Что называют гибридизацией орбиталей

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.

* Указан идеальный валентный угол. В реальных структурах вследствие отталкивания неподелённых электронных пар валентный угол может отклоняться от идеального.

Рассмотрим, как можно использовать представление о гибридизации атомных орбиталей для предсказания и объяснения формы молекул неорганических веществ.

В молекуле аммиака азот является центральным атомом и образует три ковалентные связи с атомами водорода по обменному механизму. Если бы в образовании ковалентных связей участвовали исходные гантелеобразные р-орбитали азота, то угол между связями должен был составлять 90°. Объяснить действительный валентный угол в аммиаке можно, если использовать представление о гибридизации атомных орбиталей.

Однако, из-за того что на одной из гибридных орбиталей имеется неподелённая пара электронов, которая отталкивает орбитали со связывающими электронами, валентный угол уменьшается до 107.

В связи с тем что орбиталь с неподелённой парой электронов не входит в описание взаимного расположения атомов, принято говорить, что молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с основанием в виде правильного треугольника из атомов Н—Н—Н и вершиной — атомом N.

При присоединении к молекуле аммиака катиона водорода искажение валентных углов устраняется.

Пример 2. В соответствии с экспериментальными данными валентный угол Н—O—Н в молекуле воды составляет 104,5°, то есть молекула воды имеет угловое строение. Используя представление о гибридных орбиталях, объясните пространственное строение молекулы воды.

Источник

Гибридизация (химия)

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Содержание

Концепция гибридизации

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам.

Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи, в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.

Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.

В 1954 году Нобелевский комитет удостоил Л.Полинга премии по химии «За изучение природы химической связи и его применение к объяснению строения сложных молекул». Но сам Л.Полинг не был удовлетворён введением σ,π — описания для двойной и тройной связи и сопряжённых систем.

В 1958 году на симпозиуме, посвящённом памяти Кекуле, Л.Полинг развил теорию изогнутой химической связи, учитывающую кулоновскую электронную корреляцию. По этой теории двойная связь описывалась как комбинация двух изогнутых химических связей, а тройная связь как комбинация трёх изогнутых химических связей. [1]

Этот принцип нашёл отражение в теории отталкивания электронных пар Гиллеспи — Найхолма. Первое и наиболее важное правило которое формулировалось следующим образом:

Второе правило состоит в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра». [2]

Виды гибридизации

sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28′, что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Гибридизация и геометрия молекул

Представления о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма. Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

Источник

Орбитальная гибридизация

Гибридизация описывает связывание атомов с точки зрения атома. Для углерода с тетраэдрической координацией (например, метана CH ₄ ) углерод должен иметь 4 орбитали с правильной симметрией для связи с 4 атомами водорода.

Конфигурация основного состояния углерода 1s 2 2s 2 2p 2 или более легко читается:

Энергия, высвобождаемая при образовании двух дополнительных связей, более чем компенсирует требуемую энергию возбуждения, энергетически благоприятствуя образованию четырех связей CH.

В CH ₄ четыре гибридных sp 3 орбитали перекрываются водородными 1s орбиталями, образуя четыре σ (сигма) связи (то есть четыре одинарные ковалентные связи) одинаковой длины и силы.

переводится в

Аналогичным образом можно объяснить другие углеродные соединения и другие молекулы. Например, этен (C ₂ H ₄ ) имеет двойную связь между атомами углерода.

что дает две sp-орбитали и две оставшиеся p-орбитали. Химическая связь в ацетилене (этине) (C ₂ H ₂ ) состоит из sp-sp-перекрытия между двумя атомами углерода, образующего σ-связь, и двух дополнительных π-связей, образованных p-p-перекрытием. Каждый углерод также связывается с водородом в виде перекрытия σ s – sp под углом 180 °.

sp x гибридизация

sp x d y гибридизация

sd x гибридизация

В некоторых комплексах переходных металлов с низким числом d-электронов p-орбитали не заняты, и sd x- гибридизация используется для моделирования формы этих молекул. [11] [13] [12]

Расширение октета

В некоторых учебниках по общей химии гибридизация представлена ​​для координационного числа основной группы 5 и выше с использованием схемы «расширенных октетов» с d-орбиталями, впервые предложенной Полингом. Однако в настоящее время такая схема считается некорректной в свете расчетов вычислительной химии.

