Jatkoa. Aluksi, katso № 15, 16/2004

Oppitunti 5
hiilen atomikiertoradat

Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostetaan käyttämällä yleisiä sidoselektronipareja, joiden tyyppi on:

Muodosta kemiallinen sidos, ts. vain parittomat elektronit voivat luoda yhteisen elektroniparin "vieraan" elektronin kanssa toisesta atomista. Elektronisia kaavoja kirjoitettaessa parittomat elektronit sijaitsevat yksitellen kiertoradassa.
atomikiertorata on funktio, joka kuvaa elektronipilven tiheyttä jokaisessa avaruuden pisteessä atomin ytimen ympärillä. Elektronipilvi on avaruuden alue, josta elektroni löytyy suurella todennäköisyydellä.
Hiiliatomin elektronisen rakenteen ja tämän alkuaineen valenssin harmonisoimiseksi käytetään hiiliatomin virityksen käsitteitä. Normaalissa (virittymättömässä) tilassa hiiliatomilla on kaksi paritonta 2:ta R 2 elektronia. Herätetyssä tilassa (kun energia imeytyy) yksi 2:sta s 2-elektronia voi siirtyä vapaaksi R-kiertoradalla. Sitten hiiliatomiin ilmestyy neljä paritonta elektronia:

Muista se sisään elektroninen kaava atomi (esimerkiksi hiilelle 6 C-1 s 2 2s 2 2p 2) suuret numerot kirjainten edessä - 1, 2 - osoittavat energiatason numeron. Kirjaimet s ja R osoittavat elektronipilven (kiertoradat) muodon ja kirjainten yläpuolella oikealla olevat numerot osoittavat elektronien lukumäärän tietyllä kiertoradalla. Kaikki s- pallomaiset kiertoradat:

Toisella energiatasolla paitsi 2 s- on kolme orbitaalia 2 R- kiertoradat. Nämä 2 R-orbitaalit ovat muodoltaan ellipsoidisia, samanlaisia ​​​​kuin käsipainot, ja ne ovat avaruudessa 90 ° kulmassa toisiinsa nähden. 2 R- Orbitaalit tarkoittavat numeroa 2 p x, 2r y ja 2 pz niiden akselien mukaan, joita pitkin nämä kiertoradat sijaitsevat.

Kun kemiallisia sidoksia muodostuu, elektronien kiertoradat saavat saman muodon. Joten tyydyttyneissä hiilivedyissä yksi s-orbitaali ja kolme R-hiiliatomin kiertoradat muodostamaan neljä identtistä (hybridiä) sp 3-orbitaalit:

Tämä - sp 3 - hybridisaatio.
Hybridisaatio– atomikiertoradan kohdistaminen (sekoittaminen) s ja R) uusien atomikiertoratojen muodostumisen myötä hybridiradat.

Hybridikiertoradalla on epäsymmetrinen muoto, pitkänomainen kohti kiinnitettyä atomia. Elektronipilvet hylkivät toisiaan ja sijaitsevat avaruudessa mahdollisimman kaukana toisistaan. Samaan aikaan neljän akselit sp 3-hybridiradat osoittavat olevan suunnattu tetraedrin (säännöllisen kolmion muotoisen pyramidin) kärkiin.
Näin ollen näiden kiertoradan väliset kulmat ovat tetraedriset, 109°28".
Elektroniradan huiput voivat mennä päällekkäin muiden atomien kiertoradan kanssa. Jos elektronipilvet limittyvät atomien keskipisteitä yhdistävää linjaa pitkin, niin tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan sigma()-sidos. Esimerkiksi C2H6-etaanimolekyylissä kemiallinen sidos muodostuu kahden hiiliatomin välille limittämällä kaksi hybridiorbitaalia. Tämä on yhteys. Lisäksi jokainen hiiliatomi kolmella sp 3-orbitaalit menevät päällekkäin s-kolmen vetyatomin orbitaalit, jotka muodostavat kolme -sidosta.

