AO-Hybridisierung- Dies ist die Ausrichtung der Valenz AO in Form und Energie während der Bildung einer chemischen Bindung.

1. Nur diejenigen AOs, deren Energien nahe genug beieinander liegen (z. B. 2s- und 2p-Atomorbitale), können an der Hybridisierung teilnehmen.

2. Leerstellen (freie) AOs, Orbitale mit ungepaarten Elektronen und ungepaarten Elektronenpaaren können an der Hybridisierung teilnehmen.

3. Durch die Hybridisierung entstehen neue Hybridorbitale, die im Raum so orientiert sind, dass nach Überlappung mit den Orbitalen anderer Atome die Elektronenpaare möglichst weit voneinander entfernt sind. Dieser Zustand des Moleküls entspricht der minimalen Energie aufgrund der maximalen Abstoßung gleichgeladener Elektronen.

4. Die Art der Hybridisierung (die Anzahl der AO, die einer Hybridisierung unterzogen werden) wird durch die Anzahl der Atome bestimmt, die ein bestimmtes Atom "angreifen", und die Anzahl der ungeteilten Elektronenpaare in einem bestimmten Atom.

Beispiel. BF3 . Im Moment der Bindungsbildung wird das AO des B-Atoms neu angeordnet und geht in den angeregten Zustand über: Â 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hybrid-AOs sind in einem Winkel von 120 o angeordnet. Das Molekül hat die richtige Form Dreieck(flach, dreieckig):

3. sp 3 -Hybridisierung. Diese Art der Hybridisierung ist typisch für Atome der 4. Gruppe ( B. Kohlenstoff, Silizium, Germanium) in Molekülen vom Typ EH 4 sowie für das C-Atom in Diamant, Alkanmolekülen, für das N-Atom im NH 3 -Molekül, NH 4 +, das O-Atom im H 2 O-Molekül usw.

Beispiel 1 CH4 . Im Moment der Bindungsbildung wird das AO des C-Atoms umgeordnet und geht in den angeregten Zustand über: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hybrid-AOs befinden sich in einem Winkel von 109 etwa 28 Zoll.

Beispiel 2 NH 3 und NH 4 +.

Elektronische Struktur des N-Atoms: 1s 2 2s 2 2p 3 . 3 AO mit ungepaarten Elektronen und 1 AO mit einem freien Elektronenpaar werden hybridisiert. Aufgrund der stärkeren Abstoßung des einsamen Elektronenpaars von den Elektronenpaaren der s-Bindungen beträgt der Bindungswinkel im Ammoniakmolekül 107,3 ​​o (näher am Tetraeder und nicht am direkten).

Das Molekül hat die Form einer trigonalen Pyramide:

Die Konzepte der sp 3 -Hybridisierung ermöglichen es, die Möglichkeit der Bildung eines Ammoniumions und die Äquivalenz von Bindungen darin zu erklären.

Beispiel 3 H2O.

Die elektronische Struktur des Atoms О 1s 2 2s 2 2p 4 . 2 AO mit ungepaarten Elektronen und 2 AO mit ungepaarten Elektronenpaaren werden hybridisiert. Der Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt 104,5 ° (ebenfalls eher tetraedrisch als gerade).

Das Molekül hat eine eckige Form:

Das Konzept der sp 3 -Hybridisierung ermöglicht es, die Möglichkeit der Bildung eines Oxonium-(Hydroxonium)-Ions und die Bildung von 4 Wasserstoffbrückenbindungen durch jedes Molekül in der Eisstruktur zu erklären.

4. sp 3 d-Hybridisierung.Diese Art der Hybridisierung ist typisch für Atome von Elementen der 5. Gruppe (beginnend mit P) in Molekülen vom Typ EX 5.

Beispiel. PCl5 . Die elektronische Struktur des P-Atoms im Grund- und angeregten Zustand: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Molekülform - Hexaeder (genauer - trigonale Bipyramide):

5. sp 3 d 2 -Hybridisierung.Diese Art der Hybridisierung ist typisch für Atome von Elementen der 6. Gruppe (beginnend mit S) in Molekülen vom Typ EX 6.

Beispiel. SF6. Die elektronische Struktur des S-Atoms im Grund- und angeregten Zustand: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Molekülform - Oktaeder :

6. sp 3 d 3 -Hybridisierung.Diese Art der Hybridisierung ist typisch für Atome der Elemente der Gruppe 7 (beginnend mit Cl) in Molekülen des Typs EX 7.

