Generel og BIOorganisk kemi

(forelæsningsnotater)

Del 2. Organisk kemi

For 1. års studerende på Det Medicinske Fakultet, speciale "Tandlæge"

Forlag for Peoples' Friendship University of Russia,

GODKENDT

RIS Akademisk Råd

Folkets Venskabsuniversitet i Rusland

Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.

Generel og bioorganisk kemi (forelæsningsnotater). Del 2. Organisk kemi. For 1. års studerende på Det Medicinske Fakultet, speciale “Tandlæge”. M.: Forlaget RUDN, 2010. 108 s.

Forelæsningsnotater givet til 1. års studerende på Det Medicinske Fakultet, speciale “Tandlæge”. Udarbejdet i henhold til kursusprogrammet "Generel og bioorganisk kemi".

Udarbejdet ved Institut for Almen Kemi.

© Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.

© Forlag af Peoples' Friendship University of Russia, 2010

INTRODUKTION

Bioorganisk kemi er en gren af ​​kemi, der er tæt knyttet til sådanne særlige discipliner af medicinske fakulteter på universiteter som biokemi, farmakologi, fysiologi, molekylær Biologi. Det er et videnskabsområde, der studerer strukturen og mekanismerne for funktion af biologisk aktive molekyler fra perspektiv og ideer organisk kemi, som bestemmer mønstrene i forholdet mellem struktur og reaktivitet organiske forbindelser.

Hovedopmærksomheden i dette forelæsningsforløb er rettet mod klassificeringen af ​​organiske forbindelser i henhold til strukturen af ​​kulstofskelettet og arten af ​​funktionelle grupper, lovene, der forbinder den kemiske struktur af organiske molekyler med arten af ​​deres reaktionscentre, forbindelsen af deres elektroniske og rumlige struktur med mekanismerne for kemiske transformationer.

TEORI OM ORGANISKE FORBINDELSES KEMISKE STRUKTUR

Organiske forbindelser- disse er kulstofforbindelser (undtagen de simpleste), hvori den udviser valens IV.

Organisk kemi– dette er kemien af ​​kulbrinter og deres derivater.

Kulstofatomet i organiske forbindelser er i en exciteret tilstand og har fire uparrede elektroner:

6 С 1s 2 2s 2 2p 2 → 6 С* 1s 2 2s 1 2p 3

Et carbonatom i en exciteret tilstand er i stand til:

1) danner stærke bindinger med andre kulstofatomer, hvilket fører til dannelse af kæder og cyklusser;

2) pga forskellige typer hybridisering af orbitaler til dannelse af simple, dobbelt- og tredobbelte bindinger mellem carbonatomer og med andre atomer (H, O, N, S, P, etc.);

3) kombineres med fire forskellige atomer, hvilket fører til dannelsen af ​​forgrenede kulstofkæder.

Typer af carbonatomhybridisering i organiske forbindelser

sp 3 – hybridisering

Alle fire valensorbitaler er involveret i hybridisering. Bindingsvinkel 109 o 28' (tetraeder). Kulstofatomer danner kun simple (σ) bindinger - forbindelsen er mættet.

sp 2 – hybridisering

Tre hybrid og en ikke-hybrid orbital dannes. Bindingsvinkel 120° (flade strukturer, almindelig trekant). Hybride orbitaler danner σ-bindinger. Ikke-hybride orbitaler danner p-bindinger. sp 2–Hybridisering er typisk for umættede forbindelser med én p-binding.

sp – hybridisering

To hybride og to ikke-hybride orbitaler dannes. Bindingsvinkel 180° (lineære strukturer). Kulstofatomet er i tilstanden sp-hybridisering deltager i dannelsen af ​​to dobbeltbindinger eller en tredobbeltbinding.

Teori om strukturen af ​​organiske forbindelser formuleret i 1861 af A.M. Butlerov og omfatter følgende bestemmelser:

1. Alle atomer, der udgør molekylet, er forbundet med hinanden i en strengt defineret rækkefølge i overensstemmelse med deres valenser. Den rækkefølge, hvori atomer kombineres til et molekyle, bestemmer dets kemisk struktur .

