Type elektronisk hybridisering. Typer hybridisering

Valensbindingsmetoden gjør det mulig å tydelig forklare de romlige egenskapene til mange molekyler. Imidlertid er den vanlige ideen om formene til orbitaler ikke nok til å svare på spørsmålet hvorfor, hvis det sentrale atomet har forskjellige - s, s, d– valensorbitaler, bindingene dannet av den i molekyler med identiske substituenter viser seg å være ekvivalente i deres energi og romlige egenskaper. På tjuetallet av 1800-tallet foreslo Linus Pauling konseptet hybridisering av elektronorbitaler. Hybridisering er en abstrakt modell for justering av atomorbitaler i form og energi.

Eksempler på hybride orbitale former er presentert i tabell 5.

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

Konseptet med hybridisering er praktisk å bruke når man skal forklare den geometriske formen til molekyler og størrelsen på bindingsvinkler (eksempler på oppgave 2–5).

Algoritme for å bestemme geometrien til molekyler ved hjelp av BC-metoden:

EN. Bestem det sentrale atomet og antall σ-bindinger med de terminale atomene.

b. Tegn de elektroniske konfigurasjonene til alle atomene som utgjør molekylet og grafiske bilder av de ytre elektroniske nivåene.

V. I henhold til prinsippene for BC-metoden krever dannelsen av hver binding et par elektroner, i det generelle tilfellet en fra hvert atom. Hvis det ikke er nok uparrede elektroner for sentralatomet, bør man anta eksitasjonen av atomet med overgangen til et av elektronparet til et høyere energinivå.

d. Anta behovet og typen av hybridisering, ta hensyn til alle bindinger og, for elementer av den første perioden, uparede elektroner.

e. Basert på konklusjonene ovenfor, tegne de elektroniske orbitalene (hybrid eller ikke) til alle atomer i molekylet og deres overlapping. Trekk en konklusjon om geometrien til molekylet og den omtrentlige verdien av bindingsvinkler.

e. Bestem graden av bindingspolaritet basert på elektronegativitetsverdiene til atomene (tabell 6) Bestem tilstedeværelsen av et dipolmoment basert på plasseringen av tyngdepunktene til positive og negative ladninger og/eller symmetrien til molekylet. .

Tabell 6. Elektronegativitetsverdier for noen elementer ifølge Pauling

Eksempler på oppgaver

Øvelse 1. Beskriv den kjemiske bindingen i CO-molekylet ved hjelp av BC-metoden.

Løsning (fig. 25)

EN. Tegn opp de elektroniske konfigurasjonene til alle atomene som utgjør molekylet.

b. For å danne en binding er det nødvendig å lage sosialiserte elektronpar

Figur 25. Skjema for bindingsdannelse i et CO-molekyl (uten orbital hybridisering)

Konklusjon: I CO-molekylet er det en trippelbinding C≡O

For CO-molekylet kan vi anta tilstedeværelsen sp-hybridisering av orbitalene til begge atomene (fig. 26). Sammenkoblede elektroner som ikke er involvert i bindingsdannelse er lokalisert på sp-hybrid orbital.

Figur 26. Skjema for bindingsdannelse i et CO-molekyl (tar hensyn til orbital hybridisering)

Oppgave 2. Basert på BC-metoden, anta den romlige strukturen til BeH 2-molekylet og bestemme om molekylet er en dipol.

Løsningen på problemet er presentert i tabell 7.

Tabell 7. Bestemmelse av geometrien til BeH 2-molekylet

	Elektronisk konfigurasjon		Notater
EN.			Det sentrale atomet er beryllium. Det må danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer
b.	H: 1 s 1 Vær: 2 s 2		Hydrogenatomet har et uparet elektron, berylliumatomet har alle elektronene sammenkoblet, det må overføres til en eksitert tilstand
V.	H: 1 s 1 Vær*: 2 s 1 2s 1		Hvis ett hydrogenatom er bundet til beryllium på grunn av 2 s-elektron av beryllium, og den andre - på grunn av 2 s-elektron av beryllium, så ville ikke molekylet ha symmetri, noe som ikke er energetisk begrunnet, og Be–H-bindingene ville ikke være ekvivalente.
G.	H: 1 s 1 Vær*: 2( sp) 2		Det må antas at det er sp-hybridisering
d.			To sp-hybride orbitaler er plassert i en vinkel på 180°, BeH 2-molekylet er lineært
e.		Elektronegativitet χ H = 2,1, χ Be = 1,5, derfor er bindingen kovalent polar, elektrontettheten er forskjøvet til hydrogenatomet, en liten negativ ladning δ– vises på den. På berylliumatomet δ+. Siden tyngdepunktene til den positive og negative ladningen faller sammen (den er symmetrisk), er ikke molekylet en dipol.

