Type elektronisk hybridisering. Typer af hybridisering

Valensbindingsmetoden gør det muligt klart at forklare de rumlige karakteristika for mange molekyler. Imidlertid er den sædvanlige idé om orbitalernes former ikke nok til at besvare spørgsmålet, hvorfor, hvis det centrale atom har forskellige - s, s, d– valensorbitaler, bindingerne dannet af det i molekyler med identiske substituenter viser sig at være ækvivalente i deres energi og rumlige egenskaber. I tyverne af det 19. århundrede foreslog Linus Pauling konceptet hybridisering af elektronorbitaler. Hybridisering er en abstrakt model af tilpasningen af ​​atomare orbitaler i form og energi.

Eksempler på hybride orbitale former er vist i tabel 5.

Tabel 5. Hybrid sp, sp 2 , sp 3 orbitaler

Begrebet hybridisering er praktisk at bruge, når man forklarer molekylers geometriske form og størrelsen af ​​bindingsvinkler (eksempler på opgave 2-5).

Algoritme til bestemmelse af molekylers geometri ved hjælp af BC-metoden:

EN. Bestem det centrale atom og antallet af σ-bindinger med de terminale atomer.

b. Tegn de elektroniske konfigurationer af alle atomer, der udgør molekylet, og grafiske billeder af de ydre elektroniske niveauer.

V. Ifølge principperne for BC-metoden kræver dannelsen af ​​hver binding et par elektroner, i det generelle tilfælde en fra hvert atom. Hvis der ikke er nok uparrede elektroner til det centrale atom, bør man antage excitationen af ​​atomet med overgangen af ​​et af elektronparret til et højere energiniveau.

d. Antag behovet og typen af ​​hybridisering under hensyntagen til alle bindinger og, for elementer fra den første periode, uparrede elektroner.

e. Ud fra ovenstående konklusioner, tegn de elektroniske orbitaler (hybrid eller ej) for alle atomer i molekylet og deres overlap. Træk en konklusion om molekylets geometri og den omtrentlige værdi af bindingsvinkler.

e. Bestem graden af ​​bindingspolaritet baseret på atomernes elektronegativitetsværdier (tabel 6) Bestem tilstedeværelsen af ​​et dipolmoment baseret på placeringen af ​​tyngdepunkterne for positive og negative ladninger og/eller symmetri af molekylet. .

Tabel 6. Elektronegativitetsværdier for nogle elementer ifølge Pauling

Eksempler på opgaver

Opgave 1. Beskriv den kemiske binding i CO-molekylet ved hjælp af BC-metoden.

Løsning (fig. 25)

EN. Tegn de elektroniske konfigurationer af alle de atomer, der udgør molekylet.

b. For at danne en binding er det nødvendigt at skabe socialiserede elektronpar

Figur 25. Skema for bindingsdannelse i et CO-molekyle (uden orbital hybridisering)

Konklusion: I CO-molekylet er der en tredobbeltbinding C≡O

For CO-molekylet kan vi antage tilstedeværelsen sp-hybridisering af begge atomers orbitaler (fig. 26). Parrede elektroner, der ikke er involveret i bindingsdannelse, er placeret på sp-hybrid orbital.

Figur 26. Skema for bindingsdannelse i et CO-molekyle (under hensyntagen til hybridisering af orbitaler)

Opgave 2. Antag ud fra BC-metoden BeH 2-molekylets rumlige struktur og afgør, om molekylet er en dipol.

Løsningen på problemet er vist i tabel 7.

Tabel 7. Bestemmelse af BeH 2-molekylets geometri

	Elektronisk konfiguration		Noter
EN.			Det centrale atom er beryllium. Det skal danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer
b.	H: 1 s 1 Vær: 2 s 2		Brintatomet har en uparret elektron, berylliumatomet har alle dets elektroner parret, det skal overføres til en exciteret tilstand
V.	H: 1 s 1 Vær*: 2 s 1 2s 1		Hvis et brintatom er bundet til beryllium på grund af 2 s-elektron af beryllium, og den anden - på grund af 2 s-elektron af beryllium, så ville molekylet ikke have symmetri, hvilket ikke er energetisk begrundet, og Be-H-bindingerne ville ikke være ækvivalente.
G.	H: 1 s 1 Vær*: 2( sp) 2		Det må antages, at der er sp-hybridisering
d.			To sp-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på 180°, BeH 2 molekylet er lineært
e.		Elektronegativitet χ Н = 2,1, χ Be = 1,5, derfor er bindingen kovalent polær, elektrondensiteten forskydes til brintatomet, en lille negativ ladning δ– vises på den.