2. Organiske forbindelsers egenskaber afhænger ikke kun af stoffernes kvalitative og kvantitative sammensætning, men også af rækkefølgen af ​​deres forbindelse (molekylets kemiske struktur).

3. Atomer i et molekyle har gensidig indflydelse på hinanden, dvs. egenskaberne for grupper af atomer i et molekyle kan ændre sig afhængigt af arten af ​​andre atomer, der udgør molekylet. Den gruppe af atomer, der definerer Kemiske egenskaber organiske molekyler kaldes funktionel gruppe .

4. Hver organisk forbindelse har kun én kemisk formel. Ved at kende den kemiske formel kan du forudsige en forbindelses egenskaber, og ved at studere dens egenskaber i praksis kan du etablere den kemiske formel.

Organisk molekyle

Typer af kulstofskelet:

Acyklisk:

· forgrenet;

· normal (lineær).

Cyklisk:

· carbocyklisk (en cyklus af kun kulstofatomer);

· heterocyklisk (ud over carbonatomer inkluderer cyklussen nogle andre atomer - nitrogen, oxygen, svovl).

Typer af carbonatomer i en carbonhydridkæde:

H3C-CH2-CH-C-CH3

Primære carbonatomer (forbundet i en kæde med kun et carbonatom, er terminal);

Sekundært carbonatom (forbundet til to tilstødende carbonatomer, placeret i midten af ​​kæden);

Tertiært carbonatom (placeret på en gren af ​​carbonkæden, forbundet med tre carbonatomer);

Kvartært carbonatom (har ingen andre substituenter end carbonatomer).

Funktionel gruppe– speciel gruppe atomer, som bestemmer forbindelsers kemiske egenskaber.

Eksempler funktionelle grupper:

-HAN-hydroxylgruppe (alkoholer, phenoler);

C=O– carbonylgruppe (ketoner, aldehyder);

MED- carboxylgruppe ( carboxylsyrer);

-NH 2 - aminogruppe (aminer);

-SH – thiolgruppe (thioalkoholer)

organisk forbindelse

sammensatte

ejendomme

kemisk struktur

De atomer, der udgør organisk forbindelse, kan kombineres til molekyler på forskellige måder. For eksempel kan en forbindelse med sammensætningen C2H6O have to kemiske forbindelser med forskellige fysiske og kemiske egenskaber:

Forbindelse organisk forbindelse - antal atomer forskellige elementer inkluderet i dets molekyle. Isomerer– forbindelser, der har samme sammensætning, men forskellige kemiske strukturer. Isomerer har forskellige kemiske egenskaber.

Typer af isomeri

STRUKTUREL ISOMERISME

Carbon kæde isomerisme:

Isomerisme af positionen af ​​flere bindinger:

Interklasse-isomerisme:

STEREOISOMERISME

Geometrisk(rumlig, cis-trans-isomerisme af forbindelser med dobbeltbindinger):

cis-buten-2	trance-buten-2

Geometrisk isomeri er mulig, hvis hvert af carbonatomerne involveret i dannelsen af ​​en dobbeltbinding har forskellige substituenter. For buten-1 CH 2 = CH–CH 2 – CH 3 er geometrisk isomerisme således umulig, da et af carbonatomerne ved dobbeltbindingen har to identiske substituenter (hydrogenatomer).

Geometrisk(rumlig, cis-trans-isomerisme af cykliske grænseforbindelser):

Geometrisk isomeri er mulig, hvis mindst to carbonatomer, der danner en ring, har forskellige substituenter.

Optisk:

Optisk isomerisme er en type stereoisomerisme forårsaget af molekylernes chiralitet. I naturen er der forbindelser, der er relateret som to hænder på en person. En af egenskaberne ved disse forbindelser er deres uforenelighed med deres spejlbillede. Denne egenskab kaldes chiralitet (fra græsk. « Med arving"- hånd).

