Hybrydyzacja orbitali atomowych to proces zrozumienia, w jaki sposób atomy zmieniają swoje orbitale, gdy tworzą związki. Czym więc jest hybrydyzacja i jakie jej typy istnieją?

Ogólna charakterystyka hybrydyzacji orbitali atomowych

Hybrydyzacja orbitali atomowych to proces, w którym różne orbitale centralnego atomu mieszają się, w wyniku czego powstają orbitale o tych samych właściwościach.

Hybrydyzacja zachodzi podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego.

Hybrydowy orbital ma postać znaku nieskończoności lub asymetrycznej odwróconej ósemki, wysuniętej z dala od jądra atomowego. Forma ta powoduje silniejsze nakładanie się orbitali hybrydowych z orbitalami (czystymi lub hybrydowymi) innych atomów niż w przypadku czystych orbitali atomowych i prowadzi do powstania silniejszych wiązań kowalencyjnych.

Ryż. 1. Hybrydowy wygląd orbity.

Po raz pierwszy pomysł hybrydyzacji orbitali atomowych przedstawił amerykański naukowiec L. Pauling. Uważał, że atom wchodzący w wiązanie chemiczne ma różne orbitale atomowe (s-, p-, d-, f-orbitale), w wyniku czego dochodzi do hybrydyzacji tych orbitali. Istotą procesu jest to, że równoważne sobie orbitale atomowe powstają z różnych orbitali.

Rodzaje hybrydyzacji orbitali atomowych

Istnieje kilka rodzajów hybrydyzacji:

• . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy jedna mieszanina orbitalna s i jedna orbitalna p. W rezultacie powstają dwa pełnoprawne orbitale sp. Orbitale te są usytuowane względem jądra atomowego w taki sposób, że kąt między nimi wynosi 180 stopni.

Ryż. 2. hybrydyzacja sp.

• hybrydyzacja sp2. Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy mieszają się jeden orbital s i dwa orbitale p. W rezultacie powstają trzy orbitale hybrydowe, które znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 stopni względem siebie.
• . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy miesza się jeden orbital s i trzy orbitale p. W rezultacie powstają cztery pełnoprawne orbitale sp3. Orbitale te są skierowane do wierzchołka czworościanu i znajdują się pod kątem 109,28 stopni względem siebie.

Hybrydyzacja sp3 jest charakterystyczna dla wielu pierwiastków, na przykład atomu węgla i innych substancji z grupy IVA (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4 itp.)

Ryż. 3. hybrydyzacja sp3.

Jest też więcej złożone typy hybrydyzacja obejmująca orbitale d atomów.

Czego się nauczyliśmy?

Hybrydyzacja to złożony proces chemiczny, w którym różne orbitale atomu tworzą te same (równoważne) orbitale hybrydowe. Pierwszym, który przedstawił teorię hybrydyzacji, był Amerykanin L. Pauling. Istnieją trzy główne typy hybrydyzacji: hybrydyzacja sp, hybrydyzacja sp2, hybrydyzacja sp3. Istnieją również bardziej złożone typy hybrydyzacji, które obejmują orbitale d.

Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( s I r) wraz z tworzeniem nowych orbitali atomowych, zwanych orbitale hybrydowe.

orbital atomowy to funkcja opisująca gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomu. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można znaleźć elektron.

Hybrydyzacja Sp

Występuje podczas mieszania jednego orbitali s i jednego p. Powstają dwa równoważne orbitale sp-atomowe, usytuowane liniowo pod kątem 180 stopni i skierowane w różnych kierunkach od jądra atomu centralnego. Dwa pozostałe niehybrydowe orbitale p leżą we wzajemnie prostopadłych płaszczyznach i uczestniczą w tworzeniu wiązań π lub są zajęte przez samotne pary elektronów.

Hybrydyzacja Sp2

Hybrydyzacja Sp2

Występuje podczas mieszania jednego orbitali s i dwóch orbitali p. Powstają trzy orbitale hybrydowe, których osie znajdują się w tej samej płaszczyźnie i są skierowane do wierzchołków trójkąta pod kątem 120 stopni. Niehybrydowy orbital p-atomowy jest prostopadły do ​​płaszczyzny iz reguły uczestniczy w tworzeniu wiązań π

W tabeli przedstawiono przykładowe zależności pomiędzy najczęstszymi typami hybrydyzacji a strukturą geometryczną cząsteczek, przy założeniu, że wszystkie orbitale hybrydowe biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych (nie ma niewspólnych par elektronów)

Rodzaj hybrydyzacji	Liczba orbitali hybrydowych	Geometria	Struktura	Przykłady
		Liniowy		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2		trójkątny		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		czworościenny		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp 2		płaski kwadrat		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 D		Sześciokąt
sp 3 D 2 , D 2 sp 3		Oktaedry		SF 6 , Fe(CN) 6 3 , CoF 6 3

4. Wiązania elektrowalencyjne, kowalencyjne, donor-akceptor, wiązania wodorowe. Struktura elektronowa wiązań σ i π. Główne cechy wiązania kowalencyjnego: energia wiązania, długość, kąt wiązania, polaryzacja, polaryzowalność.

Jeżeli pomiędzy dwoma atomami lub dwiema grupami atomów zachodzi oddziaływanie elektrostatyczne prowadzące do silnego przyciągania i powstania wiązania chemicznego, to takie wiązanie nazywamy elektrowalentny lub heteropolarny.

wiązanie kowalencyjne- wiązanie chemiczne utworzone przez nakładanie się pary chmur elektronów walencyjnych. Chmury elektronów, które zapewniają komunikację, nazywane są wspólną parą elektronów.