På berylliumatomet δ+. Da tyngdepunkterne for den positive og negative ladning falder sammen (den er symmetrisk), er molekylet ikke en dipol. sp Lignende ræsonnement vil hjælpe med at beskrive geometrien af ​​molekyler med 2 - og sp

3-hybride orbitaler (tabel 8).

Tabel 8. Geometri af BF 3 og CH 4 molekyler Opgave 3.

Antag ud fra BC-metoden H 2 O-molekylets rumlige struktur og afgør, om molekylet er en dipol. Der er to mulige løsninger, de er vist i tabel 9 og 10.

	Elektronisk konfiguration	Tabel 9. Bestemmelse af H 2 O-molekylets geometri (uden orbital hybridisering)	Noter
EN.
b.	H: 1 s Grafisk repræsentation af orbitaler på ydre niveau s 2 2s 4
V.			1 O: 2
G.			Der er nok uparrede elektroner til at danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer.
d.
e.

Hybridisering kan negligeres

Et vandmolekyle bør således have en bindingsvinkel på omkring 90°. Imidlertid er vinklen mellem bindingerne ca. 104°.

Dette kan forklares

1) frastødning af brintatomer placeret tæt på hinanden.

Tabel 10. Bestemmelse af H 2 O-molekylets geometri (under hensyntagen til hybridisering af orbitaler)

	Elektronisk konfiguration	Tabel 9. Bestemmelse af H 2 O-molekylets geometri (uden orbital hybridisering)	Noter
EN.			Det centrale atom er oxygen. Det skal danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer.
b.	H: 1 s Grafisk repræsentation af orbitaler på ydre niveau s 2 2s 4		Et brintatom har en uparret elektron, og et oxygenatom har to uparrede elektroner.
V.			Et brintatom har en uparret elektron, og et oxygenatom har to uparrede elektroner.
G.			En vinkel på 104° antyder tilstedeværelsen sp 3-hybridisering.
d.			To sp De 3-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på ca. 109°, H 2 O-molekylet er tæt i form af et tetraeder, faldet i bindingsvinklen forklares ved påvirkningen af ​​det elektron-ikke-bindende par.
e.		Elektronegativitet χ Н = 2,1, χ О = 3,5, derfor er bindingen kovalent polær, elektrondensiteten forskydes til oxygenatomet, en lille negativ ladning 2δ– vises på brintatomet δ+. Da tyngdepunkterne for de positive og negative ladninger ikke falder sammen (det er ikke symmetrisk), er molekylet en dipol.

Lignende ræsonnement gør det muligt at forklare bindingsvinklerne i ammoniakmolekylet NH 3 . Hybridisering, der involverer enlige elektronpar, antages normalt kun for orbitaler af atomer af periode II-elementer. Bindingsvinkler i molekylerne H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Det samme er observeret i serierne NH 3, РH 3, AsH 3. Når man beskriver disse molekylers geometri, tyer de traditionelt enten ikke til hybridiseringsbegrebet, eller også forklarer de faldet i den tetraedriske vinkel ved den stigende indflydelse fra det ensomme par.

sp3 hybridisering

sp 3 -Hybridisering - hybridisering, hvor atomare orbitaler af en s- og tre s-elektroner (fig. 1).

Ris. 1. Undervisning sp 3-hybride orbitaler

Fire sp 3-hybride orbitaler er symmetrisk orienteret i rummet i en vinkel på 109°28" (fig. 2).

Atom model c sp 3-hybride orbitaler

Rumlig konfiguration af et molekyle, hvis centrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler - tetraeder

Tetraedrisk rumlig konfiguration af et molekyle, hvis centrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler

hybridisering atom orbital carbon

Eksempler på forbindelser, der er karakteriseret ved sp 3-hybridisering: NH3, POCI3, S02F2, SOBr2, NH4+, H3O+. Også, sp 3-hybridisering observeres i alle mættede kulbrinter (alkaner, cycloalkaner) og andre organiske forbindelser: CH4, C5H12, C6H14, C8H18 osv. Generel formel alkaner: CnH2n+2. Den generelle formel for cycloalkaner er CnH2n. I mættede kulbrinter er alle kemiske bindinger enkeltstående, så kun mellem hybridorbitalerne af disse forbindelser på-overlappende.

Dann en kemisk binding, dvs. Kun uparrede elektroner kan skabe et fælles elektronpar med en "fremmed" elektron fra et andet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner placeret en ad gangen i en orbitalcelle.

Atomorbital er en funktion, der beskriver tætheden af ​​elektronskyen ved hvert punkt i rummet omkring kernen af ​​et atom. En elektronsky er et område i rummet, hvor en elektron kan detekteres med stor sandsynlighed.

