RIIGI AUTONOOMNE HARIDUSASUTUS

KESKKUTSEHARIDUS NOVOSIBIRSKI PIIRKONNAS

"KUPINSKY MEDITSIINIKOLLEDŽ"

TÖÖRIISTAD

« »

jaoks iseseisev tööõpilased

keemias

Sektsioon: Orgaaniline keemia

Teema: Üksus orgaaniline keemia.

Orgaaniliste ühendite struktuuri teooria

Eriala: 34.02.01 "Õendus" 1 kursus

Kupino

2015 õppeaasta

Arutati koosolekul

aine - tsükliline metoodiline komisjon kohta

üldhariduslikud erialad, üldhumanitaar- ja

sotsiaalmajanduslik, matemaatiline

ja loodusteaduste tsükkel

Protokoll aastast 2015

esimees __________________ /______________________/

Vede Irina Viktorovna

Selgitav märkus metoodilise juhendi juurde

Tööriistakomplekt mõeldud süvaõpe Teemad « Süsinikuaatomite hübridisatsiooni tüübid ».

Praktika näitab, et paljudel õpilastel on raske kindlaks teha süsinikuaatomite ja liikide hübridisatsiooni tüüpe keemiline side orgaaniliste ühendite uurimisel.

Käsiraamatu eesmärk on aidata õpilastel õppida tuvastama süsinikuaatomite hübridisatsiooni tüüpe ja keemiliste sidemete tüüpe. orgaanilised ühendid. See juhend on soovitatav 34.02.01 Õdenduse eriala 1. kursuse üliõpilastele. Kasutusjuhend sisaldab teoreetiline materjal teemal, tabelid teadmiste süstematiseerimiseks, harjutused iseseisvaks tööks ja üksikasjalikud vastused iga ülesande kohta.

Käsiraamat on suunatud iseseisva töö oskuste arendamisele õppematerjal, teabe otsimine ja kasutamine, moodustamine ja arendamine loovus, suurenenud huvi distsipliini vastu.

Olen alati valmis õppima

aga mulle see alati ei meeldi

kui nad mind õpetavad

W. Churchill

Süsinikuaatomite hübridisatsiooni tüübid

Süsinikuaatomi elektrooniline struktuur põhiolekus on 1s 2 2s 2 2p 2, 2. tasandi p-orbitaalidel on kaks paaritut elektroni. See võimaldab süsinikuaatomil vahetusmehhanismi abil moodustada ainult kaks kovalentset sidet. Kõigis orgaanilistes ühendites moodustab süsinik aga neli kovalentset sidet, mis saab võimalikuks aatomiorbitaalide hübridisatsiooni tulemusena.

Hübridiseerumine on lähedaste energiaväärtustega aatomiorbitaalide interaktsioon, millega kaasneb uute "hübriidsete" orbitaalide teke.

Hübridiseerimine on protsess, mis nõuab energiakulusid, kuid need kulud on enam kui kompenseeritud tekke käigus vabaneva energiaga rohkem kovalentsed sidemed. tekkivad "hübriidsed" orbitaalid on asümmeetrilise hantli kujulised ja erinevad järsult süsinikuaatomi algorbitaalidest.

Süsinikuaatomi jaoks on võimalik kolme tüüpi hübridisatsiooni: sp 3 - hübridiseerimine- interakteeruvad orbitaalid on näidatud siniste nooltega:

sp 2 - hübridiseerimine:

sp hübridisatsioon:

Süsinikuaatomi hübriidorbitaalid on võimelised osalema ainult -sidemete moodustamises, hübridisatsioonist mõjutamata p-orbitaalid moodustavad ainult -sidemeid. Just see omadus määrab ruumiline struktuur orgaanilised molekulid.

Hübridiseerimine
süsiniku aatomiorbitaalid

Kovalentne keemiline side moodustub, kasutades tavalisi sidemega elektronpaare, mis on järgmised:

Moodustavad keemilise sideme, s.t. ainult paardumata elektronid võivad luua ühise elektronipaari teisest aatomist pärineva "võõra" elektroniga. Elektrooniliste valemite kirjutamisel paiknevad paardumata elektronid ükshaaval orbiidirakus.
aatomi orbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis aatomi tuuma ümber. Elektronipilv on ruumipiirkond, millest elektron võib suure tõenäosusega leida.
Kokkuleppeks elektrooniline struktuur süsinikuaatom ja selle elemendi valents kasutavad süsinikuaatomi ergastamise mõistet. Tavalises (ergastamata) olekus on süsinikuaatomil kaks paaritut 2 R 2 elektroni. Ergastatud olekus (kui energia neeldub) üks kahest s 2-elektronid võivad üle minna vabaks R- orbitaalne. Seejärel ilmub süsinikuaatomisse neli paaritut elektroni:

Tuletage see meelde elektrooniline valem aatom (näiteks süsiniku 6 jaoks C - 1 s 2 2s 2 2lk 2) suured numbrid tähtede ees - 1, 2 - näitavad energiataseme numbrit. Kirjad s ja R näitavad elektronipilve (orbitaalide) kuju ja tähtede kohal paremal olevad numbrid näitavad elektronide arvu antud orbitaalil. Kõik s- sfäärilised orbitaalid:

Teisel energia tase välja arvatud 2 s- seal on kolm orbitaali 2 R-orbitaalid. Need 2 R-orbitaalid on ellipsoidse kujuga, mis sarnanevad hantlitega ja on ruumis orienteeritud üksteise suhtes 90 ° nurga all. 2 R- Orbitaalid tähistavad 2 R X , 2R y ja 2 R z vastavalt telgedele, mida mööda need orbitaalid paiknevad.

Kuju ja suund
p-elektronide orbitaalid

Keemiliste sidemete moodustumisel omandavad elektronorbitaalid sama kuju. Jah, sisse küllastunud süsivesinikud segatud üks s-orbitaalne ja kolm R-süsinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad neli identset (hübriidset) sp 3-orbitaalid:

See - sp 3 - hübridisatsioon.
Hübridiseerimine– aatomiorbitaalide joondamine (segamine) s ja R) uute aatomiorbitaalide moodustumisega, nn hübriidorbitaalid.

