Гибридизация

Обычно атомы формируют связи за счет электронов разных подуровней. Несмотря на различие формы исходных орбиталей, образованные при этом связи равноценны. Теоретическое обоснование этого факта предложили Слейтер и Полинг. Они показали, что при расчете и истолковании химической связи, образованной разными орбиталями, не очень сильно различающимися по энергии, их можно заменить тем же количеством одинаковых орбиталей, называемых гибридными. При гибридизации происходит выравнивание энергии и формы атомных орбиталей. Гибридные орбитали сильно вытянуты в одну сторону от ядра, что обеспечивает их более сильное перекрывание с орбиталями других атомов, а это приводит к образованию более прочной связи. Гибридизации способствует также то, что электроны в многоэлектронных атомах испытывают меньшее отталкивание друг от друга.

Условиями устойчивой гибридизации являются:

1. Близость энергии орбиталей, участвующих в гибридизации.

2. Достаточно высокая плотность орбиталей.

3. Высокая степень перекрывания электронных облаков.

Таким образом, склонность к гибридизации с ростом заряда ядра уменьшается и в периодах, и в группах.

Форма молекулы определяется типом гибридизации центрального атома в молекуле.

Различают sp- , sp² -, sp³ - гибридизацию.

Рассмотрим примеры различных видов гибридизации:

1) ВеС1₂ Сl  Ве  Сl

₄Ве...2s² _{__ _}

2s

₄ Ве*...2s¹2р¹ 2р К=II

2s

₁₇Cl…3s²3p⁵ 3p К=1

3s

sр-гибридизация

Рисунок 6 − Схема sр-гибридизации в молекуле ВеС1₂.

Молекула ВеС1₂ имеет линейную форму, угол связи равен 180° (рисунок 6).

2) ВCI₃ Сl  В  Сl

Cl

₅В...2s²2р^I 2р К=1

2s

₅В*… 2s¹2p² 2р К=3

2s

sр² –гибридизация

Рисунок 7 − Схема sр-гибридизации в молекуле ВCI₃.

Молекула ВCI₃ имеет форму плоского треугольника, угол связи равен 120°(рисунок 7).

Н Н

3)СН₄ С

Н Н

₆ С…2s²2р² 2р K=II

2s

₆ С*…2s¹2p³ 2p

2s К=IV

sр³ -гибридизация

Рисунок 8 − Схема sр³–гибридизации в молекуле СН₄

Молекула имеет тетраэдрическую форму, угол связи равен 109⁰ 28^/ (рисунок 8).

Очень часто углы в молекулах не равны тем, которые мы рассматривали выше. Это связано с тем, что на геометрическую форму молекул влияют несвязывающие электронные пары. Рассмотрим графические формулы молекул аммиака и воды.

. .

N Н₃ Н − N − Н



H

2p

₇N …2s²2p³

2s

Рисунок 9 − Схема частичной sр³–гибридизации в молекуле NН₃.

Молекула NН₃ пирамидальная, угол связи 107,4°.

. .

Н ₂О Н  O :



H

₈ O …2s²2p⁴

2p

2s

Рисунок 10 − Схема частичной sр³–гибридизации в молекуле Н₂О.

Молекула Н₂О угловая, угол связи 104,5°.

ГЕОМЕТРИЧЕСКИЕ ФОРМЫ МОЛЕКУЛ С КРАТНЫМИ СВЯЗЯМИ

При определении геометрической формы таких молекул учитывают, что -связи образуются только «чистыми» (негибридными) р-орбиталями, в этом случае образуются совмещённые конфигурации.

Например: COCl₂

Cl

O = С

Cl

₆ С… 2s²2p² 2p K=II

2s

﴾

₆ C*…2s¹p³ 2p

2 s K=IV

Один из р-электронов образует -связь, значит атом углерода находится в состоянии sp²- гибридизации.

₈ O...2S² 2р⁴ 2р К=II

_{1 7}Cl…3s²3p⁵ 3p K=1

3s

Рисунок 11 − Схема образования молекулы COCl₂.

Молекула имеет плоскую треугольную форму, угол связи равен 120° (рисунок 11).

ПРИНЦИП ГИЛЛЕСПИ

Очень простой способ предсказания валентных углов был разработан Гиллеспи. В основе способа лежит модель отталкивания локализованных электронных пар. Для молекул и ионов с большей атомностью число осей симметрии можно определить по формуле:

n = n_2e – n_π ,

где n - число осей симметрии центрального атома;

n_2e - число электронных пар у центрального атома;

n_π, - число π-связей у центрального атома.

Например: Н₂SO₄:

Н — O O

S

Н — O O

n = 6 - 2 = 4 форма молекулы тетраэдрическая.