Yhteensä hiiliatomille on mahdollista kolme valenssitilaa erityyppisillä hybridisaatioilla. sitä paitsi sp 3-hybridisaatio on olemassa sp 2 - ja sp-hybridisaatio.
sp 2 -Hybridisaatio- sekoittamalla yksi s- ja kaksi R- kiertoradat. Tuloksena kolme hybridiä sp 2 -kiertoradat. Nämä sp 2 -orbitaalia sijaitsevat samassa tasossa (akselien kanssa X, klo) ja ne on suunnattu kolmion kärkipisteisiin, joiden kiertoradan välinen kulma on 120°. hybridisoitumaton
R-orbitaali on kohtisuorassa kolmen hybridin tasoon nähden sp 2 orbitaalia (suuntautunut akselia pitkin z). Ylempi puolisko R-orbitaalit ovat tason yläpuolella, alapuoli tason alapuolella.
Tyyppi sp Hiilen 2-hybridisaatiota tapahtuu yhdisteissä, joissa on kaksoissidos: C=C, C=O, C=N. Lisäksi vain toinen kahden atomin välisistä sidoksista (esimerkiksi C=C) voi olla sidos. (Atomin muut sidosorbitaalit ovat suunnattu vastakkaisiin suuntiin.) Toinen sidos muodostuu ei-hybridin päällekkäisyyden seurauksena R-orbitaalit atomiytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.

Kovalenttinen sidos, joka muodostuu sivuttaisesta limityksestä R- kutsutaan viereisten hiiliatomien kiertoradalle pi()-sidos.

koulutus - viestintä

Orbitaalien pienemmän päällekkäisyyden vuoksi -sidos on vähemmän vahva kuin -sidos.
sp-Hybridisaatio on yhden sekoittuminen (muodon ja energian kohdistaminen). s- ja yksi
R-orbitaalit, joissa muodostuu kaksi hybridiä sp- kiertoradat. sp- Orbitaalit sijaitsevat samalla linjalla (180 ° kulmassa) ja suunnataan vastakkaisiin suuntiin hiiliatomin ytimestä. Kaksi
R-orbitaalit pysyvät hybridisoitumattomina. Ne on sijoitettu kohtisuoraan toisiinsa nähden.
ohjeet - yhteydet. Kuvassa sp-orbitaalit näytetään akselia pitkin y, ja hybridisoimaton kaksi
R-orbitaalit - akseleita pitkin X ja z.

Kolmoishiili-hiilisidos CC koostuu -sidoksesta, joka syntyy päällekkäin
sp-hybridiorbitaalit ja kaksi -sidosta.
Hiiliatomin tällaisten parametrien, kuten kiinnittyneiden ryhmien lukumäärän, hybridisaation tyypin ja muodostuneiden kemiallisten sidostyyppien välinen suhde on esitetty taulukossa 4.

Taulukko 4

Hiilen kovalenttiset sidokset

Ryhmien lukumäärä liittyvät hiilen kanssa	Tyyppi hybridisaatio	Tyypit osallistuvat kemialliset sidokset	Esimerkkejä yhdistekaavoista
4	sp 3	Neljä - liitännät
3	sp 2	Kolme - liitännät ja yksi on yhteys
2	sp	Kaksi - liitäntää ja kaksi liitäntää	H-CC-H

Harjoitukset.

1. Mitä atomien elektroneja (esimerkiksi hiiltä tai typpeä) kutsutaan parittomia?

2. Mitä käsite "jaetut elektroniparit" tarkoittaa yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos (esim. CH4 tai H2S )?

3. Mitkä ovat atomien elektroniset tilat (esim tai N ) kutsutaan perusarvoiksi, ja mitkä ovat jännittäviä?

4. Mitä numerot ja kirjaimet tarkoittavat atomin elektronisessa kaavassa (esimerkiksi C tai N )?

5. Mikä on atomikiertorata? Kuinka monta orbitaalia on C-atomin toisella energiatasolla ja miten ne eroavat?

6. Mitä eroa on hybridiorbitaalien ja alkuperäisten kiertoratojen välillä, joista ne muodostettiin?

7. Millaisia ​​hybridisaatiotyyppejä hiiliatomille tunnetaan ja mitä ne ovat?

8. Piirrä kuva yhden hiiliatomin elektronisen tilan kiertoradan tilajärjestelystä.

9. Mitä kemiallisia sidoksia kutsutaan ja mitä? Täsmentää-ja-liitännät liitännöissä:

10. Ilmoita alla olevien yhdisteiden hiiliatomeille: a) hybridisaation tyyppi; b) sen kemiallisten sidosten tyypit; c) sidoskulmat.

