Поговоримо про те, як визначити тип гібридизації, а також розглянемо геометричну будову молекули.

Історія появи терміна

На початку двадцятого століття Л. Полінглом була запропонована теорія геометрії молекул з ковалентним зв'язком. В якості основи для утворення зв'язку було взято перекривання електронних хмар. Метод стали називати валентними зв'язками. Як визначати тип гібридизації атомів в сполуках? Автор теорії пропонував враховувати змішування гібридних орбіталей.

визначення

Для того щоб зрозуміти, як визначити тип гібридизації в з'єднаннях, розберемо, що позначає цей термін.

Гібридизація є змішування електронних орбіталей. Даний процес супроводжується розподілом в них енергії, зміною їх форми. Залежно від того, в якій кількості будуть змішуватися s- і p-орбіталі, тип гібридизації може бути різним. В органічних сполуках атом вуглецю може існувати в стані sp, sp2, sp3. Є і більш складні форми, В яких беруть участь, крім sp, d-орбіталі.

Правила виявлення в молекулах неорганічних речовин

Виявити варіант гібридизації можна для з'єднань з ковалентним хімічним зв'язком, мають тип АВП. А - основний атом, В - ліганд, п - число від двох і вище. У подібній ситуації в гібридизацію вступатимуть тільки валентні орбіталі головного атома.

способи визначення

Поговоримо докладніше про те, як визначити тип гібридизації. У хімічному розумінні цей термін передбачає зміну енергії і форми орбіталей. Спостерігається подібний процес в тих випадках, коли для утворення зв'язку використовують електрони, які належать різним типам.

Щоб зрозуміти, як визначити тип гібридизації, розглянемо молекулу метану. Дана речовина є першим представником гомологічного ряду насичених (граничних) вуглеводнів. У просторі молекула СН4 є тетраедром. Єдиний атом вуглецю утворює з воднем зв'язку, подібні по енергії і довжині. Для того щоб утворилися такі гібридні хмари, використовуються три р- і один ес-електрон.

Чотири хмари змішуються, і виникає чотири однакових (гібридних) виду, що мають форму неправильної вісімки. Називають такий тип гібридизації sp3. Всі вуглеводні, в складі яких тільки прості (одинарні) зв'язку, характеризуються саме таким типом гібридизації атома вуглецю. Валентний кут складає 109 градусів 28 хвилин.

Продовжуємо розмову про те, як визначити тип гібридизації. Приклади ряду етилену дають уявлення про sp2-гібридизації. Наприклад, в молекулі етилену з чотирьох в утворенні хімічного зв'язку використовується тільки три. Що залишився негібридних р-електрон йде на освіту подвійного зв'язку.

Ацетилен є найпростішим представником класу СпН2п-2. Особливістю цього класу вуглеводнів є наявність потрійний зв'язку. З чотирьох валентних електронів вуглецевого атома тільки два змінюють свою форму і енергію, стаючи гібридними. Два залишилися електрона беруть участь в утворенні двох подвійних зв'язків, визначаючи ненасичений характер цього класу органічних сполук.

висновок

Розглядаючи питання, що стосується для органічних і для враховують гібридизацію При цьому відбувається вирівнювання їх енергії і форми. Електрон, що розташовується поблизу ядра пов'язаного атома, характеризується сукупністю орбіталей, які мають однаковий Інформація про тип гібридизації дає можливість оцінювати хімічні властивості речовини.

ГІБРИДИЗАЦІЯ - це явище взаємодії між собою молекулярних орбіталей, близьких по енергії і мають загальні елементи симетрії, з утворенням гібридних орбіталей з більш низькою енергією.

Чим повніше в просторі перекриваються один з одним електронні хмари, які беруть участь в хімічній зв'язку, тим меншим запасом енергії володіють електрони, що знаходяться в області перекривання і здійснюють зв'язок, і тим міцніше хімічний зв'язок між цими атомами

Іноді зв'язок між атомами міцніше, ніж цього можна було очікувати на підставі розрахунку. Передбачається, що атомна орбіталь приймає форму, що дозволяє їй більш повно перекриватися з орбиталью сусіднього атома. Змінити свою форму атомна орбіталь може, лише комбінуючи з іншими атомними орбиталями інший симетрії цього ж атома. В результаті комбінації різних орбіталей (s, p, d) виникають нові атомні орбіталі проміжної форми, які називаються гібридними .

