Type hybridisering av orbitaler av karbonatomer. La oss snakke om hvordan du bestemmer typen hybridisering

AO-hybridisering- dette er justeringen av valens AO i form og energi under dannelsen av en kjemisk binding.

1. Bare de AO-ene hvis energi er nær nok (for eksempel 2s- og 2p-atomorbitaler) kan delta i hybridisering.

2. Ledige stillinger (gratis) AOer, orbitaler med uparrede elektroner og udelte elektronpar kan delta i hybridisering.

3. Som et resultat av hybridisering dukker det opp nye hybridorbitaler, som er orientert i rommet på en slik måte at etter at de overlapper med orbitalene til andre atomer, er elektronparene så langt fra hverandre som mulig. Denne tilstanden til molekylet tilsvarer minimumsenergien på grunn av maksimal frastøting av like-ladede elektroner.

4. Type hybridisering (antall AO som gjennomgår hybridisering) bestemmes av antall atomer som "angriper" et gitt atom og antall udelte elektronpar i dette atomet.

Eksempel. BF 3. I øyeblikket for bindingsdannelse omorganiseres AO til B-atomet, og går over i eksitert tilstand: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2.

Hybride AO-er er plassert i en vinkel på 120 o. Molekylet har riktig form triangel(flat, trekantet):

3. sp 3 -hybridisering. Denne typen hybridisering er typisk for atomer i den fjerde gruppen ( for eksempel karbon, silisium, germanium) i molekyler av EH 4-typen, så vel som for C-atomet i diamant, alkanmolekyler, for N-atomet i NH 3-molekylet, NH 4 +, O-atomet i H 2 O-molekylet, etc.

Eksempel 1 CH4. I øyeblikket for bindingsdannelse omorganiseres AO til C-atomet, og går over i eksitert tilstand: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3.

Hybrid AO-er er plassert i en vinkel på 109 omtrent 28".

Eksempel 2 NH 3 og NH 4 +.

Elektronisk struktur av N-atomet: 1s 2 2s 2 2p 3 . 3 AO som inneholder uparrede elektroner og 1 AO som inneholder et udelt elektronpar gjennomgår hybridisering. På grunn av den sterkere frastøtingen av det ensomme elektronparet fra elektronparene til s-bindinger, er bindingsvinkelen i ammoniakkmolekylet 107,3 ​​o (nærmere tetraedrisk, og ikke direkte).

Molekylet har form som en trigonal pyramide:

Konseptene med sp 3 hybridisering gjør det mulig å forklare muligheten for dannelsen av et ammoniumion og ekvivalensen av bindinger i det.

Eksempel 3 H 2 O.

Den elektroniske strukturen til atomet О 1s 2 2s 2 2p 4 . 2 AO inneholdende uparrede elektroner og 2 AO inneholdende udelte elektronpar gjennomgår hybridisering. Bindingsvinkelen i vannmolekylet er 104,5° (også nærmere tetraedrisk i stedet for rett).

Molekylet har en kantete form:

Konseptet med sp 3 hybridisering gjør det mulig å forklare muligheten for dannelse av et oksonium (hydroksonium) ion og dannelse av 4-x av hvert molekyl hydrogenbindinger i strukturen til isen.

4. sp 3 d-hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av elementer fra den 5. gruppen (begynner med P) i molekyler av typen EX 5.

Eksempel. PCl 5. Den elektroniske strukturen til P-atomet i bakken og eksiterte tilstander: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Molekylform - heksaeder (mer presist - trigonal bipyramide):

5. sp 3 d 2 hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av elementer fra den sjette gruppen (begynner med S) i molekyler av typen EX 6.

Eksempel. SF6. Den elektroniske strukturen til S-atomet i bakken og eksiterte tilstander: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Molekylform - oktaeder :

6. sp 3 d 3 hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av gruppe 7-elementer (begynner med Cl) i molekyler av EX 7-typen.

Eksempel. IF7. Den elektroniske strukturen til F-atomet i bakken og eksiterte tilstander: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Molekylform - dekaeder (mer presist - femkantet bipyramide):

7. sp 3 d 4 hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av gruppe 8-elementer (unntatt He og Ne) i molekyler av EX 8-typen.

