Tipo di ibridazione elettronica. Tipi di ibridazione

Il metodo del legame di valenza consente di spiegare chiaramente le caratteristiche spaziali di molte molecole. Tuttavia, la solita idea della forma degli orbitali non è sufficiente per rispondere alla domanda: perché, se l'atomo centrale ha forme diverse? S, P, D– orbitali di valenza, i legami da esso formati in molecole con sostituenti identici risultano equivalenti nelle loro caratteristiche energetiche e spaziali. Negli anni venti del XIX secolo, Linus Pauling propose il concetto di ibridazione degli orbitali elettronici. L'ibridazione è un modello astratto dell'allineamento degli orbitali atomici in forma ed energia.

Esempi di forme orbitali ibride sono presentati nella Tabella 5.

Tabella 5. Ibrido sp., sp 2 , sp 3 orbitali

Il concetto di ibridazione è utile da utilizzare quando si spiega la forma geometrica delle molecole e la dimensione degli angoli di legame (esempi dei compiti 2–5).

Algoritmo per determinare la geometria delle molecole utilizzando il metodo BC:

UN. Determinare l'atomo centrale e il numero di legami σ con gli atomi terminali.

B. Disegna le configurazioni elettroniche di tutti gli atomi che compongono la molecola e immagini grafiche dei livelli elettronici esterni.

V. Secondo i principi del metodo BC, la formazione di ciascun legame richiede una coppia di elettroni, nel caso generale uno per ciascun atomo. Se non ci sono abbastanza elettroni spaiati per l'atomo centrale, si dovrebbe assumere l'eccitazione dell'atomo con la transizione di una delle coppie di elettroni ad un livello energetico più alto.

d. Assumere la necessità e il tipo di ibridazione, tenendo conto di tutti i legami e, per gli elementi del primo periodo, degli elettroni spaiati.

e. Sulla base delle conclusioni di cui sopra, disegna gli orbitali elettronici (ibridi o meno) di tutti gli atomi nella molecola e la loro sovrapposizione. Trarre una conclusione sulla geometria della molecola e sul valore approssimativo degli angoli di legame.

f. Determinare il grado di polarità del legame in base ai valori di elettronegatività degli atomi (Tabella 6) Determinare la presenza di un momento dipolare in base alla posizione dei centri di gravità delle cariche positive e negative e/o alla simmetria delle molecola.

Tabella 6. Valori di elettronegatività di alcuni elementi secondo Pauling

Esempi di compiti

Compito 1. Descrivere il legame chimico nella molecola di CO utilizzando il metodo BC.

Soluzione (Fig. 25)

UN. Disegna le configurazioni elettroniche di tutti gli atomi che compongono la molecola.

B. Per formare un legame è necessario creare coppie di elettroni socializzati

Figura 25. Schema della formazione del legame in una molecola di CO (senza ibridazione orbitale)

Conclusione: nella molecola di CO c'è un triplo legame C≡O

Per la molecola di CO possiamo supporre la presenza sp-ibridazione degli orbitali di entrambi gli atomi (Fig. 26). Si trovano gli elettroni accoppiati non coinvolti nella formazione del legame sp-orbitale ibrido.

Figura 26. Schema di formazione del legame in una molecola di CO (tenendo conto dell'ibridazione orbitale)

Compito 2. Basandosi sul metodo BC, assumere la struttura spaziale della molecola BeH 2 e determinare se la molecola è un dipolo.

La soluzione al problema è presentata nella Tabella 7.

Tabella 7. Determinazione della geometria della molecola BeH 2

	Configurazione elettronica		Note
UN.			L'atomo centrale è il berillio. Deve formare due legami ϭ con atomi di idrogeno
B.	H: 1 S 1 Essere: 2 S 2		L'atomo di idrogeno ha un elettrone spaiato, l'atomo di berillio ha tutti gli elettroni accoppiati, deve essere trasferito in uno stato eccitato
V.	H: 1 S 1 Essere*: ​​2 S 1 2P 1		Se un atomo di idrogeno si lega al berillio a causa di 2 S-elettrone del berillio, e l'altro - dovuto a 2 P-elettrone del berillio, allora la molecola non avrebbe simmetria, il che non è energeticamente giustificata, e i legami Be–H non sarebbero equivalenti.
G.	H: 1 S 1 Essere*: ​​2( sp) 2		Si dovrebbe presumere che ci sia sp-ibridazione
D.			Due sp-gli orbitali ibridi si trovano ad un angolo di 180°, la molecola BeH 2 è lineare
e.		Elettronegatività χ Н = 2,1, χ Be = 1,5, quindi il legame è polare covalente, la densità elettronica viene spostata sull'atomo di idrogeno, su di esso appare una piccola carica negativa δ–.

