ДЕРЖАВНИЙ АВТОНОМНИЙ ОСВІТНИЙ ЗАКЛАД

СЕРЕДНЬОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ НОВОСИБІРСЬКОЇ ОБЛАСТІ

«КУПІНСЬКИЙ МЕДИЧНИЙ ТЕХНІКУМ»

МЕТОДИЧНИЙ ПОСІБНИК

« »

для самостійної роботистудентів

з дисципліни Хімія

Розділ: Органічна хімія

Тема: Предмет органічної хімії.

Теорія будови органічних сполук

Спеціальність: 34.02.01 «Сестринська справа» 1 курс

Купине

2015 навчальний рік

Розглянуто на засіданні

предметно - циклової методичної комісії з

загальноосвітнім дисциплінам, загальному гуманітарному та

соціально – економічному, математичному

та природничо циклу

Протокол від 2015 р.

Голова ______________ /__________________/

Веді Ірина Вікторівна

Пояснювальна запискадо методичного посібника

Методичний посібникпризначено для поглибленого вивченнятеми « Типи гібридизації атома вуглецю ».

Практика показує, що багато учнів утрудняються щодо типів гібридизації атомів вуглецю і видів. хімічного зв'язкущодо органічних сполук.

Мета посібника – допомогти учням навчитися визначати типи гібридизації атомів вуглецю та види хімічного зв'язку в органічні сполуки. Цей посібник рекомендовано для студентів 1 курсу спеціальності 34.02.01 Сестринська справа. Посібник містить теоретичний матеріална тему, таблиці для систематизації знань, вправи для самостійної роботи та розгорнуті відповіді по кожному із завдань.

Посібник спрямовано формування навичок самостійної роботи з навчальним матеріалом, здійснення пошуку та використання інформації, формування та розвиток творчого потенціалу, підвищення інтересу до дисципліни

Я завжди готовий вчитися,

але мені не завжди подобається,

коли мене вчать

У. Черчілль

Типи гібридизації атома вуглецю

Електронна будова атома вуглецю в основному стані 1s 2 2s 2 2р 2 на р-орбіталях 2-го рівня знаходяться два неспарених елекетрону. Це дозволяє атому вуглецю утворити по обмінному механізму лише два ковалентні зв'язки. Однак у всіх органічних сполуках вуглець утворює чотири ковалентні зв'язки, що стає можливим у результаті гібридизації атомних орбіталей.

Гібридизація - це взаємодія атомних орбіталей із близькими значеннями енергії, що супроводжується утворенням нових "гібридних" орбіталей.

Гібридизація - процес, що вимагає витрат енергії, але ці витрати з надлишком компенсуються за рахунок енергії, що виділяється при освіті більшого числаковалентних зв'язків. "гібридні" орбіталі, що утворюються, мають форму асиметричної гантелі і різко відрізняються від вихідних орбіталей атома вуглецю.

Для атома вуглецю можливі три типи гібридизації: sр 3 -гібридизація- взаємодіючі орбіталі показані синіми стрілками:

sр 2 -гібридизація:

sр-гібридизація:

Гібридні орбіталі атома вуглецю здатні брати участь в утворенні тільки зв'язків, незаймані гібридизацією р-орбіталі утворюють тільки зв'язки. Саме цією особливістю визначається просторова будовамолекул органічних речовин

Гібридизація
атомних орбіталей вуглецю

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється за допомогою загальних зв'язувальних електронних пар за типом:

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.
Атомна орбіталь – це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, де з високою ймовірністю може бути виявлений електрон.
Для узгодження електронної будовиатома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронної формулиатома (наприклад, для вуглецю 6 С – 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні:

На другому енергетичному рівнікрім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х , 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

Форма та орієнтація
р-електронних орбіталей

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакову форму. Так, у граничних вуглеводнівзмішуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3-орбіталей:

Це – sр 3-гібридизація.
Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Чотири sp 3 -гібридні орбіталі
атома вуглецю

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. При цьому осі чотирьох sр 3-гібридних орбіталейвиявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).
Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ".
Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма( )-зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Схема перекривання електронних хмар
у молекулі етану

Усього для атома вуглецю можливі три валентні станиз різним типомгібридизації. Крім sр 3-гібридизації існує sр 2 - і sр-Гібридизація.
sр 2 -Гібридизація– змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована
р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною.
Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язуючі орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів.

