Hibridizarea - ce este? Tipuri de hibridizare. Hibridizarea orbitalilor de electroni și geometria moleculară

În procesul de determinare a formei geometrice a unei particule chimice, este important să se țină seama de faptul că perechile de electroni de valență ai atomului principal, inclusiv cei care nu formează o legătură chimică, sunt localizați pe distanta lunga unul de altul în spațiu.

Caracteristicile termenului

Când se ia în considerare problema legăturilor chimice covalente, este adesea folosit conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Acest termen este asociat cu alinierea formei și energiei. Hibridizarea orbitalilor atomici este asociată cu un proces de rearanjare chimică cuantică. Orbitalii au o structură diferită în comparație cu atomii originali. Esența hibridizării este că electronul care este situat lângă nucleul unui atom legat nu este determinat de un orbital atomic specific, ci de combinația lor cu un număr cuantic principal egal. Practic, acest proces se referă la orbitalii atomici mai înalți, aproape de energie, care au electroni.

Specificul procesului

Tipurile de hibridizare a atomilor din molecule depind de modul în care sunt orientați noii orbitali. Pe baza tipului de hibridizare, se poate determina geometria unui ion sau a unei molecule și se poate sugera proprietăți chimice specifice.

Tipuri de hibridizare

Acest tip de hibridizare, cum ar fi sp, este o structură liniară, unghiul dintre legături este de 180 de grade. Un exemplu de moleculă cu acest tip de hibridizare este BeCl2.

Următorul tip de hibridizare este sp 2. Moleculele se caracterizează printr-o formă triunghiulară, unghiul dintre legături este de 120 de grade. Un exemplu tipic al acestui tip de hibridizare este BCl3.

Tipul de hibridizare sp3 presupune o structură tetraedrică a moleculei un exemplu tipic de substanţă cu această opţiune de hibridizare este molecula de metan CH4. Unghiul de legătură în acest caz este de 109 grade 28 de minute.

Nu numai electronii perechi, ci și perechile de electroni neîmpărțiți sunt direct implicați în hibridizare.

Hibridarea într-o moleculă de apă

De exemplu, într-o moleculă de apă există două legături covalente polare între atomul de oxigen și atomii de hidrogen. În plus, atomul de oxigen în sine are două perechi de electroni exteriori, care nu participă la crearea unei legături chimice. Aceste 4 perechi de electroni ocupă un anumit spațiu în jurul atomului de oxigen. Deoarece toți au aceeași sarcină, se resping reciproc în spațiu, iar norii de electroni se află la o distanță semnificativă unul de celălalt. Tipul de hibridizare a atomilor din această substanță implică o modificare a formei orbitalilor atomici, aceștia sunt întinși și aliniați la vârfurile tetraedrului. Ca urmare, molecula de apă capătă o formă unghiulară unghiul de legătură dintre legăturile oxigen-hidrogen este de 104,5 o.

Pentru a prezice tipul de hibridizare, se poate folosi mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor chimice. Ca urmare, orbitalii liberi ai unui element cu o electronegativitate mai mică se suprapun, precum și orbitalii unui element cu o negativitate electrică mai mare, care conține o pereche de electroni. În procesul de compilare a configurației electronice a unui atom, se ia în considerare starea lor de oxidare.

Reguli de identificare a tipului de hibridizare

Pentru a determina tipul de hibridizare a carbonului, puteți folosi anumite reguli:

• se identifică atomul central, se calculează numărul de legături σ;
• stabiliți starea de oxidare a atomilor dintr-o particulă;
• înregistrarea configurației electronice a atomului principal în starea de oxidare necesară;
• întocmește o diagramă a distribuției electronilor de valență în orbitali, pereche de electroni;
• sunt identificați orbitalii care sunt direct implicați în formarea legăturilor, se găsesc electroni nepereche (dacă numărul de orbitali de valență este insuficient pentru hibridizare, se folosesc orbitalii de următorul nivel de energie).

