Sp2 гибридизация электронных орбиталей атома углерода. Гибридизация электронных орбиталей

ГИБРИДИЗАЦИЯ - это явление взаимодействия между собой молекулярных орбиталей, близких по энергии и имеющих общие элементы симметрии, с образованием гибридных орбиталей с более низкой энергией.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом электронные облака, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь, и тем прочнее химическая связь между этими атомами

Иногда связь между атомами прочнее, чем этого можно было ожидать на основании расчета. Предполагается, что атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными .

Перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали, усредненные по форме называется гибридизацией .

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Так, при комбинации s- и р-орбиталей (sp-гибридизация) возникают две гибридные орбитали, которые ориентируются под углом 180° друг к другу, рис.3, табл. 5 и 6.

(s+p)-орбитали Две sp- орбитали Две sp-гибридные

орбитали

Рисунок 3 – sp – Гибридизация валентных орбиталей

Таблица 6 – Образование гибридных орбиталей

Таблица 7 – Образование некоторых молекул V и VI периодов

Химическая связь, образуемая электронами гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, так как при гибридизации перекрывание происходит в большей степени. Гибридные орбитали образуют только s-связи .

Подвергаться гибридизации могут орбитали, которые имеют близкие энергии. У атомов с малым значением заряд ядра для гибридизации пригодны только s– и р –орбитали. Это наиболее характерно для элементов второго периода II – VI групп, табл. 6 и 7.

В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома способность образовывать ковалентные связи ослабевавает, усиливается различие в энергиях s - и р-электронов, уменьшается возможность их гибридизации.

Электронные орбитали, участвующие в образовании связей, и их пространственная ориентация определяют геометрическую форму молекул.

Линейная форма молекул . Соединения, имеющие линейную форму молекул, образуются при перекрывании:

1. Двух s– орбиталей (s – s связь): Н 2 , Na 2 , K 2 и др.

2. s - и р–орбиталей (s – р связь): НС1, НВr и др.

3. Двух р– орбиталей (р – р связь): F 2 , C1 2 , Вr 2 и т.д.

s–s s–p р–р

Рисунок 4 – Линейные молекулы

Линейную форму молекул образуют также атомы некоторых элементов II группы с атомами водорода или галогенов (ВеН 2 , ВеГ 2 , ZnГ 2). Рассмотрим образование молекул ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона (2s l и 2р 1), следовательно, происходит sp–гибридизация, при которой образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (см гибридизацию орбиталей). При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывая двух sp–гибридных орбиталей атома бериллия с р–орбиталями двух атомов хлора, в результате образуется молекула линейной формы, рис. 5.

Рисунок 5 – Линейная молекула BeCl 2

Треугольная форма молекул имеет место при образовании галогенидов бора, алюминия. Возбужденный атом бота имеет три неспаренных электрона (2s 1 и 2р 2), При образовании химических связей происходит sp 2 -гибридизация и образуются три sp 2 - гибиридные орбитали, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120°, рис. 6.

(s+p+p)- три sp 2 - гибридные

орбитали орбитали

Рисунок 6 – sp 2 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

треугольная молекула ВСl 3 (б)

При взаимодействии бора с хлором происходит перекрывание трех sр 2 -гибридных орбиталей атома бора с р-орбиталями трех атомов хлора, в результате образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника. Валентный угол в молекуле ВСl 3 равен 120°.

Тетраэдрическая форма молекулы характерна для соединений элементов IV группы главной подгруппы с галогенами, водородом. Так, атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона (2s 1 и 2р 3) следовательно, происходит sp-гибридизация, при которой образуются четыре гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 109,28°, рис. 7.

(s+p+p+p)- четыре sp 3 -гибридные

орбитали орбитали

Рисунок 7 – sp 3 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

тетраэдрическая молекула СН 4 (б)

При перекрывании четырех sp 3 -гибридных орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется молекула метана, которая имеет форму тетраэдра. Валентный угол равен 109,28°.

Рассмотренные геометрические формы молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические) являются идеальными (правило Гиллеспи).

В отличие от выше рассмотренных соединений молекулы элементов V и VI групп главных подгрупп имеют валентные неподеленные пары электронов, поэтому углы между связями оказываются меньшими по сравнению с идеальным молекулами.