Neli sp 3 hübriidorbitaali
süsiniku aatom

Hübriidorbitaalidel on asümmeetriline kuju, mis on kinnitatud aatomi poole piklik. Elektronpilved tõrjuvad üksteist ja asuvad ruumis üksteisest võimalikult kaugel. Samal ajal teljed neli sp 3-hübriidorbitaalid osutuvad suunatud tetraeedri tippudele (korrapärane kolmnurkne püramiid).
Seega on nende orbitaalide vahelised nurgad tetraeedrilised, võrdne 109°28".
Elektronide orbitaalide tipud võivad kattuda teiste aatomite orbitaalidega. Kui elektronpilved kattuvad piki aatomite keskpunkte ühendavat joont, siis sellist kovalentset sidet nimetatakse sigma ( )-võlakiri. Näiteks C 2 H 6 etaani molekulis moodustub keemiline side kahe süsinikuaatomi vahel kahe hübriidorbitaali kattumisel. See on ühendus. Lisaks iga süsinikuaatomi oma kolmega sp 3-orbitaalid kattuvad s-kolme vesinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad kolm -sidet.

Kattuvate elektronpilvede skeem
etaani molekulis

Süsinikuaatomi jaoks on kolm võimalust. valentsolekud Koos erinevat tüüpi hübridisatsioon. Välja arvatud sp 3-hübridisatsioon on olemas sp 2 - ja sp- hübridiseerimine.
sp 2 -Hübridiseerimine- ühe segamine s- ja kaks R-orbitaalid. Selle tulemusena kolm hübriidi sp 2 -orbitaalid. Need sp 2 orbitaali asuvad samal tasapinnal (telgedega X, juures) ja on suunatud kolmnurga tippudele, mille orbitaalide vaheline nurk on 120°. hübridiseerimata
R-orbital on risti kolme hübriidi tasapinnaga sp 2 orbitaali (orienteeritud piki telge z). Ülemine pool R-orbitaalid on tasapinnast kõrgemal, alumine pool tasandist allpool.
Tüüp sp Süsiniku 2-hübridiseerumine toimub kaksiksidemega ühendites: C=C, C=O, C=N. Veelgi enam, ainult üks kahe aatomi vaheline side (näiteks C=C) võib olla side. (Teised aatomi sideorbitaalid on suunatud vastasküljed.) Teine side tekib mittehübriidse kattumise tulemusena R-orbitaalid mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Orbitaalid (kolm sp 2 ja üks p)
süsinikuaatom sp 2 hübridisatsioonis

Kovalentne side, mis moodustub külgmise kattumise teel R-nimetatakse naabersüsinikuaatomite orbitaale pi( )-võlakiri.

Haridus
- side

Orbitaalide väiksema kattumise tõttu on -side vähem tugev kui -side.
sp-Hübridiseerimine on ühe segunemine (vormi ja energia joondamine). s- ja üks
R-orbitaalid kahe hübriidi moodustumisega sp-orbitaalid. sp- Orbitaalid asuvad samal joonel (180 ° nurga all) ja on suunatud süsinikuaatomi tuumast vastassuunas. Kaks
R-orbitaalid jäävad hübridiseerimata. Need asetatakse üksteisega risti.
suunad – ühendused. Pildi peal sp-orbitaalid on näidatud piki telge y ja hübridiseerimata kaks
R-orbitaalid - piki telge X ja z.

Aatomiorbitaalid (kaks sp ja kaks p)
süsinik sp-hübridisatsiooni olekus

Kolmekordne süsinik-süsinik side CC koosneb -sidemest, mis tekib kattumisel
sp-hübriidorbitaalid ja kaks -sidemeid.
Seos selliste süsinikuaatomi parameetrite vahel nagu seotud rühmade arv, hübridisatsiooni tüüp ja moodustunud keemiliste sidemete tüübid on näidatud tabelis 4.

Süsiniku kovalentsed sidemed

Rühmade arv,
seotud
süsinikuga

Tüüp
hübridisatsioon

Tüübid
osalevad
keemilised sidemed

Näited liitvalemitest

sp 3

Neli - side

sp 2

Kolm - side ja
üks on ühendus

sp

Kaks - side
ja kaks ühendust

H-CC-H

Harjutused.

1. Milliseid aatomite elektrone (näiteks süsiniku või lämmastiku) nimetatakse paarituteks?

2. Mida tähendab mõiste "jagatud elektronpaarid" kovalentse sidemega ühendites (näiteks CH 4 või H2S )?

3. Millised on aatomite elektroonilised olekud (näiteks FROM või N ) nimetatakse põhilisteks ja millised on põnevil?

4. Mida tähendavad numbrid ja tähed aatomi elektroonilises valemis (näiteks FROM või N )?

5. Mis on aatomiorbitaal? Mitu orbitaali on aatomi teisel energiatasemel FROM ja kuidas need erinevad?

6. Mis vahe on hübriidorbitaalidel ja algsetel orbitaalidel, millest need moodustati?

7. Milliseid hübridisatsioonitüüpe tuntakse süsinikuaatomi jaoks ja mis need on?

Vastused harjutustele

1. Elektrone, mida on üks orbitaali kohta, nimetatakse paarituteks elektronideks. Näiteks ergastatud süsinikuaatomi elektronide difraktsioonivalemis on neli paardumata elektroni ja lämmastikuaatomil kolm:

2. Kaht elektroni, mis osalevad ühe keemilise sideme moodustumisel, nimetatakse ühiseks elektronide paar. Tavaliselt kuulus enne keemilise sideme moodustumist üks selle paari elektronidest ühele aatomile ja teine ​​elektron teisele aatomile:

3. Aatomi elektroonilist olekut, milles jälgitakse elektrooniliste orbitaalide täitumise järjekorda: 1s 2, 2s 2, 2p 2, 3s 2, 3p 2, 4s 2, 3d 2, 4p 2 jne, nimetatakse maapinnaks. olek. Ergastatud olekus hõivab üks aatomi valentselektronidest suurema energiaga vaba orbitaali, sellise üleminekuga kaasneb paaritud elektronide eraldumine. Skemaatiliselt on see kirjutatud nii:

Kui põhiolekus oli ainult kaks valentspaarita elektroni, siis ergastatud olekus on selliseid elektrone neli.

5. Aatomiorbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis antud aatomi tuuma ümber. Süsinikuaatomi teisel energiatasemel on neli orbitaali - 2s, 2p x, 2p y, 2p z. Need orbitaalid on:
a) elektronpilve kuju (s on pall, p on hantel);
b) p-orbitaalid on ruumis erineva orientatsiooniga - piki vastastikku risti olevaid telgesid x, y ja z tähistatakse p x, p y, p z.

6. Hübriidorbitaalid erinevad algsetest (mittehübriidsetest) orbitaalidest kuju ja energia poolest. Näiteks s-orbitaal on sfääri kuju, p on sümmeetriline figuur-kaheksa, sp-hübriidorbitaal on asümmeetriline kuju-kaheksa.
Energiaerinevused: E(d)< E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Süsinikuaatomi jaoks on teada kolm hübridisatsiooni tüüpi: sp 3 , sp 2 ja sp (vt 5. õppetunni teksti).

9. -ühendus - kovalentne side, mis on tekkinud orbitaalide frontaalsel kattumisel piki aatomite keskpunkte ühendavat joont.
-side - kovalentne side, mis tekib p-orbitaalide külgmisel kattumisel aatomite keskpunkte ühendava joone mõlemal küljel.
- Sidemed on näidatud ühendatud aatomite vahelise teise ja kolmanda joonega.

10.

Valentssidemete meetod võimaldab visuaalselt selgitada paljude molekulide ruumilisi omadusi. Siiski ei piisa tavalisest orbitaalide kujust, et vastata küsimusele, miks, kui keskaatomil on erinev - s, lk, d- valentsorbitaalid, selle poolt moodustatud sidemed samade asendajatega molekulides osutuvad oma energia- ja ruumiomadustelt samaväärseteks. Kahekümnendatel XIX aastat sajandil pakkus Linus Pauling välja elektronorbitaalide hübridisatsiooni kontseptsiooni. Hübridisatsiooni mõistetakse kui aatomiorbitaalide kuju ja energia joondamise abstraktset mudelit.

Hübriidorbitaalide kuju näited on toodud tabelis 5.

Tabel 5. Hübriid sp, sp 2 , sp 3 orbitaali

Hübridisatsiooni mõistet on seletamisel mugav kasutada geomeetriline kuju molekulid ja sidemenurgad (ülesannete näited 2–5).

Algoritm molekulide geomeetria määramiseks VS-meetodil:

a. Määrake keskne aatom ja terminaalsete aatomitega σ-sidemete arv.

b. Koostage kõigi aatomite elektroonilised konfiguratsioonid, mis moodustavad molekuli, ja väliste elektrooniliste tasandite graafilised kujutised.

sisse. VS-meetodi põhimõtete kohaselt on iga sideme moodustamiseks vaja elektronide paari, üldine juhtum, üks iga aatomi kohta. Kui keskaatomi jaoks pole piisavalt paarituid elektrone, siis tuleks eeldada, et aatom ergastab ühe elektronpaari üleminekuga kõrgemale energiatasemele.

d) Pakkuge välja hübridisatsiooni vajadus ja tüüp, võttes arvesse kõiki sidemeid ja esimese perioodi elementide puhul paarituid elektrone.

e) Tuginedes ülaltoodud järeldustele, kujutage kõigi molekulis olevate aatomite elektroonilisi orbitaale (hübriidseid või mitte) ja nende kattumist. Tehke järeldus molekuli geomeetria ja sidenurkade ligikaudse väärtuse kohta.

e. Määrake sideme polaarsusaste aatomite elektronegatiivsuse väärtuste põhjal (tabel 6) Määrake dipoolmomendi olemasolu positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmete asukoha alusel ja/või molekuli sümmeetria.

Tabel 6. Mõnede elementide elektronegatiivsuse väärtused Paulingi järgi

Ülesannete näited

1. harjutus. Kirjeldage keemilist sidet CO molekulis, kasutades BC meetodit.

Lahendus (joon.25)

a. Koostage kõigi molekuli moodustavate aatomite elektroonilised konfiguratsioonid.

b. Sideme moodustamiseks on vaja luua sotsialiseeritud elektronide paare

Joonis 25. Sidemete moodustumise skeem CO molekulis (ilma orbitaalide hübridisatsioonita)

Järeldus: CO molekulis on kolmikside C≡O

CO molekuli puhul võime eeldada olemasolu sp-mõlema aatomi orbitaalide hübridiseerumine (joon. 26). Paaritud elektronid, mis ei osale sidemete moodustamises, on sisse lülitatud sp hübriidorbitaal.

Joonis 26. Sideme moodustumise skeem CO molekulis (arvestades orbitaalide hübridisatsiooni)

2. ülesanne. VS-meetodi põhjal soovitage BeH 2 molekuli ruumilist struktuuri ja tehke kindlaks, kas molekul on dipool.

Ülesande lahendus on toodud tabelis 7.