Geometria moleculei este determinată de tipul de hibridizare. Nu este afectat de prezența legăturilor pi. În cazul unei legături suplimentare, este posibilă o modificare a unghiului de legătură, motivul este respingerea reciprocă a electronilor care formează o legătură multiplă. Astfel, în molecula de oxid nitric (4), în timpul hibridizării sp 2, unghiul de legătură crește de la 120 de grade la 134 de grade.

Hibridarea într-o moleculă de amoniac

O pereche de electroni neîmpărtășită afectează momentul de dipol rezultat al întregii molecule. Amoniacul are o structură tetraedrică împreună cu o pereche de electroni neîmpărțită. Ionicitatea legăturilor azot-hidrogen și azot-fluor este de 15 și 19 la sută, lungimile sunt determinate a fi 101 și, respectiv, 137 pm. Astfel, molecula de fluorură de azot ar trebui să aibă un moment dipol mai mare, dar rezultatele experimentale indică contrariul.

Hibridarea în compuși organici

Fiecare clasă de hidrocarburi este caracterizată de propriul tip de hibridizare. Astfel, în timpul formării moleculelor din clasa alcanilor (hidrocarburi saturate), toți cei patru electroni ai atomului de carbon formează orbitali hibrizi. Când se suprapun, se formează 4 nori hibrizi, aliniați la vârfurile tetraedrului. În continuare, vârfurile lor se suprapun cu orbitalii s nehibrizi ai hidrogenului, formând o legătură simplă. Hidrocarburile saturate sunt caracterizate prin hibridizare sp 3.

În alchenele nesaturate (reprezentantul lor tipic este etilena), doar trei orbitali de electroni iau parte la hibridizare - s și 2 p cei trei orbitali hibrizi formează o formă de triunghi în spațiu. Orbitii p non-hibrizi se suprapun, creând o legătură multiplă în moleculă. Această clasă de hidrocarburi organice se caracterizează prin starea hibridă sp 2 a atomului de carbon.

Alchinele diferă de clasa anterioară de hidrocarburi prin faptul că doar două tipuri de orbitali sunt implicate în procesul de hibridizare: s și p. Cei doi electroni p nehibrizi rămași de pe fiecare atom de carbon se suprapun în două direcții, formând două legături multiple. Această clasă de hidrocarburi este caracterizată prin starea sp-hibridă a atomului de carbon.

Concluzie

Prin determinarea tipului de hibridizare într-o moleculă, este posibil să se explice structura diferitelor substanțe anorganice și organice și să prezică posibile proprietăți chimice substanță specifică.

Modelul atomului de carbon

Electronii de valență ai unui atom de carbon sunt localizați într-un orbital 2s și doi orbitali 2p. Orbitalii 2p sunt situati la un unghi de 90° unul fata de celalalt, iar orbitalul 2s are simetrie sferica. Astfel, aranjarea orbitalilor atomici de carbon în spațiu nu explică apariția unghiurilor de legătură de 109,5°, 120° și 180° în compușii organici.

Pentru a rezolva această contradicție, a fost introdus conceptul hibridizarea orbitalilor atomici. Pentru a înțelege natura celor trei opțiuni pentru aranjarea legăturilor atomilor de carbon, a fost necesar să înțelegem cele trei tipuri de hibridizare.

Apariția conceptului de hibridizare îi datorăm lui Linus Pauling, care a făcut multe pentru dezvoltarea teoriei legăturii chimice.

Conceptul de hibridizare explică modul în care un atom de carbon își schimbă orbitalii pentru a forma compuși. Mai jos vom lua în considerare acest proces de transformare a orbitalilor pas cu pas. Trebuie avut în vedere că împărțirea procesului de hibridizare în etape sau etape nu este, de fapt, altceva decât o tehnică mentală care permite o prezentare mai logică și mai accesibilă a conceptului. Cu toate acestea, concluziile despre orientarea spațială a legăturilor atomului de carbon la care vom ajunge în cele din urmă sunt pe deplin în concordanță cu starea reală a lucrurilor.