Пирамидальная форма молекул имеет место при образовании водородных соединений элементов V групп главной подгруппы. При образовании химической связи, например, у атома азота также как и у атома углерода происходит sp 3 -гибридизация и образуется четыре sp 3 -гибридные орбитали, которые ориентированы под углом 109,28 о друг к другу. Но в отличие от атома углерода у атома азота в гибридизации принимают участие не только одноэлектронные орбитали (2р 3), но и двухэлектронная (2s 2). Поэтому из четырех sp 3 -гибридных орбиталей на трех находятся по одному электрону (одноэлектронная орбиталь), эти орбитали образуют связи с тремя атомами водорода. Четвертая орбиталь с неподелениой парой электронов не принимает участия в образовании связи. Молекула NH 3 имеет форму пирамиды, рис. 8.

Рисунок 8 – Пирамидальная молекула аммиака

В вершине пирамиды находится атом азота, а в углах (треугольника) основания – атомы водорода. Валентный угол равен 107,3°. Отклонение значения угла от тетраэдрического (109,28°) обусловлено отталкиванием между неподеленной парой электронов на четвертой sp 3 -гибридной орбитали и связывающими парами на трех остальных орбиталях, т.е. sp 3 -гибридная орбиталь с неподеленной парой электронов отталкивает в направлении от себя три остальные орбитали связи N–H, уменьшая угол до 107,3°.

В соответствии с правилом Гиллеспи: если центральный атом относится к элементам третьего или последующих периодов, а концевые атомы принадлежат менее электроотрицательным элементам, чем галогены, то образование связей осуществляется через чистые р - орбитали и валентные углы становятся » 90°, следовательно, у аналогов азота (Р, As, Sb) гибридизация орбиталей в молекулах водородных соединений не наблюдается. Например, в образовании молекулы фосфина (РН 3) участвуют три неспаренных р-электрона (3s 2 и 3р 3), электронные орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях, и s-электроны трех атомов водорода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Образовавшиеся молекулы имеют, как и молекулы NН 3 , пирамидальную форму, но в отличие от молекулы NН 3 , в молекуле РН 3 валентный угол равен 93,3°, а в соединениях AsH 3 и SbH 3 – соответственно 91,8 и 91,3°, рис. 9 и табл. 4.

Рисунок 9 – Молекула РН 3

Неподеленная пара электронов будет занимать несвязывающую s- орбиталь.

Угловую форму молекул образуют водородные соединения элементов VI группы главной подгруппы. Рассмотренные особенности образования связей в соединениях элементов V группы характерны и для водородных соединений элементов VI группы. Так, в молекуле воды атом кислорода, так же как и атом азота, находится в состоянии sp 3 -гибридизаци. Из четырех sp 3 -гибридных орбитам на двух находится по одному электрону, эти орбитали образуют связи с двумя атомами водорода.

Две другие из четырех sp 3 -гибридных орбиталей содержат по неподеленной паре электронов и не принимав участия в образовании связи.

Молекула Н 2 О имеет угловую форму, валентный угол равен 104,5°. Отклонение значения угла от тетраэдрического в еще большей степени обусловлено отталкиванием от двух неподеленных пар электронов, рис. 10.

Рисунок 10 – Угловая молекула воды

Угловую форму молекул имеют H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, только у аналогов кислорода образование связей в соединенн Н 2 Э осуществляется через чистые р-орбитали (правило Гиллеспи), поэтому валентные углы составляют »90°. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te они соответственно равны 92; 91; 89,5°.

Таблица 8 – Молекулы водородных соединений элементов 2-го периода

Гибридизация атомных орбиталей

Американский ученый Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Согласно этой идее, если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (АО) (s-, p-, d- или f-АО), то в процессе образования химической связи происходит гибридизация АО. Т.е. из разных АО образуются одинаковые (эквивалентные) АО. У атома гибридизуются орбитали, которые имеют близкие значения энергий. Идея о гибридизации АО – это удобный и наглядный прием описания сложных процессов, происходящих при образовании химических соединений. Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 4.3).

Рис. 4.3. Атомная sp-гибридная орбиталь

В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра. При взаимодействии гибридной орбитали с АО другого атома происходит перекрывание в области максимальной электронной плотности, что приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.

Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешнем валентном уровне имеются один s- и один p-электроны, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp-гибридизация АО (рис. 4.4).

Рис. 4.4. Схема sp-гибридизации

Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешней оболочке имеются один s- и два p-электрона, то помимо sp-гибридизации может происходить sp 2 -гибридизация АО этого атома (рис. 4.5).

