Гибридизация атомных орбиталей – процесс, позволяющий понять, как атомы видоизменяют свои орбитали при образовании соединений. Так, что же такое гибридизация, и какие ее типы существуют?

Общая характеристика гибридизации атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей – это процесс, при котором смешиваются различные орбитали центрального атома, в результате чего образуются одинаковые по своим характеристикам орбитали.

Гибридизация происходит в процессе образования ковалентной связи.

Гибридная орбиталь имеет фору знака бесконечности или несимметричной перевернутой восьмерки, вытянутой в сторону от атомного ядра. Такая форма обусловливает более сильное, чем в случае чистых атомных орбиталей, перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями (чистых или гибридных) других атомов и приводит к образованию более прочных ковалентных связей.

Рис. 1. Гибридная орбиталь внешний вид.

Впервые идею о гибридизации атомных орбиталей выдвинул американский ученый Л. Полинг. Он считал, что у вступающего в химическую связь атома имеются разные атомные орбитали (s-, p-, d-, f-орбитали), то в результате происходит гибридизация этих орбиталей. Суть процесса заключается в том, что из разных орбиталей образуются эквивалентные друг другу атомные орбитали.

Типы гибридизации атомных орбиталей

Существует несколько видов гибридизации:

• . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. В результате образуются две полноценных sp-орбиталей. Эти орбитали расположены к атомному ядру таким образом, что угол между ними составляет 180 градусов.

Рис. 2. sp-гибридизация.

• sp2-гибридизация . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и две p-орбитали. В результате происходит образование трех гибридных орбиталей, которые расположены в одной плоскости под углом 120 градусов друг к другу.
• . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и три p-орбитали. В результате происходит образование четырех полноценных sp3-орбиталей. Эти орбитали направлены к вершине тетраэдра и располагаются друг к другу под углом 109,28 градусов.

sp3-гибридизация характерна для многих элементов, например, атома углерода и других веществ IVА группы (CH 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 и др.)

Рис. 3. sp3-гибридизация.

Возможны также и более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов.

Что мы узнали?

Гибридизация – сложный химический процесс, когда разные орбитали атома образуют одинаковые (эквивалентные) гибридные орбитали. Первым теорию гибридизации озвучил американец Л. Полинг. Выделяют три основных вида гибридизации: sp-гибридизация, sp2-гибридизация, sp3-гибридизация. Существуют также более сложные виды гибридизации, в которых участвуют d-орбитали.

Гибридизация атомных орбиталей

Американский ученый Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Согласно этой идее, если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (АО) (s-, p-, d- или f-АО), то в процессе образования химической связи происходит гибридизация АО. Т.е. из разных АО образуются одинаковые (эквивалентные) АО. У атома гибридизуются орбитали, которые имеют близкие значения энергий. Идея о гибридизации АО – это удобный и наглядный прием описания сложных процессов, происходящих при образовании химических соединений. Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 4.3).

Рис. 4.3. Атомная sp-гибридная орбиталь

В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра. При взаимодействии гибридной орбитали с АО другого атома происходит перекрывание в области максимальной электронной плотности, что приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.

Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешнем валентном уровне имеются один s- и один p-электроны, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp-гибридизация АО (рис. 4.4).

Рис. 4.4. Схема sp-гибридизации

Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешней оболочке имеются один s- и два p-электрона, то помимо sp-гибридизации может происходить sp 2 -гибридизация АО этого атома (рис. 4.5).

Рис. 4.5. Схема sp 2 -гибридизации

У атома, имеющего на внешней оболочке один s- и три р-электрона, при химическом взаимодействии помимо sp- и sp 2 -гибридизации, может происходит sp 3 -гибридизация этих АО (рис. 4.6).

Рис. 4.6. Схема sp 3 -гибридизации

Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов (табл. 4.3).

Как видно из рис 4.4-4.6, гибридные облака в пространстве располагаются симметрично относительно друг друга, что уменьшает их взаимное отталкивание и соответственно понижает энергию молекул.

Таблица 4.3

Пространственная конфигурация некоторых соединений

4.1.4.2. Образование σ-, π- и δ-связей

В зависимости от направления перекрывания электронных облаков образуются s-, p- и δ-связи.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется s-связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании двух s-орбиталей (рис. 4.7), s- и p-орбиталей, p-орбиталей между собой, d-орбиталей, а также d- и s-орбиталей, d- и p-орбиталей, а также перекрыванием гибридных орбиталей с другими видами орбиталей и между собой. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.

s-s	p-p	p-s
sp n -s	d-sp n	sp n -sp n

Рис. 4.7. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей

Связь, образованная перекрыванием негибридных р- и d-АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании р-р-орбиталей, р-d – орбиталей, d- d-орбиталей (рис. 4.8), а также f-p-, f-d- и f-f-орбиталей.