Den optiske aktivitet af molekyler detekteres, når de udsættes for polariseret lys. Hvis en polariseret lysstråle føres gennem en opløsning af et optisk aktivt stof, vil polariseringsplanet rotere. Optiske isomerer er udpeget ved hjælp af præfikser d-

Sp-hybridisering

sp-hybridisering sker for eksempel under dannelsen af ​​Be-, Zn-, Co- og Hg(II)-halogenider. I valenstilstanden indeholder alle metalhalogenider s og p-uparrede elektroner på det passende energiniveau. Når et molekyle dannes, danner en s og en p orbital to hybride sp orbitaler i en vinkel på 180 grader.

Fig.3 sp hybrid orbitaler

Eksperimentelle data viser, at Be-, Zn-, Cd- og Hg(II)-halogenider alle er lineære og begge bindinger er af samme længde.

sp 2 hybridisering

Som et resultat af hybridiseringen af ​​en s-orbital og to p-orbitaler dannes tre hybride sp 2-orbitaler, placeret i samme plan i en vinkel på 120 o i forhold til hinanden. Dette er for eksempel konfigurationen af ​​BF 3-molekylet:

Fig.4 sp 2 hybridisering

sp 3 hybridisering

sp 3 hybridisering er karakteristisk for carbonforbindelser. Som et resultat af hybridiseringen af ​​en s orbital og tre

p-orbitaler dannes fire hybride sp 3 orbitaler, rettet mod tetraederens toppunkter med en vinkel mellem orbitalerne på 109,5 o. Hybridisering manifesteres i fuldstændig ækvivalens af bindingerne af et carbonatom med andre atomer i forbindelser, for eksempel i CH 4, CCl 4, C(CH 3) 4, osv.

Fig.5 sp 3 hybridisering

Hvis alle hybridorbitaler er forbundet med de samme atomer, så er bindingerne ikke forskellige fra hinanden. I andre tilfælde forekommer der små afvigelser fra standardbindingsvinkler. For eksempel i vandmolekylet H 2 O, er oxygen - sp 3 -hybrid, placeret i midten af ​​et uregelmæssigt tetraeder, på hvis toppunkter to brintatomer og to ensomme elektronpar "ser ud" (fig. 2). . Molekylets form er kantet, når det ses fra atomernes centre. HOH-bindingsvinklen er 105°, hvilket er ret tæt på den teoretiske værdi på 109°.

Fig.6 sp 3 - hybridisering af oxygen- og nitrogenatomer i molekyler a) H 2 O og b) NCl 3.

Hvis der ikke var nogen hybridisering ("alignment" O-H bindinger), ville bindingsvinklen for HOH være 90°, fordi hydrogenatomerne ville være bundet til to indbyrdes vinkelrette p-orbitaler. I dette tilfælde ville vores verden nok se helt anderledes ud.

Hybridiseringsteorien forklarer ammoniakmolekylets geometri. Som et resultat af hybridiseringen af ​​2s og tre 2p orbitaler af nitrogen dannes fire sp 3 hybrid orbitaler. Konfigurationen af ​​molekylet er et forvrænget tetraeder, hvor tre hybridorbitaler deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding, men den fjerde med et elektronpar gør det ikke. Vinkler imellem N-H-bindinger ikke lig med 90° som i en pyramide, men heller ikke lig med 109,5°, svarende til et tetraeder.

Fig.7 sp 3 - hybridisering i et ammoniakmolekyle

Når ammoniak interagerer med en hydrogenion, som et resultat af donor-acceptor-interaktion, dannes en ammoniumion, hvis konfiguration er et tetraeder.

Hybridisering forklarer også forskellen i vinkel mellem O-H forbindelser i hjørnet vandmolekyle. Som et resultat af hybridiseringen af ​​2s og tre 2p orbitaler af oxygen dannes fire sp 3 hybrid orbitaler, hvoraf kun to er involveret i dannelsen af ​​en kemisk binding, hvilket fører til en forvrængning af vinklen svarende til tetraederet .

Fig.8 sp 3 hybridisering i et vandmolekyle

Hybridisering kan involvere ikke kun s- og p-orbitaler, men også d- og f-orbitaler.

Med sp 3 d 2 hybridisering dannes 6 ækvivalente skyer. Det observeres i sådanne forbindelser som 4-, 4-. I dette tilfælde har molekylet en oktaederkonfiguration.

