Головна Фрукти-ягоди Гібридизація атомних орбіталей та геометрія молекул. Гібридизація орбіталей

Гібридизація атомних орбіталей та геометрія молекул. Гібридизація орбіталей

У 1930 р. Слейтером і Л. Полінгом була розвинена теорія утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекриття електронних орбіталей - метод валентних зв'язків. В основі цього методу лежить метод гібридизації, який описує утворення молекул речовин за рахунок змішування гібридних орбіталей (змішуються не електрони, а орбіталі).

ВИЗНАЧЕННЯ

Гібридизація- Змішування орбіталей і вирівнювання їх за формою та енергії. Так, при змішуванні s-і p-орбіталей отримуємо тип гібридизації sp, s-і 2-х p-орбіталей - sp 2, s-і 3-х p-орбіталей - sp 3 . Існують інші типи гібридизації, наприклад, sp 3 d, sp 3 d 2 і більш складні.

Визначення типу гібридизації молекул із ковалентним зв'язком

Визначити тип гібридизації можна тільки для молекул з ковалентним зв'язком типу АВ n , де n більше або дорівнює двом, А - центральний атом, В - ліганд. У гібридизацію вступають лише валентні орбіталі центрального атома.

Визначимо тип гібридизації з прикладу молекули BeH 2 .

Спочатку записуємо електронні конфігурації центрального атома та ліганду, малюємо електронно-графічні формули.

Атом берилію (центральний атом) має вакантні 2p-орбіталі, тому щоб прийняти по одному електрону від кожного атома водню (ліганд) для утворення молекули BeH 2 йому необхідно перейти в збуджений стан:

Утворення молекули BeH 2 відбувається за рахунок перекриття валентних орбіталей атома Be

* червоним кольором позначені електрони водню, чорним – берилію.

Тип гібридизації визначають за тим, які орбіталі перекрилися, тобто молекула BeH 2 знаходиться в sp - гібридизації.

Крім молекул складу AB n методом валентних зв'язків можна визначити тип гібридизації молекул з кратними зв'язками. Розглянемо з прикладу молекули етилену C 2 H 4 . У молекулі етилену кратна подвійна зв'язок, яка утворена і зв'язками. Щоб визначити гібридизацію, записуємо електронні конфігурації та малюємо електронно-графічні формули атомів, що входять до складу молекули:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

У атома вуглецю є ще одна вакантна p-орбіталь, отже, щоб прийняти 4 атоми водню, йому необхідно перейти в збуджений стан:

Одна p-орбіталь необхідна для утворення зв'язку (виділена червоним кольором), оскільки зв'язок утворюється за рахунок перекривання «чистих» (негібридних) p — орбіталей. Інші валентні орбіталі йдуть у гібридизацію. Таким чином, етилен знаходиться в гібридизації sp 2 .

Визначення геометричної структури молекул

Геометричну структуру молекул, а також катіонів та аніонів складу АВ n можна за допомогою методу Гіллеспі. В основі цього – валентні пари електронів. На геометричну структуру впливають як електрони, що у освіті хімічного зв'язку, а й неподілені електронні пари. Кожну неподілену пару електронів методом Гіллеспі позначають Е, центральний атом – А, ліганд – У.

Якщо неподілених електронних пар немає, склад молекул може бути АВ 2 (лінійна структура молекули), АВ 3 (структура плоского трикутника), АВ4 (тетраедрична структура), АВ 5 (структура тригональної біпіраміди) і АВ 6 (октаедрична структура). Від базисних структур можна отримати похідні, якщо замість ліганду з'являється неподілена електронна пара. Наприклад: АВ3Е (пірамідальна структура), АВ2Е2 (кутова структура молекули).

Щоб визначити геометричну структуру (будову) молекули, необхідно визначити склад частинки, для чого обчислюють кількість неподілених електронних пар (НЕП):

НЕП = (загальна кількість валентних електронів - число електронів, що пішли на освіту зв'язку з лігандами) / 2

На зв'язок з H, Cl, Br, I, F йде по 1-му електрону від А, на зв'язок з O - по 2 електрони, а на зв'язок з N - по 3 електрони від центрального атома.

Розглянемо з прикладу молекули BCl 3 . Центральний атом - B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

НЕП = (3-3)/2 = 0, отже неподілених електронних пар немає і молекула має структуру АВ 3 – плоский трикутник.

