Важливою характеристикою молекули, що складається з більш ніж двох атомів, є її геометрична конфігурація.Вона визначається взаємним розташуванням атомних орбіталей, що у освіті хімічних зв'язків.

Для пояснення геометричної конфігурації молекули використовується уявлення про гібридизацію АТ центрального атома. Збуджений атом берилію має конфігурацію 2s 1 2p 1 , збуджений атом бору - 2s 1 2p 2 і збуджений атом вуглецю - 2s 1 2p 3 . Тому вважатимуться, що у освіті хімічних зв'язків можуть брати участь однакові, а різні атомні орбіталі. Наприклад, у таких сполуках як BeCl 2 , BCl 3 ,CCl 4 повинні бути нерівноцінні за енергією та напрямом зв'язку. Однак експериментальні дані показують, що в молекулах, що містять центральні атоми з різними валентними орбіталями

(s, p, d), всі зв'язки рівноцінні. Для усунення цієї суперечності Полінг та Слейтер запропонували концепцію гібридизації

Основні положення концепції гібридизації:

1. Гібридні орбіталі утворюються з різних атомних орбіталей, що не сильно відрізняються за енергіями,

2. Число гібридних орбіталей дорівнює числу атомних орбіталей, що беруть участь у гібридизації.

3. Гібридні орбіталі однакові за формою електронної хмари та за енергією.

4 Порівняно з атомними орбіталями вони витягнуті у бік освіти хімічних зв'язків і тому обумовлюють краще перекриття електронних хмар.

Слід зазначити, що фізичний процес гібридизація орбіталей немає. Метод гібридизації є зручною моделлю наочного опису молекул.

Sp-гібридизація

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 освіті молекули одна s-і одна р-орбіталь утворюють дві гібридні sp-орбіталі під кутом 180 про (рис.5).

Рис.5 sp-гібридні орбіталі

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

sp 2 -гібридизація

В результаті комбінації 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.6):

Рис.6 sp 2 -гібридні орбіталі

sp 3 -гібридизація

sp 3 -Гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті комбінації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp 3 -орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109,5 про. Гібридизація проявляється у повній рівноцінності зв'язків атома вуглецю з іншими атомами в сполуках, наприклад, CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 та ін.(рис.7).

Рис.7 sp 3 -гібридні орбіталі

Метод гібридизації пояснює геометрію молекули аміаку. В результаті комбінації однієї 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 і не рівні 109,5 про, відповідні тетраедру (рис.8):

Рис.8 sp 3 - гібридизація в молекулі аміаку

При взаємодії аміаку з іоном водню H + + NH 3 = NH 4 + в результаті донорно-акцепторної взаємодії утворюється іон амонію, конфігурація якого є тетраедр.

Гібридизація пояснює також відмінність кута між зв'язками О-Н у кутовій молекулі води. В результаті комбінації однієї 2s і трьох 2p орбіталей кисню утворюються чотири гібридні орбіталі sp 3 , з яких тільки дві беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, що призводить до спотворення кута, що відповідає тетраедру (рнс.9):

Рис 9 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 у таких сполуках як 4-, 4- (рис.10). При цьому молекула має конфігурацію октаедра:

Мал. 10 d 2 sp 3 -гібридизація в іоні 4-

Уявлення про гібридизації дають змогу зрозуміти такі особливості будови молекул, які неможливо пояснити 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.

Делокалізований π-зв'язок

За методом МВС електронна структура молекули виглядає як набір різних валентних схем (метод локалізованих пар). Але, як виявилося, не можна пояснити експериментальні дані про структуру багатьох молекул та іонів, оперуючи лише уявленнями про локалізований зв'язок. Дослідження показують, що завжди локалізованими є лише зв'язку. За наявності π-зв'язків може мати місце справакалізація, При якій сполучна електронна пара одночасно належить більш ніж двом атомним ядрам. Наприклад, експериментально встановлено, що молекула BF 3 має плоску трикутну форму (рис.6). Усі три зв'язки

B-F рівноцінні, однак величина міжядерної відстані свідчить, що зв'язок є проміжним між одинарною і подвійною. Пояснити ці факти можна так. У атома бору в результаті комбінації однієї s-орбіталі і двох p-орбіталі утворюються три гібридні sp 2 -орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 один до одного, але залишається невикористаною вільна негібридизована р-орбіталь, а атоми фтору мають неподілені електронні пари. Тому є можливість утворення π зв'язку по донорно-акцепторному механізму. Рівноцінність усіх зв'язків свідчить про ділокалізацію π зв'язку між трьома атомами фтору.