Opgave 261.
Hvilke typer carbon AO-hybridisering svarer til dannelsen af ​​CH-molekyler 4, C2H6, C2H4, C2H2?
Løsning:
a) I CH-molekyler 4 og C2H6 Valenselektronlaget i et carbonatom indeholder fire elektronpar:

Derfor vil elektronskyerne i carbonatomet i CH 4- og C 2 H 6-molekylerne være maksimalt fjernt fra hinanden under sp3-hybridisering, når deres akser er rettet mod hjørnerne af tetraederet. I dette tilfælde, i CH4-molekylet, vil alle hjørnerne af tetraederet være optaget af hydrogenatomer, således at CH4-molekylet har en tetraedrisk konfiguration med et carbonatom i midten af ​​tetraederet. I C 2 H 6 molekylet optager brintatomer tre hjørner af tetraederet, og den fælles elektronsky af et andet carbonatom er rettet mod det fjerde toppunkt, dvs. to carbonatomer er forbundet med hinanden. Dette kan repræsenteres ved diagrammer:

b) I C 2 H 4 molekylet er der et valenselektronlag i carbonatomet, som i CH 4 og C 2 H 6 molekylerne. indeholder fire elektronpar:

Når C 2 H 4 dannes, dannes tre kovalente bindinger efter den sædvanlige mekanisme, dvs. er - forbindelser, og en - - forbindelse. Når et C 2 H 4 molekyle dannes, har hvert carbonatom to hydrogenatomer - bindinger og to bindinger til hinanden, en - og en - bindinger. Hybride skyer svarende til denne type hybridisering er placeret i kulstofatomet, således at interaktionen mellem elektroner er minimal, dvs. så langt fra hinanden som muligt. Dette arrangement af carbonatomer (to dobbeltbindinger mellem carbonatomer) er karakteristisk for sp 2 hybridisering af carbon AO. Under sp 2 hybridisering er elektronskyerne i carbonatomer orienteret i retninger, der ligger i samme plan og danner vinkler på 120 0 med hinanden, dvs. i retninger til hjørnerne af en regulær trekant. I ethylenmolekylet involverer dannelsen af ​​- bindinger tre sp 2 -hybride orbitaler af hvert carbonatom, to mellem to hydrogenatomer og en med det andet carbonatom, og - bindingen dannes på grund af p-elektronskyerne i hver carbonatom. Strukturformlen for C 2 H 4 molekylet vil se ud som:

c) I C 2 H 2-molekylet indeholder carbonatomets valenselektronlag fire elektronpar:

Strukturformlen for C 2 N 2 er:

Hvert carbonatom er forbundet med et elektronpar til et brintatom og tre elektronpar til et andet carbonatom. I et acetylenmolekyle er carbonatomer således forbundet med hinanden ved en -binding og to -bindinger. Hvert carbonatom er forbundet med brint ved en -binding. Dannelsen af ​​- bindinger involverer to sp-hybride AO'er, som er placeret i forhold til hinanden, således at interaktionen mellem dem er minimal, dvs. så langt fra hinanden som muligt. Derfor, under sp-hybridisering, er elektronskyerne mellem carbonatomer orienteret ind modsatte retninger i forhold til hinanden, dvs. vinkel imellem S-S forbindelser er 1800. Derfor har C 2 H 2 molekylet en lineær struktur:

Opgave 262.
Angiv typen af ​​hybridisering af silicium AO i SiH 4 og SiF 4 molekyler. Er disse molekyler polære?
Løsning:
I SiH 4 og SiF 4 molekyler indeholder valenselektronlaget fire par elektroner:

Derfor vil siliciumatomets elektronskyer i begge tilfælde være maksimalt fjernt fra hinanden under sp 3 hybridisering, når deres akser er rettet mod tetraederens hjørner. Desuden er alle hjørnerne af tetraederet i SiH 4-molekylet optaget af hydrogenatomer, og i SiF 4-molekylet - af fluoratomer, således at disse molekyler har en tetraedrisk konfiguration med et siliciumatom i midten af ​​tetraederet:

I tetraedriske molekyler SiH 4 og SiF 4 ophæver dipolmomenterne af Si-H og Si-F bindingerne hinanden gensidigt, således at de samlede dipolmomenter for begge molekyler bliver lig med nul. Disse molekyler er ikke-polære på trods af polariteten af ​​Si-H og Si-F bindingerne.

