраэдрические, равные 109°28″.

Вершины электронных орбиталей могут перекрываться с орбиталями других атомов. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющий центры атомов, то такую ковалентную связь называют сигма () — связью . Например, в молекуле этана С 2 Н 6 химическая связь образуется между двумя атомами углерода перекрыванием двух гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из атомов углерода своими тремя sр 3 -орбиталями перекрывается с s -орбиталями трех атомов водорода, образуя три -связи.

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле этана

Всего для атома углерода возможны три валентных состояния с различным типом гибридизации. Кроме sр 3 -гибридизации существует sр 2 — и sр -гибридизация.

sр 2 —Гибридизация — смешивание одной s — и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные sр 2 -орбитали. Эти sр 2 -орбитали расположены в одной плоскости (с осями х , у ) и направлены к вершинам треугольника с углом между орбиталями 120°. Негибридизованная р -орбиталь перпендикулярна к плоскости трех гибридных sр 2 -орбиталей (ориентирована вдоль осиz ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина — под плоскостью.

Тип sр 2 -гибридизации углерода бывает у соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем только одна из связей между двумя атомами (например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие орбитали атома направлены в противоположные стороны.) Вторая связь образуется в результате перекрывания негибридных р -орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Орбитали (три sp 2 и одна р) атома углерода в sp 2 -гибридизации

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи()-связью .

Образование -связи

Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее прочная, чем -связь.

sр —Гибридизация — это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной р -орбиталей с образованием двух гибридных sр -орбиталей. sр -Орбитали расположены на одной линии (под углом 180°) и направлены в противоположные стороны от ядра атома углерода. Две р -орбитали остаются негибридизованными. Они размещены взаимно перпендикулярно направлениям -связей. На рисунке sр -орбитали показаны вдоль оси y , а негибридизованные две р -орбитали- вдоль осей х и z .

Атомные орбитали (две sp и две р) углерода в состоянии sp-гибридизации

Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей при перекрывании sp -гибридных орбиталей, и двух -связей.

Электронное строение атома углерода

Углерод, входящий в состав органических соединений проявляет постоянную валентность. На последнем энергетическом уровне атома углерода содержится 4 электрона, два из которых занимают 2s- орбиталь, имеющую сферическую форму, а два электрона занимают 2р-орбитали, имеющие гантелеподобную форму. При возбуждении один электрон из 2s-орбитали может переходить на одну из вакантных 2р-орбиталей. Этот переход требует некоторых энергетических затрат (403 кДж/моль). В результате возбужденный атом углерода имеет 4 неспаренных электрона и его электронная конфигурация выражается формулой 2s1 2p3 .

Атом углерода в возбужденном состоянии способен образовывать 4 ковалентных связи за счет 4 собственных неспаренных электронов и 4 электронов других атомов. Так, в случае углеводорода метана (СН4) атом углерода образует 4 связи с s-электронами атомов водорода. При этом должны были бы образовываться 1 связь типа s-s (между s-электроном атома углерода и s-электроном атома водорода) и 3 p-s-связи (между 3 р-электронами атома углерода и 3 s-электронами 3-х атомов водорода). Отсюда вытекает вывод о неравноценности четырех ковалентных связей, образуемых атомом углерода. Однако, практический опыт химии свидетельствует о том, что все 4 связи в молекуле метана абсолютно равноценны, а молекула метана имеет тетраэдрическое строение с валентными углами 109°, чего не могло бы быть при неравноценности связей. Ведь только орбитали р-электронов ориентированы в пространстве по взаимноперпендикулярным осям x, y, z, а орбиталь s-электрона имеет сферическую форму, поэтому направление образования связи с этим электроном было бы произвольным. Объяснить это противоречие смогла теория гибридизации. Л.Поллинг высказал предположение, что в любых молекулах не существует изолированных друг от друга связей. При образовании связей орбитали всех валентных электронов перекрываются. Известно несколько типов гибридизации электронных орбиталей. Предполагается, что в молекуле метана и других алканов в гибридизацию вступает 4 электрона.

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизация орбиталей — это изменение формы и энергии некоторых электронов при образовании ковалентной связи, приводящее к более эффективному перекрыванию орбиталей и повышению прочности связей. Гибридизация орбиталей происходит всегда, когда в образовании связей участвуют электроны, принадлежащие к различным типам орбиталей. 1. sp 3 -гибридизация (первое валентное состояние углерода). При sp3 -гибридизации 3 р- орбитали и одна s-орбиталь возбужденного атома углерода взаимодействуют таким образом, что получаются орбитали абсолютно одинаковые по энергии и симметрично расположенные в пространстве. Это преобразование можно записать так:

s + px+ py + pz = 4sp3

При гибридизации общее число орбиталей не изменяется, а изменяется только их энергия и форма. Показано, что sр3 -гибридизация орбитали напоминают объемную восьмерку, одна из лопастей которой значительно больше другой. Четыре гибридных орбитали вытянуты от центра к вершинам правильного тетраэдра под углами 109,50 . Связи образованные гибридными электронами (например связь s-sp 3) более прочные, чем связи, осуществляемые негибридизованными р-электронами (например, связь-s-p). поскольку гибридная sp3 -орбиталь обеспечивает большую площадь перекрывания электронных орбиталей, чем негибридизованная р-орбиталь. Молекулы, в которых осуществляется sp3 — гибридизация имеют тетраэдрическое строение. К ним, кроме метана, относятся гомологи метана, неорганические молекулы типа аммиака. На рисунках показана гибридизованная орбиталь и тетраэдрическая молекула метана. Химические связи, возникающие в метане между атомами углерода и водорода относятся к типу 2 у-связей (sp3 -s-связь). Вообще говоря любая сигма-связь характеризуется тем, что электронная плотность двух связанных между собой атомов, перекрывается по линии, соединяющей центры (ядра) атомов. у-Связи отвечают максимально возможной степени перекрывания атомных орбиталей, поэтому они достаточно прочны. 2. sp2 -гибридизация (второе валентное состояние углерода). Возникает в результате перекрывания одной 2s и двух 2р орбиталей. Образовавшиеся sp2 -гибридные орбитали располагаются в одной плоскости под углом 1200 друг к другу, а негибридизованная р-орбиталь перпендикулярно к ней. Общее число орбиталей не меняется — их четыре.

s + px + py + pz = 3sp2 + pz

Состояние sp2 -гибридизации встречается в молекулах алкенов, в карбонильной и карбоксильной группах, т.е. у соединений, имеющих в своем составе двойную связь. Так, в молекуле этилена гибридизованные электроны атома углерода образуют 3 у-связи (две связи типа sp 2 -s между атомом углерода и атомами водорода и одна связь типа sp 2 -sp 2 между атомами углерода). Оставшийся негибридизованным р-электрон одного атома углерода образует р-связь с негибридизованным р-электроном второго атома углерода. Характерной особенностью р-связи является то, что перекрывание орбиталей электронов идет вне линии, соединяющей два атома. Перекрывание орбиталей идет выше и ниже у-связи, соединющей оба атома углерода. Таким образом двойная связь является комбинацией у- и р-связей. На первых двух рисунках показано, что в молекуле этилена валентные углы между атомами, образующими молекулу этилена, составляют 1200 (соответственно ориентации с пространстве трех sp2 — гибридных орбиталей). На третьем и четвертом рисунках показано образование р-связи. этилен (образование у-связей) этилен (образование пи-связи) Поскольку площадь перекрывания негибридизованных р-орбиталей в р-связях меньше, чем площадь перекрывания орбиталей в у-связях, то р-связь менее прочна, чем у-связь и легче разрывается в химических реакциях. 3. sp-гибридизация (третье валентное состояние углерода). В состоянии sр-гибридизации атом углерода имеет две sр-гибридные орбитали, расположенные линейно под углом 1800 друг к другу и две негибридизованные р-орбитали расположенные в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. sр- Гибридизация характерна для алкинов и нитрилов, т.е. для соединений, имеющих в своем составе тройную связь.

s + px + py + pz = 2sp + py + pz

Так, в молекуле ацетилена валентные углы между атомами составляют 1800 . Гибридизованные электроны атома углерода образуют 2 у-связи (одна связь sp-s между атомом углерода и атомом водорода и другая связь типа sp-sp между атомами углерода. Два негибридизованных р-электрона одного атома углерода образуют две р-связи с негибридизованными р-электронами второго атома углерода. Перекрывание орбиталей р-электронов идет не только выше и ниже у-связи, но и спереди и сзади, а суммарное облако р-электронов имеет цилиндрическую форму. Таким образом тройная связь является комбинацией одной у-связи и двух р-связей. Наличие в молекуле ацетилена менее прочных двух р- связей, обеспечивает способность этого вещества вступать в реакции присоединения с разрывом тройной связи.

Вывод: sp3-гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех р-орбиталей образуются четыре гибридные sp3-орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109°.

Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных и -электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, такая гибридизация приводит, в конечном счете, к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости.

Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия . Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,

который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бериллия в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет:

Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние :

Образовавшийся возбужденный атом обладает двумя не-спаренными электронами: электронное облако одного из них соответствует состоянию , другого — . При перекрывании этих электронных облаков с р-электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи (рис. 38).

Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р-орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали (-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. 39, из которого видно, что гибридные -орбитали вытянуты в противоположных направлениях.

Перекрывание гибридных -электронных облаков атома бериллия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на рис. 40.

Рис. 38. Схема перекрывания -электронных облаков атомов фтора с и -электронными облаками атома бериллия (для каждой связи отдельно).Области перекрывания электронных облаков заштрихованы.

Рис. 39. Форма (схематическое изображение) и взаимное расположение гибридных -электронных облаков атома бериллия (для каждой гибридной орбитали отдельно).

Рис. 40. Схема образования химических связей в молекуле . В целях упрощения рисунка гибридные -электронные облака атома бериллия изображены неполностью.

Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей, больше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его атомных орбиталей. Поэтому процесс образования молекулы энергетически выгоден.

Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орбитали, приводящий к образованию двух -орбиталей, называется -гибридизацией. Как показывает рис. 39, -орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула линейна, а обе связи в этой молекуле во всех отношениях равноценны.

Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух р-орбиталей (-гибридизация — читается «эс-пэ-два») образуются три равноценные -орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углами 120° друг к другу (рис. 41). Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы.

Примером молекулы, в которой осуществляется -гибридизация, может служить молекула фторида бора . Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей возбужденного атома бора

образуются три равноценные -орбитали. Поэтому молекула построена в форме правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора, а в вершинах-атомы фтора. Все три связи в молекуле равноценны.

Если в гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали ( — гибридизация), то в результате образуются четыре гибридные -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы метана .

Рис. 41. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Рис. 42. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Поэтому молекула метана имеет форму тетраэдра, причем все четыре связи в этой молекуле равноценны.

