Vrsta hibridizacije orbitala ugljikovih atoma. Razgovarajmo o tome kako odrediti vrstu hibridizacije

AO hibridizacija- ovo je poravnanje valencije AO u obliku i energiji tijekom stvaranja kemijske veze.

1. U hibridizaciji mogu sudjelovati samo one AO čije su energije dovoljno blizu (na primjer, 2s- i 2p-orbitale atoma).

2. Prazni (slobodni) AO, orbitale s nesparenim elektronima i nepodijeljeni elektronski parovi mogu sudjelovati u hibridizaciji.

3. Kao rezultat hibridizacije nastaju nove hibridne orbitale, koje su orijentirane u prostoru na način da nakon preklapanja s orbitalama drugih atoma, elektronski parovi budu što udaljeniji. Ovo stanje molekule odgovara minimalnoj energiji zbog maksimalnog odbijanja istonabijenih elektrona.

4. Tip hibridizacije (broj AO koji se hibridizira) određen je brojem atoma koji "napadaju" dati atom i brojem nepodijeljenih elektronskih parova u ovom atomu.

Primjer. BF 3 . U trenutku stvaranja veze AO atoma B se preuređuje, prelazeći u pobuđeno stanje: V 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hibridni AO nalaze se pod kutom od 120 o. Molekula ima pravilan oblik trokut(ravna, trokutasta):

3. sp 3 -hibridizacija. Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome 4. skupine ( npr. ugljik, silicij, germanij) u molekulama tipa EH 4, kao i za atom C u dijamantu, molekule alkana, za atom N u molekuli NH 3, NH 4 +, atom O u molekuli H 2 O itd.

Primjer 1 CH 4 . U trenutku stvaranja veze AO atoma C se preuređuje prelazeći u pobuđeno stanje: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hibridni AO smješteni su pod kutom od 109 oko 28".

Primjer 2 NH3 i NH4+.

Elektronska struktura atoma N: 1s 2 2s 2 2p 3 . 3 AO koja sadrže nesparene elektrone i 1 AO koji sadrži nepodijeljeni elektronski par prolaze kroz hibridizaciju. Zbog jačeg odbijanja usamljenog elektronskog para od elektronskih parova s-veza, vezni kut u molekuli amonijaka je 107,3o (bliži tetraedarskom, a ne izravnom).

Molekula ima oblik trigonalne piramide:

Koncepti sp 3 hibridizacije omogućuju objašnjenje mogućnosti nastanka amonijevog iona i ekvivalentnosti veza u njemu.

Primjer 3 H 2 O.

Elektronska struktura atoma O 1s 2 2s 2 2p 4 . 2 AO koji sadrže nesparene elektrone i 2 AO koji sadrže nepodijeljene elektronske parove podvrgavaju se hibridizaciji. Vezni kut u molekuli vode je 104,5° (također bliže tetraedaru nego ravnom).

Molekula ima kutni oblik:

Koncept sp 3 hibridizacije omogućuje objašnjenje mogućnosti stvaranja oksonijevog (hidroksonijevog) iona i stvaranja 4-x od strane svake molekule vodikove veze u strukturi leda.

4. sp 3 d-hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome elemenata 5. skupine (počevši od P) u molekulama tipa EX 5.

Primjer. PCl 5 . Elektronska struktura atoma P u osnovnom i pobuđenom stanju: R 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Oblik molekule - heksaedar (točnije - trigonalna bipiramida):

5. sp 3 d 2 hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome elemenata 6. skupine (počevši od S) u molekulama tipa EX 6.

Primjer. SF6. Elektronska struktura atoma S u osnovnom i pobuđenom stanju: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Oblik molekule - oktaedar :

6. sp 3 d 3 hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome elemenata skupine 7 (počevši od Cl) u molekulama tipa EX 7.

Primjer. IF7. Elektronska struktura atoma F u osnovnom i pobuđenom stanju: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Oblik molekule - dekaedar (točnije - peterokutna bipiramida):

7. sp 3 d 4 hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome elemenata skupine 8 (osim He i Ne) u molekulama tipa EX 8.

Primjer. XeF 8 . Elektronska struktura atoma Xe u osnovnom i pobuđenom stanju: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Oblik molekule - dodekaedar:

Mogu postojati i drugi tipovi AO hibridizacije.

