نوع تهجين مدارات ذرات الكربون. دعنا نتحدث عن كيفية تحديد نوع التهجين

تهجين AO- هذا هو محاذاة التكافؤ AO في الشكل والطاقة أثناء تكوين رابطة كيميائية.

1. فقط تلك AOs التي طاقاتها قريبة بما فيه الكفاية (على سبيل المثال ، 2s- و 2p-atomic orbitals) يمكن أن تشارك في التهجين.

2. الوظائف الشاغرة (المجانية) AOs ، المدارات ذات الإلكترونات غير المزاوجة وأزواج الإلكترون غير المشتركة يمكن أن تشارك في التهجين.

3. نتيجة للتهجين ، تظهر مدارات هجينة جديدة ، موجهة في الفضاء بطريقة تجعل أزواج الإلكترونات متباعدة قدر الإمكان بعد تداخلها مع مدارات الذرات الأخرى. تتوافق حالة الجزيء هذه مع الحد الأدنى من الطاقة بسبب أقصى تنافر للإلكترونات المشحونة.

4. يتم تحديد نوع التهجين (عدد AO الذي يخضع للتهجين) من خلال عدد الذرات "التي تهاجم" ذرة معينة وعدد الذرات غير المشتركة أزواج الإلكترونفي هذه الذرة.

مثال.فرنك بلجيكي 3. في لحظة تكوين الرابطة ، يتم إعادة ترتيب AO للذرة B ، ويمر إلى الحالة المثارة: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B * 1s 2 2s 1 2p 2.

توجد AOs الهجينة بزاوية 120 درجة. الجزيء له الشكل الصحيح مثلث(مسطحة ، مثلثة):

3. sp 3 - التهجين.هذا النوع من التهجين نموذجي لذرات المجموعة الرابعة ( مثل الكربون والسيليكون والجرمانيوم) في جزيئات من النوع EH 4 ، وكذلك لذرة C في جزيئات الألماس ، وذرة N في جزيء NH 3 ، NH 4 + ، ذرة O في جزيء H 2 O ، إلخ.

مثال 1 CH 4. في لحظة تكوين الرابطة ، يتم إعادة ترتيب AO لذرة C ، ويمر إلى الحالة المثارة: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C * 1s 2 2s 1 2p 3.

توجد AOs الهجينة بزاوية 109 حوالي 28 بوصة.

مثال 2 NH 3 و NH 4 +.

الهيكل الإلكتروني لذرة N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO التي تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة و 1 AO تحتوي على زوج إلكترون غير مشترك يخضع للتهجين. نظرًا للتنافر الأقوى لزوج الإلكترون الوحيد من أزواج الإلكترون في الروابط s ، فإن زاوية الرابطة في جزيء الأمونيا هي 107.3 o (أقرب إلى رباعي السطوح ، وليس للتوجيه).

الجزيء له شكل هرم ثلاثي الزوايا:

تتيح مفاهيم التهجين sp 3 إمكانية شرح إمكانية تكوين أيون الأمونيوم وتكافؤ الروابط فيه.

مثال 3 H 2 O.

التركيب الإلكتروني للذرة О 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO التي تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة و 2 AO تحتوي على أزواج إلكترون غير مشتركة تخضع للتهجين. تبلغ زاوية الرابطة في جزيء الماء 104.5 درجة (أيضًا أقرب إلى رباعي السطوح وليس مستقيمًا).

الجزيء له شكل زاوي:

يتيح مفهوم تهجين sp 3 إمكانية شرح إمكانية تكوين أيون أوكسونيوم (هيدروكسونيوم) وتكوين 4-x بواسطة كل جزيء روابط هيدروجينيةفي هيكل الجليد.

4. sp 3 د التهجين.هذا النوع من التهجين نموذجي لذرات عناصر المجموعة الخامسة (بدءًا من P) في جزيئات من النوع EX 5.

مثال. PCl 5. الهيكل الإلكتروني للذرة P في الأرض وحالات الإثارة: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1. شكل الجزيء - سداسي الوجوه (بتعبير أدق - مثلث ثنائي الهرمون):

5. sp 3 d 2 التهجين.هذا النوع من التهجين نموذجي لذرات عناصر المجموعة السادسة (بدءًا من S) في جزيئات من النوع EX 6.

مثال. SF6. الهيكل الإلكتروني لذرة S في الأرض وحالات الإثارة: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2.

شكل الجزيء - المجسم الثماني :

6. sp 3 d 3 التهجين.يعتبر هذا النوع من التهجين نموذجيًا لذرات عناصر المجموعة 7 (بدءًا من Cl) في جزيئات من النوع EX 7.

