Määritysprosessissa geometrinen muoto kemiallinen hiukkanen, on tärkeää ottaa huomioon, että pääatomin valenssielektroniparit, mukaan lukien ne, jotka eivät muodosta kemiallista sidosta, sijaitsevat pitkä välimatka toisistaan ​​avaruudessa.

Termiominaisuudet

Kun tarkastellaan kysymystä kovalenttisesta kemiallisesta sidoksesta, konseptia käytetään usein atomiorbitaalien hybridisaationa. Tämä termi liittyy muodon ja energian kohdistamiseen. Atomiratojen hybridisaatio liittyy kvanttikemialliseen uudelleenjärjestelyprosessiin. Orbitaalien rakenne alkuperäisiin atomeihin verrattuna on erilainen. Hybridisaation ydin on siinä, että sitoutuneen atomin ytimen vieressä sijaitseva elektroni ei määräydy tietyn atomiradan mukaan, vaan niiden yhdistelmästä yhtä suuren pääkvanttiluvun kanssa. Pohjimmiltaan tämä prosessi koskee korkeampia, lähellä energiaa olevia atomikiertoradoja, joissa on elektroneja.

Prosessin tiedot

Molekyylien atomien hybridisaatiotyypit riippuvat siitä, kuinka uusien kiertoradan suuntautuminen tapahtuu. Hybridisaatiotyypin mukaan voidaan määrittää ionin tai molekyylin geometria, ehdottaa kemiallisten ominaisuuksien piirteitä.

Hybridisaatiotyypit

Tämän tyyppinen hybridisaatio, kuten sp, on lineaarinen rakenne, sidosten välinen kulma on 180 astetta. Esimerkki molekyylistä, jolla on samanlainen hybridisaatiovariantti, on BeCl2.

Seuraava hybridisaatiotyyppi on sp2. Molekyyleille on ominaista kolmion muoto, sidosten välinen kulma on 120 astetta. Tyypillinen esimerkki tällaisesta hybridisaatiovariantista on BCl3.

Sp 3 -hybridisaatiotyyppi viittaa molekyylin tetraedriseen rakenteeseen; tyypillinen esimerkki aineesta, jolla on tämä hybridisaatiovariantti, on metaani CH 4 -molekyyli. Liitoskulma tässä tapauksessa on 109 astetta 28 minuuttia.

Ei vain elektronien parit, vaan myös erottamattomat elektroniparit ovat suoraan mukana hybridisaatiossa.

Hybridisaatio vesimolekyylissä

Esimerkiksi vesimolekyylissä happiatomin ja vetyatomien välillä on kaksi kovalenttista polaarista sidosta. Lisäksi happiatomissa itsessään on kaksi paria ulkoisia elektroneja, jotka eivät osallistu kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Nämä 4 elektroniparia avaruudessa vievät tietyn paikan happiatomin ympärillä. Koska niillä kaikilla on sama varaus, ne hylkivät toisiaan avaruudessa, elektronipilvet ovat huomattavan etäisyyden päässä toisistaan. Tietyn aineen atomien hybridisaatiotyyppiin liittyy atomiorbitaalien muodon muutos, ne venytetään ja kohdistetaan tetraedrin kärkikohtiin. Tämän seurauksena vesimolekyyli saa kulmikkaan muodon, happi-vetysidosten välinen sidoskulma on 104,5 o.

Hybridisaation tyypin ennustamiseen voidaan käyttää kemiallisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismia. Seurauksena on, että alhaisemman elektronegatiivisuuden omaavan elementin vapaat orbitaalit menevät päällekkäin, samoin kuin sellaisen elementin orbitaalit, jolla on korkeampi sähköinen negatiivisuus ja jolla elektronipari sijaitsee. Atomin elektronista konfiguraatiota laadittaessa otetaan huomioon niiden hapetustila.

Hybridisaatiotyypin tunnistamista koskevat säännöt

Hiilen hybridisaation tyypin määrittämiseksi voidaan käyttää tiettyjä sääntöjä:

• tunnistaa keskusatomi, laskea σ-sidosten lukumäärä;
• laita hiukkaseen atomien hapetustila;
• kirjoita muistiin pääatomin elektroninen konfiguraatio halutussa hapetustilassa;
• muodostaa kaavion jakautumisesta valenssielektronien kiertoradalla, yhdistäen elektroneja;
• allokoi orbitaalit, jotka ovat suoraan mukana sidosten muodostumisessa, etsi parittomia elektroneja (jos valenssiorbitaalien lukumäärä ei ole riittävä hybridisaatioon, käytetään seuraavan energiatason kiertoradat).