Beispiel. IF7. Die elektronische Struktur des F-Atoms im Grund- und angeregten Zustand: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Molekülform - Dekaeder (genauer - fünfeckige Bipyramide):

7. sp 3 d 4 -Hybridisierung.Diese Art der Hybridisierung ist typisch für Atome von Elementen der Gruppe 8 (außer He und Ne) in Molekülen des Typs EX 8.

Beispiel. XeF 8 . Die elektronische Struktur des Xe-Atoms im Grund- und angeregten Zustand: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Molekülform - Dodekaeder:

Es kann andere Arten von AO-Hybridisierung geben.

Um den Sachverhalt zu erklären, wenn ein Atom mehr Bindungen ausbildet als die Zahl der ungepaarten Elektronen in seinem Grundzustand (zB ein Kohlenstoffatom), wird das Postulat der Hybridisierung energetisch naher Atomorbitale verwendet. Es findet eine AO-Hybridisierung statt während der Bildung einer kovalenten Bindung, wenn dies zu einer effizienteren Überlappung der Orbitale führt. Die Hybridisierung des Kohlenstoffatoms wird von seiner Anregung und Elektronenübertragung von 2 begleitet s- am 2 R-AO:

Grund- und angeregte Zustände des Kohlenstoffatoms.

AO-Hybridisierung- Dies ist die Wechselwirkung (Mischung) von Atomorbitalen eines bestimmten Atoms, die sich vom Typ unterscheiden, aber in der Energie nahe bei der Bildung von Hybridorbitalen gleicher Form und Energie liegen.

Zum Beispiel 2s-AO mit 2 mischen p-AO ergibt zwei hybride 2 sp-AO:

AO mit großem Energieunterschied (zum Beispiel 1 s und 2 R) gehen keine Hybridisierung ein. Abhängig von der an der Hybridisierung beteiligten Anzahl p-AO sind folgende Arten der Hybridisierung möglich:

für Kohlenstoff- und Stickstoffatome - sp 3 , sp 2 und sp;

für das Sauerstoffatom - sp 3 , sp 2 ;

für Halogene - sp 3 .

Das hybride AO ist asymmetrisch und vom Kern in eine Richtung stark verlängert (unregelmäßige Form einer Acht).

Im Gegensatz zu Nicht-Hybrid s- oder R-AO, sie hat einen einen großen Anteil, das gut eine chemische Bindung eingeht, und ein kleiner Anteil, der meist gar nicht dargestellt wird. Hybridisierte AOs, die mit Orbitalen verschiedener Typen interagieren ( s-, R- oder hybrides AO) anderer Atome ergeben normalerweise s-MO, d.h. s-Bindungen bilden. Eine solche Bindung ist aufgrund der effizienteren Überlappung stärker als die Bindung, die durch die Elektronen von Nicht-Hybrid-AO gebildet wird.

3.3.1. sp 3 -Hybridisierung (tetraedrisch).

Einer s- und drei R vier gleich in Form und Energie sp 3-Hybridorbitale.

Orbitalmodell eines Atoms im sp 3 -hybridisierten Zustand.

Für das Kohlenstoffatom und andere Elemente der 2. Periode erfolgt dieser Prozess nach dem Schema:

2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)

Schema der sp 3 -Hybridisierung von Atomorbitalen.

Die Achsen von sp 3 -Hybridorbitalen sind auf die Ecken eines regelmäßigen Tetraeders gerichtet. Der Tetraederwinkel zwischen ihnen beträgt 109°28", was der niedrigsten Elektronenabstoßungsenergie entspricht.

Zum ersten Mal wurde die Idee der Richtung der Affinitätseinheiten (Valenzen) des Kohlenstoffatoms an den Ecken des Tetraeders unabhängig voneinander 1874 von Van't Hoff und Le Bel vorgebracht.

sp 3 -Orbitale können mit anderen Atomen vier s-Bindungen bilden oder mit einsamen Elektronenpaaren besetzt sein.

Und wie lässt sich die räumliche Struktur eines Atoms im sp 3 -Zustand in der Abbildung visuell darstellen?

In diesem Fall werden sp 3 -Hybridorbitale nicht als Elektronenwolken, sondern je nach räumlicher Ausrichtung des Orbitals als gerade Linien oder Keile dargestellt. Eine solche schematische Darstellung wird beim Schreiben von stereochemischen (räumlichen) Formeln von Molekülen verwendet.

Übergang vom Orbitalmodell (a) zur Raumformel (b).

Am Beispiel eines Methanmoleküls werden dreidimensionale Modelle und eine räumliche (stereochemische) Formel eines Moleküls mit sp 3 -Kohlenstoffatom gezeigt.

