Sp3 гибридизация примеры: sp3-Гибридизация

Содержание

sp3-Гибридизация

sp3-Гибридизация (тетраэдрическая)

Одна s— и три р-орбитали смешиваются, и образуются четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали.
Орбитальная модель атома в sp3-гибридизованном состоянии.
VRML-модель (109,8 Кб). Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:
2s + 2px + 2py + 2pz = 4 (2sp3)
Схема sp3-гибридизации атомных орбиталей.
Оси четырех sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28′, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.
    Идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра выдвигали Пастер (1844г.), Бутлеров (1862), Кекуле (1867) и др. Для объяснения оптической изомерии эти идеи были предложены независимо друг от друга в 1874 г.
    Вант-Гоффом и Ле Белем.
sp3-Орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Как наглядно изобразить пространственное строение атома в sp3-состоянии на рисунке? В этом случае sp3-гибридные орбитали изображают не электронными облаками, а прямыми линиями или клиньями в зависимости от пространственной ориентации орбитали. Такое схематическое изображение используется при написании стереохимических (пространственных) формул молекул.
Переход от орбитальной модели (а) к пространственной формуле (б).
Иллюстрация На примере молекулы метана показаны объемные модели и пространственная (стереохимическая) формула молекулы с sp3-углеродным атомом:
sp3
-Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 4 (примеры). Углерод в sp3-гибридном состоянии находится в простом веществе алмазе – одной из аллотропных форм углерода (иллюстрации).
Это состояние характерно для атомов С, N, O и др., соединенных с другими атомами одинарными связями (sp3-атомы выделены красным цветом): СH4, RCH3, NH3, RNH2, H2O, ROH, R2O; а также анионам типа:    R3C:–,    RO–   и т.п.

Sp3 гибридный атом. Пример определения типа связи. Пример определения типа гибридизации и полярности молекул

Одна из задач химии — это изучение строения вещества, в том числе выяснение механизма образования различных соединений из простых веществ, образуемых атомами одного химического элемента. Особенности взаимодействия атомов, точнее, их разноименно заряженных компонентов — электронных оболочек и ядер, — описываются как различные типы химической связи.

Так, вещества, образуются посредством ковалентной связи, для описания которой в 1931 году американским химиком Л. Полингом была предложена модель гибридизации атомных орбиталей.

Понятие о ковалентной связи

В тех случаях, когда в процессе взаимодействия происходит образование общей для двух атомов пары валентных электронных облаков, говорят о ковалентной связи. В результате ее возникновения формируется мельчайшая частица простого или сложного вещества — молекула.

Одной из особенностей ковалентной связи является ее направленность — следствие сложной формы электронных орбиталей p, d и f, которые, не обладая сферической симметрией, имеют определенную пространственную ориентацию. Еще одна важная особенность данного типа химической связи — насыщаемость, обусловленная ограниченным количеством внешних — валентных — облаков в атоме. Именно поэтому существование молекулы, например, H 2 O, возможно, а H 5 O — нет.

Типы ковалентной связи

Образование общих электронных пар может происходить различными способами. В механизме образования ковалентной связи важную роль играет характер перекрытия облаков и пространственная симметрия результирующего облака. По данному критерию Л. Полинг предложил различать следующие типы:

  • Сигма-связь (σ) отличается наибольшей степенью перекрытия по оси, проходящей через атомные ядра. Здесь плотность облака будет максимальной.
  • Пи-связь (π) образуется при боковом перекрывании, и электронное облако, соответственно, имеет наибольшую плотность вне соединяющей ядра оси.

Эти пространственные характеристики имеют большое значение постольку, поскольку они коррелируют с энергетическими параметрами ковалентной связи.

Особенности многоатомных молекул

Концепция гибридизации была введена Полингом для объяснения одной из особенностей ковалентных связей в многоатомных молекулах. Известно, что связи, образуемые центральным атомом в таких молекулах, оказываются одинаковыми по пространственным и энергетическим характеристикам. Это происходит вне зависимости от того, какие орбитали (s, p или d) участвуют в формировании общей электронной пары.

Очень удобным и наглядным примером для иллюстрации этого явления служит атом углерода. При вступлении в химическую связь атом в возбужденном состоянии имеет 4 валентных орбитали: 2s, 2p x , 2p y и 2p z . Три последних отличаются от орбитали 2s по энергии и форме. Тем не менее в молекуле, например, метана CH 4 все четыре связи совершенно равноценны и имеют валентные углы 109,5° (в то время как p-орбитали расположены под углами 90°). В других соединениях углерода встречаются валентные углы 120° и 180°; в молекулах, содержащих азот (аммиак NH 3) и кислород (вода H 2 O) эти углы составляют 107,5° и 104,5°. Возникновение подобных валентных углов также потребовало объяснения.

Суть явления

Идея гибридизации состоит в образовании усредненных орбиталей путем перекрывания электронных облаков разного типа с близкими значениями энергии — s, p, иногда d. Количество результирующих — гибридных — орбиталей соответствует числу перекрывающихся облаков. Поскольку орбиталь — это определяющая вероятность нахождения электрона в той или иной точке атома, гибридная орбиталь представляет собой наложение волновых функций, происходящее в результате электронных переходов при возбуждении атома. Оно приводит к возникновению равнозначных волновых функций, различающихся только направленностью.

Гибридные орбитали эквивалентны по энергии и имеют одинаковую форму в виде объемной восьмерки, имеющей сильную асимметрию относительно ядра. На гибридизацию затрачивается меньше энергии, чем выделяется при образовании прочной ковалентной связи с гибридными орбиталями, поэтому такой процесс энергетически выгоден, то есть наиболее вероятен.

гибридизации орбиталей и геометрия молекул

Возможны различные варианты перекрывания (смешения) внешних электронных облаков в атоме. Самыми распространенными являются следующие виды наложения орбиталей:

  • Sp 3 -гибридизация. Данный вариант реализуется при наложении одной s- и трех p-орбиталей. Результатом его становятся четыре гибридные орбитали, оси которых направлены для любой пары под углами 109,5°, соответствующим минимальному взаимному отталкиванию электронов. При вступлении этих орбиталей в σ-связи с другими атомами, формируется молекула тетраэдрической конфигурации, например, метан, этан C 2 H 6 (комбинация двух тетраэдров), аммиак, вода.
    В молекуле аммиака одна, а в молекуле воды — две из вершин тетраэдра заняты неподеленными электронными парами, что приводит к уменьшению валентного угла.
  • Sp 2 -гибридизация возникает при комбинации одной s- и двух p-орбиталей. В этом случае тройка гибридных орбиталей располагается под углами 120° в одной плоскости. Подобную треугольную форму имеют, например, молекулы трихлорида бора BCl 3 , находящего применение в различных технологиях. Другой пример — молекула этилена — формируется за счет дополнительной π-связи между атомами углерода, в которых по одной p-орбитали негибридные и ориентированы перпендикулярно плоскости, образуемой двумя треугольниками.
  • Sp-гибридизация происходит, когда смешиваются одна s- и одна p-орбиталь. Два гибридных облака располагаются под углом 180°, а молекула имеет линейную конфигурацию. Примерами могут служить молекулы хлорида бериллия BeCl 2 или ацетилена C 2 H 2 (в последней две негибридные p-орбитали углерода образуют дополнительные π-связи).

Существуют и более сложные варианты гибридизации атомных орбиталей: sp 3 d, sp 3 d 2 и другие.

Роль модели гибридизации

Концепция Полинга дает хорошее качественное описание строения молекул. Она удобна и наглядна, успешно объясняет некоторые особенности ковалентных соединений, такие как величина валентных углов или выравнивание длины химической связи. Однако количественная сторона модели не может считаться удовлетворительной, поскольку не позволяет делать многие важные предсказания, касающиеся физических эффектов, связанных с особенностями строения молекул, — например, молекулярных фотоэлектронных спектров. Сам автор концепции гибридизации уже в начале 1950-х годов отмечал ее недостатки.

Тем не менее в становлении современных представлений о строении вещества модель гибридизации атомных орбиталей сыграла большую роль. На основе ее были разработаны более адекватные концепции, например, теория отталкивания электронных пар. Поэтому, безусловно, модель гибридизации явилась важным этапом в развитии теоретической химии, а при описании некоторых аспектов электронной структуры молекул она вполне применима и в настоящее время.

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.

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

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) 3 -орбиталей:

Это — 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 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 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 3 -гибридизации существует 2 — и -гибридизация.

2 —Гибридизация — смешивание одной s — и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные 2 -орбитали. Эти 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 2 -орбиталей (ориентирована вдоль осиz ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина — под плоскостью.

Тип 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.

Гибридизация — это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной р -орбиталей с образованием двух гибридных -орбиталей. -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 -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°.