Lignende resonnement vil bidra til å beskrive geometrien til molekyler med sp 2 - og sp 3-hybride orbitaler (tabell 8).

Tabell 8. Geometri av BF 3 og CH 4 molekyler

Oppgave 3. Basert på BC-metoden, anta den romlige strukturen til H 2 O-molekylet og bestemme om molekylet er en dipol. To løsninger er mulige, de er presentert i tabell 9 og 10.

Tabell 9. Bestemmelse av geometrien til H 2 O-molekylet (uten orbital hybridisering)

	Elektronisk konfigurasjon	Grafisk representasjon av orbitaler på ytre nivå	Notater
EN.
b.	H: 1 s 1 O: 2 s 2 2s 4
V.			Det er nok uparrede elektroner til å danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer.
G.			Hybridisering kan neglisjeres
d.
e.

Dermed bør et vannmolekyl ha en bindingsvinkel på omtrent 90°. Vinkelen mellom bindingene er imidlertid omtrent 104°.

Dette kan forklares

1) frastøting av hydrogenatomer som ligger nær hverandre.

2) Hybridisering av orbitaler (tabell 10).

Tabell 10. Bestemmelse av geometrien til H 2 O-molekylet (tar hensyn til hybridisering av orbitaler)

	Elektronisk konfigurasjon	Grafisk representasjon av orbitaler på ytre nivå	Notater
EN.			Det sentrale atomet er oksygen. Det må danne to ϭ-bindinger med hydrogenatomer.
b.	H: 1 s 1 O: 2 s 2 2s 4		Hydrogenatomet har et uparet elektron, oksygenatomet har to uparede elektroner.
V.			Hydrogenatomet har et uparet elektron, oksygenatomet har to uparede elektroner.
G.			En vinkel på 104° antyder tilstedeværelsen sp 3-hybridisering.
d.			To sp De 3-hybride orbitalene er lokalisert i en vinkel på omtrent 109°, H 2 O-molekylet er nært i form av et tetraeder, reduksjonen i bindingsvinkelen forklares av påvirkningen av det elektron-ikke-bindende paret.
e.		Elektronegativitet χ Н = 2,1, χ О = 3,5, derfor er bindingen kovalent polar, elektrontettheten forskyves til oksygenatomet, en liten negativ ladning 2δ– vises på hydrogenatomet δ+. Siden tyngdepunktene til de positive og negative ladningene ikke faller sammen (det er ikke symmetrisk), er molekylet en dipol.

Tilsvarende resonnement lar en forklare bindingsvinklene i ammoniakkmolekylet NH 3 . Hybridisering som involverer ensomme elektronpar antas vanligvis bare for orbitalene til atomene til periode II-elementer. Bindingsvinkler i molekylene H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. Det samme er observert i seriene NH 3, РH 3, AsH 3. Når de beskriver geometrien til disse molekylene, tyr de tradisjonelt ikke til konseptet hybridisering, eller de forklarer reduksjonen i den tetraedriske vinkelen ved den økende innflytelsen fra det ensomme paret.

sp3 hybridisering

sp 3 -Hybridisering - hybridisering, hvor atomorbitaler av en s- og tre s-elektroner (fig. 1).

Ris. 1. utdanning sp 3-hybride orbitaler

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

Atommodell c sp 3-hybride orbitaler

Romlig konfigurasjon av et molekyl hvis sentrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler - tetraeder

Tetraedrisk romlig konfigurasjon av et molekyl hvis sentrale atom er dannet sp 3-hybride orbitaler

hybridisering atom orbital karbon

Eksempler på forbindelser som er preget av sp 3-hybridisering: NH 3, POCl 3, SO 2 F 2, SOBr 2, NH 4+, H 3 O+. Også, sp 3-hybridisering er observert i alle mettede hydrokarboner (alkaner, cykloalkaner) og andre organiske forbindelser: CH4, C5H12, C6H14, C8H18, etc. Generell formel alkaner: CnH2n+2. Den generelle formelen for cykloalkaner er C n H 2n. I mettede hydrokarboner er alle kjemiske bindinger enkle, så kun mellom hybridorbitalene til disse forbindelsene på-overlappende.

Dann en kjemisk binding, dvs. Bare uparrede elektroner kan lage et felles elektronpar med et "fremmed" elektron fra et annet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner plassert en om gangen i en orbitalcelle.

Atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til elektronskyen ved hvert punkt i rommet rundt kjernen til et atom. En elektronsky er et område i rommet der et elektron kan oppdages med stor sannsynlighet.

Til godkjenning elektronisk struktur karbonatomet og valensen til dette elementet bruker konseptet eksitasjon av karbonatomet. I normal (ueksitert) tilstand har karbonatomet to uparede 2 R 2 elektroner. I en opphisset tilstand (når energi absorberes) en av 2 s 2 elektroner kan gå fri R-orbital. Da vises fire uparrede elektroner i karbonatomet:

La oss huske det i elektronisk formel atom (for eksempel for karbon 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) store tall før bokstavene - 1, 2 - indikerer nummeret på energinivået. Bokstaver s Og R angi formen på elektronskyen (orbital), og tallene til høyre over bokstavene indikerer antall elektroner i en gitt orbital. Alle s- sfæriske orbitaler

På det andre energinivået bortsett fra 2 s- Det er tre orbitaler 2 R-orbitaler. Disse 2 R-orbitaler har en ellipsoid form, som ligner på manualer, og er orientert i rommet i en vinkel på 90° til hverandre. 2 R- Orbitaler angir 2 R X , 2R y og 2 R z i samsvar med aksene som disse orbitalene er plassert langs.

Form og orientering av p-elektronorbitaler

Når kjemiske bindinger dannes, får elektronorbitalene samme form. Således, i mettede hydrokarboner en s-orbital og tre R- orbitaler av karbonatomet for å danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:

dette - sp 3-hybridisering.

Hybridisering- justering (blanding) av atomorbitaler ( s Og R) med dannelsen av nye atomorbitaler kalt hybrid orbitaler.

Fire sp 3 -hybride orbitaler til karbonatomet

Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, langstrakt mot det festede atomet. Elektronskyer frastøter hverandre og er plassert i verdensrommet så langt fra hverandre som mulig. I dette tilfellet, aksene til fire sp 3-hybrid orbitaler vise seg å være rettet mot toppene av tetraederet (vanlig trekantet pyramide).

Følgelig er vinklene mellom disse orbitalene tetraedriske, lik 109°28".

Toppunktene til elektronorbitaler kan overlappe med orbitalene til andre atomer. Hvis elektronskyer overlapper langs en linje som forbinder atomsentrene, kalles en slik kovalent binding sigma() - kommunikasjon. For eksempel, i etanmolekylet C 2 H 6, dannes en kjemisk binding mellom to karbonatomer ved å overlappe to hybridorbitaler. Dette er en sammenheng. I tillegg kommer hvert av karbonatomene med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler av tre hydrogenatomer, som danner tre -bindinger.

Diagram over elektronskyoverlapping i et etanmolekyl

Totalt er tre valenstilstander med forskjellige typer hybridisering mulig for et karbonatom. Unntatt 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 plassert i samme plan (med akser X, på) og er rettet mot hjørnene i trekanten med en vinkel mellom orbitalene på 120°. Uhybridisert R-orbitalen er vinkelrett på planet til de tre hybridene sp 2-orbitaler (orientert langs aksen z). Øvre halvdel R-orbitaler er over planet, den nedre halvdelen er under planet.

Type sp 2-karbonhybridisering skjer i forbindelser med en dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Dessuten kan bare én av bindingene mellom to atomer (for eksempel C=C) være en -binding. (De andre bindingsorbitalene til atomet er rettet i motsatte retninger.) Den andre bindingen dannes som et resultat av overlappende ikke-hybrid R-orbitaler på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene.

Orbitaler (tre sp 2 og ett p) karbonatom i sp 2 -hybridisering

Kovalent binding dannet ved lateral overlapping R-orbitaler av nabokarbonatomer kalles pi()-tilkobling.

Utdanning - forbindelser

På grunn av mindre orbital overlapping er -bindingen mindre sterk enn -bindingen.

sp-Hybridisering- dette er blanding (justering i form og energi) av en s- og en R-orbitaler for å danne to hybrider sp-orbitaler. sp-Orbitalene er plassert på samme linje (i en vinkel på 180°) og rettet i motsatte retninger fra kjernen til karbonatomet. To R-orbitaler forblir uhybridiserte. De er plassert gjensidig vinkelrett på retningene til forbindelsene. På bildet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserte to R-orbitaler- langs akser X Og z.

Atomiske orbitaler (to sp og to p) av karbon i tilstanden sp hybridisering

En karbon-karbon trippelbinding CC består av en -binding dannet ved overlapping sp-hybride orbitaler, og to -bindinger.