Til godkendelse elektronisk struktur carbonatomet og valensen af ​​dette grundstof bruger begrebet excitation af carbonatomet. I den normale (uexciterede) tilstand har carbonatomet to uparrede 2 r 2 elektroner. I en ophidset tilstand (når energi absorberes) en af ​​2 s 2 elektroner kan gå fri r-orbital. Så optræder fire uparrede elektroner i carbonatomet:

Lad os huske det i elektronisk formel atom (for eksempel for kulstof 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) store tal før bogstaverne - 1, 2 - angiver nummeret på energiniveauet. Breve s Og r angive formen på elektronskyen (orbital), og tallene til højre over bogstaverne angiver antallet af elektroner i en given orbital. Alle s- sfæriske orbitaler

På det andet energiniveau undtagen 2 s- der er tre orbitaler 2 r-orbitaler. Disse 2 r-orbitaler har en ellipseformet form, der ligner håndvægte, og er orienteret i rummet i en vinkel på 90° i forhold til hinanden. 2 r-Orbitaler angiver 2 r X , 2r y og 2 r z i overensstemmelse med de akser, langs hvilke disse orbitaler er placeret.

Form og orientering af p-elektron orbitaler

Når kemiske bindinger dannes, får elektronorbitalerne samme form. Således i mættede kulbrinter en s-orbital og tre r-orbitaler af carbonatomet for at danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:

dette - sp 3-hybridisering.

Hybridisering- justering (blanding) af atomare orbitaler ( s Og r) med dannelsen af ​​nye atomare orbitaler kaldet hybrid orbitaler.

Fire sp 3 -hybride orbitaler af carbonatomet

Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, forlænget mod det vedhæftede atom. Elektronskyer frastøder hinanden og er placeret i rummet så langt fra hinanden som muligt. I dette tilfælde er akserne på fire sp 3-hybrid orbitaler viser sig at være rettet mod hjørnerne af tetraederet (regelmæssig trekantet pyramide).

Derfor er vinklerne mellem disse orbitaler tetraedriske, lig med 109°28".

Hjørnerne af elektronorbitaler kan overlappe med andre atomers orbitaler. Hvis elektronskyer overlapper hinanden langs en linje, der forbinder atomcentrene, kaldes en sådan kovalent binding sigma() - kommunikation. For eksempel dannes der i ethanmolekylet C 2 H 6 en kemisk binding mellem to carbonatomer ved at overlappe to hybridorbitaler. Dette er en forbindelse. Derudover er hvert af kulstofatomerne med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler af tre hydrogenatomer, der danner tre -bindinger.

Diagram over elektronskyoverlapning i et ethanmolekyle

I alt er tre valenstilstande med forskellige typer hybridisering mulige for et carbonatom. Undtagen sp 3-hybridisering eksisterer sp 2 - og sp-hybridisering.

sp 2 -Hybridisering- blande en s- og to r-orbitaler. Som et resultat dannes tre hybrider sp 2 -orbitaler. Disse sp 2-orbitaler er placeret i samme plan (med akser X, på) og er rettet mod hjørnerne af trekanten med en vinkel mellem orbitalerne på 120°. Uhybridiseret r-orbitalen er vinkelret på planet for de tre hybrider sp 2-orbitaler (orienteret langs aksen z). Øvre halvdel r-orbitaler er over planet, den nederste halvdel er under planet.

Type sp 2-carbon hybridisering forekommer i forbindelser med en dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Desuden kan kun én af bindingerne mellem to atomer (f.eks. C=C) være en -binding. (Atomets andre bindingsorbitaler er rettet i modsatte retninger.) Den anden binding dannes som et resultat af overlappende ikke-hybrid r-orbitaler på begge sider af linjen, der forbinder atomkernerne.

Orbitaler (tre sp 2 og et p) carbonatom i sp 2 -hybridisering

Kovalent binding dannet ved lateral overlapning r-orbitaler af nabokulstofatomer kaldes pi()-forbindelse.

Uddannelse - forbindelser

På grund af mindre orbital overlapning er -bindingen mindre stærk end -bindingen.

sp-Hybridisering- dette er blanding (tilpasning i form og energi) af en s- og en r-orbitaler for at danne to hybrider sp-orbitaler. sp-Orbitalerne er placeret på samme linje (i en vinkel på 180°) og rettet i modsatte retninger fra carbonatomets kerne. To r-orbitaler forbliver uhybridiserede. De er placeret indbyrdes vinkelret på retningerne af forbindelserne. På billedet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserede to r-orbitaler- langs akser X Og z.

Atomiske orbitaler (to sp og to p) af kulstof i tilstanden sp-hybridisering

En kulstof-kulstof tripelbinding CC består af en -binding dannet ved overlapning sp-hybride orbitaler og to -bindinger.