По характеру перекрывания различают сигма σ-и пи-связи — π. σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов . Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь . При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются π-связи. Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи. Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.
Одинарная (σ) Двойная (σ+π) Тройная (σ + π + π)
С–С С–Н С–О H–Cl С=O С=С О=О С≡С С≡N N≡N

Гибридизация

Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.

Пример: Молекула СН 4 имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.

Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.

Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:

Из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,

гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29´.

Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp 3

В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:

1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 180 0 .

2) sp 2 -гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 120 0 .

3) sp 3 -гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28 0 .

Как определить тип гибридизации?

1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.

2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.

O=C – Cl

1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.

2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp 2 — гибридизация , молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.

Hybridization of Atomic Orbitals: sp, sp2 and sp3 Hybridization | Chemistry

10.

6: Гибридизация атомных орбиталей I

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

Понимание гибридизации атомных орбитальных

Для понимания гибридизации важны следующие идеи:

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

В следующих разделах мы обсудим общие типы гибридных орбиталей.

гибридизация sp

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

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

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

гибридизация sp2

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

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

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

sp3Гибридизация

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

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

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

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

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

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

Как углерод образует кратные связи. sp2 — гибридизация атома углерода | Начала химии

В предыдущей серии мы рассмотрели теорию гибридизации атома углерода и первый вид гибридизации — sp3. Прежде чем приступать к работе над материалом данной статьи настоятельно рекомендую освежить в памяти основные моменты предыдущей части.

Итак, как мы уже говорили о том, что в sp3-гибридизации участвуют одна s- и три p- электронных орбитали внешнего энергетического уровня возбуждённого состояния атома углерода (об этом Вы можете прочесть здесь).

А что, если в гибридизации, в выравнивании электронных орбиталей по энергии, примет участие меньшее число электронных орбиталей?

Мы получим другие виды гибридизации. Так в sp2-гибридизации участвует одна s— и 2 p— электронных орбитали:

Как результат — три sp2 — электронных орбитали с гибридным электронным облаком

Как результат — три sp2 — электронных орбитали с гибридным электронным облаком

При этом одна p-электронная орбиталь остаётся негибридизованной и сохраняет классическую гантелеобразную форму электронного облака.

Электронная «картина» sp2-гибридного атома углерода

Электронная «картина» sp2-гибридного атома углерода

А электронная конфигурация sp2-гибридного атома углерода принимает вид:

Негибиридизованная p-электронная орбиталь занимает перпендикулярное положение по отношению к трём гибридным sp2-электронным орбиталям.

Негибиридизованная p-электронная орбиталь занимает перпендикулярное положение по отношению к трём гибридным sp2-электронным орбиталям.

Чтобы понять, в каком случае мы имеем дело с sp2-гибридным атомом углерода, познакомимся с молекулой такого вещества, как этилен:

Слева — молекулярная формула этилена, справа — структурная

Слева — молекулярная формула этилена, справа — структурная

Между двумя атомами углерода в составе этилена мы наблюдаем наличие двойной связи. Интересный момент заключается в том, что каждая из этих двух связей между атомами углерода в составе этилена имеет разное происхождение.

Так одна связь образована за счёт перекрывания двух sp2-гибридных электронных орбиталей, а вторая — за счёт перекрывания негибридизованных p-электронных орбиталей:

Электронное строение молекулы этилена

Электронное строение молекулы этилена

То есть, в составе обозначенной двойной связи одна образована за счёт перекрывания электронных орбиталей на прямой, соединяющей центры атомов — это так называемая сигма-связь, а вторая — за счёт перекрывания негибирдных p-электронных орбиталей вне плоскости молекулы — это так называемая пи-связь.

Слева — прописная буква сигма, справа — пи

Слева — прописная буква сигма, справа — пи

Таким образом мы рассмотрели пример образования кратной связи, в данном случае двойной связи. Определили, что внутри этой кратной двойной связи каждая из связей отличается друг от друга по происхождению, а в дальнейшем мы скажем, что и по свойствам, в связи с чем этим связям даже присвоены разные названия — сигма и пи.

В следующих частях мы поговорим, за счёт чего возможно образование кратной тройной связи, познакомимся с молекулой ацетилена и разберёмся, в чём же принципиальное отличие связей, обозначенных как сигма и пи.

Пока.

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

Видеоурок 1: Органика. Виды гибридизации орбиталей (sp-, sp2-, sp3-гибридизация)

Видеоурок 2: Функциональные группы I

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


Типы связей по способу перекрывания орбиталей

Каждая группа орбиталей обладает различной формой. К примеру, s-орбитали имеют сферическую форму, а p — орбитали — гантелеобразную. 

Исходя из данных форм, связи так же способны различаться друг от друга по способу перекрывания электронных орбиталей: 

  • σ-связи (сигма-связи) – данный тип связи возникает при перекрывании орбиталей. Перекрывание проходит таким образом, что область их перекрывания пересекается линией. Данная линия соединяет ядра. 

В случае ковалентного типа связи, σ-связь между двумя атомами будет содержаться всегда. При этом, π-связь будет только в случае кратных (двойных, тройных) связей.

Так же, при этом будет: 




 

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизация орбиталей — процесс, при котором орбитали, которые изначально были разных форм, а так же содержали различную энергию, смешиваются.

 

При этом происходит образование такого же количества гибридных орбиталей, которые равны по форме и энергии. У атомов углерода, в гибридизации участвует s-орбиталь. При этом, количество p-орбиталей, которые способны участвовать в гибридизации, варьируется от одной до трех. Атом углерода может находиться либо в состоянии sp3, либо в состоянии sp2, либо в состоянии sp-гибридизации. 

Состояние напрямую зависит от того, с каким количеством других атомов будет связан атом углерода. 

Радикал. Функциональная группа


Под радикалом подразумевается углеводородный заместитель (R), который является остатком молекулы углеводорода. 

Радикалы образуются вследствии удаления одного или нескольких атомов водорода из молекулы углеводорода. Это:

  • метил -CH3

  • этил -C2H5

  • пропил -C3H7


Функциональная группа — это определенный структурный фрагмент органической молекулы, отвечающий за конкретные химические свойства молекулы.  

Соединения могут относиться к тому или иному классу. Все зависит от того, какая из функциональных групп в молекуле вещества будет старшей.

 

Таблица углеводородных функциональных групп

 * Источник: https://ru.wikipedia

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


Гибридизация орбиталей и химические связи. Гибридизация

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

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

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 неподелёнными парами электронов.

Sp2-гибридизация

Sp2-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

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

Линейная

BeF 2 , CO 2 , NO 2 +

sp 2

Треугольная

BF 3 , NO 3 — , CO 3 2-

sp 3

Тетраэдрическая

CH 4 , ClO 4 — , SO 4 2- , NH 4 +

dsp 2

Плоскоквадратная

Ni(CO) 4 , 2-

sp 3 d

Гексаэдрическая

sp 3 d 2 , d 2 sp 3

Октаэдрическая

SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

4. Электровалентная, ковалентная, донорно-акцепторная, водородная связи. Электронное строение σ и π связи. Основные характеристики ковалентной связи: энергия связи, длина, валентный угол, полярность, поляризуемость.

Если между двумя атомами или двумя группами атомов имеет место электростатическое взаимодействие приводящее к сильному притяжению и образованию химической связи, то такая связь называется электровалентной или гетерополярной.

Ковалентная связь- химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Обепечивающие связь электронные облака называется общей электронной парой.

Донорно-акцепторная связь –это химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободного уровня другого атома (акцептора). Это связь отличается от ковалентной связи происхождением связи электронов.

Водородная связь -это вид химического взаимодейсвия атомов в молекуле отличающийся тем, что существенное участие в нем принимает атом водорода, уже связанный ковалентной связью с другими атомами

σ связь-это первая и более прочная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков в направлении прямой, соединяющий центры атомов.

σ связь-это обычные ковалентные связи атомов углерода с атомами водорода. Молекулы предельных углеродов содержат только σ связи.

π связь это менее прочная связь, которая образуется при перекрывании электронных плоскости атомов ядер

Электроны π и σ связи теряют свою принадлежность к определенному атому.

Особенности σ и π связи: 1)вращение атомов углерода в молекуле возможна в случае, если они соединены σ связью 2)появление π связи лишает атома углерода в молекуле в свободного вращения.

Длина связи- это расстояние между центрами связанных атомов.

Валентный угол- это угол между двумя связями, имеющий общий атом.