Elektronisk struktur av karbonatomet

Karbon inneholdt i organiske forbindelser viser konstant valens. Det siste energinivået til karbonatomet inneholder 4 elektroner, hvorav to opptar 2s orbital, som har en sfærisk form, og to elektroner okkuperer 2p orbital, som har en manualform. Når det er begeistret, kan ett elektron fra 2s orbitalen flytte til en av de ledige 2p orbitalene. Denne overgangen krever noe energiforbruk (403 kJ/mol). Som et resultat har det eksiterte karbonatomet 4 uparrede elektroner, og dets elektroniske konfigurasjon uttrykkes med formelen 2s1 2p3.

Et karbonatom i en eksitert tilstand er i stand til å danne 4 kovalente bindinger på grunn av 4 av sine egne uparrede elektroner og 4 elektroner av andre atomer. Når det gjelder metanhydrokarbon (CH4), danner karbonatomet 4 bindinger med s-elektronene til hydrogenatomer. I dette tilfellet skal det dannes 1 forbindelse type s-s(mellom s-elektronet til et karbonatom og s-elektronet til et hydrogenatom) og 3 p-s-bindinger (mellom 3 p-elektroner av et karbonatom og 3 s-elektroner med 3 hydrogenatomer). Dette fører til konklusjonen at de fire kovalente bindingene dannet av et karbonatom er ulik. Praktisk erfaring i kjemi tilsier imidlertid at alle 4 bindingene i et metanmolekyl er absolutt likeverdige, og metanmolekylet har en tetraedrisk struktur med bindingsvinkler på 109°, noe som ikke kunne vært tilfelle dersom bindingene var ulik. Tross alt er bare orbitalene til p-elektroner orientert i rommet langs de innbyrdes perpendikulære aksene x, y, z, og orbitalen til s-elektronet har en sfærisk form, så retningen for dannelse av en binding med dette elektronet ville være vilkårlig. Teorien om hybridisering var i stand til å forklare denne motsetningen. L. Polling antydet at i noen molekyler er det ingen bindinger isolert fra hverandre. Når bindinger dannes, overlapper orbitalene til alle valenselektroner. Flere typer hybridisering av elektronorbitaler er kjent. Det antas at i molekylet av metan og andre alkaner går 4 elektroner inn i hybridisering.

Hybridisering av karbonatomorbitaler

Orbital hybridisering er en endring i formen og energien til noen elektroner under dannelsen kovalent binding, som fører til mer effektiv orbital overlapping og økt bindingsstyrke. Hybridisering av orbitaler skjer alltid når elektroner tilhører forskjellige typer orbitaler. 1. sp 3 -hybridisering (første valenstilstand for karbon). Under sp3-hybridisering samhandler 3 p orbitaler og one s orbitaler til et eksitert karbonatom på en slik måte at de resulterende orbitalene er helt identiske i energi og symmetrisk plassert i rommet. Denne transformasjonen kan skrives slik:

s + px+ py + pz = 4sp3

Under hybridisering endres ikke det totale antallet orbitaler, men bare deres energi og form endres. Det er vist at sp3-hybridiseringsorbitaler ligner en tredimensjonal åttefigur, hvor ett av bladene er betydelig større enn det andre. De fire hybridorbitalene strekker seg fra sentrum til toppunktene til et vanlig tetraeder i vinkler på 109,50. Bindinger dannet av hybridelektroner (for eksempel en s-sp 3-binding) er sterkere enn bindinger dannet av uhybridiserte p-elektroner (for eksempel en s-p-binding). siden hybrid sp3 orbital gir stort område overlapping av elektronorbitaler enn en ikke-hybridisert p-orbital. Molekyler der sp3-hybridisering forekommer har en tetraedrisk struktur. Disse inkluderer i tillegg til metan metanhomologer, uorganiske molekyler som ammoniakk. Figurene viser et hybridisert orbital og et tetraedrisk metanmolekyl. Kjemiske bindinger, som oppstår i metan mellom karbon- og hydrogenatomer tilhører type 2 y-bindinger (sp3 -s-binding). Generelt sett er enhver sigmabinding preget av det faktum at elektrontettheten til to sammenkoblede atomer overlapper langs linjen som forbinder sentrene (kjernene) til atomene. y-bindinger tilsvarer maksimal mulig grad av overlapping av atomorbitaler, så de er ganske sterke. 2. sp2 hybridisering (andre valenstilstand for karbon). Det oppstår som et resultat av overlapping av en 2s og to 2p orbitaler. De resulterende sp2-hybride orbitalene er plassert i samme plan i en vinkel på 1200 til hverandre, og den ikke-hybridiserte p-orbitalen er vinkelrett på den. Totalt antall Orbitalene endres ikke - det er fire av dem.