Детально геометрична будова молекул різного складу представлена у табл. 1.

Таблиця 1. Просторова будова молекул

Формула молекули	Тип гібридизації	Тип молекули	Геометрія молекули
			лінійна
			трикутна

			тетраедр
			тригональна піраміда

			тригональна біпіраміда
			дисфеноїд
			Т-подібна
			лінійна

			квадратна піраміда

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте за допомогою методу валентних зв'язків тип гібридизації молекули метану (CH 4) та його геометричну структуру за методом Гіллеспі
Рішення	6 З 2s 2 2s 2 2p 2

sp-гібридизація має місце, наприклад, при утворенні галогенідів Be, Zn, Co та Hg (II). У валентному стані всі галогеніди металів містять на відповідному енергетичному рівні s та p-неспарені електрони. При утворенні молекули одна s-і одна р-орбіталь утворюють дві гібридні sp-орбіталі під кутом 180 про.

Рис.3 sp-гібридні орбіталі

Експериментальні дані показують, що всі галогеніди Be, Zn, Cd і Hg (II) лінійні та обидва зв'язки мають однакову довжину.

sp 2 -гібридизація

В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і двох p-орбіталей утворюються три гібридні sp 2 -орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 один до одного. Така, наприклад, конфігурація молекули BF3:

Рис.4 sp 2 -гібридизація

sp 3 -гібридизація

sp 3 -гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі та трьох

р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp 3 -орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109,5 про. Гібридизація проявляється в повній рівноцінності зв'язків атома вуглецю з іншими атомами в сполуках, наприклад, CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 та ін.

Рис.5 sp 3 -гібридизація

Якщо всі гібридні орбіталі пов'язані з однаковими атомами, зв'язки нічим не відрізняються один від одного. В інших випадках трапляються невеликі відхилення від стандартних валентних кутів. Наприклад, у молекулі води H 2 O кисень - sp 3 -гібридний, знаходиться в центрі неправильного тетраедра, у вершини якого "дивляться" два атоми водню та дві неподілені пари електронів (рис. 2). Форма молекули кутова, якщо дивитися центрами атомів. Валентний кут HОН становить 105 про, що досить близько до теоретичного значення 109 про.

Рис.6 sp 3 -гібридизація атомів кисню та азоту в молекулах а) H 2 O і б) NCl 3 .

Якби не відбувалося гібридизації (“вирівнювання”) зв'язків O-H), валентний кут HOH дорівнював би 90°, тому що атоми водню були б приєднані до двох взаємно перпендикулярних р-орбіталів. У цьому випадку наш світ виглядав би, мабуть, зовсім інакше.

Теорія гібридизації пояснює геометрію молекули аміаку. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей азоту утворюються чотири гібридні орбіталі sp 3 . Конфігурація молекули являє собою спотворений тетраедр, в якому три гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, а четверта з парою електронів – ні. Кути між зв'язками N-Hне рівні 90 про як у піраміді, але й не рівні 109,5 про відповідні тетраедру.

Рис.7 sp 3 - гібридизація в молекулі аміаку

При взаємодії аміаку з іоном водню внаслідок донорно-акцепторної взаємодії утворюється іон амонію, конфігурація якого є тетраедр.

Гібридизація пояснює також відмінність кута між зв'язками О-Ну кутовій молекулі води. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей кисню утворюються чотири гібридних орбіталі sp 3 з яких тільки дві беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, що призводить до спотворення кута, що відповідає тетраедру.

Рис.8 sp 3 -гібридизація в молекулі води

У гібридизацію можуть включатися не тільки s-і р-, але і d-і f-орбіталі.

При sp 3 d 2 -гібридизації утворюється 6 рівноцінних хмар. Вона спостерігається в таких сполуках як 4-, 4-. У цьому молекула має конфігурацію октаедра.

Sp2-гібридизація

Рис.4 sp 2 -гібридизація

sp 3 -гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі та трьох

Рис.5 sp 3 -гібридизація

Рис.6 sp 3 -гібридизація атомів кисню та азоту в молекулах а) H 2 O і б) NCl 3 .

Якби не відбувалося гібридизації (“вирівнювання” зв'язків O-H), валентний кут HOH дорівнював би 90°, тому що атоми водню були б приєднані до двох взаємно перпендикулярних р-орбіталів. У цьому випадку наш світ виглядав би, мабуть, зовсім інакше.