Энергия связи- энергия, выделяющаяся при образовании хим. связи и характеризующаяся ее прочность

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

5. Ионная связь (электровалентная)- очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью. Ковалентная связь – возникает за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону. Донорно акцепторная связь (координационная связь) химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). пример Nh5 Для возникновения водородных связей важно, чтобы в молекулах вещества были атомы водорода, связанные с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Это создает заметный частичный положительный заряд на атомах водорода. С другой стороны, важно, чтобы у электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Когда обедненный электронами атом водорода одной молекулы (акцептор) взаимодействует с неподеленной электронной парой на атоме N, O или F другой молекулы (донор), то возникает связь, похожая на полярную ковалентную. При образовании ковалентной связи в молекулах органических соединений общая электронная пара заселяет связывающие молекулярные орбитали, имеющие более низкую энергию. В зависимости от формы МО – σ-МО или π-МО – образующиеся связи относят к σ- или p-типу. σ-Связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании s-, p- и гибридных АО вдоль оси, соединяющей ядра связываемых атомов (т. е. при осевом перекрывании АО) . π-Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р-АО. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.
π-Связи возникают между атомами, уже соединенными σ-связью (при этом образуются двойные и тройные ковалентные связи) . π-Связь слабее σ-связи из-за менее полного перекрывания р-АО. Различное строение σ- и π-молекулярных орбиталей определяет характерные особенности σ- и π-связей. 1.σ-Связь прочнее π-связи. Это обусловлено более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании σ-МО и нахождением σ-электронов между ядрами. 2.По σ-связям возможно внутримолекулярное вращение атомов, т. к. форма σ-МО допускает такое вращение без разрыва связи (cм аним. Картинку внизу)) . Вращение по двойной (σ + π) связи невозможно без разрыва π-связи! 3.Электроны на π-МО, находясь вне межъядерного пространства, обладают большей подвижностью по сравнению с σ-электронами. Поэтому поляризуемость π-связи значительно выше, чем σ-связи.

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные — двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные — двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождаядипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

6.Номенклатура представляет собой систему правил, позволяющих дать однозначное название каждому индивидуальному соединению. Для медицины знание общих правил номенклатуры имеет особенно большое значение, так как в соответствии с ними строятся названия многочисленных лекарственных средств. В настоящее время общепринята систематическая номенклатура ИЮПАК (IUPAC — Международный союз теоретической и прикладной химии)*.

Однако до сих пор сохраняются и широко применяются (особенно в медицине) тривиальные (обыденные) и полутривиальные названия, использовавшиеся еще до того, как становилось известным строение вещества. В этих названиях могут отражаться природные источники и способы получения, особо заметные свойства и области применения. Например, лактоза (молочный сахар) выделена из молока (от лат. lactum — молоко), пальмитиновая кислота — из пальмового масла, пировиноградная кислота получена при пиролизе виноградной кислоты, в названии глицерина отражен его сладкий вкус (от греч. glykys — сладкий).

Тривиальные названия особенно часто имеют природные соединения — аминокислоты, углеводы, алкалоиды, стероиды. Употребление некоторых укоренившихся тривиальных и полутривиальных названий разрешается правилами ИЮПАК. К таким названиям относятся, например, «глицерин» и названия многих широко известных ароматических углеводородов и их производных.

Рациональная номенклатура предельных углеводородов

В отличие от тривиальной названия основываются на строении молекул. Названия сложных структур состовляют из названия блоков те радикалов связанных с основным навиболее важным узлом молекулы по этой номенклатуре алканы рассматриваются как производные метана у которого атомы водорода замещены соответствующими радикалами. Выбор метанового углерода произвольный поэтому 1 соедин может иметь неск названий. по этой номенклатуре алкены рассматривают как производные этилена а алкины-ацетилена.

7. Гомология органических соединений или закон гомологов — состоит в том, что вещества однойхимической функции и одинакового строения, отличающиеся друг от друга по своему атомному составу лишьна nСН 2, оказываются сводными и во всем своем остальном хим. характере, а различие их физическихсвойств возрастает или вообще изменяется правильно по мере увеличения разницы в составе,определяемой числом n групп СН 2. Такие хим. сходственные соединения образуют так наз. гомологическийряд, атомный состав всех членов которого возможно выразить общею формулою в зависимости от составапервого члена ряда и числа атомов углерода; органические вещества одного названия типо алканы только.

Изомеры- соединения имеющие одинаковый состав но разное строение и свойства.

8. Нуклеоф и льные и электроф и льные реаг е нты . Участвующие в замещения реакциях реагенты подразделяются на нуклеофильные и электрофильные. Нуклеофильные реагенты, или нуклеофилы, предоставляют свою паруэлектронов на образование новой связи и вытесняют из молекулы RX уходящую группу (X) с парой электронов, образовывавшей старую связь, например:

(где R — органический радикал).

К нуклеофилам относятся отрицательно заряженные ионы (Hal — , ОН — , CN — , NO 2 — , OR — , RS — , NH 2 — , RCOO — и др.), нейтральные молекулы, обладающие свободной парой электронов (например, Н 2 О, Nh4, R 3 N, R 2 S, R 3 P, ROH, RCOOH), и металлоорганич. соединения R — Me с достаточно поляризованной связью С — Me + , т. е. способные быть донорами карбанионов R — . Реакции с участием нуклеофилов (нуклеофильное замещение) характерны главным образом Для алифатических соединений, например гидролиз (ОН — , Н 2 О), алкоголиз (RO — , ROH), ацидолиз (RCOO — , RСООН), аминирование (NH — 2 , NH 3 , RNH 2 и др.), цианирование (CN -) и т. д.

Электрофильные реагенты, или электрофилы, при образовании новой связи служат акцепторами пары электронов и вытесняют уходящую группу в виде положительно заряженной частицы. К электрофилам относятся положительно заряженные ионы (например, Н + , NO 2 +), нейтральные молекулы с электронным дефицитом, например SO 3 , и сильно поляризованные молекулы (СН 3 СОО — Br + и др.), причём поляризация особенно эффективно достигаетсякомплексообразованием с коэффициентами Льюиса (Hal + — Hal — · А, R + — Cl — · A, RCO + — Cl — · А, где A= A1C1 3 , SbCl 5 , BF 3 и др.). К реакциям с участием электрофилов (электрофильное замещение) относятся важнейшие реакцииароматических углеводородов (например, нитрование, галогенирование, сульфирование, реакция Фриделя — Крафтса):

(E + = Hal + , NO + 2 , RCO + , R + и др.)

В определённых системах реакции с участием нуклеофилов осуществляются в ароматическом ряду, а реакции с участием электрофилов — в алифатическом (чаще всего в ряду металлоорганических соединений).

53. взаимодействие оксосоединений с металлорганическими (кетон или альдегид плюс металорганика)

Реакции широко используются для получения спиртов. при присоединении к формальдегиду реактива гриньяра(R-MgX) образуется первичный спирт, другим альдегидом вторичные, а кетонам тритичные спирты

Одна из задач химии — это изучение строения вещества, в том числе выяснение механизма образования различных соединений из простых веществ, образуемых атомами одного химического элемента. Особенности взаимодействия атомов, точнее, их разноименно заряженных компонентов — электронных оболочек и ядер, — описываются как различные типы химической связи. Так, вещества, образуются посредством ковалентной связи, для описания которой в 1931 году американским химиком Л. Полингом была предложена модель гибридизации атомных орбиталей.

Понятие о ковалентной связи

В тех случаях, когда в процессе взаимодействия происходит образование общей для двух атомов пары валентных электронных облаков, говорят о ковалентной связи. В результате ее возникновения формируется мельчайшая частица простого или сложного вещества — молекула.

Одной из особенностей ковалентной связи является ее направленность — следствие сложной формы электронных орбиталей p, d и f, которые, не обладая сферической симметрией, имеют определенную пространственную ориентацию. Еще одна важная особенность данного типа химической связи — насыщаемость, обусловленная ограниченным количеством внешних — валентных — облаков в атоме. Именно поэтому существование молекулы, например, H 2 O, возможно, а H 5 O — нет.

Типы ковалентной связи

Образование общих электронных пар может происходить различными способами. В механизме образования ковалентной связи важную роль играет характер перекрытия облаков и пространственная симметрия результирующего облака. По данному критерию Л. Полинг предложил различать следующие типы:

  • Сигма-связь (σ) отличается наибольшей степенью перекрытия по оси, проходящей через атомные ядра. Здесь плотность облака будет максимальной.
  • Пи-связь (π) образуется при боковом перекрывании, и электронное облако, соответственно, имеет наибольшую плотность вне соединяющей ядра оси.

Эти пространственные характеристики имеют большое значение постольку, поскольку они коррелируют с энергетическими параметрами ковалентной связи.

Особенности многоатомных молекул

Концепция гибридизации была введена Полингом для объяснения одной из особенностей ковалентных связей в многоатомных молекулах. Известно, что связи, образуемые центральным атомом в таких молекулах, оказываются одинаковыми по пространственным и энергетическим характеристикам. Это происходит вне зависимости от того, какие орбитали (s, p или d) участвуют в формировании общей электронной пары.