Структурну формулу молекули BF 3 з урахуванням делокалізації π- зв'язку можна зобразити таким чином (нелокалізований зв'язок позначений пунктиром):

Мал.11 Будова молекули BF 3

Нелокалізований π-зв'язок зумовлює нецілочисленну кратність зв'язку. В даному випадку вона дорівнює 1 1 /3 оскільки між атомом бору і кожним з атомів фтору здійснюється одна σ-зв'язок і 1 /3 частина π-зв'язку.

Так само рівноцінність всіх зв'язків в іоні NO 3 – свідчить про ділокалізацію π –зв'язку та негативного заряду на всі атоми кисню. У плоскому трикутному іоні NO 3 - (sp 2 -гібридизація атома азоту)

π-зв'язки (зображені пунктирними лініями) рівномірно розподіляються між усіма атомами кисню (рис.12)

Мал. 12Структурна формула іона NO 3 - з урахуванням ділокалізації π-зв'язку

Аналогічно справакалізовані π-зв'язки рівномірно розподіляються між усіма атомами кисню в аніонах: PO 4 3 - (sp 3 -гібридизація атома фосфору → тетраедр), SO 4 2 - (sp 3 - гібридизація атома сірки → тетраедр) (рис.13)

Рис.13Структурні формули SO 4 2- і PO 4 3- з урахуванням ділалізації

Багатоатомна молекула з виникненням однакових орбіталей, еквівалентних за своїми характеристиками.

Енциклопедичний YouTube

    1 / 3

    ✪ Гібридизація електронних орбіталей

    ✪ Цитологія. Лекція 46. Гібридизація орбіталей

    ✪ Гібридизація. Полярні та неполярні молекули. Самопідготовка до ЄДІ та ЦТ з хімії

    Субтитри

Концепція гібридизації

Концепція гібридизації валентних атомних орбіталейбула запропонована американським хіміком Лайнусом Полінгом для відповіді на питання, чому за наявності у центрального атома різних (s, p, d) валентних орбіталей, утворені ним зв'язки в багатоатомних молекулах з однаковими лігандами виявляються еквівалентними за своїми енергетичними і просторовими характеристиками.

Уявлення про гібридизацію займають центральне місце в методі “валентних” зв'язків. Сама гібридизація не є реальним фізичним процесом, а лише зручною моделлю, що дозволяє пояснити електронну будову молекул, зокрема гіпотетичні видозміни атомних орбіталей при утворенні ковалентного хімічного зв'язку, зокрема, вирівнювання довжин хімічних зв'язків і валентних.

Концепція гібридизації з успіхом була застосована для якісного опису простих молекул, але пізніше була розширена і більш складних. На відміну від теорії, молекулярних орбіталей не є строго кількісною, наприклад вона не в змозі передбачити фотоелектронні спектри навіть таких простих молекул як вода. В даний час використовується в основному в методичних цілях і в синтетичній органічній хімії.

Цей принцип знайшов відображення в теорії ?

«Електронні пари приймають таке розташування на валентній оболонці атома, при якому вони максимально віддалені один від одного, тобто електронні пари поводяться так, як якщо б вони взаємно відштовхувалися» .

Друге правило полягало в тому, що «Всі електронні пари, що входять до валентної електронної оболонки, вважаються розташованими на однаковій відстані від ядра».