Теорія гібридизації пояснює геометрію молекули аміаку. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей азоту утворюються чотири гібридні орбіталі sp 3 . Конфігурація молекули являє собою спотворений тетраедр, в якому три гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, а четверта з парою електронів – ні. Кути між зв'язками N-H не рівні 90 про як у піраміді, але й не рівні 109,5 про відповідні тетраедру.

Рис.7 sp 3 - гібридизація в молекулі аміаку

Гібридизація пояснює також відмінність кута між зв'язками О-Н у кутовій молекулі води. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей кисню утворюються чотири гібридних орбіталі sp 3 з яких тільки дві беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, що призводить до спотворення кута, що відповідає тетраедру.

Рис.8 sp 3 -гібридизація в молекулі води

У гібридизацію можуть включатися не тільки s-і р-, але і d-і f-орбіталі.

При sp 3 d 2 -гібридизації утворюється 6 рівноцінних хмар. Вона спостерігається в таких сполуках як 4-, 4-. При цьому молекула має конфігурацію октаедра:

Мал. 9 d 2 sp 3 -гібридизація в іоні 4-

Уявлення про гібридизацію дають можливість зрозуміти такі особливості будови молекул, які не можуть бути пояснені іншим способом.

Гібридизація атомних орбіталей (АТ) призводить до усунення електронної хмари у напрямку утворення зв'язку з іншими атомами. Через війну області перекриття гібридних орбіталей виявляються більше, ніж чистих орбіталей і міцність зв'язку збільшується.

sp3-гібридизація

sp 3 -Гібридизація - гібридизація, в якій беруть участь атомні орбіталі одного s- і трьох p-Електронів (рис. 1).

Мал. 1. Освіта sp 3-гібридних орбіталей

Чотири sp 3-гібридні орбіталі симетрично орієнтовані у просторі під кутом 109°28" (рис. 2).

Модель атома з sp 3-гібридними орбіталями

Просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями - тетраедр

Тетраедрична просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями

гібридизація атом орбіталь вуглець

Приклади сполук, для яких характерна sp 3-гібридизація: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Також, sp 3 -гібридизація спостерігається у всіх граничних вуглеводнях (алкани, циклоалкани) та інших органічних сполуках: CH 4 , C 5 H 12 , C 6 H 14 , C 8 H 18 та ін. Загальна формула алканів: C n H 2n+2 . Загальна формула циклоалканів: CnH2n. У граничних вуглеводнях всі хімічні зв'язки одинарні, тому між гібридними орбіталями цих сполук можливо тільки у-перекривання.

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.

Атомна орбіталь- це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара - це область простору, в якій з ймовірністю може бути виявлений електрон.

Для узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронній формулі атома (наприклад, для вуглецю 6 С - 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні

На другому енергетичному рівні крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х , 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

Форма та орієнтація р-електронних орбіталей

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакової форми. Так, у граничних вуглеводнях поєднуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3-орбіталей:

Це - sр 3-гібридизація.

Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Чотири sp 3 -гібридні орбіталі атома вуглецю

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. При цьому осі чотирьох sр 3-гібридних орбіталейвиявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).

Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ".

Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися орбіталями інших атомів. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма () - зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Схема перекривання електронних хмар у молекулі етану

Усього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 3-гібридизації існує sр 2 - і sр-Гібридизація.

sр 2 -Гібридизація- змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина – під площиною.

Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язуючі орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів.

Орбіталі (три sp 2 і одна р) атома вуглецю в sp 2 -гібридизації

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі()-зв'язком.

Освіта-зв'язки

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.

sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно до напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Атомні орбіталі (дві sp і дві р) вуглецю в стані sp-гібридизації

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.

Електронна будова атома вуглецю

Вуглець, що входить до складу органічних сполук, проявляє постійну валентність. На останньому енергетичному рівні атома вуглецю міститься 4 електрони, два з яких займають 2s-орбіталь, що має сферичну форму, а два електрони займають 2р-орбіталі, що мають гантелеподібну форму. При збудженні один електрон із 2s-орбіталі може переходити на одну з вакантних 2р-орбіталей. Цей перехід потребує деяких енергетичних витрат (403 кДж/моль). В результаті збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони і його електронна конфігурація виражається формулою 2s1 2p3 .