Modell des Methanmoleküls

sp 3 - Ein hybridisierter Zustand ist charakteristisch für ein Atom, wenn die Summe aus der Anzahl der ihm zugeordneten Atome und der Anzahl seiner freien Elektronenpaare 4 beträgt.

Kohlenstoff im sp 3 -Hybridzustand findet sich in einer einfachen Substanz - Diamant. Dieser Zustand ist typisch für C-, N-, O- usw. Atome, die durch Einfachbindungen mit anderen Atomen verbunden sind (sp 3 -Atome sind rot hervorgehoben):

AUS H4, R C H3 , N H3, R N H2, H2 Ö, R Ö H, R2 Ö;

sowie Anionen wie:

R3 C: - , R Ö - .

Eine Folge der tetraedrischen Struktur des sp 3 -Atoms ist die Möglichkeit der Existenz von zwei optischen Stereoisomeren in einer Verbindung, die ein solches Atom mit vier verschiedenen Substituenten enthält (Vant Hoff, Le Bel, 1874).

3.3.2. sp 2 -Hybridisierung (ebene-trigonal).

Einer s- und zwei p Orbitale mischen und bilden sich drei gleichwertig sp 2-Hybridorbitale, die sich in derselben Ebene in einem Winkel von 120 ° befinden (blau hervorgehoben). Sie können drei s-Bindungen bilden. Dritte R-Orbital bleibt unhybridisiert und ist senkrecht zur Lageebene der Hybridorbitale orientiert. Dies R-AO ist an der Bildung der p-Bindung beteiligt.

Für Elemente der 2. Periode der Prozess sp 2-Hybridisierung erfolgt nach dem Schema:

2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z -AO ist nicht an der Hybridisierung beteiligt.

Zur Darstellung der räumlichen Struktur von Atomen im sp 2 -Zustand werden die gleichen Techniken verwendet wie im Fall von sp 3 -Atomen:

Übergang vom Orbitalmodell eines Atoms im sp 2 -hybridisierten Zustand (a) zur Ortsformel (b). Die Struktur von Molekülen mit sp 2 -Atomen spiegelt sich in ihren Modellen wider:

Modelle des Ethylenmoleküls

sp 2 - Ein hybridisierter Zustand ist charakteristisch für ein Atom, wenn die Summe aus der Zahl der ihm zugeordneten Atome und der Zahl seiner freien Elektronenpaare gleich ist3

Kohlenstoff im sp 2 -Hybridzustand bildet eine einfache Substanz Graphit. Dieser Zustand ist typisch für C-, N-, O- usw. Atome mit einer Doppelbindung (sp 2 -Atome sind rot hervorgehoben):

H2 C=C H2, H2 C=C HR, R2 C=N R, R- N=N-R, R2 C=Ö, R- N=Ö,

und auch für Kationen des Typs

R3 C+ und freie Radikale R 3 C · .

Konzept der Hybridisierung

Das Konzept der Hybridisierung von Valenzatomorbitalen wurde von dem amerikanischen Chemiker Linus Pauling vorgeschlagen, um die Frage zu beantworten, warum, wenn das Zentralatom unterschiedliche (s, p, d) Valenzorbitale hat, die von ihm gebildeten Bindungen in mehratomigen Molekülen mit denselben Liganden in ihren Energie- und räumlichen Eigenschaften äquivalent sind .

Ideen zur Hybridisierung sind zentral für die Methode der Valenzbindungen. Die Hybridisierung selbst ist kein echter physikalischer Vorgang, sondern nur ein bequemes Modell, das es ermöglicht, die elektronische Struktur von Molekülen zu erklären, insbesondere hypothetische Modifikationen von Atomorbitalen während der Bildung einer kovalenten chemischen Bindung, insbesondere die Ausrichtung von chemischen Bindungslängen und Bindungswinkel in einem Molekül.

Das Konzept der Hybridisierung wurde erfolgreich auf die qualitative Beschreibung einfacher Moleküle angewendet, später aber auf komplexere Moleküle ausgedehnt. Im Gegensatz zur Theorie der Molekülorbitale ist sie nicht streng quantitativ, zum Beispiel ist sie nicht in der Lage, die Photoelektronenspektren selbst so einfacher Moleküle wie Wasser vorherzusagen. Es wird derzeit hauptsächlich für methodische Zwecke und in der synthetischen organischen Chemie verwendet.

