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 .

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

«Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались» .

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

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.

sp 2 -гибридизация

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

sp 3 -гибридизация

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.

В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары) .

Тип гибридизации Число
гибридных орбиталей 		Геометрия Структура Примеры
sp 2 Линейная BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2 3 Треугольная BF 3 , NO 3 - , CO 3 2-
sp 3 4 Тетраэдрическая CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2 4 Плоскоквадратная Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3 d 5 Гексаэдрическая PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2 6 Октаэдрическая SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Ссылки

Литература

  • Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. - М.; Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
  • Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. - М .: Мир, 1974. - 846 с.
  • Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. - Ростов-на-Дону: Феникс, 1997. - С. 397-406. - ISBN 5-222-00106-7
  • Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. - М .: Мир, 1975. - 278 с.

См. также

Примечания


Wikimedia Foundation . 2010 .

sp–гибридизация имеет место, например, при образовании галогенидов Be, Zn, Co и Hg (II). В валентном состоянии все галогениды металлов содержат на соответствующем энергетическом уровне s и p-неспаренные электроны. При образовании молекулы одна s- и одна р-орбиталь образуют две гибридные sp-орбитали под углом 180 о.

Рис.3 sp-гибридные орбитали

Экспериментальные данные показывают, что все галогениды Be, Zn, Cd и Hg (II) линейны и обе связи имеют одинаковую длину.

sp 2 -гибридизация

В результате гибридизации одной s-орбитали и двух p-орбиталей образуются три гибридные sp 2 -орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 о друг к другу. Такова, например, конфигурация молекулы BF 3:

Рис.4 sp 2 -гибридизация

sp 3 -гибридизация

sp 3 -гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех

р-орбиталей образуются четыре гибридные sp 3 -орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109,5 о. Гибридизация проявляется в полной равноценности связей атома углерода с другими атомами в соединениях, например, в CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 и др.

Рис.5 sp 3 -гибридизация

Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H 2 O кислород - sp 3 -гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов (рис. 2). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105 о, что довольно близко к теоретическому значению 109 о.

Рис.6 sp 3 -гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H 2 O и б) NCl 3 .

Если бы не происходило гибридизации (“выравнивания” связей O-H), валентный угол HOH был бы равен 90°, потому что атомы водорода были бы присоединены к двум взаимно перпендикулярным р-орбиталям. В этом случае наш мир выглядел бы, вероятно, совершенно по-другому.

Теория гибридизации объясняет геометрию молекулы аммиака. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей азота образуются четыре гибридные орбитали sp 3 . Конфигурация молекулы представляет из себя искажённый тетраэдр, в котором три гибридных орбитали участвуют в образовании химической связи, а четвёртая с парой электронов – нет. Углы между связями N-H не равны 90 о как в пирамиде, но и не равны 109,5 о, соответствующие тетраэдру.

Рис.7 sp 3 - гибридизация в молекуле аммиака

При взаимодействии аммиака с ионом водорода в результате донорно-акцепторного взаимодействия образуется ион аммония, конфигурация которого представляет собой тетраэдр.

Гибридизация объясняет также отличие угла между связями О-Н в угловой молекуле воды. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей кислорода образуются четыре гибридных орбитали sp 3 , из которых только две участвуют в образовании химической связи, что приводит к искажению угла, соответсвующего тетраэдру.

Рис.8 sp 3 -гибридизация в молекуле воды

В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и f-орбитали.

При sp 3 d 2 -гибридизации образуется 6 равноценных облаков. Она наблюдается в таких соединениях как 4- , 4- . При этом молекула имеет конфигурацию октаэдра.

Гибридизация орбиталей - выравнивание энергии и формы орбиталей.

Суть процесса гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной орбиталью. Гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

Гибридные орбитали имеют асимметричную форму, вытянутую в сторону присоединяемого атома.

Вид гибридной атомной орбитали, образованной смешением s- и p- орбиталей.