Vastaukset aiheen 1 harjoituksiin

Oppitunti 5

1. Elektroneja, joita on yksi kiertoradalla, kutsutaan parittomia elektroneja. Esimerkiksi viritetyn hiiliatomin elektronidiffraktiokaavassa on neljä paritonta elektronia ja typpiatomissa kolme:

2. Kahta elektronia, jotka osallistuvat yhden kemiallisen sidoksen muodostumiseen, kutsutaan yhteinen elektronipari. Yleensä ennen kemiallisen sidoksen muodostumista yksi tämän parin elektroneista kuului yhdelle atomille ja toinen elektroni toiselle atomille:

3. Atomin elektroninen tila, jossa havaitaan elektronisten kiertoratojen täyttymisjärjestys: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 jne. kutsutaan päätila. V innostunut tila yksi atomin valenssielektroneista sijaitsee vapaalla kiertoradalla, jolla on korkeampi energia, tällaiseen siirtymiseen liittyy elektronien parien erottaminen. Kaavamaisesti se on kirjoitettu näin:

Kun perustilassa valenssiparittomia elektroneja oli vain kaksi, niin viritetyssä tilassa tällaisia ​​elektroneja on neljä.

5. Atomiorbitaali on funktio, joka kuvaa elektronipilven tiheyttä kussakin avaruuden pisteessä tietyn atomin ytimen ympärillä. Hiiliatomin toisella energiatasolla - 2 - on neljä orbitaalia s, 2p x, 2r y, 2pz. Nämä kiertoradat ovat:
a) elektronipilven muoto ( s-pallo, R- käsipaino);
b) R-orbitaaleilla on erilaiset suuntaukset avaruudessa - keskenään kohtisuorassa olevissa akseleissa x, y ja z, ne on merkitty p x, r y, pz.

6. Hybridiorbitaalit eroavat alkuperäisistä (ei-hybridi-) kiertoradoista muodoltaan ja energialtaan. Esimerkiksi, s-orbitaali - pallon muoto, R- symmetrinen kahdeksas, sp-hybridikiertorata - epäsymmetrinen kuvio kahdeksan.
Energiaerot: E(s) < E(sp) < E(R). Tällä tavalla, sp-orbitaali - muodon ja energian keskiarvoinen kiertorata, joka saadaan sekoittamalla alkukirjainta s- ja p- kiertoradat.

7. Hiiliatomille tunnetaan kolme hybridisaatiotyyppiä: sp 3 , sp 2 ja sp (katso oppitunnin 5 teksti).

9. -sidos - kovalenttinen sidos, joka muodostuu orbitaalien frontaalista limitystä pitkin atomien keskustat yhdistävää linjaa pitkin.
-sidos - sivuttaisen limityksen muodostama kovalenttinen sidos R-orbitaalit atomikeskuksia yhdistävän linjan kummallakin puolella.
- Sidokset esitetään toisella ja kolmannella viivalla kytkettyjen atomien välillä.

hybridisaatioTätä kutsutaan hypoteettiseksi prosessiksi, jossa sekoitetaan tietyn atomin eri tyyppejä, mutta energialtaan samanlaisia ​​kiertoradoja, jolloin syntyy sama määrä uusia (hybridi 1) kiertoradoja, jotka ovat identtisiä energialtaan ja muodoltaan.

Atomiorbitaalien hybridisaatio tapahtuu kovalenttisten sidosten muodostumisen aikana.

Hybridiorbitaalit ovat muodoltaan tilavuudeltaan epäsymmetrinen kahdeksas, voimakkaasti pidennetty yhteen suuntaan atomin ytimestä: .

Tämä muoto aiheuttaa hybridiorbitaalien voimakkaamman päällekkäisyyden muiden atomien kiertoradalla (puhtaat tai hybridit) kuin puhtaiden atomiorbitaalien tapauksessa ja johtaa vahvempien kovalenttisten sidosten muodostumiseen. Siksi atomiorbitaalien hybridisaatioon käytetty energia on enemmän kuin kompensoitu energian vapautumisella, joka johtuu vahvempien kovalenttisten sidosten muodostumisesta hybridiorbitaalien osallistuessa. Hybridiorbitaalien nimet ja hybridisaation tyyppi määräytyvät hybridisaatioon osallistuvien atomiorbitaalien lukumäärän ja tyypin mukaan, esimerkiksi: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- taisp 3 d 2 -hybridisaatio.

Hybridiorbitaalien suunta ja siten molekyylin geometria riippuvat hybridisaation tyypistä. Käytännössä käänteisongelma yleensä ratkaistaan: ensin selvitetään kokeellisesti molekyylin geometria, jonka jälkeen kuvataan sen muodostumiseen osallistuvien hybridiorbitaalien tyyppi ja muoto.

sp -Hybridisaatio. Kaksi hybridiä sp- keskinäisen hylkinnän seurauksena olevat kiertoradat sijoittuvat atomin ytimeen nähden siten, että niiden välinen kulma on 180° (kuva 7).