Sull'atomo di berillio δ+. Poiché i centri di gravità della carica positiva e negativa coincidono (è simmetrica), la molecola non è un dipolo. sp Un ragionamento simile aiuterà a descrivere la geometria delle molecole con 2 - e sp

Orbitali 3-ibridi (Tabella 8).

Tabella 8. Geometria delle molecole di BF 3 e CH 4 Compito 3.

Basandosi sul metodo BC, assumi la struttura spaziale della molecola di H 2 O e determina se la molecola è un dipolo. Sono possibili due soluzioni; sono presentate nelle tabelle 9 e 10.

	Configurazione elettronica	Tabella 9. Determinazione della geometria della molecola di H 2 O (senza ibridazione orbitale)	Note
UN.
B.	H: 1 S Rappresentazione grafica degli orbitali di livello esterno S 2 2P 4
V.			1 O: 2
G.			Ci sono abbastanza elettroni spaiati per formare due legami ϭ con atomi di idrogeno.
D.
e.

L'ibridazione può essere trascurata

Pertanto, una molecola d'acqua dovrebbe avere un angolo di legame di circa 90°. Tuttavia, l'angolo tra i legami è di circa 104°.

Questo può essere spiegato

1) repulsione degli atomi di idrogeno situati uno vicino all'altro.

Tabella 10. Determinazione della geometria della molecola H 2 O (tenendo conto dell'ibridazione degli orbitali)

	Configurazione elettronica	Tabella 9. Determinazione della geometria della molecola di H 2 O (senza ibridazione orbitale)	Note
UN.			L'atomo centrale è l'ossigeno. Deve formare due legami ϭ con atomi di idrogeno.
B.	H: 1 S Rappresentazione grafica degli orbitali di livello esterno S 2 2P 4		L'atomo di idrogeno ha un elettrone spaiato, l'atomo di ossigeno ha due elettroni spaiati.
V.			L'atomo di idrogeno ha un elettrone spaiato, l'atomo di ossigeno ha due elettroni spaiati.
G.			Un angolo di 104° suggerisce la presenza sp 3-ibridazione.
D.			Due sp Gli orbitali 3-ibridi si trovano ad un angolo di circa 109°, la molecola di H 2 O ha una forma simile a quella di un tetraedro, la diminuzione dell'angolo di legame è spiegata dall'influenza della coppia di elettroni non di legame.
e.		Elettronegatività χ Н = 2,1, χ О = 3,5, quindi il legame è polare covalente, la densità elettronica viene spostata sull'atomo di ossigeno, su di esso appare una piccola carica negativa 2δ– Sull'atomo di idrogeno δ+. Poiché i centri di gravità delle cariche positive e negative non coincidono (non è simmetrica), la molecola è un dipolo.

Un ragionamento simile permette di spiegare gli angoli di legame nella molecola di ammoniaca NH 3 . L'ibridazione che coinvolge coppie di elettroni solitari viene solitamente presupposta solo per gli orbitali degli atomi degli elementi del periodo II. Angoli di legame nelle molecole H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Lo stesso si osserva nelle serie NH 3, РH 3, AsH 3. Nel descrivere la geometria di queste molecole, tradizionalmente, o non ricorrono al concetto di ibridazione, oppure spiegano la diminuzione dell'angolo tetraedrico con la crescente influenza della coppia solitaria.

ibridazione sp3

sp 3 -Ibridazione - ibridazione, in cui gli orbitali atomici di uno S- e tre P-elettroni (Fig. 1).

Riso. 1. Istruzione sp Orbitali 3-ibridi

Quattro sp Gli orbitali 3-ibridi sono orientati simmetricamente nello spazio con un angolo di 109°28" (Fig. 2).

Modello atomico c sp Orbitali 3-ibridi

Configurazione spaziale di una molecola di cui si forma l'atomo centrale sp Orbitali 3-ibridi: tetraedro

Configurazione spaziale tetraedrica di una molecola di cui si forma l'atomo centrale sp Orbitali 3-ibridi

carbonio orbitale dell'atomo di ibridazione

Esempi di composti caratterizzati da sp 3-ibridazione: NH 3, POCl 3, SO 2 F 2, SOBr 2, NH 4+, H 3 O +. Anche, sp La 3-ibridazione si osserva in tutti gli idrocarburi saturi (alcani, cicloalcani) e altri composti organici: CH4, C5H12, C6H14, C8H18, ecc. Formula generale alcani: C n H 2n+2. La formula generale dei cicloalcani è C n H 2n. Negli idrocarburi saturi, tutti i legami chimici sono singoli, quindi solo tra gli orbitali ibridi di questi composti A-sovrapposizione.

Formare un legame chimico, ad es. Solo gli elettroni spaiati possono creare una coppia di elettroni comune con un elettrone “estraneo” di un altro atomo. Quando si scrivono formule elettroniche, gli elettroni spaiati si trovano uno alla volta in una cella orbitale.