Wiązanie dawca-akceptor - jest to wiązanie chemiczne między dwoma atomami lub grupą atomów, realizowane dzięki samotnej parze elektronów jednego atomu (donor) i wolnemu poziomowi innego atomu (akceptor). To wiązanie różni się od wiązania kowalencyjnego pochodzeniem wiązania elektronowego.

wiązanie wodorowe - jest to rodzaj chemicznego oddziaływania atomów w cząsteczce, charakteryzujący się tym, że znaczący udział ma w nim atom wodoru związany już wiązaniem kowalencyjnym z innymi atomami

Wiązanie σ jest pierwszym i silniejszym wiązaniem, które powstaje, gdy chmury elektronowe nakładają się w kierunku prostej łączącej centra atomów.

Wiązanie σ to zwykłe wiązania kowalencyjne atomów węgla z atomami wodoru. Cząsteczki węgli nasyconych zawierają tylko wiązania σ.

Wiązanie π to słabsze wiązanie, które powstaje, gdy płaszczyzna elektronowa atomów jąder nakłada się

Elektrony wiązań π i σ tracą przynależność do konkretnego atomu.

Cechy wiązań σ i π: 1) obrót atomów węgla w cząsteczce jest możliwy, jeśli są one połączone wiązaniem σ, 2) pojawienie się wiązania π pozbawia atom węgla w cząsteczce swobodnego obrotu.

Długość komunikacji- to odległość między środkami związanych atomów.

Kąt walencyjny- jest kątem między dwoma wiązaniami, które mają wspólny atom.

Energia komunikacji- energia uwalniana podczas tworzenia substancji chemicznej. wiąże i charakteryzuje się swoją wytrzymałością

Biegunowość połączenie wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej z powodu różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielą się na niepolarne i polarne. Polaryzowalność wiązanie wyraża się w przemieszczeniu elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych determinują reaktywność cząsteczek względem odczynników polarnych.

5. Wiązanie jonowe (elektrowalentne) - bardzo silne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o dużej różnicy elektroujemności, w którym wspólna para elektronów przechodzi głównie do atomu o większej elektroujemności. Wiązanie kowalencyjne - występuje w wyniku socjalizacji pary elektronów poprzez mechanizm wymiany, w której każdy z oddziałujących atomów dostarcza jeden elektron. Wiązanie donor-akceptor (wiązanie koordynacyjne) jest wiązaniem chemicznym pomiędzy dwoma atomami lub grupą atomów, realizowanym dzięki samotnej parze elektronów jednego atomu (donor) i wolnemu orbitalowi innego atomu (akceptor).Przykład NH4 Dla występowanie wiązań wodorowych, ważne jest, aby w cząsteczkach substancji znajdowały się atomy wiązania wodorowe z małymi, ale elektroujemnymi atomami, na przykład: O, N, F. Tworzy to zauważalny częściowy ładunek dodatni na atomach wodoru. Z drugiej strony ważne jest, aby atomy elektroujemne miały pojedyncze pary elektronów. Gdy ubogi w elektrony atom wodoru jednej cząsteczki (akceptora) oddziałuje z niewspólną parą elektronów na atomie N, O lub F innej cząsteczki (donora), powstaje wiązanie podobne do polarnego wiązania kowalencyjnego. Kiedy w cząsteczkach związków organicznych tworzy się wiązanie kowalencyjne, wspólna para elektronów zapełnia wiążące orbitale molekularne, które mają niższą energię. W zależności od postaci MO - σ-MO lub π-MO - powstałe wiązania klasyfikowane są jako σ lub p. σ-bond - wiązanie kowalencyjne utworzone przez nakładanie się s-, p- i hybrydowego AO wzdłuż osi łączącej jądra związanych atomów (tj. z osiowym nakładaniem się AO) . wiązanie π - wiązanie kowalencyjne, które występuje podczas bocznego nakładania się niehybrydowego p-AO. Takie nakładanie się zachodzi poza linią prostą łączącą jądra atomów.
Wiązania π powstają między atomami już połączonymi wiązaniem σ (w tym przypadku powstają podwójne i potrójne wiązania kowalencyjne). Wiązanie π jest słabsze niż wiązanie σ ze względu na mniej całkowite zachodzenie na siebie p-AO. Odmienna budowa orbitali σ i π determinuje charakterystyczne cechy wiązań σ i π. Wiązanie 1.σ jest silniejsze niż wiązanie π. Wynika to z bardziej wydajnego nakładania się osi AO podczas tworzenia σ-MO i obecności σ-elektronów między jądrami. 2. Dzięki wiązaniom σ możliwa jest rotacja wewnątrzcząsteczkowa atomów, ponieważ forma σ-MO umożliwia taką rotację bez zrywania wiązania (patrz rys. poniżej)). Obrót wzdłuż wiązania podwójnego (σ + π) jest niemożliwy bez zerwania wiązania π! 3. Elektrony na π-MO, znajdujące się poza przestrzenią międzyjądrową, mają większą ruchliwość w porównaniu z elektronami σ. Dlatego polaryzowalność wiązania π jest znacznie większa niż wiązania σ.

Charakterystyczne właściwości wiązania kowalencyjnego - kierunkowość, nasycenie, polaryzacja, polaryzowalność - określają skład chemiczny i właściwości fizyczne znajomości.

Kierunek wiązania wynika z budowy cząsteczkowej substancji i geometrycznego kształtu ich cząsteczki. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania.

