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.

ГИБРИДИЗАЦИЯ - это явление взаимодействия между собой молекулярных орбиталей, близких по энергии и имеющих общие элементы симметрии, с образованием гибридных орбиталей с более низкой энергией.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом электронные облака, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь, и тем прочнее химическая связь между этими атомами

Иногда связь между атомами прочнее, чем этого можно было ожидать на основании расчета. Предполагается, что атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными .

Перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали, усредненные по форме называется гибридизацией .

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Так, при комбинации s- и р-орбиталей (sp-гиб­ридизация) возникают две гибридные орбитали, которые ориентируются под углом 180° друг к другу, рис.3, табл. 5 и 6.

(s+p)-орбитали Две sp- орбитали Две sp-гибридные

орбитали

Рисунок 3 – sp – Гибридизация валентных орбиталей

Таблица 6 – Образование гибридных орбиталей

Таблица 7 – Образование некоторых молекул V и VI периодов

Химическая связь, образуемая электронами гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, так как при гибридизации перекрывание происходит в большей степени. Гибридные орбитали образуют только s-связи .

Подвергаться гибридизации могут орбитали, которые имеют близкие энергии. У атомов с малым значением заряд ядра для гибридизации пригодны только s– и р –орбитали. Это наиболее характерно для элементов второго периода II – VI групп, табл. 6 и 7.

В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома способность образовывать ковалентные связи ослабевавает, усиливается различие в энергиях s - и р-электронов, уменьшается возможность их гибридизации.

Электронные орбитали, участвующие в образовании связей, и их пространственная ориентация определяют геометрическую форму молекул.

Линейная форма молекул . Соединения, имеющие линейную форму молекул, образуются при перекрывании:

1. Двух s– орбиталей (s – s связь): Н 2 , Na 2 , K 2 и др.

2. s - и р–орбиталей (s – р связь): НС1, НВr и др.

3. Двух р– орбиталей (р – р связь): F 2 , C1 2 , Вr 2 и т.д.

s–s s–p р–р

Рисунок 4 – Линейные молекулы

Линейную форму молекул образуют также атомы некоторых элементов II группы с атомами водорода или галогенов (ВеН 2 , ВеГ 2 , ZnГ 2). Рассмотрим образование молекул ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона (2s l и 2р 1), следовательно, происходит sp–гибридизация, при которой образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (см гибридизацию орбиталей). При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывая двух sp–гибридных орбиталей атома бериллия с р–орбиталями двух атомов хлора, в результате образуется молекула линейной формы, рис. 5.

Рисунок 5 – Линейная молекула BeCl 2

Треугольная форма молекул имеет место при образо­вании галогенидов бора, алюминия. Возбужденный атом бо­та имеет три неспаренных электрона (2s 1 и 2р 2), При образовании химических связей происходит sp 2 -гибридизация и образуются три sp 2 - гибиридные орбитали, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120°, рис. 6.

(s+p+p)- три sp 2 - гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 6 – sp 2 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

треугольная молекула ВСl 3 (б)

При взаимодействии бора с хлором происходит перекрывание трех sр 2 -гибридных орбиталей атома бора с р-орбиталями трех атомов хлора, в результате образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника. Валентный угол в молекуле ВСl 3 равен 120°.

Тетраэдрическая форма молекулы характерна для соединений элементов IV группы главной подгруппы с галогенами, водородом. Так, атом углерода в возбужденном со­стоянии имеет четыре неспаренных электрона (2s 1 и 2р 3) следовательно, происходит sp-гибридизация, при которой образуются четыре гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 109,28°, рис. 7.

(s+p+p+p)- четыре sp 3 -гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 7 – sp 3 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

тетраэдрическая молекула СН 4 (б)

При перекрывании четырех sp 3 -гибридных орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется молекула метана, которая имеет форму тетраэдра. Валентный угол равен 109,28°.

Рассмотренные геометрические формы молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические) являются идеальными (правило Гиллеспи).

В отличие от выше рассмотренных соединений молекулы элементов V и VI групп главных подгрупп имеют валентные неподеленные пары электронов, поэтому углы между связями оказываются меньшими по сравнению с идеальным молекулами.

