Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул

В образовании ковалентных
связей принимают участие как эс-, так и пэ-электроны,
орбитали которых имеют различную форму и направленность в пространстве.

Связи, которые
образуются между ними,
являются равноценными и расположены симметрично.

Это явление
объясняется на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей.
Согласно концепции, в образовании химической связи принимают участие гибридные
орбитали, то есть это орбитали, усреднённые по форме и размерам, а,
следовательно, и по энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Гибридные орбитали
более вытянуты в пространстве, а это обеспечивает их более полное перекрывание
с орбиталями соседних атомов.

Из-за своей
симметрии гибридные орбитали не участвуют в образовании пи-связи,
так как не могут обеспечить перекрывание между собой в двух областях
пространства.

• Основными
  условиями устойчивой гибридизации являются:
• Первое, в
  гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий, то
  есть эс-, пэ-орбитали внешнего энергетического уровня и дэ-орбитали внешнего
  или предвнешнего уровня;
• второе, гибридная
  атомная орбиталь должна более плотно перекрываться с орбиталями другого атома
  при образовании связи;
• третье, в гибридизации
  участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, которыми в
  большинстве случаев являются орбитали элементов начальных периодов;
• четвёртое, гибридные
  орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы
  обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга.

Ориентация
гибридных орбиталей определяет геометрическую структуру молекулы. При
комбинации одной эс- и одной пэ-орбитали возникает две эс-пэ-гибридные
орбитали, расположенные симметрично под углом сто восемьдесят градусов.

Связи, образованные
с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом сто
восемьдесят градусов.

Например, у атома
бериллия эс-пэ-гибридизация орбиталей проявляется в молекуле хлорида бериллия,
которая вследствие этого имеет линейную форму.

Комбинация трёх
орбиталей (одной эс- и двух пэ-орбиталей) приводит к образованию трёх эс-пэ-два
гибридных орбиталей, расположенных под углом сто двадцать градусов, как в
молекуле фторида бора.

Комбинация четырёх
орбиталей (одной эс- и трёх пэ-типа) приводит к эс-пэ-три гибридизации, при
которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к
четырём вершинам тэтраэдра, то есть под углом сто девять градусов двадцать
восемь минут, как в атоме углерода в молекуле метана.

1. Таким образом, если
   исходными орбиталями являются эс- и пэ-, то образуется две гибридные орбитали,
   возникает гибридизация эс-пэ типа, связи при этом расположены под углом сто
   восемьдесят градусов, в пространстве молекула имеет линейное строение.
2. Если исходные
   орбитали одна эс и две пэ-орбитали, то образуется три гибридных орбитали,
   тип гибридизации при этом эс-пэ-два, валентный угол равен сто двадцать градусов,
   а форма молекулы треугольная.
3. Если в
   гибридизации участвуют одна эс и три пэ-орбитали
4. то образуется
   четыре гибридных орбитали, возникает эс-пэ-три гибридизация, валентный угол при
   этом сто девять градусов двадцать восемь минут, а форма молекулы тэтраэдрическая.

• Основные
  характеристики разных типов гибридизации
• 
• Пространственное
  строение молекул или ионов зависит от типа гибридизации и
  взаимного расположения в пространстве гибридизированных орбиталей.

Часто в молекулах
углы между связями отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации.
Почему же так происходит?

Во-первых, геометрическая
конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью сигма-связей.

Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное
расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное
отталкивание минимально.

Поэтому такие электронные пары стремятся
максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под
возможно большим углом.

Основными
причинами отклонений углов связей от углов, соответствующих типу гибридизации
являются:

во-первых, не все гибридные
орбитали участвуют в образовании связей, часть из них – несвязывающие.
Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, называются несвязывающими,
или неподелёнными. Так, в молекуле аммиака у атома азота одна
пара электронов – не связывающая, в молекуле воды у атома кислорода две пары
электронов являются несвязывающими.

Связывающая
электронная пара локализована между атомами и поэтому занимает меньше
пространства, чем электронное облако несвязывающей пары. Поэтому отталкивающее
действие несвязывающей пары проявляется в большей мере, чем связывающей.

В
молекуле воды и аммиака у атомов азота, и кислорода один и тот же тип
гибридизации атомных орбиталей – эс-пэ-три.

Однако из-за наличия одной у азота
и двух у кислорода несвязывающих пар электронов идеальный угол для этого типа
гибридизации, равный сто девять градусов двадцать восемь минут, уменьшается до
ста семи градусов у аммиака и ста четырёх с половиной у воды.

