Второе валентное состояние углерода (sp2 - гибридцзация). Π-Связи.

Состояние sp²-гибридизации — результат взаимодействия одной s- и двух р-орбиталей (р_х, р_у).

Строение атома углерода в sp²-гибридизации

Образованные три эквивалентные sp²-гибридные орбитали нахо­дятся в одной плоскости под углом 120°, поэтому sp²-гибридизация на­зывается тригональной. Негибридизованная р_z-орбиталь расположена в плоскости, которая перпендикулярна плоскости расположения гиб­ридных орбиталей. Такая гибридизация характерна для со­единений с двойными связями, например, для этилена.

Образование π-связи в молекуле этилена

Атомы углерода в этилене находятся в sp²-гибридизации. Перекры­вание трех гибридных орбиталей каждого из углеродов дает σ-связи (че­тыре С-Н и одну С-С). Кроме того, перекрывание двух негибридизованных р-орбиталей в плоскости, перпендикулярной плоскости σ-свя­зи, называют π-перекрываннем, а образующаяся в результате связь — π-связью. Ее максимальная электронная плотность сконцентрирова­на в двух областях — выше и ниже оси, соединяющей центры атомов. π-Связь менее прочна, чем σ. π-Связь образуется только между атома­ми, которые находятся в sp²- или sp-гибридизации.

Третье валентное состояние (sp-гибридизация)

Состояние sp-гибридизации — результат взаимодействия одной s- и одной р-орбитали (р_х).

sp-Гибридизацию называют еше линейной потому, что две sp-гиб- ридные орбитали расположены под углом 180°. Остальные две негиб- ридизованные р_y- и р_z-орбитали находятся в двух взаимно перпенди­кулярных плоскостях и расположены под прямым углом к sp-гибридным орбиталям. Доля s-облака в каждой из двух гибридных sp-орбиталей равна ½. Такой тип гибридизации характерен для соединений с тройной связью, например, для ацетилена.

В молекуле ацетилена sp-гибридизованные атомы образуют две простые С—Н σ-связи и одну тройную связь между двумя атомами уг­лерода, которая состоит из одной σ- и двух π-связей, расположенных во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Образование π-связи в молекуле ацетилена

Строение атома углерода в sp-гибридизации:

а – схема образования гибридных sp-орбиталей;

б – взаимное размещение орбиталей при sp-гибридизации

Для описания химической связи с позиций квантовой механики пользуются двумя основными методами: валентных связей (ВС) и мо­лекулярных орбиталей (МО).

Метод валентных связей был предложен в 1927 году В. Гайтлером и Ф. Лондоном. Основные положения метода заключаются в следую­щем. Химическая связь представлена в виде пары электронов с про- тивоположными спинами. Она образуется в результате перекрывания атомных орбиталей.

При образовании молекулы атомные орбитали остаются без изме­нений, а пара связывающих электронов локализована между двумя атомами.

Схема образования ковалентной связи Н—Н

В отличие от метода валентных связей метод молекулярных орби­талей рассматривает молекулу не как совокупность атомов, сохраня­ющих свою индивидуальность, а как единое целое. Предполагается, что каждый электрон в молекуле движется в суммарном поле, созда­ваемом остальными электронами и всеми ядрами атомов. Иначе гово­ря, в молекуле различные АО взаимодействуют между собой с образо­ванием нового типа орбиталей, называемых молекулярными орбита­лями (МО).

Перекрывание двух атомных орбиталей приводит к образованию двух молекулярных орбиталей.

Одна из них имеет более низкую энергию, чем исходные АО, и называется связывающей орбиталью, другая обладает более высокой энергией, чем образующая ее АО, и называется разрыхляющей или ан- тисвязывающей орбиталью. Заполнение молекулярных орбиталей элек­тронами происходит аналогично заполнению атомных, то есть по принципу Паули и в соответствии с правилом Гунда. Молекулярная разрыхляюшая орбиталь в основном состоянии остается вакантной. Ее заполнение электронами происходит при возбуждении молекулы, что ведет к разрыхлению связи и распаду молекулы на атомы.