Orbitale atomicoè una funzione che descrive la densità della nuvola di elettroni in ogni punto dello spazio attorno al nucleo di un atomo. Una nuvola di elettroni è una regione dello spazio in cui un elettrone può essere rilevato con un'alta probabilità.

Per l'approvazione struttura elettronica l'atomo di carbonio e la valenza di questo elemento utilizzano il concetto di eccitazione dell'atomo di carbonio. Nello stato normale (non eccitato), l'atomo di carbonio ha due 2 spaiati R 2 elettroni. In uno stato eccitato (quando l'energia viene assorbita) uno dei 2 S 2 elettroni possono liberarsi R-orbitale. Quindi nell'atomo di carbonio compaiono quattro elettroni spaiati:

Ricordiamolo in formula elettronica atomo (ad esempio, per il carbonio 6 C - 1 S 2 2S 2 2P 2) grandi numeri prima delle lettere - 1, 2 - indicano il numero del livello di energia. Lettere S E R indicano la forma della nuvola elettronica (orbitale) e i numeri a destra sopra le lettere indicano il numero di elettroni in un dato orbitale. Tutto S- orbitali sferici

Al secondo livello energetico tranne 2 S-ci sono tre orbitali 2 R-orbitali. Questi 2 R-gli orbitali hanno forma ellissoidale, simile a manubri, e sono orientati nello spazio con un angolo di 90° tra loro. 2 R-Gli orbitali denotano 2 R X , 2R sì e 2 R z secondo gli assi lungo i quali si trovano questi orbitali.

Forma e orientamento degli orbitali dell'elettrone p

Quando si formano i legami chimici, gli orbitali degli elettroni acquisiscono la stessa forma. Quindi, negli idrocarburi saturi uno S-orbitale e tre R-orbitali dell'atomo di carbonio per formare quattro identici (ibridi) sp 3 orbitali:

Questo - sp 3 -ibridazione.

Ibridazione- allineamento (miscelazione) degli orbitali atomici ( S E R) con la formazione di nuovi orbitali atomici chiamati orbitali ibridi.

Quattro sp 3 -orbitali ibridi dell'atomo di carbonio

Gli orbitali ibridi hanno una forma asimmetrica, allungata verso l'atomo attaccato. Le nuvole di elettroni si respingono a vicenda e si trovano nello spazio il più lontano possibile l'una dall'altra. In questo caso, gli assi di quattro sp 3-orbitali ibridi risultano diretti verso i vertici del tetraedro (piramide triangolare regolare).

Di conseguenza, gli angoli tra questi orbitali sono tetraedrici, pari a 109°28".

I vertici degli orbitali elettronici possono sovrapporsi agli orbitali di altri atomi. Se le nuvole di elettroni si sovrappongono lungo una linea che collega i centri degli atomi, viene chiamato tale legame covalente sigma() - comunicazione. Ad esempio, nella molecola di etano C 2 H 6, si forma un legame chimico tra due atomi di carbonio sovrapponendo due orbitali ibridi. Questa è una connessione. Inoltre, ciascuno degli atomi di carbonio con i suoi tre sp 3 orbitali si sovrappongono S-orbitali di tre atomi di idrogeno, che formano tre -legami.

Diagramma della sovrapposizione della nuvola di elettroni in una molecola di etano

In totale, per un atomo di carbonio sono possibili tre stati di valenza con diversi tipi di ibridazione. Tranne sp Esiste la 3-ibridazione sp 2 - e sp-ibridazione.

sp 2 -Ibridazione- mescolandone uno S- e due R-orbitali. Di conseguenza, si formano tre ibridi sp 2 -orbitali. Questi sp I 2 orbitali si trovano sullo stesso piano (con assi X, A) e sono diretti ai vertici del triangolo con un angolo tra gli orbitali di 120°. Non ibridato R-l'orbitale è perpendicolare al piano dei tre ibridi sp 2-orbitali (orientati lungo l'asse z). Metà superiore R-gli orbitali sono sopra il piano, la metà inferiore è sotto il piano.

Tipo sp L'ibridazione a 2 atomi di carbonio avviene in composti con un doppio legame: C=C, C=O, C=N. Inoltre, solo uno dei legami tra due atomi (ad esempio C=C) può essere un legame -. (Gli altri orbitali di legame dell'atomo sono diretti in direzioni opposte.) Il secondo legame si forma come risultato della sovrapposizione di orbitali non ibridi R-orbitali su entrambi i lati della linea che collega i nuclei atomici.

Orbitali (tre sp 2 e un p) atomo di carbonio in sp 2 -ibridazione

Legame covalente formato dalla sovrapposizione laterale R-orbitali degli atomi di carbonio vicini connessione pi().