Второй причиной
отклонений углов
связей является наличие пи-связей, которые влияют на величину валентного угла,
но это не сказывается на типе гибридизации и геометрии молекулы.

Предполагают, что
электронные пары кратной связи занимают ту же область пространства, что и
электронная пара простой связи. Суммарное электронное облако кратной связи
занимает больший объём пространства, чем одинарной и поэтому обладает
большим отталкивающим действием.

Так, в молекуле
углекислого газа две ковалентные связи одинарные, так как являются сигма-связями,
а две другие связи – это пи-связи. Пи-связи не влияют на геометрию
молекул, поэтому в пространстве молекула углекислого газа имеет линейное
строение, и здесь эс-пэ-тип гибридизации.

Виды
геометрических конфигураций

Молекулы с эс-пэ-гибридизацией
имеют линейное строение. Валентный угол при этом сто восемьдесят градусов. К
таким молекулам относятся фторид бериллия, молекула углекислого газа, оксида
азота один, синильной кислоты.

В молекулах с эс-пэ-два-гибридизацией
валентный угол сто двадцать градусов, форма молекулы может быть треугольной,
как у фторида алюминия, хлорида бора, так и угловой, как у молекулы оксида серы
четыре.

Иногда строение
многих молекул нельзя изобразить такой одной графической формулой, потому что
истинные свойства молекулы оказываются промежуточными между теми, которые
отражаются в каждой отдельной схеме. Так, строение молекулы азотной кислоты
можно изобразить двумя равнозначными графическими формулами.

Так как в этой
молекуле два атома кислорода равноценны, строение молекулы лучше отражает
графическая формула с дэлокализованной пи-связью. Пунктирные линии означают,
что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между одной и
другой связями.

Эта электронная пара принадлежит не двум, а трём атомам,
поэтому образованная таким образом связь является трёхцентровой.

Многоцентровые
связи

Таким образом,
гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом,
чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. Гибридные
орбитали участвуют в образовании только сигма-связи.

Геометрия любой
молекулы определяется пространственной направленностью сигма-связью. На
пространственное строение молекулы оказывают влияние несвязывающие пары
электронов, которые уменьшают углы связей между сигма-связями.

Источник: https://videouroki.net/video/10-gibridizaciya-atomnyh-orbitalej-geometriya-molekul.html

3.8 Гибридизация орбиталей

3.8.  Гибридизация орбиталей. Пространственная форма
молекул

Образование одинаковых связей из атомных орбиталей разного вида потребовало введения такого
понятия, как ГИБРИДИЗАЦИЯ (то есть “смешивание”) атомных
орбиталей. Почему это понятие стало необходимо?

Вернемся
к уже знакомой нам молекуле BeCl2. Ее образование вполне понятно из
электронного строения атомов бериллия и хлора, которое изображается формулами
Льюиса:

Электронная
конфигурация валентной оболочки бериллия 2s2. Для реакции с двумя атомами
хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние:

Если
бы один атом хлора связывался с бериллием за счет 2s-электрона бериллия, а
другой — за счет 2p-электрона бериллия, то связи Be—Cl не были бы равноценными.
Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены
под углом 180о.

Чтобы
объяснить равноценность связей Be—Cl, говорят о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия,
при которой одна s-орбиталь и одна p-орбиталь (они обведены овалом на
орбитальной диаграмме) как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии,
давая две одинаковые sp-гибридные орбитали.

 sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия в
соединении BeCl2

Каждая
гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные
орбитали бериллия лежат на одной прямой.

Считается,
что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl2 имеет линейную форму и все три ее
атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова
геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул — независимо от элементов,
которые входят в эти молекулы.

Если
валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp2-гибридизация
орбиталей.

Примером может служить sp2-гибридизация бора при
образовании молекулы BF3. На орбитальной диаграмме обведены одна s-
и две p-орбитали, которые “смешиваются”, то есть гибридизуются.

Из ОВЭП мы уже
знаем, что sp2-гибридные фрагменты молекул имеют форму плоского
треугольника.

sp2-гибридизация
валентных орбиталей бора в соединении BF3

Три
sp2-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120o.

Наконец,
когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные
молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рис. 3-9). Примером может служить
молекула метана СН4.

sp3-гибридизация валентных орбиталей
углерода

Четыре
sp3-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного
тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями
равны и составляют 109°28'.