Вернемся к рассмотрению структуры молекулы воды. При ее образовании происходит -гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол НОН в молекуле близок не к , а к тетраэдрическому углу . Небольшое отличие этого угла от 109,5° можно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. В самом деле, в молекуле метана (I)

все восемь электронов, занимающие в атоме углерода гибридные -орбитали, участвуют в образовании ковалентных связей . Это обусловливает симметричное распределение электронных облаков по отношению к ядру атома углерода. Между тем, в молекуле только четыре из восьми электронов, занимающих гибридные -орбитали атома кислорода, образуют связи , а две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат только атому кислорода. Это приводит к некоторой асимметрии в распределении электронных облаков, окружающих атом кислорода, и, как следствие, к отклонению угла между связями от .

При образовании молекулы аммиака также происходит атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота: из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N — Н, а одна остается неподеленной.

Как показывают рис. 39, 41 и 42, гибридные электронные облака смещены относительно ядра атома.

Поэтому центр электрического заряда неподеленной электронной пары, находящейся на гибридной орбитали, не совпадает с положением атомного ядра, т. е. с центром имеющегося в атоме положительного заряда. Такое смещение заряда неподеленной электронной пары приводит к появлению дппольного момента, вносящего существенный вклад в суммарный дипольный момент молекулы. Из этого следует, что полярность молекулы зависит не только от полярности отдельных связей и их взаимного расположения (см. § 40), но и от наличия неподеленпых электронных пар на гибридных орбиталях и от пространственного расположения этих орбиталей.

У элементов третьего и последующих периодов в образований гибридных электронных облаков могут участвовать и -орбитали. Особенно важен случай -гибридизации, когда в образовании гибридных орбиталей участвуют одна , три и две -орбитали. В этом случае образуются шесть равноценных гибридных орбиталей, вытянутых в направлениях к вершинам октаэдра. Октаэдрическая структура молекулы , ионов и многих других объясняется -гибридизацией атомных орбиталей центрального атома.

Метод валентных связей позволяет наглядно объяснить пространственные характеристики многих молекул. Однако, привычного представления о формах орбиталей не достаточно для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных – s , p , d – валентных орбиталей, образованные им связи в молекулах с одинаковыми заместителями оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. В двадцатые годы XIX века Лайнусом Полингом была предложена концепция гибридизации электронных орбиталей. Под гибридизацией понимают абстрактную модель выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.

Примеры формы гибридных орбиталей представлены в таблице 5.

Таблица 5. Гибридные sp, sp 2 , sp 3 орбитали

Концепцию гибридизации удобно использовать при объяснении геометрической формы молекул и величины валентных углов (примеры заданий 2– 5).

Алгоритм определения геометрии молекул методом ВС:

а. Определить центральный атом и количество σ-связей с концевыми атомами.

б. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы и графические изображения внешних электронных уровней.

в. Согласно принципам метода ВС на образование каждой связи нужна пара электронов, в общем случае, по одному от каждого атома. Если неспаренных электронов центральному атому недостаточно, следует предположить возбуждение атома с переходом одного из пары электронов на более высокий энергетический уровень.

г. Предположить необходимость и тип гибридизации с учетом всех связей и, для элементов первого периода, неспаренных электронов.

д. Опираясь на вышеизложенные умозаключения изобразить электронные орбитали (гибридные или нет) всех атомов в молекуле и их перекрывание. Сделать вывод о геометрии молекулы и приблизительной величине валентных углов.

е. Определить степень полярности связи исходя из значений электроотрицательностей атомов (табл.6) Определить наличие дипольного момента исходя из расположения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов и/или симметрии молекулы.

Таблица 6. Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу

Примеры заданий

Задание 1 . Опишите методом ВС химическую связь в молекуле СО.

Решение (рис.25)

а. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы.

б. Для образования связи необходимо создать обобществленные электронные пары

Рисунок 25. Схема образования связи в молекуле СО (без гибридизации орбиталей)

Вывод: В молекуле СО – тройная связь С≡О

Для молекулы СО можно предположить наличие sp -гибридизации орбиталей обоих атомов (рис.26). Спаренные электроны, не участвующие в образовании связи находятся на sp -гибридной орбитали.

Рисунок 26. Схема образования связи в молекуле СО (с учетом гибридизации орбиталей)

Задание 2. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы BeH 2 и определить является ли молекула диполем.

Решение задачи представлено в таблице 7.

Таблица 7. Определение геометрии молекулы BeH 2

	Электронная конфигурация		Примечания
а.			Центральный атом – бериллий. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода
б.	H: 1s 1 Be: 2s 2		У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома бериллия все электроны спарены, его необходимо перевести в возбужденное состояние
в.	H: 1s 1 Be*: 2s 1 2p 1		Если бы один атом водорода связывался с бериллием за счет 2s -электрона бериллия, а другой – за счет 2p -электрона бериллия, то молекула не обладала бы симметрией, что энергетически не оправдано, а связи Be–Н не были бы равноценными.
г.	H: 1s 1 Be*: 2(sp ) 2		Следует предположить наличие sp -гибридизации
д.			Две sp -гибридные орбитали располагаются под углом 180°, молекула BeH 2 – линейная
е.		Электроотицательности χ Н =2,1, χ Be =1,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому водорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд δ–. На атоме бериллия δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда совпадают (она симметрична), молекула не является диполем.

Аналогичные рассуждения помогут описать геометрию молекул с sp 2 — и sp 3 -гибридными орбиталями (табл.8).

Таблица 8. Геометрия молекул BF 3 и СН 4

Задание 3. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы H 2 О и определить является ли молекула диполем. Возможно два решения, они представлены в таблицах 9 и 10.

Таблица 9. Определение геометрии молекулы H 2 O (без гибридизации орбиталей)

	Электронная конфигурация	Графическое изображение орбиталей внешнего уровня	Примечания
а.
б.	H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4
в.			Неспаренных электронов достаточно для образования двух ϭ-связей с атомами водорода.
г.			Гибридизацией можно пренебречь
д.
е.

Таким образом, молекула воду, должна иметь валентный угол около 90°. Однако угол между связями примерно 104°.

Это можно объяснить

1) отталкиванием, близко расположенных друг к другу водородных атомов.

2) Гибридизацией орбиталей (табл. 10).

Таблица 10. Определение геометрии молекулы H 2 O (с учетом гибридизации орбиталей)

	Электронная конфигурация	Графическое изображение орбиталей внешнего уровня	Примечания
а.			Центральный атом – кислород. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода.
б.	H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4		У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона.
в.			У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона.
г.			Угол в 104° позволяет предположить наличие sp 3 -гибридизации.
д.			Две sp 3 -гибридные орбитали располагаются под углом примерно 109°, молекула H 2 O по форме близка к тетраэдру, уменьшение валентного угла объясняется влиянием электронной не связывающей пары.
е.		Электроотицательности χ Н =2,1, χ О =3,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому кислорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд 2δ– На атоме водорода δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда не совпадают (она не симметрична), молекула является диполем.

Аналогичные рассуждения позволяют объяснить валентные углы в молекуле аммиака NH 3 . Гибридизацию с участием неподеленных электронных пар, обычно предполагают только для орбиталей атомов элементов II периода. Валентные углы в молекулах H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. То же самое наблюдается в ряду NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описании геометрии этих молекул, традиционно, или не прибегают к представлениям о гибридизации, или объясняют уменьшение тетраэдрического угла возрастающим влиянием неподеленной пары.

Пространственная конфигурация молекул

Содержание:

Пространственная конфигурация молекул

• Пространственная композиция Молекула. Химическая ориентация пространство Молекулярное расположение. если Молекула содержит два озина Два или два разных атома, Перекрывающиеся атомные орбитали Происходит вдоль оси Ядерный центр мерцания, затем молекула Он имеет линейную форму.

• Такой гандикап МА является особенностью молекулы водорода. Да, галоген, элементы I группы Периодическая система (в паре Зная состояние, молекула этой группы элементов состоит из двух Атом: Наг, К2 и т. Д.). При образовании химических связей 2 Sp гибридные орбиты расположены под углом друг к другу При 180 ° (см. Рис. 11.9) числитель является линейным.

Примером такой молекулы является молекула галогенида бериллия. Людмила Фирмаль

Возбужденный атом бериллия имеет два неспаренных электрона (2 с и 2 р), 2 при атомно-орбитальной гибридизации sp орбита. Когда бериллий реагирует с галогенами, Перекрытие бериллиевой sp-орбиты и гало-p-орбиты Гены, которые приводят к образованию линейных молекул, Например, Br — Be — Br. — © — Рисунок 11.12. Некоторые пространственные конфигурации Молекула: Но линейный, b-треугольник, тетраэдр, е Треугольный бипирамидальный; d — октаэдр. e- Треугольная пирамида На пространственное расположение молекул влияет внешнее.

Атомная орбиталь с неразделенной парой электронов. Людмила Фирмаль

Рассмотрим расположение молекул Ln3. Внешний уровень Атом азота имеет структуру И пттт 2s 2p Предполагая, что ковалентные связи молекул LNC образуются Валентность обусловлена ​​участием трех р-электронов атома азота Угол между ними должен быть равен 90 °, но это 107 ° 3 ‘, рисунок 11.13. Это означает связь N-H молекулы Ln3 Не чистыми p-орбиталями атомов водорода, Азот и орбитали, проходящие р-гибридизацию Сила отталкивания выставленной пары E.

Смотрите также:

Решение задач по химии

Если вам потребуется помощь по химии вы всегда можете написать мне в whatsapp.

sp Гибридизация | Введение в химию

Цель обучения

• Опишите геометрию связывания sp-гибридизированного атома.

---

Ключевые моменты

• При гибридизации sp s-орбиталь перекрывается только с одной p-орбиталью.
• Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями валентной электронной плотности в молекуле, будет демонстрировать гибридизацию sp .
• sp орбитали ориентированы под углом 180 градусов друг к другу.

---

Условия

• гибридная орбиталь, образованная путем объединения нескольких атомных орбиталей на одном атоме
• sp гибридная орбиталь, образованная между одной s-орбиталью и одной p-орбиталью

---

При гибридизации sp s-орбиталь перекрывается только с одной p-орбиталью. Атомы, демонстрирующие гибридизацию sp , имеют линейно ориентированные орбитали sp ; две орбитали sp будут расположены под углом 180 градусов друг к другу.

Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями валентной электронной плотности в молекуле, будет демонстрировать гибридизацию sp . Некоторые примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl ₂ , атом цинка в Zn (CH ₃ ) ₂ , который содержит линейное расположение C – Zn – C, атомы углерода в HCCH и CO ₂ , а атом Be в BeCl ₂ . Этот последний пример будет рассмотрен более подробно ниже.

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.

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.

Процесс гибридизации включает смешивание валентной s орбитали с одной из валентных p орбиталей для получения двух эквивалентных sp гибридных орбиталей, ориентированных в линейной геометрии.

s- и p-орбитали, объединяющиеся с образованием двух sp-орбиталей Гибридизация орбитали s и орбитали p одного и того же атома дает две гибридные орбитали sp . 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.