Eksempel. XeF 8. Den elektroniske strukturen til Xe-atomet i bakken og eksiterte tilstander: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Molekylform - dodekaeder:

Det kan være andre typer AO-hybridisering.

En av kjemiens oppgaver er studiet av materiens struktur, inkludert klargjøring av dannelsesmekanismen ulike forbindelser fra enkle stoffer dannet av atomer i ett kjemisk element. Egenskaper ved samspillet mellom atomer, mer presist, deres motsatt ladede komponenter - elektronskall og kjerner - er beskrevet som forskjellige typer kjemisk forbindelse. Så stoffer dannes gjennom en kovalent binding, for beskrivelsen som den amerikanske kjemikeren L. Pauling i 1931 foreslo en hybridiseringsmodell for. atomorbitaler.

Konseptet med en kovalent binding

I de tilfellene når det i samhandlingsprosessen oppstår dannelsen av et par valenselektronskyer som er felles for to atomer, snakker de om en kovalent binding. Som et resultat av dens forekomst, minste partikkel enkelt eller komplekst stoff- molekyl.

En av egenskapene til en kovalent binding er dens retning - en konsekvens kompleks form elektroniske orbitaler p, d og f, som ikke har sfærisk symmetri, har en viss romlig orientering. En annen viktig funksjon av denne typen kjemisk binding - metning på grunn av et begrenset antall ytre - valens - skyer i atomet. Det er derfor eksistensen av et molekyl, for eksempel H 2 O, er mulig, men H 5 O er det ikke.

Typer kovalente bindinger

Dannelsen av delte elektronpar kan forekomme forskjellige måter. I mekanismen for dannelse av en kovalent binding viktig rolle spiller naturen til skyoverlappingen og den romlige symmetrien til den resulterende skyen. I henhold til dette kriteriet foreslo L. Pauling å skille mellom følgende typer:

• Sigmabindingen (σ) utmerker seg ved den største graden av overlapping langs aksen som går gjennom atomkjernene. Her vil tettheten til skyen være maksimal.
• Pi-bindingen (π) dannes ved sideoverlapping, og det har henholdsvis elektronskyen høyeste tetthet utenfor aksen som forbinder kjernen.

Disse romlige egenskapene er veldig viktig i den grad de korrelerer med energiparametrene til den kovalente bindingen.

Funksjoner av polyatomiske molekyler

Konseptet hybridisering ble introdusert av Pauling for å forklare en av egenskapene til kovalente bindinger i polyatomiske molekyler. Det er kjent at bindingene dannet av sentralatomet i slike molekyler er identiske i romlig og energiytelse. Dette skjer uavhengig av hvilke orbitaler (s, p eller d) som er involvert i dannelsen av et felles elektronpar.

Veldig behagelig og godt eksempel for å illustrere dette fenomenet er karbonatomet. Når det går inn i en kjemisk binding, har et atom i en eksitert tilstand 4 valensorbitaler: 2s, 2p x, 2p y og 2p z. De tre siste skiller seg fra 2s orbital i energi og form. Likevel, i et molekyl, for eksempel av metan CH 4, er alle fire bindinger fullstendig ekvivalente og har bindingsvinkler på 109,5° (mens p-orbitaler er plassert i vinkler på 90°). I andre karbonforbindelser forekommer bindingsvinkler på 120° og 180°; i molekyler som inneholder nitrogen (ammoniakk NH 3) og oksygen (vann H 2 O), er disse vinklene 107,5° og 104,5°. Forekomsten av slike bindingsvinkler krevde også en forklaring.

Essensen av fenomenet

Ideen med hybridisering er å danne gjennomsnittlige orbitaler ved å overlappe elektronskyer annen type med nære energiverdier - s, p, noen ganger d. Antall resulterende - hybrid - orbitaler tilsvarer antall overlappende skyer. Siden en orbital er den definerende sannsynligheten for å finne et elektron på et bestemt punkt i et atom, er en hybrid orbital en superposisjon bølgefunksjoner, som oppstår som et resultat av elektroniske overganger når et atom er eksitert. Det fører til fremveksten av ekvivalente bølgefunksjoner som bare er forskjellige i retning.