Nasycenie - zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych. Liczba wiązań utworzonych przez atom jest ograniczona liczbą jego zewnętrznych orbitali atomowych.

Polarność wiązania wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej z powodu różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielą się na niepolarne i polarne (niepolarne - cząsteczka dwuatomowa składa się z identycznych atomów (H 2, Cl 2, N 2), a chmury elektronowe każdego atomu są względem nich rozmieszczone symetrycznie atomy polarne - cząsteczka dwuatomowa składa się z atomów różnych pierwiastków chemicznych, a ogólna chmura elektronów przesuwa się w kierunku jednego z atomów, tworząc w ten sposób asymetrię w rozkładzie ładunku elektrycznego w cząsteczce, generując moment dipolowy cząsteczki).

Polaryzowalność wiązania wyraża się w przemieszczeniu elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych determinują reaktywność cząsteczek względem odczynników polarnych.

6. Nomenklatura to system reguł, który pozwala nadać niepowtarzalną nazwę każdemu indywidualnemu połączeniu. W medycynie znajomość ogólnych zasad nazewnictwa ma szczególne znaczenie, ponieważ zgodnie z nimi budowane są nazwy wielu leków. Obecnie ogólnie akceptowane Systematyczna nomenklatura IUPAC(IUPAC – Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej)*.

Jednak nadal są zachowane i szeroko stosowane (zwłaszcza w medycynie) trywialny(zwykłe) i na wpół trywialne nazwy używane jeszcze przed poznaniem budowy materii. Nazwy te mogą odzwierciedlać naturalne źródła i metody przygotowania, zwłaszcza zauważalne właściwości i zastosowania. Na przykład laktoza (cukier mleczny) jest izolowana z mleka (z łac. laktum- mleko), kwas palmitynowy - z oleju palmowego, kwas pirogronowy otrzymywany przez pirolizę kwasu winowego, nazwa gliceryny odzwierciedla jej słodki smak (z greki). glykys- Słodkie).

Szczególnie często nazwy trywialne zawierają związki naturalne – aminokwasy, węglowodany, alkaloidy, sterydy. Stosowanie niektórych ustalonych nazw trywialnych i półtrywialnych jest dozwolone przez przepisy IUPAC. Do takich nazw należą np. „glicerol” oraz nazwy wielu znanych węglowodorów aromatycznych i ich pochodnych.

Racjonalna nomenklatura węglowodorów nasyconych

W przeciwieństwie do nazw trywialnych opierają się na strukturze cząsteczek. Nazwy struktur złożonych składają się z nazw bloków tych rodników związanych z głównym najważniejszym miejscem cząsteczki; zgodnie z tą nomenklaturą alkany są uważane za pochodne metanu, w których atomy wodoru są zastąpione przez odpowiednie rodniki . Wybór węgla metanowego jest arbitralny, dlatego 1 związek może mieć kilka nazw.Według tej nomenklatury alkeny są uważane za pochodne etylenu i alkinów-acetylenu.

7. Homologia związków organicznychczyli prawo homologów- polega na tym, że substancje o tej samej funkcji chemicznej i tej samej strukturze, które różnią się od siebie na ich skład atomowy to tylko nCH 2 , okazują się one być skonsolidowane iw całej ich reszcie chem. charakter, a różnica w ich właściwościach fizycznych zwiększa się lub generalnie zmienia się prawidłowo wraz ze wzrostem różnicy w składzie, wyznaczonym przez liczbę n grup CH 2. Taki chem. podobne związki tworzą tzw. szereg homologiczny, którego skład atomowy wszystkich członków można wyrazić ogólnym wzorem zależnym od składu pierwszego elementu szeregu i liczby atomów węgla; substancje organiczne o jednej nazwie, takie jak tylko alkany.

Izomery to związki, które mają ten sam skład, ale inną strukturę i właściwości.

8.NucleofIelektryczne i elektroforyczneIle reagentymints. Odczynniki biorące udział w reakcjach substytucji dzielą się na nukleofilowe i elektrofilowe. Odczynniki nukleofilowe lub nukleofile oddają swoją parę elektronów, aby utworzyć nowe połączenie i przesuń grupę opuszczającą (X) z cząsteczki RX za pomocą pary elektronów, które utworzyły stare wiązanie, na przykład:

(gdzie R oznacza rodnik organiczny).

Nukleofile obejmują jony naładowane ujemnie (Hal - , OH - , CN - , NO 2 - , OR - , RS - , NH 2 - , RCOO - i inne), obojętne cząsteczki z wolną parą elektronów (na przykład H 2 O , NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH) i związki metaloorganiczne. Związki R-Me z dostatecznie spolaryzowanym wiązaniem C-Me+, tj. zdolne do bycia donorami karbanionów R-karbonionu. Reakcje z udziałem nukleofilów (podstawienie nukleofilowe) są głównie charakterystyczne dla związków alifatycznych, na przykład hydroliza (OH - , H 2 O), alkoholiza (RO - , ROH), kwasica (RCOO - , RCOOH), aminowanie (NH - 2, NH 3 , RNH 2, itd.), cyjanowanie (CN -) itd.