Атом вуглецю в збудженому стані здатний утворювати 4 ковалентні зв'язки за рахунок 4 власних неспарених електронів і 4 електронів інших атомів. Так, у разі вуглеводню метану (СН4) атом вуглецю утворює 4 зв'язки з s-електронами атомів водню. При цьому мали б утворюватися 1 зв'язок типу s-s(між s-електроном атома вуглецю та s-електроном атома водню) та 3 p-s-зв'язку (між 3 р-електронами атома вуглецю та 3 s-електронами 3-х атомів водню). Звідси випливає висновок про нерівноцінність чотирьох ковалентних зв'язків, утворених атомом вуглецю. Однак, практичний досвід хімії свідчить про те, що всі 4 зв'язки в молекулі метану абсолютно рівноцінні, а молекула метану має тетраедричну будову з валентними кутами 109 °, чого не могло бути при нерівноцінності зв'язків. Адже лише орбіталі р-електронів орієнтовані у просторі по взаємноперпендикулярним осям x, y, z, а орбіталь s-електрона має сферичну форму, тому напрям освіти зв'язку з цим електроном було б довільним. Пояснити це протиріччя змогла теорія гібридизації. Л.Поллінг висловив припущення, що у будь-яких молекулах немає ізольованих друг від друга зв'язків. При утворенні зв'язків орбіталі всіх валентних електронів перекриваються. Відомо кілька типів гібридизації електронних орбіталей. Передбачається, що в молекулі метану та інших алканів до гібридизації вступає 4 електрони.

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизація орбіталей - це зміна форми та енергії деяких електронів при утворенні ковалентного зв'язку, що призводить до більш ефективного перекривання орбіталей та підвищення міцності зв'язків. Гібридизація орбіталей відбувається завжди, коли у освіті зв'язків беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей. 1. sp 3 -гібридизація (перший валентний стан вуглецю). При sp3 -гібридизації 3 р-орбіталі і одна s-орбіталь збудженого атома вуглецю взаємодіють таким чином, що виходять орбіталі абсолютно однакові за енергією і симетрично розташовані в просторі. Це перетворення можна записати так:

s + px + py + pz = 4sp3

При гібридизації загальна кількість орбіталей не змінюється, а змінюється лише їх енергія та форма. Показано, що sр3-гібридизація орбіталі нагадують об'ємну вісімку, одна з лопатей якої значно більша за іншу. Чотири гібридні орбіталі витягнуті від центру до вершин правильного тетраедра під кутами 109,50. Зв'язки утворені гібридними електронами (наприклад зв'язок s-sp 3) міцніші, ніж зв'язки, що здійснюються негібридизованими р-електронами (наприклад, зв'язок-s-p). оскільки гібридна sp3 -орбіталь забезпечує більшу площу перекривання електронних орбіталей, ніж негібридизована р-орбіталь. Молекули, в яких здійснюється sp3 – гібридизація мають тетраедричну будову. До них, крім метану, належать гомологи метану, неорганічні молекули типу аміаку. На малюнках показано гібридизовану орбіталь і тетраедричну молекулу метану. Хімічні зв'язки, що виникають у метані між атомами вуглецю та водню відносяться до типу 2 у-зв'язків (sp3-s-зв'язок). Взагалі, будь-яка сигма-зв'язок характеризується тим, що електронна щільність двох зв'язаних між собою атомів, перекривається по лінії, що з'єднує центри (ядра) атомів. зв'язки відповідають максимально можливого ступеня перекривання атомних орбіталей, тому вони досить міцні. 2. sp2 -гібридизація (другий валентний стан вуглецю). Виникає внаслідок перекривання однієї 2s та двох 2р орбіталей. Sp2-гібридні орбіталі, що утворилися, розташовуються в одній площині під кутом 1200 один до одного, а негібридизована р-орбіталь перпендикулярно до неї. Загальна кількість орбіталей не змінюється – їх чотири.