В 1990 году Эрик Альфред Магнуссон из Университета Нового Южного Уэльса опубликовал статью, окончательно исключающую роль d-орбитальной гибридизации в связывании в гипервалентных соединениях элементов второго ряда ( период 3 ), что положило конец спору и путанице. Отчасти путаница происходит из-за того, что d-функции важны в базисных наборах, используемых для описания этих соединений (в противном случае возникают неоправданно высокие энергии и искаженная геометрия). Кроме того, вклад d-функции в волновую функцию молекулы велик. Эти факты были неправильно интерпретированы как означающие, что d-орбитали должны участвовать в связывании. [14] [15]

Резонанс

Координационный номер	Резонансные структуры
5	Тригональный бипирамидный
6	Восьмигранный
7	Пентагональный бипирамидальный

Гибридизация связанных орбиталей определяется правилом Бента : «Атомный характер концентрируется на орбиталях, направленных к электроположительным заместителям».

Молекулы с неподеленными парами

Для молекул с неподеленными парами связывающие орбитали представляют собой изовалентные sp x гибриды. Например, две образующие связь гибридные орбитали кислорода в воде могут быть описаны как sp 4,0, что дает межглазничный угол 104,5 °. [17] Это означает, что они имеют характер 20% s и характер 80% p и не подразумевают, что гибридная орбиталь образована из одной s и четырех p-орбиталей на кислороде, поскольку подоболочка кислорода 2p содержит только три p-орбитали. Формы молекул с неподеленными парами следующие:

В таких случаях есть два математически эквивалентных способа представления одиночных пар. Они могут быть представлены орбиталями сигма- и пи-симметрии, подобными теории молекулярных орбиталей, или эквивалентными орбиталями, подобными теории VSEPR.

Гипервалентные молекулы

Количество гибридов с изовалентной связью (отмечено красным)
Два	Один	—
Гипервалентный компонент [16]	Линейная ось (одна р-орбиталь)	Качели	Т-образный	Линейный
	Квадратный плоский экватор (две р-орбитали)	Квадрат пирамидальный	Квадратный планарный
	Пентагональный плоский экватор (две р-орбитали)	Пятиугольная пирамидальная	Пятиугольный плоский

Связующие орбитали, образованные из гибридных атомных орбиталей, можно рассматривать как локализованные молекулярные орбитали, которые могут быть образованы из делокализованных орбиталей теории молекулярных орбиталей путем соответствующего математического преобразования. Для молекул в основном состоянии это преобразование орбиталей оставляет неизменной полную многоэлектронную волновую функцию. Гибридное орбитальное описание основного состояния, следовательно, эквивалентно делокализованному орбитальному описанию для полной энергии основного состояния и плотности электронов, а также геометрии молекулы, которая соответствует минимальному значению полной энергии.

Два локализованных представления

Молекулы с множественными связями или множественными неподеленными парами могут иметь орбитали, представленные в терминах сигма- и пи-симметрии или эквивалентных орбиталей. Различные методы валентных связей используют одно из двух представлений, которые имеют математически эквивалентные полные многоэлектронные волновые функции и связаны унитарным преобразованием набора занятых молекулярных орбиталей.

Источник

Гибридизация атомных орбиталей.

Для объяснения фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углерода), используется постулат о гибридизации близких по энергии атомных орбиталей. Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи, если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s— на 2р-АО:

Основное и возбужденное состояния атома углерода.

Например, смешение 2s-АО с 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:

АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибридизации p-АО возможны следующие виды гибридизации:

Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).