Jedna od zadaća kemije je proučavanje strukture tvari, uključujući i razjašnjenje mehanizma nastanka razne veze iz jednostavne tvari tvore atomi jedne kemijski element. Značajke međudjelovanja atoma, točnije, njihove suprotno nabijene komponente - elektronske ljuske i jezgre - opisane su kao različiti tipovi kemijska veza. Dakle, tvari nastaju kovalentnom vezom, za čiji je opis 1931. američki kemičar L. Pauling predložio model hibridizacije atomske orbitale.

Pojam kovalentne veze

U onim slučajevima kada se u procesu interakcije formira par oblaka valentnih elektrona zajedničkih za dva atoma, govore o kovalentnoj vezi. Kao rezultat njegove pojave, najmanja čestica jednostavno ili složena tvar- molekula.

Jedno od obilježja kovalentne veze je njezina usmjerenost – posljedica složenog oblika elektronske orbitale p, d i f, koje, ne posjedujući sfernu simetriju, imaju određenu prostornu orijentaciju. Još jedan važna značajka ove vrste kemijske veze – zasićenje zbog ograničenog broja vanjskih – valentnih – oblaka u atomu. Zato je postojanje molekule, na primjer, H 2 O, moguće, ali H 5 O nije.

Vrste kovalentne veze

Može doći do stvaranja zajedničkih elektronskih parova različiti putevi. U mehanizmu nastanka kovalentne veze važna uloga glumi prirodu preklapanja oblaka i prostornu simetriju rezultirajućeg oblaka. Prema ovom kriteriju, L. Pauling je predložio razlikovati sljedeće vrste:

Sigma veza (σ) odlikuje se najvećim stupnjem preklapanja duž osi koja prolazi kroz atomske jezgre. Ovdje će gustoća oblaka biti maksimalna.
Pi veza (π) nastaje bočnim preklapanjem, a elektronski oblak, odnosno ima najveća gustoća izvan osi koja povezuje jezgru.

Ove prostorne karakteristike su veliki značaj utoliko što koreliraju s energetskim parametrima kovalentne veze.

Značajke poliatomskih molekula

Pojam hibridizacije uveo je Pauling kako bi objasnio jednu od značajki kovalentnih veza u poliatomskim molekulama. Poznato je da su veze koje formira središnji atom u takvim molekulama identične u prostornom i energetske performanse. To se događa bez obzira na to koje su orbitale (s, p ili d) uključene u formiranje zajedničkog elektronskog para.

Vrlo udobno i dobar primjer za ilustraciju ovog fenomena je ugljikov atom. Ulaskom u kemijsku vezu atom u pobuđenom stanju ima 4 valentne orbitale: 2s, 2p x, 2p y i 2p z. Posljednje tri se razlikuju od 2s orbitale po energiji i obliku. Ipak, u molekuli, na primjer, metana CH 4 sve četiri veze su potpuno ekvivalentne i imaju vezne kutove od 109,5° (dok su p-orbitale smještene pod kutovima od 90°). U drugim ugljikovim spojevima pojavljuju se vezni kutovi od 120° i 180°; u molekulama koje sadrže dušik (amonijak NH 3) i kisik (voda H 2 O) ti su kutovi 107,5° i 104,5°. Pojava takvih veznih kutova također je zahtijevala objašnjenje.

Suština fenomena

Ideja hibridizacije je formiranje prosječnih orbitala preklapajućim elektronskim oblacima drugačiji tip s bliskim energetskim vrijednostima - s, p, ponekad d. Broj rezultirajućih – hibridnih – orbitala odgovara broju oblaka koji se preklapaju. Budući da je orbitala definirajuća vjerojatnost pronalaska elektrona u određenoj točki u atomu, hibridna orbitala je superpozicija valne funkcije, koji se javlja kao rezultat elektroničkih prijelaza kada je atom pobuđen. To dovodi do pojave ekvivalentnih valnih funkcija koje se razlikuju samo u smjeru.