Рис. 4.8. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей

Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (рис. 4.9).

Соответственно, s-элементы могут образовывать только σ-связи, p-элементы – σ- и π-связи, d-элементы σ-, π-, и δ-связи, а f-элементы – σ-, π-, δ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием АО прочность у π- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.

Рис. 4.9. Направление перекрывания атомных d-орбиталей при образовании δ-связей

В процессе определения геометрической формы химической частицы важно учитывать, что пары валентных электронов основного атома, включая и те, которые не образуют химической связи, находятся на большом расстоянии друг от друга в пространстве.

Особенности термина

Рассматривая вопрос, касающийся ковалентной химической связи, часто применяют какое понятие, как гибридизация атомных орбиталей. Этот термин связан с выравниванием формы и энергии. Гибридизация атомных орбиталей связана с квантово-химическим процессом перестройки. Орбитали в сравнении с исходными атомами имеют иное строение. Суть гибридизации заключается в том, что тот электрон, который располагается рядом с ядром связанного атома, определяется не конкретной атомной орбиталью, а их совокупностью с равным главным квантовым числом. В основном данный процесс касается высших, близких по энергии атомных орбиталей, имеющих электроны.

Специфика процесса

Типы гибридизации атомов в молекулах зависят от того, как происходит ориентация новых орбиталей. По типу гибридизации можно определить геометрию иона либо молекулы, предположить особенности химических свойств.

Типы гибридизации

Такой тип гибридизации, как sp, представляет собой линейную структуру, угол между связями составляет 180 градусов. Примером молекулы с подобным вариантом гибридизации является BeCl 2 .

Следующий тип гибридизации - sp 2 . Молекулы характеризуются треугольной формой, угол между связями составляет 120 градусов. Типичным примером такого варианта гибридизации является BCl 3 .

Тип гибридизации sp 3 предполагает тетраэдрическое строение молекулы, типичным примером вещества с данным вариантом гибридизации является молекула метана CH 4 . Валентный угол в таком случае составляет 109 градусов 28 минут.

В гибридизации принимают непосредственное участие не только парные электроны, но и неразделенные пары электронов.

Гибридизация в молекуле воды

К примеру, в молекуле воды между атомом кислорода и атомами водорода существуют две ковалентные полярные связи. Кроме того, сам атом кислорода обладает двумя парами внешних электронов, которые не принимают участия в создании химической связи. Эти 4 электронные пары в пространстве занимают определенное место вокруг кислородного атома. Так как все они обладают одинаковым зарядом, в пространстве они отталкиваются, электронные облака находятся друг от друга на существенном расстоянии. Тип гибридизации атомов в данном веществе предполагает изменение формы атомных орбиталей, происходит их вытягивание и выстраивание к вершинам тетраэдра. В результате молекула воды приобретает угловую форму, между связями кислород-водород валентный угол составляет 104,5 o .

Чтобы предсказать тип гибридизации, можно воспользоваться донорно-акцепторным механизмом образования химической связи. В результате осуществляется перекрытие свободных орбиталей элемента с меньшей электроотрицательность, а также орбиталей элемента с большей электрической отрицательностью, на которой находится пара электронов. В процессе составления электронной конфигурации атома учитывается их степень окисления.

Правила выявления вида гибридизации

Для того чтобы определить тип гибридизации углерода, можно использовать определённые правила:

• выявляют центральный атом, вычисляют количество σ-связей;
• ставят в частице степени окисления атомов;
• записывают электронную конфигурацию главного атома в требуемой степени окисления;
• составляют схему распределения по орбиталям валентных электронов, спаривая электроны;
• выделяют орбитали, которые принимают непосредственно участие в образовании связи, находят неспаренные электроны (при недостаточном для гибридизации количестве валентных орбиталей применяют орбитали следующего энергетического уровня).

Геометрия молекулы определяется типом гибридизации. На нее не влияет присутствие пи-связей. В случае дополнительного связывания возможно изменение валентного угла, причина состоит во взаимном отталкивании электронов, образующих кратную связь. Так, в молекуле оксида азота (4) при sp 2 -гибридизации происходит возрастание валентного угла со 120 градусов до 134 градусов.