Opgave 263.
I SO 2 og SO 3 molekyler er svovlatomet i en tilstand af sp 2 hybridisering. Er disse molekyler polære? Hvad er deres rumlige struktur?
Løsning:
Under sp 2 hybridisering er hybridskyer placeret i svovlatomet i retninger, der ligger i samme plan og laver vinkler på 120 0 med hinanden, dvs. rettet mod hjørnerne af en regulær trekant.

a) I SO 2 molekylet danner to sp 2 -hybrid AO'er en binding med to oxygenatomer, den tredje sp 2 -hybrid orbital vil være optaget af et frit elektronpar. Dette elektronpar vil forskyde elektronplanet og SO 2 molekylet vil tage form af en uregelmæssig trekant, dvs. vinkel OSO vil ikke være lig med 120 0. Derfor vil SO 2 molekylet have en vinkelform med sp 2 hybridisering af de atomare orbitaler, strukturen:

I SO 2 molekylet gensidig kompensation af dipolmomenter S-O forbindelser sker ikke; et sådant molekyles dipolmoment vil have en værdi større end nul, dvs. molekylet er polært.

b) I hjørnet SO 3 molekylet danner alle tre sp2-hybrid AO'er en binding med tre oxygenatomer. SO3-molekylet vil have form som en flad trekant med sp2-hybridisering af svovlatomet:

I et trekantet SO 3 molekyle ophæver dipolmomenterne af S-O bindingerne hinanden, så det samlede dipolmoment bliver nul, molekylet er polært.

Opgave 264.
Når SiF4 interagerer med HF, dannes en stærk syre H 2 SiF 6, som dissocierer i H + og SiF 6 2- ioner. Kan reaktionen mellem CF 4 og HF forløbe på lignende måde? Angiv typen af ​​hybridisering af silicium AO i SiF 6 2- ionen.
Løsning:
a) Når det exciteres, går siliciumatomet fra tilstanden 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 til tilstanden 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0, og elektronisk struktur valens orbitaler svarer til diagrammet:

Fire uparrede elektroner af et exciteret siliciumatom kan deltage i dannelsen af ​​fire kovalente bindinger ifølge den sædvanlige mekanisme med fluoratomer (1s 2 2s 2 2p 5), der hver har en uparret elektron, for at danne et SiF 4-molekyle.

Når SiF 4 interagerer med HF, dannes syren H 2 SiF 6. Dette er muligt, fordi SiF 4 molekylet har frie 3d orbitaler, og F- (1s 2 2s 2 2p 6) ionen har frie elektronpar. Forbindelsen udføres i henhold til donor-acceptor mekanismen på grund af et par elektroner fra hver af de to ioner F - (HF ↔ H + + F -) og frie 3d orbitaler af SiF 4 molekylet. I dette tilfælde dannes SiF 6 2- ionen, som med H+ ionerne danner et syremolekyle H 2 SiF 6.

b) Kulstof (1s 2 2s 2 2p 2) kan, ligesom silicium, danne en CF 4-forbindelse, men kulstofatomets valensevne vil være udtømt (der er ingen uparrede elektroner, frie elektronpar og frie valensorbitaler ved valensniveau). Strukturdiagrammet for valensorbitaler af et exciteret carbonatom har formen:

Når CF 4 dannes, er alle valensorbitaler af kulstof optaget, så der kan ikke dannes en ion.

I SiF 4-molekylet indeholder siliciumatomets valenselektronlag fire elektronpar:

Det samme observeres for CF4-molekylet. derfor vil elektronskyerne af silicium og carbonatomer i begge tilfælde være så langt fra hinanden som muligt under sp3 hybridisering. Når deres akser er rettet mod tetraederens spidser:

I 1930 udviklede Slater og L. Pauling teorien om dannelsen af ​​kovalente bindinger på grund af overlapningen af ​​elektroniske orbitaler – valensbindingsmetoden. Denne metode er baseret på hybridiseringsmetoden, som beskriver dannelsen af ​​molekyler af stoffer på grund af "blandingen" af hybridorbitaler ("det er ikke elektronerne, der blandes, men orbitalerne").