Hibridne orbitale su energetski ekvivalentne i imaju isti oblik u obliku osmerca, koji ima jaku asimetriju u odnosu na jezgru. Na hibridizaciju se troši manje energije nego što se oslobađa pri stvaranju jake kovalentne veze s hibridnim orbitalama, pa je ovaj proces energetski povoljan, odnosno najvjerojatniji.

hibridizacija orbitala i geometrija molekula

moguće razne opcije preklapanje (miješanje) vanjskih elektronskih oblaka u atomu. Najčešći su sljedeće vrste Orbitalno slaganje:

Sp 3 hibridizacija. Ova varijanta se provodi superponiranjem jedne s- i tri p-orbitale. Rezultat su četiri hibridne orbitale, čije su osi za bilo koji par usmjerene pod kutovima od 109,5°, što odgovara minimalnom međusobnom odbijanju elektrona. Kada te orbitale stupe u σ-veze s drugim atomima, nastaje molekula tetraedarske konfiguracije, na primjer, metan, etan C 2 H 6 (kombinacija dva tetraedra), amonijak, voda. U molekuli amonijaka jedan, au molekuli vode dva vrha tetraedra zauzimaju nepodijeljeni elektronski parovi, što dovodi do smanjenja veznog kuta.
Sp 2 hibridizacija se događa kada se spoje jedna s i dvije p orbitale. U ovom slučaju, tri hibridne orbitale nalaze se pod kutovima od 120° u istoj ravnini. Sličan trokutasti oblik imaju, primjerice, molekule bor triklorida BCl 3 koji se koristi u raznim tehnologijama. Drugi primjer - molekula etilena - nastaje zbog dodatne π-veze između atoma ugljika, u kojoj je jedna p-orbitala nehibridna i orijentirana okomito na ravninu koju čine dva trokuta.
Sp hibridizacija se događa kada se pomiješaju jedna s i jedna p orbitala. Dva hibridna oblaka nalaze se pod kutom od 180°, a molekula ima linearnu konfiguraciju. Primjeri su molekule berilijevog klorida BeCl 2 ili acetilena C 2 H 2 (u potonjem dvije nehibridne p-orbitale ugljika tvore dodatne π-veze).

Ima još složene opcije hibridizacija atomskih orbitala: sp 3 d, sp 3 d 2 i druge.

Uloga modela hibridizacije

Paulingov koncept daje dobar kvalitativni opis strukture molekula. Prikladan je i ilustrativan, te uspješno objašnjava neke značajke kovalentnih spojeva, poput veličine veznih kutova ili poravnanja duljine kemijske veze. Međutim, kvantitativna strana modela ne može se smatrati zadovoljavajućom, budući da ne dopušta mnoga važna predviđanja u vezi s fizički učinci povezani sa strukturnim značajkama molekula, na primjer, spektri molekularnih fotoelektrona. Sam autor koncepta hibridizacije uočio je njegove nedostatke već početkom 1950-ih.

Međutim, u nastajanju suvremene ideje o strukturi tvari važnu je ulogu odigrao model hibridizacije atomskih orbitala. Na temelju nje razvijeni su adekvatniji koncepti, na primjer, teorija odbijanja elektronskih parova. Stoga je, naravno, model hibridizacije bio važna faza u razvoju teorijska kemija, iu opisivanju nekih aspekata elektroničke strukture molekula, prilično je primjenjiv u današnje vrijeme.

Pojam hibridizacije

Pojam hibridizacije valentnih atomskih orbitala predložio je američki kemičar Linus Pauling kao odgovor na pitanje zašto su, ako središnji atom ima različite (s, p, d) valentne orbitale, veze koje on tvori u poliatomskim molekulama s istim ligandima ekvivalentne u svojim energetskim i prostornim karakteristikama .

Ideje o hibridizaciji središnje su za metodu valentnih veza. sama hibridizacija nije stvarna fizički proces, ali samo prikladan model za objašnjenje elektronička struktura molekule, posebno hipotetske modifikacije atomskih orbitala tijekom stvaranja kovalentne kemijske veze, posebno poravnanje duljina kemijskih veza i veznih kutova u molekuli.

Koncept hibridizacije uspješno je primijenjen na kvalitativni opis jednostavnih molekula, ali je kasnije proširen na one složenije. Za razliku od teorije molekularnih orbitala, ona nije strogo kvantitativna, na primjer, ne može predvidjeti fotoelektronske spektre čak ni tako jednostavnih molekula kao što je voda. Trenutno se koristi uglavnom u metodološke svrhe iu sintetskoj organskoj kemiji.