Hybride orbitaler er energiekvivalente og har samme form i form av et bind åtte, som har en sterk asymmetri i forhold til kjernen. Det brukes mindre energi på hybridisering enn det som frigjøres under dannelsen av en sterk kovalent binding med hybridorbitaler, så denne prosessen er energetisk gunstig, det vil si den mest sannsynlige.

hybridisering av orbitaler og geometri av molekyler

Mulig ulike alternativer overlapping (blanding) av eksterne elektronskyer i et atom. De vanligste er følgende typer Orbital stabling:

• Sp 3 hybridisering. Denne varianten implementeres ved å legge en s- og tre p-orbitaler over hverandre. Det resulterer i fire hybridorbitaler, hvis akser er rettet for et hvilket som helst par i vinkler på 109,5°, tilsvarende minimum gjensidig frastøting av elektroner. Når disse orbitalene går inn i σ-bindinger med andre atomer, dannes et molekyl med tetraedrisk konfigurasjon, for eksempel metan, etan C 2 H 6 (en kombinasjon av to tetraedre), ammoniakk, vann. I ammoniakkmolekylet, ett, og i vannmolekylet er to av toppunktene i tetraederet okkupert av udelte elektronpar, noe som fører til en reduksjon i bindingsvinkelen.
• Sp 2 hybridisering skjer når en s og to p orbitaler kombineres. I dette tilfellet er de tre hybridorbitalene plassert i vinkler på 120° i samme plan. En lignende trekantet form har for eksempel molekyler av bortriklorid BCl 3 , som brukes i ulike teknologier. Et annet eksempel - etylenmolekylet - dannes på grunn av en ekstra π-binding mellom karbonatomer, der en p-orbital er ikke-hybrid og orientert vinkelrett på planet dannet av to trekanter.
• Sp-hybridisering oppstår når en s og en p orbital blandes. To hybridskyer er plassert i en vinkel på 180°, og molekylet har en lineær konfigurasjon. Eksempler er molekyler av berylliumklorid BeCl 2 eller acetylen C 2 H 2 (i sistnevnte danner to ikke-hybride p-orbitaler av karbon ytterligere π-bindinger).

Det er mer komplekse alternativer hybridisering av atomorbitaler: sp 3 d, sp 3 d 2 og andre.

Rollen til hybridiseringsmodellen

Paulings konsept gir en god kvalitativ beskrivelse av strukturen til molekyler. Det er praktisk og illustrerende, og forklarer på en vellykket måte noen av egenskapene til kovalente forbindelser, for eksempel størrelsen på bindingsvinkler eller justeringen av lengden på en kjemisk binding. Den kvantitative siden av modellen kan imidlertid ikke anses som tilfredsstillende, siden den ikke tillater mange viktige spådommer mht. fysiske effekter assosiert med strukturelle trekk ved molekyler, for eksempel molekylære fotoelektronspektra. Forfatteren av hybridiseringsbegrepet bemerket selv dets mangler allerede på begynnelsen av 1950-tallet.

Imidlertid underveis moderne ideer om materiens struktur spilte modellen for hybridisering av atomorbitaler en viktig rolle. Basert på den ble det utviklet mer adekvate konsepter, for eksempel teorien om frastøting av elektronpar. Derfor var selvfølgelig hybridiseringsmodellen et viktig stadium i utviklingen teoretisk kjemi, og når det gjelder å beskrive noen aspekter av den elektroniske strukturen til molekyler, er det ganske anvendelig på det nåværende tidspunkt.

Konseptet hybridisering

Konseptet med hybridisering av valens atomorbitaler ble foreslått av den amerikanske kjemikeren Linus Pauling for å svare på spørsmålet hvorfor, hvis sentralatomet har forskjellige (s, p, d) valensorbitaler, er bindingene dannet av det i polyatomiske molekyler med samme ligander ekvivalente i deres energi og romlige egenskaper. .

Ideer om hybridisering er sentrale i metoden for valensbindinger. hybridisering i seg selv er ikke ekte fysisk prosess, men bare en praktisk modell å forklare elektronisk struktur molekyler, spesielt hypotetiske modifikasjoner av atomorbitaler under dannelsen av en kovalent kjemisk binding, spesielt justeringen av kjemiske bindingslengder og bindingsvinkler i et molekyl.