Перебудова різних атомних орбіталей в нові орбіталі, усереднені за формою називається гибридизацией .

Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних.Так, при комбінації s- і р-орбіталей (sp-гібридизація) виникають дві гібридні орбіталі, які орієнтуються під кутом 180 ° один до одного, рис.3, табл. 5 і 6.

(S + p) орбіталі Дві sp - орбіталі Дві sp-гібридні

орбіталі

Малюнок 3 - sp - гібридизації валентних орбіталей

Таблиця 6 - Освіта гібридних орбіталей

Таблиця 7 - Освіта деяких молекул V і VI періодів

Хімічна зв'язок, утворена електронами гібридних орбіталей, міцніші зв'язки з участю електронів негібридних орбіталей, так як при гібридизації перекривання відбувається в більшою мірою. Гібридні орбіталі утворюють тільки s-зв'язку.

Піддаватися гібридизації можуть орбіталі, які мають близькі енергії.У атомів з малим значенням заряд ядра для гібридизації придатні тільки s- і р орбіталі. Це найбільш характерно для елементів другого періоду II - VI груп, табл. 6 і 7.

У групах зверху вниззі збільшенням радіуса атома здатність утворювати ковалентні зв'язки ослабевавает, посилюється відмінність в енергіях s - і р-електронів, зменшується можливість їх гібридизації.

Електронні орбіталі, які беруть участь в утворенні зв'язків, і їх просторова орієнтація визначають геометричну форму молекул.

Лінійна форма молекул. Сполуки, що мають лінійну форму молекул, утворюються при перекривання:

1. Двох s- орбіталей (s - s зв'язок): Н 2, Na 2, K 2 і ін.

2. s - і р-орбіталей (s - р зв'язок): НС1, НВr і ін.

3. Двох р- орбіталей (р - р зв'язок): F 2, C1 2, Вr 2 і т.д.

s-s s-p р-р

Малюнок 4 - Лінійні молекули

Лінійну форму молекул утворюють також атоми деяких елементів II групи з атомами водню або галогенів (вен 2, вег 2, ZnГ 2). Розглянемо утворення молекул ВеС1 2. Атом берилію в збудженому стані має два неспарених електрона (2s l і 2р 1), отже, відбувається sp-гібридизація, при якій утворюються дві sp-гібридні орбіталі, розташовані відносно один одного під кутом 180 ° (див гібридизацію орбіталей). При взаємодії берилію з галогенами відбувається перекриваючи двох sp-гібридних орбіталей атома берилію з р-орбіталей двох атомів хлору, в результаті утворюється молекула лінійної форми, рис. 5.

Малюнок 5 - Лінійна молекула BeCl 2

Трикутна форма молекул має місце при утворенні галогенідів бору, алюмінію. Збуджений атом бота має три неспарених електрона (2s 1 і 2 р 2), При утворенні хімічних зв'язків відбувається sp 2-гібридизація і утворюються три sp 2 - гібірідние орбіталі, які лежать в одній площині і орієнтовані один до одного під кутом 120 °, рис. 6.

(S + p + p) - три sp 2 - гібридні

орбіталі орбіталі

Малюнок 6 - sp 2-гібридизації валентних орбіталей (а) і

трикутна молекула ВСl 3 (б)

При взаємодії бору з хлором відбувається перекривання трьох sр 2 -гібрідних орбіталей атома бору з р -орбіталямі трьох атомів хлору, в результаті утворюється молекула, що має форму плоского трикутника. Валентний кут в молекулі ВСl 3 дорівнює 120 °.

Тетраедрічеськая форма молекули характерна для сполук елементів IV групи головної підгрупи з галогенами, воднем. Так, атом вуглецю в збудженому стані має чотири неспарених електрона (2s 1 і 2 р 3) отже, відбувається sp-гібридизація, при якій утворюються чотири гібридні орбіталі, розташовані один до одного під кутом 109,28 °, рис. 7.

(S + p + p + p) - чотири sp 3 -гібрідние

орбіталі орбіталі

Малюнок 7 - sp 3-гібридизація валентних орбіталей (а) і

тетраедричних молекула СН 4 (б)

При перекривання чотирьох sp 3 -гібрідних орбіталей атома вуглецю і s-орбіталей чотирьох атомів водню утворюється молекула метану, яка має форму тетраедра. Валентний кут дорівнює 109,28 °.