Пирамидальная форма молекул имеет место при образовании водородных соединений элементов V групп главной подгруппы. При образовании химической связи, например, у атома азота также как и у атома углерода происходит sp 3 -гибридизация и образуется четыре sp 3 -гибридные орбитали, которые ориентированы под углом 109,28 о друг к другу. Но в отличие от атома углерода у атома азота в гибридизации принимают участие не только одноэлектронные орбитали (2р 3), но и двухэлектронная (2s 2). Поэтому из четырех sp 3 -гибридных орбиталей на трех находятся по одному электрону (одноэлектронная орбиталь), эти орбитали образуют связи с тремя атомами водорода. Четвертая орбиталь с неподелениой парой электронов не принимает участия в образовании связи. Молекула NH 3 имеет форму пирамиды, рис. 8.

Рисунок 8 – Пирамидальная молекула аммиака

В вершине пирамиды находится атом азота, а в углах (треугольника) основания – атомы водорода. Валентный угол равен 107,3°. Отклонение значения угла от тетраэдрического (109,28°) обусловлено отталкиванием между неподеленной парой электронов на четвертой sp 3 -гибридной ор­битали и связывающими парами на трех остальных орбиталях, т.е. sp 3 -гибридная орбиталь с неподеленной парой электронов отталкивает в направлении от себя три осталь­ные орбитали связи N–H, уменьшая угол до 107,3°.

В соответствии с правилом Гиллеспи: если централь­ный атом относится к элементам третьего или последующих периодов, а концевые атомы принадлежат менее электроотри­цательным элементам, чем галогены, то образование связей осуществляется через чистые р - орбитали и валентные углы становятся » 90°, следовательно, у аналогов азота (Р, As, Sb) гибридизация орбиталей в молекулах водородных соединений не наблюдается. Например, в образовании молекулы фосфина (РН 3) участвуют три неспаренных р-электрона (3s 2 и 3р 3), электронные орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направле­ниях, и s-электроны трех атомов водо­рода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Образовавшиеся молекулы имеют, как и молекулы NН 3 , пирамидальную форму, но в отличие от молекулы NН 3 , в молекуле РН 3 валентный угол равен 93,3°, а в соеди­нениях AsH 3 и SbH 3 – соответственно 91,8 и 91,3°, рис. 9 и табл. 4.

Рисунок 9 – Молекула РН 3

Неподеленная пара электронов будет занимать нес­вязывающую s- орбиталь.

Угловую форму молекул образуют водородные соединения элементов VI группы главной подгруппы. Рассмотренные особенности образования связей в соединениях элементов V группы характерны и для водородных соединений элементов VI группы. Так, в молекуле воды атом кислорода, так же как и атом азота, находится в состоянии sp 3 -гибридизаци. Из четырех sp 3 -гибридных орбитам на двух находится по одному электрону, эти орбитали образуют связи с двумя атомами водорода.

Две другие из четырех sp 3 -гибридных орбиталей содержат по неподеленной паре электронов и не принимав участия в образовании связи.

Молекула Н 2 О имеет угловую форму, валентный угол равен 104,5°. Отклонение значения угла от тетраэдрического в еще большей степени обусловлено отталкиванием от двух неподеленных пар электронов, рис. 10.

Рисунок 10 – Угловая молекула воды

Угловую форму молекул имеют H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, только у аналогов кислорода образование связей в соединенн Н 2 Э осуществляется через чистые р-орбитали (правило Гиллеспи), поэтому валентные углы составляют »90°. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te они соответственно равны 92; 91; 89,5°.

Таблица 8 – Молекулы водородных соединений элементов 2-го периода

Инструкция

Рассмотрите молекулу простейшего предельного углеводорода метана. Его выглядит следующим образом: CH4. Пространственная модель молекулы представляет собою тетраэдр. Атом углерода образует с четырьмя атомами водорода совершенно одинаковые по длине и энергии связи. В них, согласно вышеприведенному примеру, участвуют 3 – Р электрона и 1 S – электрон, орбиталь которого стала в точности соответствовать орбиталям трех других электронов в результате произошедшей . Такой тип гибридизации называется sp^3 гибридизацией. Она присуща всем предельным .