Konseptet hybridisering ble vellykket brukt på den kvalitative beskrivelsen av enkle molekyler, men ble senere utvidet til mer komplekse. I motsetning til teorien om molekylære orbitaler, er den ikke strengt kvantitativ, for eksempel er den ikke i stand til å forutsi fotoelektronspektra til selv slike enkle molekyler som vann. Det brukes i dag hovedsakelig til metodiske formål og i syntetisk organisk kjemi.

Dette prinsippet gjenspeiles i Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar. Først og mest viktig regel som ble formulert slik:

"Elektroniske par tar et slikt arrangement på valensskallet til atomet, der de er så langt unna hverandre som mulig, det vil si at elektronpar oppfører seg som om de frastøter hverandre."

Den andre regelen er det "alle elektronpar inkludert i valensen elektronskall, anses å være plassert i samme avstand fra kjernen".

Typer hybridisering

sp hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og en p-orbitaler. To ekvivalente sp-atomorbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet mot forskjellige sider fra kjernen til et karbonatom. De to gjenværende ikke-hybride p-orbitalene er gjensidig vinkelrette plan og delta i dannelsen av π-bindinger, eller er engasjert i ensomme elektronpar.

sp 2 hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og to p-orbitaler. Tre hybridorbitaler er dannet med akser plassert i samme plan og rettet mot hjørnene i trekanten i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomiske orbitalen er vinkelrett på planet og deltar som regel i dannelsen av π-bindinger

sp 3 hybridisering

Oppstår når man blander en s- og tre p-orbitaler, og danner fire sp3-hybride orbitaler med lik form og energi. De kan danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fylt med ensomme elektronpar.

Aksene til sp3-hybride orbitaler er rettet mot toppunktene til et vanlig tetraeder. Den tetraedriske vinkelen mellom dem er 109°28", som tilsvarer den laveste elektronavstøtningsenergien. Sp3-orbitaler kan også danne fire σ-bindinger med andre atomer eller fylles med ikke-delte elektronpar.

Hybridisering og molekylær geometri

Ideer om hybridisering av atomorbitaler ligger til grunn for Gillespie-Nyholm-teorien om frastøting av elektronpar. Hver type hybridisering tilsvarer en strengt definert romlig orientering av hybridorbitalene til sentralatomet, noe som gjør at den kan brukes som grunnlag for stereokjemiske konsepter i verden. organisk kjemi.

Tabellen viser eksempler på samsvar mellom de vanligste hybridiseringstypene og den geometriske strukturen til molekyler, forutsatt at alle hybridorbitaler deltar i dannelsen av kjemiske bindinger (det er ingen udelte elektronpar).

Type hybridisering	Antall hybrid orbitaler	Geometri	Struktur	Eksempler
sp	2	Lineær		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2	3	trekantet		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedrisk		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	flat firkant		Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Heksaedrisk		PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Oktaedral		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Lenker

Litteratur

• Pauling L. Den kjemiske bindingens natur / Pr. fra engelsk. M. E. Dyatkina. Ed. prof. Ja. K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
• Pauling L. generell kjemi. Per. fra engelsk. - M .: Mir, 1974. - 846 s.
• Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Teori om strukturen til molekyler. - Rostov ved Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
• Gillespie R. Geometri av molekyler / Pr. fra engelsk. E.Z. Zasorina og V.S. Mastryukov, red. Yu. A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 s.

se også

Notater

Wikimedia Foundation. 2010 .

Oppgave 261.
Hvilke typer karbon AO-hybridisering tilsvarer dannelsen av CH-molekyler 4, C2H6, C2H4, C2H2?
Løsning:
a) I CH-molekyler 4 og C2H6 Valenselektronlaget til et karbonatom inneholder fire elektronpar:

Derfor vil elektronskyene til karbonatomet i CH 4 , C 2 H 6-molekylene fjernes maksimalt fra hverandre under sp3-hybridisering, når deres akser er rettet mot toppunktene til tetraederet. I dette tilfellet, i CH 4-molekylet, vil alle toppunktene til tetraederet være okkupert av hydrogenatomer, slik at CH4-molekylet har en tetraedrisk konfigurasjon med et karbonatom i sentrum av tetraederet. I C 2 H 6-molekylet okkuperer hydrogenatomer tre toppunkter i tetraederet, og den vanlige elektronskyen til et annet karbonatom er rettet mot det fjerde toppunktet, dvs. to karbonatomer er koblet til hverandre. Dette kan representeres med diagrammer:

b) I C 2 H 4-molekylet, valenselektronlaget til karbonatomet, som i CH 4, C 2 H 6-molekylene. inneholder fire elektronpar:

Under dannelsen av C 2 H 4 dannes det tre kovalente bindinger etter vanlig mekanisme, d.v.s. er - lenker, og en - - lenke. Når et C 2 H 4 molekyl dannes, binder hvert karbonatom med to hydrogenatomer - bindinger og med hverandre to bindinger, en - og en - bindes. Hybride skyer tilsvarende denne typen hybridiseringer er lokalisert i karbonatomet slik at interaksjonen mellom elektroner er minimal, d.v.s. så langt fra hverandre som mulig. Dette arrangementet av karbonatomer (to dobbeltbindinger mellom karbonatomer) er typisk for sp2-hybridisering av karbon-AO-er. Under sp 2 hybridisering er elektronskyer i karbonatomer orientert i retninger som ligger i samme plan og danner vinkler på 120 0 med hverandre, dvs. mot toppen høyre trekant. I etylenmolekylet deltar tre sp 2 hybridorbitaler av hvert karbonatom i dannelsen av - bindinger, to mellom to hydrogenatomer og ett med det andre karbonatomet, og - bindingen dannes på grunn av p-elektronskyene til hver karbonatom. Strukturformel molekylene C 2 H 4 vil se slik ut:

c) I C 2 H 2-molekylet inneholder valenselektronlaget til karbonatomet fire par elektroner:

Strukturformelen C 2 N 2 har formen:

Hvert karbonatom har ett elektronpar med et hydrogenatom og tre elektronpar med et annet karbonatom. Således, i et acetylenmolekyl, er karbonatomer forbundet med hverandre med en -binding og to -bindinger. Hvert karbonatom er bundet til hydrogen. To sp-hybrid AO er involvert i dannelsen av -bindinger, som er plassert i forhold til hverandre slik at interaksjonen mellom dem er minimal, d.v.s. så langt fra hverandre som mulig. Derfor, under sp-hybridisering, er elektronskyer mellom karbonatomer orientert i motsatte retninger i forhold til hverandre, dvs. vinkel mellom C-C obligasjoner er 1800. Derfor har C 2 H 2-molekylet en lineær struktur:

Oppgave 262.
Angi type silisium AO hybridisering i SiH 4 og SiF 4 molekyler. Er disse molekylene polare?
Løsning:
I SiH 4 og SiF 4 molekyler inneholder valenselektronlaget fire par elektroner:

Derfor vil elektronskyene til silisiumatomet i begge tilfeller fjernes maksimalt fra hverandre under sp 3 hybridisering, når deres akser er rettet mot toppunktene til tetraederet. I dette tilfellet, i SiH 4-molekylet, er alle toppunktene i tetraederet okkupert av hydrogenatomer, og i SiF 4-molekylet, av fluoratomer, slik at disse molekylene har en tetraedrisk konfigurasjon med et silisiumatom i midten av tetraeder:

I tetraedriske SiH 4 og SiF 4 molekyler kompenserer dipolmomentene til Si-H og Si-F bindingene hverandre, slik at de totale dipolmomentene til begge molekylene blir lik null. Disse molekylene er ikke-polare, til tross for polariteten til Si-H- og Si-F-bindingene.