مثال. IF7. الهيكل الإلكتروني للذرة F في الأرض وحالات الإثارة: I 5s 2 3p 5 ® I * 5s 1 3p 3 3d 3. شكل الجزيء - عشاري الوجوه (بتعبير أدق - بيبيراميد خماسي):

7. sp 3 d 4 التهجين.هذا النوع من التهجين هو نموذجي لذرات عناصر المجموعة 8 (باستثناء He و Ne) في جزيئات من النوع EX 8.

مثال. XeF 8. الهيكل الإلكتروني لذرة Xe في الأرض وحالات الإثارة: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe * 5s 1 3p 3 3d 4.

شكل الجزيء - ثنائي الوجوه:

قد تكون هناك أنواع أخرى من تهجين AO.

تتمثل إحدى مهام الكيمياء في دراسة بنية المادة ، بما في ذلك توضيح آلية التكوين وصلات مختلفةمن مواد بسيطةتتكون من ذرات واحدة عنصر كيميائي. ميزات تفاعل الذرات ، وبصورة أدق ، توصف مكوناتها المشحونة عكسيا - قذائف ونواة الإلكترون - على أنها أنواع مختلفة رابطة كيميائية. لذلك ، تتشكل المواد من خلال رابطة تساهمية ، من أجل وصفها ، اقترح الكيميائي الأمريكي ل. المدارات الذرية.

مفهوم الرابطة التساهمية

في تلك الحالات عندما يحدث ، في عملية التفاعل ، تكوين زوج من غيوم إلكترون التكافؤ المشتركة بين ذرتين ، يتحدثون عن رابطة تساهمية. نتيجة حدوثه ، أصغر جسيمبسيط أو مادة معقدة- مركب.

إحدى سمات الرابطة التساهمية هي اتجاهها - نتيجة لذلك شكل معقدالمدارات الإلكترونية p و d و f ، التي لا تمتلك تناظرًا كرويًا ، لها اتجاه مكاني معين. واحدة أخرى ميزة مهمةمن هذا النوع من الروابط الكيميائية - التشبع الناتج عن عدد محدود من السحب الخارجية - التكافؤ - في الذرة. هذا هو سبب وجود جزيء ، على سبيل المثال ، H 2 O ، ولكن H 5 O غير ممكن.

أنواع الرابطة التساهمية

يمكن أن يحدث تكوين أزواج إلكترونية مشتركة طرق مختلفة. في آلية تكوين الرابطة التساهمية دورا هامايلعب طبيعة السحابة المتداخلة والتماثل المكاني للسحابة الناتجة. وفقًا لهذا المعيار ، اقترح L.Puling التمييز بين الأنواع التالية:

• تتميز رابطة سيجما (σ) بأكبر درجة من التداخل على طول المحور الذي يمر عبر نواة الذرة. هنا ستكون كثافة السحابة القصوى.
• تتكون رابطة pi (π) من التداخل الجانبي ، وتكون سحابة الإلكترون على التوالي أعلى كثافةخارج المحور الذي يربط القلب.

هذه الخصائص المكانية أهمية عظيمةبقدر ارتباطها بمعلمات الطاقة للرابطة التساهمية.

ملامح الجزيئات متعددة الذرات

تم تقديم مفهوم التهجين بواسطة Pauling لشرح إحدى ميزات الروابط التساهمية في الجزيئات متعددة الذرات. من المعروف أن الروابط التي تشكلها الذرة المركزية في هذه الجزيئات متطابقة في المكاني و أداء الطاقة. يحدث هذا بغض النظر عن المدارات (s ، p أو d) التي تشارك في تكوين زوج إلكترون مشترك.

مريح جدا و مثال جيدلتوضيح هذه الظاهرة هي ذرة الكربون. عند الدخول في رابطة كيميائية ، يكون للذرة في الحالة المثارة 4 مدارات تكافؤ: 2s ، 2p x ، 2p y و 2p z. الثلاثة الأخيرة تختلف عن المدار 2s في الطاقة والشكل. ومع ذلك ، في جزيء ، على سبيل المثال ، من الميثان CH 4 ، تكون الروابط الأربعة متكافئة تمامًا ولها زوايا رابطة تبلغ 109.5 درجة (بينما تقع المدارات p عند زوايا 90 درجة). في مركبات الكربون الأخرى ، تحدث زوايا الرابطة 120 درجة و 180 درجة ؛ في الجزيئات التي تحتوي على النيتروجين (الأمونيا NH 3) والأكسجين (الماء H 2 O) ، هذه الزوايا هي 107.5 درجة و 104.5 درجة. يتطلب حدوث زوايا السندات هذه أيضًا تفسيراً.

