Что такое гибридизация в химии. Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация атомных орбиталей
Американский ученый Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Согласно этой идее, если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (АО) (s-, p-, d- или f-АО), то в процессе образования химической связи происходит гибридизация АО. Т.е. из разных АО образуются одинаковые (эквивалентные) АО. У атома гибридизуются орбитали, которые имеют близкие значения энергий. Идея о гибридизации АО – это удобный и наглядный прием описания сложных процессов, происходящих при образовании химических соединений. Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 4.3).
Рис. 4.3. Атомная sp-гибридная орбиталь
В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра. При взаимодействии гибридной орбитали с АО другого атома происходит перекрывание в области максимальной электронной плотности, что приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.
Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешнем валентном уровне имеются один s- и один p-электроны, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp-гибридизация АО (рис. 4.4).
Рис. 4.4.
Схема sp-гибридизации
Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешней оболочке имеются один s- и два p-электрона, то помимо sp-гибридизации может происходить sp 2 -гибридизация АО этого атома (рис. 4.5).
Рис. 4.5.
Схема sp 2 -гибридизации
У атома, имеющего на внешней оболочке один s- и три р-электрона, при химическом взаимодействии помимо sp- и sp 2 -гибридизации, может происходит sp 3 -гибридизация этих АО (рис. 4.6).
Рис. 4.6.
Схема sp 3 -гибридизации
Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов (табл. 4.3).
Как видно из рис 4.4-4.6, гибридные облака в пространстве располагаются симметрично относительно друг друга, что уменьшает их взаимное отталкивание и соответственно понижает энергию молекул.
Таблица 4.3
Пространственная конфигурация некоторых соединений
4.1.4.2. Образование σ-, π- и δ-связей
В зависимости от направления перекрывания электронных облаков образуются s-, p- и δ-связи.
Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется s-связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании двух s-орбиталей (рис. 4.7), s- и p-орбиталей, p-орбиталей между собой, d-орбиталей, а также d- и s-орбиталей, d- и p-орбиталей, а также перекрыванием гибридных орбиталей с другими видами орбиталей и между собой. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.
s-s | p-p | p-s |
sp n -s | d-sp n | sp n -sp n |
Рис. 4.7. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей
Связь, образованная перекрыванием негибридных р- и d-АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании р-р-орбиталей, р-d – орбиталей, d- d-орбиталей (рис. 4.8), а также f-p-, f-d- и f-f-орбиталей.
Рис. 4.8. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей
Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (рис. 4.9).
Соответственно, s-элементы могут образовывать только σ-связи, p-элементы – σ- и π-связи, d-элементы σ-, π-, и δ-связи, а f-элементы – σ-, π-, δ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием АО прочность у π- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.
Рис. 4.9.
Направление перекрывания атомных d-орбиталей при образовании δ-связей
Метод валентных связей позволяет наглядно объяснить пространственные характеристики многих молекул. Однако, привычного представления о формах орбиталей не достаточно для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных – s , p , d – валентных орбиталей, образованные им связи в молекулах с одинаковыми заместителями оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. В двадцатые годы XIX века Лайнусом Полингом была предложена концепция гибридизации электронных орбиталей. Под гибридизацией понимают абстрактную модель выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.
Примеры формы гибридных орбиталей представлены в таблице 5.
Таблица 5. Гибридные sp, sp 2 , sp 3 орбитали
Концепцию гибридизации удобно использовать при объяснении геометрической формы молекул и величины валентных углов (примеры заданий 2– 5).
Алгоритм определения геометрии молекул методом ВС:
а. Определить центральный атом и количество σ-связей с концевыми атомами.
б. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы и графические изображения внешних электронных уровней.
в. Согласно принципам метода ВС на образование каждой связи нужна пара электронов, в общем случае, по одному от каждого атома. Если неспаренных электронов центральному атому недостаточно, следует предположить возбуждение атома с переходом одного из пары электронов на более высокий энергетический уровень.
г. Предположить необходимость и тип гибридизации с учетом всех связей и, для элементов первого периода, неспаренных электронов.
д. Опираясь на вышеизложенные умозаключения изобразить электронные орбитали (гибридные или нет) всех атомов в молекуле и их перекрывание. Сделать вывод о геометрии молекулы и приблизительной величине валентных углов.
е. Определить степень полярности связи исходя из значений электроотрицательностей атомов (табл.6) Определить наличие дипольного момента исходя из расположения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов и/или симметрии молекулы.
Таблица 6. Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу
Примеры заданий
Задание 1 . Опишите методом ВС химическую связь в молекуле СО.