Molekyylin geometria määräytyy hybridisaation tyypin mukaan. Pi-sidosten läsnäolo ei vaikuta siihen. Lisäsidoksen tapauksessa sidoskulman muutos on mahdollinen, syynä moninkertaisen sidoksen muodostavien elektronien keskinäinen hylkiminen. Joten typpioksidimolekyylissä (4) sp 2 -hybridisaation aikana sidoskulma kasvaa 120 astetta 134 asteeseen.

Hybridisaatio ammoniakkimolekyylissä

Jakamaton elektronipari vaikuttaa tuloksena olevaan koko molekyylin dipolimomenttiin. Ammoniakkilla on tetraedrirakenne, jossa on jakamaton elektronipari. Typpi-vety- ja typpi-fluorisidosten ionisuus on 15 ja 19 prosenttia, pituuksiksi määritetään vastaavasti 101 ja 137 pm. Siten typpifluoridimolekyylillä pitäisi olla suurempi dipolimomentti, mutta koetulokset osoittavat päinvastaista.

Hybridisaatio orgaanisissa yhdisteissä

Jokaisella hiilivetyluokalla on oma hybridisaatiotyyppinsä. Joten alkaaniluokan (tyydyttyneiden hiilivetyjen) molekyylien muodostumisessa hiiliatomin kaikki neljä elektronia muodostavat hybridiorbitaalit. Kun ne menevät päällekkäin, muodostuu 4 hybridipilveä, jotka on kohdistettu tetraedrin huippuihin. Lisäksi niiden huiput menevät päällekkäin vedyn ei-hybridi-s-orbitaalien kanssa muodostaen yksittäisen sidoksen. Tyydyttyneille hiilivedyille on tunnusomaista sp 3 -hybridisaatio.

Tyydyttymättömissä alkeeneissa (niiden tyypillinen edustaja on eteeni) hybridisaatioon osallistuu vain kolme elektroniorbitaalia - s ja 2 p, kolme hybridiorbitaalia muodostavat kolmion avaruudessa. Ei-hybridit p-orbitaalit menevät päällekkäin ja muodostavat moninkertaisen sidoksen molekyyliin. Tälle orgaanisten hiilivetyjen luokalle on ominaista hiiliatomin sp 2 -hybriditila.

Alkyynit eroavat edellisestä hiilivetyjen luokasta siinä, että hybridisaatioprosessiin osallistuu vain kahden tyyppisiä orbitaaleja: s ja p. Kussakin hiiliatomissa jäljellä olevat kaksi ei-hybridi-p-elektronia menevät päällekkäin kahteen suuntaan muodostaen kaksi moninkertaista sidosta. Tälle hiilivetyjen luokalle on ominaista hiiliatomin sp-hybriditila.

Johtopäätös

Määrittämällä hybridisaatiotyypin molekyylissä on mahdollista selittää erilaisten epäorgaanisten ja orgaanisten aineiden rakennetta, ennustaa mahdollista Kemiallisia ominaisuuksia tietty aine.

Valenssisidosmenetelmä mahdollistaa monien molekyylien avaruudellisten ominaisuuksien visuaalisen selittämisen. Tavallinen käsitys orbitaalien muodoista ei kuitenkaan riitä vastaamaan kysymykseen miksi, jos keskusatomilla on erilainen - s, p, d- valenssiorbitaalit, sen muodostamat sidokset molekyyleissä, joissa on samat substituentit, osoittautuvat energia- ja tilaominaisuuksiltaan vastaaviksi. 1900-luvun 20-luvulla Linus Pauling ehdotti käsitettä elektroniradan hybridisaatiosta. Hybridisaatio ymmärretään abstraktiksi malliksi atomikiertoratojen kohdistamisesta muodon ja energian suhteen.

Esimerkkejä hybridiorbitaalien muodosta on esitetty taulukossa 5.

Taulukko 5. Hybridi sp, sp 2 , sp 3 kiertorataa

Hybridisaation käsitettä on kätevä käyttää selostettaessa molekyylien geometrista muotoa ja sidoskulmien suuruutta (esimerkit tehtävistä 2–5).