Набор орбиталей sp похож по форме на исходные орбитали 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.

Диаграммы уровней энергии для sp Orbitals

Электронные различия в изолированном атоме Be и в связанном атоме Be могут быть проиллюстрированы с помощью диаграммы орбитальных уровней энергии.Эти диаграммы представляют каждую орбиталь горизонтальной линией (с указанием ее энергии) и каждый электрон стрелкой. Энергия увеличивается к верху диаграммы. Мы используем одну стрелку, направленную вверх, чтобы указать один электрон на орбитали, и две стрелки (вверх и вниз), чтобы указать два электрона с противоположным спином.

Диаграммы орбитальных уровней энергии для изолированного и связанного Be На левой диаграмме орбитальных уровней энергии показаны оба электрона Be на 2s-орбитали. На диаграммах уровней энергии справа показаны гибридизированные 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 .

Показать источники

Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

Hybrid Orbitals — Chemistry LibreTexts

Гибридизация была введена для объяснения молекулярной структуры, когда теория валентных связей не смогла правильно их предсказать.Экспериментально наблюдается, что валентные углы в органических соединениях близки к 109 ^o , 120 ^o или 180 ^o . Согласно теории отталкивания электронных пар валентной оболочки (VSEPR), электронные пары отталкиваются друг от друга, а связи и неподеленные пары вокруг центрального атома обычно разделены максимально возможными углами.

Введение

Carbon — прекрасный пример, показывающий ценность гибридных орбиталей. Конфигурация основного состояния углерода:

Согласно теории Валентной связи, углерод должен образовывать две ковалентные связи, в результате чего получается CH ₂ , потому что он имеет два неспаренных электрона в своей электронной конфигурации.Однако эксперименты показали, что \ (CH_2 \) очень реактивен и не может существовать вне реакции. Следовательно, это не объясняет, как может существовать CH ₄ . Для образования четырех связей конфигурация углерода должна иметь четыре неспаренных электронов.

Одним из способов объяснения CH ₄ является то, что 2s и 3 2p орбитали объединяются, образуя четыре равных по энергии sp ³ гибридных орбиталей. Это даст нам следующую конфигурацию:

Теперь, когда углерод имеет четыре неспаренных электрона, он может иметь четыре равных энергетических связи.Гибридизация орбиталей предпочтительна, потому что гибридизированные орбитали более направленные, что приводит к большему перекрытию при образовании связей, поэтому образующиеся связи более прочны. Это приводит к более стабильным соединениям при гибридизации.

В следующем разделе будут объяснены различные типы гибридизации и то, как каждый тип помогает объяснить структуру определенных молекул.

sp

³ гибридизация

sp ³ Гибридизация может объяснить тетраэдрическую структуру молекул.В нем 2s-орбитали и все три 2p-орбитали гибридизируются с образованием четырех sp ³ орбиталей, каждая из которых состоит из 75% символов p и 25% s символов. Фронтальные доли выравниваются, как показано ниже. В этой структуре отталкивание электронов сведено к минимуму.

Изменения энергии, происходящие при гибридизации

Гибридизация s-орбитали со всеми тремя p-орбиталями (p _x , p _y и p _z ) приводит к четырем гибридным орбиталям sp ³ .sp ³ гибридные орбитали ориентированы под валентным углом 109,5 ^o друг от друга. Такое расположение 109,5 ^o дает тетраэдрическую геометрию (рисунок 4).

Пример: sp 3 Гибридизация в метане

Поскольку углерод играет такую ​​важную роль в органической химии, мы будем использовать его здесь в качестве примера. 2s углерода и все три его 2p-орбитали гибридизуются с образованием четырех sp 3 орбиталей.Эти орбитали затем связываются с четырьмя атомами водорода через перекрытие орбиталей sp 3 , образуя метан. Полученная форма является тетраэдрической, так как это сводит к минимуму отталкивание электронов. Гибридизация Lone Pairs: Не забудьте принять во внимание неподеленные пары электронов. Эти неподеленные пары не могут связываться двойной связью, поэтому они помещаются на свою собственную гибридную орбиталь. Вот почему H 2 O тетраэдрический.Мы также можем построить гибридные орбитали sp 3 d и sp 3 d 2 , если выйдем за пределы подоболочки s и p.

sp

² гибридизация

sp ² Гибридизация может объяснить тригональную планарную структуру молекул. В нем 2s-орбитали и две из 2p-орбиталей гибридизуются с образованием трех sp-орбиталей, каждая из которых состоит из 67% p и 33% s символа. Фронтальные доли выстраиваются в тригональную плоскую структуру, указывая на углы треугольника, чтобы минимизировать отталкивание электронов и улучшить перекрытие.Оставшаяся p-орбиталь остается неизменной и перпендикулярна плоскости трех орбиталей sp ² .

Изменения энергии, происходящие при гибридизации

Гибридизация s-орбитали с двумя p-орбиталями (p _x и p _y ) приводит к получению трех гибридных орбиталей sp ² , которые ориентированы под углом 120 ^o друг к другу (Рисунок 3). Sp ² гибридизация приводит к тригональной геометрии.

Пример: sp 2 Гибридизация в тригидриде алюминия
В тригидриде алюминия одна 2s-орбиталь и две 2p-орбитали гибридизуются с образованием трех sp 2 орбиталей, которые выстраиваются в тригональной планарной структуре. Три орбитали Al sp 2 связаны с 1s-орбиталями трех атомов водорода через перекрытие орбиталей sp 2 -s.

Пример: sp 2 Гибридизация в Ethene

Подобная гибридизация происходит с каждым углеродом этена.Для каждого углерода одна 2s-орбиталь и две 2p-орбитали гибридизуются с образованием трех sp 2 орбиталей. Эти гибридизированные орбитали выстраиваются в тригональную планарную структуру. Для каждого углерода две из этих sp-орбиталей связываются с двумя 1s-орбиталями водорода через перекрытие s-sp-орбиталей. Остальные sp 2 орбитали на каждом углероде связаны друг с другом, образуя связь между каждым углеродом через sp 2 -sp 2 орбитальное перекрытие. Это оставляет нам две p-орбитали на каждом атоме углерода, которые содержат один атом углерода.Эти орбитали образуют? связи через перекрытие p-p-орбиталей, создавая двойную связь между двумя атомами углерода. Поскольку была создана двойная связь, общая структура соединения этена является линейной. Однако структура каждой молекулы этена, двух атомов углерода, по-прежнему тригонально плоская.

sp Гибридизация

sp Гибридизация может объяснить линейную структуру молекул. В нем 2s-орбиталь и одна из 2p-орбиталей гибридизуются с образованием двух sp-орбиталей, каждая из которых состоит из 50% s и 50% p-символов.Передние лепестки обращены друг от друга и образуют прямую линию, оставляющую угол 180 ° между двумя орбиталями. Это образование минимизирует отталкивание электронов. Поскольку использовалась только одна p-орбиталь, у нас остались две неизмененные 2p-орбитали, которые может использовать атом. Эти p-орбитали расположены под прямым углом друг к другу и к линии, образованной двумя sp-орбиталями.

Изменения энергии, происходящие при гибридизации

Рис. 1: Обратите внимание, как энергия электронов уменьшается при гибридизации.

Эти p-орбитали вступают в игру в таких соединениях, как этин, где они образуют два присоединения? облигации, в результате чего получается тройная связь. Это происходит только тогда, когда два атома, например два атома углерода, имеют две p-орбитали, каждая из которых содержит электрон. Гибридная sp-орбиталь возникает, когда s-орбиталь сочетается с p-орбиталью (рис. 2). Мы получим две гибридные sp-орбитали, поскольку мы начали с двух орбиталей (s и p). sp гибридизация приводит к паре направленных sp гибридных орбиталей, направленных в противоположных направлениях.Эти гибридизированные орбитали приводят к более высокой электронной плотности в области связывания для сигма-связи слева от атома и для другой сигма-связи справа. Кроме того, sp-гибридизация обеспечивает линейную геометрию с валентным углом 180 ^o .

Пример: sp-гибридизация в гидриде магния
В гидриде магния 3s-орбиталь и одна из 3p-орбиталей магния гибридизуются с образованием двух sp-орбиталей.Две лобные доли sp-орбиталей обращены друг от друга, образуя прямую линию, ведущую к линейной структуре. Эти две sp-орбитали связаны с двумя 1s-орбиталями двух атомов водорода через перекрытие sp-s-орбиталей. Гибридизация

Пример: sp Гибридизация в Ethyne

Гибридизация в этине аналогична гибридизации в гидриде магния.Для каждого углерода 2s-орбиталь гибридизуется с одной из 2p-орбиталей с образованием двух sp-гибридизованных орбиталей. Лобные доли этих орбиталей обращены друг от друга, образуя прямую линию. Первая связь состоит из перекрытия орбиталей sp-sp между двумя атомами углерода. Еще две связи состоят из перекрытия s-sp-орбиталей между sp-гибридизированными орбиталями атомов углерода и 1s-орбиталями атомов водорода. Это оставляет у нас две р-орбитали на каждом атоме углерода, в которых содержится только один углерод. Это позволяет сформировать два? связи через перекрытие р-р-орбиталей.Линейная форма или угол 180 ° формируется потому, что отталкивание электронов в этом положении минимизировано. Гибридизация

Список литературы

1. Джон Олмстед, Грегори М. Уильямс Химия: молекулярная наука Jones & Bartlett Publishers 1996. 366-371
2. Фрэнсис А. Кэри Продвинутая органическая химия Спрингер 2001.4-6
3. L.G. Wade, Jr. Whitman College Органическая химия Пятое издание 2003 г.

Проблемы

Используя структуры Льюиса, попытайтесь вычислить гибридизацию (sp, sp ² , sp ³ ) указанного атома и указать форму атома.

1. Углерод.

2. Кислород.

3. Карбон справа.

ответы

1.sp ² — Тригональная планарная

Углерод не имеет неподеленных пар и связан с тремя атомами водорода, поэтому нам нужны только три гибридные орбитали, также известные как sp ² .

2. sp ³ — Тетраэдрический

Не забудьте учесть все одиночные пары. Каждой одинокой паре нужна своя гибридная орбиталь. Это создает три гибридных орбитали для неподеленных пар, а кислород связан с одним водородом, для чего требуется другая орбиталь sp ³ . Это составляет 4 орбитали, иначе SP ³ .

3. sp — линейный

Углерод связан с двумя другими атомами, это означает, что ему нужны две гибридные орбитали, также известные как sp.

Самый простой способ выяснить, какая у атома гибридизация — это просто подсчитать количество связанных с ним атомов и количество неподеленных пар. Двойные и тройные связи по-прежнему считаются связанными только с одним атомом. Используйте этот метод, чтобы еще раз пройтись по вышеуказанным проблемам и убедиться, что вы их понимаете. Таким способом гораздо проще вычислить гибридизацию.