Решение (рис.25)
а. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы.
б. Для образования связи необходимо создать обобществленные электронные пары
Рисунок 25. Схема образования связи в молекуле СО (без гибридизации орбиталей)
Вывод: В молекуле СО – тройная связь С≡О
Для молекулы СО можно предположить наличие sp -гибридизации орбиталей обоих атомов (рис.26). Спаренные электроны, не участвующие в образовании связи находятся на sp -гибридной орбитали.
Рисунок 26. Схема образования связи в молекуле СО (с учетом гибридизации орбиталей)
Задание 2. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы BeH 2 и определить является ли молекула диполем.
Решение задачи представлено в таблице 7.
Таблица 7. Определение геометрии молекулы BeH 2
Электронная конфигурация | Примечания | ||
а. | Центральный атом – бериллий. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода | ||
б. | H: 1s 1 Be: 2s 2 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома бериллия все электроны спарены, его необходимо перевести в возбужденное состояние | |
в. | H: 1s 1 Be*: 2s 1 2p 1 | Если бы один атом водорода связывался с бериллием за счет 2s -электрона бериллия, а другой – за счет 2p -электрона бериллия, то молекула не обладала бы симметрией, что энергетически не оправдано, а связи Be–Н не были бы равноценными. | |
г. | H: 1s 1 Be*: 2(sp ) 2 | Следует предположить наличие sp -гибридизации | |
д. | Две sp -гибридные орбитали располагаются под углом 180°, молекула BeH 2 – линейная | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ Be =1,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому водорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд δ–. На атоме бериллия δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда совпадают (она симметрична), молекула не является диполем. |
Аналогичные рассуждения помогут описать геометрию молекул с sp 2 - и sp 3 -гибридными орбиталями (табл.8).
Таблица 8. Геометрия молекул BF 3 и СН 4
Задание 3. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы H 2 О и определить является ли молекула диполем. Возможно два решения, они представлены в таблицах 9 и 10.
Таблица 9. Определение геометрии молекулы H 2 O (без гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | |||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | ||
в. | Неспаренных электронов достаточно для образования двух ϭ-связей с атомами водорода. | ||
г. | Гибридизацией можно пренебречь | ||
д. | |||
е. |
Таким образом, молекула воду, должна иметь валентный угол около 90°. Однако угол между связями примерно 104°.
Это можно объяснить
1) отталкиванием, близко расположенных друг к другу водородных атомов.
2) Гибридизацией орбиталей (табл. 10).
Таблица 10. Определение геометрии молекулы H 2 O (с учетом гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | Центральный атом – кислород. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода. | ||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | |
в. | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | ||
г. | Угол в 104° позволяет предположить наличие sp 3 -гибридизации. | ||
д. | Две sp 3 -гибридные орбитали располагаются под углом примерно 109°, молекула H 2 O по форме близка к тетраэдру, уменьшение валентного угла объясняется влиянием электронной не связывающей пары. | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ О =3,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому кислорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд 2δ– На атоме водорода δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда не совпадают (она не симметрична), молекула является диполем. |
Аналогичные рассуждения позволяют объяснить валентные углы в молекуле аммиака NH 3 . Гибридизацию с участием неподеленных электронных пар, обычно предполагают только для орбиталей атомов элементов II периода. Валентные углы в молекулах H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. То же самое наблюдается в ряду NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описании геометрии этих молекул, традиционно, или не прибегают к представлениям о гибридизации, или объясняют уменьшение тетраэдрического угла возрастающим влиянием неподеленной пары.
Гибридизация АО - это выравнивание валентных АО по форме и энергии в процессе образования химической связи .
1. В гибридизации могут участвовать только те АО, энергия которых достаточно близка (например, 2s- и 2р-атомные орбитали).
2. В гибридизации могут участвовать вакантные (свободные) АО, орбитали с неспаренными электронами и неподеленными электронными парами.
3. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов электронные пары оказались максимально удаленными друг от друга. Такое состояние молекулы отвечает минимуму энергии в силу максимального отталкивания одноименно заряженных электронов.
4. Вид гибридизации (число АО, подвергающихся гибридизации), определяется числом "атакующих" данный атом атомов и числом неподеленных электронных пар в данном атоме .
Пример. ВF 3 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома В, переходящего в возбужденное состояние: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .
Гибридные АО располагаются под углом 120 о. Молекула имеет форму правильного треугольника (плоская, треугольная):
3. sp 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов 4-ой группы (например, углерода, кремния, германия ) в молекулах типа ЭХ 4 , а также для атома С в алмазе, молекулах алканов, для атома N в молекуле NH 3 , NH 4 + , атома О в молекуле Н 2 О и т.д.