جوهر الظاهرة

فكرة التهجين هي تكوين مدارات متوسطة عن طريق غيوم إلكترونية متداخلة نوع مختلفبقيم طاقة قريبة - s ، p ، أحيانًا د. يتوافق عدد المدارات الناتجة - المختلطة - مع عدد السحب المتداخلة. نظرًا لأن المدار هو الاحتمال المحدد لإيجاد إلكترون في نقطة معينة في الذرة ، فإن المدار الهجين هو تراكب وظائف الموجة، والذي يحدث نتيجة للتحولات الإلكترونية عند إثارة الذرة. يؤدي إلى ظهور وظائف موجية مكافئة تختلف في الاتجاه فقط.

المدارات الهجينة مكافئة للطاقة ولها نفس الشكلفي شكل المجلد الثامن ، والذي يحتوي على عدم تناسق قوي فيما يتعلق بالنواة. يتم إنفاق طاقة أقل على التهجين مما يتم إطلاقه أثناء تكوين رابطة تساهمية قوية مع مدارات هجينة ، لذا فإن هذه العملية مواتية بقوة ، أي الأكثر احتمالية.

تهجين المدارات وهندسة الجزيئات

المستطاع خيارات مختلفةتداخل (خلط) السحب الإلكترونية الخارجية في الذرة. الأكثر شيوعًا هي الأنواع التاليةالتراص المداري:

• س 3 تهجين. يتم تنفيذ هذا المتغير عن طريق تراكب واحد s- وثلاثة مدارات p. ينتج عنه أربعة مدارات هجينة ، يتم توجيه محاورها لأي زوج بزاوية 109.5 درجة ، وهو ما يقابل الحد الأدنى من التنافر المتبادل للإلكترونات. عندما تدخل هذه المدارات في روابط σ مع ذرات أخرى ، يتم تكوين جزيء من تكوين رباعي السطوح ، على سبيل المثال ، الميثان ، والإيثان C 2 H 6 (مزيج من اثنين من رباعي السطوح) ، والأمونيا ، والماء. في جزيء الأمونيا ، واحد ، وفي جزيء الماء ، اثنان من رؤوس رباعي الوجوه تشغلهما أزواج إلكترون غير مشتركة ، مما يؤدي إلى انخفاض في زاوية الرابطة.
• يحدث تهجين Sp 2 عندما يتم الجمع بين مداري s واثنين من p. في هذه الحالة ، تقع المدارات الثلاثة المختلطة بزاوية 120 درجة في نفس المستوى. يحتوي الشكل الثلاثي المماثل ، على سبيل المثال ، على جزيئات من ثلاثي كلوريد البورون BCl 3 ، والذي يستخدم في تقنيات مختلفة. مثال آخر - جزيء الإيثيلين - يتشكل بسبب رابطة π إضافية بين ذرات الكربون ، حيث يكون مدار p واحد غير هجين وموجه عموديًا على المستوى الذي يتكون من مثلثين.
• يحدث تهجين Sp عندما يختلط مداري واحد s وواحد p. توجد سحبتان هجينة بزاوية 180 درجة والجزيء له تكوين خطي. ومن الأمثلة على ذلك جزيئات كلوريد البريليوم BeCl 2 أو الأسيتيلين C 2 H 2 (في الأخير ، يشكل مداري p غير مهجنين من الكربون روابط إضافية).

هناك أكثر خيارات معقدةتهجين المدارات الذرية: sp 3 d ، sp 3 d 2 وغيرها.

دور نموذج التهجين

يعطي مفهوم بولينج وصفًا نوعيًا جيدًا لتركيب الجزيئات. إنه ملائم وتوضيحي ، ويشرح بنجاح بعض ميزات المركبات التساهمية ، مثل حجم زوايا الرابطة أو محاذاة طول الرابطة الكيميائية. ومع ذلك ، لا يمكن اعتبار الجانب الكمي للنموذج مرضيًا ، لأنه لا يسمح بالعديد من التنبؤات المهمة بشأنه آثار جسديةالمرتبطة بالسمات الهيكلية للجزيئات ، على سبيل المثال ، أطياف الإلكترون الضوئية الجزيئية. لاحظ مؤلف مفهوم التهجين نفسه عيوبه بالفعل في أوائل الخمسينيات.