Oppgave 263.
I SO 2 og SO 3 molekyler er svovelatomet i tilstanden sp 2 hybridisering. Er disse molekylene polare? Hva er deres romlige struktur?
Løsning:
Under sp 2 hybridisering er hybridskyer lokalisert i svovelatomet i retninger som ligger i samme plan og lager vinkler på 120 0 med hverandre, d.v.s. rettet mot toppunktene i en likesidet trekant.

a) I SO 2-molekylet danner to sp 2-hybrid-AO-er en binding med to oksygenatomer, den tredje sp 2-hybridorbitalen vil være okkupert av et fritt elektronpar. Dette elektronparet vil forskyve elektronplanet og SO 2 molekylet vil ha form av en uregelmessig trekant, dvs. OSO-vinkelen vil ikke være lik 120 0 . Derfor vil SO 2-molekylet ha en vinkelform med sp 2-hybridisering av atomets orbitaler, strukturen:

I SO 2-molekylet forekommer ikke den gjensidige kompensasjonen av dipolmomentene til S-O-bindingene; dipolmomentet til et slikt molekyl vil ha verdien Over null, dvs. molekylet er polart.

b) I hjørnet SO3-molekylet danner alle tre sp2-hybrid AO bindinger med tre oksygenatomer. SO 3-molekylet vil ha form av en flat trekant med sp 2-hybridisering av svovelatomet:

I et trekantet SO 3-molekyl kompenserer dipolmomentene til S-O-bindingene hverandre, slik at det totale dipolmomentet blir null, molekylet er polart.

Oppgave 264.
Når SiF4 interagerer med HF, dannes en sterk syre H 2 SiF 6, som dissosieres til H + og SiF 6 2- ioner. Kan reaksjonen mellom CF 4 og HF foregå på lignende måte? Angi type silisium AO-hybridisering i SiF 6 2- ion.
Løsning:
a) Ved eksitering går silisiumatomet fra tilstanden 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 til tilstanden 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0, og den elektroniske strukturen til valensorbitalene tilsvarer skjemaet :

De fire uparrede elektronene til et eksitert silisiumatom kan delta i fire kovalente bindinger ved vanlig mekanisme med fluoratomer (1s 2 2s 2 2p 5) som har ett uparet elektron hver med dannelse av et SiF 4-molekyl.

Når SiF 4 interagerer med HF, dannes syre H 2 SiF 6. Dette er mulig fordi SiF 4-molekylet har frie 3d-orbitaler, mens F-ionet har (1s 2 2s 2 2p 6) frie elektronpar. Kommunikasjon utføres i henhold til donor-akseptor-mekanismen på grunn av et par elektroner av hver av de to ionene F - (HF ↔ H + + F -) og frie 3d-orbitaler av SiF 4-molekylet. I dette tilfellet dannes et ion SiF 6 2- som med ioner H+ danner et syremolekyl H 2 SiF 6 .

b) Karbon (1s 2 2s 2 2p 2) kan, som silisium, danne en CF 4-forbindelse, men valensmulighetene til karbonatomet vil være uttømt (det er ingen uparrede elektroner, frie elektronpar og frie valensorbitaler ved valensnivå). Skjemaet for strukturen til valensorbitalene til et eksitert karbonatom har formen:

Når CF 4 dannes, er alle valensorbitaler av karbon okkupert, så et ion kan ikke dannes.

I SiF 4-molekylet inneholder valenselektronlaget til silisiumatomet fire par elektroner:

Det samme er observert for CF 4-molekylet. derfor, i begge tilfeller, vil elektronskyene av silisium og karbonatomer fjernes maksimalt fra hverandre under sp3 hybridisering. Når deres akser er rettet mot toppene til tetraederet:

I 1930 utviklet Slater og L. Pauling teorien om dannelsen av en kovalent binding på grunn av overlappingen av elektroniske orbitaler – metoden for valensbindinger. Denne metoden er basert på hybridiseringsmetoden, som beskriver dannelsen av molekyler av stoffer på grunn av «blanding» av hybridorbitaler («blanding» er ikke elektroner, men orbitaler).

DEFINISJON

Hybridisering- blanding av orbitaler og deres justering i form og energi. Så når vi blander s- og p-orbitaler, får vi typen hybridisering av sp, s- og 2 p-orbitaler - sp 2, s- og 3 p-orbitaler - sp 3. Det finnes andre typer hybridisering, for eksempel sp 3 d, sp 3 d 2 og mer komplekse.

Bestemmelse av type hybridisering av molekyler med kovalent binding

Det er mulig å bestemme typen hybridisering kun for molekyler med en kovalent binding av typen AB n, hvor n er større enn eller lik to, A er sentralatomet og B er liganden. Bare valensorbitalene til sentralatomet går inn i hybridisering.