Рис. 4.5. Схема sp 2 -гибридизации

У атома, имеющего на внешней оболочке один s- и три р-электрона, при химическом взаимодействии помимо sp- и sp 2 -гибридизации, может происходит sp 3 -гибридизация этих АО (рис. 4.6).

Рис. 4.6. Схема sp 3 -гибридизации

Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов (табл. 4.3).

Как видно из рис 4.4-4.6, гибридные облака в пространстве располагаются симметрично относительно друг друга, что уменьшает их взаимное отталкивание и соответственно понижает энергию молекул.

Таблица 4.3

Пространственная конфигурация некоторых соединений

4.1.4.2. Образование σ-, π- и δ-связей

В зависимости от направления перекрывания электронных облаков образуются s-, p- и δ-связи.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется s-связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании двух s-орбиталей (рис. 4.7), s- и p-орбиталей, p-орбиталей между собой, d-орбиталей, а также d- и s-орбиталей, d- и p-орбиталей, а также перекрыванием гибридных орбиталей с другими видами орбиталей и между собой. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.

s-s	p-p	p-s
sp n -s	d-sp n	sp n -sp n

Рис. 4.7. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей

Связь, образованная перекрыванием негибридных р- и d-АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании р-р-орбиталей, р-d – орбиталей, d- d-орбиталей (рис. 4.8), а также f-p-, f-d- и f-f-орбиталей.

Рис. 4.8. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей

Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (рис. 4.9).

Соответственно, s-элементы могут образовывать только σ-связи, p-элементы – σ- и π-связи, d-элементы σ-, π-, и δ-связи, а f-элементы – σ-, π-, δ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием АО прочность у π- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.

Рис. 4.9. Направление перекрывания атомных d-орбиталей при образовании δ-связей

Гибридизация АО - это выравнивание валентных АО по форме и энергии в процессе образования химической связи .

1. В гибридизации могут участвовать только те АО, энергия которых достаточно близка (например, 2s- и 2р-атомные орбитали).

2. В гибридизации могут участвовать вакантные (свободные) АО, орбитали с неспаренными электронами и неподеленными электронными парами.

3. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов электронные пары оказались максимально удаленными друг от друга. Такое состояние молекулы отвечает минимуму энергии в силу максимального отталкивания одноименно заряженных электронов.

4. Вид гибридизации (число АО, подвергающихся гибридизации), определяется числом "атакующих" данный атом атомов и числом неподеленных электронных пар в данном атоме .

Пример. ВF 3 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома В, переходящего в возбужденное состояние: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Гибридные АО располагаются под углом 120 о. Молекула имеет форму правильного треугольника (плоская, треугольная):

3. sp 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов 4-ой группы (например, углерода, кремния, германия ) в молекулах типа ЭХ 4 , а также для атома С в алмазе, молекулах алканов, для атома N в молекуле NH 3 , NH 4 + , атома О в молекуле Н 2 О и т.д.

Пример 1. СН 4 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома С, переходящего в возбужденное состояние: С 1s 2 2s 2 2p 2 ® С* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Гибридные АО располагаются под углом 109 о 28".

Пример 2. NН 3 и NН 4 + .

Электронная структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гибридизации подвергаются 3 АО, содержащие неспаренные электроны, и 1 АО, содержащая неподеленную электронную пару. В силу более сильного отталкивания неподеленной электронной пары от электронных пар s-связей угол связи в молекуле аммиака составляет 107,3 о (ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет форму тригональной пирамиды :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона аммония и равноценность связей в нем.

Пример 3. Н 2 О.

Электронная структура атома О 1s 2 2s 2 2p 4 . Гибридизации подвергаются 2 АО, содержащие неспаренные электроны, и 2 АО, содержащие неподеленные электронные пары. Угол связи в молекуле воды составляет 104,5 о (также ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет угловую форму :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона оксония (гидроксония) и образование каждой молекулой 4-х водородных связей в структуре льда.

4. sp 3 d-гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 5-ой группы (начиная с Р) в молекулах типа ЭХ 5 .

Пример. РСl 5 . Электронная структура атома Р в основном и возбужденном состояниях: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Форма молекулы - гексаэдр (точнее - тригональная бипирамида) :

5. sp 3 d 2 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 6-ой группы (начиная с S) в молекулах типа ЭХ 6 .