Riisi. 7. Keskinäinen järjestely kahden tilassa sp- yhden atomin hybridiradat: a - pinnat, jotka peittävät avaruuden alueita, joissa elektronin läsnäolon todennäköisyys on 90 %; b - ehdollinen kuva.

Tämän hybridiorbitaalien järjestelyn seurauksena koostumuksen AX 2 molekyyleillä, joissa A on keskusatomi, on lineaarinen rakenne, eli kaikkien kolmen atomin kovalenttiset sidokset sijaitsevat yhdellä suoralla. Esimerkiksi valtiossa sp- hybridisaatio ovat BeCl2-molekyylin berylliumatomin valenssiorbitaalit (kuvio 8). Lineaarinen konfiguraatio johtuu sp- atomien valenssiorbitaalien hybridisaatiossa on myös molekyylejä ВеН 2, Ве(CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N ja joukko muita.

Riisi. 8. Berylliumkloridin BeCl 2:n kolmiatominen lineaarinen molekyyli (kaasumaisessa tilassa): 1 - 3R- Cl-atomin orbitaali; 2 -kaksi sp- Be-atomin hybridiradat.

s R 2 -Hybridisaatio. Harkitse yhden hybridisaatiota s- ja kaksi R- kiertoradat. Tässä tapauksessa kolmen kiertoradan, kolmen hybridin lineaarisen yhdistelmän seurauksena sR 2 - kiertoradat. Ne sijaitsevat samassa tasossa 120° kulmassa toisiinsa nähden (kuva 9). sR 2 -Hybridisaatio on ominaista monille booriyhdisteille, joissa, kuten yllä on esitetty, viritetyssä tilassa on kolme paritonta elektronia: yksi s- ja kaksi R-elektroni. Kun päällekkäin sR 2 -booriatomin kiertoradalla muiden atomien kiertoradalla muodostuu kolme kovalenttista sidosta, jotka ovat yhtä pitkiä ja energiaa. Molekyylit, joissa keskusatomin valenssiorbitaalit ovat tilassa sR 2 -hybridisaatiot, ovat kolmion muotoisia. Kovalenttisten sidosten väliset kulmat ovat 120°. Kykenevä sR 2 -hybridisaatio ovat booriatomien valenssiorbitaalit molekyyleissä BF 3, BC1 3, hiili- ja typpiatomit anioneissa CO 3 2 -, NO 3 -.

Riisi. 9. Keskinäinen järjestely kolmen hengen tilassa sR 2 hybridiradat.

s R 3 -Hybridisaatio. Aineet, joiden molekyyleissä keskusatomi sisältää neljä sR 3 -orbitaalit, jotka muodostuvat yhden lineaarisen yhdistelmän tuloksena s- ja kolme R- kiertoradat. Nämä kiertoradat sijaitsevat 109˚28′ kulmassa toisiinsa nähden ja ne on suunnattu tetraedrin kärkeen, jonka keskellä on atomiydin (kuva 10 a).

Neljän ekvivalentin kovalenttisen sidoksen muodostuminen päällekkäisyyden vuoksi sR 3 -orbitaalit muiden atomien kiertoradalla on tyypillistä hiiliatomeille ja muille IVA-ryhmän alkuaineille; tämä määrittää molekyylien tetraedrisen rakenteen (CH 4 , CC1 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 , GeBr 4 ja muut).

Riisi. 10. Sitoutumattomien elektroniparien vaikutus molekyylien geometriaan:

a– metaani (ei ole sitoutumattomia elektronipareja);

b– ammoniakki (yksi sitoutumaton elektronipari);

v– vesi (kaksi sitoutumatonta paria).