Пример 1. СН 4 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома С, переходящего в возбужденное состояние: С 1s 2 2s 2 2p 2 ® С* 1s 2 2s 1 2p 3 .
Гибридные АО располагаются под углом 109 о 28".
Пример 2. NН 3 и NН 4 + .
Электронная структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гибридизации подвергаются 3 АО, содержащие неспаренные электроны, и 1 АО, содержащая неподеленную электронную пару. В силу более сильного отталкивания неподеленной электронной пары от электронных пар s-связей угол связи в молекуле аммиака составляет 107,3 о (ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).
Молекула имеет форму тригональной пирамиды :
Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона аммония и равноценность связей в нем.
Пример 3. Н 2 О.
Электронная структура атома О 1s 2 2s 2 2p 4 . Гибридизации подвергаются 2 АО, содержащие неспаренные электроны, и 2 АО, содержащие неподеленные электронные пары. Угол связи в молекуле воды составляет 104,5 о (также ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).
Молекула имеет угловую форму :
Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона оксония (гидроксония) и образование каждой молекулой 4-х водородных связей в структуре льда.
4. sp 3 d-гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 5-ой группы (начиная с Р) в молекулах типа ЭХ 5 .
Пример. РСl 5 . Электронная структура атома Р в основном и возбужденном состояниях: 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 молекулы - гексаэдр (точнее - тригональная бипирамида) :
5. sp 3 d 2 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 6-ой группы (начиная с S) в молекулах типа ЭХ 6 .
Пример. SF 6 . Электронная структура атома S в основном и возбужденном состояниях: 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 молекулы - октаэдр :
6. sp 3 d 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 7 группы (начиная с Cl) в молекулах типа ЭХ 7 .
Пример. IF 7 . Электронная структура атома F в основном и возбужденном состояниях: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекулы - декаэдр (точнее - пентагональная бипирамида) :
7. sp 3 d 4 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 8 группы (кроме Не и Ne) в молекулах типа ЭХ 8 .
Пример. ХеF 8 . Электронная структура атома Хе в основном и возбужденном состояниях: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе* 5s 1 3p 3 3d 4 .
Форма молекулы - додекаэдр :
Могут быть и другие виды гибридизации АО.
Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных и -электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, такая гибридизация приводит, в конечном счете, к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости.
Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия . Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,
который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бериллия в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет:
Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние :
Образовавшийся возбужденный атом обладает двумя не-спаренными электронами: электронное облако одного из них соответствует состоянию , другого - . При перекрывании этих электронных облаков с р-электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи (рис. 38).
Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р-орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали (-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. 39, из которого видно, что гибридные -орбитали вытянуты в противоположных направлениях.
Перекрывание гибридных -электронных облаков атома бериллия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на рис. 40.
Рис. 38. Схема перекрывания -электронных облаков атомов фтора с и -электронными облаками атома бериллия (для каждой связи отдельно).Области перекрывания электронных облаков заштрихованы.
Рис. 39. Форма (схематическое изображение) и взаимное расположение гибридных -электронных облаков атома бериллия (для каждой гибридной орбитали отдельно).
Рис. 40. Схема образования химических связей в молекуле . В целях упрощения рисунка гибридные -электронные облака атома бериллия изображены неполностью.
Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей, больше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его атомных орбиталей. Поэтому процесс образования молекулы энергетически выгоден.
Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орбитали, приводящий к образованию двух -орбиталей, называется -гибридизацией. Как показывает рис. 39, -орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула линейна, а обе связи в этой молекуле во всех отношениях равноценны.
Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух р-орбиталей (-гибридизация - читается «эс-пэ-два») образуются три равноценные -орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углами 120° друг к другу (рис. 41). Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы.
Примером молекулы, в которой осуществляется -гибридизация, может служить молекула фторида бора . Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей возбужденного атома бора
образуются три равноценные -орбитали. Поэтому молекула построена в форме правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора, а в вершинах-атомы фтора. Все три связи в молекуле равноценны.
Если в гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали ( - гибридизация), то в результате образуются четыре гибридные -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы метана .
Рис. 41. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.
Рис. 42. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.
Поэтому молекула метана имеет форму тетраэдра, причем все четыре связи в этой молекуле равноценны.