Algoritmi molekyylien geometrian määrittämiseksi VS-menetelmällä:

a. Määritä keskusatomi ja terminaalisten atomien σ-sidosten lukumäärä.

b. Laadi kaikkien atomien elektroniset konfiguraatiot, jotka muodostavat molekyylin ja graafiset kuvat ulkoisista elektronisista tasoista.

v. VS-menetelmän periaatteiden mukaan jokaisen sidoksen muodostuminen vaatii elektroniparin, yleinen tapaus, yksi jokaiselle atomille. Jos keskusatomille ei ole tarpeeksi parittomia elektroneja, on oletettava, että atomi virittyy yhden elektroniparin siirtyessä korkeammalle energiatasolle.

d. Ehdota hybridisaation tarvetta ja tyyppiä ottaen huomioon kaikki sidokset ja ensimmäisen jakson elementtien osalta parittamattomat elektronit.

e. Kuvaa edellä olevien päätelmien perusteella kaikkien molekyylin atomien elektroniset kiertoradat (hybridit tai eivät) ja niiden päällekkäisyys. Tee johtopäätös molekyylin geometriasta ja sidoskulmien likimääräisistä arvoista.

e. Määritä sidoksen polariteetti atomien elektronegatiivisuuden arvojen perusteella (taulukko 6) Määritä dipolimomentin olemassaolo positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteiden sijainnin perusteella ja/ tai molekyylin symmetria.

Taulukko 6. Joidenkin elementtien elektronegatiivisuusarvot Paulingin mukaan

Tehtäväesimerkkejä

Harjoitus 1. Kuvaile CO-molekyylin kemiallista sidosta BC-menetelmällä.

Ratkaisu (kuva 25)

a. Laadi kaikkien molekyylin muodostavien atomien elektroniset konfiguraatiot.

b. Sidoksen muodostamiseksi on tarpeen luoda sosiaalistettuja elektronipareja

Kuva 25. Kaavio sidoksen muodostumisesta CO-molekyylissä (ilman orbitaalien hybridisaatiota)

Johtopäätös: CO-molekyylissä on kolmoissidos C≡O

CO-molekyylin osalta voimme olettaa sen läsnäolon sp-molempien atomien orbitaalien hybridisaatio (kuva 26). Parilliset elektronit, jotka eivät osallistu sidoksen muodostumiseen, ovat päällä sp hybridikiertorata.

Kuva 26. Kaavio sidoksen muodostumisesta CO-molekyylissä (ottaen huomioon orbitaalien hybridisaatio)

Tehtävä 2. VS-menetelmän perusteella ehdota BeH 2 -molekyylin avaruudellista rakennetta ja määritä, onko molekyyli dipoli.

Ongelman ratkaisu on esitetty taulukossa 7.

Taulukko 7. BeH 2 -molekyylin geometrian määritys

	Elektroninen konfigurointi		Huomautuksia
a.			Keskusatomi on beryllium. Sen on muodostettava kaksi ϭ-sidosta vetyatomien kanssa
b.	H: 1 s 1 Ole: 2 s 2		Vetyatomissa on pariton elektroni, berylliumatomissa kaikki elektronit pareittain, se on siirrettävä virittyneeseen tilaan
v.	H: 1 s 1 olla*: 2 s 1 2p 1		Jos yksi vetyatomi sitoutuu berylliumiin 2:n kustannuksella s- berylliumelektroni, ja toinen - johtuu 2 p-berylliumelektroni, silloin molekyylillä ei olisi symmetriaa, mikä on energeettisesti perusteetonta, ja Be–H-sidokset eivät olisi ekvivalentteja.
G.	H: 1 s 1 olla*: 2( sp) 2		Pitäisi olettaa, että siellä sp- hybridisaatio
d.			Kaksi sp-hybridiorbitaalit sijaitsevat 180° kulmassa, BeH2-molekyyli on lineaarinen
e.		Elektronegatiivisuus χ H = 2,1, χ Be = 1,5, joten sidos on kovalenttinen polaarinen, elektronitiheys siirtyy vetyatomiin, siihen ilmestyy pieni negatiivinen varaus δ–. Berylliumatomilla δ+. Koska positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteet ovat samat (se on symmetrinen), molekyyli ei ole dipoli.

Samanlainen päättely auttaa kuvaamaan molekyylien geometriaa sp 2 - ja sp 3 hybridiorbitaalia (taulukko 8).