Istruzione - connessioni

A causa della minore sovrapposizione orbitale, il legame - è meno forte del legame -.

sp-Ibridazione- questo è il mescolamento (allineamento nella forma e nell'energia) dell'uno S- e uno R-orbitali per formare due ibridi sp-orbitali. sp-Gli orbitali si trovano sulla stessa linea (ad un angolo di 180°) e diretti in direzioni opposte rispetto al nucleo dell'atomo di carbonio. Due R-gli orbitali rimangono non ibridati. Sono posti tra loro perpendicolari alle direzioni dei collegamenti. Nella foto sp-gli orbitali sono mostrati lungo l'asse sì e i due non ibridati R-orbitali- lungo gli assi X E z.

Orbitali atomici (due sp e due p) del carbonio nello stato di ibridazione sp

Un triplo legame carbonio-carbonio CC è costituito da un legame - formato per sovrapposizione sp orbitali ibridi e due legami.

Struttura elettronica dell'atomo di carbonio

Il carbonio contenuto nei composti organici è esposto valenza costante. L'ultimo livello energetico dell'atomo di carbonio contiene 4 elettroni, due dei quali occupano l'orbitale 2s, che ha una forma sferica, e due elettroni occupano l'orbitale 2p, che ha una forma a manubrio. Quando è eccitato, un elettrone dell'orbitale 2s può spostarsi su uno degli orbitali 2p liberi. Questa transizione richiede un certo dispendio energetico (403 kJ/mol). Di conseguenza, l'atomo di carbonio eccitato ha 4 elettroni spaiati e la sua configurazione elettronica è espressa dalla formula 2s1 2p3.

Un atomo di carbonio in uno stato eccitato è in grado di formare 4 legami covalenti a causa di 4 dei propri elettroni spaiati e 4 elettroni di altri atomi. Pertanto, nel caso dell'idrocarburo metano (CH4), l'atomo di carbonio forma 4 legami con gli elettroni s degli atomi di idrogeno. In questo caso, dovrebbe essere formata 1 connessione digitare s-s(tra l'elettrone s di un atomo di carbonio e l'elettrone s di un atomo di idrogeno) e 3 legami p-s (tra 3 elettroni p di un atomo di carbonio e 3 elettroni s di 3 atomi di idrogeno). Ciò porta alla conclusione che i quattro legami covalenti formati dall'atomo di carbonio sono disuguali. Tuttavia, l'esperienza pratica in chimica indica che tutti e 4 i legami in una molecola di metano sono assolutamente equivalenti e la molecola di metano ha una struttura tetraedrica con angoli di legame di 109°, il che non potrebbe verificarsi se i legami fossero disuguali. Dopotutto, solo gli orbitali degli elettroni p sono orientati nello spazio lungo gli assi reciprocamente perpendicolari x, y, z, e l'orbitale dell'elettrone s ha una forma sferica, quindi la direzione di formazione di un legame con questo elettrone sarebbe essere arbitrario. La teoria dell'ibridazione è stata in grado di spiegare questa contraddizione. L. Polling ha suggerito che in nessuna molecola non ci sono legami isolati l'uno dall'altro. Quando si formano i legami, gli orbitali di tutti gli elettroni di valenza si sovrappongono. Sono noti diversi tipi di ibridazione degli orbitali elettronici. Si presume che nella molecola del metano e di altri alcani 4 elettroni entrino in ibridazione.

Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio

L'ibridazione orbitale è un cambiamento nella forma e nell'energia di alcuni elettroni durante la formazione legame covalente, portando a una sovrapposizione orbitale più efficiente e a una maggiore forza di legame. L'ibridazione degli orbitali si verifica sempre quando gli elettroni appartengono vari tipi orbitali. 1. sp 3 -ibridazione (primo stato di valenza del carbonio). Durante l'ibridazione sp3, gli orbitali 3 p e l'orbitale s di un atomo di carbonio eccitato interagiscono in modo tale che gli orbitali risultanti sono assolutamente identici in energia e situati simmetricamente nello spazio. Questa trasformazione può essere scritta in questo modo:

s + px+ py + pz = 4sp3

Durante l'ibridazione, il numero totale di orbitali non cambia, ma cambiano solo la loro energia e forma. È stato dimostrato che gli orbitali di ibridazione sp3 assomigliano a una figura tridimensionale otto, una delle cui lame è significativamente più grande dell'altra. I quattro orbitali ibridi si estendono dal centro ai vertici di un tetraedro regolare ad angoli di 109,50. I legami formati da elettroni ibridi (ad esempio, un legame s-sp 3) sono più forti dei legami formati da elettroni p non ibridati (ad esempio, un legame s-p). poiché l'orbitale ibrido sp3 fornisce vasta area sovrapposizione degli orbitali elettronici rispetto a un orbitale p non ibridato. Le molecole in cui avviene l'ibridazione sp3 hanno una struttura tetraedrica. Questi, oltre al metano, includono gli omologhi del metano, molecole inorganiche come l'ammoniaca. Le figure mostrano un orbitale ibridato e una molecola di metano tetraedrica. Legami chimici, che si formano nel metano tra gli atomi di carbonio e di idrogeno appartengono ai legami y di tipo 2 (legame sp3 -s). In generale, qualsiasi legame sigma è caratterizzato dal fatto che la densità elettronica di due atomi interconnessi si sovrappone lungo la linea che collega i centri (nuclei) degli atomi. I legami y corrispondono al massimo grado possibile di sovrapposizione degli orbitali atomici, quindi sono piuttosto forti. 2. ibridazione sp2 (secondo stato di valenza del carbonio). Nasce dalla sovrapposizione di un orbitale 2s e di due orbitali 2p. Gli orbitali ibridi sp2 risultanti si trovano sullo stesso piano con un angolo di 1200 tra loro e l'orbitale p non ibridato è perpendicolare ad esso. Numero totale Gli orbitali non cambiano: ce ne sono quattro.