Орбіталі (три sp 2 і одна р)
атома вуглецю в sp 2 -гібридизації

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі( )-зв'язком.

Освіта
-зв'язку

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.
sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією
р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві
р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно
напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві
р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Атомні орбіталі (дві sp і дві р)
вуглецю в стані sp-гібридизації

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні
sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.
Взаємозв'язок таких параметрів атома вуглецю, як число приєднаних груп, тип гібридизації і типи хімічних зв'язків, що утворюються, показано в таблиці 4.

Ковалентні зв'язки вуглецю

Кількість груп,
пов'язаних
з вуглецем

Тип
гібридизації

Типи
беруть участь
хімічних зв'язків

Приклади формул сполук

sp 3

Чотири - зв'язки

sp 2

Три - зв'язки та
одна - зв'язок

sp

Дві - зв'язки
і два-зв'язки

H–CC–H

Вправи.

1. Які електрони атомів (наприклад, вуглецю чи азоту) називають неспареними?

2. Що означає поняття «загальні електронні пари» у з'єднаннях із ковалентним зв'язком (наприклад,СН 4 абоН 2 S )?

3. Які електронні стани атомів (наприклад,З або N ) називають основними, а які збудженими?

4. Що означають цифри та літери в електронній формулі атома (наприклад,З або N )?

5. Що таке атомна орбіталь? Скільки орбіталей на другому енергетичному рівні атомаЗ і чим вони відрізняються?

6. У чому відмінність гібридних орбіталей від вихідних орбіталей, у тому числі вони утворилися?

7. Які типи гібридизації відомі для атома вуглецю і в чому вони полягають?

Відповіді на вправи

1. Електрони, що знаходяться по одному на орбіталі, називають неспареними електронами. Наприклад, в електронографічній формулі збудженого атома вуглецю – чотири неспарені електрони, а в атома азоту – три:

2. Два електрони, що беруть участь в утворенні одного хімічного зв'язку, називають загальним електронною парою. Зазвичай до утворення хімічного зв'язку один із електронів цієї пари належав одному атому, а інший електрон – іншому атому:

3. Електронний стан атома, в якому дотримується порядок заповнення електронних орбіталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 і т.д., називають основним станом. У збудженому стані один із валентних електронів атома займає вільну орбіталь з вищою енергією, такий перехід супроводжується роз'єднанням спарених електронів. Схематично це записують так:

Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири.

5. Атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра даного атома. На другому енергетичному рівні атома вуглецю чотири орбіталі - 2s, 2р x, 2р y, 2р z. Ці орбіталі різняться:
а) формою електронної хмари (s – куля, р – гантель);
б) р-орбіталі мають різну орієнтацію у просторі – вздовж взаємно перпендикулярних осей x, y та z, їх позначають р x , р y , р z .

6. Гібридні орбіталі відрізняються від вихідних (негібридних) орбіталей формою та енергією. Наприклад, s-орбіталь – форма сфери, р – симетрична вісімка, sp-гібридна орбіталь – асиметрична вісімка.
Відмінності енергії: E(s)< E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Для атома вуглецю відомі три типи гібридизації: sp 3 sp 2 і sp (див. текст уроку 5).

9. -зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом лобового перекриття орбіталей по лінії, що з'єднує центри атомів
-зв'язок – ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бічного перекривання р-орбіталей по обидва боки лінії, що з'єднує центри атомів.
-Зв'язки показують другою та третьою рисою між з'єднаними атомами.

10.

Метод валентних зв'язків дозволяє наочно пояснити просторові характеристики багатьох молекул. Проте, звичного ставлення до формах орбіталей мало відповіді питанням, чому за наявності в центрального атома різних – s, p, d- валентних орбіталей, утворені ним зв'язки в молекулах з однаковими заступниками виявляються еквівалентними за своїми енергетичними та просторовими характеристиками. У двадцяті роки XIXстоліття Лайнусом Полінгом було запропоновано концепцію гібридизації електронних орбіталей. Під гібридизацією розуміють абстрактну модель вирівнювання атомних орбіталей за формою та енергією.