Авторы

• Харприт Чима (UCD), Фара Ясмин

Sp3, Sp2 и Sp-гибридизация, геометрия и углы связи

Sp³, sp² и sp-гибридизация, или смешение s- и p-орбиталей, которое позволяет нам создавать сигма- и пи-связи, — это тема, которую мы обычно понимаем только для того, чтобы запутаться, когда он снова появляется в молекулах и реакциях органической химии.

Когда я изучал общую химию, я просто запоминал схему геометрии и валентных углов, и я вроде как понимал, что происходит.Но только когда я начал думать об этом по-другому, как я объясню ниже, я окончательно и по-настоящему понял.

В этой статье мы рассмотрим следующее:

• ПОЧЕМУ нам нужна гибридизация
• КАК происходит гибридизация
• Теория VSEPR
• Sp³ Гибридизация, угол соединения и геометрия (включая видео)
• Молекулярная и электронная геометрия
• Sp² Гибридизация, угол соединения и геометрия (включая видео)
• Sp Гибридизация, угол связывания и геометрия
• Ярлык гибридизации
• Гибридизация Sp³d и sp³d² — Обзор

Итак, приступим.

Помимо бакалавриата по органической химии, эта тема важна для таких экзаменов, как MCAT, GAMSAT, DAT и другие.

Зачем нужна гибридизация?

Молекулы везде! Как они образуются?
Проще говоря, молекулы состоят из связанных атомов,
атомов связаны с помощью различных типов связей,
которых ковалентные связи являются самыми прочными и распространенными.

Чтобы создать ковалентную связь (видео), каждый участвующий атом должен иметь орбитальное «отверстие» (представьте: пустое пространство) для приема и взаимодействия с электронами другого атома.

Давайте сделаем небольшой обходной путь и рассмотрим электронную конфигурацию с акцентом на валентные электроны, поскольку именно они участвуют в связи.

Чувствуешь себя ржавым? Нажмите, чтобы просмотреть мои Электронная конфигурация + видео с ярлыками .

Возьмем водород.
Он имеет единственный электрон на орбитали 1s. Для заполнения требуется еще один электрон.
Это оставляет отверстие для образования одной одинарной связи.
Отлично подходит для добавления еще одного водорода, но не подходит для создания большой сложной молекулы.

Теперь рассмотрим углерод.
Неслучайно углерод является центральным атомом всех макромолекул нашего тела.
Белки, аминокислоты, нуклеиновые кислоты — все они имеют углерод в центре.
Почему? Потому что углерод способен образовывать 4 связи.

Вот это много по химии!
И если любой из этих других атомов также является углеродом, у нас есть потенциал для создания гигантской молекулярной структуры, такой как АТФ, изображенный ниже, источник энергии и генетический строительный материал внутри клеток.

Как это работает?
Обзор электронной конфигурации углерода показывает нам, что углерод имеет в общей сложности 6 электронов, и только 4 электрона находятся в его валентной оболочке.

Но подождите!
Несмотря на наличие 4 валентных электронов,
Нет 4 пустых мест, ожидающих заполнения… ЕЩЕ !

2s-электроны в углероде уже спарены и, таким образом, не желают принимать новые входящие электроны ковалентной связью.

Это оставляет нам:

• 2 p-орбитали, каждая с одним неспаренным электроном, способным образовывать ОДНУ связь
• Пустая p-орбиталь без электрона для инициирования связи

При нынешней конфигурации углерод может образовывать только 2 связи,
Используя ДВА неспаренных электрона,
Что не очень помогает, если мы пытаемся построить сложные макромолекулы.

Введите

Гибридизация .

Если мы сможем найти способ переместить ОДИН из парных s-электронов на пустую p-орбиталь, мы получим что-то вроде этого.

Но этого не может произойти, потому что принцип Ауфбау гласит, что электроны должны заполнять атомные орбитали от самой низкой до самой высокой энергии. Это тоже описано в моих видеороликах Electron Configuration .

Итак, что нам делать, если мы не можем следовать принципу Ауфбау?
Вступите в гибридизацию!

Как происходит гибридизация?

Вот как мне нравится думать о гибридизации.

Мы берем эту орбиталь, содержащую 2 электрона, и даем ей частичный прирост энергии.
В то же время мы отбираем немного р-орбитальной энергии.
Это дает нам 4 вырожденных орбитали, то есть орбитали с одинаковым количеством энергии.

Когда я рос, мы с сестрой делили спальню. Нам это не понравилось, но это имело смысл, учитывая, что мы оба девочки и близки по возрасту.
Когда мы переехали в квартиру с дополнительной спальней, у каждого из нас было свое место. Почему мы решили делиться, если у нас была возможность иметь собственные комнаты?

Электроны такие же.Теперь, когда у нас есть в общей сложности 4 вырожденных орбитали и 4 электрона, зачем нам заставлять их делить «комнату», если им не нужно?
Вместо этого каждый электрон перейдет на свою орбиталь.

Количество движущихся электронов и объединенных орбиталей зависит от типа гибридизации, которую мы хотим создать.
Итак, давайте разберемся.

Сегодня я сосредоточусь на гибридизации sp³, sp² и sp, но я понимаю, что вы можете пойти еще дальше, чтобы создать орбитали, такие как sp³d и sp³d² (краткое упоминание в конце).

Sp³ Гибридизация

Посмотрите видео ниже, чтобы получить краткий обзор гибридизации sp³ с примерами.

Вернемся к нашему примеру с углеродом.

Самая прямая гибридизация достигается путем смешивания одной 2s-орбитали, содержащей 2 электрона, со всеми тремя p-орбиталями, также содержащими всего 2 электрона.

Теперь, когда у нас есть 4 вырожденных неспаренных электрона, каждый из них способен принять новый электрон от другого атома, чтобы создать в общей сложности 4 связи.

Но как мы называем эти новые «смешанные вместе» орбитали?
Их больше нет, и они больше не p.
Напротив, они где-то посередине.

Будучи вырожденными, каждая орбиталь имеет небольшой процент s и больший процент p.
Математический способ описать это перемешивание — умножение.
Смешивая единицы и 3p, мы существенно умножили s x p x p x p.

Вспомните свой базовый урок математики.
Если у нас есть p раз (3 раза), это будет p x p x p
или p³.

Итак, КАЖДАЯ орбиталь является гибридной орбиталью s x p³ или sp³ ,
Потому что они были получены из орбиталей 1 s и 3 p.

Ch5 sp³ Гибридная геометрия

Возьмем простую молекулу метана, Ch5.
Каждая sp³-орбиталь в углероде принимает электрон от другого атома водорода, образуя в общей сложности 4 связи.

Но этот плоский рисунок работает только как простая структура Льюиса (видео) . Как только вы поймете гибридизацию, вы сможете предсказать точную форму (молекулярная или электронная геометрия, которая будет обсуждаться в ближайшее время), а также угол связи для каждого присоединенного атома.

Итак, давайте копнем глубже.
электронов отрицательны, и, как вы помните,
противоположностей притягиваются (+ и -) и подобные заряды отталкиваются.
И эти отрицательные электроны на орбиталях…

Ну, давайте просто скажем, что они не любят друг друга.

Они настолько отталкивают друг друга, что существует целая теория, описывающая их поведение.

Теория VSEPR

VSEPR означает отталкивание электронных пар валентной оболочки.
Хотя электроны в целом не любят друг друга, им все же нравится иметь «партнера».
Итак, они существуют парами.

Это может быть неподеленная электронная пара, сидящая на атоме, или связующая электронная пара.
Например, см. Воду ниже. Кислород имеет 2 неподеленные пары и 2 электронные пары, которые образуют связи между собой и водородом.

Единственным исключением из этого правила является неподеленный радикальный электрон, поэтому радикалы обладают такой высокой реакционной способностью.

Теория VSEPR, часто произносимая как «теория VES за », говорит нам, что электронная пара отталкивает другие электронные пары как можно дальше от себя.
Если КАЖДАЯ электронная пара отталкивает другие как можно дальше, они найдут максимально возможный угол связи, который КАЖДЫЙ может принять.

Sp³ Угол и геометрия соединения

Хотя я в конечном итоге хочу, чтобы вы могли рисовать и распознавать трехмерные молекулы без посторонней помощи, я настоятельно рекомендую вам сначала поработать с модельным набором. Возможность видеть, трогать и манипулировать фигурами в реальном пространстве поможет вам лучше понять эти углы.

Посмотрите это видео, чтобы узнать все о Когда и как использовать модельный набор в органической химии .

Когда к центральному атому, такому как углерод, присоединены 4 эквивалентные группы (подумайте: водород в нашем примере с метаном), теория VSEPR диктует, что они могут разделяться максимум на 109,5 градусов. Это угол связи sp³.

Название этой трехмерной формы — тетраэдр (существительное), которое говорит нам, что молекула, подобная метану (Ch5), или, скорее, центральный углерод в метане, имеет тетраэдрическую форму.
Вы можете использовать термины «тетраэдр» существительное или «тетраэдр» как синонимы.

Утверждается, что углерод в метане имеет тетраэдрическую молекулярную геометрию И тетраэдрическую электронную геометрию.

Сказать что?

Молекулярная и электронная геометрия

Глядя на форму молекулы, мы можем посмотреть на форму, принятую атомами , или форму, принятую электронами .

Каждая электронная пара в метане связана с другим атомом.
Но что, если у нас есть молекула, которая имеет меньше связей из-за наличия неподеленных электронных пар?

Молекулярная геометрия сообщает нам форму самой молекулы, обращая внимание только на атомы, таким образом игнорируя неподеленные пары.

Электронная геометрия сообщает нам форму электронов вокруг центрального атома, независимо от того, существуют ли электроны в виде связи или неподеленной пары.

Рассмотрим подробнее.

Nh4 Гибридизация и геометрия

Аммиак или Nh4 имеет центральный атом азота.

Беглый обзор его электронной конфигурации показывает нам, что азот имеет 5 валентных электронов.
N = [He] 2s² 2p³

Следующий шаг несколько нелогичен, поскольку N, по-видимому, способен образовывать 3 связи со своими 3 p-орбитальными электронами. Однако неподеленные электронные пары ДОЛЖНЫ БЫТЬ той же энергии, что и сигма-связи, и поэтому он ВСЕГДА должен гибридизировать свои s- и p-орбитали.

Они будут гибридизированы в четыре sp³-орбитали, первая из которых содержит 2 (спаренных) электрона.

Остальные орбитали с неспаренными электронами свободны, каждая из них связана с атомом водорода.

Хотя мы ожидаем, что аммиак будет иметь тетраэдрическую геометрию из-за его sp³-гибридизации, вот модельный набор для визуализации аммиака. Вам он кажется четырехгранным?

Не совсем так!

И все же, согласно его электронной геометрии, он все еще является тетраэдром.
Глядя на электронную геометрию, просто представьте неподеленную пару как электрон, связанный со своим электроном-партнером.

Однако его молекулярная геометрия, которую вы на самом деле видите с набором, показывает только N и 3 H в заостренной трехногой форме, называемой Trigonal Pyramidal .