розглянуті геометричні форми молекул (лінійні, трикутні, тетраедричних) є ідеальними(Правило Гіллеспі).

На відміну від вище розглянутих з'єднань молекули елементів V та VI груп головних підгруп мають валентні неподіленого пари електронів, тому кути між зв'язками виявляються меншими в порівнянні з ідеальним молекулами.

Пірамідальна форма молекул має місце при утворенні водневих з'єднань елементів V груп головної підгрупи. При утворенні хімічного зв'язку, наприклад, у атома азоту також як і у атома вуглецю відбувається sp 3-гібридизація і утворюється чотири sp 3 -гібрідние орбіталі, які орієнтовані під кутом 109,28 про один до одного. Але на відміну від атома вуглецю у атома азоту в гібридизації беруть участь не тільки одноелектронні орбіталі(2р 3), але і двухелектронная(2s 2). Тому з чотирьох sp 3 -гібрідних орбіталей на трьох знаходяться по одному електрону (одноелектронні орбиталь), ці орбіталі утворюють зв'язку з трьома атомами водню. Четверта орбиталь з неподіленої парою електронів не приймає участі в утворенні зв'язку. Молекула NH 3 має форму піраміди, рис. 8.

Малюнок 8 - Пірамідальна молекула аміаку

У вершині піраміди знаходиться атом азоту, а в кутах (трикутника) підстави - атоми водню. Валентний кут дорівнює 107,3 \u200b\u200b°. Відхилення значення кута від тетраедричного (109,28 °) обумовлено відштовхуванням між неподіленої парою електронів на четвертій sp 3 -гібрідной орбіталі і зв'язують парами на трьох інших орбиталях, тобто sp 3 -гібрідная орбиталь з неподіленої парою електронів відштовхує в напрямку від себе три інші орбіталі зв'язку N-H, зменшуючи кут до 107,3 \u200b\u200b°.

Відповідно до правила Гіллеспі: якщо центральний атом відноситься до елементів третього або наступних періодів, а кінцеві атоми належать менш електронегативний елементів, ніж галогени, то утворення зв'язків здійснюється через чисті р - орбіталі і валентні кути стають »90 °, отже, у аналогів азоту (Р, As, Sb) гібридизація орбіталей в молекулах водневих з'єднань не спостерігається. Наприклад, в освіті молекули фосфіну (РН 3) беруть участь три неспарених р-електрона (3s 2 і 3 р 3), електронні орбіталі яких розташовані в трьох взаємно перпендикулярних напрямках, і s-електрони трьох атомів водню. Зв'язки розташовуються уздовж трьох осей р-орбіталей. Утворилися молекули мають, як і молекули NН 3, пірамідальну форму, але на відміну від молекули NН 3, в молекулі РН 3 валентний кут дорівнює 93,3 °, а в з'єднаннях AsH 3 і SbH 3 - відповідно 91,8 і 91,3 °, рис. 9 і табл. 4.

Малюнок 9 - Молекула РН 3

Неподіленої пари електронів буде займати несвязивающую s- орбиталь.

кутову форму молекул утворюють водневі з'єднання елементів VI групи головної підгрупи. Розглянуті особливості утворення зв'язків в сполуках елементів V групи характерні і для водневих з'єднань елементів VI групи. Так, в молекулі води атом кисню, так само як і атом азоту, знаходиться в стані sp 3-гібридизація. З чотирьох sp 3 -гібрідних орбітах на двох знаходиться по одному електрону, ці орбіталі утворюють зв'язку з двома атомами водню.

Дві інші з чотирьох sp 3 -гібрідних орбіталей містять по неподіленої парі електронів і не принимав участі в утворенні зв'язку.

Молекула Н 2 О має кутову форму, валентний кут дорівнює 104,5 °. Відхилення значення кута від тетраедричного в ще більшій мірі обумовлено відштовхуванням від двох неподіленого пар електронів, рис. 10.

Малюнок 10 - Кутова молекула води

Кутову форму молекул мають H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, тільки у аналогів кисню утворення зв'язків в Сполучених Н 2 Е здійснюється через чисті р-орбіталі(Правило Гіллеспі), тому валентні кути складають »90 °. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te вони відповідно рівні 92; 91; 89,5 °.

Таблиця 8 - Молекули водневих з'єднань елементів 2-го періоду

Гібридизація атомних орбіталей - процес, що дозволяє зрозуміти, як атоми видозмінюють свої орбіталі при утворенні сполук. Так, що ж таке гібридизація, і які її типи існують?