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

Стан sp2-гібридизації зустрічається в молекулах алкенів, в карбонільній та карбоксильній групах, тобто. у з'єднань, що мають у своєму складі подвійний зв'язок. Так, в молекулі етилену гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 3 у-зв'язку (два зв'язки типу sp 2 -s між атомом вуглецю і атомами водню і один зв'язок типу sp 2 -sp 2 між атомами вуглецю). Р-електрон одного атома вуглецю, що залишився негібридизованим, утворює р-зв'язок з негібридизованим р-електроном другого атома вуглецю. Характерною особливістюр-зв'язку є те, що перекриття орбіталей електронів йде поза лінією, що з'єднує два атоми. Перекривання орбіталей йде вище і нижче у зв'язку, що з'єднує обидва атоми вуглецю. Таким чином подвійний зв'язок є комбінацією у-і р-зв'язків. На перших двох малюнках показано, що в молекулі етилену валентні кути між атомами, що утворюють молекулу етилену, становлять 1200 (відповідно до орієнтації з простором трьох sp2 - гібридних орбіталей). На третьому та четвертому малюнках показано утворення р-зв'язку. етилен (освіта у-зв'язків) етилен (освіта пі-зв'язку) Оскільки площа перекриття негібридизованих р-орбіталей в р-зв'язках менше, ніж площа перекриття орбіталей в у-зв'язках, то р-зв'язок менш міцна, ніж у-зв'язок і легше розривається в хімічних реакціях. 3. sp-гібридизація (третій валентний стан вуглецю). У стані sр-гібридизації атом вуглецю має дві sр-гібридні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 1800 один до одного і дві негібридизовані р-орбіталі розташовані у двох взаємно перпендикулярних площинах. sр-Гібридизація характерна для алкінів та нітрилів, тобто. для з'єднань, що мають у своєму складі потрійний зв'язок.

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

Так, у молекулі ацетилену валентні кути між атомами становлять 1800 . Гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 2 у-зв'язку (один зв'язок sp-s між атомом вуглецю і атомом водню та інший зв'язок типу sp-sp між атомами вуглецю. Два негібридизовані р-електрони одного атома вуглецю утворюють два р-зв'язки з негібридизованими р-електронами другого атома вуглецю. Перекриття орбіталей р-електронів йде не тільки вище і нижче у зв'язку, але і спереду і ззаду, а сумарна хмара р-електронів має циліндричну форму Таким чином потрійний зв'язок є комбінацією одного у зв'язку .Наявність у молекулі ацетилену менш міцних двох р-зв'язків, забезпечує здатність цієї речовини вступати в реакції приєднання з розривом потрійного зв'язку.

Висновок: sp3-гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp3-орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109°.

1) sp – або q 2 –гібридизація характерна, коли в освіті зв'язку бере участь 1 sі 1 p-електрон.

Мал. 16. Схема sp –гібридизації

Молекула має лінійну будову типу AB 2 .

2) sp 2 – або q 3 –гібридизація. Гібридні хмари розташовуються під кутом 1200 в одній площині (рис. 17).

При утворенні гібридної хмари бере участь один sі

2 pелектрону.

Мал. 17. Схема sp 2 -гібридизації

Наприклад, молекула BCl 3

Молекула має форму плоского трикутника.

3) sp 3 – q 4 –гібридизація здійснюється за рахунок одного sта трьох p –електронних хмар. Хмари при цьому типі гібридизації розташовуються підлогою кутом 109 0 28 ¢ (рис. 18). 4 гібридні хмари направлені з центру правильного тетраедра до його вершин. Прикладом такої молекули може бути CH 4, CCl 4.

Мал. 18. Схема sp 3- Гібридизації

Крім розглянутих можливі інші типи гібридизації валентних орбіталей і відповідні їм типи просторової конфігурації молекул. Комбінація однієї s –трьох p - і однієї d –орбіталей призводить до sp 3 d –гібридизації. Це відповідає орієнтації п'яти sp 3 d –гібридних орбіталей до вершин тригональної біпіраміди В разі sp 3 d 2- гібридизації шість sp 3 d 2гібридних орбіталей орієнтуються до вершин октаедра. Орієнтація семи орбіталей до вершин пентагональної біпіраміди відповідає sp 3 d 3(або sp 3 d 2 f) – гібридизації валентних орбіталей центрального атома молекули.

Отже, спрямованість хімічних зв'язків визначає просторову конфігурацію молекул.

Розглянемо ще можливі типи виникаючих молекул.