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

Sp2-hybridiseringstilstanden forekommer i alkenmolekyler, i karbonyl- og karboksylgrupper, dvs. i forbindelser som inneholder en dobbeltbinding. I etylenmolekylet danner de hybridiserte elektronene i karbonatomet 3 y-bindinger (to sp 2 -s type bindinger mellom karbonatomet og hydrogenatomer og en sp 2 -sp 2 type binding mellom karbonatomene). Det gjenværende uhybridiserte p-elektronet til ett karbonatom danner en p-binding med det uhybridiserte p-elektronet til det andre karbonatomet. Karakteristisk trekk En p-binding er at overlappingen av elektronorbitaler skjer utenfor linjen som forbinder de to atomene. Overlappingen av orbitaler skjer over og under y-bindingen som forbinder begge karbonatomene. Dermed er en dobbeltbinding en kombinasjon av y- og p-bindinger. De to første figurene viser at i etylenmolekylet er bindingsvinklene mellom atomene som danner etylenmolekylet 1200 (tilsvarer den romlige orienteringen til de tre sp2 hybridorbitalene). Den tredje og fjerde figuren viser dannelsen av en p-binding. etylen (dannelse av y-bindinger) etylen (dannelse av pi-binding) Siden overlappingsområdet til uhybridiserte p-orbitaler i p-bindinger er mindre enn overlappingsarealet til orbitaler i y-bindinger, er p-bindingen er mindre sterk enn y-bindingen og er lettere å bryte V kjemiske reaksjoner. 3. sp-hybridisering (tredje valenstilstand for karbon). I tilstanden sp-hybridisering har karbonatomet to sp-hybride orbitaler plassert lineært i en vinkel på 1800 til hverandre og to ikke-hybridiserte p-orbitaler plassert i to gjensidig vinkelrette plan. sp- Hybridisering er typisk for alkyner og nitriler, dvs. for forbindelser som inneholder en trippelbinding.

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

Således, i et acetylenmolekyl, er bindingsvinklene mellom atomer 1800. De hybridiserte elektronene til et karbonatom danner 2 y-bindinger (en sp-s-binding mellom et karbonatom og et hydrogenatom og en annen sp-sp-binding mellom karbonatomer. To uhybridiserte p-elektroner av ett karbonatom danner to p-bindinger med uhybridiserte p-elektroner det andre karbonatomet Overlappingen av p-elektronorbitaler skjer ikke bare over og under y-bindingen, men også foran og bak, og den totale skyen av p-elektroner har en sylindrisk form. trippelbindingen er en kombinasjon av en y-binding og to p-bindinger Tilstedeværelsen av mindre sterke to p-bindinger i acetylenmolekylet sikrer dette stoffets evne til å inngå addisjonsreaksjoner med spaltningen av trippelbindingen.

Konklusjon: sp3-hybridisering er karakteristisk for karbonforbindelser. Som et resultat av hybridiseringen av en s-orbitaler og tre p-orbitaler, dannes fire hybride sp3-orbitaler, rettet mot toppene til tetraederet med en vinkel mellom orbitalene på 109°.

Karbonatommodell

Valenselektronene til et karbonatom er lokalisert i en 2s orbitaler og to 2p orbitaler. 2p-orbitalene er plassert i en vinkel på 90° i forhold til hverandre, og 2s-orbitalen har sfærisk symmetri. Dermed forklarer ikke arrangementet av karbonatomorbitaler i rommet forekomsten i organiske forbindelser bindingsvinkler 109,5°, 120° og 180°.

For å løse denne motsetningen ble konseptet introdusert hybridisering av atomorbitaler. For å forstå naturen til de tre alternativene for arrangementet av karbonatombindinger, var det nødvendig å forstå de tre typene hybridisering.

Vi skylder fremveksten av konseptet hybridisering til Linus Pauling, som gjorde mye for utviklingen av teorien om kjemisk binding.

Konseptet hybridisering forklarer hvordan et karbonatom endrer sine orbitaler for å danne forbindelser. Nedenfor vil vi vurdere denne prosessen med transformasjon av orbitaler trinn for trinn. Man bør huske på at inndelingen av hybridiseringsprosessen i stadier eller faser faktisk ikke er noe annet enn en mental teknikk som tillater en mer logisk og tilgjengelig presentasjon av konseptet. Ikke desto mindre er konklusjonene om den romlige orienteringen av bindingene til karbonatomet som vi til slutt vil komme frem til, helt i samsvar med tingenes virkelige tilstand.