Види гібридизації

sp-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і однієї p-орбіталей. Утворюються дві рівноцінні sp-атомні орбіталі, які розташовані лінійно під кутом 180 градусів і направлені в різні боки від ядра центрального атома. Дві негібридні p-орбіталі, що залишилися, розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах і беруть участь в утворенні π-зв'язків, або займаються неподіленими парами електронів.

sp 2 -Гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і двох p-орбіталей. Утворюються три гібридні орбіталі з осями, розташованими в одній площині та спрямованими до вершин трикутника під кутом 120 градусів. Негібридна p-атомна орбіталь перпендикулярна до площини і, як правило, бере участь в утворенні π-зв'язків

sp 3 -Гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і трьох p-орбіталей, утворюючи чотири рівноцінні за формою та енергії sp 3 -гібридні орбіталі.

Осі sp 3 -гібридних орбіталей спрямовані до вершин тетраедра, тоді як ядро ​​центрального атома розташоване в центрі описаної сфери цього тетраедра. Кут між будь-якими двома осями приблизно дорівнює 109°28" , що відповідає найменшій енергії відштовхування електронів. Також sp 3 -орбіталі можуть утворювати чотири σ-зв'язки з іншими атомами або заповнюватися неподіленими парами електронів. Такий стан характерний для атомів вуглецю в насичених вуглеводнів в алкільних радикалах та їх похідних.

Гібридизація та геометрія молекул

Уявлення про гібридизацію атомних орбіталей лежать в основі теорії, відштовхування, електронних, пар, Гіллеспі-Найхолма. Кожному типу гібридизації відповідає чітко визначена просторова орієнтація гібридних орбіталей центрального атома, що дозволяє її використовувати як основу стереохімічних уявлень у неорганічній хімії.

У таблиці наведено приклади відповідності найбільш поширених типів гібридизації та геометричної структури молекул у припущенні, що всі гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічних зв'язків (відсутні неподілені електронні пари).

Тип гібридизації Число
гібридних орбіталей		 Геометрія Структура Приклади
sp 2 Лінійна

BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2 3 Трикутна

BF 3 , NO 3 - , CO 3 2-
sp 3, d 3 s 4 Тетраедрична

CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2 4 Плоскоквадратна (2-) 2-
sp 3d 5 Гексаедричні

Більшість органічних сполук мають молекулярну будову. Атоми в речовинах з молекулярним типом будови завжди утворюють лише ковалентні зв'язки один з одним, що спостерігається і у разі органічних сполук. Нагадаємо, що ковалентним називається такий вид зв'язку між атомами, який реалізується за рахунок того, що атоми узагальнюють частину своїх зовнішніх електронів з метою придбання електронної конфігурації благородного газу.

За кількістю узагальнених електронних пар ковалентні зв'язки в органічних речовинах можна розділити на одинарні, подвійні та потрійні. Позначаються дані типи зв'язків у графічній формулі відповідно до однієї, двох або трьох рис:

Кратність зв'язку призводить до зменшення її довжини, так одинарна З-З зв'язок має довжину 0,154 нм, подвійна З=З зв'язок - 0,134 нм, потрійна З зв'язок - 0,120 нм.

Типи зв'язків за способом перекривання орбіталей

Як відомо, орбіталі можуть мати різну форму, так, наприклад, s-орбіталі мають сферичну, а p-гантелеподібну форму. З цієї причини зв'язки також можуть відрізнятися за способом перекриття електронних орбіталей:

ϭ-зв'язку – утворюються при перекриванні орбіталей таким чином, що область їхнього перекривання перетинається лінією, що з'єднує ядра. Приклади ϭ-зв'язків:

π-зв'язки – утворюються при перекриванні орбіталей, у двох областях – над і під лінією, що з'єднує ядра атомів. Приклади π-зв'язків:

Як дізнатися, коли в молекулі є π- і ϭ-зв'язки?

При ковалентному типі зв'язку ϭ зв'язок між будь-якими двома атомами є завжди, а π зв'язок має тільки у разі кратних (подвійних, потрійних) зв'язків. При цьому:

  • Одинарний зв'язок – завжди є ϭ-зв'язком
  • Подвійний зв'язок завжди складається з одного ϭ- та одного π-зв'язку
  • Потрійний зв'язок завжди утворений одним ϭ- і двома π-зв'язками.

Вкажемо дані типи зв'язків у молекулі пропінової кислоти:

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизацією орбіталей називають процес, при якому орбіталі, що спочатку мають різні форми та енергії змішуються, утворюючи натомість таку ж кількість гібридних орбіталей, рівних за формою та енергії.