Configurația electronică a atomului de carbon în stările fundamentale și excitate

Figura din stânga arată configurația electronică a unui atom de carbon. Ne interesează doar soarta electronilor de valență. Ca rezultat al primului pas, care se numește excitare sau promovare, unul dintre cei doi electroni 2s se deplasează către un orbital 2p gol. În a doua etapă, are loc procesul propriu-zis de hibridizare, care poate fi imaginat oarecum convențional ca amestecarea unui s- și a trei p-orbitali și formarea a patru noi orbitali identici din aceștia, fiecare dintre care păstrează proprietățile s. -orbital cu un sfert si proprietatile cu trei sferturi p-orbitali. Acești noi orbitali se numesc sp 3 -hibrid. Aici, suprascriptul 3 nu denotă numărul de electroni care ocupă orbitalii, ci numărul de orbitali p care au luat parte la hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt îndreptați către vârfurile unui tetraedru, în centrul căruia se află un atom de carbon. Fiecare orbital hibrid sp 3 conține un electron. Acești electroni participă în a treia etapă la formarea legăturilor cu patru atomi de hidrogen, formând unghiuri de legătură de 109,5°.

sp3 - hibridizare. Molecula de metan.

Formarea moleculelor plane cu unghiuri de legătură de 120° este prezentată în figura de mai jos. Aici, ca și în cazul hibridizării sp 3, primul pas este excitația. În a doua etapă, un orbital 2s și doi orbitali 2p participă la hibridizare, formând trei sp 2 -hibrid orbitali situati in acelasi plan la un unghi de 120° unul fata de celalalt.

Formarea a trei orbitali hibrizi sp2

Un orbital p rămâne nehibridizat și este situat perpendicular pe planul orbitalilor hibrizi sp 2. Apoi (pasul trei) cei doi orbitali hibrizi sp 2 ai celor doi atomi de carbon combină electronii pentru a forma o legătură covalentă. O astfel de legătură, formată ca urmare a suprapunerii a doi orbitali atomici de-a lungul unei linii care leagă nucleele unui atom, se numește σ-legatură.

Formarea legăturilor sigma și pi în molecula de etilenă

A patra etapă este formarea unei a doua legături între doi atomi de carbon. Legătura se formează ca urmare a suprapunerii marginilor orbitalilor 2p nehibridați care se confruntă unul cu celălalt și se numește legătura π. Noul orbital molecular este o combinație de două regiuni ocupate de electroni de legătură π - deasupra și sub legătura σ. Ambele legături (σ și π) alcătuiesc împreună legătură dublăîntre atomi de carbon. Și, în sfârșit, ultimul, al cincilea pas este formarea legăturilor între atomii de carbon și hidrogen folosind electronii celor patru orbitali hibrizi sp 2 rămași.

Legătură dublă în molecula de etilenă

Al treilea și ultimul tip de hibridizare este ilustrat de exemplul celei mai simple molecule care conține o legătură triplă, molecula de acetilenă. Primul pas este excitarea atomului, la fel ca înainte. În a doua etapă, hibridizarea unui orbital 2s și a unui orbital 2p are loc cu formarea a doi sp-hibrid orbitali care sunt situati la un unghi de 180°. Și cei doi orbitali 2p necesari pentru formarea a două legături π rămân neschimbați.

Formarea a doi orbitali hibrizi sp

Următorul pas este formarea unei legături σ între doi atomi de carbon hibridizați cu sp, apoi se formează două legături π. O legătură σ și două legături π între doi atomi de carbon constituie împreună triplă legătură. În cele din urmă, se formează legături cu doi atomi de hidrogen. Molecula de acetilenă are o structură liniară, toți cei patru atomi se află pe aceeași linie dreaptă.

Am arătat cum cele trei tipuri principale de geometrii moleculare din chimia organică apar ca urmare a diferitelor transformări ale orbitalilor atomici de carbon.

Pot fi propuse două metode pentru determinarea tipului de hibridizare a diferiților atomi dintr-o moleculă.

Metoda 1. Cele mai multe metoda generala, potrivit pentru orice molecule. Pe baza dependenței unghiului de legătură de hibridizare:

a) unghiurile de legătură 109,5°, 107° și 105° indică hibridizarea sp 3;

b) unghi de legătură de aproximativ 120° -sp2 -hibridare;

c) unghi de legătură 180°-sp-hibridare.