Молекули типу AA чи AB.До цього типу відносяться молекули, утворені двома однаковими або різними атомами, між якими виникає одна одинарна ( s -сигма) зв'язок, остання може бути утворена за рахунок взаємодії двох s –електронів, по одному від кожного атома ( s¢ - s¢), двох p –електронів ( p¢ - p¢) або двох електронів змішаного типу ( s¢ - p¢) (рис. 19). Такі зв'язки виникають між атомами елементів, що мають один s –або p –електрон: водень, елементи групи IA(лужні метали) та групи VIIA(Галогени). Молекули цього типу мають лінійну форму, наприклад,
H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , Zi 2 , Na 2 , K 2 , HClта ін.

Мал. 19. Перекривання s-і p-орбіталей

з освітою s -зв'язку

Молекули типу AB2, AB3.Вони утворюються за рахунок взаємодії двох p –електронів атома Уі s –електронів двох атомів A. Два непарні p-електрони характерні для атомів елементів VI Агрупи, тобто. для кисню та його аналогів (халькогенів).

Електронні хмари p-електронів розташовуються відносно один одному під кутом 90 0 координатними осями xі y.

Мал. 20. Перекривання орбіталей у молекулі води

Наприклад, у молекулі H 2 O(рис. 20) перекриття хмар s –електронів з хмарами p –електронів відбувається в місці, позначеному штрихуванням, а тому хімічні зв'язки мають бути спрямовані під кутом 90 º. Такі молекули називаються кутовими.Однак згідно з експериментальними даними значно частіше зустрічаються молекули з іншим значенням валентного кута. Наприклад, молекула води має валентний кут 104,5º. однією з причин цього явища, згідно з теорією валентних зв'язків є наявність у центрального атома незв'язувальних електронних пар. Спотворення валентних кутів у цьому випадку викликається взаємним відштовхуванням зв'язувальних та незв'язувальних електронних пар центрального атома. При цьому слід врахувати, що хмара зв'язувальної електронної пари (локалізованої між двома атомами) займає менше місця, ніж хмара незв'язувальної електронної пари, тому найбільшою мірою відштовхування проявляється між парами, що не зв'язують, дещо менший ефект відштовхування між парою, що не зв'язує, і, нарешті, менша відштовхування між сполучними електронними парами. Це видно на прикладі будови молекул метану, аміаку та води. Центральні атоми цих молекул утворюють хімічні зв'язки за рахунок електронів s p 3 -гібридні орбіталі припадає чотири електрони

Це визначає утворення чотирьох зв'язків C – Hта розташування атомів водню молекули метану CH 4у вершинах тетраедра (рис. 21)

Мал. 21. Перекривання орбіталей у молекулі метану

У атома азоту на чотири sp 3 -гібридних орбіталі припадає п'ять електронів:

Отже, одна пара електронів виявляється незв'язуючої і займає одну з sp 3 –орбіталей, спрямованих до вершин тетраедра. Внаслідок відштовхувальної дії незв'язувальної електронної пари валентний кут у молекулі аміаку H 3 Nвиявляється менше тетраедричного і становить < HNH = 107,3º .

Тепер ясно, що з розгляді молекули води кут валентний може бути ще менше, тобто. у атома кисню на 4 sp 3- Гібридні орбіталі припадає шість електронів тобто. дві sp 3 –гібридні орбіталі займають незв'язувальні електронні пари. Відштовхувальні дії двох

незв'язуючих пар виявляється більшою мірою. Тому валентний кут спотворюється проти тетраедричного ще сильніше і в молекулі води H 2 Oскладає < HOH = 104º,5¢ . Зі збільшенням числа електронів центрального атома, що не зв'язують, змінюється і просторова конфігурація молекул (табл. 7). Так, якщо молекула має форму правильного тетраедра з атомом вуглецю в центрі, то у разі молекули H 3 Nможна вважати, що одна з вершин тетраедра зайнята електронною парою, що не зв'язує, і молекула має форму тригональної піраміди. У молекулі H 2 Oдві вершини тетраедра зайняті електронними парами, а сама молекула має кутову. V-образну форму.

тетраедр тригональна кутова

тип АВ 4піраміда тип АВ 2 (А 2 В)

СН 4тип АВ 3 NH 3 H 2 O

Полярність зв'язку.Зв'язок між атомами різних електронів завжди більш менш полярна. Це визначається різницею розмірів і електронегативностей атомів. Наприклад, у молекулі хлориду водню HClзв'язувальна електронна хмара зміщена у бік більш негативного атома хлору. Внаслідок цього заряд ядра водню не компенсується, але в атомі хлору електронна щільність стає надлишкової проти зарядом ядра.