Elektronisk konfigurasjon av karbonatomet i bakken og eksiterte tilstander

Figuren til venstre viser den elektroniske konfigurasjonen til et karbonatom. Vi er kun interessert i skjebnen til valenselektronene. Som et resultat av det første trinnet, som kalles begeistring eller forfremmelse, en av de to 2s-elektronene beveger seg til en tom 2p orbital. På det andre trinnet skjer den faktiske hybridiseringsprosessen, som noe konvensjonelt kan forestilles som blanding av en s- og tre p-orbitaler og dannelsen av fire nye identiske orbitaler fra dem, som hver beholder egenskapene til s-en. -orbital med en fjerdedel og egenskapene med tre fjerdedeler p-orbitaler. Disse nye orbitalene kalles sp 3 -hybrid. Her angir ikke overskriften 3 antall elektroner som okkuperer orbitalene, men antallet p-orbitaler som deltok i hybridisering. Hybride orbitaler er rettet mot toppunktene til et tetraeder, i sentrum av dette er et karbonatom. Hver sp 3 hybrid orbital inneholder ett elektron. Disse elektronene deltar i det tredje trinnet i dannelsen av bindinger med fire hydrogenatomer, og danner bindingsvinkler på 109,5°.

sp3 - hybridisering. Metan molekyl.

Dannelsen av plane molekyler med bindingsvinkler på 120° er vist i figuren nedenfor. Her, som i tilfellet med sp 3 hybridisering, er det første trinnet eksitasjon. På det andre stadiet deltar en 2s og to 2p orbitaler i hybridisering, og danner tre sp2-hybrid orbitaler plassert i samme plan i en vinkel på 120° i forhold til hverandre.

Dannelse av tre sp2 hybrid orbitaler

En p-orbital forblir uhybridisert og er plassert vinkelrett på planet til sp 2 hybridorbitaler. Deretter (trinn tre) kombinerer de to sp 2 hybridorbitalene til de to karbonatomene elektroner for å danne en kovalent binding. En slik binding, dannet som et resultat av overlapping av to atomorbitaler langs en linje som forbinder kjernene til et atom, kalles σ-binding.

Dannelse av sigma- og pi-bindinger i etylenmolekylet

Det fjerde trinnet er dannelsen av en andre binding mellom to karbonatomer. Bindingen dannes som et resultat av overlappingen av kantene til uhybridiserte 2p-orbitaler som vender mot hverandre og kalles π binding. Den nye molekylære orbitalen er en kombinasjon av to regioner okkupert av π-bindingselektroner - over og under σ-bindingen. Begge bindingene (σ og π) utgjør sammen dobbeltbinding mellom karbonatomer. Og til slutt, det siste, femte trinnet er dannelsen av bindinger mellom karbon- og hydrogenatomer ved å bruke elektronene til de fire gjenværende sp 2 hybridorbitalene.

Dobbeltbinding i etylenmolekylet

Den tredje og siste typen hybridisering er illustrert ved eksemplet med det enkleste molekylet som inneholder en trippelbinding, acetylenmolekylet. Det første trinnet er å eksitere atomet, det samme som før. På det andre trinnet skjer hybridisering av en 2s og en 2p orbital med dannelse av to sp-hybrid orbitaler som er plassert i en vinkel på 180°. Og de to 2p-orbitalene som er nødvendige for dannelsen av to π-bindinger forblir uendret.

Dannelse av to sp hybrid orbitaler

Det neste trinnet er dannelsen av en σ-binding mellom to sp-hybridiserte karbonatomer, deretter dannes to π-bindinger. En σ-binding og to π-bindinger mellom to karbonatomer utgjør sammen trippelbinding. Til slutt dannes bindinger med to hydrogenatomer. Acetylenmolekylet har en lineær struktur, alle fire atomene ligger på samme rette linje.

Vi har vist hvordan de tre viktigste organisk kjemi typer molekylær geometri oppstår som et resultat av ulike transformasjoner av karbonatomorbitaler.

To metoder kan foreslås for å bestemme typen hybridisering av forskjellige atomer i et molekyl.

Metode 1. Mest generell metode, egnet for alle molekyler. Basert på avhengigheten av bindingsvinkelen på hybridisering:

a) bindingsvinkler 109,5°, 107° og 105° indikerer sp 3 hybridisering;

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

c) bindingsvinkel 180°-sp hybridisering.