Так, наприклад, при змішуванні однієї s-та трьох p-орбіталей утворюються чотири sp 3-гібридних орбіталі:

У разі атомів вуглецю в гібридизації завжди бере участь s-орбіталь, а кількість p-орбіталей, які можуть брати участь у гібридизації, варіюється від однієї до трьох p-орбіталей.

Як визначити тип гібридизації атома вуглецю в органічній молекулі?

Залежно від того, з скільком числом інших атомів пов'язаний будь-який атом вуглецю, він знаходиться або може sp 3, або в стані sp 2, або в стані sp-гібридизації:

Потренуємося визначати тип гібридизації атомів вуглецю на прикладі наступної органічної молекули:

Перший атом вуглецю пов'язаний з двома іншими атомами (1H і 1C), отже він перебуває в стані sp-гібридизації.

  • Другий атом вуглецю пов'язаний із двома атомами – sp-гібридизація
  • Третій атом вуглецю пов'язаний із чотирма іншими атомами (два С та два Н) – sp 3-гібридизація
  • Четвертий атом вуглецю пов'язаний із трьома іншими атомами (2О та 1С) – sp 2-гібридизація.

Радикал. Функціональна група

Під терміном радикал найчастіше мають на увазі вуглеводневий радикал, що є залишком молекули будь-якого вуглеводню без одного атома водню.

Назва вуглеводневого радикалу формується, виходячи з назви відповідного вуглеводню заміною суфікса -ан на суфікс -іл .

Функціональна група - Структурний фрагмент органічної молекули (деяка група атомів), який відповідає за її конкретні хімічні властивості.

Залежно від того, яка з функціональних груп у молекулі речовини є старшою, сполуку відносять до того чи іншого класу.

R – позначення вуглеводневого замісника (радикалу).

Радикали можуть містити кратні зв'язки, які теж можна розглядати як функціональні групи, оскільки кратні зв'язки роблять внесок у хімічні властивості речовини.

Якщо в молекулі органічної речовини міститься дві або більше функціональні групи, такі сполуки називають поліфункціональними.


b – торсійний кут між площинами, що проходять через трійки атомів 1, 2, 3 та 2, 3, 4.

Лінійна форма й у двоатомних молекул. Для передбачення просторової будови багатоатомної молекули слід знати не тільки довжину зв'язку, а й значення валентних і торсійних кутів.

Якщо молекула складається із трьох чи більше атомів, тобто. в ній присутні два або більше хімічних зв'язків, то між їх напрямками утворюються кути (аж до 180 0)які називаються валентними кутами(a).

Торсіонний кут (b)– двогранний кут між двома площинами, що проходять через якісь виділені трійки атомів.

Приклади геометрії молекул представлені на рис. 4.11.

Розглянемо вплив гібридизації на геометричну форму молекул.

Якщо врахувати, що р-орбіталі спрямовані один до одного під кутом 90 0 слід було запропонувати, що зв'язки в молекулах, наприклад, Н 2 О, NH 3 повинні бути спрямовані один до одного під прямими кутами. Однак, це не так. Понад те, часто виправдовується на досвіді очікувана нерівноцінність зв'язків, утворених з допомогою різних формою орбіталей. Досвідченим шляхом встановлено, що, якщо атом утворює кілька однотипних зв'язків за рахунок електронів різних енергетичних підрівнів, ці зв'язки виявляються енергетично рівноцінними.

Мал. 4.11. Геометрія молекул:

(а) – лінійна; (б) – трикутна; (в) – тетраедричний;

(г) – тригонально-біпірамідальна; (д) - октаедричні;

(е) – пентагонально-біпірамідальна

Квантовомеханічна теорія будови атома не може пояснити цього факту, і для проведення теорії у відповідність до експерименту виникла гіпотеза гібридизації орбіталей .

Згідно з цією гіпотезою, різні орбіталі одного атома, що беруть участь у освіті s-зв'язків, вирівнюються за формою та енергією. З декількох різних орбіталей утворюється така ж кількість гібридних орбіталей, що мають однакову форму та однакову енергію. Гібридні орбіталі в просторі навколо ядра розташовуються рівномірно.