Dieses Prinzip spiegelt sich in der Gillespie-Nyholm-Theorie der Abstoßung von Elektronenpaaren wider. Die erste und wichtigste Regel, die wie folgt formuliert wurde:

„Elektronenpaare nehmen auf der Valenzschale des Atoms eine solche Anordnung ein, in der sie möglichst weit voneinander entfernt sind, das heißt, Elektronenpaare verhalten sich so, als würden sie sich abstoßen.“

Die zweite Regel ist die „alle in der Valenzelektronenhülle enthaltenen Elektronenpaare gelten als gleich weit vom Kern entfernt“.

Arten der Hybridisierung

sp-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und ein p-Orbital gemischt werden. Es werden zwei äquivalente sp-Atomorbitale gebildet, die linear in einem Winkel von 180 Grad angeordnet und vom Kern des Kohlenstoffatoms in unterschiedliche Richtungen gerichtet sind. Die beiden verbleibenden nicht hybriden p-Orbitale befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und sind an der Bildung von π-Bindungen beteiligt oder mit freien Elektronenpaaren besetzt.

sp2-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und zwei p-Orbitale gemischt werden. Es werden drei Hybridorbitale gebildet, deren Achsen in derselben Ebene liegen und in einem Winkel von 120 Grad auf die Eckpunkte des Dreiecks gerichtet sind. Das nicht-hybride p-Atomorbital steht senkrecht zur Ebene und ist in der Regel an der Bildung von π-Bindungen beteiligt

sp3-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und drei p-Orbitale gemischt werden, wodurch vier sp3-Hybridorbitale gleicher Form und Energie gebildet werden. Sie können mit anderen Atomen vier σ-Bindungen bilden oder mit freien Elektronenpaaren gefüllt sein.

Die Achsen von sp3-Hybridorbitalen sind auf die Ecken eines regelmäßigen Tetraeders gerichtet. Der Tetraederwinkel zwischen ihnen beträgt 109°28", was der niedrigsten Elektronenabstoßungsenergie entspricht. Sp3-Orbitale können auch vier σ-Bindungen mit anderen Atomen bilden oder mit ungeteilten Elektronenpaaren besetzt sein.

Hybridisierung und molekulare Geometrie

Ideen über die Hybridisierung von Atomorbitalen liegen der Gillespie-Nyholm-Theorie der Abstoßung von Elektronenpaaren zugrunde. Jede Art der Hybridisierung entspricht einer genau definierten räumlichen Orientierung der Hybridorbitale des Zentralatoms, wodurch sie als Grundlage stereochemischer Konzepte in der anorganischen Chemie verwendet werden kann.

Die Tabelle zeigt Beispiele für die Entsprechung zwischen den häufigsten Arten der Hybridisierung und der geometrischen Struktur von Molekülen unter der Annahme, dass alle Hybridorbitale an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind (es gibt keine ungeteilten Elektronenpaare).

Art der Hybridisierung	Nummer hybride Orbitale	Geometrie	Struktur	Beispiele
sp	2	Linear		BeF2, CO2, NO2+
sp2	3	dreieckig		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	Tetraeder		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp2	4	flaches Quadrat		Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3 d	5	Hexaeder		PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Oktaeder		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Verknüpfungen

Literatur

• Pauling L. Die Art der chemischen Bindung / Per. aus dem Englischen. M. E. Dyatkina. Ed. Prof. Ya. K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 S.
• Pauling L. Allgemeine Chemie. Pro. aus dem Englischen. - M.: Mir, 1974. - 846 p.
• Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Theorie der Struktur der Moleküle. - Rostow am Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. -ISBN 5-222-00106-7
• Gillespie R. Geometrie der Moleküle / Per. aus dem Englischen. E. Z. Zasorina und V. S. Mastryukov, hrsg. Yu A. Pentina. - M.: Mir, 1975. - 278 p.

siehe auch

Anmerkungen

Wikimedia-Stiftung. 2010 .

Die häufigsten Hybridisierungen sind sp, sp 2 , sp 3 und sp 3 d 2 . Jede Art der Hybridisierung entspricht einer bestimmten räumlichen Struktur der Moleküle der Substanz.

sp-Hybridisierung. Diese Art der Hybridisierung wird beobachtet, wenn ein Atom aufgrund von Elektronen, die sich im s-Orbital und im selben p-Orbital (auf demselben Energieniveau) befinden, zwei Bindungen bildet. In diesem Fall werden zwei hybride q-Orbitale gebildet, die in einem Winkel von 180 ° in entgegengesetzte Richtungen gerichtet sind (Abb. 22).