Вернемся к рассмотрению структуры молекулы воды. При ее образовании происходит -гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол НОН в молекуле близок не к , а к тетраэдрическому углу . Небольшое отличие этого угла от 109,5° можно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. В самом деле, в молекуле метана (I)
все восемь электронов, занимающие в атоме углерода гибридные -орбитали, участвуют в образовании ковалентных связей . Это обусловливает симметричное распределение электронных облаков по отношению к ядру атома углерода. Между тем, в молекуле только четыре из восьми электронов, занимающих гибридные -орбитали атома кислорода, образуют связи , а две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат только атому кислорода. Это приводит к некоторой асимметрии в распределении электронных облаков, окружающих атом кислорода, и, как следствие, к отклонению угла между связями от .
При образовании молекулы аммиака также происходит атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота: из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N - Н, а одна остается неподеленной.
Как показывают рис. 39, 41 и 42, гибридные электронные облака смещены относительно ядра атома.
Поэтому центр электрического заряда неподеленной электронной пары, находящейся на гибридной орбитали, не совпадает с положением атомного ядра, т. е. с центром имеющегося в атоме положительного заряда. Такое смещение заряда неподеленной электронной пары приводит к появлению дппольного момента, вносящего существенный вклад в суммарный дипольный момент молекулы. Из этого следует, что полярность молекулы зависит не только от полярности отдельных связей и их взаимного расположения (см. § 40), но и от наличия неподеленпых электронных пар на гибридных орбиталях и от пространственного расположения этих орбиталей.
У элементов третьего и последующих периодов в образований гибридных электронных облаков могут участвовать и -орбитали. Особенно важен случай -гибридизации, когда в образовании гибридных орбиталей участвуют одна , три и две -орбитали. В этом случае образуются шесть равноценных гибридных орбиталей, вытянутых в направлениях к вершинам октаэдра. Октаэдрическая структура молекулы , ионов и многих других объясняется -гибридизацией атомных орбиталей центрального атома.
Продолжение. Начало см. в № 15, 16/2004
Урок 5. Гибридизация
атомных орбиталей углерода
Ковалентная химическая связь образуется при помощи общих связывающих электронных пар по типу:
Образовывать химическую связь, т.е. создавать
общую электронную пару с «чужим» электроном от
другого атома, могут только неспаренные
электроны. Неспаренные электроны при записи
электронных формул находятся по одному в
клетке-орбитали.
Атомная орбиталь
– это функция, которая
описывает плотность электронного облака в
каждой точке пространства вокруг ядра атома.
Электронное облако – это область пространства, в
которой с высокой вероятностью может быть
обнаружен электрон.
Для согласования электронного строения атома
углерода и валентности этого элемента
пользуются представлениями о возбуждении атома
углерода. В нормальном (невозбужденном)
состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р
2 -электрона.
В возбужденном состоянии (при поглощении
энергии) один из 2s
2 -электронов может
переходить на свободную р
-орбиталь. Тогда в
атоме углерода появляется четыре неспаренных
электрона:
Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С – 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами – 1, 2 – обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические:
На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.
При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:
Это – sр
3 -гибридизация.
Гибридизация
– выравнивание
(смешивание) атомных орбиталей (s
и р
) с
образованием новых атомных орбиталей,
называемых гибридными орбиталями
.
Гибридные орбитали имеют
асимметричную форму, вытянутую в сторону
присоединяемого атома. Электронные облака
взаимно отталкиваются и располагаются в
пространстве максимально далеко друг от друга.
При этом оси четырех sр
3-гибридных орбиталей
оказываются направленными к вершинам тетраэдра
(правильной треугольной пирамиды).
Соответственно углы между этими орбиталями –
тетраэдрические, равные 109°28".
Вершины электронных орбиталей могут
перекрываться с орбиталями других атомов. Если
электронные облака перекрываются по линии,
соединяющий центры атомов, то такую ковалентную
связь называют сигма()-связью
. Например, в молекуле этана
С 2 Н 6 химическая связь образуется
между двумя атомами углерода перекрыванием двух
гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из
атомов углерода своими тремя sр
3 -орбиталями
перекрывается с s
-орбиталями трех атомов
водорода, образуя три -связи.
Всего для атома углерода возможны три
валентных состояния с различным типом
гибридизации. Кроме sр
3 -гибридизации
существует sр
2 - и sр
-гибридизация.
sр
2 -Гибридизация
– смешивание одной
s
- и двух р
-орбиталей. В результате
образуются три гибридные sр
2 -орбитали.
Эти sр
2 -орбитали расположены в одной
плоскости (с осями х
, у
) и направлены к
вершинам треугольника с углом между орбиталями
120°. Негибридизованная
р
-орбиталь перпендикулярна к плоскости трех
гибридных sр
2 -орбиталей (ориентирована
вдоль оси z
). Верхняя половина р
-орбитали
находится над плоскостью, нижняя половина – под
плоскостью.