Гибридизация в молекуле аммиака

Неразделенная пара электронов оказывает влияние на результирующий показатель дипольного момента всей молекулы. В аммиаке тетраэдрическое строение вместе с неразделенной парой электронов. Ионность связи азот-водород и азот-фтор имеют показатели 15 и 19 процентов, длины определены в 101 и 137 пм соответственно. Таким образом, в молекуле фторида азота должен быть больший дипольный момент, но результаты эксперимента свидетельствуют об обратном.

Гибридизация в органических соединениях

Для каждого класса углеводородов характерен свой тип гибридизации. Так, при образовании молекул класса алканов (предельных углеводородов) все четыре электрона атома углерода образуют гибридные орбитали. При их перекрывании образуется 4 гибридных облака, вытраиваемых к вершинам тетраэдра. Далее их вершины перекрываются с негибридными s-орбиталями водорода, образуя простую связь. Для насыщенных углеводородов характерна sp 3 -гибридизация.

У ненасыщенных алкенов (их типичным представителем является этилен) в гибридизации принимают участие только три электронных орбитали - s и 2 p, три гибридных орбитали образуют в пространстве форму треугольника. Негибридные p-орбитали перекрываются, создавая в молекуле кратную связь. Этот класс органических углеводородов характеризуется sp 2 -гибридным состоянием углеродного атома.

Алкины отличаются от предыдущего класса углеводородов тем, что в процессе гибридизации участвуют всего два вида орбиталей: s и p. Оставшиеся у каждого атома углерода два негибридных p-электрона перекрываются в двух направлениях, образуя две кратные связи. Данный класс углеводородов характеризуется sp-гибридным состоянием углеродного атома.

Заключение

Благодаря определению вида гибридизации в молекуле можно объяснить строение разных неорганических и органических веществ, предсказать возможные химические свойства конкретного вещества.

Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных и -электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, такая гибридизация приводит, в конечном счете, к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости.

Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия . Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,

который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бериллия в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет:

Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние :

Образовавшийся возбужденный атом обладает двумя не-спаренными электронами: электронное облако одного из них соответствует состоянию , другого - . При перекрывании этих электронных облаков с р-электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи (рис. 38).

Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р-орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали (-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. 39, из которого видно, что гибридные -орбитали вытянуты в противоположных направлениях.

Перекрывание гибридных -электронных облаков атома бериллия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на рис. 40.

Рис. 38. Схема перекрывания -электронных облаков атомов фтора с и -электронными облаками атома бериллия (для каждой связи отдельно).Области перекрывания электронных облаков заштрихованы.

Рис. 39. Форма (схематическое изображение) и взаимное расположение гибридных -электронных облаков атома бериллия (для каждой гибридной орбитали отдельно).

Рис. 40. Схема образования химических связей в молекуле . В целях упрощения рисунка гибридные -электронные облака атома бериллия изображены неполностью.

Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей, больше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его атомных орбиталей. Поэтому процесс образования молекулы энергетически выгоден.

Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орбитали, приводящий к образованию двух -орбиталей, называется -гибридизацией. Как показывает рис. 39, -орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула линейна, а обе связи в этой молекуле во всех отношениях равноценны.

Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух р-орбиталей (-гибридизация - читается «эс-пэ-два») образуются три равноценные -орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углами 120° друг к другу (рис. 41). Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы.

Примером молекулы, в которой осуществляется -гибридизация, может служить молекула фторида бора . Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей возбужденного атома бора

образуются три равноценные -орбитали. Поэтому молекула построена в форме правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора, а в вершинах-атомы фтора. Все три связи в молекуле равноценны.

Если в гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали ( - гибридизация), то в результате образуются четыре гибридные -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы метана .

Рис. 41. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Рис. 42. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Поэтому молекула метана имеет форму тетраэдра, причем все четыре связи в этой молекуле равноценны.

Вернемся к рассмотрению структуры молекулы воды. При ее образовании происходит -гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол НОН в молекуле близок не к , а к тетраэдрическому углу . Небольшое отличие этого угла от 109,5° можно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. В самом деле, в молекуле метана (I)

все восемь электронов, занимающие в атоме углерода гибридные -орбитали, участвуют в образовании ковалентных связей . Это обусловливает симметричное распределение электронных облаков по отношению к ядру атома углерода. Между тем, в молекуле только четыре из восьми электронов, занимающих гибридные -орбитали атома кислорода, образуют связи , а две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат только атому кислорода. Это приводит к некоторой асимметрии в распределении электронных облаков, окружающих атом кислорода, и, как следствие, к отклонению угла между связями от .