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

Lo stato di ibridazione sp2 si verifica nelle molecole di alcheni, nei gruppi carbonilico e carbossilico, cioè nei composti contenenti un doppio legame. Pertanto, nella molecola di etilene, gli elettroni ibridati dell'atomo di carbonio formano 3 legami y (due legami di tipo sp 2 -s tra l'atomo di carbonio e gli atomi di idrogeno e un legame di tipo sp 2 -sp 2 tra gli atomi di carbonio). Il rimanente elettrone p non ibridato di un atomo di carbonio forma un legame p con l’elettrone p non ibridato del secondo atomo di carbonio. Caratteristica Un legame p è dovuto alla sovrapposizione degli orbitali elettronici al di fuori della linea che collega i due atomi. La sovrapposizione degli orbitali avviene sopra e sotto il legame y che collega entrambi gli atomi di carbonio. Pertanto, un doppio legame è una combinazione di legami y e p. Le prime due figure mostrano che nella molecola dell'etilene gli angoli di legame tra gli atomi che compongono la molecola dell'etilene sono 1200 (corrispondenti all'orientamento spaziale dei tre orbitali ibridi sp2). La terza e la quarta figura mostrano la formazione di un legame p. etilene (formazione di legami y) etilene (formazione di legame pi) Poiché l'area di sovrapposizione degli orbitali p non ibridati nei legami p è inferiore all'area di sovrapposizione degli orbitali nei legami y, il legame p è meno forte del legame y ed è più facile da rompere V reazioni chimiche. 3. ibridazione sp (terzo stato di valenza del carbonio). Nello stato di ibridazione sp, l'atomo di carbonio ha due orbitali ibridi sp situati linearmente ad un angolo di 1800 tra loro e due orbitali p non ibridati situati su due piani reciprocamente perpendicolari. sp- L'ibridazione è caratteristica degli alchini e dei nitrili, cioè per composti contenenti un triplo legame.

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

Pertanto, in una molecola di acetilene, gli angoli di legame tra gli atomi sono 1800. Gli elettroni ibridati di un atomo di carbonio formano 2 legami y (un legame sp-s tra un atomo di carbonio e un atomo di idrogeno e un altro legame sp-sp tra atomi di carbonio. Due elettroni p non ibridati di un atomo di carbonio formano due legami p con elettroni p non ibridati il ​​secondo atomo di carbonio La sovrapposizione degli orbitali degli elettroni p avviene non solo sopra e sotto il legame y, ma anche davanti e dietro, e la nuvola totale di elettroni p ha quindi una forma cilindrica , il triplo legame è una combinazione di un legame y e due legami p. La presenza di due legami p meno forti nella molecola di acetilene garantisce la capacità di questa sostanza di entrare in reazioni di addizione con la scissione del triplo legame.

Conclusione: l'ibridazione sp3 è caratteristica dei composti del carbonio. Come risultato dell'ibridazione di un orbitale s e tre orbitali p, si formano quattro orbitali ibridi sp3, diretti verso i vertici del tetraedro con un angolo tra gli orbitali di 109°.

Modello dell'atomo di carbonio

Gli elettroni di valenza di un atomo di carbonio si trovano in un orbitale 2s e due orbitali 2p. Gli orbitali 2p si trovano ad un angolo di 90° tra loro e l'orbitale 2s ha una simmetria sferica. Pertanto, la disposizione degli orbitali atomici del carbonio nello spazio non spiega la presenza di composti organici angoli di legame 109,5°, 120° e 180°.

Per risolvere questa contraddizione è stato introdotto il concetto ibridazione degli orbitali atomici. Per comprendere la natura delle tre opzioni per la disposizione dei legami degli atomi di carbonio, era necessario comprendere i tre tipi di ibridazione.

Dobbiamo l'emergere del concetto di ibridazione a Linus Pauling, che ha fatto molto per lo sviluppo della teoria del legame chimico.

