Что такое гибридизация электронных облаков
Гибридизация атомных орбиталей
Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.
Типы связей в молекулах органических веществ
Одна из характеристик химических связей — тип перекрывания орбиталей атомов в молекуле.
По характеру перекрывания различают σ-(сигма) и π‑(пи) связи.
| σ-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов. |
σ-Связь может быть образована любыми типами орбиталей (s, p, d, гибридизованными).
σ-Связь — это основная связь в молекуле, которая преимущественно образуется между атомами.
Между двумя атомами возможна только одна σ-связь.
 |  |
 |  |
 |  |
| π-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит в плоскости, перпендикулярной оси, соединяющей ядра атомов, сверху и снизу от оси связи. |
π-Связь образуется при перекрывании только р- (или d) орбиталей, перпендикулярных линии связи и параллельных друг другу.
π-Связь является дополнительной к σ-связи, она менее прочная и легче разрывается при химических реакциях.
С–С, С–Н, С–О
С=С, С=О
С≡С, С≡N
Гибридизация атомных орбиталей углерода
Электронная формула атома углерода в основном состоянии:
+6С 1s 2 2s 2 2p 2
+6С 1s 
2s 2p 
В возбужденном состоянии: один электрон переходит с 2s-подуровня на 2р-подуровень.
+6С * 1s 2 2s 1 2p 3
+6С * 1s 2 2s 1 
2p 3
Таким образом, в возбужденном состоянии углерод содержит четыре неспаренных электрона, может образовать четыре химические связи и проявляет валентность IV в соединениях.
При образовании четырех химических связей атомом углерода происходит гибридизация атомных орбиталей.
| Гибридизация атомных орбиталей — это выравнивание электронной плотности атомных орбиталей разного типа с образованием новых, молекулярных орбиталей, форма и энергия которых одинаковы. |
Изображение с портала orgchem.ru
| Например, в молекуле метана CH4 атомы водорода располагаются в пространстве в вершинах тетраэдра, центром которого является атом углерода. Валентный угол Н–С–Н в метане равен 109 о 28’ |
Молекулам линейных алканов с большим числом атомов углерода соответствует зигзагообразное расположение атомов углерода.
| Например, пространственное строение н-бутана |
При этом негибридная р-орбиталь располагается перпендикулярно плоскости, в которой расположены три гибридные sp 2 — орбитали.
Изображение с портала orgchem.ru
Модель молекулы этилена:
sp-Гибридизация
В sp-гибридизацию вступают одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. Две p-орбитали не вступают в гибридизацию:
| Две sp-гибридные орбитали атома углерода направлены в пространстве под углом 180 о друг к другу, что соответствует линейному строению. |
Изображение с портала orgchem.ru
При этом две р-орбитали располагаются перпендикулярно друг другу и перпендикулярно линии, на которой расположены гибридные орбитали.
| Например, молекула ацетилена имеет линейное строение. |
Добавить комментарий Отменить ответ
Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.
Гибридизация электронных облаков
Кратность ковалентной связи
Для ковалентной связи возможны случаи, когда два атома в молекуле связаны не одной связью, а двумя и более, то есть образуется не одна общая электронная пара, а несколько. Примером могут служить молекулы N2, O2, CH2=CH2 (этилен), ацетилена. При образовании кратных связей одна из них будет σ, а другие π. В первую очередь образуется σ-связь, как более прочная связь.
В нормальном состоянии бериллий не может принимать участие в образовании химических связей,в связи с отсутствием неспаренных электронов. Но, так как, у бериллия есть свободный p-подуровень, возможен переход атома в возбужденное состояние, которое характеризуется распариванием электронов и переходом одного их них с s- на p-подуровень.
 | |
| s | p |
4Be. 2s 2 → Be * : 2s 1 2p 1
Имея два неспаренных электрона, атом бериллия способен к образованию двух связей по обменному механизму.
Образующиеся связи должны быть разными по энергии, так как электроны находятся на разных подуровнях. Однако, экспериментально доказано, что обе связи совершенно одинаковы. Следовательно, при образовании химических связей происходит выравнивание атомных орбиталей по энергии и форме. Этот процесс получил название – гибридизация, а «выровненные» орбитали называют гибридными.
Случай гибридизации одной s- и одной p- орбитали называется sp-гибридизацией.
Для sp-гибридизации характерна линейная структура молекулы, валентный угол 180°.Такой вид гибридизации наблюдается у элементов II группы.