Ovaj princip se odražava u Gillespie-Nyholmovoj teoriji odbijanja elektronskih parova. Prvo i najviše važno pravilo koji je formuliran na sljedeći način:

"Elektronički parovi zauzimaju takav raspored na valentnoj ljusci atoma, u kojem su što je moguće dalje jedan od drugoga, odnosno elektronski parovi se ponašaju kao da se odbijaju."

Drugo pravilo je da "svi elektronski parovi uključeni u valenciju elektronska ljuska, smatra se da se nalaze na istoj udaljenosti od jezgre".

Vrste hibridizacije

sp hibridizacija

Nastaje kod miješanja jedne s- i jedne p-orbitale. Formiraju se dvije ekvivalentne sp-atomske orbitale, smještene linearno pod kutom od 180 stupnjeva i usmjerene prema različite strane iz jezgre atoma ugljika. Dvije preostale nehibridne p-orbitale su međusobno okomite ravnine i sudjeluju u stvaranju π-veza, ili su uključeni u usamljene parove elektrona.

sp 2 hibridizacija

Nastaje kod miješanja jedne s- i dvije p-orbitale. Formirane su tri hibridne orbitale s osi smještenim u istoj ravnini i usmjerene na vrhove trokuta pod kutom od 120 stupnjeva. Nehibridna p-atomska orbitala je okomita na ravninu i u pravilu sudjeluje u stvaranju π-veza

sp 3 hibridizacija

Nastaje miješanjem jedne s- i tri p-orbitale, tvoreći četiri sp3-hibridne orbitale jednakog oblika i energije. Mogu formirati četiri σ-veze s drugim atomima ili biti ispunjeni usamljenim parovima elektrona.

Osi sp3-hibridnih orbitala usmjerene su na vrhove pravilnog tetraedra. Tetraedarski kut između njih je 109°28", što odgovara najnižoj energiji odbijanja elektrona. Sp3 orbitale također mogu formirati četiri σ-veze s drugim atomima ili biti ispunjene nepodijeljenim parovima elektrona.

Hibridizacija i molekularna geometrija

Ideje o hibridizaciji atomskih orbitala temelj su Gillespie-Nyholmove teorije o odbijanju elektronskih parova. Svaka vrsta hibridizacije odgovara strogo definiranoj prostornoj orijentaciji hibridnih orbitala središnjeg atoma, što joj omogućuje da se koristi kao temelj stereokemijskih koncepata u svijetu. organska kemija.

U tablici su prikazani primjeri korespondencije između najčešćih tipova hibridizacije i geometrijske strukture molekula, uz pretpostavku da sve hibridne orbitale sudjeluju u stvaranju kemijskih veza (nema nepodijeljenih elektronskih parova).

Vrsta hibridizacije	Broj hibridne orbitale	Geometrija	Primjeri
sp	2	Linearno	BeF2, CO2, NO2+
sp 2	3	trokutasti	BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedarski	CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	ravni kvadrat	Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Heksaedarski	PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Octahedral	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Linkovi

Književnost

Pauling L. Priroda kemijske veze / Per. s engleskog. M. E. Djatkina. ur. prof. Ya.K.Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 str.
Pauling L. opća kemija. Po. s engleskog. - M .: Mir, 1974. - 846 str.
Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Teorija strukture molekula. - Rostov na Donu: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Gillespie R. Geometrija molekula / Per. s engleskog. E. Z. Zasorina i V. S. Mastryukov, ur. Yu. A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 str.

vidi također

Bilješke

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Problem 261.
Koje vrste ugljične AO hibridizacije odgovaraju nastanku molekula CH 4, C2H6, C2H4, C2H2?
Riješenje:
a) U molekulama CH 4 i C2H6 Valentni elektronski sloj atoma ugljika sastoji se od četiri elektronska para:

Stoga će elektronski oblaci atoma ugljika u molekulama CH 4 , C 2 H 6 biti maksimalno udaljeni jedni od drugih tijekom sp3 hibridizacije, kada su njihove osi usmjerene na vrhove tetraedra. U tom će slučaju u molekuli CH 4 svi vrhovi tetraedra biti zauzeti atomima vodika, tako da molekula CH4 ima tetraedarsku konfiguraciju s atomom ugljika u središtu tetraedra. U molekuli C 2 H 6 atomi vodika zauzimaju tri vrha tetraedra, a zajednički elektronski oblak drugog atoma ugljika usmjeren je na četvrti vrh, t.j. dva atoma ugljika su međusobno povezana. To se može prikazati dijagramima:

b) U molekuli C 2 H 4 sloj valentnih elektrona ugljikovog atoma, kao u molekulama CH 4, C 2 H 6 . sadrži četiri elektronska para:

Pri nastanku C 2 H 4 nastaju tri kovalentne veze prema uobičajenom mehanizmu, t.j. su - poveznice, a jedna - - poveznica. Kada se formira molekula C 2 H 4, svaki atom ugljika s dva atoma vodika - veze i međusobno dvije veze, jedna - i jedna - veza. Hibridni oblaci odgovarajući ovaj tip hibridizacije nalaze se u atomu ugljika tako da je interakcija između elektrona minimalna, tj. što je moguće dalje. Ovakav raspored ugljikovih atoma (dvije dvostruke veze između ugljikovih atoma) tipičan je za sp 2 hibridizaciju ugljikovih AO. Tijekom sp 2 hibridizacije, oblaci elektrona u atomima ugljika usmjereni su u smjerovima koji leže u istoj ravnini i međusobno sklapaju kut od 120°, tj. prema vrhu pravokutni trokut. U molekuli etilena tri sp 2 hibridne orbitale svakog atoma ugljika sudjeluju u stvaranju - veza, dvije između dva atoma vodika i jedna s drugim atomom ugljika, i - veza nastaje zbog oblaka p-elektrona svakog atom ugljika. Strukturna formula molekule C 2 H 4 izgledat će ovako:

c) U molekuli C 2 H 2 sloj valentnih elektrona ugljikovog atoma sadrži četiri para elektrona:

Strukturna formula C 2 N 2 ima oblik:

Svaki atom ugljika ima jedan elektronski par s atomom vodika i tri elektronska para s drugim atomom ugljika. Dakle, u molekuli acetilena atomi ugljika međusobno su povezani jednom -vezom i dvije -veze. Svaki atom ugljika vezan je za vodik. Dva sp-hibridna AO-a sudjeluju u stvaranju -veza, koje se nalaze jedna u odnosu na drugu tako da je interakcija između njih minimalna, tj. što je moguće dalje. Stoga su tijekom sp hibridizacije oblaci elektrona između ugljikovih atoma orijentirani u suprotnim smjerovima jedan u odnosu na drugi, tj. kut između C-C veze je 180 0 . Stoga molekula C 2 H 2 ima linearnu strukturu:

Problem 262.
Označite tip hibridizacije AO silicija u molekulama SiH 4 i SiF 4 . Jesu li ove molekule polarne?
Riješenje:
U molekulama SiH 4 i SiF 4 sloj valentnih elektrona sadrži četiri para elektrona:

Stoga će u oba slučaja elektronski oblaci atoma silicija biti maksimalno udaljeni jedan od drugog tijekom sp 3 hibridizacije, kada su njihove osi usmjerene prema vrhovima tetraedra. Pritom su u molekuli SiH 4 svi vrhovi tetraedra zauzeti atomima vodika, a u molekuli SiF 4 atomi fluora, tako da te molekule imaju tetraedarsku konfiguraciju s atomom silicija u središtu tetraedar:

U tetraedarskim molekulama SiH 4 i SiF 4 dipolni momenti Si-H i Si-F veza međusobno se kompenziraju, tako da će ukupni dipolni momenti obje molekule biti jednaki nuli. Ove molekule su nepolarne, unatoč polarnosti Si-H i Si-F veza.