Metoda 2. Potrivit pentru majoritatea moleculelor organice. Deoarece tipul de legătură (singură, dublă, triplă) este asociat cu geometria, este posibil să se determine tipul de hibridizare a unui atom dat după natura legăturilor:

a) toate conexiunile sunt simple – sp 3 -hibridare;

b) o legătură dublă – sp 2 -hibridare;

c) o legătură triplă - hibridizare sp.

Hibridizarea este o operație mentală de transformare a orbitalilor atomici obișnuiți (cel mai favorabil din punct de vedere energetic) în noi orbitali, a căror geometrie corespunde geometriei determinate experimental a moleculelor.

Una dintre sarcinile chimiei este studiul structurii materiei, inclusiv elucidarea mecanismului de formare a diverșilor compuși din substanțe simple formate din atomi de unul. element chimic. Caracteristicile interacțiunii atomilor, mai precis, componentele lor încărcate diferit - învelișuri și nuclee electronice - sunt descrise ca diferite tipuri de legături chimice. Astfel, substanțele se formează prin legături covalente, pentru a descrie care în 1931 chimistul american L. Pauling a propus un model de hibridizare a orbitalilor atomici.

Conceptul de legătură covalentă

În cazurile în care procesul de interacțiune are ca rezultat formarea unei perechi de nori de electroni de valență comuni cu doi atomi, vorbim de o legătură covalentă. Ca urmare a apariției sale, se formează cea mai mică particulă dintr-o substanță simplă sau complexă - o moleculă.

Una dintre caracteristicile unei legături covalente este direcționalitatea sa - o consecință a formei sale complexe orbitalii de electroni p, d și f, care, fără a avea simetrie sferică, au o anumită orientare spațială. O altă caracteristică importantă a acestui tip de legătură chimică este saturația, cauzată de un număr limitat de nori externi - de valență - din atom. De aceea existența unei molecule, de exemplu, H 2 O, este posibilă, dar H 5 O nu este.

Tipuri de legături covalente

Se poate forma formarea de perechi de electroni partajate în diverse moduri. În mecanismul formării legăturilor covalente rol important joacă un rol în natura suprapunerii norilor și în simetria spațială a norului rezultat. Conform acestui criteriu, L. Pauling a propus să se distingă următoarele tipuri:

• Legătura sigma (σ) are cel mai mare grad de suprapunere de-a lungul axei care trece prin nucleele atomice. Aici densitatea norilor va fi maximă.
• Legătura pi (π) este formată prin suprapunere laterală, iar norul de electroni, în consecință, are cea mai mare densitate în afara axei care leagă nucleele.

Aceste caracteristici spațiale au mare valoareîn măsura în care se corelează cu parametrii energetici ai legăturii covalente.

Caracteristicile moleculelor poliatomice

Conceptul de hibridizare a fost introdus de Pauling pentru a explica una dintre caracteristicile legăturilor covalente din moleculele poliatomice. Se știe că legăturile formate de atomul central în astfel de molecule se dovedesc a fi identice ca caracteristici spațiale și energetice. Acest lucru are loc indiferent de ce orbitali (s, p sau d) sunt implicați în formarea unei perechi de electroni comune.

Un exemplu foarte convenabil și clar pentru a ilustra acest fenomen este atomul de carbon. Când intră într-o legătură chimică, un atom în stare excitată are 4 orbiti de valență: 2s, 2p x, 2p y și 2p z. Ultimele trei diferă de orbitalul 2s ca energie și formă. Cu toate acestea, într-o moleculă de, de exemplu, CH4 metan, toate cele patru legături sunt complet echivalente și au unghiuri de legătură de 109,5° (în timp ce orbitalii p sunt localizați la unghiuri de 90°). În alți compuși de carbon, apar unghiuri de legătură de 120° și 180°; în moleculele care conţin azot (amoniac NH 3) şi oxigen (apă H 2 O) aceste unghiuri sunt de 107,5° şi 104,5°. Apariția unor astfel de unghiuri de legătură necesita, de asemenea, explicații.