Trigonal , потому что он имеет 3 связанные группы.
Пирамидальная , потому что образует пирамидальную структуру.

Trigonal Pyramidal имеет форму трехногой пирамиды.

h3O Гибридизация и геометрия

Эта концепция молекулярной и электронной геометрии меняется еще больше, когда рассматриваемая молекула, все еще будучи sp³, имеет 2 неподеленные пары и, следовательно, только 2 связи.

Молекула воды имеет центральный атом кислорода с 6 валентными электронами.

O = [He] 2s² 2p4
6 валентных электронов кислорода находятся на гибридных sp³-орбиталях, давая нам 2 парных электрона и 2 свободных электрона.

Поскольку кислород воды является sp³-гибридным, электронная геометрия по-прежнему напоминает углерод (например, метан).

Но модельный комплект показывает только 2 присоединенных атома H, что дает воде Bent Molecular Geometry.

Sp² Гибридизация

Что делать, если я НЕ ищу 4 вырожденных орбитали?
Что, если я смогу обойтись только двумя или тремя гибридными орбиталями, окружающими центральный атом?

Видео ниже содержит краткий обзор sp² и sp-гибридизации с примерами.

Каждая облигация, которую мы видели до сих пор, была сигма-облигацией или одинарной облигацией. Но вы можете вспомнить, что пи-связи имеют более высокую энергию И что они используют p-орбиталь, а не гибридную орбиталь.

Пустые орбитали (например, карбокатион) встречаются реже, но с негибридизированными p-орбиталями.

Чтобы создать эту пи-связь или карбокатион, нам нужно сохранить p-орбиталь до гибридизации остальных. Взгляните на рисунок ниже.

На приведенном выше рисунке я сохранил одну из p-орбиталей, у которой был одиночный электрон для использования в пи-связи.

Затем я смешал оставшиеся s-орбитали (два электрона) и 2 p-орбитали (только один электрон), чтобы получить 3 совершенно новые орбитали, содержащие в общей сложности 3 электрона.

Поскольку эти орбитали были созданы с помощью s, p и p, математический результат будет s x p x p,
или s x p², который мы можем просто назвать sp² .

Напоминание. Двойная связь состоит из ДВУХ связей — одинарной или сигма-связи, соединенной со второй «двойной» связью или пи-связью. Сигма-связь не отличается от связей, которые мы видели выше для CH 4 , NH 3 или даже H 2 O.Мы просто добавляем пи-связь поверх сигмы, чтобы создать двойную связь (и вторую пи-связь, чтобы создать тройную связь).

Пи-связь находится частично выше и частично ниже плоскости молекулы как перекрытие негибридизованных р-орбиталей.

Sp² Угол и геометрия соединения

Давайте взглянем на центральный углерод в пропаноне или ацетоне, обычном полярном апротонном растворителе для последующих реакций замещения.

Как вы можете видеть, центральный углерод имеет двойную связь с кислородом и одинарную связь с двумя атомами углерода метильной группы.Это дает углероду всего 4 связи: 3 сигма и 1 пи .
Скорее всего, вы увидите это как скелетную структуру для почти трехмерного представления, а именно:

Согласно теории VSEPR, мы хотим, чтобы каждая из 3 групп находилась как можно дальше от других. Если вы подумаете о центральном углероде как о центре круга на 360 °, вы получите 360/3 = 120 °

.

Техническое название этой формы — тригонально-планарная.

Trigonal сообщает нам, что есть 3 группы.
Planar говорит нам, что он плоский.

Гибридная геометрия sp² представляет собой плоский треугольник.

Поскольку углерод в ацетоне не имеет неподеленных пар, его молекулярная геометрия (то, что вы видите на основе атомов) и его электронная геометрия (конфигурация электронов) являются тригонально плоскими.

Что делать, если у нас ДЕЙСТВИТЕЛЬНО есть одиночные пары?
Как и sp³, эти неподеленные пары также находятся на гибридных орбиталях, что делает кислород в ацетоне также гибридным sp².

Гибридизация озона или O3 и геометрия

Озон — интересная молекула, для которой можно нарисовать несколько структур Льюиса из-за резонанса. Давайте посмотрим на его основные структуры.

Без учета формальных зарядов (+) и (-), центральный атом кислорода имеет одну двойную связь (сигма и пи), одну одинарную связь (только сигма) и одну неподеленную пару. 2 сигма-связи и 1 неподеленная пара существуют в 3-х вырожденных sp2-гибридных орбиталях.

Хотя тригональная плоская электронная геометрия похожа на ацетон, когда мы смотрим ТОЛЬКО на атомы, мы получаем форму Bent для молекулярной геометрии.

Гибридизация Bh4 или BF3 и геометрия

Гибридизация

Sp² не всегда должна включать пи-связь.
Возьмите такую ​​молекулу, как Bh4 или BF3, и вы заметите, что центральный атом бора имеет всего 3 связи для 6 электронов. Это допустимое исключение из правила октетов.

3 связи требуют всего ТРИ вырожденных орбиталей. Смешивая s + p + p, у нас остается одна пустая p-орбиталь.

В случае ацетона эта p-орбиталь использовалась для образования пи-связи.В случае бора пустая p-орбиталь просто сидит там пустой, ничего не делая, потенциально ожидая атаки, как вы позже увидите в Гидроборации реакции алкенов.
То есть … кто не хочет разбиться на пустой орбите?

Sp Угол и геометрия связи гибридизации

Просмотрите видео выше (начало раздела sp²) для обзора гибридизации sp² AND sp.

Атом может иметь до 2 пи-связей, иногда с одним и тем же атомом, например, углерод с тройной связью в HCN (ниже) или 2 двойные связи с разными атомами, например с центральным углеродом в CO2 (ниже).

В обоих примерах каждая пи-связь образована одним электроном на негибридизированной «сохраненной» p-орбитали следующим образом.

Чтобы получить sp-гибрид, мы просто смешиваем полную s-орбиталь с одной пустой p-орбиталью. 2 электрон-содержащих p-орбитали сохраняются для образования пи-связей.

Поскольку этот гибрид получается из s + p, математическое обозначение s x p или просто sp .

Согласно теории VSEPR, поскольку полученная молекула имеет только 2 связанные группы, группы будут отходить как можно дальше друг от друга, то есть к противоположным концам молекулы.

Это дает нам форму Linear как для sp Electronic, так и для молекулярной геометрии, с углом связи 180 °.

Гибридизация HCN и геометрия

Мы не обсуждали это до сих пор, но всякий раз, когда у вас есть связанный атом водорода, его связь должна существовать на s-орбитали, потому что у водорода нет p-орбиталей для использования или гибридизации.

Остальные атомы C и N в HCN оба связаны друг с другом тройной связью.
Обратите внимание, что, хотя углерод также имеет одинарную связь с водородом, азот не имеет другой связи, только неподеленную пару.

Оба эти атома sp-гибридизованы.
Углерод имеет 1 сигма-связь с Н и N.
N имеет одну сигма-связь с С, а другая sp-гибридная орбиталь существует для неподеленной электронной пары.

И C, и N имеют по 2 p-орбитали каждая, зарезервированные для тройной связи (2 пи-связи наверху сигмы). Это превращает HCN в молекулу Linear с валентным углом 180 ° вокруг центрального атома углерода.

Гибридизация CO2

Углекислый газ, или CO2, представляет собой интересную, а иногда и сложную молекулу, потому что она гибридизирована IS sp, но не из-за тройной связи.

Взгляните на центральный атом.
Углерод связан двойной связью с 2 разными атомами кислорода.
Каждое взаимодействие C-O состоит из одной сигма-связи и одной пи-связи.
Сигма-связь требует гибридной орбитали, в то время как пи-связь требует только p-орбитали.

Это означает, что углерод в CO2 требует 2 гибридных sp-орбиталей, по одной на каждую сигма-кислород, и 2 нетронутых p-орбиталей, чтобы образовать одинарную пи-связь с обоими атомами кислорода.
Вот почему углерод является sp-гибридным, несмотря на отсутствие ожидаемой тройной связи, которую мы видели выше в примере HCN.

Интересно, что если вы посмотрите на оба атома кислорода, то заметите, что каждый из них содержит:
1 сигма-связь
1 пи-связь
2 неподеленные пары

Сигма-связи и неподеленные пары существуют в гибридных орбиталях. Поскольку нам нужно 3 гибридных орбитали, оба атома кислорода в CO2 гибридизуются sp².

Ярлык гибридизации — рассчитывайте свой путь

Возвращаясь к общей химии, я помню, как изучал двухстраничную таблицу, пытаясь запомнить, как идентифицировать каждый тип гибридизации. (Мы должны были знать sp, sp², sp³, sp³d и sp³d².)
У вас нет времени на все это в органической химии.

Вот как определить гибридизацию путем быстрого подсчета групп :

1- Подсчитайте ГРУППЫ вокруг каждого рассматриваемого атома.

Каждая следующая группа считается ОДНОЙ группой:

• Одинокая электронная пара
• Односвязанный атом
• Атом с двойной связью
• Атом с тройной связью

Другими словами, группы включают связанные атомы (одиночные, двойные или тройные) и неподеленные пары.

2- Начните читать орбитали по порядку, пока не достигнете того же числа.

Используя примеры, которые мы уже видели в этом руководстве:

Ch5 имеет 4 группы (4 H). Счетчик 1, 2, 3, 4.
1: с
2: p¹
3: p²
4: p³

Просто посчитав свой путь вверх, вы наткнетесь на правильную гибридизацию — sp³.

Nh4 имеет 4 группы — 3 связанных атома H и 1 неподеленную пару.
1, 2, 3, 4 = s, p¹, p², p³ = sp³

Кислород в ацетоне имеет 3 группы — 1 углерод с двойной связью и 2 неподеленные пары.
1, 2, 3 = s, p¹, p² = sp²

Центральный углерод в СО2 имеет 2 атома кислорода с двойной связью и ничего больше.
1, 2 = s, p¹ = sp

Щелкните правой кнопкой мыши приведенную ниже таблицу ярлыков гибридизации, чтобы загрузить / сохранить.

Sp³d и sp³d² Гибридизация

Хотя гибридизация sp³d и sp³d² обычно не рассматривается в органической химии и в целом обсуждается реже, вы все равно видите их на своем MCAT, GAMSAT, PCAT, DAT или аналогичном экзамене.

Выполните ту же уловку, описанную выше, чтобы увидеть, что sp³d-гибридизация происходит путем смешивания 5 орбиталей (1s, 3p и 1d) с образованием 5 «групп», как показано в примере с пентахлоридом фосфора (PCl5) ниже.

Гибридизация

Sp³d² происходит в результате смешения 6 орбиталей (1s, 3p и 2d) с образованием 6 «групп», как показано в примере гексафторида серы (SF6) ниже.