Приклади форми гібридних орбіталей представлені таблиці 5.

Таблиця 5. Гібридні sp, sp 2 , sp 3 орбіталі

Концепцію гібридизації зручно використовувати під час пояснення геометричної формимолекул та величини валентних кутів (приклади завдань 2–5).

Алгоритм визначення геометрії молекул методом ВС:

а. Визначити центральний атом та кількість σ-зв'язків із кінцевими атомами.

б. Скласти електронні конфігурації всіх атомів, що входять до складу молекули та графічні зображення зовнішніх електронних рівнів.

в. Відповідно до принципів методу ЗС на утворення кожного зв'язку потрібна пара електронів, загальному випадкупо одному від кожного атома. Якщо неспарених електронів центральному атому недостатньо, слід припустити збудження атома з переходом однієї з пари електронів більш високий енергетичний рівень.

г. Припустити необхідність і тип гібридизації з урахуванням усіх зв'язків та, для елементів першого періоду, неспарених електронів.

д. Спираючись на вищевикладені умовиводи зобразити електронні орбіталі (гібридні чи ні) всіх атомів у молекулі та їх перекриття. Зробити висновок про геометрію молекули та приблизну величину валентних кутів.

е. Визначити ступінь полярності зв'язку виходячи із значень електронегативностей атомів (табл.6) Визначити наявність дипольного моменту виходячи з розташування центрів тяжкості позитивного та негативного зарядів та/або симетрії молекули.

Таблиця 6. Значення електронегативності деяких елементів за Полінгом

Приклади завдань

Завдання 1. Опишіть методом НД хімічний зв'язок у молекулі СО.

Рішення (рис.25)

а. Скласти електронні зміни всіх атомів, що входять до складу молекули.

б. Для утворення зв'язку необхідно створити узагальнені електронні пари

Малюнок 25. Схема утворення зв'язку в молекулі СО (без гібридизації орбіталей)

Висновок: У молекулі ЗІ – потрійний зв'язок С≡О

Для молекули ЗІ можна припустити наявність sp-гібридизації орбіталей обох атомів (рис.26) Спарені електрони, що не беруть участі в утворенні зв'язку, перебувають на sp-гібридної орбіталі.

Малюнок 26. Схема утворення зв'язку в молекулі СО (з урахуванням гібридизації орбіталей)

Завдання 2.На основі методу ВС припустити просторову будову молекули BeH 2 і чи є молекула диполем.

Розв'язання задачі подано у таблиці 7.

Таблиця 7. Визначення геометрії молекули BeH 2

	Електронна конфігурація		Примітки
а.			Центральний атом – берилій. Йому необхідно утворити два ϭ-зв'язки з атомами водню
б.	H: 1 s 1 Be: 2 s 2		У атома водню є неспарений електрон, у атома берилію всі електрони спарені, його необхідно перевести у збуджений стан
в.	H: 1 s 1 Be*: 2 s 1 2p 1		Якби один атом водню зв'язувався з бериллієм за рахунок 2 s-електрона берилію, а інший – за рахунок 2 p-електрона берилію, то молекула не мала б симетрією, що енергетично не виправдано, а зв'язки Be-Н не були б рівноцінними.
м.	H: 1 s 1 Be*: 2( sp) 2		Слід припустити наявність sp-гібридизації
буд.			Дві sp-гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180 °, молекула BeH 2 - лінійна
е.		Електроз'ємності χ Н =2,1, χ Be =1,5, отже зв'язок ковалентна полярна, електронна щільність зміщена до атома водню, на ньому з'являється невеликий негативний заряд δ-. На атомі берилію δ+. Так як центри тяжкості позитивного інегативного заряду

збігаються (вона симетрична), молекула не є диполем. spАналогічні міркування допоможуть описати геометрію молекул з 2 - і sp

3-гібридними орбіталями (табл.8).

Таблиця 8. Геометрія молекул BF 3 та СН 4Завдання 3.