Taulukko 8. BF 3- ja CH 4 -molekyylien geometria

Tehtävä 3. VS-menetelmän perusteella ehdota H 2 O -molekyylin avaruudellista rakennetta ja määritä, onko molekyyli dipoli. Mahdollisia ratkaisuja on kaksi, ne on esitetty taulukoissa 9 ja 10.

Taulukko 9. H 2 O -molekyylin geometrian määritys (ilman orbitaalista hybridisaatiota)

	Elektroninen konfigurointi	Graafinen kuva ulkotason kiertoradat	Huomautuksia
a.
b.	H: 1 s 10:2 s 2 2p 4
v.			Parittomia elektroneja on tarpeeksi muodostamaan kaksi ϭ-sidosta vetyatomien kanssa.
G.			hybridisaatio voidaan jättää huomiotta.
d.
e.

Siten vesimolekyylin sidoskulman tulee olla noin 90°. Sidosten välinen kulma on kuitenkin noin 104°.

Tämä voidaan selittää

1) lähekkäin olevien vetyatomien hylkiminen.

2) Orbitaalien hybridisaatio (taulukko 10).

Taulukko 10. H 2 O -molekyylin geometrian määritys (ottaen huomioon orbitaalien hybridisaatio)

	Elektroninen konfigurointi	Ulkotason orbitaalien graafinen esitys	Huomautuksia
a.			Keskusatomi on happi. Sen on muodostettava kaksi ϭ-sidosta vetyatomien kanssa.
b.	H: 1 s 10:2 s 2 2p 4		Vetyatomissa on pariton elektroni, happiatomissa kaksi paritonta elektronia.
v.			Vetyatomissa on pariton elektroni, happiatomissa kaksi paritonta elektronia.
G.			104°:n kulma viittaa läsnäoloon sp 3 - hybridisaatio.
d.			Kaksi sp 3-hybridiorbitaalit sijaitsevat noin 109°:n kulmassa, H2O-molekyyli on muodoltaan lähellä tetraedria, sidoskulman pieneneminen selittyy elektronin sitoutumattoman parin vaikutuksella.
e.		Elektronegatiivisuus χ H = 2,1, χ O = 3,5, joten sidos on kovalenttinen polaarinen, elektronitiheys on siirtynyt happiatomiin, siihen ilmestyy pieni negatiivinen varaus 2δ– Vetyatomilla δ+. Koska positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteet eivät ole samat (se ei ole symmetrinen), molekyyli on dipoli.

Samanlainen päättely mahdollistaa sidoskulmien selittämisen ammoniakkimolekyylissä NH 3 . Hybridisaatio, jossa on jakamattomia elektronipareja, oletetaan yleensä vain periodin II alkuaineiden atomien kiertoradalla. Sidoskulmat molekyyleissä H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Sama havaitaan sarjoissa NH 3 , РH 3 , AsH 3 . Näiden molekyylien geometriaa kuvattaessa perinteisesti joko ei turvauduta hybridisaation käsitteeseen tai selitetään tetraedrikulman pieneneminen yksinäisen parin lisääntyvällä vaikutuksella.

Hybridisaation käsite

Valenssiatomiorbitaalien hybridisaation käsite amerikkalainen kemisti Linus Pauling ehdotti vastausta kysymykseen, miksi jos keskusatomilla on erilaiset (s, p, d) valenssiorbitaalit, sen muodostamat sidokset moniatomisissa molekyyleissä samoilla ligandeilla ovat energialtaan ja tilaominaisuuksiltaan samanarvoisia. .

Ajatukset hybridisaatiosta ovat keskeisiä valenssisidosmenetelmässä. Hybridisaatio itsessään ei ole todellinen fyysinen prosessi, vaan vain kätevä malli selittää elektroninen rakenne molekyylit, erityisesti atomiorbitaalien hypoteettiset modifikaatiot kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana, erityisesti kemiallisten sidosten pituuksien ja sidoskulmien kohdistus molekyylissä.

Hybridisaation käsitettä sovellettiin menestyksekkäästi yksinkertaisten molekyylien kvalitatiiviseen kuvaukseen, mutta myöhemmin sitä laajennettiin monimutkaisempiin. Toisin kuin molekyyliratojen teoria, se ei ole tiukasti kvantitatiivista, sillä se ei esimerkiksi pysty ennustamaan edes yksinkertaisten molekyylien, kuten veden, fotoelektronispektrejä. Sitä käytetään tällä hetkellä pääasiassa metodologisiin tarkoituksiin ja synteettisessä orgaanisessa kemiassa.