Электронные облака взаимно отталкиваются и располагаются в пространстве максимально удалённом расстоянии друг от друга, что соответствует минимуму энергии межэлектронного отталкивания. При этом оси четырёх sр 3 -гибридных орбиталей оказываются направленными к вершинам тетраэдра (правильной треугольной пирамиды), а углы между этими орбиталями - тетраэдрические, равные 109°28".

Тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

Типы гибридизации

Тип гибридизации

Составляющие

Геометрическая форма

Угол между связями

Примеры

1 s- орбиталь и 1 p- орбиталь

линейная
1 s- орбиталь и 2 p- орбитали

треугольная
1 s- орбиталь и 3 p- орбитали

тетраэдрическая

sp 3 d

1 s- орбиталь, 3 p- орбитали

и 1 d- орбиталь

тригонально-бипирамидальная

sp 3 d 2

1 s- орбиталь, 3 p- орбитали

и 2 d- орбитали

октаэдрическая

Вершины электронных орбиталей могут перекрываться друг с другом. Перекрытие электронных облаков по линии, проходящей через центры атомов, называют сигма (ϭ)-связью .

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи (π )-связью .

Т.к. площадь области перекрытия орбиталей при π - связи меньше, то и сама связь менее прочная, чем ϭ-связь.

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.

Рис. 1. Гибридная орбиталь внешний вид.

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:

  • . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. В результате образуются две полноценных sp-орбиталей. Эти орбитали расположены к атомному ядру таким образом, что угол между ними составляет 180 градусов.

Рис. 2. sp-гибридизация.

  • sp2-гибридизация . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и две p-орбитали. В результате происходит образование трех гибридных орбиталей, которые расположены в одной плоскости под углом 120 градусов друг к другу.
  • . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и три p-орбитали. В результате происходит образование четырех полноценных sp3-орбиталей. Эти орбитали направлены к вершине тетраэдра и располагаются друг к другу под углом 109,28 градусов.

sp3-гибридизация характерна для многих элементов, например, атома углерода и других веществ IVА группы (CH 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 и др.)

Рис. 3. sp3-гибридизация.

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.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.1 . Всего получено оценок: 315.


b – торсионный угол между плоскостями, проходящими через тройки атомов 1, 2, 3 и 2, 3, 4.

Линейная форма характерна для двухатомных молекул. Для предсказания пространственного строения многоатомной молекулы следует знать не только длину связи, но и значения валентных и тор-сионных углов.

Если молекула состоит из трех или более атомов, т.е. в ней присутствуют две или более химических связей, то между их направлениями образуются углы (вплоть до 180 0) , которые называются валентными углами (a) .

Торсионный угол (b) – двугранный угол между двумя плоскостями, проходящими через какие-либо выделенные тройки атомов.

Примеры геометрии молекул представлены на рис. 4.11.

Рассмотрим влияние гибридизации на геометрическую форму молекул.

Если учесть, что р-орбитали направлены друг к другу под углом 90 0 , следовало бы предложить, что связи в молекулах, например, Н 2 О, NH 3 должны быть также направлены друг к другу под прямыми углами. Однако это не так. Более того, часто не оправдывается на опыте ожидаемая неравноценность связей, образованных за счет различных по форме орбиталей. Опытным путем установлено, что, если атом образует несколько однотипных связей за счет электронов разных энергетических подуровней, то эти связи оказываются энергетически равноценными.

Рис. 4.11. Геометрия молекул:

(а) – линейная; (б) – треугольная; (в) – тетраэдрическая;

(г) – тригонально-бипирамидальная; (д) – октаэдрическая;

(е) – пентагонально-бипирамидальная

Квантовомеханическая теория строения атома не может объяснить этого факта, и для проведения теории в соответствие с экспериментом возникла гипотеза гибридизации орбиталей .

Согласно этой гипотезе, различные орбитали одного атома, участвующие в образовании s-связей, выравниваются по форме и энергии . Из нескольких различных орбиталей образуется такое же число гибридных орбиталей, имеющих одинаковую форму и одинаковую энергию. Гибрид-ные орбитали в пространстве вокруг ядра располагаются равномерно.