Очень удобным и наглядным примером для иллюстрации этого явления служит атом углерода. При вступлении в химическую связь атом в возбужденном состоянии имеет 4 валентных орбитали: 2s, 2p x , 2p y и 2p z . Три последних отличаются от орбитали 2s по энергии и форме. Тем не менее в молекуле, например, метана CH 4 все четыре связи совершенно равноценны и имеют валентные углы 109,5° (в то время как p-орбитали расположены под углами 90°). В других соединениях углерода встречаются валентные углы 120° и 180°; в молекулах, содержащих азот (аммиак NH 3) и кислород (вода H 2 O) эти углы составляют 107,5° и 104,5°. Возникновение подобных валентных углов также потребовало объяснения.

Суть явления

Идея гибридизации состоит в образовании усредненных орбиталей путем перекрывания электронных облаков разного типа с близкими значениями энергии — s, p, иногда d. Количество результирующих — гибридных — орбиталей соответствует числу перекрывающихся облаков. Поскольку орбиталь — это определяющая вероятность нахождения электрона в той или иной точке атома, гибридная орбиталь представляет собой наложение волновых функций, происходящее в результате электронных переходов при возбуждении атома. Оно приводит к возникновению равнозначных волновых функций, различающихся только направленностью.

Гибридные орбитали эквивалентны по энергии и имеют одинаковую форму в виде объемной восьмерки, имеющей сильную асимметрию относительно ядра. На гибридизацию затрачивается меньше энергии, чем выделяется при образовании прочной ковалентной связи с гибридными орбиталями, поэтому такой процесс энергетически выгоден, то есть наиболее вероятен.

гибридизации орбиталей и геометрия молекул

Возможны различные варианты перекрывания (смешения) внешних электронных облаков в атоме. Самыми распространенными являются следующие виды наложения орбиталей:

  • Sp 3 -гибридизация. Данный вариант реализуется при наложении одной s- и трех p-орбиталей. Результатом его становятся четыре гибридные орбитали, оси которых направлены для любой пары под углами 109,5°, соответствующим минимальному взаимному отталкиванию электронов. При вступлении этих орбиталей в σ-связи с другими атомами, формируется молекула тетраэдрической конфигурации, например, метан, этан C 2 H 6 (комбинация двух тетраэдров), аммиак, вода. В молекуле аммиака одна, а в молекуле воды — две из вершин тетраэдра заняты неподеленными электронными парами, что приводит к уменьшению валентного угла.
  • Sp 2 -гибридизация возникает при комбинации одной s- и двух p-орбиталей. В этом случае тройка гибридных орбиталей располагается под углами 120° в одной плоскости. Подобную треугольную форму имеют, например, молекулы трихлорида бора BCl 3 , находящего применение в различных технологиях. Другой пример — молекула этилена — формируется за счет дополнительной π-связи между атомами углерода, в которых по одной p-орбитали негибридные и ориентированы перпендикулярно плоскости, образуемой двумя треугольниками.
  • Sp-гибридизация происходит, когда смешиваются одна s- и одна p-орбиталь. Два гибридных облака располагаются под углом 180°, а молекула имеет линейную конфигурацию. Примерами могут служить молекулы хлорида бериллия BeCl 2 или ацетилена C 2 H 2 (в последней две негибридные p-орбитали углерода образуют дополнительные π-связи).

Существуют и более сложные варианты гибридизации атомных орбиталей: sp 3 d, sp 3 d 2 и другие.

Роль модели гибридизации

Концепция Полинга дает хорошее качественное описание строения молекул. Она удобна и наглядна, успешно объясняет некоторые особенности ковалентных соединений, такие как величина валентных углов или выравнивание длины химической связи. Однако количественная сторона модели не может считаться удовлетворительной, поскольку не позволяет делать многие важные предсказания, касающиеся физических эффектов, связанных с особенностями строения молекул, — например, молекулярных фотоэлектронных спектров. Сам автор концепции гибридизации уже в начале 1950-х годов отмечал ее недостатки.

Тем не менее в становлении современных представлений о строении вещества модель гибридизации атомных орбиталей сыграла большую роль. На основе ее были разработаны более адекватные концепции, например, теория отталкивания электронных пар. Поэтому, безусловно, модель гибридизации явилась важным этапом в развитии теоретической химии, а при описании некоторых аспектов электронной структуры молекул она вполне применима и в настоящее время.

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) 3 -орбиталей:

Это — 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 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 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 3 -гибридизации существует 2 — и -гибридизация.

2 —Гибридизация — смешивание одной s — и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные 2 -орбитали. Эти 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 2 -орбиталей (ориентирована вдоль осиz ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина — под плоскостью.

Тип 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.

Гибридизация — это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной р -орбиталей с образованием двух гибридных -орбиталей. -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 -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°.

Концепция гибридизации

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

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

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

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

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

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

Виды гибридизации

sp-гибридизация

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

sp 2 -гибридизация

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

sp 3 -гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28″, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Гибридизация и геометрия молекул

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

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

Тип гибридизации Число
гибридных орбиталей
Геометрия Структура Примеры
sp 2 Линейная BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2 3 Треугольная BF 3 , NO 3 — , CO 3 2-
sp 3 4 Тетраэдрическая CH 4 , ClO 4 — , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2 4 Плоскоквадратная Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3 d 5 Гексаэдрическая PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2 6 Октаэдрическая SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Ссылки

Литература

  • Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. — М.; Л.: Госхимиздат, 1947. — 440 с.
  • Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. — М .: Мир, 1974. — 846 с.
  • Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. — Ростов-на-Дону: Феникс, 1997. — С. 397-406. — ISBN 5-222-00106-7
  • Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. — М .: Мир, 1975. — 278 с.

См. также

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

По характеру перекрывания различают сигма σ-и пи-связи — π. σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов . Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь . При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются π-связи. Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи. Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.
Одинарная (σ) Двойная (σ+π) Тройная (σ + π + π)
С–С С–Н С–О H–Cl С=O С=С О=О С≡С С≡N N≡N

Гибридизация

Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.

Пример: Молекула СН 4 имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.

Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.

Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:

Из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,

гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29´.

Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp 3

В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:

1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 180 0 .

2) sp 2 -гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 120 0 .

3) sp 3 -гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28 0 .

Как определить тип гибридизации?

1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.

2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.

O=C – Cl

1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.

2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp 2 — гибридизация , молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.

5.2D: Гибридизация sp3 — Химия LibreTexts

Введение

Термин «гибридизация sp 3 » относится к характеру смешивания одной 2s-орбитали и трех 2p-орбиталей для создания четырех гибридных орбиталей со схожими характеристиками. Для того, чтобы атом мог гибридизоваться sp 3 , он должен иметь s-орбиталь и три р-орбитали.

От волновой функции к визуальному представлению:

Четыре эквивалентные sp3-гибридные орбитали, полученные в результате комбинации одной атомной s-орбитали и трех атомных p-орбиталей, могут затем описываться четырьмя новыми волновыми функциями (уравнения 1 – 4)

ψ(sp 3 ) = 0. 5 ( ψ 2s + ψ 2px + ψ 2py + ψ 2pz ) (1)

ψ(sp 3 ) = 0,5 ( ψ 2s + ψ 2px ψ 2py ψ 2pz)02 9 9023 2pz

ψ(sp 3 ) = 0,5 ( ψ 2s ψ 2px ψ 2py + ψ 2pz 0)03 94 90 2pz

ψ(sp 3 ) = 0,5 ( ψ 2s ψ 2px + ψ 2py ψ 2pz)09 2pz

График любой из этих четырех волновых функций дает изображение орбитали sp 3 .Каждая гибридная орбиталь состоит из большого лепестка и малого лепестка, направленных в два противоположных направления (фиг.1).

Угол связи равен 109,5 o :

Когда графики четырех волновых функций объединены, результирующее изображение показывает тетраэдрическое расположение четырех sp 3 гибридных орбиталей вокруг центрального атома. Из-за тетраэдрической молекулярной геометрии вычисленные валентные углы между 1 и 2, 1 и 3, 1 и 4, 2 и 3, 2 и 4, 3 и 4 примерно равны 109.5 или (рисунок 2).

Энергетический уровень и выборное население:

Все четыре sp3-гибридные орбитали делокализованы — они занимают один и тот же энергетический уровень; однако их энергия выше, чем у 2s-орбитали, и ниже, чем у 2p-орбитали (рис. 3).

Как и любая другая атомная орбиталь, каждая гибридная sp3-орбиталь может содержать 2 выборов.