Esența fenomenului

Ideea de hibridizare este formarea de orbitali medii prin suprapunerea norilor de electroni diferite tipuri cu valori energetice apropiate - s, p, uneori d. Numărul de orbitali - hibrizi - rezultați corespunde numărului de nori suprapusi. Deoarece un orbital este probabilitatea determinantă de a găsi un electron într-un anumit punct al unui atom, un orbital hibrid este o suprapunere a funcțiilor de undă care apare ca urmare a tranzițiilor electronice atunci când atomul este excitat. Ea duce la apariția unor funcții de undă echivalente care diferă doar în direcție.

Orbitii hibrizi sunt echivalenti ca energie si au aceeasi forma sub forma unui opt tridimensional, care are o asimetrie puternica fata de nucleu. Se cheltuiește mai puțină energie pentru hibridizare decât este eliberată în timpul formării unei legături covalente puternice cu orbitalii hibrizi, prin urmare acest proces este favorabil energetic, adică cel mai probabil.

hibridizare orbitală și geometrie moleculară

Posibil diverse opțiuni suprapunerea (amestecarea) norilor de electroni externi într-un atom. Cele mai comune tipuri de suprapunere orbitală sunt:

• Sp 3 -hibridare. Această opțiune este implementată prin suprapunerea unui s- și a trei p-orbitali. Rezultatul sunt patru orbitali hibrizi, ale căror axe sunt direcționate pentru orice pereche la unghiuri de 109,5°, corespunzătoare respingerii reciproce minime a electronilor. Când acești orbitali intră în legături σ cu alți atomi, se formează o moleculă cu o configurație tetraedrică, de exemplu, metan, etan C 2 H 6 (o combinație de două tetraedre), amoniac, apă. Într-o moleculă de amoniac, una, și într-o moleculă de apă, două dintre vârfurile tetraedrului sunt ocupate de perechi de electroni singuri, ceea ce duce la o scădere a unghiului de legătură.
• Hibridizarea Sp 2 are loc atunci când un orbital s și doi p sunt combinați. În acest caz, cei trei orbitali hibrizi sunt localizați la unghiuri de 120° în același plan. De exemplu, moleculele de triclorura de bor BCl 3, care este utilizat în diverse tehnologii. Un alt exemplu, molecula de etilenă, se formează datorită unei legături π suplimentare între atomii de carbon, în care un orbital p este nehibrid și orientat perpendicular pe planul format din două triunghiuri.
• Hibridarea Sp are loc atunci când un orbital s și unul p se amestecă. Cei doi nori hibrizi sunt situati la un unghi de 180°, iar molecula are o configuratie liniara. Exemple sunt molecule de clorură de beriliu BeCl 2 sau acetilenă C 2 H 2 (în aceasta din urmă, doi orbitali p-carbon nehibrizi formează legături π suplimentare).

Sunt mai multe opțiuni complexe hibridizarea orbitalilor atomici: sp 3 d, sp 3 d 2 si altele.

Rolul modelului de hibridizare

Conceptul lui Pauling oferă o bună descriere calitativă a structurii moleculelor. Este convenabil și vizual și explică cu succes unele dintre caracteristicile compușilor covalenti, cum ar fi dimensiunea unghiurilor de legătură sau alinierea lungimii unei legături chimice. Cu toate acestea latura cantitativă Modelul nu poate fi considerat satisfăcător, deoarece nu permite realizarea multor predicții importante cu privire la efectele fizice asociate cu caracteristicile structurale ale moleculelor, de exemplu, spectrele fotoelectronilor moleculari. Autorul însuși al conceptului de hibridizare a remarcat deja deficiențele acestuia la începutul anilor 1950.

Cu toate acestea, în devenire idei moderneÎn structura materiei, modelul de hibridizare a orbitalilor atomici a jucat un rol important. Pe baza acestuia s-au dezvoltat concepte mai adecvate, de exemplu, teoria respingerii perechilor de electroni. Prin urmare, desigur, modelul de hibridizare a fost etapa importantaîn dezvoltarea chimiei teoretice și în descrierea unor aspecte ale structurii electronice a moleculelor, este destul de aplicabilă în prezent.