Reis. 22. Schema der sp-Hybridisierung

Während der sp-Hybridisierung werden lineare dreiatomige Moleküle des Typs AB 2 gebildet, wobei A das Zentralatom ist, an dem eine Hybridisierung stattfindet, und B angehängte Atome sind, an denen keine Hybridisierung stattfindet. Solche Moleküle werden durch Atome von Beryllium, Magnesium sowie Kohlenstoffatome in Acetylen (C 2 H 2) und Kohlendioxid (CO 2) gebildet.

Beispiel 5 Erklären Sie die chemische Bindung in den Molekülen BeH 2 und BeF 2 und die Struktur dieser Moleküle.

Lösung. Berylliumatome gehen im Normalzustand keine chemischen Bindungen ein, weil haben keine ungepaarten Elektronen (2s 2). Im angeregten Zustand (2s 1 2p 1) befinden sich die Elektronen in unterschiedlichen Orbitalen; daher findet bei der Bildung von Bindungen eine sp-Hybridisierung nach dem in Abb. 22. Zwei Wasserstoff- oder Fluoratome sind an zwei Hybridorbitale gebunden, wie in Abb. 1 gezeigt. 23.

1) 2)

Reis. 23. Schema der Bildung der Moleküle BeH 2 (1) und BeF 2 (2)

Die resultierenden Moleküle sind linear, der Bindungswinkel beträgt 180º.

Beispiel 6 Experimentellen Daten zufolge ist das CO 2 -Molekül linear, und beide Bindungen von Kohlenstoff mit Sauerstoff sind in Länge (0,116 nm) und Energie (800 kJ / mol) gleich. Wie werden diese Daten erklärt?

Lösung. Diese Daten zum Kohlendioxidmolekül werden durch das folgende Modell seiner Entstehung erklärt.

Das Kohlenstoffatom bildet Bindungen in einem angeregten Zustand, in dem es vier ungepaarte Elektronen hat: 2s 1 2p 3 . Wenn Bindungen gebildet werden, tritt eine sp-Hybridisierung von Orbitalen auf. Die Hybridorbitale sind vom Kern des Atoms in einer geraden Linie in entgegengesetzte Richtungen gerichtet, und die verbleibenden zwei reinen (nicht hybriden) p-Orbitale sind senkrecht zueinander und zu den Hybridorbitalen angeordnet. Alle Orbitale (Hybrid und Nicht-Hybrid) enthalten ein ungepaartes Elektron.

Jedes Sauerstoffatom, das zwei ungepaarte Elektronen in zwei zueinander senkrechten p-Orbitalen hat, ist mit einer s-Bindung und einer p-Bindung an ein Kohlenstoffatom gebunden: Eine s-Bindung wird unter Beteiligung eines hybriden Kohlenstofforbitals gebildet, und Eine p-Bindung wird durch Überlappung reiner p-Orbitale von Kohlenstoffatomen und Sauerstoff gebildet. Die Bildung von Bindungen in einem CO 2 -Molekül ist in Abb. dargestellt. 24.

Reis. 24. Schema der Bildung des CO 2 -Moleküls

Die Bindungsmultiplizität gleich zwei erklärt die größere Bindungsstärke, und die sp-Hybridisierung erklärt die lineare Struktur des Moleküls.

Das Mischen von einem s- und zwei p-Orbitalen wird als bezeichnet sp2-Hybridisierung. Mit dieser Hybridisierung werden drei äquivalente q-Orbitale erhalten, die in derselben Ebene in einem Winkel von 120º angeordnet sind (Abb. 25).

Reis. 25. Schema der sp 2 -Hybridisierung

Bei dieser Hybridisierung gebildete Moleküle des Typs AB 3 haben die Form eines flachen regelmäßigen Dreiecks mit A-Atomen in der Mitte und B-Atomen an den Ecken. Eine solche Hybridisierung tritt in den Atomen von Bor und anderen Elementen der dritten Gruppe und in den Kohlenstoffatomen im C 2 H 4 -Molekül und im CO 3 2– -Ion auf.

Beispiel 7 Erklären Sie die Bildung chemischer Bindungen im ВН 3 -Molekül und seine Struktur.

Lösung. Experimentelle Studien zeigen, dass im BH 3 -Molekül alle drei B-H-Bindungen in der gleichen Ebene liegen, die Winkel zwischen den Bindungen 120º betragen. Diese Struktur des Moleküls wird durch die Tatsache erklärt, dass Valenzorbitale, die von ungepaarten Elektronen besetzt sind (2s 1 2p 2), in einem angeregten Zustand im Boratom gemischt sind und es Bindungen mit sp 2 -Hybridorbitalen eingeht. Das Diagramm des VN 3 -Moleküls ist in Abb. 1 gezeigt. 26.