S-характер и стабильность аниона:

Каждая орбиталь sp3 имеет от 1 части s-символа до 3 частей p-символа.Другими словами, он имеет 25% s-символов и 75% p-символов. Поскольку s-орбиталь ближе к ядру и, следовательно, имеет меньшую энергию, чем p-орбиталь, электроны гибридизованных видов sp 3 удерживаются дальше от ядра, чем электроны sp 2 (33% s-характера) и sp (50% s-символа) гибридный вид. Чем ближе электроны к ядру, тем они стабильнее. Поэтому при несении отрицательного заряда виды sp 3 менее устойчивы, чем виды sp 2 и sp.Иными словами, виды sp 3 с меньшей вероятностью депротонируются (оставляя после себя пару электронов).

Гибридизация и длина связи/сила связи:

Чем больше s-характер, тем ближе электроны удерживаются к ядру, тем короче и прочнее связь. Так, гибридизованные атомы sp 3 образуют более длинные и слабые связи, чем sp 2 и sp гибридизованные.

Проблемы

1.Какой из (*) атомов углерода является sp 3 гибридизованным

2. Нарисуйте энергетическую диаграмму для орбиталей sp 3 гибридизованных углерода и азота. Затем впишите правильное количество электронов.

3. Укажите гибридизацию кислорода в каждой молекуле

4. Какие атомы азота являются sp 3 гибридизованными

5. Опишите схему соединения CH 4 .

Ответы:

1.а и б

2. Аналогично энергетической диаграмме на рис.3.
Для углерода каждая sp 3 орбиталь имеет 1 электрон. Для азота первая орбиталь sp 3 имеет 2 электрона, затем по одному электрону на каждую из оставшихся трех

3. Все (не брать электронные пары)

4. а и г

5. У углерода четыре наполовину заполненные sp3-гибридные орбитали. Каждая орбиталь перекрывается с частично заполненной 1s атомной орбиталью водорода, образуя 4 сигма-связи. Для наглядности атомы водорода размещены в четырех углах тетраэдра.2)# — гибридное соединение

Например, #»H»_2″C»=»CH»_2# включает две #sigma#-связи (по одной на каждую одинарную связь), а затем одну #sigma# и одну #pi#-связь (используемые в одной двойной связи). ), поэтому необходимы три группы электронов, но 4 электронов должны быть пожертвованы углеродом.

Так как углерод имеет 4 валентных электронов, но его #p#-орбитали (самые высокие по энергии) содержат только 2 , ему нужно смешать две из трех #2p#-орбиталей с #2s#-орбиталью, чтобы использовать из 2 больше валентных электронов. 3# соединение. Возьмем, к примеру, #»CH»_4#. Ему нужны четыре группы электронов, и он должен образовать четыре ОДИНАКОВЫЕ #сигма#-связи (по одной на каждую одинарную связь).

4 валентных электронов требуется от углерода, но только 1 электронов необходимо внести на одну сигма-связь. Итак, нам нужно четыре отдельных вырожденных гибридных орбиталей, чтобы образовать каждую #сигма#-связь.

Следовательно, все три #2p#-орбитали должны смешаться с #2s#-орбиталью и в целом стабилизировать энергию, чтобы получить четыре вырожденных гибридных орбиталей.3#, имеющий символ #25%##s# и символ #75%##p#.

sp3 Гибридизация в алканах, галогенирование алканов, использование парафинов: фармацевтические рекомендации

Sp3 гибридизация в алканах

  • Три 2p-орбитали и одна 2s-орбиталь объединяются, образуя четыре sp3-орбитали углерода; три 2s-орбитали образуют одну и ту же связь в молекуле метана.
  • Молекулярная молекула аммиака (Nh4) содержит одну пару электронов на гибридной sp3-орбитали, образованной 2s- и 2p-орбиталями.
  • Пара неподеленных электронов занимает две из четырех sp3-гибридных орбиталей атома кислорода, а две другие связаны с водородом.
Четырехвалентная молекула состоит из четырех внешних атомов и одного центрального атома. Одним из наиболее важных и распространенных примеров этого типа связи является метан, Ch5. Одним из наиболее важных и распространенных примеров этого типа связи является метан, Ch5. Для образования четырех связей четыре электрона должны быть неспаренными; поэтому на каждой из 2s- и 2p-орбиталей углерода должен находиться один электрон.В отличие от гантелевидных 2p-орбиталей, одиночные 2s-орбитали имеют сферическую форму. У углерода есть четыре связи одинаковой длины и энергии из-за гибридизации его 2s- и 2p-валентных орбиталей; однако может быть одна связь, которая отличается от остальных. Гибридизация двух 2s- и трех 2p-орбиталей позволяет атомам углерода образовывать четыре идентичные орбитали. Это называется гибридной системой sp3.

Углеводородные цепи могут быть очень сложными и обширными из-за связей между углеродом и водородом. Во время процесса углерод-углеродной связи две sp3-орбитали каждого из двух атомов углерода перекрываются.Два оставшихся атома углерода перекрываются с шестью атомами водорода, образуя соединение этан (C2H6).

Одинокая электронная пара может занимать одну или несколько sp3-орбиталей, если она присутствует на центральном атоме. Аммиак, например, имеет два электрона внешней оболочки в пределах четвертой гибридной орбитали своего атома азота, которая не связана вместе. Атом кислорода может создать четыре sp3-орбитали в молекуле воды. Оба атома кислорода связаны, а некоторые атомы кислорода образуют неподеленные пары. Из-за их меньших углов (109.5° и 104,5° соответственно), тетраэдрические связи и связь HOH имеют более близкие орбитали, создавая более тесные связи.

Галогенирование алканов

Когда атомы водорода замещают атомы водорода в алкане, образуется производное углеводорода, содержащее атомы галогена. Несмотря на то, что алканы неполярны и лишены функциональных групп, они, как известно, являются нереакционноспособными соединениями. Таким образом, радикальное галогенирование является практикой функционализации алканов. Хотя радикальное галогенирование является полезным методом, оно имеет существенные ограничения: алканы, за исключением самых простых, трудно выбрать из-за их связей С-Н.
Алканы и их реакции
Органическая химия часто включает реакции замещения, например — галогенирование алканов. Реакции замещения происходят, когда части небольшой реагирующей молекулы замещают части атомов углеводорода или производного.

Один атом галогена может быть замещен одним атомом водорода в алкане путем замещения одного атома галогена:

 

Общие особенности галогенирования алканов
  • Галогенирование алканов имеет следующие особенности.
  • Обозначение R-H используется для обозначения алканов. Это представляет собой алкильную группу с R.
  • Когда алкильная группа объединяется с атомами водорода, она образует исходный углеводород для алкильной группы.
  • Галогенированные алканы представлены R-X в общей формуле. Атом галогена обозначается буквой X.
  • Чтобы определить, на что похожа реакция, мы должны расположить реагенты и продукты в правильном порядке. Алканы подвергаются галогенированию при наличии тепла или света.
Использование парафина
Среди наиболее распространенных видов парафина топливом является топливо для реактивных двигателей и ракетное топливо. Топливом, используемым в реактивных двигателях и ракетах, является парафин, который является дизельным топливом и топливом для тракторов.

Ниже приведены некоторые распространенные области применения парафина:

  • Воскоподобный материал имеет множество применений, включая смазочные материалы, свечной воск и альтернативу вазелину.
  • Вазелиновое масло имеет высокий уровень очистки в медицине.
  • Алканы представляют собой класс пластификаторов и растворителей, которые широко применяются.
  • Керосин: Другое название этого топлива – парафин.
  • Масло, полученное из нерастительных (минеральных) источников. Алканы от C15 до C40 можно использовать в смесях. Обычно они бесцветные, без запаха и светлые.
  • Мягкий парафин (вазелин)
  • Испаряющееся масло для бензино-парафиновых двигателей: топливо для тракторов
  • Топливом, используемым в домашних хозяйствах в сельских районах Южной Африки для керосиновых печей, является парафиновое топливо.

Жидкий парафин представляет собой минеральное масло, доступное в двух видах: тяжелое жидкое парафиновое масло и более легкое жидкое парафиновое масло.Парафин и керосин — жидкие топлива, выполняющие одну и ту же функцию. Есть несколько различий между жидким парафином и парафиновым воском, который представляет собой твердый воскоподобный материал. Жидкий парафин вязкий и высокоочищенный, и он может иметь слабительные свойства.

sp3 гибридизация углерода | Curlyarrows Химия Учебники

Предварительно следствие — Валентность элементов, современная электронная конфигурация, атомные орбитали, концепция гибридизации

SP 3 1 SP

из трех состояний гибридизация — sp 3 , sp 2 и sp, an sp 3  (произношение: ess-pee-three ) гибридизация углерода используется для объяснения его четырехвалентности, формы и эквивалентности его четырех связей.

