Тип гібридизації орбіталей атомів вуглецю. Поговоримо про те, як визначити тип гібридизації

Гібридизація АТ- це вирівнювання валентних АТ за формою та енергією у процесі утворення хімічного зв'язку.

1. У гібридизації можуть брати участь тільки ті АТ, енергія яких досить близька (наприклад, 2s- та 2р-атомні орбіталі).

2. У гібридизації можуть брати участь вакантні (вільні) АТ, орбіталі з неспареними електронами та неподіленими електронними парами.

3. В результаті гібридизації з'являються нові гібридні орбіталі, які орієнтуються в просторі таким чином, щоб після їх перекриття з орбіталями інших атомів електронні пари виявилися максимально віддаленими один від одного. Такий стан молекули відповідає мінімуму енергії через максимальне відштовхування однойменно заряджених електронів.

4. Вид гібридизації (число АТ, що піддаються гібридизації), визначається кількістю атомних атомів і числом неподілених електронних парв даному атомі.

приклад.ВF 3 . У момент утворення зв'язку відбувається перебудова АТ атома В, що переходить у збуджений стан: 1s 2 2s 2 2p 1 B * 1s 2 2s 1 2p 2 .

Гібридні АТ розташовуються під кутом 120 про. Молекула має форму правильного трикутника(плоска, трикутна):

3. sp 3 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів 4-ої групи ( наприклад, вуглецю, кремнію, германію) у молекулах типу ЕХ 4 , а також для атома С в алмазі, молекулах алканів, для атома N в молекулі NH 3 , NH 4 + , атома О в молекулі Н 2 Про і т.д.

приклад 1.СН 4 . У момент утворення зв'язку відбувається перебудова АТ атома С, що переходить у збуджений стан: 1s 2 2s 2 2p 2 ® С * 1s 2 2s 1 2p 3 .

Гібридні АТ розташовуються під кутом 109-28".

приклад 2. NН 3 та NН 4 + .

Електронна структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гібридизації піддаються 3 АТ, що містять неспарені електрони, та 1 АТ, що містить неподілену електронну пару. В силу сильнішого відштовхування неподіленої електронної пари від електронних пар s-зв'язків кут зв'язку в молекулі аміаку становить 107,3 про (ближче до тетраедричного, а не прямого).

Молекула має форму тригональної піраміди.:

Уявлення про sp 3 -гібридизації дозволяють пояснити можливість утворення іону амонію та рівноцінність зв'язків у ньому.

приклад 3.Н2О.

Електронна структура атома Про 1s 2 2s 2 2p 4 . Гібридизації піддаються 2 АТ, що містять неспарені електрони, та 2 АТ, що містять неподілені електронні пари. Кут зв'язку в молекулі води становить 104,5 про (також ближче до тетраедричного, а не прямого).

Молекула має кутову форму:

Уявлення про sp 3 -гібридизації дозволяють пояснити можливість утворення іона оксонію (гідроксонію) та утворення кожної молекулою 4-х водневих зв'язківу структурі льоду.

4. sp 3 d-гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів 5-ої групи (починаючи з Р) у молекулах типу ЕХ 5 .

приклад. РСl 5 . Електронна структура атома Р в основному і збудженому станах: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Форма молекули - гексаедр (точніше - тригональна біпіраміда):

5. sp 3 d 2 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів 6-ої групи (починаючи з S) у молекулах типу ЕХ 6 .

приклад. SF 6 . Електронна структура атома S в основному і збудженому станах: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Форма молекули - октаедр :

6. sp 3 d 3 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів 7 елементів групи (починаючи з Cl) в молекулах типу ЕХ 7 .

приклад. IF 7 . Електронна структура атома F в основному та збудженому станах: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекули - декаедр (точніше - пентагональна біпіраміда):

7. sp 3 d 4 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів групи 8 (крім Не і Ne) в молекулах типу ЕХ 8 .

приклад. ХеF 8 . Електронна структура атома Хе в основному та збудженому станах: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе * 5s 1 3p 3 3d 4 .