Reis. 26. Schema der Bildung des ВН 3-Moleküls

Wenn ein s- und drei p-Orbitale an der Hybridisierung teilnehmen ( sp3-Hybridisierung), dann werden als Ergebnis vier Hybridorbitale gebildet, die auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind, d.h. in einem Winkel von 109º28¢ (~109,5º) zueinander ausgerichtet. Die resultierenden Moleküle haben eine tetraedrische Struktur. Eine solche Hybridisierung erklärt die Struktur von gesättigten Kohlenwasserstoffen, Kohlenstoffverbindungen mit Halogenen, vielen Siliziumverbindungen, dem Ammoniumkation NH 4 + usw. Ein klassisches Beispiel für diese Hybridisierung ist das Methanmolekül CH 4 (Abb. 27).

Reis. 27. Schema der Bildung chemischer Bindungen im CH 4 -Molekül

Wenn ein s-, drei p- und zwei d-Orbitale an der Hybridisierung teilnehmen ( sp 3 d 2 - Hybridisierung), dann erscheinen sechs Hybridorbitale, die auf die Eckpunkte des Oktaeders gerichtet sind, d.h. im 90°-Winkel zueinander ausgerichtet. Die resultierenden Moleküle haben eine oktaedrische Struktur. Hybridisierung dieser Art erklärt die Struktur von Verbindungen von Schwefel, Selen und Tellur mit Halogenen, z. B. SF 6 und SeF 6, und vielen komplexen Ionen: 2–, 3– usw. Auf Abb. 28 zeigt die Bildung eines Schwefelhexafluoridmoleküls.

Reis. 28. Schema des SF 6 -Moleküls

Chemische Bindungen, an denen Hybridorbitale beteiligt sind, sind sehr stark. Nimmt man die von „reinen“ s-Orbitalen gebildete s-Bindungsenergie als Einheit, so beträgt die Bindungsenergie bei sp-Hybridisierung 1,43, bei sp 2 -Hybridisierung 1,99, bei sp 3 -Hybridisierung 2,00 und bei sp 3 -d 2 -Hybridisierung 2,92 . Die Zunahme der Bindungsstärke erklärt sich durch die vollständigere Überlappung von Hybridorbitalen mit nicht-hybriden Orbitalen während der Bildung einer chemischen Bindung.

Neben den betrachteten Hybridisierungsarten kommen in chemischen Verbindungen sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3 , sp 3 d 3 und andere Hybridisierungen vor. Bei der sp 2 d-Hybridisierung haben die Moleküle und Ionen eine quadratische Form, bei der sp 3 d-Hybridisierung haben sie die Form einer trigonalen Bipyramide und bei der sp 3 d 3 -Hybridisierung eine pentagonale Bipyramide. Andere Arten der Hybridisierung sind selten.

Beispiel 8 Die Gleichungen zweier ähnlicher Reaktionen sind gegeben:

1) CF4 + 2HF = H2CF6; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6

Welche davon ist vom Standpunkt der Bildung chemischer Bindungen aus unmöglich?

Lösung. Für die Bildung von H 2 CF 6 ist eine sp 3 d 2 -Hybridisierung erforderlich, aber im Kohlenstoffatom befinden sich Valenzelektronen auf dem zweiten Energieniveau, in dem es keine d-Orbitale gibt. Daher ist die erste Reaktion prinzipiell unmöglich. Die zweite Reaktion ist möglich, weil in Silizium eine sp 3 d 2 -Hybridisierung möglich ist.

Wir hören viel über Hybriden. Filme und Bücher erzählen davon, und auch die Wissenschaft beschäftigt sich mit ihnen. In den ersten beiden Quellen sind Hybriden sehr gefährliche Kreaturen. Sie können viel Böses bringen. Aber Hybridisierung ist nicht immer etwas Schlechtes. Sehr oft ist es gut.

Ein Beispiel für Hybridisierung ist jede Person. Wir alle sind Hybriden aus zwei Menschen – Vater und Mutter. Somit ist die Verschmelzung von Ei und Samenzelle auch eine Art Hybridisierung. Es ist dieser Mechanismus, der es der Evolution ermöglicht, voranzukommen. In diesem Fall liegt auch eine Hybridisierung mit negativem Vorzeichen vor. Betrachten wir dieses Phänomen im Allgemeinen.