ومع ذلك ، في طور التكوين الأفكار المعاصرةحول بنية المادة ، لعب نموذج تهجين المدارات الذرية دورًا مهمًا. بناءً عليه ، تم تطوير مفاهيم أكثر ملاءمة ، على سبيل المثال ، نظرية تنافر أزواج الإلكترون. لذلك ، بالطبع ، كان نموذج التهجين مرحلة مهمة في التطور الكيمياء النظرية، وفي وصف بعض جوانب التركيب الإلكتروني للجزيئات ، فإنه قابل للتطبيق تمامًا في الوقت الحاضر.

مفهوم التهجين

مفهوم تهجين المدارات الذرية التكافؤاقترحه الكيميائي الأمريكي لينوس بولينج للإجابة على السؤال لماذا ، إذا كانت الذرة المركزية لها مدارات تكافؤ مختلفة (s ، p ، d) ، فإن الروابط التي تكونت بواسطتها في جزيئات متعددة الذرات لها نفس الروابط المتساوية في طاقتها وخصائصها المكانية .

تعتبر الأفكار حول التهجين أساسية لطريقة روابط التكافؤ. التهجين في حد ذاته ليس حقيقيا عملية فيزيائية، ولكن فقط نموذج مناسب للشرح الهيكل الإلكترونيالجزيئات ، على وجه الخصوص ، التعديلات الافتراضية للمدارات الذرية أثناء تكوين رابطة كيميائية تساهمية ، على وجه الخصوص ، محاذاة أطوال الرابطة الكيميائية وزوايا الرابطة في الجزيء.

تم تطبيق مفهوم التهجين بنجاح على الوصف النوعي للجزيئات البسيطة ، ولكن تم توسيعه لاحقًا ليشمل جزيئات أكثر تعقيدًا. على عكس نظرية المدارات الجزيئية ، فهي ليست كمية بشكل صارم ، على سبيل المثال ، فهي غير قادرة على التنبؤ بأطياف الإلكترون حتى لجزيئات بسيطة مثل الماء. يتم استخدامه حاليًا بشكل أساسي للأغراض المنهجية وفي الكيمياء العضوية التركيبية.

ينعكس هذا المبدأ في نظرية Gillespie-Nyholm لتنافر أزواج الإلكترونات. الأول والأكثر قاعدة مهمةوالتي تمت صياغتها على النحو التالي:

"تتخذ الأزواج الإلكترونية مثل هذا الترتيب على غلاف التكافؤ للذرة ، حيث تكون بعيدة عن بعضها البعض قدر الإمكان ، أي أن أزواج الإلكترونات تتصرف كما لو كانت تتنافر."

القاعدة الثانية هي أن "جميع أزواج الإلكترون المدرجة في التكافؤ قذيفة الإلكترون، تقع على نفس المسافة من النواة ".

أنواع التهجين

س التهجين

يحدث عند خلط واحد s- وواحد p-orbitals. تتشكل مدارتان ذريتان sp مكافئتان ، تقعان خطيًا بزاوية 180 درجة وتتجهان نحو جوانب مختلفةمن نواة ذرة كربون. المداري p المتبقيان غير الهجين متبادلان الطائرات العموديةوالمشاركة في تكوين روابط π ، أو تشارك في أزواج وحيدة من الإلكترونات.

س 2 التهجين

يحدث عند خلط واحد s- واثنين من المدارات p. تتكون ثلاثة مدارات هجينة من محاور تقع في نفس المستوى وتوجه إلى رؤوس المثلث بزاوية 120 درجة. المدار الذري p غير الهجين عمودي على المستوى ، وكقاعدة عامة ، يشارك في تكوين روابط π

س 3 التهجين

يحدث عند خلط مدارات واحدة s- وثلاثة مدارات p ، لتشكيل أربعة مدارات هجينة sp3 ذات شكل وطاقة متساويين. يمكن أن تشكل أربع روابط σ مع ذرات أخرى أو أن تمتلئ بأزواج وحيدة من الإلكترونات.

يتم توجيه محاور المدارات sp3-hybrid إلى رؤوس رباعي السطوح المنتظم. تبلغ الزاوية الرباعية السطوح بينهما 109 ° 28 "، وهو ما يتوافق مع أقل طاقة تنافر للإلكترون.يمكن أيضًا أن تشكل مدارات Sp3 أربع روابط σ مع ذرات أخرى أو أن تمتلئ بأزواج من الإلكترونات غير المشتركة.

التهجين والهندسة الجزيئية

تكمن أفكار حول تهجين المدارات الذرية في أساس نظرية جيلسبي نيهولم حول تنافر أزواج الإلكترونات. يتوافق كل نوع من التهجين مع اتجاه مكاني محدد بدقة للمدارات الهجينة للذرة المركزية ، مما يسمح باستخدامه كأساس للمفاهيم الفراغية الكيميائية في العالم. الكيمياء العضوية.