Tabel 7. BeH 2 molekuli geomeetria määramine

	Elektrooniline konfiguratsioon		Märkmed
a.			Keskne aatom on berüllium. See peab moodustama vesinikuaatomitega kaks ϭ-sidet
b.	H: 1 s 1 Ole: 2 s 2		Vesinikuaatomil on paaritu elektron, berülliumi aatomil on kõik elektronid paaris, see tuleb viia ergastatud olekusse
sisse.	H: 1 s 1 olla*: 2 s 1 2lk 1		Kui üks vesinikuaatom seostub berülliumiga 2 arvelt s- berülliumi elektron ja teine ​​- tänu 2 lk-berülliumi elektron, siis poleks molekulil sümmeetriat, mis on energeetiliselt põhjendamatu, ning Be-H sidemed ei oleks samaväärsed.
G.	H: 1 s 1 olema*: 2( sp) 2		Tuleks eeldada, et seal sp- hübridisatsioon
d.			Kaks sp-hübriidorbitaalid asuvad 180° nurga all, BeH2 molekul on lineaarne
e.		Elektronegatiivsus χ H = 2,1, χ Be = 1,5, seetõttu on side kovalentne polaarne, elektronide tihedus on nihkunud vesinikuaatomile, sellele tekib väike negatiivne laeng δ–. Berülliumi aatomil δ+. Kuna tõmbekeskused positiivse ja negatiivne laeng langevad kokku (see on sümmeetriline), molekul ei ole dipool.

Sarnased mõttekäigud aitavad kirjeldada molekulide geomeetriat sp 2 - ja sp 3 hübriidorbitaali (tabel 8).

Tabel 8. BF 3 ja CH 4 molekulide geomeetria

3. ülesanne. VS-meetodi põhjal soovitage H 2 O molekuli ruumilist struktuuri ja tehke kindlaks, kas molekul on dipool. Võimalikke lahendusi on kaks, need on toodud tabelites 9 ja 10.

Tabel 9. H 2 O molekuli geomeetria määramine (ilma orbitaalse hübridisatsioonita)

	Elektrooniline konfiguratsioon	Graafiline pilt orbitaalid väline tase	Märkmed
a.
b.	H: 1 s 1O:2 s 2 2lk 4
sisse.			Paarituid elektrone on piisavalt, et moodustada vesinikuaatomitega kaks ϭ-sidet.
G.			hübridisatsiooni võib tähelepanuta jätta.
d.
e.

Seega peab veemolekuli sidenurk olema umbes 90°. Sidemete vaheline nurk on aga ligikaudu 104°.

Seda saab seletada

1) tihedalt asetsevate vesinikuaatomite tõrjumine.

2) Orbitaalide hübridiseerumine (tabel 10).

Tabel 10. H 2 O molekuli geomeetria määramine (arvestades orbitaalide hübridisatsiooni)

	Elektrooniline konfiguratsioon	Välistasandi orbitaalide graafiline esitus	Märkmed
a.			Keskne aatom on hapnik. See peab moodustama vesinikuaatomitega kaks ϭ-sidet.
b.	H: 1 s 1O:2 s 2 2lk 4		Vesinikuaatomil on paaritu elektron, hapnikuaatomil kaks paarita elektroni.
sisse.			Vesinikuaatomil on paaritu elektron, hapnikuaatomil kaks paarita elektroni.
G.			104° nurk viitab olemasolule sp 3 - hübridisatsioon.
d.			Kaks sp 3-hübriidorbitaalid paiknevad ligikaudu 109° nurga all, H 2 O molekul on kujult tetraeedri lähedal, sidenurga vähenemine on seletatav elektronide mittesiduva paari mõjuga.
e.		Elektronegatiivsus χ H = 2,1, χ O = 3,5, seetõttu on side kovalentne polaarne, elektrontihedus on nihkunud hapnikuaatomile, sellele tekib väike negatiivne laeng 2δ– Vesinikuaatomil δ+. Kuna positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed ei lange kokku (ei ole sümmeetriline), on molekuliks dipool.

Sarnane arutluskäik võimaldab selgitada sidenurki ammoniaagi molekulis NH 3 . Hübridiseerumist, mis hõlmab jagamata elektronpaare, eeldatakse tavaliselt ainult II perioodi elementide aatomite orbitaalide puhul. Sidenurgad molekulides H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Sama on täheldatud ka seeriates NH 3, РH 3, AsH 3. Nende molekulide geomeetria kirjeldamisel ei kasutata traditsiooniliselt hübridisatsiooni mõistet või seletatakse tetraeedrinurga vähenemist üksiku paari suureneva mõjuga.

Levinumad hübridisatsioonid on sp, sp 2, sp 3 ja sp 3 d 2. Iga hübridisatsioonitüüp vastab aine molekulide teatud ruumilisele struktuurile.

sp hübridisatsioon. Seda tüüpi hübridisatsiooni täheldatakse siis, kui aatom moodustab kaks sidet elektronide tõttu, mis asuvad s-orbitaalis ja samas p-orbitaalis (sama energiatasemega). Sel juhul moodustub kaks hübriidset q-orbitaali, mis on suunatud vastassuundadele 180º nurga all (joonis 22).

Riis. 22. Sp-hübridisatsiooni skeem

Sp-hübridisatsiooni käigus moodustuvad AB 2 tüüpi lineaarsed kolmeaatomilised molekulid, kus A on keskne aatom, milles hübridisatsioon toimub, ja B on kinnitunud aatomid, milles hübridiseerumist ei toimu. Sellised molekulid moodustuvad berülliumi, magneesiumi, aga ka atsetüleeni (C 2 H 2) ja süsiniku aatomitest. süsinikdioksiid(CO 2).

Näide 5 Selgitage keemilist sidet BeH 2 ja BeF 2 molekulides ning nende molekulide struktuuri.

Lahendus. berülliumi aatomid sisse normaalne seisund ei moodusta keemilisi sidemeid, sest ei sisalda paarituid elektrone (2s 2). Ergastatud olekus (2s 1 2p 1) on elektronid erinevatel orbitaalidel, seetõttu toimub sidemete moodustumisel sp hübridisatsioon vastavalt joonisel fig. 22. Kaks vesiniku või fluori aatomit on seotud kahe hübriidorbitaaliga, nagu on näidatud joonisel fig. 23.

1) 2)

Riis. 23. Molekulide BeH 2 (1) ja BeF 2 (2) moodustumise skeem

Saadud molekulid on lineaarsed, sideme nurk on 180º.