La oss bestemme typen hybridisering ved å bruke BeH2-molekylet som et eksempel.

Til å begynne med skriver vi ned elektroniske konfigurasjoner sentralatom og ligand, tegne elektrongrafiske formler.

Berylliumatomet (sentralatomet) har ledige 2p orbitaler, derfor, for å akseptere ett elektron fra hvert hydrogenatom (ligand) for å danne et BeH2-molekyl, må det gå inn i en eksitert tilstand:

Dannelsen av BeH 2-molekylet skjer på grunn av overlappingen av valensorbitalene til Be-atomet

* Rødt indikerer hydrogenelektroner, svart indikerer beryllium.

Typen hybridisering bestemmes av hvilke orbitaler som overlapper, og dermed er BeH2-molekylet i sp-hybridisering.

I tillegg til molekyler med sammensetning ABn, kan metoden for valensbindinger bestemme typen hybridisering av molekyler med multiple bindinger. Betrakt etylenmolekylet C 2 H 4 som et eksempel. Etylenmolekylet har en multippel dobbeltbinding, som dannes av og -bindinger. For å bestemme hybridisering, skriver vi ned de elektroniske konfigurasjonene og tegner de elektrongrafiske formlene til atomene som utgjør molekylet:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Karbonatomet har en ledig p-orbital til, derfor, for å akseptere 4 hydrogenatomer, må den gå inn i en eksitert tilstand:

En p-orbital er nødvendig for å danne en -binding (uthevet i rødt), siden -bindingen er dannet av overlappende "rene" (ikke-hybride) p-orbitaler. De gjenværende valensorbitalene går inn i hybridisering. Således er etylen i sp 2 hybridisering.

Bestemmelse av den geometriske strukturen til molekyler

Den geometriske strukturen til molekyler, samt kationer og anioner av sammensetningen AB n kan gjøres ved å bruke Gillespie-metoden. Denne metoden er basert på valenspar av elektroner. Den geometriske strukturen påvirkes ikke bare av elektronene som er involvert i dannelsen av en kjemisk binding, men også av ikke-delte elektronpar. Hvert ensomme elektronpar i Gillespie-metoden er betegnet E, det sentrale atomet er A, og liganden er B.

Hvis det ikke er noen udelte elektronpar, kan sammensetningen av molekylene være AB 2 ( lineær struktur molekyler), AB 3 (flat trekantstruktur), AB4 (tetraedrisk struktur), AB 5 (trigonal bipyramidstruktur) og AB 6 (oktaedrisk struktur). Derivater kan fås fra grunnleggende strukturer hvis et ikke-delt elektronpar vises i stedet for en ligand. For eksempel: AB 3 E (pyramideformet struktur), AB 2 E 2 (vinkelstruktur av molekylet).

For å bestemme den geometriske strukturen (strukturen) til et molekyl, er det nødvendig å bestemme sammensetningen av partikkelen, for hvilken antall ensomme elektronpar (NEP) beregnes:

NEP = ( totalt antall valenselektroner - antall elektroner som brukes til å danne en binding med ligander) / 2

Bindingen med H, Cl, Br, I, F tar 1 elektron fra A, bindingen med O tar 2 elektroner hver, og bindingen med N tar 3 elektroner fra sentralatomet.

Tenk på eksemplet med BCl 3-molekylet. Det sentrale atomet er B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

NEP \u003d (3-3) / 2 \u003d 0, derfor er det ingen udelte elektronpar, og molekylet har strukturen AB 3 - en flat trekant.

Den detaljerte geometriske strukturen til molekyler med forskjellige sammensetninger er presentert i tabell. en.

Tabell 1. Romlig struktur molekyler

Molekylformel	Type hybridisering		Molekyltype	Molekylgeometri
				lineær
				trekantet
				tetraeder
				trigonal pyramide
				trigonal bipyramide
				disfenoid
				T-formet
				lineær
				firkantet pyramide

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Bruk metoden for valensbindinger, bestemme typen hybridisering av metanmolekylet (CH 4) og dets geometriske struktur i henhold til Gillespie-metoden
Løsning	6 C 2s 2 2s 2 2p 2