Să vorbim despre cum să determinăm tipul de hibridizare și să luăm în considerare, de asemenea, structura geometrică a moleculei.

Istoria termenului

La începutul secolului al XX-lea, L. Paulingle a propus o teorie a geometriei moleculelor cu legături covalente. Suprapunerea norilor de electroni a fost luată ca bază pentru formarea conexiunii. Metoda a ajuns să fie numită legături de valență. Cum se determină tipul de hibridizare a atomilor din compuși? Autorul teoriei a propus luarea în considerare a amestecului de orbitali hibrizi.

Definiţie

Pentru a înțelege cum să determinați tipul de hibridizare în compuși, să ne uităm la ce înseamnă acest termen.

Hibridizarea este amestecarea orbitalilor de electroni. Acest proces este însoțit de distribuția energiei în ele și de o schimbare a formei lor. În funcție de cantitatea de orbitali s și p amestecați, tipul de hibridizare poate fi diferit. În compușii organici, un atom de carbon poate exista în starea sp, sp2, sp3. Există și forme mai complexe în care, pe lângă sp, sunt implicați orbitalii d.

Reguli de identificare a substanțelor anorganice din molecule

Varianta de hibridizare poate fi identificată pentru compușii cu o legătură chimică covalentă care au tipul AVP. A este atomul principal, B este ligand, n este un număr de la doi sau mai mare. Într-o astfel de situație, doar orbitalii de valență ai atomului principal vor intra în hibridizare.

Metode de determinare

Să vorbim mai detaliat despre cum să determinăm tipul de hibridizare. În sens chimic, acest termen implică o schimbare a energiei și formei orbitalilor. Un proces similar este observat în cazurile în care electronii care îi aparțin diverse tipuri.

Pentru a înțelege cum să determinați tipul de hibridizare, luați în considerare o moleculă de metan. Această substanță este primul reprezentant al seriei omoloage de hidrocarburi saturate (saturate). În spațiu, molecula CH4 este un tetraedru. Un singur atom de carbon formează legături cu hidrogenii care sunt similare ca energie și lungime. Pentru a forma astfel de nori hibrizi, se folosesc trei electroni p și un electron es.

Cei patru nori se amestecă și apar patru specii identice (hibride), în formă de opt neregulat. Acest tip de hibridizare se numește sp3. Toate hidrocarburile, care conțin doar legături simple (single), se caracterizează tocmai prin acest tip de hibridizare a atomului de carbon. Unghiul de legătură este de 109 grade 28 minute.

Să continuăm conversația despre cum să determinăm tipul de hibridizare. Exemple din seria de etilenă oferă o perspectivă asupra hibridizării sp2. De exemplu, într-o moleculă de etilenă, din patru, doar trei sunt folosite pentru a forma o legătură chimică. Electronul p nehibrid rămas formează o legătură dublă.

Acetilena este cel mai simplu reprezentant al clasei SpN2n-2. O caracteristică specială a acestei clase de hidrocarburi este prezența unei legături triple. Din cei patru electroni de valență ai unui atom de carbon, doar doi își schimbă forma și energia, devenind hibrizi. Cei doi electroni rămași participă la formarea a două legături duble, determinând natura nesaturată a acestei clase de compuși organici.

Concluzie

Având în vedere problema organică și hibridizare, hibridizarea este luată în considerare în acest caz, energia și forma lor sunt aliniate. Un electron situat în apropierea nucleului unui atom legat este caracterizat de un set de orbitali care au aceleași informații. Informațiile despre tipul de hibridizare fac posibilă evaluarea proprietăților chimice ale unei substanțe.

Legăturile covalente sunt cele mai comune în lumea substanțelor organice, se caracterizează prin saturație, polarizabilitate și direcționalitate în spațiu.

Saturația unei legături covalente constă în faptul că numărul de perechi de electroni comuni pe care le poate forma un anumit atom este limitat. Din acest motiv, compușii covalenti au o compoziție strict definită. Prin urmare, de exemplu, există molecule H2, N2, CH4, dar nu există molecule H3, N4, CH5.