 

Углерод (атомный номер Z=6) в несвязанном (основном) состоянии имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p x 1 2p 0 0 9 0 9 0 0 2 4 9 0 9 0 Электроны на атомной орбитали 1s называются остовными электронами . Электроны остова находятся ближе всего к ядру, испытывают максимальную силу притяжения и поэтому не участвуют ни в каких реакциях связывания. Электроны на атомных орбиталях 2s и 2p называются валентными электронами , и они принимают участие в реакциях образования связи.

 

 

 

Атомные орбитали 2s и 2p разделены энергетической щелью, при этом 2s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 2p-орбитали. Когда углерод получает возможность образовывать связи с другими атомами, в основном с атомами p-блока (углерод, водород, галогены, кислород, азот и т. д.), он возбуждает один из двух электронов на атомной орбитали 2s основного состояния. атом углерода для перехода на пустую орбиту 2p z с более высокой энергией.

 

 

Результатом является смешивание атомных орбиталей 2s и 2p с образованием нового набора из четырех гибридных орбиталей, имеющих более новые идентичности.Эти четыре гибридные орбитали эквивалентны по энергии и не имеют энергетической щели, подобной 2s и 2p родительских атомных орбиталей. Их энергия находится в середине 2s и 2p, но немногим ближе к 2p, чем атомные орбитали 2s. Форма гибридной орбитали аналогична p-орбитали, но у нее один лепесток значительно больше другого .

 

 

Четыре гибридные орбитали углерода теперь расходятся друг от друга, чтобы избежать межэлектронного отталкивания, и угол, при котором он минимален, равен 109.5 или . Каждая гибридная орбиталь с одним неспаренным электроном теперь перекрывается с одним электроном, присутствующим на атомной орбитали входящих атомов, и образует одинарные ковалентные связи или сигма-связи. Углерод в основном образует такие сигма-связи только с другими элементами p-блока — водородом, кислородом, галогенами, углеродом и т. д. Энергия высвобождается при образовании связи и компенсирует энергию, поглощенную для возбуждения электронов. Стимулом для всего процесса является образование четырех новых связей для углерода , и форма тетраэдрическая.

 

Поскольку в возбуждении, гибридизации и последующем образовании связей участвуют одна s и три p-орбитали, такой углерод называется sp 3 гибридизированным углеродом. ( Прочтите определение a sp 3 гибридизированный углерод )

 

Примеры других атомов, отличных от углерода, который является sp 3 гибридизированным are- H 2 O, NH 3 , 2 PCl 30 межгалогенные соединения (ClF, BrF, BrCl, ICl, IBr). Эти молекулы имеют различную форму и валентные углы (кроме тетраэдрических и 109.5 или ), чтобы избежать межэлектронного отталкивания неподеленной пары и пары связи.

sp3 Гибридизация

SP ГИБРИДИЗАЦИЯ

Ключ Примечания

Определение

При гибридизации sp 3 орбитали s и p второй оболочки «смешиваются» с образованием четырех гибридизованных sp 3 орбиталей равной энергии.

Электронная конфигурация

каждый Гибридная орбиталь содержит один неспаренный электрон, поэтому четыре связи возможно.

Геометрия

Каждая орбиталь sp 3 имеет форму деформированная гантель, одна доля которой намного больше другой. Гибридизированный орбитали располагаются как можно дальше друг от друга, так что главные лепестки указывают на углы тетраэдра. sp 3 Гибридизация объясняет тетраэдрический углерод в насыщенные углеводородные структуры.

Сигма-облигации

Сигма (σ) связи являются сильными связями формируется между двумя sp 3 гибридизированные углероды или между sp 3 гибридизированный углерод и атом водорода. Связь Aσ, образованная между двумя sp 3 гибридизованными атомами углерода, включает перекрывание половины заполненный sp 3 гибридизированный орбиталей от каждого атома углерода. Связь Aσ, образованная между гибридизованным углеродом sp 3 и атомом водорода, включает наполовину заполненный sp 3 орбитальный из карбона и наполовину заполненный 1 s орбитальный из водорода.

Азот, кислород и хлор

Азот, атомы кислорода и хлора также могут быть sp 3 гибридизуются в органические молекулы. Это означает, что азот имеет три наполовину заполненных sp 3 орбиталей и может образовывать три связи пирамидальной формы.Кислород имеет две полузаполненные орбитали sp 3 и может образовывать две связи, расположенные под углом друг к другу. Хлор имеет единственный наполовину заполненный sp 3 орбитальный и может образовывать только одинарную связь. Все связи, которые образуются, являются σ-связями.

 

Определение

В sp 3 гибридизации, орбиталь 2 s вперемешку со всеми тремя 2 p орбиталей, чтобы получить набор из четырех гибридных орбиталей sp 3 . (количество гибридных орбитали должны быть равны количеству исходных атомных орбиталей, используемых для смешивания.) Каждая из гибридных орбиталей будет иметь той же энергии, но будет разные по энергии с исходных атомных орбиталей. Эта разница в энергии будет отражать смешивание соответствующих атомных орбиталей. То энергия каждой гибридной орбитали больше, чем у исходной орбитали s , но меньше, чем у исходной орбитали p ( рис.1 ).


Электронный конфигурация

Валентные электроны углерода теперь могут быть устанавливается в sp 3 гибридизованные орбитали ( рис. 1 ). Там было всего четыре электрона на исходных 2 s и 2 p орбиталях. Орбиталь s была заполнена, а две из орбиталей p были заполнены наполовину. После гибридизация, всего четыре гибридизованных sp 3  орбиталей равной энергии.По правилу Хунда все они наполовину заполнены электронами, означает наличие четырех неспаренных электронов. Теперь возможно четыре связи.

Геометрия

Каждый из sp 3 гибридизированные орбитали имеют такую ​​же форму – довольно деформированную гантель ( рис. 2 ). Эта деформированная гантель больше похожа на орбиталь p , чем на орбиталь s . так как было задействовано больше p орбиталей в процессе смешивания.


Каждый шт. 3 орбиты будут занимать пространство как можно дальше друг от друга на указывая на углы тетраэдра ( рис. 3 ). Здесь показан только главный лепесток каждой гибридизированной орбитали. угол между каждым из этих лепестков равен 109,5 . Именно это имеется в виду под выражение тетраэдрический углерод . То трехмерную форму тетраэдрического углерода можно изобразить с помощью рисунка нормальная линия для облигаций в плоскости страницы.Облигации уходят за страницу представлены заштрихованным клином, а облигации, выходящие за пределы страницы, представлен сплошным клином.


Сигма облигации

Можно использовать полузаполненную sp 3 гибридную орбиталь из одного атома углерода для формирования связи с наполовину заполненным sp 3 гибридизованная орбиталь от другого атома углерода. В Рис. 4a основные доли двух орбиталей sp 3 перекрываются, что непосредственно приводит к сильной σ-связи.Именно способность гибридизованных орбиталей образовывать прочные σ-связи объясняет, почему гибридизация происходит в первой место. Деформированные формы гантели обеспечивают гораздо лучшее перекрытие орбит, чем получится из чистого s орбиталь или чистая орбиталь p . σ-связь между sp 3 гибридизированный атом углерода и атом водорода включает атом углерода, использующий один наполовину заполненной sp 3 орбиталей, а атом водорода использует свою наполовину заполненную орбиталь 1 s ( рис.).


Азот, кислород и хлор

Азот, кислород и хлор атомы могут также быть sp 3 гибридизуются в органических структурах. Азот имеет пять валентностей электроны на своей второй оболочке. После гибридизации он будет иметь три полузаполненных sp 3 орбиталей и может образовывать три облигации. Кислород имеет шесть валентных электронов.После гибридизации будет два наполовину заполненных sp 3 орбиталей и образуют две связи. У хлора семь валентных электронов. После гибридизация, у него будет один наполовину заполненный sp 3 орбиталью и образуют одну связь.

Четверка sp 3 орбитали этих трех атомов образуют тетраэдрическое расположение с одним или несколькими орбиталей, занятых неподеленной парой электронов. Учитывая атомы в одиночку азот образует пирамидальную форму, где валентные углы немного меньше чем 109. 5° (ок. 107°) ( рис. 5а ). Это сжатие валентных углов происходит из-за орбитали, содержащей одинокую пару электронов, которая требует немного большего количества места, чем связь. Кислород образует угловатую или изогнутую форму, в которой две неподеленные пары электронов сжать валентный угол от 109,5° до c. 104 ( рис. 5b ).


Спирты, амины, алкилгалогениды и простые эфиры все содержат сигма-связи с участием азота, кислорода или хлора.Связи между эти атомы и углерод образованы перекрыванием полузаполненных sp 3 гибридизованных орбиталей из каждый атом. Связи с участием атомов водорода (например, O–H и N–H) образуются за счет перекрытие полузаполненной орбитали 1 с из водорода и наполовину заправленный sp 3 орбитальной из кислорода или азота.