Odczynniki elektrofilowe lub elektrofile, gdy tworzy się nowe wiązanie, służą jako akceptory par elektronów i wypierają grupę opuszczającą w postaci dodatnio naładowanej cząstki. Do elektrofilów należą jony naładowane dodatnio (np. H+, NO 2+), molekuły obojętne z deficytem elektronowym, np. SO 3 oraz molekuły wysoce spolaryzowane (CH 3 COO - Br + itp.), a polaryzacja jest szczególnie skuteczna osiągnięte przez tworzenie kompleksu ze współczynnikami Lewisa (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, gdzie A \u003d A1C1 3, SbCl 5, BF 3 itd.). Reakcje z udziałem elektrofilów (podstawienie elektrofilowe) obejmują najważniejsze reakcje węglowodorów aromatycznych (np. nitrowanie, halogenowanie, sulfonowanie, reakcja Friedla-Craftsa):

(E + \u003d Hal +, NO + 2, RCO +, R + itd.)

W niektórych układach reakcje z udziałem nukleofilów prowadzone są w szeregu aromatycznym, a reakcje z udziałem elektrofili w szeregu alifatycznym (najczęściej w szeregu związków metaloorganicznych).

53. oddziaływanie związków okso z metaloorganicznymi (keton lub aldehyd plus metaloorganiczne)

Reakcje są szeroko stosowane w celu uzyskania alkoholi.Po dodaniu odczynnika Grignarda (R-MgX) do formaldehydu powstaje alkohol pierwszorzędowy, inny aldehyd jest drugorzędny, a ketony są alkoholami trójrzędowymi

Aby wyjaśnić fakty, kiedy tworzy się atom jeszcze wiązania niż liczba niesparowanych elektronów w stanie podstawowym (na przykład atom węgla), stosuje się postulat hybrydyzacji orbitali atomowych bliskich energii. Następuje hybrydyzacja AO podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego, jeśli skutkuje to bardziej wydajnym nakładaniem się orbitali. Hybrydyzacji atomu węgla towarzyszy jego wzbudzenie i przeniesienie elektronu z 2 s- na 2 r-AO:

Stany podstawowe i wzbudzone atomu węgla.

Hybrydyzacja AO- jest to oddziaływanie (mieszanie) orbitali atomowych danego atomu, różniących się rodzajem, ale bliskimi energii, z utworzeniem orbitali hybrydowych o tym samym kształcie i energii.

Na przykład mieszanie 2s-AO z 2 P-AO daje dwie hybrydy 2 sp-AO:

AO z dużą różnicą energii (na przykład 1 s i 2 r) nie wchodzą w hybrydyzację. W zależności od liczby biorącej udział w hybrydyzacji P-AO możliwe następujące typy hybrydyzacja:

dla atomów węgla i azotu - sp 3 , sp 2 i sp;

dla atomu tlenu - sp 3 , sp 2 ;

dla halogenów - sp 3 .

Hybrydowy AO jest asymetryczny i silnie wydłużony w jednym kierunku od jądra (nieregularny kształt ósemki).

W przeciwieństwie do niehybrydowych s- lub r-AO, ma jeden duży udział, który dobrze tworzy wiązanie chemiczne, i mały udział, który zwykle nie jest nawet przedstawiany. Zhybrydyzowane AO ​​oddziałujące z orbitalami różnych typów ( s-, r- lub hybryda AO) innych atomów zwykle daje s-MO, tj. tworzą s-obligacje. To wiązanie jest silniejsze niż wiązanie utworzone przez elektrony niehybrydowego AO ze względu na bardziej wydajne nakładanie się.

3.3.1. sp 3 -Hybrydyzacja (tetraedryczna).

Jeden s- i trzy r cztery równy w formie i energii sp Orbitale 3-hybrydowe.

Model orbitalny atomu w stanie zhybrydyzowanym sp 3 .

Dla atomu węgla i innych pierwiastków drugiego okresu proces ten przebiega zgodnie ze schematem:

2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)

Schemat hybrydyzacji sp 3 orbitali atomowych.

Osie orbitali hybrydowych sp 3 skierowane są do wierzchołków czworościanu foremnego. Kąt czworościenny między nimi wynosi 109°28", co odpowiada najniższej energii odpychania elektronów.

Po raz pierwszy pomysł kierunku jednostek powinowactwa (wartościowości) atomu węgla w narożach czworościanu niezależnie wysunęli w 1874 roku Van't Hoff i Le Bel.

sp 3 -Orbitale mogą tworzyć cztery wiązania s z innymi atomami lub być wypełnione samotnymi parami elektronów.

A jak wizualnie przedstawić na rysunku strukturę przestrzenną atomu w stanie sp 3?

W tym przypadku orbitale sp 3 -hybrydowe są przedstawiane nie jako chmury elektronowe, ale jako linie proste lub kliny, w zależności od orientacji przestrzennej orbitalu. Takie schematyczne przedstawienie stosuje się przy pisaniu stereochemicznych (przestrzennych) wzorów cząsteczek.

Przejście od modelu orbitalnego (a) do wzoru przestrzennego (b).

Przykład cząsteczki metanu pokazuje modele trójwymiarowe i przestrzenny (stereochemiczny) wzór cząsteczki z sp 3 -atomem węgla.

Model cząsteczki metanu

sp 3 - Stan zhybrydyzowany jest charakterystyczny dla atomu, jeśli suma liczby atomów z nim związanych i liczby jego niewspółdzielonych par elektronów wynosi 4.

Węgiel w stanie hybrydowym sp 3 znajduje się w prostej substancji - diamencie. Ten stan jest typowy dla atomów C, N, O, itp. połączonych z innymi atomami wiązaniami pojedynczymi (atom sp 3 są podświetlone na czerwono):

OD H4,R C H 3 , n H 3 , R n H2, H2 O, R O H, R2 O;

a także aniony takie jak:

R3 C: - , R O - .