Problem 263.
U molekulama SO 2 i SO 3 atom sumpora je u stanju sp 2 hibridizacije. Jesu li ove molekule polarne? Kakva je njihova prostorna struktura?
Riješenje:
Tijekom sp 2 hibridizacije, hibridni oblaci se nalaze u atomu sumpora u smjerovima koji leže u istoj ravnini i međusobno sklapaju kut od 120 0, tj. usmjerena prema vrhovima jednakostraničnog trokuta.

a) U molekuli SO 2 dva sp 2 hibridna AO tvore vezu s dva atoma kisika, treću sp 2 hibridnu orbitalu zauzet će slobodni elektronski par. Taj će elektronski par pomaknuti elektronsku ravninu i molekula SO 2 će poprimiti oblik nepravilnog trokuta, tj. kut OSO neće biti jednak 120 0 . Stoga će molekula SO 2 imati kutni oblik sa sp 2 hibridizacijom orbitala atoma, strukturu:

U molekuli SO 2 ne dolazi do međusobne kompenzacije dipolnih momenata S-O veza; dipolni moment takve molekule imat će vrijednost Iznad nule, tj. molekula je polarna.

b) U kutnoj molekuli SO3 sva tri sp2-hibridna AO tvore veze s tri atoma kisika. Molekula SO 3 imat će oblik ravnog trokuta sa sp 2 hibridizacijom atoma sumpora:

U trokutastoj molekuli SO 3 dipolni momenti S-O veza se međusobno kompenziraju, tako da će ukupni dipolni moment biti jednak nuli, molekula je polarna.

264. zadatak.
Kada SiF4 međudjeluje s HF, nastaje jaka kiselina H 2 SiF 6, koja disocira na ione H + i SiF 6 2-. Može li se reakcija između CF 4 i HF odvijati na sličan način? Označite vrstu AO hibridizacije silicija u SiF 6 2- ionu.
Riješenje:
a) Kada je pobuđen, atom silicija prelazi iz stanja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 u stanje 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0, a elektronska struktura valentnih orbitala odgovara shemi :

Četiri nesparena elektrona pobuđenog atoma silicija mogu sudjelovati u četiri kovalentne veze uobičajenim mehanizmom s atomima fluora (1s 2 2s 2 2p 5) koji imaju po jedan nespareni elektron uz stvaranje molekule SiF 4 .

Kada SiF4 međudjeluje s HF, nastaje kiselina H2SiF6. To je moguće jer molekula SiF 4 ima slobodne 3d orbitale, dok F ion ima (1s 2 2s 2 2p 6) slobodne parove elektrona. Komunikacija se odvija prema donor-akceptorskom mehanizmu zahvaljujući paru elektrona svakog od dva iona F - (HF ↔ H + + F -) i slobodnih 3d-orbitala molekule SiF 4 . U tom slučaju nastaje ion SiF 6 2- koji s ionima H + tvori molekulu kiseline H 2 SiF 6 .

b) Ugljik (1s 2 2s 2 2p 2) može oblikovati, poput silicija, CF 4 spoj, ali će valentne mogućnosti ugljikovog atoma biti iscrpljene (nema nesparenih elektrona, slobodnih parova elektrona i slobodnih valentnih orbitala na valentna razina). Shema strukture valentnih orbitala pobuđenog ugljikovog atoma ima oblik:

Kada se formira CF 4, sve valentne orbitale ugljika su zauzete, tako da ion ne može nastati.

U molekuli SiF 4 valentni elektronski sloj atoma silicija sadrži četiri para elektrona:

Isto se opaža za molekulu CF 4 . stoga će u oba slučaja elektronski oblaci atoma silicija i ugljika biti maksimalno udaljeni jedan od drugog tijekom sp3 hibridizacije. Kada su njihove osi usmjerene na vrhove tetraedra:

Godine 1930. Slater i L. Pauling razvili su teoriju o nastanku kovalentne veze zbog preklapanja elektronskih orbitala – metodu valentnih veza. Ova se metoda temelji na metodi hibridizacije, koja opisuje stvaranje molekula tvari zbog "miješanja" hibridnih orbitala ("miješanje" nisu elektroni, već orbitale).

DEFINICIJA

Hibridizacija- miješanje orbitala i njihovo poravnavanje po obliku i energiji. Dakle, miješanjem s- i p-orbitala dobivamo vrstu hibridizacije sp, s- i 2 p-orbitale - sp 2, s- i 3 p-orbitale - sp 3. Postoje i druge vrste hibridizacije, na primjer, sp 3 d, sp 3 d 2 i složenije.