Форма молекули - додекаедр:

Можуть бути інші види гібридизації АТ.

Одне із завдань хімії - це вивчення будови речовини, у тому числі з'ясування механізму утворення різних з'єднаньз простих речовин, утворених атомами одного хімічного елемента. Особливості взаємодії атомів, точніше, їх різноіменно заряджених компонентів – електронних оболонок та ядер, – описуються як різні типи хімічного зв'язку. Так, речовини, що утворюються за допомогою ковалентного зв'язку, для опису якого в 1931 році американським хіміком Л. Полінгом була запропонована модель гібридизації атомних орбіталей.

Поняття про ковалентний зв'язок

У тих випадках, коли в процесі взаємодії відбувається утворення загальної для двох атомів пари валентних електронних хмар, говорять про ковалентний зв'язок. Внаслідок її виникнення формується найдрібніша часткапростого або складної речовини- Молекула.

Однією з особливостей ковалентного зв'язку є її спрямованість – слідство складної формиелектронних орбіталей p, d і f, які, не маючи сферичну симетрію, мають певну просторову орієнтацію. Ще одна важлива особливістьданого типу хімічного зв'язку – насичуваність, обумовлена обмеженою кількістю зовнішніх – валентних – хмар в атомі. Саме тому існування молекули, наприклад, H 2 O, можливо, а H 5 O – ні.

Типи ковалентного зв'язку

Утворення спільних електронних пар може відбуватися у різний спосіб. У механізмі утворення ковалентного зв'язку важливу рольграє характер перекриття хмар та просторова симетрія результуючої хмари. За цим критерієм Л. Полінг запропонував розрізняти такі типи:

Сигма-зв'язок (σ) відрізняється найбільшим ступенем перекриття по осі, що проходить через атомні ядра. Тут щільність хмари буде максимальною.
Пі-зв'язок (π) утворюється при бічному перекриванні, і електронна хмара, відповідно, має найбільшу щільністьпоза сполучною ядра осі.

Ці просторові характеристики мають велике значенняостільки, оскільки вони корелюють з енергетичними параметрами ковалентного зв'язку.

Особливості багатоатомних молекул

Концепцію гібридизації було запроваджено Полінгом для пояснення однієї з особливостей ковалентних зв'язків у багатоатомних молекулах. Відомо, що зв'язки, що утворюються центральним атомом у таких молекулах, виявляються однаковими за просторовими та енергетичним характеристикам. Це відбувається незалежно від того, які орбіталі (s, p або d) беруть участь у формуванні загальної електронної пари.

Дуже зручним та наочним прикладомдля ілюстрації цього явища є атом вуглецю. При вступі в хімічний зв'язок атом у збудженому стані має 4 валентні орбіталі: 2s, 2p x , 2p y і 2p z . Три останні відрізняються від орбіталі 2s за енергією та формою. Проте в молекулі, наприклад, метану CH 4 всі чотири зв'язки абсолютно рівноцінні і мають валентні кути 109,5° (у той час як p-орбіталі розташовані під кутами 90°). В інших сполуках вуглецю зустрічаються валентні кути 120° та 180°; в молекулах, що містять азот (аміак NH 3) і кисень (вода H 2 O) ці кути становлять 107,5° та 104,5°. Виникнення подібних валентних кутів також зажадало пояснення.

Суть явища

Ідея гібридизації полягає у освіті усереднених орбіталей шляхом перекривання електронних хмар різного типуз близькими значеннями енергії – s, p, іноді d. Кількість результуючих - гібридних - орбіталей відповідає числу хмар, що перекриваються. Оскільки орбіталь - це визначальна ймовірність знаходження електрона в тій чи іншій точці атома, гібридна орбіталь є накладенням хвильових функцій, що відбувається внаслідок електронних переходів при збудженні атома. Воно призводить до виникнення рівнозначних хвильових функцій, що відрізняються лише спрямованістю.

Гібридні орбіталі еквівалентні енергії і мають однакову формуу вигляді об'ємної вісімки, що має сильну асиметрію щодо ядра. На гібридизацію витрачається менше енергії, ніж виділяється при утворенні міцного ковалентного зв'язку з гібридними орбіталями, тому такий процес енергетично вигідний, тобто найімовірніший.