В отличие от негибридных s— или р-АО, она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s-, р— или гибридными АО) других атомов обычно дают s-МО, т.е. образуют s-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.

Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:

Впервые идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра независимо друг от друга выдвинули в 1874 г. Вант-Гофф и Ле Бель.

Переход от орбитальной модели (а) к пространственной формуле (б).

Модель молекулы метана

СH₄, RCH₃, NH₃, RNH₂, H₂O, ROH, R₂O;

а также анионам типа:

2s + 2p_x + 2p_y = 3 (2sp 2 ) 2p_z-АО в гибридизации не участвует.

Модели молекулы этилена

H₂C=CH₂, H₂C=CHR, R₂C=NR, R-N=N-R, R₂C=O, R-N=O,

а также для катионов типа

Источник

3.2. Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.

Большинство органических соединений имеют молекулярное строение. Атомы в веществах с молекулярным типом строения всегда образуют только ковалентные связи друг с другом, что наблюдается и в случае органических соединений. Напомним, что ковалентным называется такой вид связи между атомами, который реализуется за счет того, что атомы обобществляют часть своих внешних электронов с целью приобретения электронной конфигурации благородного газа.

По количеству обобществлённых электронных пар ковалентные связи в органических веществах можно разделить на одинарные, двойные и тройные. Обозначаются данные типы связей в графической формуле соответственно одной, двумя или тремя чертами:

Кратность связи приводит к уменьшении ее длины, так одинарная С-С связь имеет длину 0,154 нм, двойная С=С связь – 0,134 нм, тройная С≡С связь – 0,120 нм.

Типы связей по способу перекрывания орбиталей

Как известно, орбитали могут иметь различную форму, так, например, s-орбитали имеют сферическую, а p-гантелеобразную форму. По этой причине связи также могут отличаться по способу перекрывания электронных орбиталей:

• ϭ-связи – образуются при перекрывании орбиталей таким образом, что область их перекрывания пересекается линией, соединяющей ядра. Примеры ϭ-связей:

• π-связи – образуются при перекрывании орбиталей, в двух областях – над и под линией соединяющей ядра атомов. Примеры π-связей:

Как узнать, когда в молекуле есть π- и ϭ-связи?

При ковалентном типе связи ϭ-связь между любыми двумя атомами есть всегда, а π-связь имеет только в случае кратных (двойных, тройных) связей. При этом:

Укажем данные типы связей в молекуле бутин-3-овой кислоты:

Гибридизация орбиталей атома углерода

Гибридизацией орбиталей называют процесс, при котором орбитали, изначально имеющие разные формы и энергии смешиваются, образуя взамен такое же количество гибридных орбиталей, равных по форме и энергии.

В случае атомов углерода в гибридизации всегда принимает участие s-орбиталь, а количество p-орбиталей, которые могут принимать участие в гибридизации варьируется от одной до трех p-орбиталей.

Как определить тип гибридизации атома углерода в органической молекуле?

Потренируемся определять тип гибридизации атомов углерода на примере следующей органической молекулы:

Радикал. Функциональная группа

Под термином радикал, чаще всего подразумевают углеводородный радикал, являющийся остатком молекулы какого-либо углеводорода без одного атома водорода.

Название углеводородного радикала формируется, исходя из названия соответствующего ему углеводорода заменой суффикса –ан на суффикс –ил.

Функциональная группа — структурный фрагмент органической молекулы (некоторая группа атомов), который отвечает за её конкретные химические свойства.

В зависимости того, какая из функциональных групп в молекуле вещества является старшей, соединение относят к тому или иному классу.

R – обозначение углеводородного заместителя (радикала).

Радикалы могут содержать кратные связи, которые тоже можно рассматривать как функциональные группы, поскольку кратные связи вносят вклад в химические свойства вещества.

Если в молекуле органического вещества содержится две или более функциональных группы, такие соединения называют полифункциональными.

Источник