Например: молекула хлорида бора BCl3 5B→2s 2 2p 1 5B * →2s 1 2p 2
| ↓ | |
| s | p |
| | | ↑ |
| s | p |
Например: молекула метана CH4 6C : 2s 2 2p 2 → С * :2s 1 2p 3
ковалентность = 2 ковалентность = 4
| ↓ | | ↑ |
| s | p |
| | | ↑ | ↑ |
| s | p |
Таким образом, основные положения теории гибридизации:
1. В гибридизации участвуют орбитали разных подуровней одного уровня.
2. Число гибридных орбиталей равно числу чистых орбиталей, участвующих в гибридизации.
3. Гибридные орбитали более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обеспечивают лучшее перекрывание электронных облаков.
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
Гибридизация электронных орбиталей: sp3, sp2 и sp.
Гибридизация sp3, sp2 и sp в органической химии с практическими примерами.
Введение
Зачем нам теория гибридизации?
Вот один ответ на это. Экспериментально подтверждено, что атом углерода в метане (CH4) и других алканах имеет тетраэдрическую структуру.
Итак, чтобы предсказать валентность и геометрию атома углерода, мы рассмотрим его электронную конфигурацию и орбитали.
На первом этапе один электрон перепрыгивает с 2s на 2p орбиталь. Это приводит к возбужденному состоянию углерода:
Количество гибридных орбиталей всегда совпадает с количеством смешанных орбиталей.
Связи, которые образуются путем встречного перекрытия орбиталей, называются σ (сигма) связями, потому что электронная плотность сосредоточена на оси, соединяющей атомы C и H.
Чтобы обобщить это, любой атом с четырьмя группами (или атом или одинокая пара) является sp3 гибридизированным.
Например, какая гибридизация кислорода в следующей молекуле?
Получающиеся 3 sp2 — орбитали затем располагаются в тригональной плоской геометрии (120°).
Это создает три связи для каждого углерода и одну орбиталь слева.
Итак, два атома углерода в этилене, который является первым членом семейства алкенов, имеют двойную связь.
Вот некоторые ключевые параметры гибридизации sp2 и двойных связей, которые вам необходимо знать:
* Все атомы на двойной связи находятся в одной плоскости;
* Угол между атомами составляет 120°;
Один водород связывается с каждым атомом углерода, перекрывая его орбиталь с другой орбиталью.
Основные параметры sp гибридизации и тройной связи:
* Все атомы имеют линейную структуру;
* Угол между атомами составляет 180°;
* В тройной связи есть одна σ (сигма) и две π (пи) связи.
Гибридизация других элементов
В заключение, все, что мы обсуждали выше, относится не только к углероду.
Теория гибридизации работает с тем же принципом для всех других важных элементов в органической химии, таких как кислород, азот, галогены и многие другие.
Гибридизация атомных орбиталей: понятие и основные виды
Одна из задач химии – это изучение строения вещества, в том числе выяснение механизма образования различных соединений из простых веществ, образуемых атомами одного химического элемента. Особенности взаимодействия атомов, точнее, их разноименно заряженных компонентов – электронных оболочек и ядер, – описываются как различные типы химической связи. Так, вещества, имеющие молекулярное строение, образуются посредством ковалентной связи, для описания которой в 1931 году американским химиком Л. Полингом была предложена модель гибридизации атомных орбиталей.
Понятие о ковалентной связи
Вам будет интересно: Самые рейтинговые медицинские университеты в Москве
В тех случаях, когда в процессе взаимодействия происходит образование общей для двух атомов пары валентных электронных облаков, говорят о ковалентной связи. В результате ее возникновения формируется мельчайшая частица простого или сложного вещества – молекула.
Одной из особенностей ковалентной связи является ее направленность – следствие сложной формы электронных орбиталей p, d и f, которые, не обладая сферической симметрией, имеют определенную пространственную ориентацию. Еще одна важная особенность данного типа химической связи – насыщаемость, обусловленная ограниченным количеством внешних – валентных – облаков в атоме. Именно поэтому существование молекулы, например, H2O, возможно, а H5O – нет.
Типы ковалентной связи
Вам будет интересно: Системы единиц физических величин: понятие
Образование общих электронных пар может происходить различными способами. В механизме образования ковалентной связи важную роль играет характер перекрытия облаков и пространственная симметрия результирующего облака. По данному критерию Л. Полинг предложил различать следующие типы:
Эти пространственные характеристики имеют большое значение постольку, поскольку они коррелируют с энергетическими параметрами ковалентной связи.
Особенности многоатомных молекул
Концепция гибридизации атомных орбиталей была введена Полингом для объяснения одной из особенностей ковалентных связей в многоатомных молекулах. Известно, что связи, образуемые центральным атомом в таких молекулах, оказываются одинаковыми по пространственным и энергетическим характеристикам. Это происходит вне зависимости от того, какие орбитали (s, p или d) участвуют в формировании общей электронной пары.