Hybridiradan yksinäiset elektroniparit lei . Kaikissa tarkasteluissa esimerkeissä hybridiorbitaalit "kansoituivat" yksittäisillä elektroneilla. Ei ole kuitenkaan harvinaista, että hybridirata "kansoittuu" elektroniparilla. Tämä vaikuttaa molekyylien geometriaan. Koska sitoutumattomaan elektronipariin vaikuttaa vain sen oman atomin ydin ja sitoutuvaan elektronipariin vaikuttaa kaksi atomiydintä, sitoutumaton elektronipari on lähempänä atomiydintä kuin sitoutuva. Tämän seurauksena sitoutumaton elektronipari hylkii sitoutuvia elektronipareja voimakkaammin kuin ne hylkivät toisiaan. Graafisesti, selvyyden vuoksi, suuri hylkimisvoima, joka vaikuttaa sitoutumattoman ja sitoutuvan elektroniparin välillä, voidaan esittää sitoutumattoman parin suuremmalla elektroniradalla. Sitoutumaton elektronipari on läsnä esimerkiksi ammoniakkimolekyylin typpiatomissa (kuva 10). b). Sidoselektroniparien kanssa tapahtuvan vuorovaikutuksen seurauksena H-N-H-sidoskulmat pienenevät 107,78°:een verrattuna säännöllisen tetraedrin 109,5°:een.

Sitoutuvat elektroniparit kokevat vielä suuremman hylkimisen vesimolekyylissä, jossa happiatomissa on kaksi sitoutumatonta elektroniparia. Tämän seurauksena valenssi kulma H-O-H vesimolekyylissä on 104,5° (kuva 10 v).

Jos sitoutumaton elektronipari, joka johtuu luovuttaja-akseptorimekanismin kovalenttisen sidoksen muodostumisesta, muuttuu sidokseksi, tämän sidoksen ja muiden molekyylin kovalenttisten sidosten väliset hylkivät voimat ovat kohdakkain; myös näiden sidosten väliset kulmat ovat kohdakkain. Tämä tapahtuu esimerkiksi ammoniumkationin muodostumisen aikana:

Osallistuminen hybridisaatioon d - kiertoradat. Jos atomin energia d- kiertoradat eivät eroa kovinkaan paljon energioista s- ja R- kiertoradalla, ne voivat osallistua hybridisaatioon. Yleisin hybridisaatiotyyppi, johon liittyy d- orbitaalit on sR 3 d 2 - hybridisaatio, jonka seurauksena muodostuu kuusi samanmuotoista ja -energiaista hybridiorbitaalia (kuva 11). a) sijaitsevat 90˚ kulmassa toisiinsa nähden ja suuntautuvat oktaedrin kärkeen, jonka keskellä on atomin ydin. Oktaedri (kuva 11 b) – on säännöllinen oktaedri: kaikki sen reunat yhtä pitkä, kaikki kasvot ovat säännöllisiä kolmioita.

Riisi. yksitoista. sR 3 d 2 - Hybridisaatio

vähemmän yleinen sR 3 d- hybridisaatio viiden hybridiorbitaalin muodostuksella (kuva 12). a) suunnattu trigonaalisen bipyramidin huipulle (kuva 12 b). Trigonaalinen bipyramidi muodostetaan yhdistämällä kaksi tasakylkistä pyramidia yhteiseen kantaan - säännölliseen kolmioon. Rohkeat vedot kuvassa. 12 b samanpituiset kylkiluut näytetään. Geometrisesti ja energisesti sR 3 d- hybridiorbitaalit ovat eriarvoisia: kolme "ekvatoriaalista" orbitaalia on suunnattu säännöllisen kolmion kärkipisteisiin ja kaksi "aksiaalista" orbitaalia on suunnattu ylös ja alas kohtisuoraan tämän kolmion tasoon nähden (kuva 12). v). "Ekvatoriaalisten" orbitaalien väliset kulmat ovat 120°, kuten kuvassa sR 2 - hybridisaatio. "Aksiaalisen" ja minkä tahansa "ekvatoriaalisen" kiertoradan välinen kulma on 90°. Näin ollen kovalenttiset sidokset, jotka muodostuvat "ekvatoriaalisten" kiertoradojen osallistuessa, eroavat pituudeltaan ja energialtaan sidoksista, joiden muodostukseen "aksiaaliset" orbitaalit osallistuvat. Esimerkiksi PC15-molekyylissä "aksiaalisten" sidosten pituus on 214 pm ja "ekvatoriaalisten" - 202 pm.

Riisi. 12. sR 3 d- Hybridisaatio

Siten ottaen huomioon kovalenttiset sidokset atomiorbitaalien päällekkäisyyden seurauksena, on mahdollista selittää tässä tapauksessa syntyvien molekyylien ja ionien geometria, joka riippuu sidosten muodostukseen osallistuvien atomiorbitaalien lukumäärästä ja tyypistä. Atomiorbitaalien hybridisaation käsite on ymmärrettävä, että hybridisaatio on ehdollinen tekniikka, jonka avulla voit visuaalisesti selittää molekyylin geometrian AO:n yhdistelmän avulla.