Metode 2. Passer for de fleste organiske molekyler. Siden typen binding (enkelt, dobbel, trippel) er assosiert med geometri, er det mulig å bestemme typen hybridisering av et gitt atom ut fra bindingenes natur:

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

b) en dobbeltbinding - sp 2 -hybridisering;

c) en trippelbinding - sp-hybridisering.

Hybridisering er den mentale operasjonen med å transformere vanlige (energetisk mest gunstige) atomorbitaler til nye orbitaler, hvis geometri tilsvarer den eksperimentelt bestemte geometrien til molekyler.

Grunnleggende begreper om organisk kjemi. Karbon skiller seg ut blant alle grunnstoffer ved at atomene kan binde seg til hverandre i lange kjeder eller sykluser. Det er denne egenskapen som gjør at karbon kan danne millioner av forbindelser, hvor studiet er viet til et helt felt - organisk kjemi.

Moderne teori forklarer strukturen til molekyler og stort antall organiske forbindelser, og avhengigheten av egenskapene til disse forbindelsene av deres kjemisk struktur. Det bekrefter også fullt ut de grunnleggende prinsippene for teorien om kjemisk struktur utviklet av den fremragende russiske forskeren A.M. (IKKE DET FAKTUM AT DET ER DET DU TRENGER).

Hybridisering (kjemi) er den spesifikke interaksjonen mellom atomorbitaler i molekyler.

Atomer (den minste mulige partikkel av noen av de enkleste kjemiske substanser, kalt grunnstoffer) består av kjerner og elektroner som kretser rundt dem. Elektroner er ikke akkurat korpuskler, men de er også bølger, så de danner særegne skyer rundt atomkjernene (visse rom der elektroner "lever"). Hvis skyen til ett elektron overlapper skyen til et annet, kan hybridisering oppstå - elektronskyene forenes og to elektroner begynner å "leve" i en felles sky. Siden disse elektronene tilhører forskjellige atomer, blir atomene bundet.

Orbital hybridisering- konseptet med å blande forskjellige, men like energiorbitaler til et gitt atom, med fremveksten av samme antall nye hybridorbitaler, identiske i energi og form. Hybridisering av atomorbitaler skjer når en kovalent binding oppstår mellom atomer. Orbital hybridisering er veldig nyttig for å forklare formen til molekylære orbitaler og er en integrert del av valensbindingsteorien.

Kjemiske transformasjoner av høymolekylære forbindelser. Ødeleggelsesreaksjoner av polymerer. Typer ødeleggelse.

Det er tre typer polymerreaksjoner:
- reaksjoner uten å endre polymerisasjonsgraden (polymeranaloge transformasjoner);
- reaksjoner som fører til økning (strukturering, blokk- og podekopolymerisering);
– reaksjoner som fører til en reduksjon i polymerisasjonsgraden (kjedebrudd under polymerdestruksjon).

Typer:

Kjemisk ødeleggelse;

Oksidativ ødeleggelse;

Oksidativ nedbrytning er observert i både heterokjede- og karbonkjedepolymerer;

Ødeleggelse under påvirkning av fysisk påvirkning

Termisk ødeleggelse

Fotokjemisk ødeleggelse

Ødeleggelse under påvirkning radioaktiv stråling. Påvirket ioniserende stråling polymerer gjennomgår dyptgripende kjemiske og strukturelle endringer, noe som fører til endringer i fysisk-kjemiske og fysisk-mekaniske egenskaper

Mekanokjemisk ødeleggelse

Billett nummer 5

1.Typer hybridisering av atomorbitaler i organiske forbindelser. sp 3 −, sp 2 −, sp− hybridisering.

Atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til elektronskyen ved hvert punkt i rommet rundt atomkjernen.

Typer hybridisering

Sp hybridisering

Oppstår når en s- og en p-orbital blandes. To ekvivalente sp-atomiske orbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet inn forskjellige sider fra kjernen til et karbonatom. De to gjenværende ikke-hybride p-orbitalene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan og deltar i dannelsen av π-bindinger eller okkuperer ensomme elektronpar.

sp 2 hybridisering

Oppstår når en s- og to p-orbitaler blandes. Tre hybridorbitaler er dannet med akser plassert i samme plan og rettet mot hjørnene av trekanten i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomiske orbitalen er vinkelrett på planet og er som regel involvert i dannelsen av π-bindinger

sp 3 hybridisering

Oppstår når en s- og tre p-orbitaler blandes, og danner fire sp3-hybride orbitaler med lik form og energi. De kan danne fire σ-bindinger med andre atomer eller være fylt med ensomme elektronpar.