При образовании молекулы аммиака также происходит атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота: из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N - Н, а одна остается неподеленной.

Как показывают рис. 39, 41 и 42, гибридные электронные облака смещены относительно ядра атома.

Поэтому центр электрического заряда неподеленной электронной пары, находящейся на гибридной орбитали, не совпадает с положением атомного ядра, т. е. с центром имеющегося в атоме положительного заряда. Такое смещение заряда неподеленной электронной пары приводит к появлению дппольного момента, вносящего существенный вклад в суммарный дипольный момент молекулы. Из этого следует, что полярность молекулы зависит не только от полярности отдельных связей и их взаимного расположения (см. § 40), но и от наличия неподеленпых электронных пар на гибридных орбиталях и от пространственного расположения этих орбиталей.

У элементов третьего и последующих периодов в образований гибридных электронных облаков могут участвовать и -орбитали. Особенно важен случай -гибридизации, когда в образовании гибридных орбиталей участвуют одна , три и две -орбитали. В этом случае образуются шесть равноценных гибридных орбиталей, вытянутых в направлениях к вершинам октаэдра. Октаэдрическая структура молекулы , ионов и многих других объясняется -гибридизацией атомных орбиталей центрального атома.

Примеры. Определите тип химической связи между атомами в молекулах веществ: гидроксида натрия, серной кислоты, гидроксида мышьяка, сульфата натрия. Покажите стрелкой к какому элементу смещена электронная пара Какая связь более полярна? Каковы степени окисления атомов элементов?

Алгоритм выполнения 1.Изобразить графическую формулу. 2. Под каждым элементом проставить значение электроотрицательности из таблицы. 3. Стрелкой показать смещение электронной плотности. 4. Рассчитать разность относительных электроотрицательностей и указать тип связи (ионная, КП, КНП) 5. По направлению и количеству смещений электронной плотности определить степени окисления атомов элементов.

Пример выполнения NaOH Na OH 0,93 3,5 2, ОЭО(O-Na) ОЭО(O-Na)= 3,5 – 0,93=2,63 ОЭО(О-Н)= 3,5-2,1=1,4 ионная КП

Продолжение H 2 SO 4 S O O O O H H ОЭО(О-Н)=3,5-2.1=1.4 КП ОЭО(O-S)=3,5-2,6=0,9 КП

Определить тип гибридизации центрального атома в молекулах 1. СН 4 метана 2. NH 3 аммиака 3. Н 2 О Пример С НН Н Н Центральный атом – углерод. В(С)=4 3. …2s 2 2p s 1 2p 3

5. В формировании структуры молекулы участвуют одна s и три p- электронные орбитали. Все связи в молекуле метана одинарные -связи. Тип гибридизации sp 3. Все электронные облака участвующие в гибридизации одинаковы. Следовательно углы между ними одинаковы и =0. Молекула неполярна. Геометрическая форма тетраэдр. Ответ sp 3 -гибридизация =0, неполярная молекула

Молекула аммиака Рассуждая аналогично для молекулы аммиака: 1 N H H H 2. B(N)=3, …2s 2 2p 3: связи+электронная пара. 5. SР 3 - гибридизация. Электронные облака разного характера. Углы между ними неодинаковы. 0. Молекула полярна.

Молекула воды 2. Кислород В=2. :O: H H s 2 2p 4 4. В молекуле 2 -связи и две электроные пары. В формировании структуры молекулы участвуют s- и три p-электронные орбитали. Тип гибридизации sp 3. 0 (т.к. Углы между электронными облаками различны). Молекула полярна.

Взаимодействия между молекулами. Водородная связь Водородная связь – это особый вид взаимодействия между молекулами веществ. Водородная связь возникает между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом за счет сил электростатического притяжения по донорно-акцепторному механизму.

Вандерваальсово взаимодействие (межмолекулярное взаимодействие) 1873 год голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс, предположил, что существуют силы, обусловливвающие притяжение между молекулами. Типы взаимодействия: 1) диполь-дипольное (ориентационное) Взаимодействие полярных молекул. 2) Индукционное. Взаимодействие полярных и неполярных молекул. Энергия этого вида взаимодействия слабее, чем ориентационного. 3)Дисперсионное. В неполярных молекулах (инертные газы) возникают флуктуации электронной плотности, в результате возникают мгновенные диполи, которые могут индуцировать соседние молекулы.