А вот простейший представитель непредельных – этилен. Его формула выглядит следующим образом: С2Н4. Какой тип гибридизации присущ углероду в молекуле этого вещества? В результате ее образуются три орбитали в виде несимметричных «восьмерок», лежащих в одной плоскости под углом 120^0 друг к другу. Их образовали 1 – S и 2 – Р электрона. Последний 3-й Р – электрон не видоизменил свою орбиталь, то есть она осталась в виде правильной «восьмерки». Такой тип гибридизации называют sp^2 гибридизацией.

Как же образуются связи в молекуле ? Две гибридизованные орбитали каждого атома вступили во с двумя атомами водорода. Третья гибридизованная орбиталь образовала связь с такой же орбиталью другого . А оставшиеся Р – орбитали? Они «притянулись» друг к другу по обе стороны от плоскости молекулы. Между атомами углерода образовалась связь. Именно атомам с «двойной» связью присуща sp^2 .

А что происходит в молекуле ацетилена или ? Его формула выглядит следующим образом: С2Н2. В каждом атоме углерода гибридизации подвергаются только два электрона: 1 --S и 1 – Р. Остальные два сохранили орбитали в виде «правильных восьмерок», перекрывающихся» в плоскости молекулы и по обе стороны от нее. Вот поэтому такой тип гибридизации носит название sp – гибридизации. Она присуща атомам с тройной связью.

Все слова , существующие в том или ином языке, можно разделить на несколько групп. Это важно при определении как значения, так и грамматических функций слова . Отнеся его к определенному типу , вы можете видоизменять его в соответствии с правилами, даже если оно вам раньше не встречалось. Типами элементов слова рного состава языка занимается лексикология.

Вам понадобится

• - текст;
• - словарь.

Инструкция

Выберите слово, тип которого вы хотите определить. Принадлежность его к той или иной части речи пока не играет роли, как и форма, и функция его в предложении. Это может быть абсолютно любое слово. Если оно не указано в задании, выпишите первое попавшееся. Определите, называет ли оно предмет, качество, действие или нет. По этому параметру все слова делятся на знаменательные, местоименные, числительные, служебные и междометные. К первому типу относятся существительные, прилагательные, глаголы и . Именно они обозначают названия предметов, качеств и действий. Второй тип слов, у которых есть функция называния - местоименный. Способность называть отсутствует у , междометного и служебного типов. Это сравнительно небольшие группы слов, но они есть в каждом .

Определите, способно ли заданное слово выражать понятие. Эта функция есть у слова рных единиц знаменательного типа, ведь именно они и формируют понятийный ряд любого языка. Однако любое число тоже относится к разряду понятий, а соответственно, тоже несет в себе эту функцию. Есть она и у служебных слов, а вот у местоимений и междометий - отсутствует.

Рассмотрите, как будет слово, если оно окажется в предложении. Может ли оно являться ? Им может быть любое слово знаменательного типа. Но эта возможность есть и у , а также у числительного. А вот служебные слова играют вспомогательную роль, ни подлежащим, ни , ни второстепенными членами предложения они быть не могут, как и междометия.

Для удобства можно составить табличку из четырех столбцов шести строк. В верхней строке назовите соответствующие столбцы «Типы слов», «Называние», «Понятие» и «Способно ли быть членом предложения». В первом левом столбце запишите названия типов слов, их всего пять. Определите, какими функциями обладает заданное слово, а каких у него нет. В соответствующих графа поставьте плюсы и . Если во всех трех графах стоят плюсы, то это знаменательный тип. У местоименного плюсы будут стоять в первом и третьем столбцах, - во второй и в третьей. Служебные слова могут только выражать понятие, то есть имеют один плюс во второй графе. Напротив междометий во всех трех столбцах будут стоять минусы.

Видео по теме

Гибридизацией называется процесс получения гибридов – растений или животных, произошедших от скрещения разных сортов и пород. Слово гибрид (hibrida) с латинского языка переводится как «помесь».