Il concetto di ibridazione spiega come un atomo di carbonio cambia i suoi orbitali per formare composti. Di seguito considereremo passo dopo passo questo processo di trasformazione degli orbitali. Va tenuto presente che la divisione del processo di ibridazione in fasi o stadi non è, infatti, altro che una tecnica mentale che consente una presentazione più logica e accessibile del concetto. Tuttavia, le conclusioni a cui arriveremo eventualmente sull'orientamento spaziale dei legami dell'atomo di carbonio sono pienamente coerenti con la situazione reale.

Configurazione elettronica dell'atomo di carbonio negli stati fondamentale ed eccitato

La figura a sinistra mostra la configurazione elettronica di un atomo di carbonio. A noi interessa solo il destino degli elettroni di valenza. Come risultato del primo passaggio, che viene chiamato eccitazione O promozione, uno dei due elettroni 2s si sposta su un orbitale 2p vuoto. Nella seconda fase, avviene l'effettivo processo di ibridazione, che può essere in qualche modo convenzionalmente immaginato come la miscelazione di un orbitale s e tre p e la formazione da essi di quattro nuovi orbitali identici, ciascuno dei quali conserva le proprietà dell'orbitale s. -orbitale di un quarto e le proprietà di tre quarti degli orbitali p. Questi nuovi orbitali vengono chiamati sp 3 -ibrido. Qui l'apice 3 non indica il numero di elettroni che occupano gli orbitali, ma il numero di orbitali p che hanno preso parte all'ibridazione. Gli orbitali ibridi sono diretti verso i vertici di un tetraedro, al centro del quale si trova un atomo di carbonio. Ogni orbitale ibrido sp 3 contiene un elettrone. Questi elettroni partecipano alla terza fase della formazione dei legami con quattro atomi di idrogeno, formando angoli di legame di 109,5°.

sp3 - ibridazione. Molecola di metano.

La formazione di molecole planari con angoli di legame di 120° è mostrata nella figura seguente. Qui, come nel caso dell'ibridazione sp 3, il primo passo è l'eccitazione. Nella seconda fase, un orbitale 2s e due orbitali 2p partecipano all'ibridazione, formandone tre Sp 2 -ibrido orbitali situati sullo stesso piano con un angolo di 120° tra loro.

Formazione di tre orbitali ibridi sp2

Un orbitale p rimane non ibridato e si trova perpendicolare al piano degli orbitali ibridi sp 2. Quindi (fase tre) i due orbitali ibridi sp 2 dei due atomi di carbonio combinano gli elettroni per formare un legame covalente. Viene chiamato un tale legame, formato come risultato della sovrapposizione di due orbitali atomici lungo una linea che collega i nuclei di un atomo legame σ.

Formazione di legami sigma e pi nella molecola di etilene

Il quarto stadio è la formazione di un secondo legame tra due atomi di carbonio. Il legame si forma come risultato della sovrapposizione dei bordi di orbitali 2p non ibridati uno di fronte all'altro e viene chiamato legame π. Il nuovo orbitale molecolare è una combinazione di due regioni occupate dagli elettroni del legame π: sopra e sotto il legame σ. Entrambi i legami (σ e π) insieme costituiscono doppio legame tra gli atomi di carbonio. E infine, l'ultimo, il quinto passo, è la formazione di legami tra atomi di carbonio e idrogeno utilizzando gli elettroni dei quattro rimanenti orbitali ibridi sp 2.

Doppio legame nella molecola dell'etilene

Il terzo e ultimo tipo di ibridazione è illustrato dall'esempio della molecola più semplice contenente un triplo legame, la molecola di acetilene. Il primo passo è eccitare l'atomo, come prima. Nella seconda fase, avviene l'ibridazione di un orbitale 2s e di uno 2p con la formazione di due Sp-ibrido orbitali che formano un angolo di 180°. E i due orbitali 2p necessari per la formazione di due legami π rimangono invariati.

Formazione di due orbitali ibridi sp

Il passo successivo è la formazione di un legame σ tra due atomi di carbonio ibridati sp, quindi si formano due legami π. Costituiscono insieme un legame σ e due legami π tra due atomi di carbonio triplo legame. Infine, si formano legami con due atomi di idrogeno. La molecola di acetilene ha una struttura lineare, tutti e quattro gli atomi giacciono sulla stessa linea retta.

Abbiamo mostrato come funzionano i tre principali chimica organica tipi di geometria molecolare derivano da varie trasformazioni degli orbitali atomici del carbonio.

Si possono proporre due metodi per determinare il tipo di ibridazione di vari atomi in una molecola.

Metodo 1. Maggior parte metodo generale, adatto a qualsiasi molecola. In base alla dipendenza dell'angolo di legame dall'ibridazione:

a) angoli di legame 109,5°, 107° e 105° indicano ibridazione sp 3;

b) angolo di legame di circa 120° -sp 2 -ibridazione;

c) ibridazione con angolo di legame 180°-sp.