Konsekwencją tetraedrycznej budowy atomu sp 3 jest możliwość istnienia dwóch optycznych stereoizomerów w związku zawierającym taki atom z czterema różnymi podstawnikami (Vant Hoff, Le Bel, 1874).

3.3.2. sp 2 -Hybrydyzacja (plane-trygonalna).

Jeden s- i dwa P Orbitale mieszają się i formują trzy równowartość sp Orbitale 2-hybrydowe umieszczone w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° (podświetlone na niebiesko). Mogą tworzyć trzy wiązania s. Trzeci r-orbital pozostaje niezhybrydyzowany i jest zorientowany prostopadle do płaszczyzny położenia orbitali hybrydowych. Ten r-AO bierze udział w tworzeniu wiązania p.

Dla elementów II okresu proces sp 2-hybrydyzacja następuje według schematu:

2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z-AO nie bierze udziału w hybrydyzacji.

Do zobrazowania struktury przestrzennej atomów w stanie sp 2 stosuje się te same techniki, co w przypadku atomów sp 3 :

Przejście od modelu orbitalnego atomu w stanie zhybrydyzowanym sp 2 (a) do wzoru przestrzennego (b). Strukturę cząsteczek z atomami sp 2 odzwierciedlają ich modele:

Modele cząsteczki etylenu

sp 2 - Stan zhybrydyzowany jest charakterystyczny dla atomu, jeśli suma liczby atomów z nim związanych i liczby jego niewspółdzielonych par elektronów jest równa3

Węgiel w stanie hybrydowym sp 2 tworzy prostą substancję grafitową. Ten stan jest typowy dla atomów C, N, O, itp. z podwójnym wiązaniem (atomy sp 2 są podświetlone na czerwono):

H2 C=C H2, H2 C=C HR, R2 C=n R, R- n=n-R, R2 C=O, R- n=O,

a także dla kationów typu

R3 C+ i wolne rodniki R 3 C · .

Hybrydyzacja orbitali atomowych

Amerykański naukowiec L. Pauling przedstawił pomysł hybrydyzacji orbitali atomowych. Zgodnie z tą ideą, jeśli atom wchodzący w wiązanie chemiczne ma różne orbitale atomowe (AO) (s-, p-, d- lub f-AO), to hybrydyzacja AO zachodzi podczas tworzenia wiązania chemicznego. Tych. identyczne (równoważne) AO są tworzone z różnych AO. Atom hybrydyzuje z orbitalami o zbliżonych wartościach energetycznych. Idea hybrydyzacji AO to wygodna i wizualna metoda opisu złożonych procesów zachodzących podczas powstawania związków chemicznych. Kształt hybrydowego AO różni się od oryginalnego AO (ryc. 4.3).

Ryż. 4.3 . Atomowy orbital hybrydowy sp

W hybrydowym AO gęstość elektronów przesuwa się w jedną stronę od jądra. Kiedy orbital hybrydowy oddziałuje z AO innego atomu, zachodzi nakładanie się w obszarze maksymalnej gęstości elektronowej, co prowadzi do wzrostu energii wiązania. Ten wzrost energii wiązania kompensuje energię wymaganą do utworzenia orbitalu hybrydowego. W rezultacie wiązania chemiczne utworzone przez orbitale hybrydowe są silniejsze, a powstała cząsteczka jest bardziej stabilna.

Jeśli atom wchodzi w wiązanie chemiczne, które ma jeden elektron s i jeden elektron p na zewnętrznym poziomie walencyjnym, to w tym atomie w procesie tworzenia wiązania zachodzi hybrydyzacja sp (rys. 4.4).

Ryż. 4.4.schemat hybrydyzacji sp

Jeśli atom wchodzący w wiązanie chemiczne ma jeden s- i dwa elektrony p na zewnętrznej powłoce, to oprócz hybrydyzacji sp może wystąpić hybrydyzacja sp 2 AO tego atomu (ryc. 4.5).

Ryż. 4,5 . schemat hybrydyzacji sp 2

Atom, który ma jeden s- i trzy p-elektrony na zewnętrznej powłoce, z oddziaływanie chemiczne oprócz hybrydyzacji sp i sp 2 może wystąpić hybrydyzacja sp 3 tych AO (ryc. 4.6).

Ryż. 4,6 . Schemat hybrydyzacji Sp 3

Możliwe są również bardziej złożone typy hybrydyzacji obejmujące orbitale d atomów (tabela 4.3).

Jak widać na rysunkach 4.4-4.6, chmury hybrydowe w przestrzeni są ułożone symetrycznie względem siebie, co zmniejsza ich wzajemne odpychanie i odpowiednio zmniejsza energię cząsteczek.

Tabela 4.3

Konfiguracja przestrzenna niektórych połączeń

4.1.4.2. Tworzenie wiązań σ, π i δ

W zależności od kierunku nakładania się chmur elektronowych powstają wiązania s-, p- i δ- .

Wiązanie utworzone przez nakładanie się AO wzdłuż linii łączącej jądra oddziałujących atomów nazywa się wiązaniem s. Wiązanie sigma może wystąpić, gdy dwa orbitale s nakładają się na siebie (ryc. 4.7), orbitale s i p, orbitale p między sobą, orbitale d, a także orbitale d i s, orbitale d i p , a także nakładające się orbitale hybrydowe z innymi typami orbitali i między sobą. Wiązanie sigma zwykle obejmuje dwa atomy i nie wykracza poza nie, więc jest to zlokalizowane wiązanie dwucentrowe.