Näide 6 Katseandmete kohaselt on CO 2 molekul lineaarne ning mõlemad süsiniku ja hapniku sidemed on sama pikkusega (0,116 nm) ja energiaga (800 kJ / mol). Kuidas neid andmeid seletatakse?

Lahendus. Neid andmeid süsinikdioksiidi molekuli kohta selgitab järgmine selle moodustumise mudel.

Süsinikuaatom moodustab sidemeid ergastatud olekus, milles tal on neli paaristamata elektroni: 2s 1 2p 3 . Sidemete moodustumisel toimub orbitaalide sp hübridiseerumine. Hübriidorbitaalid on suunatud sirgjooneliselt aatomi tuumast vastassuundades ning ülejäänud kaks puhast (mittehübriidset) p-orbitaali asuvad üksteise ja hübriidorbitaalidega risti. Kõik orbitaalid (hübriidsed ja mittehübriidsed) sisaldavad ühte paaristamata elektroni.

Iga hapnikuaatom, millel on kaks paaristamata elektroni kahel üksteisega risti asetsevas p-orbitaalis, on süsinikuaatomiga seotud s-sideme ja p-sidemega: s-side tekib hübriidse süsiniku orbitaali osalusel ja p-side tekib süsinikuaatomite ja hapniku puhaste p-orbitaalide kattumisel. Sidemete moodustumine CO 2 molekulis on näidatud joonisel. 24.

Riis. 24. CO 2 molekuli moodustumise skeem

Sideme kordsus, mis on võrdne kahega, selgitab suuremat sideme tugevust ja sp hübridisatsioon selgitab molekuli lineaarset struktuuri.

Ühe s ja kahe p orbitaali segunemist nimetatakse sp 2 hübridisatsioon. Selle hübridisatsiooniga saadakse kolm samaväärset q-orbitaali, mis asuvad samal tasapinnal 120º nurga all (joonis 25).

Riis. 25. Sp 2 hübridisatsiooni skeem

Selle hübridisatsiooni käigus moodustunud AB 3 tüüpi molekulid on lameda kujuga täisnurkne kolmnurk mille keskel on A-aatomid ja tippudes B-aatomid. Selline hübridiseerumine toimub boori ja teiste kolmanda rühma elementide aatomites ning süsinikuaatomites C 2 H 4 molekulis ja CO 3 2- ioonis.

Näide 7 Selgitage keemiliste sidemete teket ВН 3 molekulis ja selle struktuuri.

Lahendus. Eksperimentaalsed uuringud näitavad, et BH 3 molekulis asuvad kõik kolm B-H sidet samal tasapinnal, sidemete vahelised nurgad on 120º. Molekuli selline struktuur on seletatav asjaoluga, et paaritute elektronide (2s 1 2p 2) hõivatud valentsorbitaalid segunevad ergastatud olekus booriaatomis ja see moodustab sidemeid sp 2 hübriidorbitaalidega. VN 3 molekuli diagramm on näidatud joonisel. 26.

Riis. 26. ВН 3 molekuli moodustumise skeem

Kui hübridisatsioonis osaleb üks s- ja kolm p-orbitaali ( sp 3 hübridisatsioon), siis selle tulemusena moodustuvad neli hübriidorbitaali, mis on suunatud tetraeedri tippude poole, s.o. orienteeritud üksteise suhtes 109º28¢ (~109,5º) nurga all. Saadud molekulidel on tetraeedriline struktuur. Seda tüüpi hübridiseerimine selgitab küllastunud süsivesinike, halogeenidega süsinikuühendite, paljude räniühendite, ammooniumkatiooni NH4 + jne struktuuri. Klassikaline näide see hübridisatsioon on metaani molekul CH 4 (joonis 27)

Riis. 27. CH 4 molekulis keemiliste sidemete moodustumise skeem

Kui hübridisatsioonis osaleb üks s-, kolm p- ja kaks d-orbitaali ( sp 3 d 2 - hübridisatsioon), siis tekib kuus hübriidorbitaali, mis on suunatud oktaeedri tippudele, s.o. orienteeritud üksteise suhtes 90º nurga all. Saadud molekulidel on oktaeedriline struktuur. Seda tüüpi hübridiseerimine selgitab väävli, seleeni ja telluuri ühendite struktuuri halogeenidega, näiteks SF 6 ja SeF 6, ning paljude kompleksioonidega: 2–, 3– jne. Joonisel fig. 28 näitab väävelheksafluoriidi molekuli moodustumist.

Riis. 28. SF 6 molekuli skeem

Hübriidorbitaale hõlmavad keemilised sidemed on väga tugevad. Kui võtta ühtsuseks "puhaste" s-orbitaalide moodustatud s-sideme energia, siis on sideme energia sp hübridisatsiooni ajal 1,43, sp 2 hübridisatsiooniga 1,99, sp 3 hübridisatsiooniga 2,00 ja sp 3 d 2 hübridisatsiooniga 2,92 . Sideme tugevuse suurenemine on seletatav hübriidorbitaalide täielikuma kattumisega mittehübriidsete orbitaalidega keemilise sideme tekkimisel.

Lisaks vaadeldavatele hübridisatsioonitüüpidele, in keemilised ühendid esineb hübridisatsioone sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3, sp 3 d 3 jt. Sp 2 d hübridisatsiooniga on molekulidel ja ioonidel ruudu kuju, sp 3 d-hübridisatsiooniga - trigonaalse bipüramiidi kuju ja sp 3 d 3 -hübridisatsiooniga - viisnurkse bipüramiidiga. Muud hübridisatsiooni tüübid on haruldased.

Näide 8 Kahe sarnase reaktsiooni võrrandid on antud:

1) CF4 + 2HF = H2CF6; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6

Milline neist on keemiliste sidemete moodustumise seisukohalt võimatu?