يوضح الجدول أمثلة على المراسلات بين أكثر أنواع التهجين شيوعًا والبنية الهندسية للجزيئات ، على افتراض أن جميع المدارات الهجينة تشارك في تكوين روابط كيميائية (لا توجد أزواج إلكترونية غير مشتركة).

نوع التهجين	رقم مدارات هجينة	الهندسة	بنية	أمثلة
ص	2	خطي		BeF 2 ، CO 2 ، NO 2 +
sp 2	3	الثلاثي		BF 3 ، NO 3 - ، CO 3 2-
sp 3	4	رباعي السطوح		CH 4 ، ClO 4 - ، SO 4 2- ، NH 4 +
dsp2	4	مربع مسطح		Ni (CO) 4 ، XeF 4
sp 3 د	5	سداسي السطوح		PCl 5 ، AsF 5
sp 3 د 2	6	ثماني السطوح		SF6 ، Fe (CN) 6 3- ، CoF 6 3-

الروابط

المؤلفات

• بولينج ل.طبيعة الرابطة الكيميائية / لكل. من الانجليزية. إم إي دياتكينا. إد. الأستاذ. يا ك. سيركينا. - م ؛ لام: Goshimizdat ، 1947. - 440 ص.
• بولينج ل. كيمياء عامة. لكل. من الانجليزية. - م: مير ، 1974. - 846 ص.
• مينكين في آي ، سيمكين بي يا ، مينيايف ر م.نظرية تركيب الجزيئات. - روستوف أون دون: فينيكس ، 1997. - س 397-406. - ردمك 5-222-00106-7
• جيليسبي ر.هندسة الجزيئات / لكل. من الانجليزية. E. Zasorina و V. S. Mastryukov ، ed. يو. أ. بنتينا. - م: مير ، 1975. - 278 ص.

أنظر أيضا

ملحوظات

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

المشكلة 261.
ما هي أنواع تهجين الكربون AO التي تتوافق مع تكوين جزيئات CH 4 ، ج 2 س 6 ، ج 2 س 4 ، ج 2 س 2؟
المحلول:
أ) في جزيئات CH 4 و C 2 H 6 تحتوي طبقة إلكترون التكافؤ في ذرة الكربون على أربعة أزواج من الإلكترونات:

لذلك ، ستتم إزالة السحب الإلكترونية لذرة الكربون في جزيئات CH 4 ، C 2 H 6 إلى أقصى حد من بعضها البعض أثناء تهجين sp3 ، عندما يتم توجيه محاورها إلى رؤوس رباعي الوجوه. في هذه الحالة ، في جزيء CH 4 ، ستشغل ذرات الهيدروجين جميع رؤوس رباعي الوجوه ، بحيث يكون لجزيء CH تكوين رباعي السطوح مع ذرة كربون في مركز رباعي الوجوه. في جزيء C 2 H 6 ، تحتل ذرات الهيدروجين ثلاث رؤوس من رباعي الوجوه ، ويتم توجيه سحابة الإلكترون الشائعة لذرة كربون أخرى إلى الرأس الرابع ، أي ذرتان من الكربون متصلتان ببعضهما البعض. يمكن تمثيل ذلك من خلال الرسوم البيانية:

ب) في جزيء C 2 H 4 ، طبقة إلكترون التكافؤ لذرة الكربون ، كما في جزيئات CH 4 ، C 2 H 6. يحتوي على أربعة أزواج من الإلكترونات:

أثناء تكوين C 2 H 4 ، يتم تكوين ثلاث روابط تساهمية وفقًا للآلية المعتادة ، أي هي - روابط ، وواحد - - - رابط. عندما يتم تكوين جزيء C2H4 ، فإن كل ذرة كربون تحتوي على ذرتين من الهيدروجين - روابط ومع بعضها البعض ، سندات ، رابطة واحدة وواحدة. الغيوم الهجينة المقابلة هذا النوعتوجد عمليات التهجين في ذرة الكربون بحيث يكون التفاعل بين الإلكترونات في حده الأدنى ، أي بعيدًا قدر الإمكان. يعتبر هذا الترتيب لذرات الكربون (رابطان مزدوجان بين ذرات الكربون) نموذجيًا لتهجين sp 2 للكربون AOs. أثناء التهجين sp 2 ، يتم توجيه سحب الإلكترون في ذرات الكربون في اتجاهات ملقاة على نفس المستوى وتصنع زوايا 120 0 مع بعضها البعض ، أي نحو القمة مثلث قائم. في جزيء الإيثيلين ، تشارك ثلاثة مدارات هجينة sp 2 لكل ذرة كربون في تكوين - روابط ، اثنتان بين ذرتين من الهيدروجين وواحدة مع ذرة الكربون الثانية ، و - تتشكل الرابطة بسبب سحب الإلكترون لكل منها ذرة كربون. الصيغة الهيكليةستبدو جزيئات C 2 H 4 كما يلي:

ج) في جزيء C 2 H 2 ، تحتوي طبقة إلكترون التكافؤ لذرة الكربون على أربعة أزواج من الإلكترونات:

الصيغة البنائية C 2 N 2 لها الشكل:

تحتوي كل ذرة كربون على زوج إلكترون واحد مع ذرة هيدروجين وثلاثة أزواج إلكترون مع ذرة كربون أخرى. وهكذا ، في جزيء الأسيتيلين ، ترتبط ذرات الكربون ببعضها البعض بواسطة رابطة واحدة وثنائية. كل ذرة كربون مرتبطة بالهيدروجين. يشارك اثنان من sp-hybrid AOs في تكوين -bonds ، والتي توجد بالنسبة لبعضها البعض بحيث يكون التفاعل بينهما ضئيلًا ، أي بعيدًا قدر الإمكان. لذلك ، أثناء التهجين sp ، يتم توجيه سحب الإلكترون بين ذرات الكربون في اتجاهات متعاكسة بالنسبة لبعضها البعض ، أي زاوية بين سندات C-Cهو 180 0. لذلك ، جزيء C 2 H 2 له بنية خطية:

المشكلة 262.
حدد نوع تهجين السيليكون AO في جزيئات SiH 4 و SiF 4. هل هذه الجزيئات قطبية؟
المحلول:
في جزيئات SiH 4 و SiF 4 ، تحتوي طبقة إلكترون التكافؤ على أربعة أزواج من الإلكترونات:

لذلك ، في كلتا الحالتين ، ستتم إزالة السحب الإلكترونية لذرة السيليكون إلى أقصى حد من بعضها البعض أثناء تهجين sp 3 ، عندما يتم توجيه محاورها نحو رؤوس رباعي الوجوه. في هذه الحالة ، في جزيء SiH 4 ، يتم احتلال جميع رؤوس رباعي الوجوه بواسطة ذرات الهيدروجين ، وفي جزيء SiF 4 ، بواسطة ذرات الفلور ، بحيث يكون لهذه الجزيئات تكوين رباعي السطوح مع ذرة سيليكون في مركز رباعي الوجوه:

في جزيئات SiH 4 و SiF 4 رباعية السطوح ، تعوض اللحظات ثنائية القطب في روابط Si-H و Si-F بعضها البعض ، بحيث تكون لحظات ثنائي القطب الكلي لكلا الجزيئين مساوية للصفر. هذه الجزيئات غير قطبية ، على الرغم من قطبية روابط Si-H و Si-F.

المشكلة 263.
في جزيئات SO 2 و SO 3 ، تكون ذرة الكبريت في حالة تهجين sp 2. هل هذه الجزيئات قطبية؟ ما هو هيكلها المكاني؟
المحلول:
أثناء التهجين sp 2 ، توجد السحب الهجينة في ذرة الكبريت في اتجاهات تقع في نفس المستوى وتصنع زوايا 120 0 مع بعضها البعض ، أي موجهة نحو رؤوس مثلث متساوي الأضلاع.

أ) في جزيء SO 2 ، يشكل اثنان من sp 2 الهجين AOs رابطة مع ذرتين من الأكسجين ، وسيشغل المدار الهجين الثالث sp 2 زوج إلكترون حر. سيقوم زوج الإلكترون هذا بتحويل مستوى الإلكترون وسيأخذ جزيء SO 2 شكل مثلث غير منتظم ، أي لن تساوي زاوية OSO 120 0. لذلك ، سيكون لجزيء SO 2 شكل زاوي مع تهجين sp 2 لمدارات الذرة ، الهيكل:

في جزيء SO 2 ، لا يحدث التعويض المتبادل للحظات ثنائية القطب لروابط S-O ؛ سيكون للعزم ثنائي القطب لمثل هذا الجزيء قيمة فوق الصفر، بمعنى آخر. الجزيء قطبي.

ب) في جزيء SO3 الزاوية ، تشكل جميع AO الهجين الثلاثة sp2 روابط مع ثلاث ذرات أكسجين. سيكون لجزيء SO 3 شكل مثلث مسطح مع تهجين sp 2 لذرة الكبريت:

في جزيء SO 3 الثلاثي ، فإن اللحظات ثنائية القطب في روابط S-O تعوض بعضها البعض ، بحيث تكون العزم الكلي ثنائي القطب صفراً ، ويكون الجزيء قطبيًا.