Очень удобным и наглядным примером для иллюстрации этого явления служит атом углерода. При вступлении в химическую связь атом в возбужденном состоянии имеет 4 валентных орбитали: 2s, 2px, 2py и 2pz. Три последних отличаются от орбитали 2s по энергии и форме. Тем не менее в молекуле, например, метана CH4 все четыре связи совершенно равноценны и имеют валентные углы 109,5° (в то время как p-орбитали расположены под углами 90°). В других соединениях углерода встречаются валентные углы 120° и 180°; в молекулах, содержащих азот (аммиак NH3) и кислород (вода H2O) эти углы составляют 107,5° и 104,5°. Возникновение подобных валентных углов также потребовало объяснения.
Суть явления
Идея гибридизации состоит в образовании усредненных орбиталей путем перекрывания электронных облаков разного типа с близкими значениями энергии – s, p, иногда d. Количество результирующих – гибридных – орбиталей соответствует числу перекрывающихся облаков. Поскольку орбиталь – это волновая функция, определяющая вероятность нахождения электрона в той или иной точке атома, гибридная орбиталь представляет собой наложение волновых функций, происходящее в результате электронных переходов при возбуждении атома. Оно приводит к возникновению равнозначных волновых функций, различающихся только направленностью.
Гибридные орбитали эквивалентны по энергии и имеют одинаковую форму в виде объемной восьмерки, имеющей сильную асимметрию относительно ядра. На гибридизацию затрачивается меньше энергии, чем выделяется при образовании прочной ковалентной связи с гибридными орбиталями, поэтому такой процесс энергетически выгоден, то есть наиболее вероятен.
Основные виды гибридизации орбиталей и геометрия молекул
Возможны различные варианты перекрывания (смешения) внешних электронных облаков в атоме. Самыми распространенными являются следующие виды наложения орбиталей:
Существуют и более сложные варианты гибридизации атомных орбиталей: sp3d, sp3d2 и другие.
Роль модели гибридизации
Концепция Полинга дает хорошее качественное описание строения молекул. Она удобна и наглядна, успешно объясняет некоторые особенности ковалентных соединений, такие как величина валентных углов или выравнивание длины химической связи. Однако количественная сторона модели не может считаться удовлетворительной, поскольку не позволяет делать многие важные предсказания, касающиеся физических эффектов, связанных с особенностями строения молекул, – например, молекулярных фотоэлектронных спектров. Сам автор концепции гибридизации уже в начале 1950-х годов отмечал ее недостатки.
Тем не менее в становлении современных представлений о строении вещества модель гибридизации атомных орбиталей сыграла большую роль. На основе ее были разработаны более адекватные концепции, например, теория отталкивания электронных пар. Поэтому, безусловно, модель гибридизации явилась важным этапом в развитии теоретической химии, а при описании некоторых аспектов электронной структуры молекул она вполне применима и в настоящее время.
Химия. 11 класс
§ 14.1. Гибридизация атомных орбиталей
Термин гибрид вам известен из биологии и означает организм, полученный вследствие скрещивания. По аналогии с этим в теории химической связи вводят понятие гибридная орбиталь. Она рассматривается как результат своеобразного «скрещивания» разных по форме, но близких по энергии атомных орбиталей.
Теоретические представления о гибридизации атомных орбиталей построены на следующих положениях.
1. При образовании ковалентных σ-связей исходные валентные s— и p-орбитали приобретают одинаковую форму и энергию, превращаясь в гибридные орбитали.
Гибридизацией называют перераспределение электронной плотности орбиталей свободного атома при образовании молекулы с формированием гибридных орбиталей.
2. Гибридные орбитали похожи друг на друга и отличаются от исходных s— и p-орбиталей своей энергией и формой электронного облака. В результате гибридизации энергия гибридных атомных орбиталей выравнивается. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве в сторону соседних атомов. Это обеспечивает их более полное перекрывание с атомными орбиталями соседних атомов и, соответственно, более прочные связи с ними.
4. Число образующихся гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей, принимающих участие в гибридизации.
6. π-Связи образуются за счёт бокового перекрывания негибридных орбиталей.
7. Гибридные орбитали располагаются в пространстве на максимальном удалении друг от друга.
Различают несколько типов гибридизации. Каждому из них соответствует определённая ориентация гибридных орбиталей в пространстве (табл. 12.1).
Характеристики различных типов гибридизации и примеры молекул и сложных ионов, пространственное строение которых отвечает этим типам гибридизации, приведены в таблице 12.1.