В гибридизации могут принимать участие орбитали различной формы. Рассмотрим лишь гибридизацию s- и p- атомных орбиталей. Орбиталь, возникающая при «выравнивании» s- и p- орбиталей, представляет собой неравноплечную «восьмерку» (рис. 4.12). Она в большей степени вытянута в одну сторону от ядра, чем в другую. Поскольку степень перекрывания валентных орбиталей в таком случае выше, химическая связь, образованная гибридной орбиталью, должна быть более прочной, чем образованная обычными s- и p- орбиталями.

Рис. 4.12. Форма sp-гибридной орбитали

В зависимости от количества взаимодействующих орбиталей в атоме в результате гибридизации образуется различное число гибрид-ных орбиталей. Следовательно, и формы молекул будут различны. Рассмотрим ряд простейших примеров.

При образовании молекул галогенидов бериллия, например, BeCl 2 , в образовании химических связей со стороны центрального атома принимают участие один s- и один p-электроны, появляющиеся при возбуждении атома:


Такое возбуждение оправдано, если выделяющаяся при последую-щем образовании химической связи энергия компенсирует затраты энер-гии на возбуждение атома (перескок s-электрона на p-орбиталь).

Наличие неспаренных электронов должно было бы обеспечить две связи атома бериллия с двумя атомами хлора (имеющими неспаренные 3p-электроны), однако эти связи были бы неравноценны.

При затрате небольшой энергии вместо исходных s- и p- орбиталей атома бериллия образуются две равноценные sp-орбитали. Гибридные sp-орбитали вытянуты (рис. 4.13, а) в противоположных друг другу направлениях (валентный угол 180 О). Обе образующиеся связи энергети-чески равноценны.

Поскольку энергия, выделяющаяся при образовании связей Be – Cl, больше, чем сумма затрат энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его 2s- и 2p-орбиталей, образование молекулы BeCl 2 энергетически выгодно.

Рассмотренный случай носит название sp-гибридизации . Молекулы, образованные с участием sp-гибридных орбиталей, линейны. Простейший пример подобного рода – линейная молекула ацетилена C 2 H 2 , образованная за счет sp-гибридных орбиталей атомов углерода (остальные p-орбитали атомов углерода участия в гиб-ридизации в данном случае не принимают, а образуют p-связи).

При гибридизации одной s- и двух p- орбиталей образуются три равноценные sp 2 -гибридные орбитали. Примером может служить обра-зование молекулы трихлорида бора. При возбуждении в атоме бора появляются три неспаренных электрона:

Орбитали, на которых расположены эти электроны, усредняются по форме и энергии, образуя три sp 2 -гибридные орбитали, располагаю-щиеся под углом 120 О друг к другу (рис. 4.13, б). Этот угол является оптимальным: он обеспечивает максимальное взаимное удаление и минимальную энергию отталкивания трех гибридных орбиталей, следовательно, обеспечивает минимальную энергию системы.

Таким образом, молекулы, образованные за счет sp 2 -гибридных орбиталей, представляют собой правильный треугольник, в центре кото-рого находится центральный атом (в нашем случае - бор), а в вершинах – остальные атомы (хлора). Все три связи в молекуле равноценны.

Примеры молекул с sp 2 -гибридными орбиталями атома углерода – это органические вещества: этилен C 2 H 4 , бензол С 6 Н 6 и др. (в этих случаях три орбитали атома углерода гибридизуются, а четвертая – участвует в образовании p-связи).

Если в образовании гибридных орбиталей принимают участие четыре орбитали (например, в молекуле метана CH 4), имеет место sp 3 -гибридизация. Возбужденный атом углерода имеет 4 неспаренных электрона (один s- и три p-электрона):

Рис. 4.13. Схема расположения орбиталей при sp- (а), sp 2 - (б) и

sp 3 - гибридизации (в)

Если все четыре орбитали принимают участие в гибридизации, то четыре образовавшихся sp 3 -гибридные орбитали вследствие взаимного отталкивания ориентируются друг к другу под углом 109 О 28 / (рис. 4.9, в). При этом атом углерода занимает место в центре правильного тетраэдра, а в вершинах находятся его партнеры (в случае метана – атомы водорода).