DEFINITION

Hybridisering– blanding af orbitaler og justering af deres form og energi. Ved blanding af s- og p-orbitaler opnår vi således typen af ​​hybridisering af sp, s- og 2 p-orbitaler - sp 2, s- og 3 p-orbitaler - sp 3. Der er andre typer hybridisering, for eksempel sp 3 d, sp 3 d 2 og mere komplekse.

Bestemmelse af typen af ​​hybridisering af molekyler med en kovalent binding

Typen af ​​hybridisering kan kun bestemmes for molekyler med kovalent binding type AB n, hvor n er større end eller lig med to, A er det centrale atom, B er liganden. Kun det centrale atoms valensorbitaler gennemgår hybridisering.

Lad os bestemme typen af ​​hybridisering ved hjælp af eksemplet med BeH2-molekylet.

Indledningsvis nedskriver vi de elektroniske konfigurationer af det centrale atom og ligand og tegner elektrongrafiske formler.

Beryllium-atomet (centralt atom) har ledige 2p-orbitaler, og for at acceptere en elektron fra hvert brintatom (ligand) for at danne et BeH 2-molekyle, skal det derfor gå ind i en exciteret tilstand:

Dannelsen af ​​BeH 2 molekylet sker på grund af overlapningen af ​​valens orbitaler af Be atomet

* Brintens elektroner er angivet med rødt, og berylliums elektroner med sort.

Typen af ​​hybridisering bestemmes af hvilke orbitaler der overlapper, dvs. BeH2-molekylet er i sp-hybridisering.

Ud over molekyler med sammensætning AB n kan metoden med valensbindinger bestemme typen af ​​hybridisering af molekyler med multiple bindinger. Lad os se på eksemplet med ethylenmolekylet C 2 H 4 . Ethylenmolekylet har en multipel dobbeltbinding, som er dannet af og – bindinger. For at bestemme hybridisering skriver vi de elektroniske konfigurationer ned og tegner elektrongrafiske formler for atomerne, der udgør molekylet:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Kulstofatomet har endnu en ledig p-orbital, derfor skal den for at acceptere 4 hydrogenatomer gå ind i en exciteret tilstand:

Én p-orbital er nødvendig for at danne en -binding (fremhævet med rødt), da -bindingen er dannet af overlappende "rene" (ikke-hybride) p-orbitaler. De resterende valensorbitaler går i hybridisering. Således er ethylen i sp2-hybridisering.

Bestemmelse af molekylers geometriske struktur

Den geometriske struktur af molekyler, såvel som kationer og anioner med sammensætning AB n, kan bestemmes ved hjælp af Gillespie-metoden. Denne metode er baseret på valenspar af elektroner. Den geometriske struktur påvirkes ikke kun af de elektroner, der er involveret i dannelsen af ​​en kemisk binding, men også af enlige elektronpar. I Gillespies metode er hvert enkelt elektronpar betegnet E, det centrale atom er betegnet A, og liganden er betegnet B.

Hvis der ikke er enlige elektronpar, så kan sammensætningen af ​​molekylerne være AB 2 (lineær molekylær struktur), AB 3 (flad trekantstruktur), AB4 (tetraedrisk struktur), AB 5 (trigonal bipyramidestruktur) og AB 6 (oktaedrisk struktur). Derivater kan opnås fra grundlæggende strukturer, hvis et ensomt elektronpar optræder i stedet for en ligand. For eksempel: AB 3 E (pyramideformet struktur), AB 2 E 2 (vinkelstruktur af molekylet).

For at bestemme den geometriske struktur (struktur) af et molekyle er det nødvendigt at bestemme sammensætningen af ​​partiklen, for hvilken antallet af ensomme elektronpar (LEP) beregnes:

NEP = ( samlet antal valenselektroner – antallet af elektroner, der bruges til at danne bindinger med ligander) / 2

Bindingen med H, Cl, Br, I, F kræver 1 elektron fra A, bindingen med O tager 2 elektroner, og bindingen med N tager 3 elektroner fra det centrale atom.