У гібридизації можуть брати участь орбіталі різної форми. Розглянемо лише гібридизацію s-і p-атомних орбіталей. Орбіталь, що виникає при «вирівнюванні» s- і p-орбіталей, є нерівноплечною «вісімкою» (рис. 4.12). Вона більшою мірою витягнута в один бік від ядра, ніж в інший. Оскільки ступінь перекривання валентних орбіталей у такому разі вищий, хімічний зв'язок, утворений гібридною орбіталлю, повинен бути більш міцним, ніж утворений звичайними s- та p-орбіталями.

Мал. 4.12. Форма sp-гібридної орбіталі

Залежно від кількості взаємодіючих орбіталей в атомі в результаті гібридизації утворюється різне число гібридних орбіталей. Отже, форми молекул будуть різні. Розглянемо низку найпростіших прикладів.

При утворенні молекул галогенідів берилію, наприклад, BeCl 2 в освіті хімічних зв'язків з боку центрального атома беруть участь один s-і один p-електрони, що з'являються при збудженні атома:


Таке збудження виправдано, якщо енергія, що виділяється при подальшому утворенні хімічного зв'язку, компенсує витрати енергії на збудження атома (перескок s-електрона на p-орбіталь).

Наявність неспарених електронів мала б забезпечити два зв'язку атома берилію з двома атомами хлору (мають неспарені 3p-електрони), проте ці зв'язки були б нерівноцінні.

При витраті невеликої енергії замість вихідних s- та p-орбіталів атома берилію утворюються дві рівноцінні sp-орбіталі. Гібридні sp-орбіталі витягнуті (рис. 4.13 а) в протилежних один одному напрямках (валентний кут 180 О). Обидві зв'язки, що утворюються, енергетично рівноцінні.

Оскільки енергія, що виділяється при утворенні зв'язків Be – Cl, більша, ніж сума витрат енергії на збудження атома берилію та гібридизацію його 2s- та 2p-орбіталей, утворення молекули BeCl 2 енергетично вигідне.

Розглянутий випадок зветься sp-гібридизації . Молекули, утворені за участю sp-гібридних орбіталей, є лінійними. Найпростіший приклад подібного роду - лінійна молекула ацетилену C 2 H 2 , утворена за рахунок sp-гібридних орбіталей атомів вуглецю (решта p-орбіталі атомів вуглецю участі в гібридизації в даному випадку не беруть, а утворюють p-зв'язку).

При гібридизації однієї s-і двох p-орбіталей утворюються три рівноцінні sp 2 -гібридні орбіталі. Прикладом може бути утворення молекули трихлориду бору. При збудженні в атомі бору з'являються три неспарені електрони:

Орбіталі, на яких розташовані ці електрони, усереднюються за формою і енергії, утворюючи три sp 2 -гібридні орбіталі, що розташовуються під кутом 120 один до одного (рис. 4.13, б). Цей кут є оптимальним: він забезпечує максимальне взаємне видалення та мінімальну енергію відштовхування трьох гібридних орбіталей, отже забезпечує мінімальну енергію системи.

Таким чином, молекули, утворені за рахунок sp 2 -гібридних орбіталей, являють собою правильний трикутник, в центрі якого знаходиться центральний атом (у нашому випадку - бор), а у вершинах - інші атоми (хлору). Усі три зв'язки у молекулі рівноцінні.

Приклади молекул з sp 2 -гібридними орбіталями атома вуглецю - це органічні речовини: етилен C 2 H 4 , бензол С 6 Н 6 та ін. (У цих випадках три орбіталі атома вуглецю гібридизуються, а четверта - бере участь в утворенні p-зв'язку).

Якщо в освіті гібридних орбіталей беруть участь чотири орбіталі (наприклад, молекула метану CH 4), має місце sp 3 -гібридизація. Збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони (один s- і три p-електрона):

Мал. 4.13. Схема розташування орбіталей при sp-(а), sp 2 - (б) і

sp 3 - гібридизації (в)

Якщо всі чотири орбіталі беруть участь у гібридизації, то чотири орбіталі, що утворилися sp 3 -гібридні внаслідок взаємного відштовхування орієнтуються один до одного під кутом 109 Про 28 / (рис. 4.9, в). У цьому атом вуглецю займає місце у центрі правильного тетраедра, а вершинах перебувають його партнери (у разі метану – атоми водню).