Lahendus. H 2 CF 6 tekkeks on vajalik sp 3 d 2 hübridisatsioon, kuid süsinikuaatomis on valentselektronid teisel energiatasemel, milles d-orbitaale pole. Seetõttu on esimene reaktsioon põhimõtteliselt võimatu. Teine reaktsioon on võimalik, kuna sp 3 d 2 hübridisatsioon on ränis võimalik.

süsiniku aatomi mudel

Süsinikuaatomi valentselektronid paiknevad ühel 2s orbitaalil ja kahel 2p orbitaalil. 2p orbitaalid asuvad üksteise suhtes 90° nurga all ja 2s orbitaalil on sfääriline sümmeetria. Seega ei seleta süsinikuaatomi orbitaalide paigutus ruumis sidenurkade 109,5°, 120° ja 180° esinemist orgaanilistes ühendites.

Selle vastuolu lahendamiseks mõiste aatomiorbitaalide hübridisatsioon. Süsinikuaatomi sidemete paigutuse kolme võimaluse olemuse mõistmiseks oli vaja ideid kolme tüüpi hübridisatsiooni kohta.

Hübridisatsiooni kontseptsiooni esilekerkimise võlgneme Linus Paulingule, kes tegi palju keemilise sideme teooria arendamiseks.

Hübridisatsiooni kontseptsioon selgitab, kuidas süsinikuaatom muudab oma orbitaale, moodustades ühendeid. Allpool käsitleme seda orbiidi teisendusprotsessi samm-sammult. Samas tuleb silmas pidada, et hübridisatsiooniprotsessi jaotamine etappideks või etappideks ei ole tegelikult midagi muud kui vaimne seade, mis võimaldab kontseptsiooni loogilisemalt ja kättesaadavamalt esitada. Sellest hoolimata on järeldused süsinikuaatomi sidemete ruumilise orientatsiooni kohta, milleni lõpuks jõuame, täielikult kooskõlas tegelik olukord asjadest.

Süsinikuaatomi elektrooniline konfiguratsioon põhi- ja ergastatud olekus

Vasakpoolne joonis näitab elektrooniline konfiguratsioon süsiniku aatom. Meid huvitab ainult valentselektronite saatus. Esimese sammu tulemusena, mida nimetatakse põnevust või edendamine, liigub üks kahest 2s elektronist vabale 2p orbitaalile. Teises etapis toimub hübridisatsiooniprotsess ise, mida võib mõnevõrra tinglikult ette kujutada ühe s- ja kolme p-orbitaali seguna ning nendest nelja uue identse orbitaali moodustumisena, millest igaüks säilitab s-i omadused. -orbitaal ühe neljandiku ja omadused kolmveerand p-orbitaalide jaoks. Neid uusi orbitaale nimetatakse sp 3 - hübriid. Siin ei tähista ülaindeks 3 mitte orbitaalidel hõivatud elektronide arvu, vaid hübridisatsioonis osalenud p-orbitaalide arvu. Hübriidorbitaalid on suunatud tetraeedri tippudele, mille keskel on süsinikuaatom. Iga sp 3 hübriidorbitaal sisaldab ühte elektroni. Need elektronid osalevad kolmandas etapis sidemete moodustumisel nelja vesinikuaatomiga, moodustades sideme nurgad 109,5°.

sp3 - hübridisatsioon. metaani molekul.

120° sidenurkadega tasapinnaliste molekulide teke on näidatud alloleval joonisel. Siin, nagu sp 3 hübridisatsiooni puhul, on esimene samm ergastus. Teises etapis osalevad hübridisatsioonis üks 2s ja kaks 2p orbitaali, moodustades kolm sp 2 -hübriid orbitaalid, mis asuvad samal tasapinnal üksteise suhtes 120° nurga all.

Kolme sp2 hübriidorbitaali moodustumine

Üks p-rorbitaal jääb hübridiseerimata ja asub risti sp 2 hübriidorbitaalide tasapinnaga. Seejärel (kolmas etapp) kaks kahe süsinikuaatomi sp 2 hübriidorbitaali ühendavad elektronid, moodustades kovalentse sideme. Sellist sidet, mis tekib kahe aatomiorbitaali kattumisel piki aatomituumi ühendavat joont, nimetatakse σ-side.

Sigma- ja pi-sidemete moodustumine etüleeni molekulis

Neljas etapp on teise sideme moodustumine kahe süsinikuaatomi vahel. Side tekib üksteise vastas olevate hübridiseerimata 2p orbitaalide servade kattumise tulemusena ja nn. π-side. Uus molekulaarorbitaal on kahest piirkonnast, mis on hõivatud π-sideme elektronidega - σ-sideme kohal ja all. Mõlemad sidemed (σ ja π) moodustavad koos kaksikside süsinikuaatomite vahel. Ja lõpuks, viimane, viies samm on sidemete moodustamine süsiniku- ja vesinikuaatomite vahel, kasutades nelja ülejäänud sp 2 hübriidorbitaali elektrone.

Kaksikside etüleeni molekulis

Kolmas ja viimane hübridisatsioonitüüp on näidatud lihtsaima molekuli näitel, mis sisaldab kolmikut side, molekulid atsetüleen. Esimene samm on aatomi ergastamine, sama mis varem. Teises etapis toimub ühe 2s ja ühe 2p orbitaali hübridiseerumine kahe orbitaali moodustumisega. sp-hübriid orbitaalid, mis on 180° nurga all. Ja kahe π-sideme moodustamiseks vajalikud kaks 2p orbitaali jäävad muutumatuks.

Kahe sp-hübriidorbitaali teke

Järgmine samm on σ-sideme moodustumine kahe sp-hübridiseeritud süsinikuaatomi vahel, seejärel moodustub kaks π-sidet. Ühe σ side ja kaks π sidet kahe süsiniku vahel koos moodustavad kolmikside. Lõpuks moodustuvad sidemed kahe vesinikuaatomiga. Atsetüleeni molekulil on lineaarne struktuur, kõik neli aatomit asuvad samal sirgel.