В атоме азота на внешнем энергетическом уровне находятся пять электронов:


Современная квантовохимическая теория химической связи предполагает, что при образовании молекулы аммиака NH 3 орбитали атома азота подвергаются sp 3 -гибридизации. В этом случае говорят о гибридизации не электронов, а орбиталей, поэтому она может наблюю-даться как в случае орбиталей, содержащих по одному электрону, так и в случае орбиталей, заселенных двумя электронами, либо вовсе свободных от них. Три атома водорода аммиака занимают три вершины образующегося тетраэдра из sp 3 -гибридных орбиталей. Четвертая вершина тетраэдра занята гибридным электронным облаком, не участвующим в образовании химической связи. Поскольку не все вершины тетраэдра идентичны, валентный угол в молекуле аммиака меньше тетраэдрического и равен 107 0 , т.е. молекула представляет собой слегка искаженный тетраэдр (тригональную пирамиду см. рис. 4.10, б).

В молекуле воды валентный угол Н–О–Н также близок к тетраэдрическому (104,5 0). Объясняют это тем, что орбитали атома кислорода подвергаются sр 3 -гибридизации, причем две sр 3 -гибридные орбитали перекрываются с s-орбиталями двух атомов водорода, а две заселены неподеленными электронными парами.

Энергетические характеристики связей в галогеноводородах показывают, что даже в этом случае орбитали атомов галогенов подвержены sp 3 -гибридизации, и связь образована s-орбиталью атома водорода и sр 3 -гибридной орбиталью атома галогена. Кажется, что нет необходимости применять теорию гибридизации для двухатомных моле-кул, но связь в галогеноводородах обладает большей прочностью, чем дает расчет для связи, образованной «чистой» р-орбиталью.

Примеры влияния неподеленных электронных пар центрального атома на геометрию молекулы рассмотрены также на рис. 4.14. и в табл. 4.3.

Таким образом, соответствие теории гибридизации эксперимен-тальным исследованиям (например, данным по энергетике химических связей) подтверждает важность самой концепции гибридизации. Гибридизацией определяется химическое и кристаллохимическое строение веществ, а, следовательно, и их химические свойства.

Рис. 4.14. Влияние неподеленных электронных пар (Е) центрального атома на пространственную конфигурацию молекул:

(а) – тетраэдр; (б) – тригональная пирамида; (в) – угловая форма;

(г) – тригональная бипирамида; (д) – искаженный тетраэдр; (е) – Т-форма; (ж) – линейная форма; (з) – октаэдр; (и) – тетрагональная пирамида; (к) – квадрат

Таблица 4.3

Число электронных пар центрального атома

и пространственная конфигурация молекул ABn

Число электронных пар атома А Расположение электронных пар Число связывающих пар Число неподеленных пар Геометрическая форма и состав молекулы* Примеры
Линейное Линейная АВ 2 BeH 2 , BeCl 2
Треугольное Плоский треугольник АВ 3 Угловая АВ 2 Е BF 3 SnCl 2
Тетраэдрическое Тетраэдр АВ 4 Тригональная пирамида АВ 3 Е Угловая АВ 2 Е 2 CCl 4 , CH 4 H 3 N, NF 3 H 2 O, OF 2
Тригонально-бипира-мидальное Тригональная бипирамида АВ 5 Неправильный тетраэдр АВ 4 Е Т-образная АВ 3 Е 2 Линейная АВ 2 Е 3 PCl 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 , IF
Октаэдрическое Октаэдр АВ 6 Квадратная пирамида АВ 5 Е Плоский квадрат АВ 4 Е 2 SF 6 , SiF IF 5 , SbF XeF 4 , ICl
Пентагонально-бипи-рамидальное Пентагональная бипирамида АВ 7 Неправильный октаэдр АВ 6 Е IF 7 XeF 6

*E – неподеленная электронная пара.