SS	p-p	p-s
sp n-s	d-spn	sp n-sp n

Ryż. 4.7. Nakładanie się orbitali atomowych podczas tworzenia wiązań σ

Wiązanie utworzone przez nakładanie się niehybrydowych p- i d-AOs po obu stronach linii łączącej jądra atomów (zakładki boczne) nazywa sięπ -Komunikacja. Wiązanie pi może powstać, gdy orbitale p-p nakładają się, orbitale p-d nakładają się, d - d-orbitale (ryc. 4.8), a także f-p-, f-d- i f-f-orbitale.

Ryż. 4.8.Nakładanie się orbitali atomowych podczas tworzenia wiązań π

Wiązanie utworzone przez nakładanie się orbitali d ze wszystkimi czterema płatami nazywa się wiązaniem δ(Rys. 4.9).

W związku z tym elementy s mogą tworzyć tylko wiązania σ, elementy p - wiązania σ i π, elementy d wiązania σ-, π- i δ oraz elementy f - σ-, π-, δ- i jeszcze bardziej złożone połączenia. Ze względu na mniejsze nakładanie się AO wytrzymałość wiązań π i δ jest mniejsza niż wiązań σ.

Ryż. 4.9.Kierunek nakładania się atomowych orbitali d podczas formowania -wiązań

hybrydyzacja sp3

sp 3 -Hybrydyzacja - hybrydyzacja, w której orbitale atomowe jednego s- i trzy P-elektrony (ryc. 1).

Ryż. jeden. Edukacja sp 3 orbitale hybrydowe

Cztery sp Orbitale 3-hybrydowe są zorientowane symetrycznie w przestrzeni pod kątem 109°28" (rys. 2).

Model atomu z sp Orbitale 3-hybrydowe

Przestrzenna konfiguracja cząsteczki, z której powstaje centralny atom sp Orbitale 3-hybrydowe - czworościan

Tetraedryczna konfiguracja przestrzenna cząsteczki, w której powstaje atom centralny sp Orbitale 3-hybrydowe

hybrydyzacja atom węgla orbitalnego

Przykłady związków, dla których sp 3-hybrydyzacja: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , ​​H 3 O + . Również, sp 3-hybrydyzację obserwuje się we wszystkich węglowodorach nasyconych (alkanach, cykloalkanach) i innych związkach organicznych: CH4, C5H12, C6H14,C8H18, itd. Ogólny wzór alkanów to: C n H 2n +2. Ogólny wzór cykloalkanów to: C n H 2n. W węglowodorach nasyconych wszystkie wiązania chemiczne są pojedyncze, a więc tylko między hybrydowymi orbitalami tych związków w-nakładające się.

Tworzą wiązanie chemiczne, tj. tylko niesparowane elektrony mogą tworzyć wspólną parę elektronów z „obcym” elektronem z innego atomu. Podczas pisania wzorów elektronicznych niesparowane elektrony są umieszczane jeden po drugim w komórce orbitalnej.

orbital atomowy to funkcja opisująca gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomu. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można znaleźć elektron.

Aby zharmonizować strukturę elektronową atomu węgla i wartościowość tego pierwiastka, stosuje się koncepcje wzbudzenia atomu węgla. W stanie normalnym (niewzbudzonym) atom węgla ma dwa niesparowane 2 r 2 elektrony. W stanie wzbudzonym (kiedy energia jest pochłaniana) jeden z 2 s 2-elektrony mogą przejść na wolność r-orbitalny. Wtedy w atomie węgla pojawiają się cztery niesparowane elektrony:

Przypomnij sobie, że w formule elektronicznej atomu (na przykład dla węgla 6 C - 1 s 2 2s 2 2P 2) duże cyfry przed literami - 1, 2 - wskazują numer poziomu energii. Listy s I r wskazują kształt chmury elektronowej (orbitali), a liczby po prawej nad literami wskazują liczbę elektronów na danym orbicie. Wszystko s- orbitale kuliste

Na drugim poziomie energii z wyjątkiem 2 s-są trzy orbitale 2 r-orbitale. Te 2 r-orbitale mają kształt elipsoidalny, podobny do hantli i są zorientowane w przestrzeni pod kątem 90 ° względem siebie. 2 r-Orbitale oznaczają 2 r x , 2r tak i 2 r z zgodnie z osiami, wzdłuż których znajdują się te orbitale.

Kształt i orientacja orbitali p-elektronowych

Kiedy tworzą się wiązania chemiczne, orbitale elektronowe przybierają ten sam kształt. Tak więc w węglowodorach nasyconych jeden s-orbitalny i trzy r-orbitale atomu węgla tworzące cztery identyczne (hybrydy) sp 3-orbitale:

Ten - sp 3 - hybrydyzacja.

Hybrydyzacja- wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( s I r) wraz z tworzeniem nowych orbitali atomowych, zwanych orbitale hybrydowe.

cztery sp 3 -hybrydowe orbitale atomu węgla

Orbitale hybrydowe mają asymetryczny kształt, wydłużony w kierunku przyłączonego atomu. Chmury elektronowe odpychają się i znajdują się w przestrzeni jak najdalej od siebie. Jednocześnie osie czterech sp 3-orbitale hybrydowe okazują się być skierowane do wierzchołków czworościanu (regularna piramida trójkątna).

W związku z tym kąty między tymi orbitalami są czworościenne, równe 109 ° 28".