На основі методу ВС припустити просторову будову молекули H 2 Про і визначити чи є молекула диполем. Можливо два рішення, вони представлені у таблицях 9 та 10.

	Електронна конфігурація	Таблиця 9. Визначення геометрії молекули H2O (без гібридизації орбіталей)Графічне зображення орбіталей	Примітки
а.
б.	H: 1 sзовнішнього рівня s 2 2p 4
в.			1 O: 2
м.			Неспарених електронів достатньо для утворення двох зв'язків з атомами водню.
буд.
е.

Гібридизацію можна знехтувати

Таким чином, молекула води повинна мати валентний кут близько 90°. Однак кут між зв'язками приблизно 104°.

Це можна пояснити

1) відштовхуванням, близько розташованих один до одного водневих атомів.

2) Гібридизацією орбіталей (табл. 10).

	Електронна конфігурація	Таблиця 10. Визначення геометрії молекули H2O (з урахуванням гібридизації орбіталей)	Примітки
а.			Графічне зображення орбіталей зовнішнього рівня
б.	H: 1 sзовнішнього рівня s 2 2p 4		Центральний атом – кисень. Йому необхідно утворити два зв'язки з атомами водню.
в.			Центральний атом – кисень. Йому необхідно утворити два зв'язки з атомами водню.
м.			У атома водню є неспарений електрон, у атома кисню два неспарені електрони. spКут 104° дозволяє припустити наявність
буд.			Дві sp 3-гібридизації.
е.		3 -гібридні орбіталі розташовуються під кутом приблизно 109°, молекула H 2 O формою близька до тетраедру, зменшення валентного кута пояснюється впливом електронної пари, що не зв'язує.

Аналогічні міркування дозволяють пояснити валентні кути молекули аміаку NH 3 . Гібридизацію за участю неподілених електронних пар зазвичай припускають тільки для орбіталей атомів елементів II періоду. Валентні кути в молекулах H 2 S = 92 °, H 2 Se = 91 °, H 2 Te = 89 °. Те саме спостерігається у ряді NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описі геометрії цих молекул традиційно або не вдаються до уявлень про гібридизацію, або пояснюють зменшення тетраедричного кута зростаючим впливом неподіленої пари.

Найчастіше зустрічаються гібридизації sp, sp 2 sp 3 і sp 3 d 2 . Кожному типу гібридизації відповідає певна просторова будова молекул речовини.

sp-гібридизація. Цей тип гібридизації спостерігається при утворенні атомом двох зв'язків за рахунок електронів, що знаходяться на s-орбіталі та на одній p-орбіталі (одного й того ж енергетичного рівня). При цьому утворюються дві гібридні q-орбіталі, спрямовані в протилежні сторони під кутом 180º (рис. 22).

Мал. 22. Схема sp-гібридизації

При sp-гібридизації утворюються лінійні триатомні молекули типу АВ 2 де А - центральний атом, у якого відбувається гібридизація, а В - приєднані атоми, у яких гібридизація не відбувається. Такі молекули утворюються атомами берилію, магнію, а також атомами вуглецю в ацетилені (С 2 Н 2) та в вуглекислому газі(З 2).

Приклад 5.Поясніть хімічний зв'язок у молекулах ВеН 2 та ВеF 2 та будову цих молекул.

Рішення.Атоми берилію в нормальному станіне утворюють хімічних зв'язків, т.к. немає неспарених електронів (2s 2). У збудженому стані (2s 1 2p 1) електрони знаходяться на різних орбіталях, тому при утворенні зв'язків відбувається sp-гібридизація за схемою, наведеною на рис. 22. До двох гібридних орбіталів приєднуються два атоми водню або фтору, як показано на рис. 23.

1) 2)

Мал. 23. Схема утворення молекул ВеН 2 (1) та ВеF 2 (2)

Молекули, що утворюються, - лінійні, валентний кут 180º.

Приклад 6.За експериментальними даними молекула СО 2 – лінійна, причому, обидва зв'язки вуглецю з киснем однакові за довжиною (0,116 нм) та енергії (800 кДж/моль). Як пояснюються ці дані?