Пример. SF 6 . Электронная структура атома S в основном и возбужденном состояниях: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Форма молекулы - октаэдр :

6. sp 3 d 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 7 группы (начиная с Cl) в молекулах типа ЭХ 7 .

Пример. IF 7 . Электронная структура атома F в основном и возбужденном состояниях: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекулы - декаэдр (точнее - пентагональная бипирамида) :

7. sp 3 d 4 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 8 группы (кроме Не и Ne) в молекулах типа ЭХ 8 .

Пример. ХеF 8 . Электронная структура атома Хе в основном и возбужденном состояниях: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Форма молекулы - додекаэдр :

Могут быть и другие виды гибридизации АО.

О гибридах нам говорят много. О них повествуют и фильмы, и книги, а также их рассматривает наука. В первых двух источниках гибриды являются очень опасными существами. Они могут принести уж очень много зла. Но далеко не всегда гибридизация - это плохое явление. Достаточно часто оно бывает хорошим.

Пример гибридизации - это каждый человек. Все мы являемся гибридами двух людей - отца и матери. Так, слияние яйцеклетки и сперматозоида также является своего рода гибридизацией. Именно данный механизм позволяет двигать эволюцию. При этом бывает и гибридизация с отрицательным знаком. Давайте рассмотрим данное явление в целом.

Общее представление о гибридизации

Впрочем, не только биология включает данное понятие. И пусть во вступлении был рассмотрен пример с гибридами как полноценными особями непонятного биологического вида. При этом данное понятие может использоваться и в других науках. И значение данного термина будет несколько отличаться. Но при этом кое-что общее все же есть. Это слово "объединение", которое объединяет все возможные значения данного термина.

Где существует данное понятие?

Термин "гибридизация" используется в ряде наук. А поскольку большая часть существующих ныне дисциплин пересекается, то можно смело говорить об использовании каждого значения данного термина в любой науке, так или иначе связанной с естественными исследовательскими отраслями. При этом наиболее активно данный термин используется в:

Биологии. Отсюда пошло понятие гибрида. Хотя, как всегда, при перемещении из науки в повседневную жизнь произошло некоторое искажение фактов. Мы под гибридом понимаем особь, получившуюся в процессе скрещивания двух других видов. Хотя так бывает не всегда.
Химии. Данное понятие означает смешивание нескольких орбиталей - своеобразных путей движения электронов.
Биохимии. Здесь ключевым понятием является гибридизация ДНК.

Как видим, третий пункт находится на стыке двух наук. И это абсолютно нормальная практика. Один и тот же термин может образовывать на стыке двух наук абсолютно другое значение. Давайте более детально рассмотрим понятие гибридизации в этих науках.

Что такое гибрид?

Гибрид - это существо, которое получилось в процессе гибридизации. Данное понятие относится к биологии. Гибриды могут получаться как случайно, так и специально. В первом случае это могут получиться животные, которые создаются в процессе спаривания двух разновидовых существ.

Например, рассказывают о том, что появляются у кошек и собак дети, которые не являются ни одними из них. Иногда гибриды создаются специально. Например, когда к абрикосу прикрепляют вишню, мы имеем дело как раз с специальной гибридизацией.

Гибридизация в биологии

Биология - интересная наука. И понятие гибридизации в ней не менее увлекательное. Под данным термином подразумевается объединение генетического материала разных клеток в одной. Это могут быть как представители одного вида, так и нескольких. Соответственно, происходит деление на такие разновидности гибридизации.

Внутривидовая гибридизация. Это когда две особи одного вида создают потомка. Примером внутривидовой гибридизации можно считать человека. Он получился в процессе слияния половых клеток представителей одного биологического вида.
Межвидовая гибридизация. Это когда скрещиваются похожие, но принадлежащие к разным видам, животные. Например, гибрид коня и зебры.
Отдаленная гибридизация. Это когда скрещиваются представители хоть и одного вида, но при этом не объединенные семейными связями.

Каждая из этих разновидностей помогает не только эволюции. Ученые также активно стараются скрещивать разные виды живых существ. Лучше всего получается с растениями. Причин этому несколько:

Разное количество хромосом. У каждого вида есть не только специфическое количество хромосом, но и их набор. Все это мешает воспроизводить потомство.
Размножаться могут только растения-гибриды. И то не всегда.
Полиплоидными могут быть только растения. Чтобы растение размножалось, оно должно стать полиплоидным. В случае с животными это верная смерть.
Возможность вегетативной гибридизации. Это очень простой и удобный способ создания гибридов нескольких растений.