гібридизації орбіталей та геометрія молекул

Можливі різні варіантиперекривання (змішування) зовнішніх електронних хмар в атомі. Найпоширенішими є наступні видинакладення орбіталей:

Sp 3 -гібридизація. Даний варіант реалізується при накладенні однієї s-і трьох p-орбіталей. Результатом його стають чотири гібридні орбіталі, осі яких спрямовані для будь-якої пари під кутами 109,5°, що відповідає мінімальному взаємному відштовхуванню електронів. При вступі цих орбіталей у зв'язку з іншими атомами, формується молекула тетраедричної конфігурації, наприклад, метан, етан C 2 H 6 (комбінація двох тетраедрів), аміак, вода. У молекулі аміаку одна, а молекулі води - дві з вершин тетраедра зайняті неподіленими електронними парами, що призводить до зменшення валентного кута.
Sp 2 -гібридизація виникає при комбінації однієї s-і двох p-орбіталей. У цьому випадку трійка гібридних орбіталей знаходиться під кутами 120° в одній площині. Подібну трикутну форму мають, наприклад, молекули хлору трихлориду BCl 3 , що знаходить застосування в різних технологіях. Інший приклад - молекула етилену - формується за рахунок додаткового π-зв'язку між атомами вуглецю, в яких по одній p-орбіталі негібридні та орієнтовані перпендикулярно площині, що утворюється двома трикутниками.
Sp-гібридизація відбувається, коли змішуються одна s-і одна p-орбіталь. Дві гібридні хмари розташовуються під кутом 180 °, а молекула має лінійну конфігурацію. Прикладами можуть бути молекули хлориду берилію BeCl 2 або ацетилену C 2 H 2 (в останній дві негібридні p-орбіталі вуглецю утворюють додаткові π-зв'язки).

Існують і більше складні варіантигібридизації атомних орбіталей: sp 3 d, sp 3 d 2 та інші.

Роль моделі гібридизації

Концепція Полінг дає хороший якісний опис будови молекул. Вона зручна та наочна, успішно пояснює деякі особливості ковалентних сполук, такі як величина валентних кутів або вирівнювання довжини хімічного зв'язку. Однак кількісна сторона моделі не може вважатися задовільною, оскільки не дозволяє робити багато важливих передбачень щодо фізичних ефектів, пов'язаних з особливостями будови молекул, наприклад, молекулярних фотоелектронних спектрів. Сам автор концепції гібридизації вже на початку 1950-х років наголошував на її недоліках.

Проте у становленні сучасних уявленьпро будову речовини модель гібридизації атомних орбіталей відіграла велику роль. На основі її було розроблено більш адекватні концепції, наприклад, теорія відштовхування електронних пар. Тому, безумовно, модель гібридизації стала важливим етапом у розвитку теоретичної хіміїа при описі деяких аспектів електронної структури молекул вона цілком застосовна і в даний час.

Концепція гібридизації

Концепція гібридизації валентних атомних орбіталейбула запропонована американським хіміком Лайнусом Полінгом для відповіді на питання, чому за наявності у центрального атома різних (s, p, d) валентних орбіталей, утворені ним зв'язки в багатоатомних молекулах з однаковими лігандами виявляються еквівалентними за своїми енергетичними та просторовими характеристиками.

Уявлення про гібридизацію займають центральне місце у методі валентних зв'язків. Сама гібридизація не є реальною фізичним процесом, а лише зручною моделлю, що дозволяє пояснити електронна будовамолекул, зокрема гіпотетичні видозміни атомних орбіталей при утворенні ковалентного хімічного зв'язку, зокрема, вирівнювання довжин хімічних зв'язків та валентних кутів у молекулі.

Концепція гібридизації з успіхом була застосована для якісного опису простих молекул, але пізніше була розширена і більш складних. На відміну від теорії молекулярних орбіталей не є суворо кількісною, наприклад, вона не в змозі передбачити фотоелектронні спектри навіть таких простих молекул як вода. В даний час використовується в основному в методичних цілях та в синтетичній органічній хімії.