Рішення. Ці дані молекулу діоксиду вуглецю пояснює наступна модель її освіти.

Атом вуглецю утворює зв'язки у збудженому стані, при якому він має чотири неспарені електрони: 2s 1 2p 3 . При утворенні зв'язків відбувається sp-гібридизація орбіталей. Гібридні орбіталі спрямовані по прямій лінії в протилежні сторони від ядра атома, а дві чисті (негібридні) p-орбіталі, що залишилися, розташовуються перпендикулярно один до одного і до гібридних орбіталів. Всі орбіталі (гібридні та негібридні) містять по одному неспареному електрону.

Кожен атом кисню, що має два неспарені електрони на двох взаємно перпендикулярних p-орбіталях, приєднується до атома вуглецю s-зв'язком і p-зв'язком: s-зв'язок утворюється за участю гібридної орбіталі вуглецю, а p-зв'язок утворюється перекриттям чистих p-орбіта та кисню. Утворення зв'язків у молекулі 2 показано на рис. 24.

Мал. 24. Схема утворення молекули СО 2

Кратність зв'язку, що дорівнює двом, пояснює велику міцність зв'язку, а sp-гібридизація – лінійну будову молекули.

Змішування однієї s- та двох p-орбіталей називається sp 2 -гібридизацією. При цій гібридизації утворюються три рівноцінні q-орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120º (рис. 25).

Мал. 25. Схема sp 2 -гібридизації

Молекули типу АВ 3, що утворюються при цій гібридизації, мають форму плоского. правильного трикутниказ атомами А в центрі та атомами В у його вершинах. Така гібридизація відбувається в атомах бору та інших елементів третьої групи та в атомах вуглецю в молекулі С 2 Н 4 та в іоні 3 2- .

Приклад 7.Поясніть утворення хімічних зв'язків у молекулі ВН 3 та її будову.

Рішення.Експериментальні дослідження свідчать, що в молекулі ВН 3 всі три зв'язки В–Н розташовані в одній площині, кути між зв'язками дорівнюють 120º. Ця будова молекули пояснюється тим, що в атомі бору в збудженому стані поєднуються валентні орбіталі, заселені неспареними електронами (2s 1 2p 2) і він утворює зв'язки sp 2 -гібридними орбіталями. Схема молекули ВН 3 наведено на рис. 26.

Мал. 26. Схема утворення молекули ВН 3

Якщо в гібридизації беруть участь одна s-і три p-орбіталі ( sp 3 -гібридизація), то результаті утворюються чотири гібридні орбіталі, спрямованість до вершин тетраедра, тобто. орієнтовані під кутами 109º28¢ (~109,5º) один до одного. Утворені молекули мають тетраедричну будову. Гібридизацією цього пояснюється будова граничних вуглеводнів, сполук вуглецю з галогенами, багатьох сполук кремнію, катіону амонію NH 4 + та інших. Класичним прикладомцією гібридизації є молекула метану CH 4 (рис. 27)

Мал. 27. Схема утворення хімічних зв'язків у молекулі СН 4

Якщо в гібридизації беруть участь одна s-, три p-і дві d-орбіталі ( sp 3 d 2 - гібридизація), то з'являються шість гібридних орбіталей, напрямлених до вершин октаедра, тобто. орієнтованих під кутами 90 º один до одного. Утворені молекули мають октаедричну будову. Гібридизацією цього типу пояснюється будова сполук сірки, селену і телуру з галогенами, наприклад SF 6 і SeF 6 і багатьох комплексних іонів: 2-, 3- і т.д. На рис. 28 показано утворення молекули сірки гексафториду.

Мал. 28. Схема молекули SF 6

Хімічні зв'язки за участю гібридних орбіталей вирізняються великою міцністю. Якщо енергію s-зв'язку, утворену «чистими» s-орбіталями, прийняти за одиницю, то енергія зв'язку при sp-гібридизації дорівнюватиме 1,43, при sp 2 -гібридизації 1,99, при sp 3 -гібридизації 2,00, а при sp 3 d 2 -гібридизації 2,92. Збільшення міцності зв'язків пояснюється повнішим перекриттям гібридних орбіталей з негібридними при утворенні хімічного зв'язку.