Это причины, по которым скрещивать два растения значительно проще и эффективнее. В случае с животными, возможно, в будущем получится добиться возможности размножения. Но на данный момент официальным в биологии считается мнение, что животные-гибриды утрачивают способность размножаться, так как данные особи являются генетически нестабильными. Следовательно, неизвестно, к чему может привести их размножение.

Виды гибридизации в биологии

Биология - наука достаточно широкая по своей специализации. Бывает два вида гибридизации, которые она предусматривает:

Генетическая. Это когда из двух клеток делается одна с уникальным набором хромосом.
Биохимическая. Примером данного вида является гибридизация ДНК. Это когда комплементарные нуклеиновые кислоты объединяются в одну ДНК.

Можно делить на большее количество разновидностей. Но это мы сделали в предыдущем подразделе. Так, отдаленная и внутривидовая гибридизация - это составные части первого типа. А там классификация еще больше расширяется.

Понятие вегетативной гибридизации

Вегетативная гибридизация - это понятие в биологии, которое означает такую разновидность скрещивания двух растений, при котором часть одного вида приживается на другом. То есть, гибридизация происходит за счет совмещения двух разных частей организма. Да, так можно растение охарактеризовать. Ведь у него также есть свои органы, объединенные в целую систему. Следовательно, если называть растение организмом, ничего зазорного в этом нет.

Вегетативная гибридизация имеет ряд преимуществ. Это:

Удобство.
Простота.
Эффективность.
Практичность.

Данные плюсы делают такую разновидность скрещивания очень популярной у садоводов. Также есть такое понятие, как соматическая гибридизация. Это когда скрещивают не половые клетки, а соматические, вернее, их протопласты. Данный способ скрещивания производится тогда, когда невозможно создать гибрид стандартным половым путем между несколькими растениями.

Гибридизация в химии

Но теперь мы немного отступим от биологии и поговорим о другой науке. В химии есть свое понятие, называется оно "гибридизация атомных орбиталей". Это очень сложный термин, но если разбираться немного в химии, то ничего сложного в нем нет. Сперва нужно объяснить, что же такое орбиталь.

Это своеобразный путь, по которому движется электрон. Нас этому учили еще в школе. И если происходит такое, что данные орбитали разного типа смешиваются, получается гибрид. Существует три вида явления, называемого "гибридизация орбиталей". Это такие разновидности:

sp-гибридизация - одна s и другая p орбиталь;
sp 2 -гибридизация - одна s и две p орбитали;
sp 3 -гибридизация - одна s и три p орбитали соединяются.

Данная тема достаточно сложная для изучения, и ее нужно рассматривать неразрывно от остальной части теории. Причем понятие гибридизации орбиталей касается больше конца данной темы, а не начала. Ведь нужно изучить само понятие орбиталей, какими они бывают и так далее.

Выводы

Итак, мы разобрались в значениях понятия "гибридизация". Это, оказывается, достаточно интересно. Для многих было открытием то, что в химии также есть данное понятие. Но если бы этого такие люди не знали, то чему бы они могли научиться? А так, есть развитие. Важно не прекращать тренировать эрудицию, так как это обязательно будет характеризовать вас с хорошей стороны.

Метод валентных связей позволяет наглядно объяснить пространственные характеристики многих молекул. Однако, привычного представления о формах орбиталей не достаточно для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных – s , p , d – валентных орбиталей, образованные им связи в молекулах с одинаковыми заместителями оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. В двадцатые годы XIX века Лайнусом Полингом была предложена концепция гибридизации электронных орбиталей. Под гибридизацией понимают абстрактную модель выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.

Примеры формы гибридных орбиталей представлены в таблице 5.

Таблица 5. Гибридные sp, sp 2 , sp 3 орбитали

Концепцию гибридизации удобно использовать при объяснении геометрической формы молекул и величины валентных углов (примеры заданий 2– 5).

Алгоритм определения геометрии молекул методом ВС:

а. Определить центральный атом и количество σ-связей с концевыми атомами.

б. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы и графические изображения внешних электронных уровней.

в. Согласно принципам метода ВС на образование каждой связи нужна пара электронов, в общем случае, по одному от каждого атома. Если неспаренных электронов центральному атому недостаточно, следует предположить возбуждение атома с переходом одного из пары электронов на более высокий энергетический уровень.