Цей принцип знайшов свій відбиток у теорії відштовхування електронних пар Гіллеспі - Найхолма. Перше і найбільше важливе правилояке формулювалося наступним чином:

"Електронні пари приймають таке розташування на валентній оболонці атома, при якому вони максимально віддалені один від одного, тобто електронні пари поводяться так, як якщо б вони взаємно відштовхувалися".

Друге правило полягає в тому, що «Всі електронні пари, що входять у валентну електронну оболонку, вважаються розташованими на однаковій відстані від ядра».

Види гібридизації

sp-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і однієї p-орбіталей. Утворюється дві рівноцінні sp-атомні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 180 градусів і спрямовані в різні сторонивід ядра атома вуглецю. Дві негібридні p-орбіталі, що залишилися, розташовуються у взаємно перпендикулярних площинахі беруть участь у освіті π-зв'язків, або займаються неподіленими парами електронів.

sp 2 -гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і двох p-орбіталей. Утворюється три гібридні орбіталі з осями, розташованими в одній площині та спрямованими до вершин трикутника під кутом 120 градусів. Негібридна p-атомна орбіталь перпендикулярна до площини і, як правило, бере участь в утворенні π-зв'язків

sp 3 -гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і трьох p-орбіталей, утворюючи чотири рівноцінні за формою та енергії sp3-гібридні орбіталі. Можуть утворювати чотири зв'язки з іншими атомами або заповнюватися неподіленими парами електронів.

Осі sp3-гібридних орбіталей спрямовані до вершин правильного тетраедра. Тетраедричний кут між ними дорівнює 109°28", що відповідає найменшій енергії відштовхування електронів. Також sp3-орбіталі можуть утворювати чотири σ-зв'язки з іншими атомами або заповнюватися неподіленими парами електронів.

Гібридизація та геометрія молекул

Уявлення про гібридизацію атомних орбіталей лежать в основі теорії відштовхування електронних пар Гіллеспі-Найхолма. Кожному типу гібридизації відповідає строго певна просторова орієнтація гібридних орбіталей центрального атома, що дозволяє її використовувати як основу стереохімічних уявлень органічної хімії.

У таблиці наведено приклади відповідності найбільш поширених типів гібридизації та геометричної структури молекул у припущенні, що всі гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічних зв'язків (відсутні неподілені електронні пари).

Тип гібридизації	Число гібридних орбіталей	Геометрія	Приклади
sp	2	Лінійна	BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2	3	Трикутна	BF 3 , NO 3 - , CO 3 2-
sp 3	4	Тетраедрична	CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2	4	Плоскоквадратна	Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3d	5	Гексаедричні	PCl 5, AsF 5
sp 3 d 2	6	Октаедрична	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Посилання

Література

Паулінг Л.Природа хімічного зв'язку/Пер. з англ. М. Є. Дяткіна. За ред. проф. Я. К. Сиркіна. - М.; Л.: Держхіміздат, 1947. – 440 с.
Полінг Л. Загальна хімія. Пров. з англ. – М.: Світ, 1974. – 846 с.
Мінкін В. І., Сімкін Б. Я., Міняєв Р. М.Теорія будови молекул. – Ростов-на-Дону: Фенікс, 1997. – С. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
Гіллеспі Р.Геометрія молекул/Пер. з англ. Е. З. Засоріна та В. С. Мастрюкова, під ред. Ю. А. Пентіна. – М.: Світ, 1975. – 278 с.

Див. також

Примітки

Wikimedia Foundation. 2010 .