المهمة 264.
عندما يتفاعل SiF4 مع HF ، يتشكل حمض قوي H 2 SiF 6 ، والذي يتفكك إلى H + و SiF 6 2- أيونات. هل يمكن أن يستمر التفاعل بين CF4 و HF بطريقة مماثلة؟ حدد نوع تهجين السيليكون AO في SiF 6 2- أيون.
المحلول:
أ) عند الإثارة ، تنتقل ذرة السيليكون من الحالة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 إلى الحالة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 ، والبنية الإلكترونية لمدارات التكافؤ تتوافق مع المخطط :

يمكن أن تشارك الإلكترونات الأربعة غير المزدوجة لذرة السيليكون المثارة أربعةالروابط التساهمية بالآلية المعتادة مع ذرات الفلور (1s 2 2s 2 2p 5) بها إلكترون واحد غير متزاوج مع تكوين جزيء SiF 4.

عندما يتفاعل SiF 4 مع HF ، يتشكل حمض H 2 SiF 6. هذا ممكن لأن جزيء SiF 4 له مدارات ثلاثية الأبعاد مجانية ، بينما يحتوي أيون F (1s 2 2s 2 2p 6) على أزواج حرة من الإلكترونات. يتم إجراء الاتصال وفقًا لآلية متلقي المانح بسبب زوج من الإلكترونات لكل من الأيونات F - (HF ↔ H + + F -) ومدارات ثلاثية الأبعاد مجانية لجزيء SiF 4. في هذه الحالة ، يتم تكوين أيون SiF 6 2- ، والذي باستخدام أيونات H + يشكل جزيء حمض H 2 SiF 6.

ب) يمكن أن يتشكل الكربون (1s 2 2s 2 2p 2) ، مثل السيليكون ، مركب CF 4 ، ولكن سيتم استنفاد احتمالات التكافؤ لذرة الكربون (لا توجد إلكترونات غير متزاوجة ، وأزواج حرة من الإلكترونات ومدارات تكافؤ حرة في مستوى التكافؤ). مخطط هيكل مدارات التكافؤ لذرة الكربون المثارة له الشكل:

عندما يتشكل CF 4 ، يتم احتلال جميع مدارات التكافؤ للكربون ، لذلك لا يمكن تكوين أيون.

في جزيء SiF 4 ، تحتوي طبقة إلكترون التكافؤ لذرة السيليكون على أربعة أزواج من الإلكترونات:

لوحظ نفس الشيء بالنسبة لجزيء CF 4. لذلك ، في كلتا الحالتين ، ستتم إزالة السحب الإلكترونية لذرات السيليكون والكربون إلى أقصى حد من بعضها البعض أثناء تهجين sp3. عندما يتم توجيه محاورها إلى رؤوس رباعي الوجوه:

في عام 1930 ، طور سلاتر ول. بولينج نظرية تكوين الرابطة التساهمية بسبب تداخل المدارات الإلكترونية - طريقة روابط التكافؤ. تعتمد هذه الطريقة على طريقة التهجين ، التي تصف تكوين جزيئات المواد بسبب "خلط" المدارات الهجينة ("الخلط" ليس إلكترونات ، بل مدارات).

تعريف

تهجين- اختلاط المدارات ومواءمتها في الشكل والطاقة. لذلك ، عند مزج المدارات s- و p ، نحصل على نوع التهجين من المدارات sp و s- و 2 p - sp 2 و s- و 3 p-orbitals - sp 3. هناك أنواع أخرى من التهجين ، على سبيل المثال ، sp 3 d ، sp 3 d 2 وأكثر تعقيدًا.

تحديد نوع تهجين الجزيئات برابطة تساهمية

من الممكن تحديد نوع التهجين فقط للجزيئات ذات الرابطة التساهمية من النوع AB n ، حيث n أكبر من أو يساوي اثنين ، و A هي الذرة المركزية ، و B هي الرابطة. فقط مدارات التكافؤ للذرة المركزية تدخل في التهجين.

دعونا نحدد نوع التهجين باستخدام جزيء BeH 2 كمثال.

في البداية نكتب التكوينات الإلكترونيةالذرة المركزية و ligand ، ارسم الصيغ الإلكترونية الرسومية.