Allgemeine Idee der Hybridisierung

Allerdings umfasst nicht nur die Biologie dieses Konzept. Und lassen Sie in der Einleitung ein Beispiel mit Hybriden als vollwertigen Individuen einer unverständlichen biologischen Art betrachten. Dieses Konzept kann jedoch in anderen Wissenschaften verwendet werden. Und die Bedeutung dieses Begriffs wird etwas anders sein. Aber gleichzeitig gibt es immer noch Gemeinsamkeiten. Dies ist das Wort "Union", das alle möglichen Bedeutungen dieses Begriffs vereint.

Wo gibt es dieses Konzept?

Der Begriff "Hybridisierung" wird in einer Reihe von Wissenschaften verwendet. Und da sich die meisten der derzeit existierenden Disziplinen überschneiden, können wir sicher über die Verwendung jeder Bedeutung dieses Begriffs in jeder Wissenschaft sprechen, die auf die eine oder andere Weise mit Naturforschungszweigen verbunden ist. Dieser Begriff wird jedoch am aktivsten verwendet in:

1. Biologie. Daraus entstand das Konzept des Hybrids. Obwohl, wie immer, beim Übergang von der Wissenschaft zum Alltag, die Tatsachen verzerrt wurden. Wir verstehen einen Hybriden als ein Individuum, das aus der Kreuzung zweier anderer Arten hervorgegangen ist. Obwohl dies nicht immer der Fall ist.
2. Chemie. Dieses Konzept bedeutet, mehrere Orbitale zu mischen - eine Art Pfade für die Bewegung von Elektronen.
3. Biochemie. Das Schlüsselkonzept hier ist die DNA-Hybridisierung.

Wie Sie sehen können, liegt der dritte Punkt an der Schnittstelle zweier Wissenschaften. Und das ist absolut normale Praxis. Ein und derselbe Begriff kann an der Schnittstelle zweier Wissenschaften eine ganz andere Bedeutung haben. Schauen wir uns das Konzept der Hybridisierung in diesen Wissenschaften genauer an.

Was ist ein Hybrid?

Ein Hybrid ist eine Kreatur, die sich im Prozess der Hybridisierung herausgestellt hat. Dieses Konzept bezieht sich auf die Biologie. Hybriden können sowohl zufällig als auch absichtlich erhalten werden. Im ersten Fall kann es sich um Tiere handeln, die bei der Paarung zweier unterschiedlicher Lebewesen entstanden sind.

Sie sprechen zum Beispiel darüber, wie Katzen und Hunde Kinder haben, die nicht zu ihnen gehören. Manchmal werden Hybriden absichtlich geschaffen. Wenn zum Beispiel eine Kirsche an einer Aprikose hängt, haben wir es mit einer speziellen Hybridisierung zu tun.

Hybridisierung in der Biologie

Biologie ist eine interessante Wissenschaft. Und das Konzept der Hybridisierung darin ist nicht weniger faszinierend. Dieser Begriff bezieht sich auf die Kombination des genetischen Materials verschiedener Zellen zu einer einzigen. Es können entweder Vertreter einer oder mehrerer Arten sein. Dementsprechend gibt es eine Unterteilung in solche Hybridisierungssorten.

• intraspezifische Hybridisierung. Dies ist, wenn zwei Individuen derselben Art einen Nachkommen erzeugen. Als Beispiel für eine intraspezifische Hybridisierung kann eine Person betrachtet werden. Es stellte sich bei der Verschmelzung der Keimzellen von Vertretern einer biologischen Art heraus.
• Interspezifische Hybridisierung. Dies ist der Fall, wenn sich ähnliche, aber zu verschiedenen Arten gehörende Tiere kreuzen. Zum Beispiel eine Mischung aus einem Pferd und einem Zebra.
• entfernte Hybridisierung. Dies ist der Fall, wenn sich Vertreter mindestens einer Art kreuzen, aber gleichzeitig nicht durch familiäre Bindungen verbunden sind.

Jede dieser Sorten hilft nicht nur der Evolution. Wissenschaftler versuchen auch aktiv, verschiedene Arten von Lebewesen zu kreuzen. Am besten funktioniert es mit Pflanzen. Dafür gibt es mehrere Gründe:

• unterschiedliche Chromosomenzahl. Jede Art hat nicht nur eine bestimmte Anzahl von Chromosomen, sondern auch einen Satz davon. All dies verhindert die Fortpflanzung der Nachkommen.
• Nur Hybridpflanzen können sich vermehren. Und das ist nicht immer der Fall.
• Nur Pflanzen können polyploid sein. Damit sich eine Pflanze vermehren kann, muss sie polyploid werden. Bei Tieren ist das der sichere Tod.
• Möglichkeit der vegetativen Hybridisierung. Dies ist eine sehr einfache und bequeme Möglichkeit, Hybriden aus mehreren Pflanzen herzustellen.