Polarizabilitatea unei legături covalente constă în capacitatea moleculelor (și a legăturilor individuale din ele) de a-și schimba polaritatea sub influența unui câmp electric extern - de a polariza.

Ca urmare a polarizării, moleculele nepolare pot deveni polare, iar moleculele polare pot deveni și mai polare, până la ruperea completă a legăturilor individuale cu formarea de ioni:

Direcționalitatea legăturii covalente se datorează faptului că norii p, d și f sunt orientați într-un anumit mod în spațiu. Direcția unei legături covalente afectează forma moleculelor de substanțe, dimensiunile acestora, distanțele interatomice, unghiul de legătură, adică geometria moleculelor.

O înțelegere mai completă a formei moleculelor de organice și substanțe anorganice poate fi alcătuit pe baza ipotezei hibridizării orbitalilor atomici. A fost propus de L. Pauling (SUA) să explice ce a fost stabilit folosind metode fizice studiile substanțelor, faptul echivalenței tuturor legăturilor chimice și aranjarea lor simetrică față de centrul moleculelor CH 4, BF 3, BeCl 2. În fiecare caz, formarea legăturilor σ din atomul central (C, B, Be) trebuia să implice electroni aflați în stări diferite (s și p), deci nu puteau fi echivalenti. Teoria s-a dovedit a fi incapabilă să explice faptele a apărut o contradicție, care a fost rezolvată cu ajutorul unei noi ipoteze. Acesta este unul dintre exemplele care arată calea dezvoltării cunoașterii umane a lumii înconjurătoare, posibilitatea pătrunderii tot mai profunde în esența fenomenelor.

Ai fost introdus în ipoteza hibridizării orbitalilor atomici în cursul chimiei organice folosind exemplul atomului de carbon. Să vă reamintim acest lucru din nou.

Când se formează o moleculă de metan CH4, atomul de carbon trece de la starea fundamentală la cea excitată:

Stratul electronic exterior al atomului de carbon excitat conține un electron s și trei electroni p nepereche, care formează patru legături σ cu patru electroni s de atomi de hidrogen. Ar trebui de așteptat ca trei Conexiuni S--N, format din cauza împerecherii a trei electroni p ai unui atom de carbon cu trei electroni s a trei atomi de hidrogen (legătură s-p σ), ar trebui să difere de a patra legătură (s-s) ca putere, lungime și direcție. Un studiu al densității electronilor în moleculele de metan arată că toate legăturile din molecula sa sunt echivalente și îndreptate către vârfurile tetraedrului (Fig. 10). Conform ipotezei hibridizării orbitalilor atomici, patru legături covalente Moleculele de metan nu se formează cu participarea norilor s- și p „puri” ai atomului de carbon, ci cu participarea așa-numitelor nori de electroni echivalenti, hibrizi, medii.

Orez. 10. Modelul cu bile și baston al moleculei de metan

Conform acestui model, numărul de orbitali atomici hibrizi este egal cu numărul orbitalilor „puri” originali. Norii hibrizi corespunzători au o formă geometrică mai favorabilă decât norii s și p. densitatea lor electronică este distribuită diferit, ceea ce asigură o suprapunere mai completă cu norii s de atomi de hidrogen decât ar fi cazul s- și „puri”; p-nori.

În molecula de metan și în alcani, precum și în toate moleculele compușilor organici, la locul unei singure legături, atomii de carbon sunt într-o stare de hibridizare sp 3, adică la atomul de carbon, un s- și trei norii p-atomici au suferit hibridizare și s-au format patru hibrizi identici sp 3 -orbitali atomici ai norului.

Ca urmare a suprapunerii celor patru nori hibrizi sp 3 corespunzători ai atomului de carbon cu norii s ai patru atomi de hidrogen, se formează o moleculă de metan tetraedrică cu patru legături σ identice situate la un unghi de 109°28" (Fig. 11).

Orez. 11.
Scheme de hibridizare sp 3 a norilor de electroni de valență (a) și formarea de legături într-o moleculă de metan (b)

Acest tip de hibridizare atomică și, în consecință, structura tetraedrică vor caracteriza și moleculele de compuși ai analogului de carbon - siliciu: SiH 4, SiCl 4.