Kulstofatomets elektroniske struktur

Kulstof indeholdt i organiske forbindelser udviser konstant valens. Kulstofatomets sidste energiniveau indeholder 4 elektroner, hvoraf to optager 2s orbital, som har en sfærisk form, og to elektroner optager 2p orbital, som har en håndvægtsform. Når den er exciteret, kan en elektron fra 2s orbitalen flytte til en af ​​de ledige 2p orbitaler. Denne overgang kræver et vist energiforbrug (403 kJ/mol). Som et resultat har det exciterede carbonatom 4 uparrede elektroner, og dets elektroniske konfiguration er udtrykt ved formlen 2s1 2p3.

Et carbonatom i exciteret tilstand er i stand til at danne 4 kovalente bindinger på grund af 4 af dets egne uparrede elektroner og 4 elektroner af andre atomer. I tilfælde af methan-carbonhydrid (CH4) danner carbonatomet således 4 bindinger med brintatomernes s-elektroner. I dette tilfælde skal der dannes 1 forbindelse type s-s(mellem et carbonatoms s-elektron og et brintatoms s-elektron) og 3 p-s-bindinger (mellem 3 p-elektroner af et carbonatom og 3 s-elektroner af 3 hydrogenatomer). Dette fører til den konklusion, at de fire kovalente bindinger dannet af et carbonatom er ulige. Praktisk erfaring inden for kemi indikerer dog, at alle 4 bindinger i et metanmolekyle er absolut ækvivalente, og metanmolekylet har en tetraedrisk struktur med bindingsvinkler på 109°, hvilket ikke kunne være tilfældet, hvis bindingerne var uens. Det er trods alt kun p-elektronernes orbitaler, der er orienteret i rummet langs de indbyrdes vinkelrette akser x, y, z, og s-elektronens orbitaler har en sfærisk form, så dannelsesretningen af ​​en binding med denne elektron ville være vilkårlig. Teorien om hybridisering var i stand til at forklare denne modsigelse. L. Polling foreslog, at i nogen molekyler er der ingen bindinger isoleret fra hinanden. Når bindinger dannes, overlapper alle valenselektroners orbitaler. Der kendes adskillige typer hybridisering af elektronorbitaler. Det antages, at i molekylet af metan og andre alkaner indgår 4 elektroner i hybridisering.

Hybridisering af carbonatomorbitaler

Orbital hybridisering er en ændring i form og energi af nogle elektroner under dannelsen kovalent binding, hvilket fører til mere effektiv orbital overlapning og øget bindingsstyrke. Hybridisering af orbitaler sker altid, når elektroner tilhørende forskellige typer orbitaler. 1. sp 3 -hybridisering (første valenstilstand for carbon). Under sp3 hybridisering interagerer 3 p orbitaler og one s orbitaler af et exciteret carbonatom på en sådan måde, at de resulterende orbitaler er absolut identiske i energi og symmetrisk placeret i rummet. Denne transformation kan skrives sådan:

s + px+ py + pz = 4sp3

Under hybridisering ændres det samlede antal orbitaler ikke, men kun deres energi og form ændres. Det er vist, at sp3-hybridiseringsorbitaler ligner en tredimensionel ottetalsfigur, hvor det ene blad er væsentligt større end det andet. De fire hybridorbitaler strækker sig fra midten til hjørnerne af et regulært tetraeder i vinkler på 109,50. Bindinger dannet af hybridelektroner (for eksempel en s-sp 3-binding) er stærkere end bindinger dannet af uhybridiserede p-elektroner (for eksempel en s-p-binding). da hybrid sp3 orbital giver stort område overlapning af elektronorbitaler end en ikke-hybridiseret p-orbital. Molekyler, hvori sp3-hybridisering forekommer, har en tetraedrisk struktur. Disse omfatter udover metan methanhomologer, uorganiske molekyler såsom ammoniak. Figurerne viser et hybridiseret orbital og et tetraedrisk metanmolekyle. Kemiske bindinger, der opstår i methan mellem carbon- og hydrogenatomer, hører til type 2 y-bindinger (sp3 -s-binding). Generelt er enhver sigmabinding karakteriseret ved, at elektrontætheden af ​​to indbyrdes forbundne atomer overlapper langs linjen, der forbinder atomernes centre (kerner). y-bindinger svarer til den maksimalt mulige grad af overlapning af atomare orbitaler, så de er ret stærke. 2. sp2 hybridisering (anden valenstilstand for carbon). Det opstår som et resultat af overlapningen af ​​en 2s og to 2p orbitaler. De resulterende sp2-hybrid orbitaler er placeret i samme plan i en vinkel på 1200 til hinanden, og den ikke-hybridiserede p-orbital er vinkelret på den. Samlet antal Orbitalerne ændrer sig ikke - der er fire af dem.