Завдання 261.
Які типи гібридизації АТ вуглецю відповідають утворенню молекул СН 4, С 2 Н 6, С 2 Н 4, С 2 Н 2?
Рішення:
а) У молекулах СН 4 і З 2 Н 6 валентний електронний шар атома вуглецю містить чотири електронні пари:

Тому електронні хмари атома вуглецю в молекулах СН 4 З 2 Н 6 будуть максимально віддалені один від одного при sp3-гібридизації, коли їх осі спрямовані до вершин тетраедра. При цьому в молекулі СН 4 всі вершини тетраедра будуть зайняті атомами водню, тому молекула СН4 має тетраедричну конфігурацію з атомом вуглецю в центрі тетраедра. У молекулі З 2 Н 6 атоми водню займають три вершини тетраедра, а до четвертої вершини спрямовано загальну електронну хмару іншого атома вуглецю, тобто. два атоми вуглецю з'єднані один з одним. Це можна уявити схемами:

б) У молекулі З 2 Н 4 валентний електронний шар атома вуглецю, як і в молекулах СН 4 З 2 Н 6 . містить чотири електронні пари:

При освіті З 2 Н 4 три ковалентні зв'язки утворені за звичайним механізмом, тобто. є зв'язками, і одна - зв'язок. При утворенні молекули З 2 Н 4 кожен атом вуглецю з двома атомами водню - зв'язками та один з одним двома зв'язками, одним - і одним - зв'язками. Гібридні хмари відповідні даного типугібридизації, розташовуються в атомі вуглецю те щоб взаємодія між електронами було мінімальним, тобто. якнайдалі один від одного. Дане розташування атомів вуглецю (дві подвійні зв'язки між атомами вуглецю) характерно sp 2 -гібридизації АТ вуглецю. При sp 2 -гібридизації електронні хмари в атомах вуглецю орієнтовані в напрямках, що лежать в одній площині і кути, що складають один з одним, в 120 0 , тобто. у напрямках до вершин правильного трикутника. У молекулі етилену в освіті - зв'язків беруть участь три sp 2 -гібридні орбіталі кожного атома вуглецю, дві між двома атомами водню і одна з другим атомом вуглецю, а - зв'язок утворюється за рахунок р-електронних хмар кожного атома вуглецю. Структурна формуламолекули З 2 Н 4 матиме вигляд:

в) У молекулі С 2 Н 2 валентний електронний шар атома вуглецю містить чотири пари електронів:

Структурна формула З 2 N 2 має вигляд:

Кожен атом вуглецю з'єднаний однією електронною парою з атомом водню та трьома електронними парами з іншим атомом вуглецю. Таким чином, в молекулі ацетилену атоми вуглецю з'єднані один з одним одним зв'язком і двом зв'язками. З воднем кожен атом вуглецю з'єднаний зв'язком. У освіті - зв'язків беруть участь дві sp-гібридні АТ, які розташовані одне щодо одного отже взаємодія з-поміж них мінімальне, тобто. якнайдалі один від одного. Тому при sp-гібридизації електронні хмари між атомами вуглецю орієнтовані в протилежних напрямках щодо один одного, тобто. кут між зв'язками С-Сскладає 180 0 . Тому молекула З 2 Н 2 має лінійну будову:

Завдання 262.
Вказати тип гібридизації АТ кремнію в молекулах SiH 4 та SiF 4 . Чи полярні ці молекули?
Рішення:
У молекулах SiH 4 і SiF 4 валентний електронний шар містить чотири пари електронів:

Тому в обох випадках електронні хмари атома кремнію будуть максимально віддалені один від одного при sp 3 -гібридизації, коли їх осі спрямовані до вершин тетраедра. При цьому в молекулі SiH 4 всі вершини тетраедра зайняті атомами водню, а в молекулі SiF 4 атомами фтору, так що ці молекули мають тетраедрическую конфігурацію з атомом кремнію в центрі тетраедра:

У тетраедричних молекул SiH 4 і SiF 4 дипольні моменти зв'язків Si-H і Si-F взаємно компенсують один одного, так що сумарні дипольні моменти обох молекул дорівнюють нулю. Ці молекули неполярні, незважаючи на полярність зв'язків Si-H та Si-F.

Завдання 263.
У молекулах SО 2 і SО 3 атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації. Чи полярні ці молекули? Яка їхня просторова структура?
Рішення:
При sp 2 -гібридизації гібридні хмари розташовуються в атомі сірки в напрямках, що лежать в одній площині і кути, що складають один з одним, в 120 0 , тобто. спрямованих до вершин правильного трикутника.