Гибридизация: естественная и искусственная

Процесс гибридизации основан на объединении в одной клетке генетического материала разных клеток от разных особей. Различается внутривидовая и отдаленная, при которой происходит соединение разных геномов. В природе естественная гибридизация происходила и происходит без участия человека постоянно. Именно скрещиваясь внутри вида, изменялись и улучшались растения и появлялись новые сорта и породы животных. С точки зрения происходит гибридизация ДНК, нуклеиновых кислот, изменения на атомном и внутриатомном уровнях.

В академической химии под гибридизацией понимается специфическое взаимодействие в молекулах вещества атомных орбиталей. Но это не реальный физический процесс, а лишь гипотетическая модель, концепция.

Гибриды в растениеводстве

В 1694 году немецкий ученый Р. Камерариус предложил искусственно получать . А в 1717 году английский Т. Фэрчайдл впервые скрестил разные виды гвоздик. Сегодня внутривидовая гибридизация растений производится с целью получения высокоурожайных или приспособленных, например, морозостойких сортов. Гибридизация форм и сортов является одним из методов селекции растений. Таким образом создано огромное количество современных сортов сельхозкультур.

При отдаленной гибридизации, когда скрещиваются представители разных видов и происходит объединение разных геномов, полученные гибриды в большинстве случаев не дают потомство или производят помеси низкого качества. Именно поэтому нет смысла оставлять семена созревших на грядке огурцов-гибридов, а всякий раз покупать их семена в специализированном магазине.

Селекция в животноводстве

В мире естественная гибридизация, как внутривидовая, так и отдаленная, также имеет место. Мулы были известны человеку еще за две тысячи лет до нашей эры. И в настоящее время мул и лошак используется в домашнем хозяйстве как относительно дешевое рабочее животное. Правда, такая гибридизация является межвидовой, поэтому самцы-гибриды рождаются обязательно стерильными. Самки же очень редко могут дать потомство.

Мул – это гибрид кобылицы и осла. Гибрид, полученный от скрещивания жеребца и ослицы, называется лошак. Специально разводятся мулы. Они выше и сильнее лошака.

А вот скрещивание домашней собаки с волком было очень распространенным занятием у охотников. Затем, полученное потомство подвергалось дальнейшей селекции, в результате создавались новые породы собак. Сегодня селекция животных – важная составляющая успешности отрасли животноводства. Гибридизация проводится целенаправленно, с ориентацией на заданные параметры.

Дипольные моменты молекул

Метод валентных связей основывается на положении, что каждая пара атомов в химической частице удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Эти пары электронов принадлежат двум связываемым атомам и локализованы в пространстве между ними. За счет притяжения ядер связываемых атомов к этим электронам и возникает химическая связь.

Перекрывание атомных орбиталей

При описании электронного строения химической частицы электроны, в том числе и обобществленные, относят к отдельным атомам и их состояния описывают атомными орбиталями. При решении уравнения Шредингера приближенную волновую функцию выбирают так, чтобы она давала минимальную электронную энергию системы, то есть наибольшее значение энергии связи. Это условие достигается при наибольшем перекрывании орбиталей, принадлежащей одной связи. Таким образом, пара электронов, связывающих два атома, находится в области перекрывания их атомных орбиталей.

Перекрываемые орбитали должны иметь одинаковую симметрию относительно межъядерной оси.

Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. Все σ-связи обладают осевой симметрией относительно межъядерной оси. Фрагменты химических частиц могут вращаться вокруг межъядерной оси без нарушения степени перекрывания атомных орбиталей, образующих σ-связи. Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.

При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи.

В результате этого между атомами возникают кратные связи:

Одинарная (σ)	Двойная (σ +π)	Тройная (σ + π + π)
F−F	O=O	N≡N

С появлением π-связи, не имеющей осевой симметрии, свободное вращение фрагментов химической частицы вокруг σ-связи становится невозможным, так как оно должно привести к разрыву π-связи. Помимо σ- и π-связей, возможно образование еще одного вида связи - δ-связи:

Обычно такая связь образуется после образования атомами σ- и π-связей при наличии у атомов d - и f -орбиталей путем перекрывания их "лепестков" сразу в четырех местах. В результате кратность связи может возрасти до 4-5.
Например, в октахлородиренат(III)-ионе 2- между атомами рения образуются четыре связи.

Механизмы образования ковалентных связей

Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный , дативный .