Oleme näidanud, kuidas orgaanilise keemia kolm peamist molekulaargeomeetria tüüpi tekivad süsiniku aatomiorbitaalide erinevate transformatsioonide tulemusena.

Molekulis olevate erinevate aatomite hübridisatsiooni tüübi määramiseks võib välja pakkuda kaks meetodit.

1. meetod. Enamik üldine viis sobib kõikidele molekulidele. Sidenurga sõltuvuse põhjal hübridisatsioonist:

a) sidenurgad 109,5°, 107° ja 105° näitavad sp3 hübridisatsiooni;

b) valentsnurk umbes 120° - sp2 - hübridisatsioon;

c) valentsnurk 180°-sp-hübridisatsioon.

2. meetod. Sobib enamikule orgaanilistele molekulidele. Kuna sideme tüüp (üksik-, topelt-, kolmik) on seotud geomeetriaga, on selle hübridisatsiooni tüüp võimalik määrata antud aatomi sidemete olemuse järgi:

a) kõik sidemed on lihtsad - sp 3 -hübridisatsioon;

b) üks kaksikside - sp2-hübridisatsioon;

c) üks kolmikside - sp-hübridisatsioon.

Hübridiseerimine on vaimne operatsioon tavaliste (energeetiliselt kõige soodsamate) aatomiorbitaalide muutmiseks uuteks orbitaalideks, mille geomeetria vastab molekulide eksperimentaalselt määratud geomeetriale.

Jätkamine. Alustuseks vt № 15, 16/2004

5. õppetund
süsiniku aatomiorbitaalid

Kovalentne keemiline side moodustub, kasutades tavalisi sidemega elektronpaare, mis on järgmised:

Moodustavad keemilise sideme, s.t. ainult paardumata elektronid võivad luua ühise elektronipaari teisest aatomist pärineva "võõra" elektroniga. Elektrooniliste valemite kirjutamisel paiknevad paardumata elektronid ükshaaval orbiidirakus.
aatomi orbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis aatomi tuuma ümber. Elektronipilv on ruumipiirkond, millest elektron võib suure tõenäosusega leida.
Süsinikuaatomi elektroonilise struktuuri ja selle elemendi valentsi ühtlustamiseks kasutatakse süsinikuaatomi ergastamise mõisteid. Tavalises (ergastamata) olekus on süsinikuaatomil kaks paaritut 2 R 2 elektroni. Ergastatud olekus (kui energia neeldub) üks kahest s 2-elektronid võivad üle minna vabaks R- orbitaalne. Seejärel ilmub süsinikuaatomisse neli paaritut elektroni:

Tuletage meelde, et aatomi elektroonilises valemis (näiteks süsiniku jaoks 6 C - 1 s 2 2s 2 2lk 2) suured numbrid tähtede ees - 1, 2 - näitavad energiataseme numbrit. Kirjad s ja R näitavad elektronipilve (orbitaalide) kuju ja tähtede kohal paremal olevad numbrid näitavad elektronide arvu antud orbitaalil. Kõik s- sfäärilised orbitaalid:

Teisel energiatasemel, välja arvatud 2 s- seal on kolm orbitaali 2 R-orbitaalid. Need 2 R-orbitaalid on ellipsoidse kujuga, mis sarnanevad hantlitega ja on ruumis orienteeritud üksteise suhtes 90 ° nurga all. 2 R- Orbitaalid tähistavad 2 p x, 2r y ja 2 pz vastavalt telgedele, mida mööda need orbitaalid paiknevad.

Keemiliste sidemete moodustumisel omandavad elektronide orbitaalid sama kuju. Niisiis, küllastunud süsivesinikes üks s-orbitaalne ja kolm R-süsinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad neli identset (hübriidset) sp 3-orbitaalid:

See - sp 3 - hübridisatsioon.
Hübridiseerimine– aatomiorbitaalide joondamine (segamine) s ja R) uute aatomiorbitaalide moodustumisega, nn hübriidorbitaalid.

Hübriidorbitaalidel on asümmeetriline kuju, mis on kinnitatud aatomi poole piklik. Elektronpilved tõrjuvad üksteist ja asuvad ruumis üksteisest võimalikult kaugel. Samal ajal teljed neli sp 3-hübriidorbitaalid osutuvad suunatud tetraeedri tippudele (korrapärane kolmnurkne püramiid).
Seega on nende orbitaalide vahelised nurgad tetraeedrilised, võrdne 109°28".
Elektronide orbitaalide tipud võivad kattuda teiste aatomite orbitaalidega. Kui elektronpilved kattuvad piki aatomite keskpunkte ühendavat joont, siis sellist kovalentset sidet nimetatakse sigma()-side. Näiteks C 2 H 6 etaani molekulis moodustub keemiline side kahe süsinikuaatomi vahel kahe hübriidorbitaali kattumisel. See on ühendus. Lisaks iga süsinikuaatomi oma kolmega sp 3-orbitaalid kattuvad s-kolme vesinikuaatomi orbitaalid, mis moodustavad kolm -sidet.

Kokku on süsinikuaatomi puhul võimalik kolm erinevat tüüpi hübridisatsiooniga valentsolekut. Välja arvatud sp 3-hübridisatsioon on olemas sp 2 - ja sp- hübridiseerimine.
sp 2 -Hübridiseerimine- ühe segamine s- ja kaks R-orbitaalid. Selle tulemusena kolm hübriidi sp 2 -orbitaalid. Need sp 2 orbitaali asuvad samal tasapinnal (telgedega X, juures) ja on suunatud kolmnurga tippudele, mille orbitaalide vaheline nurk on 120°. hübridiseerimata
R-orbital on risti kolme hübriidi tasapinnaga sp 2 orbitaali (orienteeritud piki telge z). Ülemine pool R-orbitaalid on tasapinnast kõrgemal, alumine pool tasandist allpool.
Tüüp sp Süsiniku 2-hübridiseerumine toimub kaksiksidemega ühendites: C=C, C=O, C=N. Veelgi enam, ainult üks kahe aatomi vaheline side (näiteks C=C) võib olla side. (Teised aatomi sideorbitaalid on suunatud vastassuundades.) Teine side tekib mittehübriidse kattumise tulemusena R-orbitaalid mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Kovalentne side, mis moodustub külgmise kattumise teel R-nimetatakse naabersüsinikuaatomite orbitaale pi()-side.