Aksene til sp3-hybride orbitaler er rettet mot toppunktene til et vanlig tetraeder. Den tetraedriske vinkelen mellom dem er 109°28", som tilsvarer den laveste elektronavstøtningsenergien. Sp3-orbitaler kan også danne fire σ-bindinger med andre atomer eller fylles med ensomme elektronpar.

Hybridisering av JSC- dette er justeringen av valens AO-er i form og energi under dannelsen av en kjemisk binding.

1. Bare de AO-ene hvis energier er tilstrekkelig nære (for eksempel 2s- og 2p-atomorbitaler) kan delta i hybridisering.

2. Ledige (gratis) AOer, orbitaler med uparrede elektroner og ensomme elektronpar kan delta i hybridisering.

3. Som et resultat av hybridisering dukker det opp nye hybridorbitaler, som er orientert i rommet på en slik måte at etter at de overlapper med orbitalene til andre atomer, er elektronpar så langt fra hverandre som mulig. Denne tilstanden til molekylet tilsvarer minimumsenergien på grunn av maksimal frastøting av like-ladede elektroner.

4. Type hybridisering (antall AO-er som gjennomgår hybridisering) bestemmes av antall atomer som "angriper" et gitt atom og antall ensomme elektronpar i et gitt atom.

Eksempel. BF 3. I øyeblikket for bindingsdannelse skjer en omorganisering av AO til atom B, som transformeres til en eksitert tilstand: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2.

Hybride aksjeselskaper er lokalisert i en vinkel på 120°. Molekylet har en vanlig form triangel(flat, trekantet):

3. sp 3 -hybridisering. Denne typen hybridisering er typisk for atomer i den fjerde gruppen ( f.eks. karbon, silisium, germanium) i molekyler av EH 4-typen, samt for C-atomet i diamant, alkanmolekyler, for N-atomet i NH 3, NH 4 +-molekylet, O-atomet i H 2 O-molekylet, etc.

Eksempel 1. CH 4. I øyeblikket for bindingsdannelse skjer en restrukturering av AO til C-atomet, som går inn i en eksitert tilstand: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3.

Hybride aksjeselskaper er lokalisert i en vinkel på 109 omtrent 28".

Eksempel 2. NH 3 og NH 4 +.

Elektronisk struktur av N-atomet: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO som inneholder uparrede elektroner og 1 AO som inneholder et ensomt elektronpar gjennomgår hybridisering. På grunn av den sterkere frastøtingen av det ensomme elektronparet fra elektronparene til s-bindinger, er bindingsvinkelen i ammoniakkmolekylet 107,3 ​​o (nærmere tetraedrisk i stedet for direkte).

Molekylet har form som en trigonal pyramide:

Konseptet med sp 3 hybridisering gjør det mulig å forklare muligheten for dannelse av ammoniumion og ekvivalensen av bindinger i det.

Eksempel 3. H 2 O.

Elektronisk struktur av O-atomet 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO-er som inneholder uparrede elektroner og 2 AO-er som inneholder ensomme elektronpar gjennomgår hybridisering. Bindingsvinkelen i et vannmolekyl er 104,5 o (også nærmere tetraedrisk i stedet for rett).

Molekylet har en kantete form:

Konseptet med sp 3 hybridisering gjør det mulig å forklare muligheten for dannelsen av et oksonium (hydronium) ion og dannelsen av 4 ioner av hvert molekyl hydrogenbindinger i isstrukturen.

4. sp 3 d-hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av elementer fra gruppe 5 (starter med P) i molekyler av EC 5-typen.

Eksempel. PCl 5. Elektronisk struktur av P-atomet i bakken og eksiterte tilstander: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Molekylform - heksaeder (mer presist - trigonal bipyramide):

5. sp 3 d 2 hybridisering.Denne typen hybridisering er typisk for atomer av elementer fra gruppe 6 (begynner med S) i molekyler av EC 6-typen.

Eksempel. SF 6. Elektronisk struktur av S-atomet i bakken og eksiterte tilstander: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Molekylform - oktaeder :

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

Eksempel. HVIS 7. Elektronisk struktur av F-atomet i bakken og eksiterte tilstander: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Molekylform - dekaeder (mer presist - femkantet bipyramide):

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

Eksempel. XeF 8. Elektronisk struktur av Xe-atomet i bakken og eksiterte tilstander: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Molekylform - dodekaeder:

Det kan være andre typer AO-hybridisering.