При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. например, при образовании молекулы трифторида бора из атомов три атомные орбитали бора, на каждой из которых имеется по одному электрону, перекрываются с тремя атомными орбиталями трех атомов фтора (на каждой из них также находится по одному неспаренному электрону). В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.

По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. По донорно-акцепторному механизму происходит, например, присоединение фторид-иона к молекуле трифторида бора. Вакантная р -орбиталь бора (акцептора электронной пары) в молекуле BF 3 перекрывается с р -орбиталью иона F − , выступающего в роли донора электронной пары. В образовавшемся ионе − все четыре ковалентные связи бор−фтор равноценны по длине и энергии, несмотря на различие в механизме их образования.

Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s - и р -орбиталей, могут быть либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d -орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи. Примером проявления дативного механизма при образования связи служит взаимодействие двух атомов хлора. Два атома хлора в молекуле Cl 2 образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р -электроны. Кроме того, происходит перекрывание 3р -орбитали атом Cl-1, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d -орбитали атома Cl-2, а также перекрывание 3р -орбитали атом Cl-2, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d -орбитали атома Cl-1. Действие дативного механизма приводит к увеличению прочности связи. Поэтому молекула Cl 2 является более прочной, чем молекула F 2 , в которой ковалентная связь образуются только по обменному механизму:

Гибридизация атомных орбиталей

При определении геометрической формы химической частицы следует учитывать, что пары внешних электронов центрального атома, в том числе и не образующие химическую связь, располагаются в пространстве как можно дальше друг от друга.

При рассмотрении ковалентных химических связей нередко используют понятие о гибридизации орбиталей центрального атома - выравнивание их энергии и формы. Гибридизация является формальным приемом, применяемым для квантово-химического описания перестройки орбиталей в химических частицах по сравнению со свободными атомами. Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной (гибридизованной) орбиталью. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали (рис.24), которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) оказались максимально удаленными друг от друга, что соответствует минимуму энергии межэлектронного отталкивания. Поэтому тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

ТИПЫ ГИБРИДИЗАЦИИ

Тип гибридизации	Геометрическая форма	Угол между связями	Примеры
sp	линейная	180 o	BeCl 2
sp 2	треугольная	120 o	BCl 3
sp 3	тетраэдрическая	109,5 o	CH 4
sp 3 d	тригонально-бипирамидальная	90 o ; 120 o	PCl 5
sp 3 d 2	октаэдрическая	90 o	SF 6

В гибридизации участвуют не только связывающие электроны, но и неподеленные электронные пары. Например, молекула воды содержит две ковалентные химические связи между атомом кислорода и двумя атомами водорода.

Помимо двух пар электронов, общих с атомами водорода, у атома кислорода имеются две пары внешних электронов, не участвующих в образовании связи (неподеленные электронные пары). Все четыре пары электронов занимают определенные области в пространстве вокруг атома кислорода.
Поскольку электроны отталкиваются друг от друга, электронные облака располагаются на возможно большем расстоянии друг от друга. При этом в результате гибридизации меняется форма атомных орбиталей, они вытянуты и направлены к вершинам тетраэдра. Поэтому молекула воды имеет угловую форму, а угол между связями кислород-водород равен 104,5 o .

Для предсказания типа гибридизации удобно использовать донорно-акцепторный механизм образования связи: происходит перекрывание пустых орбиталей менее электроотрицательного элемента и орбиталей более электроотрицательного элемента с находящимися на них парами электронов. При составлении электронных конфигураций атомов учитывают их степени окисления − условное число, характеризующее заряд атома в соединении, рассчитанный исходя из предположения ионного строения вещества.

Чтобы определить тип гибридизации и форму химической частицы, поступают следующим образом:

находят центральный атом и определяют число σ-связей (по числу концевых атомов);

определяют степени окисления атомов в частице;

составляют электронную конфигурацию центрального атома в нужной степени окисления;

если это необходимо, проделывают то же самое для концевых атомов;

изображают схему распределения валентных электронов центрального атома по орбиталям, при этом, вопреки правилу Гунда, максимально спаривают электроны;

отмечают орбитали, участвующие в образовании связей с концевыми атомами;

определяют тип гибридизации, учитывая все орбитали, участвующие в образовании связи, а также неподеленные электроны; если валентных орбиталей недостаточно, используют орбитали последующих энергетических уровней;

по типу гибридизации определяют геометрию химической частицы.