Загальна характеристика гібридизації атомних орбіталей

Гібридизація атомних орбіталей - це процес, при якому змішуються різні орбіталі центрального атома, в результаті чого утворюються однакові за своїми характеристиками орбіталі.

Гібридизація відбувається в процесі утворення ковалентного зв'язку.

Гібридна орбиталь має фору знака нескінченності або несиметричною перевернутої вісімки, витягнутої в сторону від атомного ядра. Така форма обумовлює більш сильну, ніж в разі чистих атомних орбіталей, перекривання гібридних орбіталей з орбиталями (чистих або гібридних) інших атомів і призводить до утворення більш міцних ковалентних зв'язків.

Мал. 1. Гібридна орбиталь зовнішній вигляд.

Вперше ідею про гібридизації атомних орбіталей висунув американський учений Л. Полінг. Він вважав, що у який входить в хімічний зв'язок атома є різні атомні орбіталі (s-, p-, d-, f-орбіталі), то в результаті відбувається гібридизація цих орбіталей. Суть процесу полягає в тому, що з різних орбіталей утворюються еквівалентні один одному атомні орбіталі.

Типи гібридизації атомних орбіталей

Існує кілька видів гібридизації:

• . Цей вид гібридизації відбувається, коли змішуються одна s-орбіталь і одна p-орбіталь. В результаті утворюються дві повноцінних sp-орбіталей. Ці орбіталі розташовані до атомного ядра таким чином, що кут між ними становить 180 градусів.

Мал. 2. sp-гібридизація.

• sp2-гібридизація. Цей вид гібридизації відбувається, коли змішуються одна s-орбіталь і дві p-орбіталі. В результаті відбувається утворення трьох гібридних орбіталей, які розташовані в одній площині під кутом 120 градусів один до одного.
• . Цей вид гібридизації відбувається, коли змішуються одна s-орбіталь і три p-орбіталі. В результаті відбувається утворення чотирьох повноцінних sp3-орбіталей. Ці орбіталі спрямовані до вершини тетраедра і розташовуються один до одного під кутом 109,28 градусів.

sp3-гібридизація характерна для багатьох елементів, наприклад, атома вуглецю та інших речовин IVА групи (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4 і ін.)

Мал. 3. sp3-гібридизація.

Можливі також і більш складні види гібридизації за участю d-орбіталей атомів.

Що ми дізналися?

Гібридизація - складний хімічний процес, коли різні орбіталі атома утворюють однакові (еквівалентні) гібридні орбіталі. Першим теорію гібридизації озвучив американець Л. Полінг. Виділяють три основних види гібридизації: sp-гібридизація, sp2-гібридизація, sp3-гібридизація. Існують також більш складні види гібридизації, в яких беруть участь d-орбіталі.

Модель атома вуглецю

Валентні електрони атома вуглецю розташовуються на одній 2s-орбіталі і двох 2р-орбіталях. 2р-Орбіталі розташовані під кутом 90 ° один до одного, а 2s-орбіталь має сферичну симетрію. Таким чином, розташування атомних орбіталей вуглецю в просторі не пояснює виникнення в органічних сполуках валентних кутів 109,5 °, 120 ° і 180 °.

Щоб вирішити це протиріччя, було введено поняття гібридизації атомних орбіталей. Для розуміння природи трьох варіантів розташування зв'язків атома вуглецю знадобилися уявлення про три типи гібридизації.

Виникненням концепції гібридизації ми зобов'язані Лайнус Полінг, багато зробив для розвитку теорії хімічного зв'язку.

Концепція гібридизації пояснює, яким чином атом вуглецю видозмінює свої орбіталі при утворенні сполук. Нижче ми будемо розглядати цей процес трансформації орбіталей постадійно. При цьому треба мати на увазі, що розчленування процесу гібридизації на стадії або етапи є, насправді, не більше ніж уявний прийом, що дозволяє більш логічно і доступно викласти концепцію. Проте висновки про просторової орієнтації зв'язків вуглецевого атома, до яких ми в підсумку прийдемо, повністю відповідають реальному стану справ.