Крім розглянутих типів гібридизації, хімічних сполукзустрічаються гібридизації sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3 sp 3 d 3 та інші. При sp 2 d-гібридизації молекули та іони мають квадратну формупри sp 3 d-гібридизації – форму тригональної біпіраміди і при sp 3 d 3 -гібридизації – пентагональної біпіраміди. Інші типи гібридизації трапляються рідко.

Приклад 8.Наведено рівняння двох схожих реакцій:

1) CF 4 + 2HF = H 2 CF 6; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6

Яка з них неможлива з погляду утворення хімічних зв'язків?

Рішення.Для утворення H 2 CF 6 необхідна sp 3 d 2 -гібридизація, але в атомі вуглецю валентні електрони знаходяться на другому енергетичному рівні, на якому немає d-орбіталей. Тому перша реакція у принципі неможлива. Друга реакція можлива, тому що sp 3 d 2 -гібридизація у кремнію можлива.

Модель атома вуглецю

Валентні електрони атома вуглецю розташовуються на одній 2s-орбіталі та двох 2р-орбіталях. 2р-орбіталі розташовані під кутом 90° один до одного, а 2s-орбіталь має сферичну симетрію. Таким чином, розташування атомних орбіталей вуглецю у просторі не пояснює виникнення в органічних сполуках валентних кутів 109,5°, 120° та 180°.

Щоб вирішити це протиріччя, було запроваджено поняття гібридизації атомних орбіталейДля розуміння природи трьох варіантів розташування зв'язків атома вуглецю знадобилися уявлення про три типи гібридизації.

Виникненням концепції гібридизації ми завдячуємо Лайнусу Полінгу, що багато зробив для розвитку теорії хімічного зв'язку.

Концепція гібридизації пояснює, як атом вуглецю видозмінює свої орбіталі під час утворення сполук. Нижче ми розглядатимемо цей процес трансформації орбіталей постадійно. При цьому треба мати на увазі, що розчленування процесу гібридизації на стадії або етапи є, насправді, не більш ніж уявний прийом, що дозволяє більш логічно і викласти концепцію. Проте висновки про просторову орієнтацію зв'язків вуглецевого атома, яких ми зрештою прийдемо, повністю відповідають реальному становищусправ.

Електронна конфігурація атома вуглецю в основному та збудженому стані

На малюнку зліва показано електронна конфігураціяатом вуглецю. Нас цікавить лише доля валентних електронів. В результаті першого кроку, який називають збудженнямабо промотуванням, один із двох 2s-електронів переміщається на вільну 2р-орбіталь. На другому етапі відбувається власне процес гібридизації, який дещо умовно можна уявити як змішання однієї s- і трьох р-орбіталей і утворення з них чотирьох нових однакових орбіталей, кожна з яких на одну чверть зберігає властивості s-орбіталі і на три чверті - властивості р-орбіталей. Ці нові орбіталі отримали назву sp 3 -гібридних. Тут надрядковий індекс 3 позначає не кількість електронів, що займають орбіталі, а кількість р-орбіталей, що взяли участь у гібридизації. Гібридні орбіталі спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого знаходиться атом вуглецю. На кожній sp 3 -гібридної орбіталі знаходиться по одному електрону. Ці електрони і беруть участь на третьому етапі освіти зв'язків з чотирма атомами водню, утворюючи валентні кути 109,5°.

sp3 - гібридизація. Молекули метану.

Утворення плоских молекул із валентними кутами 120° показано на малюнку нижче. Тут, як і у випадку sp 3 -гібридизації, перший крок – збудження. На другому етапі в гібридизації беруть участь одна 2s-і дві 2р - орбіталі, утворюючи три sр 2 -гібриднихорбіталі, розташованих в одній площині під кутом 120 ° один до одного.

Освіта трьох sр2-гібридних орбіталей

Одна p-рорбіталь залишається негібридизованою і розташовується перпендикулярно площині sр 2 -гібридних орбіталей. Потім (третій крок) дві sр 2 -гібридні орбіталі двох вуглецевих атомів поєднують електрони, утворюючи ковалентний зв'язок. Такий зв'язок, що утворюється в результаті перекриття двох атомних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атома, називається σ-зв'язком.