Наличие π-связей не влияет на тип гибридизации. Однако наличие дополнительного связывания может привести к изменению валентных углов, поскольку электроны кратных связей сильнее отталкиваются друг от друга. По этой причине, например, валентный угол в молекуле NO 2 (sp 2 -гибридизация) увеличивается от 120 o до 134 o .

Кратность связи азот−кислород в этой молекуле равна 1,5, где единица отвечает одной σ-связи, а 0,5 равно отношению числа орбиталей атома азота, не участвующих в гибридизации (1) к числу оставшихся активных электронных пар у атома кислорода, образующих π-связи (2). Таким образом, наблюдается делокализация π-связей (делокализованные связи − ковалентные связи, кратность которых не может быть выражена целым числом).

В случае sp , sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 гибридизации вершины в многограннике, описывающем геометрию химической частицы, равноценны, и поэтому кратные связи и неподеленные пары электронов могут занимать любые из них. Однако sp 3 d -гибридизации отвечает тригональная бипирамида , в которой валентные углы для атомов, расположенных в основании пирамиды (экваториальной плоскости), равны 120 o , а валентные углы с участием атомов, расположенных в вершинах бипирамиды, равны 90 o . Эксперимент показывает, что неподеленные электронные пары всегда располагаются в экваториальной плоскости тригональной бипирамиды. На этом основании делается вывод, что они требуют больше свободного пространства, чем пары электронов, участвующие в образовании связи. Примером частицы с таким расположением неподеленной электронной пары является тетрафторид серы (рис. 27). Если центральный атом одновременно имеет неподеленные пары электронов и образует кратные связи (например, в молекуле XeOF 2), то в случае sp 3 d -гибридизации именно они располагаются в экваториальной плоскости тригональной бипирамиды (рис. 28).

Дипольные моменты молекул

Идеальная ковалентная связь существует лишь в частицах, состоящих из одинаковых атомов (Н 2 , N 2 и т.д.). Если образуется связь между различными атомами, то электронная плотность смещается к одному из ядер атомов, то есть происходит поляризация связи. Характеристикой полярности связи служит ее дипольный момент.

Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов ее химических связей (с учетом наличия неподеленных пар электронов). Если полярные связи расположены в молекуле симметрично, то положительные и отрицательные заряды компенсируют друг друга, и молекула в целом является неполярной. Так происходит, например, с молекулой диоксида углерода. Многоатомные молекулы с несимметричным расположением полярных связей (и, следовательно, электронной плотности) являются в целом полярными. Это относится, в частности, к молекуле воды.

На результирующее значение дипольного момента молекулы может повлиять неподеленная пара электронов. Так, молекулы NH 3 и NF 3 имеют тетраэдрическую геометрию (с учетом неподеленной пары электронов). Степени ионности связей азот−водород и азот−фтор составляют 15 и 19%, соответственно, а их длины - 101 и 137 пм, соответственно. Исходя из этого, можно было бы сделать вывод о большем дипольном моменте NF 3 . Однако эксперимент показывает обратное. При более точном предсказании дипольного момента следует учитывать направление дипольного момента неподеленной пары (рис. 29).

ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ НОВОСИБИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«КУПИНСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ ТЕХНИКУМ»

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

« »

для самостоятельной работы студентов

по дисциплине Химия

Раздел: Органическая химия

Тема: Предмет органической химии.

Теория строения органических соединений

Специальность: 34.02.01 «Сестринское дело» 1 курс

Купино

2015 учебный год

Рассмотрена на заседании

предметно - цикловой методической комиссии по

общеобразовательным дисциплинам, общему гуманитарному и

социально – экономическому, математическому

и естественнонаучному циклу

Протокол от 2015 г.

Председатель ______________ /__________________/

Веде Ирина Викторовна

Пояснительная записка к методическому пособию

Методическое пособие предназначено для углубленного изучения темы « Типы гибридизации атома углерода ».

Практика показывает, что многие обучающиеся затрудняются при определении типов гибридизации атомов углерода и видов химической связи при изучении органических соединений.