Određivanje vrste hibridizacije molekula s kovalentnom vezom

Moguće je odrediti vrstu hibridizacije samo za molekule s kovalentnom vezom tipa AB n, gdje je n veći ili jednak dva, A je središnji atom, a B je ligand. U hibridizaciju ulaze samo valentne orbitale središnjeg atoma.

Odredimo tip hibridizacije na primjeru molekule BeH 2 .

U početku zapisujemo elektroničke konfiguracije središnji atom i ligand, nacrtati elektron-grafičke formule.

Atom berilija (središnji atom) ima prazne 2p orbitale, stoga, da bi prihvatio jedan elektron od svakog atoma vodika (ligand) da formira molekulu BeH 2, mora prijeći u pobuđeno stanje:

Nastanak molekule BeH 2 nastaje zbog preklapanja valentnih orbitala atoma Be

* Crveno označava vodikove elektrone, crno označava berilij.

Tip hibridizacije je određen time koje su se orbitale preklapale, tako da je molekula BeH2 u sp hibridizaciji.

Osim molekula sastava AB n , metodom valentnih veza može se odrediti vrsta hibridizacije molekula s višestrukim vezama. Razmotrimo molekulu etilena C 2 H 4 kao primjer. Molekula etilena ima višestruku dvostruku vezu, koju tvore i -veze. Da bismo odredili hibridizaciju, zapisujemo elektronske konfiguracije i crtamo elektronsko-grafičke formule atoma koji čine molekulu:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Atom ugljika ima još jednu praznu p-orbitalu, stoga, da bi prihvatio 4 atoma vodika, mora prijeći u pobuđeno stanje:

Jedna p-orbitala je potrebna za formiranje -veze (istaknuto crvenom bojom), budući da -veza nastaje preklapanjem "čistih" (nehibridnih) p-orbitala. Preostale valentne orbitale idu u hibridizaciju. Dakle, etilen je u sp 2 hibridizaciji.

Određivanje geometrijske strukture molekula

Geometrijska struktura molekula, kao i kationa i aniona sastava AB n može se odrediti Gillespiejevom metodom. Ova se metoda temelji na valentnim parovima elektrona. Na geometrijsku strukturu utječu ne samo elektroni uključeni u stvaranje kemijske veze, već i nepodijeljeni elektronski parovi. Svaki usamljeni par elektrona u Gillespievoj metodi označen je E, središnji atom je A, a ligand je B.

Ako nema nepodijeljenih elektronskih parova, tada sastav molekula može biti AB 2 ( linearna struktura molekule), AB 3 (struktura ravnog trokuta), AB4 (struktura tetraedara), AB 5 (struktura trigonalne bipiramide) i AB 6 (struktura oktaedara). Derivati se mogu dobiti iz osnovnih struktura ako se umjesto liganda pojavi nepodijeljeni elektronski par. Na primjer: AB 3 E (piramidalna struktura), AB 2 E 2 (kutna struktura molekule).

Da bi se odredila geometrijska struktura (struktura) molekule, potrebno je odrediti sastav čestice, za koji se izračunava broj usamljenih elektronskih parova (NEP):

NEP = ( ukupni broj valentni elektroni - broj elektrona koji se koristi za stvaranje veze s ligandima) / 2

Veza s H, Cl, Br, I, F uzima 1 elektron od A, veza s O uzima po 2 elektrona, a veza s N uzima 3 elektrona od središnjeg atoma.

Razmotrimo primjer molekule BCl 3 . Centralni atom je B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

NEP \u003d (3-3) / 2 \u003d 0, stoga nema nepodijeljenih elektronskih parova i molekula ima strukturu AB 3 - ravni trokut.

Detaljna geometrijska struktura molekula različitog sastava prikazana je u tablici. jedan.

Stol 1. Prostorna struktura molekule

Formula molekule	Vrsta hibridizacije	Vrsta molekule	Geometrija molekule
			linearni
			trokutasti

			tetraedar
			trokutna piramida

			trigonalna bipiramida
			disfenoidni
			T-oblika
			linearni

			kvadratna piramida

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte	Metodom valentnih veza odredite vrstu hibridizacije molekule metana (CH 4) i njenu geometrijsku strukturu prema Gillespievoj metodi.
Riješenje	6 C 2s 2 2s 2 2p 2