Haridus - side

Orbitaalide väiksema kattumise tõttu on -side vähem tugev kui -side.
sp-Hübridiseerimine on ühe segunemine (vormi ja energia joondamine). s- ja üks
R-orbitaalid kahe hübriidi moodustumisega sp-orbitaalid. sp- Orbitaalid asuvad samal joonel (180 ° nurga all) ja on suunatud süsinikuaatomi tuumast vastassuunas. Kaks
R-orbitaalid jäävad hübridiseerimata. Need asetatakse üksteisega risti.
suunad – ühendused. Pildi peal sp-orbitaalid on näidatud piki telge y ja hübridiseerimata kaks
R-orbitaalid - piki telge X ja z.

Kolmekordne süsinik-süsinik side CC koosneb -sidemest, mis tekib kattumisel
sp-hübriidorbitaalid ja kaks -sidemeid.
Seos selliste süsinikuaatomi parameetrite vahel nagu seotud rühmade arv, hübridisatsiooni tüüp ja moodustunud keemiliste sidemete tüübid on näidatud tabelis 4.

Tabel 4

Süsiniku kovalentsed sidemed

Rühmade arv seotud süsinikuga	Tüüp hübridisatsioon	Tüübid osalevad keemilised sidemed	Näited liitvalemitest
4	sp 3	Neli - ühendused
3	sp 2	Kolm - ühendused ja üks on ühendus
2	sp	Kaks - ühendused ja kaks ühendust	H-CC-H

Harjutused.

1. Milliseid aatomite elektrone (näiteks süsiniku või lämmastiku) nimetatakse paarituteks?

2. Mida tähendab mõiste "jagatud elektronpaarid" kovalentse sidemega ühendites (näiteks CH 4 või H2S )?

3. Millised on aatomite elektroonilised olekud (näiteks C või N ) nimetatakse põhilisteks ja millised on põnevil?

4. Mida tähendavad numbrid ja tähed aatomi elektroonilises valemis (näiteks C või N )?

5. Mis on aatomiorbitaal? Mitu orbitaali on C-aatomi teisel energiatasemel ja kuidas need erinevad?

6. Mis vahe on hübriidorbitaalidel ja algsetel orbitaalidel, millest need moodustati?

7. Milliseid hübridisatsioonitüüpe tuntakse süsinikuaatomi jaoks ja mis need on?

8. Joonistage süsinikuaatomi ühe elektroonilise oleku orbitaalide ruumilise paigutuse pilt.

9. Milliseid keemilisi sidemeid nimetatakse ja mida? Täpsustage-ja-ühendused ühendustes:

10. Alltoodud ühendite süsinikuaatomite puhul märkige: a) hübridisatsiooni tüüp; b) selle keemiliste sidemete tüübid; c) sidenurgad.

1. teema harjutuste vastused

5. õppetund

1. Nimetatakse elektrone, mida on üks orbitaali kohta paarimata elektronid. Näiteks ergastatud süsinikuaatomi elektronide difraktsioonivalemis on neli paardumata elektroni ja lämmastikuaatomil kolm:

2. Nimetatakse kahte elektroni, mis osalevad ühe keemilise sideme moodustumisel ühine elektronpaar. Tavaliselt kuulus enne keemilise sideme moodustumist üks selle paari elektronidest ühele aatomile ja teine ​​elektron teisele aatomile:

3. Aatomi elektrooniline olek, milles jälgitakse elektrooniliste orbitaalide täitumise järjekorda: 1 s 2 , 2s 2 , 2lk 2 , 3s 2 , 3lk 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4lk 2 jne nimetatakse peamine olek. AT põnevil olek aatomi üks valentselektronidest hõivab suurema energiaga vaba orbitaali, sellise üleminekuga kaasneb paaritud elektronide eraldumine. Skemaatiliselt on see kirjutatud nii:

Kui põhiolekus oli ainult kaks valentspaarita elektroni, siis ergastatud olekus on selliseid elektrone neli.

5. Aatomiorbitaal on funktsioon, mis kirjeldab elektronipilve tihedust igas ruumipunktis antud aatomi tuuma ümber. Süsinikuaatomi teisel energiatasemel on neli orbitaali - 2 s, 2p x, 2r y, 2pz. Need orbitaalid on:
a) elektronipilve kuju ( s- pall, R- hantel);
b) R-orbitaalid on ruumis erineva orientatsiooniga – piki vastastikku risti asetsevaid telgesid x, y ja z, on need tähistatud p x, r y, pz.

6. Hübriidorbitaalid erinevad algsetest (mittehübriidsetest) orbitaalidest kuju ja energia poolest. Näiteks, s-orbitaal - sfääri kuju, R- sümmeetriline kaheksas, sp-hübriidorbitaal - asümmeetriline kaheksakene.
Energia erinevused: E(s) < E(sp) < E(R). Sellel viisil, sp-orbital - kuju ja energiaga keskmistatud orbitaal, mis saadakse algtähtede segamisel s- ja lk-orbitaalid.

7. Süsinikuaatomi jaoks on teada kolm hübridisatsiooni tüüpi: sp 3 , sp 2 ja sp (vaata 5. õppetunni teksti).

9. -side – kovalentne side, mis tekib orbitaalide frontaalsel kattumisel piki aatomite keskpunkte ühendavat joont.
-side – külgmise kattumise teel tekkinud kovalentne side R-orbitaalid mõlemal pool aatomite keskpunkte ühendavat joont.
- Sidemed on näidatud ühendatud aatomite vahelise teise ja kolmanda joonega.