Електронна конфігурація атома вуглецю в основному і збудженому стані

На малюнку зліва показана електронна конфігурація атома вуглецю. Нас цікавить тільки доля валентних електронів. В результаті першого кроку, який називають збудженнямабо промотування, Один з двох 2s-електронів переміщується на вільну 2р-орбіталь. На другому етапі відбувається власне процес гібридизації, який кілька умовно можна уявити собі як змішання однієї s- і трьох р-орбіталей і утворення з них чотирьох нових однакових орбіталей, кожна з яких на одну чверть зберігає властивості s-орбіталі і на три чверті - властивості р-орбіталей. Ці нові орбіталі отримали назву sp 3 -гібрідних. Тут надрядковий індекс 3 позначає не число електронів, що займають орбіталі, а число р-орбіталей, які взяли участь в гібридизації. Гібридні орбіталі спрямовані до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться атом вуглецю. На кожній sp 3 -гібрідной орбіталі знаходиться по одному електрону. Ці електрони і беруть участь на третьому етапі в утворенні зв'язків з чотирма атомами водню, утворюючи валентні кути 109,5 °.

sp3 - гібридизація. Молекула метану.

Освіта плоских молекул з валентними кутами 120 ° показано на малюнку нижче. Тут, як і в разі sp 3-гібридизації, перший крок - збудження. На другому етапі в гібридизації беруть участь одна 2s- і дві 2р - орбіталі, утворюючи три sр 2 -гібрідних орбіталі, розташованих в одній площині під кутом 120 ° один до одного.

Освіта трьох sр2-гібридних орбіталей

Одна p-рорбіталь залишається негібрідізованной і розташовується перпендикулярно площині sр 2 -гібрідних орбіталей. Потім (третій крок) дві sр 2 -гібрідние орбіталі двох вуглецевих атомів об'єднують електрони, утворюючи ковалентний зв'язок. Такий зв'язок, що утворюється в результаті перекривання двох атомних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атома, називається σ -зв'язком.

Освіта сигма - і пі-зв'язків в молекулі етилену

Четвертий етап - утворення другої зв'язку між двома вуглецевими атомами. Зв'язок утворюється в результаті перекривання звернених один до одного країв негібрідізованних 2р-орбіталей і називається π-зв'язком. Нова молекулярна орбіталь являє собою сукупність двох зайнятих електронами π-зв'язку областей - над і під σ-зв'язком. Обидві зв'язку (σ і π) разом складають подвійну зв'язок між атомами вуглецю. І нарешті, останній, п'ятий крок - утворення зв'язків між атомами вуглецю і водню за допомогою електронів чотирьох залишилися sр 2 -гібрідних орбіталей.

Подвійний зв'язок в молекулі етилену

Третій, останній тип гібридизації, показаний на прикладі простої молекули, що містить потрійну зв'язок, - молекули ацетилену. Перший крок - порушення атома, такий же, як раніше. На другому етапі відбувається гібридизація однієї 2s- і однієї 2р-орбіталей з утворенням двох sр-гібридних орбіталей, які розташовуються під кутом 180 °. І залишаються зміненими дві 2р-орбіталі, необхідні для утворення двох π-зв'язків.

Освіта двох sр-гібридних орбіталей

Наступний крок - освіту σ-зв'язку між двома sр-гібрідізоваться вуглецевими атомами, потім утворюються дві π-зв'язку. Одна σ-зв'язок і дві π-зв'язку між двома атомами вуглецю разом складають потрійну зв'язок. І нарешті, утворюються зв'язку з двома атомами водню. Молекула ацетилену має лінійну будову, всі чотири атома лежать на одній прямій.

Ми показали, яким чином три основних в органічної хімії типу геометрії молекул виникають в результаті різних трансформацій атомних орбіталей вуглецю.

Можна запропонувати два способи визначення типу гібридизації різних атомів в молекулі.

спосіб 1. Найбільш загальний спосіб, придатний для будь-яких молекул. Заснований на залежності валентного кута від гібридизації:

а) валентні кути 109,5 °, 107 ° і 105 ° свідчать про sр 3-гібридизації;

б) валентний кут близько 120 ° -sр 2-гібридизація;

в) валентний кут 180 ° -sp-гібридизація.

спосіб 2. Придатний для більшості органічних молекул. Оскільки тип зв'язку (проста, подвійна, потрійна) пов'язаний з геометрією, можна за характером зв'язків даного атома визначити тип його гібридизації:

а) всі зв'язки прості - sр 3-гібридизація;

б) одна подвійна зв'язок - sр 2-гібридизація;

в) одна потрійний зв'язок - sp-гібридизація.