Tämä periaate heijastuu Gillespie-Nyholmin teoriassa elektroniparien hylkimisestä. Ensimmäinen ja suurin tärkeä sääntö joka muotoiltiin seuraavasti:

"Elektroniset parit ottavat atomin valenssikuorella sellaisen järjestelyn, jossa ne ovat mahdollisimman kaukana toisistaan, eli elektroniparit käyttäytyvät kuin hylkivät toisiaan."

Toinen sääntö on se "kaikkien valenssielektronikuoreen sisältyvien elektroniparien katsotaan olevan samalla etäisyydellä ytimestä".

Hybridisaatiotyypit

sp-hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja yksi p-orbitaali. Muodostuu kaksi ekvivalenttia sp-atomiorbitaalia, jotka sijaitsevat lineaarisesti 180 asteen kulmassa ja suunnataan eri suuntiin hiiliatomin ytimestä. Kaksi jäljellä olevaa ei-hybridi-p-orbitaalia sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa ja osallistuvat π-sidosten muodostumiseen tai ovat yksinäisten elektroniparien miehittämiä.

sp 2 -hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja kaksi p-orbitaalia. Muodostetaan kolme hybridiorbitaalia, joiden akselit sijaitsevat samassa tasossa ja suunnataan kolmion kärkiin 120 asteen kulmassa. Ei-hybridi p atomikiertorata kohtisuorassa tasoon nähden ja osallistuu pääsääntöisesti π-sidosten muodostukseen

sp 3 -hybridisaatio

Esiintyy, kun sekoitetaan yksi s- ja kolme p-orbitaalia, jolloin muodostuu neljä muodoltaan ja energialtaan samanlaista sp3-hybridiorbitaalia. Ne voivat muodostaa neljä σ-sidosta muiden atomien kanssa tai olla täynnä yksittäisiä elektronipareja.

Sp3-hybridiorbitaalien akselit on suunnattu säännöllisen tetraedrin kärkiin. Niiden välinen tetraedrikulma on 109°28", mikä vastaa pienintä elektronien hylkimisenergiaa. Sp3-orbitaalit voivat myös muodostaa neljä σ-sidosta muiden atomien kanssa tai täyttyä jakamattomilla elektronipareilla.

Hybridisaatio ja molekyyligeometria

Ajatukset atomiorbitaalien hybridisaatiosta ovat Gillespie-Nyholmin elektroniparien hylkimisteorian taustalla. Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa keskusatomin hybridiorbitaalien tiukasti määriteltyä avaruudellista orientaatiota, mikä mahdollistaa sen käytön stereokemiallisten käsitteiden perustana epäorgaanisessa kemiassa.

Taulukossa on esimerkkejä yleisimpien hybridisaatiotyyppien ja molekyylien geometrisen rakenteen välisestä vastaavuudesta olettaen, että kaikki hybridiorbitaalit osallistuvat kemiallisten sidosten muodostukseen (ei ole jakamattomia elektronipareja).

Hybridisaation tyyppi	Määrä hybridiradat	Geometria	Rakenne	Esimerkkejä
sp	2	Lineaarinen		BeF 2, CO 2, NO 2+
sp 2	3	kolmion muotoinen		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	tetraedrinen		CH4, Cl04-, SO42-, NH4+
dsp2	4	tasainen neliö		Ni(CO)4, XeF4
sp 3 d	5	Hexahedral		PCl 5, AsF 5
sp 3 d 2	6	Octahedral		SF 6 , Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

Linkit

Kirjallisuus

• Pauling L. Kemiallisen sidoksen luonne / Per. englannista. M. E. Djatkina. Ed. prof. Ja K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
• Pauling L. yleinen kemia. Per. englannista. - M .: Mir, 1974. - 846 s.
• Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Molekyylien rakenteen teoria. - Rostov-on-Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
• Gillespie R. Molekyylien geometria / Per. englannista. E. Z. Zasorina ja V. S. Mastryukov, toim. Yu.A. Pentina. - M .: Mir, 1975. - 278 s.

Katso myös

Huomautuksia

Wikimedia Foundation. 2010 .

Puhutaanpa hybridisaation tyypin määrittämisestä ja harkitaan myös molekyylin geometrista rakennetta.