г. Предположить необходимость и тип гибридизации с учетом всех связей и, для элементов первого периода, неспаренных электронов.

д. Опираясь на вышеизложенные умозаключения изобразить электронные орбитали (гибридные или нет) всех атомов в молекуле и их перекрывание. Сделать вывод о геометрии молекулы и приблизительной величине валентных углов.

е. Определить степень полярности связи исходя из значений электроотрицательностей атомов (табл.6) Определить наличие дипольного момента исходя из расположения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов и/или симметрии молекулы.

Таблица 6. Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу

Примеры заданий

Задание 1 . Опишите методом ВС химическую связь в молекуле СО.

Решение (рис.25)

а. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы.

б. Для образования связи необходимо создать обобществленные электронные пары

Рисунок 25. Схема образования связи в молекуле СО (без гибридизации орбиталей)

Вывод: В молекуле СО – тройная связь С≡О

Для молекулы СО можно предположить наличие sp -гибридизации орбиталей обоих атомов (рис.26). Спаренные электроны, не участвующие в образовании связи находятся на sp -гибридной орбитали.

Рисунок 26. Схема образования связи в молекуле СО (с учетом гибридизации орбиталей)

Задание 2. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы BeH 2 и определить является ли молекула диполем.

Решение задачи представлено в таблице 7.

Таблица 7. Определение геометрии молекулы BeH 2

	Электронная конфигурация		Примечания
а.			Центральный атом – бериллий. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода
б.	H: 1s 1 Be: 2s 2		У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома бериллия все электроны спарены, его необходимо перевести в возбужденное состояние
в.	H: 1s 1 Be*: 2s 1 2p 1		Если бы один атом водорода связывался с бериллием за счет 2s -электрона бериллия, а другой – за счет 2p -электрона бериллия, то молекула не обладала бы симметрией, что энергетически не оправдано, а связи Be–Н не были бы равноценными.
г.	H: 1s 1 Be*: 2(sp ) 2		Следует предположить наличие sp -гибридизации
д.			Две sp -гибридные орбитали располагаются под углом 180°, молекула BeH 2 – линейная
е.		Электроотицательности χ Н =2,1, χ Be =1,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому водорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд δ–. На атоме бериллия δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда совпадают (она симметрична), молекула не является диполем.

Аналогичные рассуждения помогут описать геометрию молекул с sp 2 - и sp 3 -гибридными орбиталями (табл.8).

Таблица 8. Геометрия молекул BF 3 и СН 4

Задание 3. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы H 2 О и определить является ли молекула диполем. Возможно два решения, они представлены в таблицах 9 и 10.

Таблица 9. Определение геометрии молекулы H 2 O (без гибридизации орбиталей)

	Электронная конфигурация	Графическое изображение орбиталей внешнего уровня	Примечания
а.
б.	H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4
в.			Неспаренных электронов достаточно для образования двух ϭ-связей с атомами водорода.
г.			Гибридизацией можно пренебречь
д.
е.

Таким образом, молекула воду, должна иметь валентный угол около 90°. Однако угол между связями примерно 104°.

Это можно объяснить

1) отталкиванием, близко расположенных друг к другу водородных атомов.

2) Гибридизацией орбиталей (табл. 10).

Таблица 10. Определение геометрии молекулы H 2 O (с учетом гибридизации орбиталей)

	Электронная конфигурация	Графическое изображение орбиталей внешнего уровня	Примечания
а.			Центральный атом – кислород. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода.
б.	H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4		У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона.
в.			У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона.
г.			Угол в 104° позволяет предположить наличие sp 3 -гибридизации.
д.			Две sp 3 -гибридные орбитали располагаются под углом примерно 109°, молекула H 2 O по форме близка к тетраэдру, уменьшение валентного угла объясняется влиянием электронной не связывающей пары.
е.		Электроотицательности χ Н =2,1, χ О =3,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому кислорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд 2δ– На атоме водорода δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда не совпадают (она не симметрична), молекула является диполем.

Аналогичные рассуждения позволяют объяснить валентные углы в молекуле аммиака NH 3 . Гибридизацию с участием неподеленных электронных пар, обычно предполагают только для орбиталей атомов элементов II периода. Валентные углы в молекулах H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. То же самое наблюдается в ряду NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описании геометрии этих молекул, традиционно, или не прибегают к представлениям о гибридизации, или объясняют уменьшение тетраэдрического угла возрастающим влиянием неподеленной пары.