Гибридизация: SP, SP2, SP3, SP3D Гибридизованные орбитали, определение и формы


Определение гибридизации

[Нажмите здесь для образцов:

Гибридизация атомных орбиталей разных форм и почти одинаковое электричество, чтобы обеспечить такое же разнообразие гибридных орбиталей одинаковой формы, одинакового электричества и ориентации, так что между этими гибридными орбиталями существует минимальное отталкивание. Это смешение в первую очередь основано на квантовой механике .

Лучше всего в гибридизации могут участвовать атомные орбитали одинакового уровня мощности, а также каждая полная и полузаполненная орбитали, снабженные одинаковым электричеством. В процессе гибридизации атомные орбитали сравнимого электричества смешиваются, например, смешиваются две s-орбитали или p-орбитали, или смешиваются s-орбиталь с p-орбиталью или s-орбиталь с a. ‘d’ орбиталь.

Типы гибридизации

Перераспределение мощности орбиталей характерных атомов для получения орбиталей равной силы происходит, когда атомные орбитали объединяются, образуя гибридную орбиталь в молекуле. Этот способ называется гибридизацией. Соответственно сформированные новые орбитали известны как гибридные орбитали. Основываясь на стилях орбиталей, задействованных в смешении, гибридизация может быть обозначена как sp 3 , sp 2 , sp, sp 3 d, sp 3 d 2 , sp 3

4 3 d

. Давайте теперь поговорим о различных типах гибридизации, на их примерах.

Существуют следующие типы гибридизации:

sp-гибридизация

sp-гибридизация наблюдается, когда одна s- и одна p-орбиталь внутри идентичной основной оболочки атома смешиваются, образуя две новые равные орбитали. Образовавшиеся новые орбитали называются sp-гибридными орбиталями. Это бумажные линейные молекулы с углом наклона сто восемьдесят градусов.

sp-гибридизация
  • Этот вид гибридизации включает в себя интеграцию одной s-орбитали и одной p-орбитали одинаковой мощности для получения новой гибридной орбитали, называемой sp-гибридной орбиталью.
  • Гибридизация Sp также называется диагональной гибридизацией.
  • Каждая sp-гибридизированная орбиталь имеет одинаковое количество признаков s и p, т.е. 50% s и p человека.

sp

2 Гибридизация

sp 2 Гибридизация наблюдается, когда единичные и p-орбитали одной и той же оболочки атома смешиваются, образуя три эквивалентные орбитали. Образовавшиеся новые орбитали называются sp 2 гибридными орбиталями.

sp 2 Гибридизация
  • sp 2 Гибридизация также называется тригональной гибридизацией.
  • Это влечет за собой смешивание 1 «s»-орбитали и «p»-орбитали с одинаковой энергией, чтобы представить совершенно новую гибридную орбиталь под названием sp 2 .
  • Смесь орбиталей s и p имеет форму тригональной симметрии и поддерживается на уровне 1200.
  • Все 3 гибридные орбитали продолжают находиться в одной плоскости и образуют отношение друг к другу на сто двадцать градусов. Каждая из гибридных орбиталей на 33,33% индивидуальна и состоит из шестидесяти шести. 66% «а» человек.
  • Молекулы, в которых главный атом связан с несколькими атомами и sp 2 гибридизованы, имеют треугольную плоскую форму.

sp

3 Гибридизация

Когда одна s-орбиталь и 3 p-орбитали, принадлежащие к одной и той же оболочке атома, сливаются вместе, образуя 4 новых равных орбитали, такая гибридизация называется тетраэдрической гибридизацией. или sp 3 . Таким образом, новообразованное расположение называется гибридизацией sp 3 .

sp3 Гибридизация
  • Они направлены к 4 углам обычного тетраэдра и образуют отношение 109°28’ друг к другу.
  •  Перспектива среди гибридных орбиталей sp 3 составляет 109,280
  • Каждая гибридная орбиталь sp 3 имеет 25% «s»-характера и семьдесят пять% «p» индивидуальных.
  • Пример гибридизации sp 3 : этан (C 2 H 6 ), метан.

sp

3 d Гибридизация

sp 3 d Гибридизация включает соединение 3p-орбиталей и 1d-орбиталей с образованием 5 sp 3 d-гибридных орбиталей с одинаковой энергией.Они обладают тригонально-бипирамидальной геометрией.

sp 3 d Гибридизация
  • Комбинация s, p и d орбитальной бюрократии тригональной бипирамидальной симметрии.
  • Три гибридные орбитали лежат внутри горизонтальной плоскости, наклоненной под углом сто двадцать градусов к каждой из них, называемых экваториальными орбиталями.
  • Остальные орбиты лежат в вертикальном самолете в плоскости 90 градусов экваториальных орбиталей, называемых осевыми орбитами.

SP

3 D 2 Гибридизация SP 3 D 2 D 2 Гибридизация
    с 1 с тремя р и два D, существует образование 6 новых и идентичных SP 3 D 2 орбитали.
  • Таким образом, эти вновь образованные 6 орбиталей движутся к углам октаэдра.
  • Они расположены под углом 90 градусов друг к другу.

Метан

При взаимодействии C-sp 3 с H-1s могут быть образованы 4 эквивалентные связи C-H σ.

Этан

6 СН сигма-связи могут образовываться при взаимодействии C-sp 3 с H-1s-орбиталью, а 1 CC сигма-связь может образовываться при взаимодействии C-sp 3 с другим C -sp 3 орбитальный.

Образование аммиака (NH

3 ) и воды (H 2 O). Теперь для образования молекулы NH 3 три 1s-орбитали трех атомов водорода перекрываются с тремя sp 3 орбиталями. Угол между H-N-H должен быть 109,50, но поскольку имеется одна занятая sp 3 — гибридная орбиталь, угол уменьшается до 107,80. Следовательно, валентный угол в молекулах NH 3 равен 107.80.

Формирование C

2 H 4 и C 2 и C 2 H 2 Молекулы 2 1

в C 2 H 4 молекула, атомы углерода являются SP 2 — гибридизованные и один 2P — орбиталь остается вне гибридизации, которая образует p-связь. Принимая во внимание, что sp 2 — гибридные орбитали образуют сигма-связи.

Ознакомьтесь с важными примечаниями для Очистка металлов


Важные свойства гибридизации:

[Нажмите здесь, чтобы просмотреть примеры вопросов]

  • Атомные орбитали с одинаковыми энергиями подвергаются гибридизации.
  • Большое разнообразие созданных гибридных орбиталей идентично большому разнообразию смешивания атомных орбиталей.
  • Не обязательно, чтобы все наполовину заполненные орбитали участвовали в гибридизации. Могут участвовать даже абсолютно заполненные орбитали с несколько особыми энергиями.
  • Гибридизация происходит только на какой-то стадии образования связи, а не в изолированном атоме газа.
  • Форму молекулы можно предсказать, если понять гибридизацию молекулы.
  • Большая доля гибридной орбитали постоянно имеет качественный знак, в то время как меньшая доля на другой грани имеет плохой знак.

Читайте также: Формулы и уравнения для металлов и неметаллов


Примеры вопросов

Вопросы: Что подразумевается под гибридизацией атомных орбиталей? (2 балла)

Ответ: Гибридизация — это смешение атомных орбиталей различной формы и почти идентичного электричества для получения такого же разнообразия гибридных орбиталей идентичной формы, того же электричества и ориентации, так что между этими гибридизированными атомами существует минимальное отталкивание. орбитали.Это смешение в первую очередь основано на квантовой механике.

Вопрос: Изменится ли гибридизация атомов B и N в результате следующей реакции? BF 3 + NH 3 9001 → F 3 9001 3 B.nh 3 (2 марка)

ANS: в BF 3 , B Atom получает sp 2 , гибридизованный, и в NH 3 , N представляет собой гибридизированный sp 3 .

После реакции гибридизация B меняется с sp 2 на sp 3 .

Ques: Опишите изменение гибридизации (если есть) атома Al в следующей реакции: ALCL 3 + CL → ALCL 4 . (2 марка)

ANS: Электронная конфигурация 13AL = 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 1 3P x 1 3p y 1

Это возбужденное состояние, поэтому гибридизация будет sp 2

В AlCl 4 также участвует орбиталь 3pz. Таким образом, гибридизация sp 3 и форма тетраэдрическая.

Вопросы: Опишите форму sp, sp 2 , sp 3 гибридных орбиталей? (3 балла)

Ответ: Формы орбиталей:

sp Гибридизация. Когда одна s- и одна p-орбиталь смешиваются, это называется гибридизацией. Например, в BeF 2 Be претерпевает sp-гибридизацию, имеющую линейную форму и валентный угол 180°.

sp 2 Гибридизация. Здесь одна s- и две p-орбитали гибридизуются, чтобы сформировать три эквивалентные гибридные орбитали.Три гибридные орбитали направлены к трем углам равностороннего треугольника. Таким образом, это известно как тригональная гибридизация.

sp 3 Гибридизация. Здесь одна s- и три р-орбитали гибридизуются, образуя четыре эквивалентные гибридные орбитали. Эти орбитали направлены к четырем углам правильного тетраэдра.