s + px + py + pz = 3sp2 + pz

Sp2-hybridiseringstilstanden forekommer i alkenmolekyler, i carbonyl- og carboxylgrupper, dvs. i forbindelser indeholdende en dobbeltbinding. I ethylenmolekylet danner de hybridiserede elektroner i carbonatomet således 3 y-bindinger (to sp 2 -s type bindinger mellem carbonatomet og hydrogenatomer og en sp 2 -sp 2 type binding mellem carbonatomerne). Den resterende uhybridiserede p-elektron af et carbonatom danner en p-binding med den uhybridiserede p-elektron af det andet carbonatom. Karakteristisk træk En p-binding er, at overlapningen af ​​elektronorbitaler sker uden for linjen, der forbinder de to atomer. Overlapningen af ​​orbitaler forekommer over og under y-bindingen, der forbinder begge carbonatomer. En dobbeltbinding er således en kombination af y- og p-bindinger. De første to figurer viser, at i ethylenmolekylet er bindingsvinklerne mellem atomerne, der danner ethylenmolekylet, 1200 (svarende til den rumlige orientering af de tre sp2 hybridorbitaler). Den tredje og fjerde figur viser dannelsen af ​​en p-binding. ethylen (dannelse af y-bindinger) ethylen (dannelse af pi-binding) Da overlapningsarealet af uhybridiserede p-orbitaler i p-bindinger er mindre end overlapningsarealet af orbitaler i y-bindinger, er p-bindingen er mindre stærk end y-bindingen og er lettere at bryde V kemiske reaktioner. 3. sp-hybridisering (tredje valenstilstand af kulstof). I tilstanden sp-hybridisering har carbonatomet to sp-hybride orbitaler placeret lineært i en vinkel på 1800 i forhold til hinanden og to ikke-hybridiserede p-orbitaler placeret i to indbyrdes vinkelrette planer. sp- Hybridisering er typisk for alkyner og nitriler, dvs. for forbindelser indeholdende en tripelbinding.

s + px + py + pz = 2sp + py + pz

I et acetylenmolekyle er bindingsvinklerne mellem atomer således 1800. De hybridiserede elektroner i et carbonatom danner 2 y-bindinger (en sp-s-binding mellem et carbonatom og et hydrogenatom og en anden sp-sp-binding mellem carbonatomer. To uhybridiserede p-elektroner af et carbonatom danner to p-bindinger med uhybridiserede p-elektroner det andet carbonatom Overlapningen af ​​p-elektronernes orbitaler sker ikke kun over og under y-bindingen, men også foran og bagved, og den samlede sky af p-elektroner har således en cylindrisk form , er tripelbindingen en kombination af en y-binding og to p-bindinger Tilstedeværelsen af ​​mindre stærke to p-bindinger i acetylenmolekylet sikrer dette stofs evne til at indgå i additionsreaktioner med spaltningen af ​​tripelbindingen.

Konklusion: sp3 hybridisering er karakteristisk for kulstofforbindelser. Som et resultat af hybridiseringen af ​​en s-orbitaler og tre p-orbitaler dannes der fire hybride sp3-orbitaler, rettet mod tetraederens hjørner med en vinkel mellem orbitalerne på 109°.

Carbon atom model

Valenselektronerne i et carbonatom er placeret i en 2s orbitaler og to 2p orbitaler. 2p orbitalerne er placeret i en vinkel på 90° i forhold til hinanden, og 2s orbitalen har sfærisk symmetri. Arrangementet af carbonatomorbitaler i rummet forklarer således ikke forekomsten i organiske forbindelser bindingsvinkler 109,5°, 120° og 180°.

For at løse denne modsætning blev begrebet introduceret hybridisering af atomare orbitaler. For at forstå karakteren af ​​de tre muligheder for arrangementet af carbonatombindinger var det nødvendigt at forstå de tre typer hybridisering.

Fremkomsten af ​​hybridiseringsbegrebet skylder vi Linus Pauling, som gjorde meget for udviklingen af ​​teorien om kemisk binding.

Begrebet hybridisering forklarer, hvordan et carbonatom ændrer sine orbitaler for at danne forbindelser. Nedenfor vil vi overveje denne proces med transformation af orbitaler trin for trin. Man skal huske på, at opdelingen af ​​hybridiseringsprocessen i stadier eller faser i virkeligheden ikke er andet end en mental teknik, der tillader en mere logisk og tilgængelig præsentation af konceptet. Ikke desto mindre er konklusionerne om den rumlige orientering af carbonatomets bindinger, som vi i sidste ende vil nå frem til, fuldt ud i overensstemmelse med tingenes virkelige tilstand.