Termin historia

1900-luvun alussa L. Paulingle ehdotti teoriaa kovalenttisen sidoksen sisältävien molekyylien geometriasta. Elektronipilvien päällekkäisyys otettiin perustaksi yhteyden muodostumiselle. Menetelmää alettiin kutsua valenssisidoksiksi. Kuinka määrittää yhdisteiden atomien hybridisaatiotyyppi? Teorian kirjoittaja ehdotti hybridiratojen sekoittumisen huomioon ottamista.

Määritelmä

Ymmärtääksemme kuinka määrittää hybridisaatiotyyppi yhdisteissä, analysoimme, mitä tämä termi tarkoittaa.

Hybridisaatio on elektronien orbitaalien sekoittumista. Tämä prosessi mukana energian jakautuminen niissä, niiden muodon muutos. Riippuen s- ja p-orbitaalien sekoittumisen määrästä, hybridisaatiotyyppi voi olla erilainen. Orgaanisissa yhdisteissä hiiliatomi voi olla sp, sp2, sp3 tilassa. Siellä on lisää monimutkaiset muodot, jotka sisältävät sp:n lisäksi d-orbitaaleja.

Säännöt epäorgaanisten aineiden havaitsemiseksi molekyyleistä

On mahdollista tunnistaa hybridisaatiovariantti yhdisteille, joissa on AVp-tyyppinen kovalenttinen kemiallinen sidos. A on pääatomi, B on ligandi, n on kahden tai useamman luku. Tällaisessa tilanteessa vain pääatomin valenssiorbitaalit tulevat hybridisaatioon.

Määritysmenetelmät

Puhutaanpa lisää hybridisaation tyypin määrittämisestä. Kemiallisessa mielessä Tämä termi siihen liittyy kiertoradan energian ja muodon muutos. Samanlainen prosessi havaitaan niissä tapauksissa, joissa eri tyyppeihin kuuluvia elektroneja käytetään sidoksen muodostamiseen.

Ymmärtääksesi, kuinka hybridisaatiotyyppi määritetään, harkitse metaanimolekyyliä. Tämä aine on tyydyttyneiden (rajoittavien) hiilivetyjen homologisen sarjan ensimmäinen edustaja. Avaruudessa CH4-molekyyli on tetraedri. Yksi hiiliatomi muodostaa sidoksia vetyin, jotka ovat samanlaisia ​​energialtaan ja pituudeltaan. Tällaisten hybridipilvien muodostamiseen käytetään kolmea p- ja yhtä es-elektronia.

Neljä pilveä sekoittuu ja ilmestyy neljä identtistä (hybridi) lajia, joiden muoto on epäsäännöllinen kahdeksan. Tämän tyyppistä hybridisaatiota kutsutaan sp3:ksi. Kaikille hiilivedyille, jotka sisältävät vain yksinkertaisia ​​(yksittäisiä) sidoksia, on ominaista juuri tällainen hiiliatomin hybridisaatio. Kiinnityskulma on 109 astetta 28 minuuttia.

Jatketaan puhumista hybridisaation tyypin määrittämisestä. Esimerkit eteenisarjasta antavat käsityksen sp2-hybridisaatiosta. Esimerkiksi eteenimolekyylissä neljästä vain kolmea käytetään kemiallisen sidoksen muodostukseen. Jäljelle jäävä ei-hybridi p-elektroni muodostaa kaksoissidoksen.

Asetyleeni on SpN2p-2-luokan yksinkertaisin edustaja. Tämän hiilivetyluokan ominaisuus on kolmoissidoksen läsnäolo. Hiiliatomin neljästä valenssielektronista vain kaksi muuttaa muotoaan ja energiaansa ja muuttuu hybridiksi. Kaksi jäljellä olevaa elektronia osallistuvat kahden kaksoissidoksen muodostumiseen, mikä määrittää tämän orgaanisten yhdisteiden luokan tyydyttymättömyyden.

Johtopäätös

Otetaan huomioon luomu- ja hybridisaatiokysymys, jolloin niiden energia ja muoto ovat kohdakkain. Sitoutuneen atomin ytimen lähellä sijaitsevalle elektronille on tunnusomaista joukko orbitaaleja, joilla on samat tiedot hybridisaation tyypistä, mikä mahdollistaa aineen kemiallisten ominaisuuksien arvioinnin.