Metodo 2. Adatto per la maggior parte molecole organiche. Poiché il tipo di legame (singolo, doppio, triplo) è associato alla geometria, è possibile determinare il tipo di ibridazione di un dato atomo in base alla natura dei legami:

a) tutti i collegamenti sono semplici – sp 3 -ibridazione;

b) un doppio legame – ibridazione sp 2;

c) un triplo legame - ibridazione sp.

L'ibridazione è l'operazione mentale di trasformazione degli orbitali atomici ordinari (energeticamente più favorevoli) in nuovi orbitali, la cui geometria corrisponde alla geometria determinata sperimentalmente delle molecole.

Concetti di base della chimica organica. Il carbonio si distingue tra tutti gli elementi in quanto i suoi atomi possono legarsi tra loro in lunghe catene o cicli. È questa proprietà che consente al carbonio di formare milioni di composti, il cui studio è dedicato a un intero campo: la chimica organica.

Teoria moderna spiega la struttura delle molecole e numero enorme composti organici e la dipendenza delle proprietà di questi composti dalla loro struttura chimica. Inoltre conferma pienamente i principi di base della teoria della struttura chimica sviluppata dall'eccezionale scienziato russo A.M. (NON IL FATTO CHE SIA QUELLO CHE TI SERVE).

L'ibridazione (chimica) è l'interazione specifica degli orbitali atomici nelle molecole.

Atomi (la particella più piccola possibile tra le più semplici prodotti chimici, chiamati elementi) sono costituiti da nuclei ed elettroni che ruotano attorno a loro. Gli elettroni non sono esattamente corpuscoli, ma sono anche onde, quindi formano particolari nubi attorno ai nuclei degli atomi (certi spazi in cui “vivono” gli elettroni). Se la nuvola di un elettrone si sovrappone alla nuvola di un altro, può verificarsi l'ibridazione: le nuvole di elettroni si uniscono e due elettroni iniziano a "vivere" in una nuvola comune. Poiché questi elettroni appartengono ad atomi diversi, gli atomi si legano.

Ibridazione orbitale- il concetto di mescolare orbitali diversi ma simili nell'energia di un dato atomo, con l'emergere di altrettanti nuovi orbitali ibridi, identici per energia e forma. L'ibridazione degli orbitali atomici si verifica quando si verifica un legame covalente tra gli atomi. L'ibridazione orbitale è molto utile per spiegare la forma degli orbitali molecolari ed è parte integrante della teoria del legame di valenza.

Trasformazioni chimiche di composti ad alto peso molecolare. Reazioni di distruzione dei polimeri. Tipi di distruzione.

Esistono tre tipi di reazioni polimeriche:
– reazioni senza modificare il grado di polimerizzazione (trasformazioni polimero-analoghe);
– reazioni che portano al suo incremento (strutturazione, copolimerizzazione a blocchi e ad innesto);
– reazioni che portano ad una diminuzione del grado di polimerizzazione (rottura della catena durante la distruzione del polimero).

Tipi:

Distruzione chimica;

Distruzione ossidativa;

La degradazione ossidativa è osservata sia nei polimeri a eterocatena che a carbocatena;

Distruzione sotto l'influenza di influenze fisiche

Distruzione termica

Distruzione fotochimica

Distruzione sotto l'influenza radiazione radioattiva. Sotto l'influenza radiazioni ionizzanti i polimeri subiscono profondi cambiamenti chimici e strutturali, portando a cambiamenti nelle proprietà fisico-chimiche e fisico-meccaniche

Distruzione meccanochimica

Biglietto numero 5

1. Tipi di ibridazione degli orbitali atomici nei composti organici. ibridazione sp 3 −, sp 2 −, sp −.

Orbitale atomicoè una funzione che descrive la densità della nuvola di elettroni in ogni punto dello spazio attorno al nucleo atomico.

Tipi di ibridazione

Ibridazione sp

Si verifica quando un orbitale s e uno p si mescolano. Si formano due orbitali atomici sp equivalenti, posizionati linearmente ad un angolo di 180 gradi e diretti verso l'interno lati diversi dal nucleo di un atomo di carbonio. I due rimanenti orbitali p non ibridi si trovano su piani reciprocamente perpendicolari e partecipano alla formazione di legami π o occupano coppie solitarie di elettroni.

ibridazione sp2

Si verifica quando un orbitale s e due orbitali p si mescolano. Si formano tre orbitali ibridi con assi situati sullo stesso piano e diretti ai vertici del triangolo con un angolo di 120 gradi. L'orbitale atomico p non ibrido è perpendicolare al piano e, di regola, è coinvolto nella formazione di legami π

ibridazione sp3

Si verifica quando un orbitale s e tre p si mescolano, formando quattro orbitali ibridi sp3 di uguale forma ed energia. Possono formare quattro legami σ con altri atomi o essere pieni di coppie solitarie di elettroni.