В атомі азоту на зовнішньому енергетичному рівні знаходяться п'ять електронів:


Сучасна квантовохімічна теорія хімічного зв'язку передбачає, що при освіті молекули аміаку NH 3 орбіталі атома азоту піддаються sp 3 -гібридизації. У цьому випадку говорять про гібридизацію не електронів, а орбіталей, тому вона може спостерігатися як у випадку орбіталей, що містять по одному електрону, так і у випадку орбіталей, заселених двома електронами, або зовсім вільних від них. Три атоми водню аміаку займають три вершини тетраедра, що утворюється, з sp 3 -гібридних орбіталей. Четверта вершина тетраедра зайнята гібридною електронною хмарою, яка не бере участі в утворенні хімічного зв'язку. Оскільки не всі вершини тетраедра ідентичні, валентний кут молекули аміаку менше тетраедричного і дорівнює 107 0 тобто. молекула є злегка спотвореним тетраедром (тригональну піраміду див. рис. 4.10, б).

У молекулі води валентний кут Н-О-Н також близький до тетраедричного (104,5 0). Пояснюють це тим, що орбіталі атома кисню піддаються sр 3 -гібридизації, причому дві sр 3 -гібридні орбіталі перекриваються з s-орбіталями двох атомів водню, а дві заселені неподіленими електронними парами.

Енергетичні характеристики зв'язків в галогеноводородах показують, що навіть у цьому випадку орбіталі атомів галогенів схильні до sp 3 -гібридизації, і зв'язок утворена s-орбіталлю атома водню і sр 3 -гібридною орбіталлю атома галогену. Здається, що немає необхідності застосовувати теорію гібридизації для двоатомних молекул, але зв'язок у галогеноводородах має більшу міцність, ніж дає розрахунок для зв'язку, утвореного «чистою» р-орбіталлю.

Приклади впливу неподілених електронних пар центрального атома на геометрію молекули також розглянуті на рис. 4.14. та у табл. 4.3.

Таким чином, відповідність теорії гібридизації експериментальним дослідженням (наприклад, даним з енергетики хімічних зв'язків) підтверджує важливість самої концепції гібридизації. Гібридизацією визначається хімічна та кристалохімічна будова речовин, а, отже, та їх хімічні властивості.

Мал. 4.14. Вплив неподілених електронних пар (Е) центрального атома на просторову конфігурацію молекул:

(а) – тетраедр; (б) – тригональна піраміда; (в) – кутова форма;

(г) – тригональна біпіраміда; (д) - спотворений тетраедр; (е) - Т-форма; (ж) – лінійна форма; (з) - октаедр; (і) – тетрагональна піраміда; (к) – квадрат

Таблиця 4.3

Число електронних пар центрального атома

та просторова конфігурація молекул ABn

Число електронних пар атома А Розташування електронних пар Число сполучних пар Число неподілених пар Геометрична форма та склад молекули* Приклади
Лінійне Лінійна АВ 2 BeH 2 , BeCl 2
Трикутне Плоский трикутник АВ3 Кутова АВ2Е BF 3 SnCl 2
Тетраедричний Тетраедр АВ 4 Тригональна піраміда АВ 3 Е Кутова АВ 2 Е 2 CCl 4 , CH 4 H 3 N, NF 3 H 2 O, OF 2
Тригонально-біпіра-мідальне Тригональна біпіраміда АВ 5 Неправильний тетраедр АВ 4 Е Т-подібна АВ 3 Е 2 Лінійна АВ 2 Е 3 PCl 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 , IF
Октаедричне Октаедр АВ 6 Квадратна піраміда АВ 5 Е Плоский квадрат АВ 4 Е 2 SF 6, SiF IF 5, SbF XeF 4, ICl
Пентагонально-біпі-рамідальне Пентагональна біпіраміда АВ 7 Неправильний октаедр АВ 6 Е IF 7 XeF 6

*E – неподілена електронна пара.