В заключение

Гибридные орбитали создаются путем смешивания s- и p-орбиталей, чтобы помочь нам создать вырожденные (равные энергии) связи.sp³, сделанный из s + 3p, дает нам 4 гибридных орбитали для тетраэдрической геометрии и валентных углов 109,5 градусов. Sp², созданный из s + 2p, дает нам 3 гибридные орбитали для тригональной плоской геометрии и валентных углов 120 градусов. sp, состоящий из 1 каждого s и p, дает нам линейную геометрию со связующим углом 180 градусов.

Готовы применить то, что знаете? Посмотрите практическое видео ниже:

Ярлык — Мастер органической химии

Ярлык для определения гибридизации атома в молекуле

Вот ярлык для определения гибридизации атома в молекуле.Это сэкономит вам много времени.

–BEGIN SHORTCUT–

Вот что вы делаете:

1. Посмотрите на атом.
2. Подсчитайте количество связанных с ним атомов (атомов — , а не связей!)
3. Подсчитайте количество неподеленных пар, присоединенных к нему.
4. Сложите эти два числа вместе.

• Если это 4, ваш атом sp ³ .
• Если это 3, ваш атом sp ² .
• Если это 2, ваш атом sp.

(Если 1, вероятно, водород!)

Это работает как минимум в 95% случаев, которые вы увидите в Организации 1.

–END SHORTCUT–

Содержание

1. Некоторые простые рабочие примеры ярлыка гибридизации
2. Как определить гибридизацию атома: два упражнения
3. Есть ли исключения?
4. Исключение № 1: одиночные пары, смежные с Pi-связями
5. Одинокие пары в P-орбиталях (по сравнению с гибридными орбиталями) имеют лучшее перекрытие орбит с соседними системами Pi
6. Исключение № 2.Геометрические ограничения
7. «Геометрия определяет гибридизацию, а не наоборот»
8. Примечания

---

1. Некоторые простые рабочие примеры ярлыка гибридизации

sp ³ гибридизация : сумма присоединенных атомов + неподеленные пары = 4

sp ² гибридизация : сумма присоединенных атомов + неподеленные пары = 3

sp-гибридизация : сумма присоединенных атомов + неподеленные пары = 2

Где это может начаться немного сложнее иметь дело с линейными диаграммами, содержащими неявные («скрытые») атомы водорода и одиночные пары.Химики, как и все остальные, любят быстрые клавиши, и умение быстро интерпретировать линейные диаграммы так же важно для органической химии, как изучение алфавита для письменного английского языка.

Помните:

• Тот факт, что неподеленные пары не поглощены кислородом, азотом и фтором, не означает, что их там нет.
• Предположим полный октет для C, N, O и F со следующим за исключением : положительный заряд на углероде указывает, что вокруг него всего шесть электронов.[Азот и кислород, несущие формальный заряд +1, все еще имеют полные октеты].

[ Advanced: краткое примечание об определении гибридизации атомов в некоторых странных случаях, таких как свободные радикалы, карбены и нитрены]

2. Как определить гибридизацию атома: два упражнения

Вот упражнение . Попробуйте определить гибридизацию атомов в этой очень ядовитой молекуле, созданной лягушкой в ​​необычной пижаме, внизу справа.
[Не волнуйтесь, если молекула выглядит немного сумасшедшей: просто сосредоточьтесь на отдельных атомах , на которые указывают стрелки (A, B, C, D, E).А и Б особенно. Если вы еще не освоили линейные диаграммы (и «скрытые» водороды), возможно, вам нужно попрактиковаться и вернуться к этому позже.]

[Ответы здесь]

Вот еще несколько примеров.

[Ответы здесь.]

3. Есть ли исключения?

Конечно. Хотя, как и во многих случаях, объяснение ярлыка занимает около 2 минут, а объяснение исключений занимает примерно в 10 раз больше времени.

Эти исключения делятся на две основные категории.Следует отметить, что к тому времени, когда ваш курс объяснит, почему эти примеры являются исключениями, он, вероятно, выйдет далеко за рамки гибридизации.

Итог: их, вероятно, не будет на вашем первом промежуточном экзамене.

4. Исключение №1: Неподеленные пары, смежные с пи-связями

Основное исключение составляют атомы, несущие неподеленные пары, смежные с пи-связями.

Быстрый путь: Неподеленные пары, прилегающие к пи-связям (и пи-системам), как правило, находятся на негибридизированных p-орбиталях, а не в гибридизированных sp ⁿ орбиталях.Таким образом, когда азот, который, как вы могли ожидать, является тригонально-пирамидальным sp ³ , соседствует с пи-связью, его гибридизация на самом деле имеет sp ² (тригонально плоская).

Почему? Быстрый ответ заключается в том, что снижение энергии из-за конъюгации более чем компенсирует любой выигрыш в энергии за счет увеличения стерических препятствий. [см. этот пост: «Сопряжение и резонанс»]

Каков длинный ответ?

5. Одинокие пары в P-орбиталях (по сравнению с гибридными орбиталями) имеют лучшее перекрытие орбит с соседними системами Pi

Давайте вспомним, почему атомы вообще гибридизируются: минимизация отталкивания электронных пар.

Для первичного амина, такого как метиламин, принятие азотом тетраэдрической (sp ³ ) геометрии по сравнению с тригональной плоской (sp ² ) геометрией стоит около 5 ккал / моль [примерно 20 кДж / моль]. Это может показаться не таким уж большим, но для двух видов в равновесии разница в энергии в 5 ккал / моль представляет собой соотношение примерно 4400: 1]. [Откуда мы это знаем? См. Это (расширенное) примечание об инверсии азота]

Что, если бы существовал некоторый компенсирующий эффект, при котором неподеленная пара негибридизованной p-орбитали была на самом деле более стабильной, чем если бы она была на гибридизированной орбитали?

Оказывается, это имеет место во многих ситуациях, когда неподеленная пара находится рядом с пи-связью! Наиболее распространенный и важный пример — это амиды, которые образуют связи между аминокислотами.Азот в амидах плоский (sp ² ), а не тригонально-пирамидальный (sp ³ ), что доказано рентгеновской кристаллографией.

Разница в энергии варьируется в широких пределах, но типичное значение составляет около 10 ккал / моль в пользу тригональной плоской геометрии. [Мы знаем это, потому что у многих амидов есть измеримый барьер для вращения — тема, о которой мы также говорили в сообщении о сопряжении и резонансе]

Почему здесь отдается предпочтение тригональной планарной геометрии? Лучшее орбитальное перекрытие p-орбитали с пи-связью по сравнению с(гибридный) sp ³ орбитальный .

На рисунке ниже делается попытка показать, как изменение гибридизации с sp ³ на sp ² приближает p-орбиталь к соседним p-орбиталям связи пи, обеспечивая лучшее перекрытие орбиталей. Лучшее перекрытие орбиталей обеспечивает более сильную пи-связь между неподеленной парой азота и карбонильной p-орбиталью, что приводит к общему снижению энергии.

Вы можете думать об этом как об усилении «частичной» связи C – N.Два важных следствия этого взаимодействия — ограниченное вращение амидов, а также тот факт, что кислота реагирует с амидами на кислород, а не на неподеленную пару азота (!)

Кислород в сложных эфирах и енолах также sp ² гибридизован. , как азот в енаминах и бесчисленное множество других примеров.

Как вы, вероятно, увидите в Org 2, некоторые из наиболее драматичных случаев — это те, где «дегибридизированная» неподеленная пара участвует в ароматической системе. Здесь энергетическая компенсация изменения гибридизации с sp ³ на sp ² действительно может быть очень большой — в некоторых случаях более 20 ккал / моль.

По этой причине основным центром пиррола является не неподеленная пара азота, а углерод (C-2) (!).

6. Исключение №2. Геометрические ограничения

Другой пример, когда фактическая гибридизация отличается от того, что мы могли бы ожидать от ярлыка, — это случаи с геометрическими ограничениями. Например, в приведенном ниже фенильном катионе указанный углерод связан с двумя двумя атомами и нулевой неподеленной парой. Что за гибридизация?

Судя по нашему ярлыку, мы можем ожидать, что гибридизация будет sp.

Фактически, геометрия вокруг атома намного ближе к sp ² . Это потому, что угловая деформация, принимающая линейную (sp) геометрию, привела бы к слишком большой угловой деформации, чтобы молекула могла быть стабильной.

7. «Геометрия определяет гибридизацию, а не наоборот»

Цитата, переданная мне от Мэтта, кажется подходящей:

«Геометрия определяет гибридизацию, а не наоборот»

Что ж, это, вероятно, больше чем вы хотели знать о том, как определить гибридизацию атомов.Достаточно сказать, что любое сообщение с этого сайта, содержащее ярлык в заголовке, — это беспроигрышная ставка, если оно содержит более 1000 слов и> 10 цифр.

Спасибо Мэтту Пирсу из компании Organic Chemistry Solutions за важный вклад в этот пост. Спросите Мэтта о расписании онлайн-занятий здесь.

---

Примечания

Ответы на Q1: A) sp ³ B) sp ³ C) sp D) sp ² E) sp ³

Ответы на Q2: A) sp ³ B) sp ² C) sp ² D) sp ² E) sp F) sp G) sp H) sp

Примечание 1.Какие-то странные случаи.

Маловероятно встретить их, но вот:

А как насчет высших блочных элементов, таких как сера и фосфор?

Элементы третьего ряда, такие как фосфор и сера, могут превышать октет электронов за счет включения d-орбиталей в гибрид. Это больше из области неорганической химии, поэтому я не хочу это обсуждать. Вот пример гибридизации SF4 из других источников. (sp ³ d орбитали).

Примечание 2 : Значение 5 ккал / моль см. Здесь.[Tetrahedron Lett, 1971, 37, , 3437].

Амин, связанный с тремя разными заместителями (R ¹ R ² и R ³ ), должен быть хиральным, поскольку он имеет всего 4 различных заместителя (включая неподеленную пару). Однако все первые попытки получить энантиомерно чистые амины потерпели неудачу. Позже было обнаружено, что амины претерпевают инверсию при комнатной температуре, как зонтик, вывернутый наизнанку сильным ветром.

В переходном состоянии для инверсии азот тригонально плоский.Таким образом, можно рассчитать разницу в энергии между геометриями sp ³ и sp ² путем измерения активационного барьера для этого процесса (в частности, с помощью работы Курта Мислоу ( RIP )].

Примечание 3 : Интересным контрпримером может быть целентеразин.

Нельзя ожидать, что оба атома азота будут sp ² гибридизированы, потому что это приведет к циклической плоской сопряженной системе с 8 пи-электронами: другими словами, антиароматическим .Я не могу найти кристаллическую структуру ядра молекулы для подтверждения (но приветствовал бы любую дополнительную информацию!)

ПРИМЕЧАНИЕ — (добавлено позже) Если вы нарисуете резонансную форму, в которой неподеленная пара азота образует пи-связь с карбонильным углеродом , то кольцевая система имеет 10 электронов и, следовательно, будет «ароматической».

