Гибридизация атомных орбиталей что это такое

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 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 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–ОДвойная связь

С=С, С=ОТройная связь

С≡С, С≡Nσ-связьσ-связь + π-связьσ-связь + две π-связи

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.

Изображение с портала orgchem.ru

Молекулам линейных алканов с большим числом атомов углерода соответствует зигзагообразное расположение атомов углерода.

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:

Изображение с портала orgchem.ru

При этом две р-орбитали располагаются перпендикулярно друг другу и перпендикулярно линии, на которой расположены гибридные орбитали.

Добавить комментарий Отменить ответ

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Источник

Гибридизация атомных орбиталей

Всего получено оценок: 880.

Всего получено оценок: 880.

Гибридизация атомных орбиталей – процесс, позволяющий понять, как атомы видоизменяют свои орбитали при образовании соединений. Так, что же такое гибридизация, и какие ее типы существуют?

Общая характеристика гибридизации атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей – это процесс, при котором смешиваются различные орбитали центрального атома, в результате чего образуются одинаковые по своим характеристикам орбитали.

Гибридизация происходит в процессе образования ковалентной связи.

Гибридная орбиталь имеет фору знака бесконечности или несимметричной перевернутой восьмерки, вытянутой в сторону от атомного ядра. Такая форма обусловливает более сильное, чем в случае чистых атомных орбиталей, перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями (чистых или гибридных) других атомов и приводит к образованию более прочных ковалентных связей.

Впервые идею о гибридизации атомных орбиталей выдвинул американский ученый Л. Полинг. Он считал, что у вступающего в химическую связь атома имеются разные атомные орбитали (s-, p-, d-, f-орбитали), то в результате происходит гибридизация этих орбиталей. Суть процесса заключается в том, что из разных орбиталей образуются эквивалентные друг другу атомные орбитали.

Типы гибридизации атомных орбиталей

Существует несколько видов гибридизации:

sp3-гибридизация характерна для многих элементов, например, атома углерода и других веществ IVА группы (CH₄, SiH₄, SiF₄, GeH₄ и др.)

Возможны также и более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов.

Что мы узнали?

Гибридизация – сложный химический процесс, когда разные орбитали атома образуют одинаковые (эквивалентные) гибридные орбитали. Первым теорию гибридизации озвучил американец Л. Полинг. Выделяют три основных вида гибридизации: sp-гибридизация, sp2-гибридизация, sp3-гибридизация. Существуют также более сложные виды гибридизации, в которых участвуют d-орбитали.

Источник

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 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.

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

• как обшить вокруг входной двери →