а) У молекулі SО 2 дві sp 2 -гібридні АТ утворюють зв'язок з двома атомами кисню, третя sp 2 -гібридна орбіталь буде зайнята вільною електронною парою. Ця електронна пара зміщуватиме електронну площину і молекула SО 2 набуде форми неправильного трикутника, тобто. кут OSO не дорівнюватиме 120 0 . Тому молекула SО 2 матиме кутову форму при sp 2 -гібридизації орбіталей атома структуру:

У молекулі SО 2 взаємної компенсації дипольних моментів зв'язків S-O не відбувається; дипольний момент такої молекули матиме значення більше нуля, тобто. молекула полярна.

б) У кутовий молекулі SО 3 всі три sp2-гібридні АТ утворюють зв'язок із трьома атомами кисню. Молекула SО 3 матиме форму плоского трикутника з sp 2 -гібридизацією атома сірки:

У трикутній молекулі SО 3 дипольні моменти зв'язків S-O взаємно компенсують один одного, так що сумарний дипольний момент дорівнюватиме нулю, молекула полярна.

Завдання 264.
При взаємодії SiF4 з HF утворюється сильна кислота Н 2 SiF 6 диссоциирующая на іони Н + і SiF 6 2- . Чи може подібним чином протікати реакція між СF 4 та НF? Вказати тип гібридизації АТ кремнію в іоні SiF 6 2-.
Рішення:
а) При збудженні атом кремнію переходить зі стану 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 стан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 , а електронна будова валентних орбіталей відповідає схемі:

Чотири неспарені електрони збудженого атома кремнію можуть брати участь у освіті чотирьохковалентних зв'язків за звичайним механізмом з атомами фтору (1s 2 2s 2 2p 5), що мають по одному неспареному електрону з утворенням молекули SiF 4 .

При взаємодії SiF 4 HF утворюється кислота Н 2 SiF 6 . Це можливо, тому що в молекулі SiF 4 є вільні 3d-орбіталі, а в іоні F-(1s 2 2s 2 2p 6) вільні пари електронів. Зв'язок здійснюється за донорно-акцепторним механізмом за рахунок пари електронів кожного з двох іонів F - (HF ↔ H + + F -) і вільних 3d-орбіталей молекули SiF 4 . При цьому утворюється іон SiF 6 2-, який з іонами H + утворює молекулу кислоти Н 2 SiF 6 .

б) Вуглець (1s 2 2s 2 2p 2) може утворити, подібно до кремнію, з'єднання СF 4 , ніг при цьому валентні можливості атома вуглецю будуть вичерпані (немає неспарених електронів, вільних пар електронів і вільних валентних орбіталей на валентному рівні). Схема будови валентних орбіталей збудженого атома вуглецю має вигляд:

При освіті СF 4 всі валентні орбіталі вуглецю зайняті, тому іон утворитися не може.

У молекулі SiF 4 валентний електронний шар атома кремнію містить чотири пари електронів:

Це ж спостерігається й у молекули СF 4 . тому в обох випадках електронні хмари атомів кремнію та вуглецю будуть максимально віддалені один від одного при sp3-гібридизації. Коли їх осі будуть спрямовані до вершин тетраедра:

У 1930 р. Слейтером і Л. Полінгом була розвинена теорія утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекриття електронних орбіталей - метод валентних зв'язків. В основі цього методу лежить метод гібридизації, який описує утворення молекул речовин за рахунок змішування гібридних орбіталей (змішуються не електрони, а орбіталі).

ВИЗНАЧЕННЯ

Гібридизація- Змішування орбіталей і вирівнювання їх за формою та енергії. Так, при змішуванні s-і p-орбіталей отримуємо тип гібридизації sp, s-і 2-х p-орбіталей - sp 2, s-і 3-х p-орбіталей - sp 3 . Існують інші типи гібридизації, наприклад, sp 3 d, sp 3 d 2 і більш складні.