Wierzchołki orbitali elektronowych mogą zachodzić na orbitale innych atomów. Jeśli chmury elektronowe zachodzą na siebie wzdłuż linii łączącej centra atomów, nazywa się takie wiązanie kowalencyjne sigma () - wiązanie. Na przykład w cząsteczce C2H6 etanu wiązanie chemiczne tworzy się między dwoma atomami węgla przez zachodzenie na siebie dwóch orbitali hybrydowych. To jest połączenie. Ponadto każdy z atomów węgla z trzema sp 3-orbitale nakładają się na s-orbitale trzech atomów wodoru, tworzące trzy wiązania.

Schemat nakładających się chmur elektronów w cząsteczce etanu

W sumie dla atomu węgla możliwe są trzy stany walencyjne o różnych typach hybrydyzacji. oprócz sp 3-hybrydyzacja istnieje sp 2 - i sp-hybrydyzacja.

sp 2 -Hybrydyzacja- mieszanie jednego s- i dwa r-orbitale. W rezultacie trzy hybrydy sp 2 -orbitale. Te sp 2 -orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie (z osiami x, w) i są skierowane na wierzchołki trójkąta o kącie między orbitalami równym 120°. niezhybrydyzowany r-orbital jest prostopadły do ​​płaszczyzny trzech hybryd sp 2 orbitale (zorientowane wzdłuż osi z). Górna połowa r-orbitale znajdują się nad płaszczyzną, dolna połowa znajduje się poniżej płaszczyzny.

Rodzaj sp 2-hybrydyzacja węgla zachodzi w związkach z podwójnym wiązaniem: C=C, C=O, C=N. Co więcej, tylko jedno z wiązań między dwoma atomami (na przykład C=C) może być wiązaniem. (Pozostałe orbitale wiążące atom są skierowane w przeciwnych kierunkach.) Drugie wiązanie powstaje w wyniku nakładania się niehybrydowych r-orbitale po obu stronach linii łączącej jądra atomów.

Orbitale (trzy sp 2 i jeden p) atom węgla w sp 2 - hybrydyzacja

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie r-orbitale sąsiednich atomów węgla to pi()-wiązanie.

Edukacja - komunikacja

Ze względu na mniejsze nakładanie się orbitali, wiązanie - jest słabsze niż wiązanie -.

sp-Hybrydyzacja- jest to mieszanie (wyrównanie w formie i energii) jednego s- i jeden r-orbitale z formacją dwóch hybryd sp-orbitale. sp- Orbitale znajdują się na tej samej linii (pod kątem 180 °) i skierowane w przeciwnych kierunkach od jądra atomu węgla. Dwa r-orbitale pozostają niezhybrydyzowane. Znajdują się one wzajemnie prostopadle do kierunków wiązań. Na obrazie sp-orbitale są pokazane wzdłuż osi tak, a dwie niezhybrydyzowane r-orbitale- wzdłuż osi x I z.

Orbitale atomowe (dwa sp i dwa p) węgla w stanie hybrydyzacji sp

Potrójne wiązanie węgiel-węgiel CC składa się z wiązania -, które występuje podczas nakładania się sp orbitale hybrydowe i dwa wiązania.

Elektroniczna struktura atomu węgla

Węgiel, który jest częścią związków organicznych, wykazuje stałą wartościowość. Ostatni poziom energetyczny atomu węgla zawiera 4 elektrony, z których dwa zajmują orbitale 2s, który ma kształt kulisty, a dwa elektrony zajmują orbitale 2p, które mają kształt wiosełka. Po wzbudzeniu jeden elektron z orbitalu 2s może przejść do jednego z wolnych orbitali 2p. To przejście wymaga pewnych kosztów energii (403 kJ/mol). W efekcie wzbudzony atom węgla ma 4 niesparowane elektrony, a jego konfigurację elektronową wyraża wzór 2s1 2p3 .

Wzbudzony atom węgla jest w stanie utworzyć 4 wiązania kowalencyjne dzięki 4 własnym niesparowanym elektronom i 4 elektronom innych atomów. Tak więc w przypadku metanu węglowodorowego (CH4) atom węgla tworzy 4 wiązania z elektronami s atomów wodoru. W takim przypadku należy utworzyć 1 wiązanie wpisz s-s(między s-elektronem atomu węgla a s-elektronem atomu wodoru) i 3 wiązaniami p-s (między 3 p-elektronami atomu węgla i 3 s-elektronami 3 atomów wodoru). Prowadzi to do wniosku, że cztery wiązania kowalencyjne utworzone przez atom węgla nie są równoważne. Praktyczne doświadczenie chemii wskazuje jednak, że wszystkie 4 wiązania w cząsteczce metanu są absolutnie równoważne, a cząsteczka metanu ma strukturę czworościenną o kątach walencyjnych 109°, co nie mogłoby mieć miejsca, gdyby wiązania nie były równoważne. Przecież tylko orbitale p-elektronów są zorientowane w przestrzeni wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi x, y, z, a orbital s-elektronów ma kształt kulisty, więc kierunek tworzenia wiązania z tym elektronem byłby arbitralny. Teoria hybrydyzacji była w stanie wyjaśnić tę sprzeczność. L. Polling zasugerował, że w żadnej cząsteczce nie ma izolowanych od siebie wiązań. Kiedy powstają wiązania, orbitale wszystkich elektronów walencyjnych nakładają się na siebie. Znanych jest kilka typów hybrydyzacji orbitali elektronowych. Zakłada się, że w cząsteczce metanu i innych alkanów w hybrydyzację wchodzą 4 elektrony.