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 .

Päällekkäisyyden luonteen mukaan erotetaan sigma σ- ja pi-sidokset - π. σ-sidos- on sidos, jossa atomikiertoradat limittyvät pitkin atomiytimiä yhdistävää akselia. Kaikentyyppiset kiertoradat voivat muodostaa sigmasidoksen. Kahden atomin välillä kemiallisessa hiukkasessa on mahdollista vain yksi σ-sidos. Kun päällekkäin atomiradat, jotka ovat yhdensuuntaisia ​​toistensa kanssa kohtisuorassa sidosakseliin nähden muodostuu π-sidoksia. Pi-sidos: Täydentää sigma-sidosta. Yksittäinen sidos on aina sigmasidos. Kaksoissidos - koostuu 1 sigma- ja 1 pi-sidoksesta. Kolmoissidos: 1 sigma- ja 2 pi-sidosta.

Yksi (σ)	Double (σ+π)	Kolminkertainen (σ + π + π)
H–Cl	C=O C=C0=O	С≡С С≡N N≡N

Hybridisaatio

Jos atomi on sidottu muihin atomeihin samoilla sidoksilla, mutta orbitaalit ovat mukana niiden muodostumisessa eri tyyppiä, silloin käytetään HYBRIDISAATIO-menetelmää.

Esimerkki:CH4-molekyyli on säännöllisen tetraedrin muotoinen, jossa kaikilla 4 sidoksella on sama pituus, vahvuus ja ne ovat samoissa kulmissa toisiinsa nähden.

Neliarvoisella hiiliatomilla on kuitenkin kolme p-orbitaalia ja yksi s-orbitaali. Ne ovat erilaisia ​​energialtaan, muodoltaan ja sijaitsevat eri tavalla avaruudessa.

HYBRIDISAATIO-käsitettä käytetään selittämään:

Neljästä atomiorbitaalista muodostuu 4 uutta,

hybridi kiertoradat, jotka sijaitsevat avaruudessa SUURIMME ETÄISYYDellä toisistaan. Tämä on säännöllinen tetraedri, sidosten väliset kulmat ovat 109° 29´.

Koska yksi s ja kolme p-kuorta osallistuvat neljän sidoksen muodostumiseen, tämän tyyppistä hybridisaatiota kutsutaan sp 3

Hybridisaatioon osallistuvien orbitaalien lukumäärästä ja tyypistä riippuen erotetaan seuraavat hybridisaatiotyypit:

1) sp-hybridisaatio. On yksi s-orbitaali ja yksi p-orbitaali. Molekyylillä on lineaarinen rakenne, sidoskulma on 180 0 .

2) sp2-hybridisaatio. Mukana on yksi s-orbitaali ja kaksi p-orbitaalia. Molekyyli sijaitsee tasossa (hybridiorbitaalien päät on suunnattu tasasivuisen kolmion kärkiin), sidoskulma on 120 0 .

3) sp3-hybridisaatio. Mukana on yksi s-orbitaali ja kolme p-orbitaalia. Molekyylillä on tetraedrinen muoto, sidoskulma on 109,28 0 .

Kuinka määrittää hybridisaation tyyppi?

1. Sigma-sidokset ja LON-SHARE ION-PARIT osallistuvat hybridisaatioon.

2. Sigmasidosten osallistuvien kiertoradojen kokonaismäärä + elektroniparit = hybridiorbitaalien lukumäärä ja määrittää hybridisaation tyypin.

Harjoittele: määrittää fosgeenimolekyylin hiiliatomin hybridisaatiotyypin.

O=C-Cl

1) hiili muodostaa 2 yksinkertaista sidosta (nämä ovat sigma-sidoksia) ja yhden kaksoissidoksen (sigma + pi) Kaikki 4 hiilielektronia osallistuvat näiden sidosten muodostumiseen.

2) siten KOLME SIGMA-sidosta osallistuu hybridisaatioon. Tämä sp2- hybridisaatio, molekyylillä on muoto litteä kolmio. Pi-sidos on kohtisuorassa tämän kolmion tasoon nähden.