Таблиця 7

Просторова конфігурація молекул ABn

Тип гібри-диза-ції	Число електронних пар атома A	Тип моле-кули	Просторова конфігурація	Приклади
Зв'язувальних	Незв'язуючих
sp			AB 2	лінійна	BeCl 2 (г) CO 2
sp 2			AB 3 AB 2	трикутна кутова	BCl 3 CO 3
sp 3			AB 4	тетраедрична	CCl 4 , BH ,NH
			AB 3 AB 2	тригональнопермідальна кутова	H 3 N, H 3 P H 2 O
sp 3 d 1			AB 5	тригонально-біпірамідальна	PF 5 , SbCl 5

Іншими словами, атом водню в HClпозитивно поляризований, а атом хлору негативно; на атомі водню виникає позитивний заряд, але в атомі хлору – негативний. Цей заряд d -називають ефективним, його можна встановити експериментально. Згідно з наявними даними, еф-

ефективний заряд на атомі водню молекули HClскладає d H = +0,2, а на атомі хлору d Cl = -0,2абсолютного заряду електрона.

Таким чином, за ступенем усунення (поляризації) сполучної електронної хмари зв'язок може бути неполярною, полярноюабо іонної.Неполярний та іонний зв'язки являють собою крайні випадки полярного зв'язку.

Неполярні та полярні молекули.У неполярних молекулах центри тяжкості позитивних та негативних зарядів збігаються. Полярні молекули є диполями, тобто. системами, що складаються з двох рівних за величиною та протилежних за знаком зарядів ( +qі -q), що знаходяться на деякій відстані lодин від одного, який називається довгою диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку оцінюють величиною її дипольного моменту. m

m = l · q,

де l- Довжина диполя, q- Величина електричного заряду.

lмає значення порядку діаметра атома, тобто. 10 -8 см, а заряд електрона 4,8∙10 -10 ел. ст. од., тому mвиражається величиною порядку 10 -18 ел. ст. од.∙див. Цю величину називають одиницею Дебая та утворюють буквою D. У системі одиниць СІ mвимірюється в кулон - метрах (К? м); 1 D = 0,33∙10 -29К∙м.

Значення дипольного моменту ковалентних молекул лежать у межах 0-4 D, іонних 4-11 D.

Дипольний момент молекули є векторною сумою дипольних моментів всіх зв'язків і незв'язаних електронних пар у молекулі. Результат складання залежить від структури молекули. Наприклад, молекула CO 2, за рахунок spгібридизації орбіталей атома вуглецю, має симетричну лінійну будову.

(m = 1,84 Dабо 0,61∙10 -29 К∙М)

Відсутність дипольного моменту свідчить про високосиметричну структуру молекули, наявність дипольного моменту та її величина визначають несиметричність молекули.

Поляризованість зв'язку.Для характеристики реакційної здатності молекул важливо знати як вихідний розподіл електронної щільності, а й легкість, з якою воно зміниться. Мірою останньої служить поляризованість зв'язку– її здатність ставати полярною (чи більше полярною) внаслідок дії електричного поля.

В результаті поляризації може статися повний розрив зв'язку з переходом електронної пари до одного з атомів з утворенням негативного і позитивного іонів. Асиметричний розрив зв'язку з утворенням різноїменних іонів називається гетеролітичним.

гомолітичний гетеролітичний

розрив розрив

(дисоціація) (іонізація)

Гетеролітичний розрив відрізняється від руйнування зв'язку при розпаді молекули на атоми та радикали. В останньому випадку руйнується зв'язувальна електронна пара і процес називається гомолітичним.Відповідно до сказаного слід розрізняти процес дисоціації та процес іонізації; в разі HClперший спостерігається за його термічному розпаді на атоми, другий – при розпаді на іони у розчині.

Під впливом зовнішнього електричного поля молекула поляризується, тобто. в ній відбувається перерозподіл зарядів і молекула набуває нового значення дипольного моменту. При цьому неполярні молекули можуть перетворитися на полярні, а полярні стають ще більш полярними. Інакше висловлюючись, під впливом зовнішнього електричного поля молекулах індукується диполь, званий наведеним чи індукованим, які є лише за дії зовнішнього електричного поля.