تحتوي ذرة البريليوم (الذرة المركزية) على مدارات شاغرة 2p ، لذلك ، من أجل قبول إلكترون واحد من كل ذرة هيدروجين (يجند) لتشكيل جزيء BeH 2 ، يجب أن تدخل في حالة الإثارة:

يحدث تكوين جزيء BeH 2 بسبب تداخل مدارات التكافؤ في ذرة Be

* يشير اللون الأحمر إلى إلكترونات الهيدروجين والأسود يشير إلى البريليوم.

يتم تحديد نوع التهجين بواسطة المدارات المتداخلة ، وبالتالي يكون جزيء BeH2 في تهجين sp.

بالإضافة إلى جزيئات التركيب AB n ، يمكن أن تحدد طريقة روابط التكافؤ نوع تهجين الجزيئات ذات الروابط المتعددة. ضع في اعتبارك جزيء الإيثيلين C 2 H 4 كمثال. يحتوي جزيء الإيثيلين على رابطة مزدوجة متعددة ، والتي تتكون من و -bonds. لتحديد التهجين ، نكتب التكوينات الإلكترونية ونرسم الصيغ الإلكترونية للذرات التي يتكون منها الجزيء:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

تحتوي ذرة الكربون على مدار p شاغر آخر ، لذلك ، من أجل قبول 4 ذرات هيدروجين ، يجب أن تنتقل إلى حالة الإثارة:

مطلوب مدار p واحد لتشكيل a -bond (مظلل باللون الأحمر) ، نظرًا لأن -bond يتكون من تداخل مدارات p "نقية" (غير هجينة). تذهب مدارات التكافؤ المتبقية إلى التهجين. وهكذا ، يكون الإيثيلين في تهجين sp 2.

تحديد التركيب الهندسي للجزيئات

يمكن عمل التركيب الهندسي للجزيئات ، وكذلك الكاتيونات والأنيونات لتكوين AB n باستخدام طريقة Gillespie. تعتمد هذه الطريقة على أزواج التكافؤ من الإلكترونات. لا يتأثر التركيب الهندسي بالإلكترونات المشاركة في تكوين رابطة كيميائية فحسب ، بل يتأثر أيضًا بأزواج الإلكترونات غير المشتركة. يتم تحديد كل زوج وحيد من الإلكترونات في طريقة Gillespie E ، والذرة المركزية هي A ، والروابط هي B.

إذا لم تكن هناك أزواج إلكترونية غير مشتركة ، فيمكن أن يكون تكوين الجزيئات هو AB 2 ( هيكل خطيجزيئات) ، AB 3 (هيكل مثلث مسطح) ، AB4 (هيكل رباعي السطوح) ، AB 5 (هيكل ثلاثي الهرمونات) و AB 6 (هيكل ثماني السطوح). يمكن الحصول على المشتقات من الهياكل الأساسية إذا ظهر زوج إلكترون غير مشترك بدلاً من يجند. على سبيل المثال: AB 3 E (هيكل هرمي) ، AB 2 E 2 (التركيب الزاوي للجزيء).

لتحديد التركيب الهندسي (التركيب) للجزيء ، من الضروري تحديد تركيبة الجسيم ، والتي يتم حساب عدد أزواج الإلكترون المنفردة (NEP) من أجلها:

نيب = ( الرقم الإجماليإلكترونات التكافؤ - عدد الإلكترونات المستخدمة لتكوين رابطة مع الروابط) / 2

الرابطة مع H ، Cl ، Br ، I ، F تأخذ إلكترونًا واحدًا من A ، الرابطة مع O تأخذ إلكترونين لكل منهما ، والرابطة مع N تأخذ 3 إلكترونات من الذرة المركزية.

ضع في اعتبارك مثال جزيء BCl 3. الذرة المركزية هي ب.

5 ب 1s 2 2s 2 2p 1

NEP \ u003d (3-3) / 2 \ u003d 0 ، لذلك لا توجد أزواج إلكترونية غير مشتركة والجزيء له بنية AB 3 - مثلث مسطح.

يتم عرض التركيب الهندسي المفصل لجزيئات التراكيب المختلفة في الجدول. واحد.

الجدول 1. الهيكل المكانيالجزيئات

صيغة الجزيء	نوع التهجين		نوع الجزيء	هندسة الجزيئات
				خطي
				الثلاثي
				رباعي الوجوه
				الهرم الثلاثي
				مثلث ثنائي الهرمون
				ديسفينويد
				على شكل حرف T.
				خطي
				هرم مربع

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

ممارسه الرياضه	باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، حدد نوع تهجين جزيء الميثان (CH 4) وهيكله الهندسي وفقًا لطريقة Gillespie
المحلول	6 C 2s 2 2s 2 2p 2