Ques: Нарисуйте диаграмму, чтобы проиллюстрировать образование двойной связи и тройной связи между атомами углерода в C 2 H 4 и C 2 H 2 молекул.

ANS:

Орбитальная картина молекулы Эфина

Ques: Какие гибридные орбитали используются атомами углерода в следующих молекулах: CH -CH -CH 3 3 3 3 3

5 CH 3 -CH — CH CH CH -CH -CH 2 -2 CH 3 -Cho CH CH 3 -COOH

ANS:

ANS:

Ques: Опишите гибридизацию в случае PCL 5 . Объясните, почему аксиальные связи длиннее экваториальных? (5 баллов)

Ответ: ЕС основного и возбужденного состояний фосфора представлены как: 3 d гибридные орбитали, которые направлены к пяти углам тригональной бипирамиды, как показано ниже:

Поскольку аксиальные связи подвержены большему отталкивающему взаимодействию по сравнению с парами экваториальных связей, было обнаружено, что аксиальные связи немного длиннее и следовательно, немного слабее, чем экваториальная связь.

Разница между гибридизацией sp sp2 и sp3

Основное отличие — sp против sp

2 против sp 3  гибридизация

Орбитали — это гипотетические структуры, которые могут быть заполнены электронами. Согласно разным открытиям, ученые предлагали разные формы этих орбиталей. Существует три основных типа орбиталей: атомные орбитали, молекулярные орбитали и гибридные орбитали. Атомные орбитали атома подвергаются гибридизации с образованием подходящих орбиталей для химической связи. В химии гибридизация — это смешивание различных атомных орбиталей с образованием гибридных орбиталей. Существуют различные формы гибридизации, которые создают различные формы гибридных орбиталей, такие как гибридные орбитали sp, sp 2 и sp 3 . Эти орбитали образованы гибридизацией s- и p-атомных орбиталей в различных соотношениях. Основное различие между гибридизацией sp sp 2 и sp 3 заключается в том, что гибридизация sp образует гибридные орбитали, имеющие орбитальные характеристики 50%, а гибридизация sp 2 образует гибридные орбитали, имеющие орбитальные характеристики 33%, тогда как sp 3  гибрид. образует гибридные орбитали, имеющие орбитальные характеристики 25% s.

Ключевые области охвата

1. Что такое sp Гибридизация
     – Определение, расчет характеристик S и P, другие характеристики
2. Что такое sp

3. Что такое sp 3 Гибридизация
     – Определение, расчет S и P характеристик, другие особенности
4.В чем разница между sp sp 2 и sp 3 Гибридизация
     – Сравнение ключевых различий

Ключевые термины: атомная орбиталь, гибридные орбитали, гибридизация, орбитали, Sp гибридизация, Sp 2 гибридизация, Sp 3 гибридизация

Что такое гибридизация sp

Гибридизация

sp представляет собой гибридизацию, которая происходит между s-атомной орбиталью и p-атомной орбиталью.Электронная оболочка содержит три р-орбитали. Следовательно, после гибридизации s-орбитали с одной из этих p-орбиталей в этом атоме присутствуют две негибридизованные p-орбитали. Здесь мы считаем, что все s- и p-орбитали просто атомные орбитали (s+p). Соотношение между s- и p-орбиталями составляет 1:1. Следовательно, доля s-орбиталей равна 1/2, а доля p-орбиталей равна 1/2.

Характеристика S (или p) в процентах = общее количество атомных орбиталей  x  (1/2)  x  100 %

Рисунок 1: гибридизация sp

Полученные 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 o C.

Что такое sp

Гибридизация

sp 2  гибридизация представляет собой смешение одной s-атомной орбитали с двумя p-атомными орбиталями. Вновь образованные гибридные орбитали известны как гибридные орбитали sp 2 . Полученные гибридные орбитали имеют около 33.33% символов s и около 66,66% символов p. Это связано с тем, что в гибридизации участвуют всего три атомных орбитали, а процентное соотношение характеристик s и p варьируется следующим образом.

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

Характеристика S в процентах = общее количество атомных орбиталей  x  (1/3)  x  100%33 %
Характеристика P в процентах = общее количество атомных орбиталей  x  (2/3)  x  100%

Рисунок 2: sp 2  Гибридизация

Пространственное расположение гибридных орбиталей sp 2 является тригонально-плоским. Следовательно, угол между этими орбиталями равен 120 o °С. Атомы, подвергшиеся этой гибридизации, имеют 1 негибридизованную р-орбиталь, поскольку в этой гибридизации участвуют только две из трех р-орбиталей.

Что такое sp

3 Гибридизация

sp 3  Гибридизация представляет собой смешение одной s-атомной орбитали с тремя p-атомными орбиталями. Здесь у атомов нет негибридизованных p-орбиталей, потому что все три p-орбитали участвуют в гибридизации. Полученные орбитали известны как гибридные орбитали sp 3 . Как и для sp 2 орбиталей, мы можем рассчитать s- и p-характеристики этих орбиталей.

При гибридизации sp 3 мы считаем, что все s- и p-орбитали просто атомные орбитали (s+p+p+p).Соотношение между s- и p-орбиталями составляет 1:3. Следовательно, доля s-орбиталей равна ¼, а доля p-орбиталей равна 3/4.

Характерный процент

S = Всего атомных орбиталей X (1/4) X 100%
= 25%
P характерный процент = Общий атомные орбитали X (3/4) x 100%
= 75%

Рисунок 3: sp 3 Гибридизация

Эти орбитали образуются при гибридизации одной s-орбитали и 3 p-орбиталей.Полученные гибридные орбитали имеют около 25% s-символов и около 75% p-символов. Пространственное расположение этих орбиталей тетраэдрическое. Следовательно, угол между этими орбиталями равен 109,5 o С.

Разница между sp sp

2  и sp 3  Гибридизация

Определение

sp Гибридизация:  sp гибридизация — это гибридизация, происходящая между s-атомной орбиталью и p-атомной орбиталью.

sp 2  Гибридизация:  sp 2  гибридизация представляет собой смешение одной s-атомной орбитали с двумя p-атомными орбиталями.

sp 3  Гибридизация:  sp 3  гибридизация представляет собой смешение одной s-атомной орбитали с тремя p-атомными орбиталями.

S Характеристики

sp Гибридизация:  Характерный процент sp-гибридных орбиталей составляет 50%.

sp 2  Гибридизация:  Характерный процент sp 2  гибридных орбиталей составляет 33,33%.

sp 3  Гибридизация:  Характерный процент sp 3  гибридных орбиталей составляет 25%.

P Характеристический процент гибридных орбиталей

sp Гибридизация:  Процент p-характеристики sp-гибридных орбиталей составляет 50%.

sp 2  Гибридизация:  P характеристический процент sp 2  гибридных орбиталей составляет 66,66%.

sp 3  Гибридизация:  P-характеристический процент гибридных орбиталей sp составляет 75%.

Угол между орбиталями

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

sp 2  Гибридизация:  Угол между sp орбиталями составляет 120°C.

sp 3  Гибридизация:  Угол между sp орбиталями составляет 109,5°C.

Геометрия

sp-гибридизация:  Геометрия расположения орбит при sp-гибридизации является линейной.

sp 2  Гибридизация:  Геометрия орбитального расположения в sp гибридизация тригонально-плоская.

sp 3  Гибридизация:  Геометрия расположения орбит в гибридизации sp тетраэдрическая.

Количество негибридных орбиталей

sp Гибридизация:  Sp гибридизация приводит к двум негибридным p-орбиталям.

sp 2  Гибридизация:  Sp 2 гибридизация приводит к одной негибридизированной p-орбитали.

sp 3  Гибридизация:  Sp 3  гибридизация не приводит к негибридным p-орбиталям.

Заключение

Гибридизация в химии означает смешивание различных атомных орбиталей с образованием новых гибридных орбиталей с другими характеристиками. Sp, sp 2  и sp 3 гибридизации являются такими примерами. Основное различие между гибридизацией sp, sp 2 и sp 3 заключается в том, что при гибридизации sp образуются гибридные орбитали, имеющие 50% орбитальных характеристик s, а при гибридизации sp 2 образуются гибридные орбитали, имеющие орбитальные характеристики 33%, тогда как при гибридизации sp 3  образует гибридные орбитали, имеющие орбитальные характеристики 25% s.

Артикул:

1. «Гибридные орбиты».

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.