Гібридизація - це уявна операція перетворення звичайних (енергетично найбільш вигідних) атомних орбіталей в нові орбіталі, геометрія яких відповідає експериментально певної геометрії молекул.

гибридизацией називається гіпотетичний процес змішування різного типу, Але близьких по енергії орбіталей даного атома з виникненням того ж числа нових (гібридних 1) орбіталей, однакових по енергії і формі.

Гібридизація атомних орбіталей відбувається при утворенні ковалентних зв'язків.

Гібридні орбіталі мають форму об'ємної несиметричною вісімки, сильно витягнутої в одну сторону від атомного ядра:.

Така форма обумовлює більш сильну, ніж в разі чистих атомних орбіталей, перекривання гібридних орбіталей з орбиталями (чистих або гібридних) інших атомів і призводить до утворення більш міцних ковалентних зв'язків. Тому енергія, що витрачається на гібридизацію атомних орбіталей, з надлишком компенсується виділенням енергії за рахунок утворення більш міцних ковалентних зв'язків з участю гібридних орбіталей. Назва гібридних орбіталей і тип гібридизації визначаються числом і типом беруть участь в гібридизації атомних орбіталей, наприклад: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- абоsp 3 d 2 гібридизація.

Спрямованість гібридних орбіталей, а отже, і геометрія молекули залежать від типу гібридизації. На практиці зазвичай вирішується зворотна задача: спочатку експериментально встановлюється геометрія молекули, після чого описується тип і форма гібридних орбіталей, що беруть участь в її освіті.

sp Гібридизація. дві гібридних sp- орбіталі в результаті взаємного відштовхування розташовуються щодо атомного ядра таким чином, що кут між ними становить 180 ° (рис. 7).

Мал. 7. Взаємне розташування в просторі двох sp- гібридних орбіталей одного атома: а - поверхні, що охоплюють області простору, де ймовірність перебування електрона складає 90%; б -умовне зображення.

В результаті такого розташування гібридних орбіталей молекули складу АХ 2, де А є центральним атомом, мають лінійну будову, Тобто ковалентні зв'язки всіх трьох атомів розташовуються на одній прямій. Наприклад, в стані sp- гібридизації знаходяться валентні орбіталі атома берилію в молекулі ВеС1 2 (рис. 8). Лінійну конфігурацію внаслідок sp- гібридизації валентних орбіталей атомів мають також молекули вен 2, Ве (СН 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N і ряд інших.

Мал. 8. трьохатомної лінійна молекула хлориду берилію ВеС1 2 (в газоподібному стані): 1 - 3р-орбиталь атома Cl; 2 - дві sp- гібридні орбіталі атома Be.

s р 2 Гібридизація. Розглянемо гібридизацію однієї s- і двох р-орбіталей. В цьому випадку в результаті лінійної комбінації трьох орбіталей виникають три гібридні sр 2 орбіталі. Вони розташовуються в одній площині під кутом 120 ° один до одного (рис. 9). sр 2 Гібридизація характерна для багатьох сполук бору, який, як показано вище, в збудженому стані має три неспарених електрона: один s- і два р-Електронна. при перекривання sр 2 -орбіталей атома бору з орбиталями інших атомів утворюються три ковалентні зв'язки, рівноцінні по довжині і енергії. Молекули, в яких валентні орбіталі центрального атома знаходяться в стані sр 2 гібридизації, мають трикутну конфігурацію. Кути між ковалентними зв'язками рівні 120 °. В стані sр 2 гібридизації знаходяться валентні орбіталі атомів бору в молекулах BF 3, BC1 3, атомів вуглецю і азоту в аніони СО 3 2 -, NO 3 -.

Мал. 9. Взаємне розташування в просторі трьох sр 2 -гібрідних орбіталей.

s р 3 Гібридизація. Дуже велике поширення мають речовини, в молекулах яких центральний атом містить чотири sр 3 орбіталі, що утворюються в результаті лінійної комбінації однієї s- і трьох р-орбіталей. Ці орбіталі розташовуються під кутом 109˚28 'один до одного і спрямовані до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться атомне ядро (Рис. 10 а).

Освіта чотирьох рівноцінних ковалентних зв'язків за рахунок перекривання sр 3 -орбіталей з орбиталями інших атомів характерно для атомів вуглецю та інших елементів IVA-групи; це обуславліает тетраедричних структуру молекул (СН 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4 та ін).