În timpul formării moleculelor de apă și amoniac are loc și hibridizarea sp 3 a orbitalilor atomici de valență ai atomilor de oxigen și azot. Totuși, dacă atomul de carbon are toți cei patru nori hibrizi sp 3 ocupați de perechi de electroni obișnuiți, atunci atomul de azot are un nor sp 3 ocupat de o pereche de electroni singură, iar atomul de oxigen are deja doi nori sp 3 ocupați de aceștia (Fig. . 12).

Orez. 12.
Forme ale moleculelor de amoniac, apă și fluorură de hidrogen

Prezența perechilor de electroni singuri duce la o scădere a unghiurilor de legătură (Tabelul 8) în comparație cu cele tetraedrice (109°28").

Tabelul 8
Relația dintre numărul de perechi de electroni singuri și unghiul de legătură în molecule

sp 3 -Hibridizarea se observă nu numai pentru atomii din substanțele complexe, ci și pentru atomii din substanțele simple. De exemplu, în atomi de o astfel de modificare alotropică a carbonului ca diamantul.

În moleculele unor compuși de bor are loc hibridizarea sp 2 a orbitalilor atomici de valență ai atomului de bor.

Pentru un atom de bor în stare excitată, un orbital s- și doi p-orbitali participă la hibridizare, rezultând în formarea a trei orbitali hibrizi sp 2, axele norilor hibrizi corespunzători sunt situate în plan la un unghi de 120°; unul față de celălalt (fig. 13).

Orez. 13.
Scheme de 8р 2 -hibridare și localizare a norilor sp 2 în spațiu

Prin urmare, moleculele unor astfel de compuși, de exemplu BF3, au forma unui triunghi plat (Fig. 14).

Orez. 14.
Structura moleculei BF3

În compușii organici, după cum știți, hibridizarea sp 2 este caracteristică atomilor de carbon din moleculele de alchenă la locul dublei legături, ceea ce explică structura plană a acestor părți ale moleculelor, precum și moleculele dienelor și arenelor. sp 2 -Hibridizarea este de asemenea observată la atomii de carbon și într-o astfel de modificare alotropică a carbonului precum grafitul.

În moleculele unor compuși de beriliu se observă hibridizarea sp a orbitalilor de valență ai atomului de beriliu în stare excitată.

Doi nori hibrizi sunt orientați unul față de celălalt la un unghi de 180° (Fig. 15) și, prin urmare, molecula de clorură de beriliu BeCl 2 are o formă liniară.

Orez. 15.
Scheme de hibridizare sp și localizarea norilor sp în spațiu

Un tip similar de hibridizare a orbitalilor atomici există pentru atomii de carbon din alchine - hidrocarburi din seria acetilenei - la locul legăturii triple.

Această hibridizare a orbitalilor este caracteristică atomilor de carbon într-o altă modificare alotropică a acesteia - carbina:

Tabelul 9 prezintă tipurile de configurații geometrice ale moleculelor corespunzătoare anumitor tipuri de hibridizare a orbitalilor atomului central A, ținând cont de influența numărului de perechi de electroni liberi (nelegatori).

Tabelul 9
Configurații geometrice ale moleculelor corespunzătoare diferitelor tipuri de hibridizare a orbitalilor electronilor exteriori ai atomului central

Întrebări și sarcini pentru § 7

1. În molecule compuși cu hidrogen carbon, azot și oxigen, ale căror formule sunt CH 4, NH 3 și H 2 O, orbitalii de valență ai atomilor centrali ai nemetalelor sunt în stare de hibridizare sp 3, dar unghiurile de legătură dintre legături sunt diferite - 109°28 "107°30" și 104°27 " în consecință. Cum se poate explica acest lucru?
2. De ce grafitul este conductor de electricitate și nu diamantul?
3. Ce formă geometrică vor avea moleculele a două fluoruri - bor și azot (BF 3 și, respectiv, NF 3)? Dați un răspuns motivat.
4. Molecula de fluorură de siliciu SiF 4 are o structură tetraedrică, iar molecula de clorură de brom BCl 3 are o formă de triunghi - plană. De ce?