Yksi kemian tehtävistä on aineen rakenteen tutkiminen, mukaan lukien muodostumismekanismin selvittäminen erilaisia ​​yhteyksiä yksinkertaisista aineista, jotka muodostuvat yhden atomeista kemiallinen alkuaine. Atomien vuorovaikutuksen piirteitä, tarkemmin sanoen niiden vastakkaisesti varautuneita komponentteja - elektronikuoria ja -ytimiä - kuvataan mm. eri tyyppejä kemiallinen sidos. Joten aineet muodostuvat kovalenttisen sidoksen kautta, jonka kuvaukseen vuonna 1931 amerikkalainen kemisti L. Pauling ehdotti mallia atomikiertoradan hybridisaatiosta.

Kovalenttisen sidoksen käsite

Niissä tapauksissa, joissa vuorovaikutusprosessissa tapahtuu kahdelle atomille yhteisen valenssielektronipilven parin muodostuminen, he puhuvat kovalenttisesta sidoksesta. Sen esiintymisen seurauksena muodostuu yksinkertaisen tai monimutkaisen aineen pienin hiukkanen - molekyyli.

Yksi kovalenttisen sidoksen ominaisuuksista on sen suuntaavuus - seuraus monimutkainen muoto elektroniset orbitaalit p, d ja f, joilla ei ole pallosymmetriaa, mutta niillä on tietty avaruudellinen orientaatio. Yksi vielä tärkeä ominaisuus tämän tyyppisestä kemiallisesta sidoksesta - kyllästyminen johtuen rajallisesta määrästä ulkoisia - valenssi -pilviä atomissa. Siksi molekyylin olemassaolo, esimerkiksi H 2 O, on mahdollista, mutta H 5 O ei.

Kovalenttisten sidosten tyypit

Jaettujen elektroniparien muodostumista voi tapahtua eri tavoilla. Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismissa tärkeä rooli on pilven päällekkäisyyden luonteella ja tuloksena olevan pilven avaruudellisella symmetrialla. Tämän kriteerin mukaan L. Pauling ehdotti erottamaan seuraavat tyypit:

• Sigmasidokselle (σ) on tunnusomaista suurin limitys akselin läpi kulkevalla akselilla. atomiytimet. Täällä pilvien tiheys on suurin.
• Pi-sidos (π) muodostuu lateraalisessa limityksessä, ja vastaavasti elektronipilvellä on suurin tiheys ytimiä yhdistävän akselin ulkopuolella.

Nämä spatiaaliset ominaisuudet ovat erittäin tärkeitä sikäli kuin ne korreloivat kovalenttisen sidoksen energiaparametrien kanssa.

Polyatomisten molekyylien ominaisuudet

Pauling esitteli hybridisaation käsitteen selittääkseen yhtä moniatomisten molekyylien kovalenttisten sidosten piirteitä. Tiedetään, että keskusatomin muodostamat sidokset sellaisissa molekyyleissä osoittautuvat identtisiksi tila- ja energiaominaisuuksien suhteen. Tämä tapahtuu riippumatta siitä, mitkä orbitaalit (s, p tai d) ovat mukana yhteisen elektroniparin muodostumisessa.

Erittäin mukava ja hyvä esimerkki tämän ilmiön havainnollistamiseksi on hiiliatomi. Viritetyssä tilassa olevalla atomilla on kemialliseen sidoksessa 4 valenssiorbitaalia: 2s, 2p x, 2p y ja 2p z. Kolme viimeistä eroavat 2s-kiertoradalta energialtaan ja muodoltaan. Siitä huolimatta molekyylissä, esimerkiksi metaani CH4, kaikki neljä sidosta ovat täysin ekvivalentteja ja niiden sidoskulmat ovat 109,5° (kun taas p-orbitaalit sijaitsevat 90°:n kulmissa). Muissa hiiliyhdisteissä esiintyy 120° ja 180° sidoskulmia; typpeä (ammoniakki NH 3) ja happea (vesi H 2 O) sisältävissä molekyyleissä nämä kulmat ovat 107,5° ja 104,5°. Tällaisten sidoskulmien esiintyminen vaati myös selitystä.

Ilmiön ydin

Hybridisaation idea on keskiarvoisten kiertoradan muodostaminen limittämällä erityyppisiä elektronipilviä, joilla on läheiset energiaarvot - s, p, joskus d. Tuloksena olevien - hybridi -kiertoratojen lukumäärä vastaa päällekkäisten pilvien määrää. Koska orbitaali on määräävä todennäköisyys löytää elektroni tietyssä atomin pisteessä, hybridirata on aaltofunktioiden superpositio, joka tapahtuu elektronisten siirtymien seurauksena, kun atomi viritetään. Se johtaa vastaavien aaltofunktioiden syntymiseen, jotka eroavat vain suunnastaan.