Aus diesen Gründen ist es viel einfacher und effizienter, zwei Pflanzen zu kreuzen. Bei Tieren wird es vielleicht in Zukunft möglich sein, die Möglichkeit der Fortpflanzung zu erreichen. Aber im Moment gilt die Meinung in der Biologie als offiziell, dass Hybridtiere die Fähigkeit zur Fortpflanzung verlieren, da diese Individuen genetisch instabil sind. Daher ist nicht bekannt, wozu ihre Reproduktion führen kann.

Arten der Hybridisierung in der Biologie

Die Biologie ist in ihrer Spezialisierung eine ziemlich breite Wissenschaft. Es gibt zwei Arten der Hybridisierung, die es bietet:

1. Genetisch. Dies ist, wenn zwei Zellen zu einer mit einem einzigartigen Chromosomensatz gemacht werden.
2. Biochemisch. Ein Beispiel für diese Art ist die DNA-Hybridisierung. Dabei verbinden sich komplementäre Nukleinsäuren zu einer DNA.

Kann in mehrere Sorten unterteilt werden. Aber wir haben dies im vorherigen Unterabschnitt getan. Somit sind entfernte und intraspezifische Hybridisierung Komponenten des ersten Typs. Und da erweitert sich die Klassifizierung noch mehr.

Das Konzept der vegetativen Hybridisierung

Vegetative Hybridisierung ist ein Begriff in der Biologie, der eine Art Kreuzung zweier Pflanzen bedeutet, bei der ein Teil einer Art auf einer anderen Wurzeln schlägt. Das heißt, die Hybridisierung erfolgt aufgrund der Kombination zweier verschiedener Körperteile. Ja, so lässt sich die Pflanze charakterisieren. Schließlich hat er auch seine eigenen Organe, die zu einem ganzen System zusammengefasst sind. Wenn Sie also eine Pflanze einen Organismus nennen, ist daran nichts auszusetzen.

Die vegetative Hybridisierung hat eine Reihe von Vorteilen. Das:

• Bequemlichkeit.
• Einfachheit.
• Effizienz.
• Praktikabilität.

Diese Vorteile machen diese Art der Kreuzung bei Gärtnern sehr beliebt. Es gibt auch so etwas wie somatische Hybridisierung. Dabei werden nicht Keimzellen gekreuzt, sondern somatische bzw. deren Protoplasten. Diese Kreuzungsmethode wird durchgeführt, wenn es unmöglich ist, mit üblichen sexuellen Mitteln zwischen mehreren Pflanzen einen Hybriden zu erzeugen.

Hybridisierung in der Chemie

Aber jetzt werden wir ein wenig von der Biologie abweichen und über eine andere Wissenschaft sprechen. In der Chemie gibt es ein Konzept, es heißt "Hybridisierung von Atomorbitalen". Dies ist ein sehr komplizierter Begriff, aber wenn Sie ein wenig von Chemie verstehen, dann ist daran nichts Kompliziertes. Zuerst müssen Sie erklären, was ein Orbital ist.

Das ist eine Art Bahn, auf der sich das Elektron bewegt. Das wurde uns in der Schule beigebracht. Und wenn sich diese Orbitale unterschiedlichen Typs vermischen, entsteht ein Hybrid. Es gibt drei Arten von Phänomenen, die als "orbitale Hybridisierung" bezeichnet werden. Das sind die Sorten:

• sp-Hybridisierung - ein s- und ein weiteres p-Orbital;
• sp 2 -Hybridisierung – ein s- und zwei p-Orbitale;
• sp 3 -Hybridisierung - ein s- und drei p-Orbitale sind verbunden.

Dieses Thema ist ziemlich komplex zu studieren und muss untrennbar mit dem Rest der Theorie betrachtet werden. Darüber hinaus betrifft das Konzept der Hybridisierung von Orbitalen eher das Ende dieses Themas und nicht den Anfang. Schließlich müssen Sie das eigentliche Konzept der Orbitale studieren, was sie sind und so weiter.

Schlussfolgerungen

Also haben wir die Bedeutung des Begriffs "Hybridisierung" herausgefunden. Das stellt sich als interessant genug heraus. Für viele war es eine Entdeckung, dass auch die Chemie dieses Konzept hat. Aber wenn solche Leute das nicht wüssten, was könnten sie lernen? Und so findet Entwicklung statt. Es ist wichtig, nicht mit dem Training der Gelehrsamkeit aufzuhören, da dies Sie definitiv auf der guten Seite charakterisieren wird.