Тип sр
2 -гибридизации углерода бывает у
соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем
только одна из связей между двумя атомами
(например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие
орбитали атома направлены в противоположные
стороны.) Вторая связь образуется в результате
перекрывания негибридных р
-орбиталей по обе
стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи()-связью .
Образование
|
Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее
прочная, чем -связь.
sр
-Гибридизация
– это смешивание
(выравнивание по форме и энергии) одной s-
и
одной
р
-орбиталей с образованием двух гибридных sр
-орбиталей.
sр
-Орбитали расположены на одной линии (под
углом 180°) и направлены в противоположные стороны
от ядра атома углерода. Две
р
-орбитали остаются негибридизованными. Они
размещены взаимно перпендикулярно
направлениям -связей. На рисунке sр
-орбитали
показаны вдоль оси y
, а негибридизованные две
р
-орбитали– вдоль осей х
и z
.
Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей
при перекрывании
sp
-гибридных орбиталей, и двух -связей.
Взаимосвязь таких параметров атома углерода, как
число присоединенных групп, тип гибридизации и
типы образуемых химических связей, показана в
таблице 4.
Таблица 4
Ковалентные связи углерода
Число групп, связанных с углеродом |
Тип гибридизации |
Типы участвующих химических связей |
Примеры формул соединений |
---|---|---|---|
4 | sp 3 | Четыре - связи | |
3 | sp 2 | Три - связи и одна - связь |
|
2 | sp | Две - связи и две -связи |
H–CC–H |
Упражнения .
1. Какие электроны атомов (например, углерода или азота) называют неспаренными?
2. Что означает понятие «общие электронные пары» в соединениях с ковалентной связью (например, СН 4 или Н 2 S)?
3. Какие электронные состояния атомов (например, С или N) называют основными, а какие возбужденными?
4. Что означают цифры и буквы в электронной формуле атома (например, С или N)?
5. Что такое атомная орбиталь? Сколько орбиталей на втором энергетическом уровне атома С и чем они различаются?
6. В чем отличие гибридных орбиталей от исходных орбиталей, из которых они образовались?
7. Какие типы гибридизации известны для атома углерода и в чем они заключаются?
8. Нарисуйте картинку пространственного расположения орбиталей для одного из электронных состояний атома углерода.
9. Какие химические связи называют и какие ? Укажите - и -связи в соединениях:
10. Для атомов углерода приведенных ниже соединений укажите: а) тип гибридизации; б) типы его химических связей; в) валентные углы.
Ответы на упражнения к теме 1
Урок 5
1. Электроны, которые находятся по одному на орбитали, называют неспаренными электронами . Например, в электронографической формуле возбужденного атома углерода – четыре неспаренных электрона, а у атома азота – три:
2. Два электрона, участвующие в образовании одной химической связи, называют общей электронной парой . Обычно до образования химической связи один из электронов этой пары принадлежал одному атому, а другой электрон – другому атому:
3. Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения электронных орбиталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 и т.д., называют основным состоянием . В возбужденном состоянии один из валентных электронов атома занимает свободную орбиталь с более высокой энергией, такой переход сопровождается разъединением спаренных электронов. Схематически это записывают так:
Тогда как в основном состоянии было только два валентных неспаренных электрона, то в возбужденном состоянии таких электронов становится четыре.
5.
Атомная орбиталь – это функция,
которая описывает плотность электронного облака
в каждой точке пространства вокруг ядра данного
атома. На втором энергетическом уровне атома
углерода четыре орбитали – 2s
, 2р x
, 2р y
,
2р z
. Эти орбитали различаются:
а) формой электронного облака (s
– шар, р
–
гантель);
б) р
-орбитали имеют разную ориентацию в
пространстве – вдоль взаимно перпендикулярных
осей x
, y
и z
, их обозначают р x
, р y
,
р z
.
6.
Гибридные орбитали отличаются от
исходных (негибридных) орбиталей формой и
энергией. Например, s
-орбиталь – форма сферы, р
– симметричная восьмерка, sp
-гибридная
орбиталь – асимметричная восьмерка.
Различия по энергии: 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 углерода известны три типа гибридизации: sp 3 , sp 2 и sp (см. текст урока 5 ).
9.
-связь
– ковалентная связь, образующаяся путем
лобового перекрывания орбиталей по линии,
соединяющей центры атомов.
-связь –
ковалентная связь, образующаяся путем бокового
перекрывания р
-орбиталей по обе стороны от
линии, соединяющей центры атомов.
-Связи
показывают второй и третьей черточкой между
соединенными атомами.