Гибридизация

Гибридизация

Гибридизация

Теория валентной связи:

Теория валентных связей — это теория, полученная эмпирическим путем, которая описывает, как орбитали перекрываются в молекулах, образуя связи.Когда образуется связь, вероятность нахождения электронов изменяется и становится выше в области пространства между двумя ядрами. Это просто означает, что электронная плотность максимальна вдоль оси связи. Одиночные ковалентные связи, которые образуются между ядрами, создаются в результате перекрытия орбиталей «голова к голове» и называются сигма-связями. Это перекрытие может включать s-s, s-p, s-d или даже p-d орбитали. Другой тип связи, пи (р) связь, образуется, когда две р-орбитали перекрываются. Связи Pi находятся в структурах с двойными и тройными связями.

Гибридные орбитали:

Теперь поговорим о гибридизации. Что такое гибрид? Что ж, когда вы объединяете две вещи в одну, получается гибрид. Ученые постоянно гибридизируют растения, чтобы придать им лучший вкус, большую устойчивость к болезням и т. Д. Когда мы говорим о гибридных орбиталях, мы визуализируем то, что, по нашему мнению, должно происходить в структуре связывания молекул, чтобы в результате получить молекулярные структуры, которые мы можем видеть.

Вот что я имею в виду: углерод имеет электронную конфигурацию 1s ² 2s ² 2p ² В самой внешней оболочке углерода есть четыре валентных электрона, которые могут связываться: два s-орбитальных электрона и 2 p-орбитальных электрона.Теперь, возвращаясь к теории атома, мы знаем, что s-орбитали имеют меньшую энергию, чем p-орбитали, верно? Это означает, что, когда они связываются с другими атомами, p-орбитальные электроны будут образовывать более сильные (связи с более высокой энергией), чем s-орбитальные электроны. Итак, в молекуле CH ₄ вы должны увидеть две длинные связи между перекрытиями s-s-орбиталей и две более короткие связи между перекрытиями p-s-орбиталей. Итак, структура будет выглядеть так:

Но мы знаем, что метан (CH ₄ ) выглядит не так.Все длины и силы связи в метане примерно одинаковы. Итак, хотя связи состоят из разных энергетических орбиталей, они образуют связи одного и того же типа, как это может быть? Мы объясняем это гибридизацией.

Мы берем два орбитальных p-электрона с более высокой энергией и два s-орбитальных электрона с более низкой энергией и объединяем их в четыре равные по энергии sp ³ (1s + 3 p-орбитали = sp ³ ) гибридные орбитали. Когда эти гибридные орбитали sp ³ перекрываются с s-орбиталями атомов водорода в метане, вы получаете четыре идентичные связи, что мы и наблюдаем в природе.

Другие гибридизации следуют тому же формату.

Давайте посмотрим на sp ² гибридизация:

Существует два способа образования гибридных орбиталей sp ² , которые приводят к двум типам связывания. 1) гибридизация элемента с тремя валентными электронами в его внешней оболочке, например бором, даст три полных гибридных орбитали sp ² и не останется лишних электронов.

или если атом имеет более трех валентных электронов во внешней оболочке, три электронных орбитали гибридизуются, а одна из p-орбиталей остается негибридизированной:

Это негибридизованные p-орбитали, которые затем образуют пи-связи для двойной связи:

Теперь посмотрим на sp-гибридизацию:

Опять же, есть два способа образования sp-гибридов.Первый может быть сформирован из элемента с двумя валентными электронами во внешней оболочке, например лития:

Второй способ — сформировать гибридные орбитали из элемента с более чем двумя валентными электронами на внешней оболочке, но оставить некоторые из этих электронов негибридизированными:

Так же, как и в случае гибридов sp ² , негибридизированные электроны могут образовывать пи-связи. В случае углерода два негибридизованных p-орбитальных электрона образуют две пи-связи, что приводит к структуре тройной связи:

Таблица ниже суммирует взаимосвязь между теорией валентной связи (гибридизация) и геометрией электронных пар.Оба эти обозначения могут быть присвоены просто путем подсчета количества групп (связей или неподеленных пар), присоединенных к центральному атому.

гибридных атомных орбиталей — химия

OpenStaxCollege

[latexpage]

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Объясните концепцию гибридизации атомных орбиталей
• Определить 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 s ² 2 s ² 2 p ⁴ , с двумя неспаренными электронами (по одному в каждой из 2 p орбиталей). 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, валентный угол был бы 90 °, как показано в [ссылка], потому что p орбиталей перпендикулярны друг другу. Экспериментальные данные показывают, что валентный угол составляет 104,5 °, а не 90 °. Предсказание модели теории валентных связей не соответствует реальным наблюдениям за молекулой воды; нужна другая модель.

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

Квантово-механические расчеты показывают, почему наблюдаемые валентные углы в H ₂ O отличаются от предсказанных перекрытием орбиталей 1 s атомов водорода с орбиталями 2 p 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 орбитали 2 s и три орбитали 2 p .Валентные орбитали в атоме кислорода в молекуле воды различаются; они состоят из четырех эквивалентных гибридных орбиталей, которые приблизительно указывают на углы тетраэдра ([ссылка]). 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.

(a) 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 согласуется с экспериментальная структура.

Следующие идеи важны для понимания гибридизации:

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.

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 ([ссылка]). 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 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.

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 в [ссылка]. Эти диаграммы представляют каждую орбиталь горизонтальной линией (с указанием ее энергии) и каждый электрон стрелкой.Энергия увеличивается к верху диаграммы. Мы используем одну стрелку, направленную вверх, чтобы указать один электрон на орбитали, и две стрелки (вверх и вниз), чтобы указать два электрона с противоположным спином.

На этой диаграмме орбитальных уровней энергии показаны гибридизированные 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 sp орбиталей 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 .

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

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 ([ссылка]).

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 в [ссылка], иногда для ясности эти орбитали рисуются более тонкими и без малых лепестков, как в [ссылка], чтобы не скрывать другие особенности данной иллюстрации.Мы будем использовать эти «более тонкие» представления всякий раз, когда истинное представление слишком тесное, чтобы его можно было легко визуализировать.

Этот альтернативный способ рисования тригональных плоских sp ² гибридных орбиталей 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 ([ссылка]).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 в [ссылка]. Мы перераспределяем три валентных электрона атома бора в трех гибридных орбиталях sp ² , и каждый электрон бора соединяется с электроном водорода при образовании связей B – H.

BH ₃ — электронодефицитная молекула с тригональной планарной структурой.

В изолированном атоме B имеется одна 2 s и три валентных орбитали 2 p .Когда бор находится в молекуле с тремя областями электронной плотности, три орбитали гибридизуются и создают набор из трех орбиталей sp ² и одной негибридизированной 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 демонстрировать sp ² гибридизацию. Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO ([link]), или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде, CH ₂ O и этене, Н ₂ ГКН ₂ .

Центральный атом (атомы) в каждой из показанных структур содержит три области электронной плотности и гибридизован 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 каждая будет считаться одной областью электронной плотности.

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 ([ссылка]). Каждая из этих гибридных орбиталей указывает на разные углы тетраэдра.

Гибридизация орбитали s (синий) и трех орбиталей p (красный) дает четыре эквивалентных sp ³ гибридизированных орбиталей (желтый), ориентированных под углом 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 в [ссылка]. Четыре валентных электрона атома углерода равномерно распределены по гибридным орбиталям, и каждый электрон углерода соединяется с электроном водорода при образовании связей C – H.

Четыре валентные атомные орбитали от изолированного атома углерода все 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, образуя сигма (σ) связь.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, аналогична структуре метана в том, что каждый углерод в этане имеет четыре соседних атома, расположенных по углам тетраэдра — три атома водорода и один атом углерода ([ссылка] ). 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 в [ссылка]. Ориентация двух групп CH ₃ не фиксирована относительно друг друга. Экспериментальные данные показывают, что вращение вокруг σ-связей происходит легко.

(а) В молекуле этана, C ₂ H ₆ , каждый углерод имеет четыре sp ³ орбитали.(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 связей и неподеленной парой электронов, направленной к четырем углам тетраэдра. Атом азота sp ³ гибридизирован 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 .

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 гибридные орбитали.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 орбитали 3 s , три орбитали 3 p и одну из 3 орбиталей d , чтобы сформировать набор из пяти гибридных орбиталей sp ³ d ([ссылка]), которые являются участвует в связях P – Cl.{\ text {+}} \) имеют одну неподеленную пару электронов на центральном атоме, а ClF ₃ имеет две неподеленные пары, придающие ему показанную Т-образную форму.

(a) Для пяти областей электронной плотности вокруг фосфора в PCl ₅ требуется пять гибридных sp ³ d орбиталей. (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 пар связей электронов, соединяющих шесть атомов фтора с одним атомом серы. На центральном атоме нет неподеленных пар электронов. Чтобы связать шесть атомов фтора, 3 s орбитали, три 3 p орбиталей и две из 3 d орбиталей образуют шесть эквивалентных sp ³ d ² гибридных орбиталей, каждая из которых направлена к другому углу октаэдра.{\ text {-}} \) и атом ксенона в XeF ₄ .

(a) 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.

Гибридизация атома определяется на основе количества окружающих его областей электронной плотности.Геометрическое расположение, характерное для различных наборов гибридных орбиталей, показано в [ссылка]. 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 [ссылка], который соответствует этой геометрии.

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

Важно помнить, что гибридизация была разработана для рационализации экспериментально наблюдаемой молекулярной геометрии.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 sp ³ гибридными орбиталями (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.{\ text {2 -}}? \)

Раствор
Структура Льюиса сульфата показывает, что существует четыре области электронной плотности. Гибридизация — sp ³ .

Проверьте свои знания
Что такое гибридизация атома селена в SeF ₄ ?

Ответ:

Атом селена sp ³ d гибридизирован.

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

Раствор
Структура Льюиса мочевины

Атомы азота окружены четырьмя областями электронной плотности, которые образуют тетраэдрическую геометрию электронных пар. Гибридизация в тетраэдрическом расположении — sp ³ ([ссылка]). Это гибридизация атомов азота в мочевине.

Атом углерода окружен тремя областями электронной плотности, расположенными в тригональной плоскости.Гибридизация в тригональной плоской электронной паре с геометрией sp ² ([ссылка]), которая 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?

Ответ:

H ₃ C , sp ³ ; C (O) OH, sp ²

Мы можем использовать гибридные орбитали, которые представляют 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 негибридизованных атомных орбиталей ( p или d орбиталей).

Почему концепция гибридизации требуется в теории валентных связей?

Гибридизация вводится для объяснения геометрии связывающих орбиталей в теории валентных облигаций.

Приведите форму, описывающую каждый гибридный орбитальный набор:

(а) сп ²

(б) з ³ д

(в) сп

(г) з ³ д ²

Объясните, почему атом углерода не может образовывать пять связей, используя гибридные орбитали sp ³ d .{\ text {3 -}} \)

(г) PCl ₅

Молекула с формулой AB ₃ может иметь одну из четырех различных форм. Придайте форму и гибридизацию центрального атома A для каждого из них.