Elektronisk konfiguration af kulstofatomet i jorden og exciterede tilstande

Figuren til venstre viser den elektroniske konfiguration af et carbonatom. Vi er kun interesserede i valenselektronernes skæbne. Som et resultat af det første trin, som kaldes spænding eller forfremmelse, flytter en af ​​de to 2s elektroner til en tom 2p orbital. På det andet trin sker den egentlige hybridiseringsproces, som noget konventionelt kan forestilles som blanding af en s- og tre p-orbitaler og dannelsen af ​​fire nye identiske orbitaler fra dem, som hver bevarer egenskaberne fra s. -orbital med en fjerdedel og egenskaberne med tre fjerdedele p-orbitaler. Disse nye orbitaler kaldes sp 3 -hybrid. Her angiver superscript 3 ikke antallet af elektroner, der optager orbitalerne, men antallet af p-orbitaler, der deltog i hybridisering. Hybride orbitaler er rettet mod hjørnerne af et tetraeder, i hvis centrum er et carbonatom. Hver sp 3 hybrid orbital indeholder en elektron. Disse elektroner deltager i det tredje trin i dannelsen af ​​bindinger med fire brintatomer, der danner bindingsvinkler på 109,5°.

sp3 - hybridisering. Metan molekyle.

Dannelsen af ​​plane molekyler med bindingsvinkler på 120° er vist i figuren nedenfor. Her, som i tilfældet med sp 3 hybridisering, er det første trin excitation. På det andet trin deltager en 2s og to 2p orbitaler i hybridisering og danner tre sp2-hybrid orbitaler placeret i samme plan i en vinkel på 120° i forhold til hinanden.

Dannelse af tre sp2 hybrid orbitaler

Én p-orbital forbliver uhybridiseret og er placeret vinkelret på planet af sp 2 hybridorbitaler. Derefter (trin tre) kombinerer de to sp 2 hybridorbitaler af de to carbonatomer elektroner for at danne en kovalent binding. En sådan binding, dannet som et resultat af overlapningen af ​​to atomare orbitaler langs en linje, der forbinder kernerne i et atom, kaldes σ-binding.

Dannelse af sigma- og pi-bindinger i ethylenmolekylet

Det fjerde trin er dannelsen af ​​en anden binding mellem to carbonatomer. Bindingen dannes som et resultat af overlapningen af ​​kanterne af uhybridiserede 2p orbitaler, der vender mod hinanden og kaldes π binding. Den nye molekylære orbital er en kombination af to områder besat af π-bindingselektroner - over og under σ-bindingen. Begge bindinger (σ og π) udgør tilsammen dobbeltbinding mellem kulstofatomer. Og endelig er det sidste, femte trin dannelsen af ​​bindinger mellem carbon- og hydrogenatomer ved hjælp af elektronerne fra de fire resterende sp 2 hybridorbitaler.

Dobbeltbinding i ethylenmolekylet

Den tredje og sidste type hybridisering er illustreret ved eksemplet med det enkleste molekyle, der indeholder en tredobbelt binding, acetylenmolekylet. Det første skridt er at excitere atomet, det samme som før. På andet trin forekommer hybridisering af en 2s og en 2p orbital med dannelsen af ​​to sp-hybrid orbitaler, der er placeret i en vinkel på 180°. Og de to 2p-orbitaler, der er nødvendige for dannelsen af ​​to π-bindinger, forbliver uændrede.

Dannelse af to sp hybrid orbitaler

Det næste trin er dannelsen af ​​en σ-binding mellem to sp-hybridiserede carbonatomer, hvorefter der dannes to π-bindinger. En σ-binding og to π-bindinger mellem to carbonatomer udgør tilsammen tredobbelt binding. Til sidst dannes bindinger med to hydrogenatomer. Acetylenmolekylet har en lineær struktur, alle fire atomer ligger på den samme lige linje.

Vi har vist, hvordan de tre vigtigste organisk kemi typer af molekylær geometri opstår som et resultat af forskellige transformationer af carbonatomare orbitaler.

To metoder kan foreslås til at bestemme typen af ​​hybridisering af forskellige atomer i et molekyle.

Metode 1. Mest generel metode, egnet til alle molekyler. Baseret på bindingsvinklens afhængighed af hybridisering:

a) bindingsvinkler 109,5°, 107° og 105° indikerer sp3-hybridisering;

b) bindingsvinkel på ca. 120° -sp2-hybridisering;

c) bindingsvinkel 180°-sp hybridisering.