Цель пособия – помочь обучающимся научиться определять типы гибридизации атомов углерода и виды химической связи в органических соединениях. Данное пособие рекомендовано для студентов 1 курса специальности 34.02.01 Сестринское дело. Пособие содержит теоретический материал по теме, таблицы для систематизации знаний, упражнения для самостоятельной работы и развернутые ответы по каждому из заданий.

Пособие направлено на формирование навыков самостоятельной работы с учебным материалом, осуществления поиска и использования информации, формирование и развитие творческого потенциала, повышение интереса к дисциплине.

Я всегда готов учиться,

но мне не всегда нравится,

когда меня учат

У. Черчилль

Типы гибридизации атома углерода

Электронное строение атома углерода в основном состоянии 1s 2 2s 2 2р 2 , на р-орбиталях 2-го уровня находятся два неспаренных элекетрона. Это позволяет атому углерода образовать по обменному механизму только две ковалентные связи. Однако во всех органических соединениях углерод образует четыре ковалентные связи, что становится возможным в результате гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация - это взаимодействие атомных орбиталей с близкими значениями энергии, сопровождающееся образованием новых "гибридных" орбиталей.

Гибридизация - процесс, требующий затрат энергии, но эти затраты с избытком компенсируются за счет энергии, выделяющейся при образовании большего числа ковалентных связей. образующиеся "гибридные" орбитали имеют форму ассимметричной гантели и резко отличаются от исходных орбиталей атома углерода.

Для атома углерода возможно три типа гибридизации: sр 3 -гибридизация - взаимодействующие орбитали показаны синими стрелками:

sр 2 -гибридизация :

sр-гибридизация :

Гибридные орбитали атома углерода способны участвовать в образовании только -связей, незатронутые гибридизацией р-орбитали образуют только -связи. Именно этой особенностью определяется пространственное строение молекул органических веществ.

Гибридизация
атомных орбиталей углерода

Ковалентная химическая связь образуется при помощи общих связывающих электронных пар по типу:

Образовывать химическую связь, т.е. создавать общую электронную пару с «чужим» электроном от другого атома, могут только неспаренные электроны. Неспаренные электроны при записи электронных формул находятся по одному в клетке-орбитали.
Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома. Электронное облако – это область пространства, в которой с высокой вероятностью может быть обнаружен электрон.
Для согласования электронного строения атома углерода и валентности этого элемента пользуются представлениями о возбуждении атома углерода. В нормальном (невозбужденном) состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р 2 -электрона. В возбужденном состоянии (при поглощении энергии) один из 2s 2 -электронов может переходить на свободную р -орбиталь. Тогда в атоме углерода появляется четыре неспаренных электрона:

Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С – 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами – 1, 2 – обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические:

На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.

Форма и ориентация
р-электронных орбиталей

При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:

Это – sр 3 -гибридизация.
Гибридизация – выравнивание (смешивание) атомных орбиталей (s и р ) с образованием новых атомных орбиталей, называемых гибридными орбиталями .

Четыре sp 3 -гибридные орбитали
атома углерода

Гибридные орбитали имеют асимметричную форму, вытянутую в сторону присоединяемого атома. Электронные облака взаимно отталкиваются и располагаются в пространстве максимально далеко друг от друга. При этом оси четырех sр 3-гибридных орбиталей оказываются направленными к вершинам тетраэдра (правильной треугольной пирамиды).
Соответственно углы между этими орбиталями – тетраэдрические, равные 109°28".
Вершины электронных орбиталей могут перекрываться с орбиталями других атомов. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющий центры атомов, то такую ковалентную связь называют сигма( )-связью . Например, в молекуле этана С 2 Н 6 химическая связь образуется между двумя атомами углерода перекрыванием двух гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из атомов углерода своими тремя sр 3 -орбиталями перекрывается с s -орбиталями трех атомов водорода, образуя три -связи.