Освіта сигма - і пі-зв'язків у молекулі етилену

Четвертий етап – утворення другого зв'язку між двома вуглецевими атомами. Зв'язок утворюється в результаті перекриття звернених один до одного країв негібридизованих 2р-орбіталей і називається π-зв'язком. Нова молекулярна орбіталь є сукупністю двох зайнятих електронами π-зв'язку областей - над і під σ-зв'язком. Обидва зв'язки (σ і π) разом становлять подвійний зв'язокміж атомами вуглецю І нарешті, останній, п'ятий крок - утворення зв'язків між атомами вуглецю і водню за допомогою електронів чотирьох sr 2 -гібридних орбіталей, що залишилися.

Подвійний зв'язок у молекулі етилену

Третій, останній тип гібридизації, показаний на прикладі найпростішої молекули, що містить потрійну зв'язок, - молекулиацетилену. Перший крок – збудження атома, такий самий, як раніше. На другому етапі відбувається гібридизація однієї 2s-і однієї 2р-орбіталей з утворенням двох sр-гібриднихорбіталей, що розташовуються під кутом 180 °. І залишаються не зміненими дві 2р-орбіталі, необхідні для утворення двох π-зв'язків.

Освіта двох sр-гібридних орбіталей

Наступний крок - утворення σ-зв'язку між двома sр-гібридизованими вуглецевими атомами, потім утворюються два π-зв'язку. Один σ-зв'язок і два π-зв'язку між двома атомами вуглецю разом становлять потрійний зв'язок. І нарешті утворюються зв'язки з двома атомами водню. Молекула ацетилену має лінійну будову, всі чотири атоми лежать на одній прямій.

Ми показали, як три основні в органічній хімії типу геометрії молекул виникають у результаті різних трансформацій атомних орбіталей вуглецю.

Можна запропонувати два способи визначення типу гібридизації різних атомів у молекулі.

Спосіб 1. Найбільш загальний спосібпридатний для будь-яких молекул. Заснований залежно від валентного кута від гібридизації:

а) валентні кути 109,5°, 107° та 105° свідчать про sр 3 -гібридизації;

б) валентний кут близько 120°-sр2-гібридизація;

в) валентний кут 180 °-sp-гібридизація.

Спосіб 2. Придатний більшість органічних молекул. Оскільки тип зв'язку (простий, подвійний, потрійний) пов'язаний з геометрією, можна за характером зв'язків даного атома визначити тип його гібридизації:

а) всі зв'язки прості - sр 3-гібридизація;

б) один подвійний зв'язок - sр 2 -гібридизація;

в) один потрійний зв'язок - sp-гібридизація.

Гібридизація - це уявна операція перетворення звичайних (енергетично найбільш вигідних) атомних орбіталей на нові орбіталі, геометрія яких відповідає експериментально визначеної геометрії молекул.

Продовження. Початок див. № 15, 16/2004

Урок 5. Гібридизація
атомних орбіталей вуглецю

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється за допомогою загальних зв'язувальних електронних пар за типом:

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.
Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома.
Електронна хмара – це область простору, де з високою ймовірністю може бути виявлений електрон. рДля узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 s 2-електрона. рУ збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2

2 -електрон може переходити на вільну s 2 2s 2 2p-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони: sі рНагадаємо, що в електронній формулі атома (наприклад, для вуглецю 6 С – 1 s 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери

вказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні: р-орбіталі. Ці 2 рНа другому енергетичному рівні, крім 2 р-Орбіталі позначають 2 -орбіталі є три 2, 2-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2р х р yі 2

р z s-орбіталь і три рвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані. sрПри утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакової форми. Так, у граничних вуглеводнях поєднуються одна

Це – sр 3-гібридизація.
Гібридизація-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. sр 3-гібридних орбіталейПри цьому осі чотирьох
виявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).
Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ". Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називаютьсигма()-зв'язком sр. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. s 3 -орбіталями перекривається з

-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку. sрУсього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 2 - і sр-Гібридизація.
sр 2 -Гібридизація 3-гібридизації існує s- і двох р– змішування однієї sр-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. х, уЦі
р 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями sр) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована z). Верхня половина р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних
2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі sр-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною. рТип

2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язувальні орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів. Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання.