Metode 2. Velegnet til de fleste organiske molekyler. Da typen af ​​binding (enkelt, dobbelt, tredobbelt) er forbundet med geometri, er det muligt at bestemme typen af ​​hybridisering af et givet atom ud fra arten af ​​bindingerne:

a) alle forbindelser er enkle – sp 3 -hybridisering;

b) én dobbeltbinding - sp 2 -hybridisering;

c) en tredobbelt binding - sp-hybridisering.

Hybridisering er den mentale operation at transformere almindelige (energimæssigt mest gunstige) atomare orbitaler til nye orbitaler, hvis geometri svarer til den eksperimentelt bestemte geometri af molekyler.

Grundlæggende begreber i organisk kemi. Kulstof skiller sig ud blandt alle grundstoffer ved, at dets atomer kan binde sig til hinanden i lange kæder eller cyklusser. Det er denne egenskab, der gør det muligt for kulstof at danne millioner af forbindelser, hvis undersøgelse er afsat til et helt felt - organisk kemi.

Moderne teori forklarer strukturen af ​​molekyler og kæmpe antal organiske forbindelser, og afhængigheden af ​​disse forbindelsers egenskaber af deres kemisk struktur. Det bekræfter også fuldt ud de grundlæggende principper for teorien om kemisk struktur udviklet af den fremragende russiske videnskabsmand A.M. (Det er IKKE et faktum, AT DETTE ER DET DU BRUGER).

Hybridisering (kemi) er den specifikke interaktion mellem atomare orbitaler i molekyler.

Atomer (den mindst mulige partikel af nogen af ​​de simpleste kemikalier, kaldet grundstoffer) består af kerner og elektroner, der spinder omkring dem. Elektroner er ikke ligefrem blodlegemer, men de er også bølger, så de danner ejendommelige skyer omkring atomkerner (visse rum, hvor elektroner "lever"). Hvis skyen af ​​en elektron overlapper skyen af ​​en anden, kan hybridisering forekomme - elektronskyerne forenes, og to elektroner begynder at "leve" i en fælles sky. Da disse elektroner tilhører forskellige atomer, bliver atomerne bundet.

Orbital hybridisering- konceptet med at blande forskellige, men ens energiorbitaler af et givet atom, med fremkomsten af ​​det samme antal nye hybridorbitaler, identiske i energi og form. Hybridisering af atomare orbitaler opstår, når der opstår en kovalent binding mellem atomer. Orbital hybridisering er meget nyttig til at forklare formen af ​​molekylære orbitaler og er en integreret del af valensbindingsteori.

Kemiske omdannelser af højmolekylære forbindelser. Destruktionsreaktioner af polymerer. Typer af ødelæggelse.

Der er tre typer polymerreaktioner:
– reaktioner uden at ændre polymerisationsgraden (polymeranaloge transformationer);
- reaktioner, der fører til stigningen (strukturering, blok- og podecopolymerisering);
– reaktioner, der fører til et fald i polymerisationsgraden (kædebrud under polymerdestruktion).

Typer:

Kemisk destruktion;

Oxidativ ødelæggelse;

Oxidativ nedbrydning observeres i både heterokæde- og carbonkædepolymerer;

Ødelæggelse under påvirkning af fysiske påvirkninger

Termisk ødelæggelse

Fotokemisk ødelæggelse

Ødelæggelse under indflydelse radioaktiv stråling. Under indflydelse ioniserende stråling polymerer gennemgår dybtgående kemiske og strukturelle ændringer, hvilket fører til ændringer i fysisk-kemiske og fysisk-mekaniske egenskaber

Mekanokemisk ødelæggelse

Billet nummer 5

1.Typer af hybridisering af atomare orbitaler i organiske forbindelser. sp 3 −, sp 2 −, sp− hybridisering.

Atomorbital er en funktion, der beskriver tætheden af ​​elektronskyen ved hvert punkt i rummet omkring atomkernen.

Typer af hybridisering

Sp hybridisering

Opstår når en s- og en p-orbital blandes. Der dannes to ækvivalente sp-atomare orbitaler, placeret lineært i en vinkel på 180 grader og rettet ind i forskellige sider fra kernen af ​​et carbonatom. De to resterende ikke-hybride p-orbitaler er placeret i indbyrdes vinkelrette planer og deltager i dannelsen af ​​π-bindinger eller optager ensomme elektronpar.

sp 2 hybridisering

Opstår når en s- og to p-orbitaler blandes. Tre hybridorbitaler er dannet med akser placeret i samme plan og rettet mod trekantens spidser i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomare orbital er vinkelret på planet og er som regel involveret i dannelsen af ​​π-bindinger

sp 3 hybridisering

Opstår, når en s- og tre p-orbitaler blandes og danner fire sp3-hybride orbitaler af samme form og energi. De kan danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fyldt med enlige elektronpar.