Lad os se på eksemplet med BCl 3-molekylet. Det centrale atom er B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

NEP = (3-3)/2 = 0, derfor er der ingen enlige elektronpar og molekylet har strukturen AB 3 - en flad trekant.

Den detaljerede geometriske struktur af molekyler med forskellige sammensætninger er præsenteret i tabel. 1.

Tabel 1. Molekylers rumlige struktur

Molekyle formel	Hybridiseringstype		Molekyle type	Molekylegeometri
				lineær
				trekantet
				tetraeder
				trigonal pyramide
				trigonal bipyramide
				disphenoid
				T-formet
				lineær
				firkantet pyramide

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Dyrke motion	Ved hjælp af valensbindingsmetoden bestemmes typen af ​​hybridisering af methanmolekylet (CH 4) og dets geometriske struktur ved hjælp af Gillespie-metoden
Løsning	6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Atomorbital hybridisering er en proces, der giver os mulighed for at forstå, hvordan atomer modificerer deres orbitaler, når de danner forbindelser. Så hvad er hybridisering, og hvilke typer findes der af det?

Generelle karakteristika for hybridisering af atomare orbitaler

Atomorbital hybridisering er en proces, hvor forskellige orbitaler af et centralt atom blandes, hvilket resulterer i dannelsen af ​​orbitaler med identiske karakteristika.

Hybridisering sker under dannelsen af ​​en kovalent binding.

Hybridorbitalen har oddsene for et uendeligt tegn eller et asymmetrisk omvendt ottetal, der strækker sig væk fra atomkernen. Denne form forårsager en stærkere overlapning af hybridorbitaler med orbitaler (rene eller hybrid) af andre atomer end i tilfælde af rene atomorbitaler og fører til dannelsen af ​​stærkere kovalente bindinger.

Ris. 1. Hybrid orbital udseende.

Ideen om hybridisering af atomare orbitaler blev først fremsat af den amerikanske videnskabsmand L. Pauling. Han troede, at de, der kom ind kemisk binding et atom har forskellige atomare orbitaler (s-, p-, d-, f-orbitaler), så som et resultat sker hybridisering af disse orbitaler. Essensen af ​​processen er, at atomare orbitaler, der svarer til hinanden, dannes af forskellige orbitaler.

Typer af atomorbital hybridisering

Der er flere typer hybridisering:

• . Denne type hybridisering opstår, når en s orbital og en p orbital blandes. Som et resultat dannes to fuldgyldige sp-orbitaler. Disse orbitaler er placeret mod atomkernen på en sådan måde, at vinklen mellem dem er 180 grader.

Ris. 2. sp-hybridisering.

• sp2 hybridisering. Denne type hybridisering opstår, når en s orbital og to p orbitaler blandes. Som et resultat dannes tre hybridorbitaler, som er placeret i samme plan i en vinkel på 120 grader i forhold til hinanden.
• . Denne type hybridisering opstår, når ens orbitaler og tre p orbitaler blandes. Som et resultat dannes fire fuldgyldige sp3-orbitaler. Disse orbitaler er rettet mod toppen af ​​tetraederet og er placeret i en vinkel på 109,28 grader i forhold til hinanden.

sp3-hybridisering er karakteristisk for mange grundstoffer, for eksempel carbonatomet og andre stoffer i gruppe IV (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4 osv.)

Ris. 3. sp3 hybridisering.

Mere komplekse typer hybridisering, der involverer d-orbitaler af atomer, er også mulige.

Hvad har vi lært?

Hybridisering er en kompleks kemisk proces, hvor forskellige orbitaler af et atom danner identiske (ækvivalente) hybridorbitaler. Teorien om hybridisering blev først udtrykt af amerikaneren L. Pauling. Der er tre hovedtyper af hybridisering: sp-hybridisering, sp2-hybridisering, sp3-hybridisering. Der er også mere komplekse typer hybridisering, der involverer d orbitaler.