Мал. 10. Вплив несвязивающіх електронних пар на геометрію молекул:

a - метану (несвязивающіх електронних пар немає);

б- аміаку (одна несвязивающая електронна пара);

в- води (дві несвязивающіе пари).

Неподілені електронні пари гібридних орбіта лей . У всіх розглянутих прикладах гібридні орбіталі були "заселені" одиночними електронами. Однак нерідкі випадки, коли гібридна орбіталь "заселена" електронної парою. Це впливає на геометрію молекул. Оскільки несвязивающая електронна пара відчуває вплив ядра тільки свого атома, а зв'язуюча електронна пара знаходиться під дією двох атомних ядер, несвязивающая електронна пара знаходиться ближче до атомного ядра, ніж зв'язує. В результаті цього несвязивающая електронна пара сильніше відштовхує зв'язують електронні пари, ніж ті відштовхують один одного. Графічно для наочності велику відразливу силу, діючу між несвязивающей і зв'язують електронними парами, можна зобразити більшою за обсягом електронної орбиталью несвязивающей пари. Несвязивающая електронна пара є, наприклад, у атома азоту в молекулі аміаку (рис. 10 б). В результаті взаємодії зі сполучними електронними парами валентні кути Н-N-Н скорочуються до 107,78 ° в порівнянні з 109,5 °, характерними для правильного тетраедра.

Ще більше відштовхування відчувають зв'язують електронні пари в молекулі води, де у атома кисню є дві несвязивающіе електронні пари. В результаті чого валентний кут Н-О-Н в молекулі води дорівнює 104,5 ° (рис. 10 в).

Якщо несвязивающая електронна пара в результаті утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму перетворюється в зв'язує, то сили відштовхування між цим зв'язком і іншими ковалентними зв'язками в молекулі вирівнюються; вирівнюються і кути між цими зв'язками. Це відбувається, наприклад, при утворенні катіона амонію:

Участь в гібридизації d -орбіталей. Якщо енергія атомних d- орбіталей не надто сильно відрізняється від енергій s- і р-орбіталей, то вони можуть брати участь в гібридизації. Найпоширенішим типом гібридизації за участю d- орбіталей є sр 3 d 2 - гібридизація, в результаті якої утворюються шість рівноцінних за формою і енергії гібридних орбіталей (рис. 11 а), Розташованих під кутом 90˚ один до одного і спрямованих до вершин октаедра, в центрі якого знаходиться атомне ядро. Октаедр (рис. 11 б) – є правильним восьмигранником: всі ребра в ньому рівної довжини, всі грані - правильні трикутники.

Мал. 11. sр 3 d 2 - гібридизація

рідше зустрічається sр 3 d- гібридизація з утворенням п'яти гібридних орбіталей (рис. 12 а), Спрямованих до вершин тригональной біпіраміди (рис. 12 б). Трігональная Бипирамида утворюється соеіненіем двох рівнобедрених пірамід загальним підставою - правильним трикутником. Напівжирними штрихами на рис. 12 б показані ребра рівної довжини. Геометрично і енергетично sр 3 d- гібридні орбіталі нерівноцінні: три «екваторіальні» орбіталі спрямовані до вершин правильного трикутника, а дві «аксіальні» - вгору і вниз перпендикулярно площині цього трикутника (рис. 12 в). Кути між «екваторіальними» орбиталями рівні 120 °, як при sр 2 - гібридизації. Кут між «аксиальной» і будь-який з «екваторіальних» орбіталей рівні 90 °. Відповідно до цього ковалентні зв'язки, які утворюються за участю «екваторіальних» орбіталей відрізняються по довжині і енергії від зв'язків, в утворенні яких беруть участь «осьові» орбіталі. Наприклад, в молекулі РС1 5 «аксіальні» зв'язку мають довжину 214 пм, а «екваторіальні» - 202 пм.

Мал. 12. sр 3 d- гібридизація

Таким чином, розглядаючи ковалентні зв'язки як результат перекривання атомних орбіталей, можна пояснити геометрію виникають при цьому молекул і іонів, яка залежить від числа і типу атомних орбіталей, що беруть участь в утворенні зв'язків. Концепцію гібридизації атомних орбіталей, необхідно розуміти, що гібридизація є умовний прийом, що дозволяє наочно пояснити геометрію молекули за допомогою комбінації АТ.