Освіта -орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається

пі()-зв'язком
sр-Гібридизація-зв'язку s-Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.
р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією sрта однією
р-орбіталей.
-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві sр-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно y, а негібридизовані дві
р-орбіталі-вздовж осей хі z.

напрямків-зв'язків. На малюнку
sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.
Взаємозв'язок таких параметрів атома вуглецю, як число приєднаних груп, тип гібридизації і типи хімічних зв'язків, що утворюються, показано в таблиці 4.

Таблиця 4

Ковалентні зв'язки вуглецю

Кількість груп, пов'язаних з вуглецем	Тип гібридизації	Типи беруть участь хімічних зв'язків	Приклади формул сполук
4	sp 3	Чотири - зв'язки
3	sp 2	Три - зв'язки та одна - зв'язок
2	sp	Дві - зв'язки і два-зв'язки	H–CC–H

Вправи.

1. Які електрони атомів (наприклад, вуглецю чи азоту) називають неспареними?

2. Що означає поняття «загальні електронні пари» у з'єднаннях із ковалентним зв'язком (наприклад, СН 4 абоН 2 S )?

3. Які електронні стани атомів (наприклад, або N ) називають основними, а які збудженими?

4. Що означають цифри та літери в електронній формулі атома (наприклад, С або N )?

5. Що таке атомна орбіталь? Скільки орбіталей на другому енергетичному рівні атома С і чим вони відрізняються?

6. У чому відмінність гібридних орбіталей від вихідних орбіталей, у тому числі вони утворилися?

7. Які типи гібридизації відомі для атома вуглецю і в чому вони полягають?

8. Намалюйте картинку просторового розташування орбіталей одного з електронних станів атома вуглецю.

9. Які хімічні зв'язки називають і які?-Вкажіть-і

10. зв'язки у з'єднаннях:

Для атомів вуглецю наведених нижче сполук зазначте: а) тип гібридизації; б) типи його хімічних зв'язків; в) валентні кути.

Відповіді на вправи до теми 1

1. Урок 5 Електрони, що знаходяться по одному на орбіталі, називаютьнеспареними електронами

2. . Наприклад, в електронографічній формулі збудженого атома вуглецю – чотири неспарені електрони, а в атома азоту – три: Два електрони, що беруть участь в утворенні одного хімічного зв'язку, називаютьзагальною електронною парою

3. . Зазвичай до утворення хімічного зв'язку один із електронів цієї пари належав одному атому, а інший електрон – іншому атому: s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4pЕлектронне стан атома, у якому дотримується порядок заповнення електронних орбіталей: 1 2 і т.д., називаютьосновним станом .У

збудженому стані

5. один із валентних електронів атома займає вільну орбіталь з вищою енергією, такий перехід супроводжується роз'єднанням спарених електронів. Схематично це записують так: s, 2Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири., 2-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2, 2р y. Ці орбіталі різняться:
а) формою електронної хмари ( s- Куля, р- Гантель);
б) р-орбіталі мають різну орієнтацію у просторі – вздовж взаємно перпендикулярних осей x, yі z, їх позначають Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири., -орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2, р y.

6. Гібридні орбіталі відрізняються від вихідних (негібридних) орбіталей формою та енергією. Наприклад, s-орбіталь - форма сфери, р– симетрична вісімка, sp-Гібридна орбіталь - асиметрична вісімка.
Відмінності по енергії: E(s) < E(sр) < E(р). spТаким чином, s- -орбіталь – усереднена формою та енергії орбіталь, отримана змішуванням вихідних pі

7. -орбіталей. sp 3 , spДля атома вуглецю відомі три типи гібридизації: sp (2 та).

9. див. текст уроку 5
-зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом лобового перекривання орбіталей по лінії, що з'єднує центри атомів. р-зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання
-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує центри атомів.