Gli assi degli orbitali ibridi sp3 sono diretti verso i vertici di un tetraedro regolare. L'angolo tetraedrico tra loro è 109°28", che corrisponde all'energia di repulsione degli elettroni più bassa. Inoltre, gli orbitali sp3 possono formare quattro legami σ con altri atomi o essere riempiti con coppie solitarie di elettroni.

Ibridazione di JSC- questo è l'allineamento degli AO di valenza in forma ed energia durante la formazione di un legame chimico.

1. Solo quegli AO le cui energie sono sufficientemente vicine (ad esempio, orbitali atomici 2s e 2p) possono partecipare all'ibridazione.

2. AO vacanti (liberi), orbitali con elettroni spaiati e coppie di elettroni solitari possono partecipare all'ibridazione.

3. Come risultato dell'ibridazione, compaiono nuovi orbitali ibridi, che sono orientati nello spazio in modo tale che dopo essersi sovrapposti agli orbitali di altri atomi, le coppie di elettroni sono il più distanti possibile. Questo stato della molecola corrisponde all'energia minima dovuta alla massima repulsione di elettroni con carica simile.

4. Il tipo di ibridazione (il numero di AO sottoposti a ibridazione) è determinato dal numero di atomi che “attaccano” un dato atomo e dal numero di coppie di elettroni solitari in un dato atomo.

Esempio. BF3. Al momento della formazione del legame, avviene un riarrangiamento dell'AO dell'atomo B, trasformandolo in uno stato eccitato: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Le società per azioni ibride si trovano ad un angolo di 120°. La molecola ha una forma regolare triangolo(piatto, triangolare):

3. sp 3 -ibridazione. Questo tipo di ibridazione è tipico degli atomi del 4o gruppo ( ad esempio carbonio, silicio, germanio) in molecole del tipo EH 4, così come per l'atomo di C nel diamante, nelle molecole di alcani, per l'atomo di N nella molecola NH 3, NH 4 +, l'atomo di O nella molecola H 2 O, ecc.

Esempio 1. CAP 4. Al momento della formazione del legame, avviene una ristrutturazione dell'AO dell'atomo di C, che passa in uno stato eccitato: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Le società per azioni ibride si trovano ad un angolo di 109 circa 28".

Esempio 2. NH3 e NH4+.

Struttura elettronica dell'atomo di N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO contenenti elettroni spaiati e 1 AO contenente una coppia di elettroni solitari subiscono ibridazione. A causa della più forte repulsione della coppia elettronica solitaria dalle coppie elettroniche dei legami S, l'angolo di legame nella molecola di ammoniaca è 107,3° (più vicino al tetraedrico piuttosto che diretto).

La molecola ha la forma di una piramide trigonale:

Il concetto di ibridazione sp 3 consente di spiegare la possibilità della formazione di ioni ammonio e l'equivalenza dei legami in esso contenuti.

Esempio 3. H2O.

Struttura elettronica dell'atomo O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO contenenti elettroni spaiati e 2 AO contenenti coppie di elettroni solitari subiscono ibridazione. L'angolo di legame in una molecola d'acqua è 104,5° (anche questo più vicino al tetraedro che al rettilineo).

La molecola ha una forma angolare:

Il concetto di ibridazione sp 3 permette di spiegare la possibilità della formazione di uno ione ossonio (idronio) e la formazione di 4 legami idrogeno nella struttura del ghiaccio.

4. sp 3 d-ibridazione.Questo tipo di ibridazione è tipico per gli atomi degli elementi del gruppo 5 (a partire da P) nelle molecole del tipo EC 5.

Esempio. PCl5. Struttura elettronica dell'atomo di P negli stati fondamentali e eccitati: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Forma della molecola - esaedro (più precisamente - bipiramide trigonale):

5. sp 3 d 2 -ibridazione.Questo tipo di ibridazione è tipico per gli atomi degli elementi del gruppo 6 (a partire da S) nelle molecole del tipo EC 6.

Esempio. SF6. Struttura elettronica dell'atomo S negli stati fondamentali e eccitati: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Forma della molecola - ottaedro :

6. ibridazione sp 3 d 3.Questo tipo di ibridazione è tipico per gli atomi degli elementi del gruppo 7 (a partire da Cl) nelle molecole del tipo EC 7.

Esempio. SE 7. Struttura elettronica dell'atomo F nello stato fondamentale e stati eccitati: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Forma della molecola - decaedro (più precisamente - bipiramide pentagonale):

7. ibridazione sp 3 d 4.Questo tipo di ibridazione è tipico per gli atomi degli elementi del gruppo 8 (eccetto He e Ne) nelle molecole del tipo EC 8.

Esempio. XEF 8. Struttura elettronica dell'atomo Xe nello stato fondamentale e stati eccitati: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Forma della molecola - dodecaedro:

Potrebbero esserci altri tipi di ibridazione AO.