тригонально планарная, пр ² ; тригонально-пирамидальный (одна неподеленная пара на A) sp ³ ; Т-образный (две отдельные пары на A sp ³ d или (три отдельные пары на A) sp ³ d ²

Метионин, CH ₃ SCH ₂ CH ₂ CH (NH ₂ ) CO ₂ H, представляет собой аминокислоту, содержащуюся в белках.Нарисуйте структуру Льюиса этого соединения. Каков тип гибридизации каждого углерода, кислорода, азота и серы?

Серная кислота производится с помощью ряда реакций, представленных следующими уравнениями:

\ ({\ text {S}} _ {8} \ left (s \ right) +8 {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} ⟶ \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} 8 {\ text {SO}} _ {2} \ left (g \ right) \)

\ (2 \ text {S} {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ phantom {\ правило {0.2em} {0ex}} ⟶ \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} 2 {\ text {SO}} _ {3} \ left (g \ right) \)

\ ({\ text {SO}} _ {3} \ left (g \ right) + {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (l \ right) \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} ⟶ \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} {\ text {H}} _ {2} {\ text {SO}} _ {4} \ left (l \ right ) \)

Изобразите структуру Льюиса, спрогнозируйте молекулярную геометрию с помощью VSEPR и определите гибридизацию серы для следующего:

(а) круговая S ₈ молекула

(б) SO ₂ молекула

(c) SO ₃ молекула

(г) H ₂ SO ₄ молекула (атомы водорода связаны с атомами кислорода)

(a) Каждая S имеет изогнутую (109 °) геометрию, sp ³

(б) Изогнутый (120 °), з. ²

(в) Тригональная планарная, sp ²

(г) Тетраэдрическая, пр ³

Два важных промышленных химиката, этен, C ₂ H ₄ , и пропен, C ₃ H ₆ , производятся в процессе парового (или термического) крекинга:

\ (2 {\ text {C}} _ ​​{3} {\ text {H}} _ {8} \ left (g \ right) \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} ⟶ \ phantom {\ rule {0.2em} {0ex}} {\ text {C}} _ ​​{2} {\ text {H}} _ {4} \ left (g \ right) + {\ text {C}} _ ​​{3} {\ text {H}} _ {6} \ left (g \ right) + {\ text {CH}} _ {4} \ left (g \ right) + { \ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \)

Для каждого из четырех углеродных соединений выполните следующие действия:

(a) Нарисуйте структуру Льюиса.

(b) Предскажите геометрию атома углерода.

(c) Определите гибридизацию каждого типа атома углерода.

В течение многих лет после их открытия считалось, что благородные газы не могут образовывать соединения.Теперь мы знаем, что это мнение неверно. Смесь газов ксенона и фтора, помещенная в кварцевую колбу и помещенная на подоконник, медленно образует белое твердое вещество. Анализ соединения показывает, что оно содержит 77,55% Xe и 22,45% F по массе.

(а) Какова формула соединения?

(b) Напишите структуру Льюиса для соединения.

(c) Предскажите форму молекул соединения.

(d) Какая гибридизация соответствует предсказанной вами форме?

(а) XeF ₂

(б)

(в) линейный (г) sp ³ d

Рассмотрим азотистую кислоту, HNO ₂ (HONO).

(а) Напишите структуру Льюиса.

(b) Каковы электронная пара и молекулярная геометрия внутренних атомов кислорода и азота в молекуле HNO ₂ ?

(c) Какова гибридизация внутренних атомов кислорода и азота в HNO ₂ ?

Спички с нанесением ударов в любом месте содержат слой KClO ₃ и слой P ₄ S ₃ . Тепло, создаваемое трением при ударе спички, заставляет эти два соединения энергично реагировать, что поджигает деревянный стержень спички.{-} \) ион.

(а)

(б) атомы P, тригонально-пирамидальные; Атомы S, изогнутые, с двумя неподеленными парами; Атомы Cl, тригонально-пирамидальные; (c) Гибридизация по P, S и Cl во всех случаях представляет собой sp ³ ; (d) Состояния окисления P +1, S \ (- 1 \ frac {1} {3}, \) Cl +5, O –2. Официальные сборы: P 0; S 0; Cl +2: O –1

Определите гибридизацию каждого атома углерода в следующей молекуле. (Дано расположение атомов; вам нужно определить, сколько связей соединяют каждую пару атомов.)

Запишите структуры Льюиса для NF ₃ и PF ₅ . На основе гибридных орбиталей объясните тот факт, что NF ₃ , PF ₃ и PF ₅ являются стабильными молекулами, а NF ₅ не существует.

Фосфор и азот могут образовывать гибриды sp ³ с образованием трех связей и удерживать одну неподеленную пару в PF ₃ и NF ₃ соответственно. Однако азот не имеет валентности d орбиталей, поэтому он не может образовывать набор гибридных орбиталей sp ³ d для связывания пяти атомов фтора в NF ₅ .Фосфор имеет d орбиталей и может связывать пять атомов фтора с гибридными орбиталями sp ³ d в PF ₅ .

Помимо NF ₃ известны два других фторпроизводных азота: N ₂ F ₄ и N ₂ F ₂ . Какие формы вы предсказываете для этих двух молекул? Какова гибридизация азота в каждой молекуле?

Сноски

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

Глоссарий

гибридный орбитальный

орбиталь, созданная объединением атомных орбиталей на центральном атоме

гибридизация

модель, которая описывает 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 орбитальной

sp ² гибридный орбитальный

одна из трех орбиталей с тригонально-планарным расположением, полученная в результате 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, которое получается в результате объединения одной s , трех p и одной d орбитальной

sp ³ d ² гибридный орбитальный

одна из шести орбиталей с октаэдрическим расположением, которая получается в результате объединения одной s , трех p и двух d орбиталей

гибридных орбиталей

гибридных орбиталей

---

Молекулярная геометрия и теории связи

Гибридные орбитали

---

Гибридные орбитали

Для многоатомных молекул мы хотели бы объяснить:

• Количество образованных облигаций
• Их геометрия

sp Гибридные орбитали

Рассмотрим структуру Льюиса газообразных молекул BeF ₂ :

• Модель VSEPR предсказывает, что эта структура будет линейной
• Что теория валентных связей предсказала бы о структуре?

Электронная конфигурация атома фтора:

• На орбите 2 p
находится неспаренный электрон.
• Этот неспаренный электрон 2 p может быть спарен с неспаренным электроном в атоме Be с образованием ковалентной связи

Электронная конфигурация атома Be:

• В основном состоянии нет неспаренных электронов (атом Be не может образовывать ковалентную связь с атомом фтора
• Однако атом Be может получить неспаренный электрон, продвигая электрон с орбитали 2 s на орбиталь 2 p :

Это фактически привело бы к двум неспаренным электронам, один на 2s орбитали, а другой на 2p орбитали

• Атом Be теперь может образовывать две ковалентные связи с атомами фтора
• Мы бы , а не ожидали, что эти связи будут идентичными (одна с орбиталью электрона 2 с , другая с орбиталью электрона 2 p )

Однако структура BeF ₂ является линейным, и длины скрепления идентичны

• Мы можем объединить волновых функций для 2 s и 2 p электронов, чтобы создать «гибридную» орбиталь для обоих электронов
• Эта гибридная орбитальная станция представляет собой гибридную орбитальную станцию ​​» sp »

• Орбитальная диаграмма для этой гибридизации будет представлена ​​как:

Примечание:

• Орбитали Be 2 sp идентичны и ориентированы на 180 друг от друга (т.е.е. длины связей будут одинаковыми, а молекула линейной)
• Продвижение электрона Be 2 s на орбиталь 2 p , чтобы обеспечить формирование гибридной орбиты sp требует энергии .
• Удлиненные гибридные орбитали sp имеют одну большую долю, которая может перекрываться (связываться) с другим атомом более эффективно
• Это создает более прочную связь (более высокую энергию связи), которая компенсирует энергию, необходимую для продвижения 2 s электрона

sp ² и sp ³ Hybrid Orbitals

Когда орбитали смешиваются (гибридизуются):

• Количество созданных гибридных орбиталей равно сумме гибридизируемых орбиталей
• Каждая гибридная орбиталь идентична , за исключением того, что они ориентированы в разных направлениях

BF ₃

Электронная конфигурация бора:

• Три гибридных орбитали sp ² имеют тригональное плоское расположение для минимизации отталкивания электронов

ПРИМЕЧАНИЕ: sp ² относится к гибридной орбитали , построенной из одной орбиты s и двух орбиталей p .Хотя это выглядит как обозначение электронной конфигурации, верхний индекс « 2 » НЕ ОТНОСИТСЯ к числу электронов на орбитали.

Орбиталь s может также смешиваться со всеми 3 орбиталями p в одной подоболочке

CH ₄

• Таким образом, используя теорию валентных связей , мы бы описали связи в метане следующим образом: каждая из углеродных sp ³ гибридных орбиталей может перекрываться с 1s-орбиталями атома водорода с образованием пары связей. электронов

ПРИМЕЧАНИЕ: sp ³ относится к гибридной орбитали , построенной из одной орбитали s и трех орбиталей p .Хотя это выглядит как обозначение электронной конфигурации, верхний индекс « 3 » НЕ ОТНОСИТСЯ к числу электронов на орбитали.

ДРУГОЕ ПРИМЕЧАНИЕ: при построении гибридных орбиталей часто наблюдаются два шага: 1) продвижение валентного электрона из конфигурации основного состояния на орбиталь с более высокой энергией, а затем 2) гибридизация соответствующих орбиталей валентных электронов для достижения желаемой геометрии валентных электронов ( т.е. правильное количество гибридных орбиталей для соответствующей геометрии валентных электронов)

Гибридизация с участием d Орбиталей

Атомы в третьем периоде и выше могут использовать d орбиталей для образования гибридных орбиталей

ПФ ₅

Аналогичным образом гибридизация одной s , трех p и двух d орбиталей дает шесть идентичных гибридных sp ³ d ² орбиталей.Они будут ориентированы в октаэдрической геометрии .

• Гибридные орбитали позволяет нам использовать теорию валентных связей для описания ковалентных связей (разделение электронов на перекрывающихся орбиталях двух атомов)
• Зная геометрию молекулы, мы можем использовать концепцию гибридизации для описания электронных орбиталей, используемых центральным атомом при связывании

Шаги в предсказании гибридных орбиталей, используемых атомом при связывании:

1.Нарисуйте структуру Льюиса

2. Определите геометрию электронной пары с помощью модели VSEPR

.

3. Укажите гибридные орбитали, необходимые для размещения электронных пар в геометрическом расположении.

Геометрия пары электронов валентности	Число орбиталей	Гибридные орбитали
Линейная	2	sp
Тригональная планарная	3	пр 2
Тетраэдр	4	пр 3
Тригональный бипирамидальный	5	sp 3 d
восьмигранник	6	sp 3 d 2

НАЗАД НА ГЛАВНУЮ СТРАНИЦУ .