Akserne for sp3-hybride orbitaler er rettet mod hjørnerne af et regulært tetraeder. Den tetraedriske vinkel mellem dem er 109°28", hvilket svarer til den laveste elektronafstødningsenergi. Sp3-orbitaler kan også danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fyldt med enlige elektronpar.

Hybridisering af JSC- dette er justeringen af ​​valens AO'er i form og energi under dannelsen af ​​en kemisk binding.

1. Kun de AO'er, hvis energier er tilstrækkeligt tætte (f.eks. 2s- og 2p-atomare orbitaler) kan deltage i hybridisering.

2. Ledige (gratis) AO'er, orbitaler med uparrede elektroner og enlige elektronpar kan deltage i hybridisering.

3. Som et resultat af hybridisering opstår der nye hybridorbitaler, som er orienteret i rummet på en sådan måde, at efter at de overlapper med andre atomers orbitaler, er elektronpar så langt fra hinanden som muligt. Denne tilstand af molekylet svarer til minimumsenergien på grund af den maksimale frastødning af ens ladede elektroner.

4. Typen af ​​hybridisering (antallet af AO'er, der gennemgår hybridisering) bestemmes af antallet af atomer, der "angriber" et givet atom og antallet af enlige elektronpar i et givet atom.

Eksempel. BF 3. I tidspunktet for bindingsdannelse sker en omlejring af AO for atom B, der transformerer til en exciteret tilstand: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hybride aktieselskaber er placeret i en vinkel på 120°. Molekylet har en regelmæssig form trekant(flad, trekantet):

3. sp 3 -hybridisering. Denne type hybridisering er typisk for atomer i den 4. gruppe ( f.eks. kulstof, silicium, germanium) i molekyler af EH 4-typen, såvel som for C-atomet i diamant, alkanmolekyler, for N-atomet i NH 3, NH 4 +-molekylet, O-atomet i H 2 O-molekylet osv.

Eksempel 1. CH 4. I tidspunktet for bindingsdannelse sker en omstrukturering af C-atomets AO, som går i en exciteret tilstand: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hybride aktieselskaber er placeret i en vinkel på 109 omkring 28".

Eksempel 2. NH3 og NH4+.

Elektronisk struktur af N-atomet: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO'er indeholdende uparrede elektroner og 1 AO indeholdende et ensomt elektronpar undergår hybridisering. På grund af den stærkere frastødning af det enlige elektronpar fra elektronparrene af s-bindinger er bindingsvinklen i ammoniakmolekylet 107,3 ​​o (tættere på tetraedrisk snarere end direkte).

Molekylet har form som en trigonal pyramide:

Begrebet sp 3 hybridisering gør det muligt at forklare muligheden for dannelsen af ​​ammoniumion og ækvivalensen af ​​bindinger i den.

Eksempel 3. H2O.

Elektronisk struktur af O-atomet 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO'er indeholdende uparrede elektroner og 2 AO'er indeholdende enlige elektronpar undergår hybridisering. Bindingsvinklen i et vandmolekyle er 104,5 o (også tættere på tetraedrisk snarere end lige).

Molekylet har en kantet form:

Begrebet sp 3 hybridisering gør det muligt at forklare muligheden for dannelsen af ​​en oxonium (hydronium) ion og dannelsen af ​​4 ioner af hvert molekyle hydrogenbindinger i isstrukturen.

4. sp 3 d-hybridisering.Denne type hybridisering er typisk for atomer af grundstoffer i gruppe 5 (startende med P) i molekyler af EC 5-typen.

Eksempel. PCl5. Elektronisk struktur af P-atomet i jorden og exciterede tilstande: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Molekyle form - hexahedron (mere præcist - trigonal bipyramide):

5. sp 3 d 2 -hybridisering.Denne type hybridisering er typisk for atomer af grundstoffer i gruppe 6 (startende med S) i molekyler af EC 6-typen.

Eksempel. SF 6. Elektronisk struktur af S-atomet i jorden og exciterede tilstande: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Molekyle form - oktaeder :

6. sp 3 d 3 hybridisering.Denne type hybridisering er typisk for atomer af gruppe 7-elementer (startende med Cl) i molekyler af EC 7-typen.

Eksempel. HVIS 7. Elektronisk struktur af F-atomet i jorden og exciterede tilstande: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Molekyle form - dekaeder (mere præcist - femkantet bipyramide):

7. sp 3 d 4 hybridisering.Denne type hybridisering er typisk for atomer af gruppe 8-elementer (undtagen He og Ne) i molekyler af EC 8-typen.

Eksempel. XeF 8. Elektronisk struktur af Xe-atomet i jorden og exciterede tilstande: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Molekyle form - dodekaeder:

Der kan være andre typer AO-hybridisering.