Sp-hybridisaatio

sp-hybridisaatiota tapahtuu esimerkiksi Be-, Zn-, Co- ja Hg(II)halogenidien muodostumisessa. Valenssitilassa kaikki metallihalogenidit sisältävät s- ja p-parittomia elektroneja vastaavalla energiatasolla. Kun molekyyli muodostuu, yksi s- ja yksi p-orbitaali muodostavat kaksi hybridi-sp-orbitaalia 180 o kulmassa.

Kuva 3 sp hybridiradat

Kokeelliset tiedot osoittavat, että kaikki Be-, Zn-, Cd- ja Hg(II)halogenidit ovat lineaarisia ja molemmat sidokset ovat samanpituisia.

sp 2 -hybridisaatio

Yhden s-orbitaalin ja kahden p-orbitaalin hybridisaation tuloksena muodostuu kolme hybridi-sp 2 -orbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa 120° kulmassa toisiinsa nähden. Tämä on esimerkiksi BF 3 -molekyylin konfiguraatio:

Kuva 4 sp 2 -hybridisaatio

sp 3 -hybridisaatio

sp 3 -hybridisaatio on ominaista hiiliyhdisteille. Yhden s-orbitaalin ja kolmen hybridisaation seurauksena

p-orbitaalit muodostuvat neljä hybridi-sp 3 -orbitaalia, jotka on suunnattu tetraedrin kärkiin orbitaalien välisellä kulmalla 109,5 o. Hybridisaatio ilmenee hiiliatomin sidosten täydellisenä vastaavuudessa muiden atomien kanssa yhdisteissä, esimerkiksi CH4:ssä, CCl4:ssä, C(CH3)4:ssä jne.

Kuva 5 sp 3 -hybridisaatio

Jos kaikki hybridiorbitaalit ovat sitoutuneet samoihin atomeihin, sidokset eivät eroa toisistaan. Muissa tapauksissa esiintyy pieniä poikkeamia normaaleista sidoskulmista. Esimerkiksi vesimolekyylissä H 2 O happi - sp 3 -hybridi, sijaitsee epäsäännöllisen tetraedrin keskellä, jonka kärjessä "näkee" kaksi vetyatomia ja kaksi yksinäistä elektroniparia (kuva 2). Molekyylin muoto on kulmikas, jos tarkastellaan atomien keskuksia. HOH:n sidoskulma on 105°, mikä on melko lähellä teoreettista arvoa 109°.

Kuva 6 happi- ja typpiatomien sp 3 -hybridisaatio molekyyleissä a) H 2 O ja b) NCl 3.

Jos hybridisaatiota ("kohdistus" O-H joukkovelkakirjat), HOH-sidoskulma olisi 90°, koska vetyatomit olisivat kiinnittyneet kahteen keskenään kohtisuoraan p-orbitaaliin. Tässä tapauksessa maailmamme näyttäisi todennäköisesti täysin erilaiselta.

Hybridisaatioteoria selittää ammoniakkimolekyylin geometrian. 2s- ja kolmen 2p-typpiorbitaalin hybridisaation tuloksena muodostuu neljä sp 3 -hybridiorbitaalia. Molekyylin konfiguraatio on vääristynyt tetraedri, jossa kolme hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, ja neljäs elektroniparilla ei. välisiä kulmia N-H-sidokset ei ole yhtä suuri kuin 90 o kuten pyramidissa, mutta ei yhtä suuri kuin 109,5 o, mikä vastaa tetraedria.

Kuva 7 sp 3 - hybridisaatio ammoniakkimolekyylissä

Kun ammoniakki on vuorovaikutuksessa vetyionin kanssa, muodostuu luovuttaja-akseptori-vuorovaikutuksen seurauksena ammoniumioni, jonka konfiguraatio on tetraedri.

Hybridisaatio selittää myös kulman välisen eron O-H joukkovelkakirjat nurkassa olevaan vesimolekyyliin. 2s ja kolmen 2p happiorbitaalin hybridisaation seurauksena muodostuu neljä sp 3 -hybridiorbitaalia, joista vain kaksi osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, mikä johtaa tetraedria vastaavan kulman vääristymiseen.

Kuva 8 sp 3 -hybridisaatio vesimolekyylissä

Hybridisaatio voi sisältää paitsi s- ja p-, myös d- ja f-orbitaalit.

Sp 3 d 2 -hybridisaatiolla muodostuu 6 ekvivalenttipilveä. Se havaitaan yhdisteissä, kuten 4-, 4-. Molekyyli on muodoltaan oktaedrin muotoinen.