Визначення типу гібридизації молекул із ковалентним зв'язком

Визначити тип гібридизації можна тільки для молекул з ковалентним зв'язком типу АВ n , де n більше або дорівнює двом, А - центральний атом, В - ліганд. У гібридизацію вступають лише валентні орбіталі центрального атома.

Визначимо тип гібридизації з прикладу молекули BeH 2 .

Спочатку записуємо електронні конфігураціїцентрального атома та ліганду, малюємо електронно-графічні формули.

Атом берилію (центральний атом) має вакантні 2p-орбіталі, тому щоб прийняти по одному електрону від кожного атома водню (ліганд) для утворення молекули BeH 2 йому необхідно перейти в збуджений стан:

Утворення молекули BeH 2 відбувається за рахунок перекриття валентних орбіталей атома Be

* червоним кольором позначені електрони водню, чорним – берилію.

Тип гібридизації визначають за тим, які орбіталі перекрилися, тобто молекула BeH 2 знаходиться в sp - гібридизації.

Крім молекул складу AB n методом валентних зв'язків можна визначити тип гібридизації молекул з кратними зв'язками. Розглянемо з прикладу молекули етилену C 2 H 4 . У молекулі етилену кратна подвійна зв'язок, яка утворена і зв'язками. Щоб визначити гібридизацію, записуємо електронні конфігурації та малюємо електронно-графічні формули атомів, що входять до складу молекули:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

У атома вуглецю є ще одна вакантна p-орбіталь, отже, щоб прийняти 4 атоми водню, йому необхідно перейти в збуджений стан:

Одна p-орбіталь необхідна для утворення зв'язку (виділена червоним кольором), оскільки зв'язок утворюється за рахунок перекривання «чистих» (негібридних) p — орбіталей. Інші валентні орбіталі йдуть у гібридизацію. Таким чином, етилен знаходиться в гібридизації sp 2 .

Визначення геометричної структури молекул

Геометричну структуру молекул, а також катіонів та аніонів складу АВ n можна за допомогою методу Гіллеспі. В основі цього – валентні пари електронів. На геометричну структуру впливають як електрони, що у освіті хімічного зв'язку, а й неподілені електронні пари. Кожну неподілену пару електронів методом Гіллеспі позначають Е, центральний атом – А, ліганд – У.

Якщо неподілених електронних пар немає, склад молекул може бути АВ 2 ( лінійна структурамолекули), АВ 3 (структура плоского трикутника), АВ4 (тетраедрична структура), АВ 5 (структура тригональної біпіраміди) та АВ 6 (октаедрична структура). Від базисних структур можна отримати похідні, якщо замість ліганду з'являється неподілена електронна пара. Наприклад: АВ3Е (пірамідальна структура), АВ2Е2 (кутова структура молекули).

Щоб визначити геометричну структуру (будову) молекули, необхідно визначити склад частинки, для чого обчислюють кількість неподілених електронних пар (НЕП):

НЕП = ( загальне числовалентних електронів - число електронів, що пішли на освіту зв'язку з лігандами) / 2

На зв'язок з H, Cl, Br, I, F йде по 1-му електрону від А, на зв'язок з O - по 2 електрони, а на зв'язок з N - по 3 електрони від центрального атома.

Розглянемо з прикладу молекули BCl 3 . Центральний атом - B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

НЕП = (3-3)/2 = 0, отже неподілених електронних пар немає і молекула має структуру АВ 3 – плоский трикутник.

Детально геометрична будова молекул різного складу представлена у табл. 1.

Таблиця 1. Просторова будовамолекул

Формула молекули	Тип гібридизації	Тип молекули	Геометрія молекули
			лінійна
			трикутна

			тетраедр
			тригональна піраміда

			тригональна біпіраміда
			дисфеноїд
			Т-подібна
			лінійна

			квадратна піраміда

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте за допомогою методу валентних зв'язків тип гібридизації молекули метану (CH 4) та його геометричну структуру за методом Гіллеспі
Рішення	6 З 2s 2 2s 2 2p 2