Схема перекрывания электронных облаков
в молекуле этана

Всего для атома углерода возможны три валентных состояния с различным типом гибридизации. Кроме sр 3 -гибридизации существует sр 2 - и sр -гибридизация.
sр 2 -Гибридизация – смешивание одной s - и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные sр 2 -орбитали. Эти sр 2 -орбитали расположены в одной плоскости (с осями х , у ) и направлены к вершинам треугольника с углом между орбиталями 120°. Негибридизованная
р -орбиталь перпендикулярна к плоскости трех гибридных sр 2 -орбиталей (ориентирована вдоль оси z ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина – под плоскостью.
Тип sр 2 -гибридизации углерода бывает у соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем только одна из связей между двумя атомами (например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие орбитали атома направлены в противоположные стороны.) Вторая связь образуется в результате перекрывания негибридных р -орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Орбитали (три sp 2 и одна р)
атома углерода в sp 2 -гибридизации

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи( )-связью .

Образование
-связи

Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее прочная, чем -связь.
sр -Гибридизация – это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной
р -орбиталей с образованием двух гибридных sр -орбиталей. sр -Орбитали расположены на одной линии (под углом 180°) и направлены в противоположные стороны от ядра атома углерода. Две
р -орбитали остаются негибридизованными. Они размещены взаимно перпендикулярно
направлениям -связей. На рисунке sр -орбитали показаны вдоль оси y , а негибридизованные две
р -орбитали– вдоль осей х и z .

Атомные орбитали (две sp и две р)
углерода в состоянии sp-гибридизации

Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей при перекрывании
sp -гибридных орбиталей, и двух -связей.
Взаимосвязь таких параметров атома углерода, как число присоединенных групп, тип гибридизации и типы образуемых химических связей, показана в таблице 4.

Ковалентные связи углерода

Число групп,
связанных
с углеродом

Тип
гибридизации

Типы
участвующих
химических связей

Примеры формул соединений

sp 3

Четыре - связи

sp 2

Три - связи и
одна - связь

sp

Две - связи
и две -связи

H–CC–H

Упражнения .

1. Какие электроны атомов (например, углерода или азота) называют неспаренными?

2. Что означает понятие «общие электронные пары» в соединениях с ковалентной связью (например, СН 4 или Н 2 S)?

3. Какие электронные состояния атомов (например, С или N) называют основными, а какие возбужденными?

4. Что означают цифры и буквы в электронной формуле атома (например, С или N)?

5. Что такое атомная орбиталь? Сколько орбиталей на втором энергетическом уровне атома Си чем они различаются?

6. В чем отличие гибридных орбиталей от исходных орбиталей, из которых они образовались?

7. Какие типы гибридизации известны для атома углерода и в чем они заключаются?

Ответы на упражнения

1. Электроны, которые находятся по одному на орбитали, называют неспаренными электронами. Например, в электронографической формуле возбужденного атома углерода – четыре неспаренных электрона, а у атома азота – три:

2. Два электрона, участвующие в образовании одной химической связи, называют общей электронной парой. Обычно до образования химической связи один из электронов этой пары принадлежал одному атому, а другой электрон – другому атому:

3. Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения электронных орбиталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 и т.д., называют основным состоянием. Ввозбужденном состоянии один из валентных электронов атома занимает свободную орбиталь с более высокой энергией, такой переход сопровождается разъединением спаренных электронов. Схематически это записывают так:

Тогда как в основном состоянии было только два валентных неспаренных электрона, то в возбужденном состоянии таких электронов становится четыре.

5. Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра данного атома. На втором энергетическом уровне атома углерода четыре орбитали – 2s, 2р x , 2р y , 2р z . Эти орбитали различаются:
а) формой электронного облака (s – шар, р – гантель);
б) р-орбитали имеют разную ориентацию в пространстве – вдоль взаимно перпендикулярных осей x, y и z, их обозначают р x , р y , р z .

6. Гибридные орбитали отличаются от исходных (негибридных) орбиталей формой и энергией. Например, s-орбиталь – форма сферы, р – симметричная восьмерка, sp-гибридная орбиталь – асимметричная восьмерка.
Различия по энергии: E(s) < E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Для атома углерода известны три типа гибридизации: sp 3 , sp 2 и sp (см. текст урока 5).

9. -связь – ковалентная связь, образующаяся путем лобового перекрывания орбиталей по линии, соединяющей центры атомов.
-связь – ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р-орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.
-Связи показывают второй и третьей черточкой между соединенными атомами.

10.