Hybridiorbitaalit ovat energialtaan samanarvoisia ja niillä on sama muoto tilavuuden kahdeksan muodossa, jolla on voimakas epäsymmetria ytimeen nähden. Hybridisaatioon kuluu vähemmän energiaa kuin vapautuu vahvan kovalenttisen sidoksen muodostuessa hybridiorbitaalien kanssa, joten tämä prosessi on energeettisesti suotuisa, eli todennäköisin.

orbitaalien hybridisaatio ja molekyylien geometria

mahdollista erilaisia ​​vaihtoehtoja ulkoisten elektronipilvien päällekkäisyys (sekoittuminen) atomissa. Yleisimmät ovat seuraavat orbitaalien superpositiotyypit:

• Sp 3 -hybridisaatio. Tämä muunnelma toteutetaan asettamalla päällekkäin yksi s- ja kolme p-orbitaalia. Se johtaa neljään hybridiorbitaaliin, joiden akselit on suunnattu mille tahansa parille 109,5°:n kulmissa, mikä vastaa elektronien pienintä keskinäistä hylkimistä. Kun nämä orbitaalit muodostavat σ-sidoksia muiden atomien kanssa, muodostuu tetraedrisen konfiguraation omaava molekyyli, esimerkiksi metaani, etaani C 2 H 6 (kahden tetraedrin yhdistelmä), ammoniakkia, vettä. Ammoniakkimolekyylissä yksi ja vesimolekyylissä kaksi tetraedrin kärkeä on miehitetty jakamattomilla elektronipareilla, mikä johtaa sidoskulman pienenemiseen.
• Sp2-hybridisaatio tapahtuu, kun yksi s- ja kaksi p-orbitaalia yhdistetään. Tässä tapauksessa kolme hybridiorbitaalia sijaitsevat 120° kulmissa samassa tasossa. Samankaltaisessa kolmiomaisessa muodossa on esimerkiksi booritrikloridi BCl 3 -molekyylejä, joita käytetään mm. erilaisia ​​teknologioita. Toinen esimerkki - eteenimolekyyli - muodostuu hiiliatomien välisestä ylimääräisestä π-sidoksesta, jossa yksi p-orbitaali on ei-hybridi ja on suunnattu kohtisuoraan kahden kolmion muodostamaan tasoon nähden.
• Sp-hybridisaatio tapahtuu, kun yksi s ja yksi p sekoittuvat. Kaksi hybridipilveä sijaitsevat 180° kulmassa, ja molekyylillä on lineaarinen konfiguraatio. Esimerkkejä ovat berylliumkloridi BeCl 2 tai asetyleeni C 2 H 2 molekyylit (jälkimmäisessä kaksi ei-hybridi-p-orbitaalia muodostaa lisää π-sidoksia).

Atomiorbitaalien hybridisaatiosta on myös monimutkaisempia variantteja: sp 3 d, sp 3 d 2 ja muut.

Hybridisaatiomallin rooli

Paulingin konsepti antaa hyvän laadullisen kuvauksen molekyylien rakenteesta. Se on kätevä ja havainnollistava, ja se selittää onnistuneesti joitain kovalenttisten yhdisteiden ominaisuuksia, kuten sidoskulmien suuruutta tai kemiallisen sidoksen pituuden kohdistusta. Mallin kvantitatiivista puolta ei kuitenkaan voida pitää tyydyttävänä, koska se ei salli monia tärkeitä ennusteita molekyylien rakenteellisiin ominaisuuksiin liittyvistä fysikaalisista vaikutuksista, esimerkiksi molekyylien fotoelektronispektreistä. Hybridisaatiokäsitteen kirjoittaja itse huomasi sen puutteet jo 1950-luvun alussa.

Siitä huolimatta atomikiertoradan hybridisaatiomallilla oli tärkeä rooli nykyaikaisten ideoiden kehittämisessä aineen rakenteesta. Sen pohjalta kehitettiin sopivampia käsitteitä, esimerkiksi elektroniparien hylkimisteoria. Siksi tietysti hybridisaatiomalli oli virstanpylväs teoreettisen kemian kehittämisessä ja molekyylien elektronisen rakenteen joidenkin näkökohtien kuvauksessa se on varsin soveltuva tällä hetkellä.