Hybrydyzacja orbitali atomów węgla

Hybrydyzacja orbitali to zmiana kształtu i energii niektórych elektronów podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego, prowadząca do bardziej efektywnego nakładania się orbitali i zwiększonej siły wiązania. Hybrydyzacja orbitali zachodzi zawsze, gdy elektrony należące do różne rodzaje orbitale. 1. sp 3 – hybrydyzacja (pierwszy stan walencyjny węgla). Przy hybrydyzacji sp3 3 orbitale p i jeden orbital s wzbudzonego atomu węgla oddziałują w taki sposób, że otrzymuje się orbitale absolutnie identyczne pod względem energii i symetrycznie rozmieszczone w przestrzeni. Tę transformację można zapisać tak:

s + px + py + pz = 4sp3

Podczas hybrydyzacji nie zmienia się całkowita liczba orbitali, zmienia się tylko ich energia i kształt. Wykazano, że hybrydyzacja sp3 orbitali przypomina trójwymiarową ósemkę, której jedna z łopatek jest znacznie większa od drugiej. Cztery orbitale hybrydowe rozciągają się od środka do wierzchołków czworościanu foremnego pod kątem 109,50. Wiązania utworzone przez elektrony hybrydowe (na przykład wiązanie s-sp 3) są silniejsze niż wiązania utworzone przez niezhybrydyzowane p-elektrony (na przykład wiązanie s-p). ponieważ orbital hybrydowy sp3 zapewnia większy obszar nakładania się orbitali elektronowych niż niezhybrydyzowany orbital p. Cząsteczki, w których przeprowadza się hybrydyzację sp3, mają strukturę czworościenną. Oprócz metanu należą do nich homologi metanu, cząsteczki nieorganiczne, takie jak amoniak. Figury przedstawiają zhybrydyzowany orbital i tetraedryczną cząsteczkę metanu. Wiązania chemiczne, które powstają w metanie między atomami węgla i wodoru są wiązaniami y typu 2 (sp3 -s-bond). Ogólnie rzecz biorąc, każde wiązanie sigma charakteryzuje się tym, że gęstość elektronowa dwóch połączonych ze sobą atomów nakłada się wzdłuż linii łączącej centra (jądra) atomów. Wiązania y odpowiadają maksymalnemu możliwemu stopniowi nakładania się orbitali atomowych, więc są wystarczająco silne. 2. Hybrydyzacja sp2 (drugi stan walencyjny węgla). Występuje w wyniku nakładania się jednego orbitali 2s i dwóch 2p. Powstałe orbitale hybrydowe sp2 znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 1200 względem siebie, a niezhybrydyzowany orbital p jest do niego prostopadły. Łączna orbitale się nie zmieniają – są ich cztery.

s + px + py + pz = 3sp2 + pz

Stan hybrydyzacji sp2 występuje w cząsteczkach alkenów, w grupach karbonylowych i karboksylowych, tj. w związkach zawierających wiązanie podwójne. Tak więc w cząsteczce etylenu zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 3 wiązania y (dwa wiązania typu sp 2 -s między atomem węgla a atomami wodoru i jedno wiązanie typu sp 2 -sp 2 między atomami węgla ). Pozostały niezhybrydyzowany p-elektron jednego atomu węgla tworzy wiązanie p z niezhybrydyzowanym p-elektronem drugiego atomu węgla. charakterystyczna cecha Wiązanie p polega na tym, że nakładanie się orbitali elektronowych wykracza poza linię łączącą dwa atomy. Nakładanie się orbitali przebiega powyżej i poniżej wiązania y łączącego oba atomy węgla. Zatem wiązanie podwójne jest kombinacją wiązań y i p. Pierwsze dwie figury pokazują, że w cząsteczce etylenu kąty wiązania między atomami tworzącymi cząsteczkę etylenu wynoszą 1200 (odpowiednio orientacje trzech orbitali hybrydowych sp2 w przestrzeni). Trzecia i czwarta figura pokazują tworzenie się wiązania p. etylen (tworzenie wiązań y) etylen (tworzenie wiązań pi) in reakcje chemiczne. 3. hybrydyzacja sp (trzeci stan walencyjny węgla). W stanie hybrydyzacji sp atom węgla ma dwa orbitale sp-hybrydowe umieszczone liniowo pod kątem 1800 względem siebie oraz dwa niezhybrydyzowane orbitale p umieszczone w dwóch wzajemnie płaszczyzny prostopadłe. sp- Hybrydyzacja jest typowa dla alkinów i nitryli, tj. dla związków zawierających wiązanie potrójne.

s + px + py + pz = 2sp + py + pz

Tak więc w cząsteczce acetylenu kąty wiązania między atomami wynoszą 1800. Zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 2 wiązania y (jedno wiązanie sp-s między atomem węgla a atomem wodoru i drugim wiązaniem wpisz sp-sp między atomami węgla. Dwa niezhybrydyzowane p-elektrony jednego atomu węgla tworzą dwa wiązania p z niezhybrydyzowanymi p-elektronami drugiego atomu węgla. Nakładanie się orbitali p-elektronowych przebiega nie tylko powyżej i poniżej wiązania y, ale także z przodu iz tyłu, a całkowita chmura p-elektronów ma kształt cylindryczny. Zatem wiązanie potrójne jest kombinacją jednego wiązania Y i dwóch wiązań p. Obecność słabszych dwóch wiązań p w cząsteczce acetylenu zapewnia zdolność tej substancji do wchodzenia w reakcje addycji z zerwaniem wiązania potrójnego.

Wniosek: hybrydyzacja sp3 jest charakterystyczna dla związków węgla. W wyniku hybrydyzacji jednego orbitali s i trzech orbitali p powstają cztery hybrydowe orbitale sp3, skierowane na wierzchołki czworościanu o kącie między orbitalami równym 109°.