Гібридизація АТ- це вирівнювання валентних АТ за формою та енергією у процесі утворення хімічного зв'язку.

1. У гібридизації можуть брати участь тільки ті АТ, енергія яких досить близька (наприклад, 2s- та 2р-атомні орбіталі).

2. У гібридизації можуть брати участь вакантні (вільні) АТ, орбіталі з неспареними електронами та неподіленими електронними парами.

3. В результаті гібридизації з'являються нові гібридні орбіталі, які орієнтуються в просторі таким чином, щоб після їх перекриття з орбіталями інших атомів електронні пари виявилися максимально віддаленими один від одного. Такий стан молекули відповідає мінімуму енергії через максимальне відштовхування однойменно заряджених електронів.

4. Вид гібридизації (число АТ, що піддаються гібридизації), визначається числом атомів, що "атакують" даний атомів і числом неподілених електронних пар в даному атомі .

приклад.ВF 3 . У момент утворення зв'язку відбувається перебудова АТ атома В, що переходить у збуджений стан: 1s 2 2s 2 2p 1 B * 1s 2 2s 1 2p 2 .


Гібридні АТ розташовуються під кутом 120 про. Молекула має форму правильного трикутника(плоска, трикутна):

3. sp 3 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів 4-ої групи ( наприклад, вуглецю, кремнію, германію) у молекулах типу ЕХ 4 , а також для атома С в алмазі, молекулах алканів, для атома N в молекулі NH 3 , NH 4 + , атома О в молекулі Н 2 Про і т.д.

приклад 1.СН 4 . У момент утворення зв'язку відбувається перебудова АТ атома С, що переходить у збуджений стан: 1s 2 2s 2 2p 2 ® С * 1s 2 2s 1 2p 3 .

Гібридні АТ розташовуються під кутом 109-28".

приклад 2. NН 3 та NН 4 + .

Електронна структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гібридизації піддаються 3 АТ, що містять неспарені електрони, та 1 АТ, що містить неподілену електронну пару. В силу сильнішого відштовхування неподіленої електронної пари від електронних пар s-зв'язків кут зв'язку в молекулі аміаку становить 107,3 ​​про (ближче до тетраедричного, а не прямого).

Молекула має форму тригональної піраміди.:

Уявлення про sp 3 -гібридизації дозволяють пояснити можливість утворення іону амонію та рівноцінність зв'язків у ньому.

приклад 3.Н2О.

Електронна структура атома Про 1s 2 2s 2 2p 4 . Гібридизації піддаються 2 АТ, що містять неспарені електрони, та 2 АТ, що містять неподілені електронні пари. Кут зв'язку в молекулі води становить 104,5 про (також ближче до тетраедричного, а не прямого).

Молекула має кутову форму:

Уявлення про sp 3 -гібридизації дозволяють пояснити можливість утворення іона оксонію (гідроксонію) та утворення кожної молекулою 4-х водневих зв'язків у структурі льоду.

4. sp 3 d-гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів 5-ої групи (починаючи з Р) у молекулах типу ЕХ 5 .

приклад. РСl 5 . Електронна структура атома Р в основному і збудженому станах: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Форма молекули - гексаедр (точніше - тригональна біпіраміда):

5. sp 3 d 2 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів 6-ої групи (починаючи з S) у молекулах типу ЕХ 6 .

приклад. SF 6 . Електронна структура атома S в основному і збудженому станах: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Форма молекули - октаедр :

6. sp 3 d 3 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів 7 елементів групи (починаючи з Cl) в молекулах типу ЕХ 7 .

приклад. IF 7 . Електронна структура атома F в основному та збудженому станах: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекули - декаедр (точніше - пентагональна біпіраміда):

7. sp 3 d 4 -гібридизація.Такий вид гібридизації характерний для атомів елементів групи 8 (крім Не і Ne) в молекулах типу ЕХ 8 .

приклад. ХеF 8 . Електронна структура атома Хе в основному та збудженому станах: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе * 5s 1 3p 3 3d 4 .

Форма молекули - додекаедр:

Можуть бути інші види гібридизації АТ.