Существует
важное правило:

При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ
АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

Если
все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не
отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от
стандартных валентных углов.

Например, в молекуле воды H2O кислород
— sp3-гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в
вершины которого «смотрят» два атома водорода и две неподеленные пары
электронов (рис. 3-10а). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам
атомов.

Валентный угол HОН составляет 105о, что довольно близко к
теоретическому значению 109о.

sp3-гибридизация атомов кислорода и азота в
молекулах а) H2O и б) NCl3

Если
бы не происходило гибридизации (“выравнивания” связей O-H), валентный угол HOH
был бы равен 90°, потому что атомы водорода были бы присоединены к двум взаимно
перпендикулярным р-орбиталям. В этом случае наш мир выглядел бы, вероятно,
совершенно по-другому.

Пространственная
форма молекул

Формулы Льюиса многое говорят об электронном строении
и устойчивости молекул, но пока ничего не могут сказать об их пространственном строении. В теории химической
связи существуют два хороших подхода к объяснению и предсказанию геометрии
молекул. Они хорошо согласуются между собой.

Первый подход называется теорией отталкивания
валентных электронных пар (ОВЭП). Несмотря на “страшное” название, суть этого
подхода очень проста и понятна:

химические связи и неподеленные электронные пары в
молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга.

Поясним на конкретных примерах. В молекуле BeCl2 есть две связи Be—Cl. Форма этой
молекулы должна быть такой, чтобы обе эти связи и атомы хлора на их концах
располагались как можно дальше друг от друга:

Это возможно только при линейной форме молекулы, когда
угол между связями (угол ClBeCl) равен 180о.

Другой пример: в молекуле BF3 имеется 3 связи B—F. Они располагаются
как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника,
где все углы между связями (углы FBF) равны 120о :

В молекуле CH4 угол НСН такой же, как в
математическом тетраэдре: 109о28’.

Последний пример: молекула H2O в своем
составе имеет две связи O—H и две неподеленные пары электронов. Вывод:
эта молекула также должна иметь форму, похожую на тетраэдр.

Реально этот тетраэдр слегка искажен, потому что
неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от
поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга. Поэтому
реальный угол HOH составляет не 109о, а немногим менее 105о.
Однако по центрам атомов, как можно видеть, молекула воды имеет угловую форму.

Если ввести обозначения: н.п — неподеленная пара, п.п — поделенная пара, то относительное
отталкивание между ними дает такой ряд:

(н.п/н.п) > (н.п/п.п) > (п.п/п.п).

Теория отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП)
проста и наглядна. Она опирается на классическую геометрию и позволяет
правильно предсказывать форму молекул.

УПРАЖНЕНИЯ

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

Решение: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.     Что означает понятие «общие электронные пары»
в соединениях с ковалентной связью (например,СН4 или Н2S)?

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

Решение:
Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения
электронных орбиталей: 1s2, 2s2, 2p2, 3s2,
3p2, 4s2, 3d2, 4p2 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.

_____________________________________________________________

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

Решение: Для атома
углерода известны три типа гибридизации: sp3, sp2 и sp.

Какие химические связи
называют δ и какие π? Укажите δ— и π-связи в соединениях:

_____________________________________________________________

5.    
Для атомов
углерода приведенных ниже соединений укажите: а) тип гибридизации; б) типы его
химических связей; в) валентные углы.

Решение:

_____________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ

1.     Какое
геометрическое строение характерно для молекул, которые содержат
sp-гибридизованные атомы.

2.     Какова
геометрическая форма молекул типа АВ3, которые содержат sp2-гибридизованный
атом А.

3.     Какова
геометрическая форма молекул типа АВ4, которые содержат sp3-гибридизованный
атом А.

4.     Назовите
известные вам виды пространственного строения молекул. Приведите примеры
молекул.

5.     Какие типы
гибридизации являются наиболее важными.

6.     Сколько
гибридных орбиталей образуется в результате: sp-, sp2-,  sp3-гибридизации.

7.     Для атомов
элементов 2-го и 3-го периодов напишите электронные и электронно-графические
формулы внешнего электронного слоя в возможных возбужденных состояниях.

8.     Какой тип
гибридизации характерен для кремния в SiCl4. Нарисуйте схему
перекрывания электронных облаков в данной молекуле.

9.     Какой тип
гибридизации характерен для кремния в MgBr2.
Нарисуйте схему перекрывания электронных облаков в данной молекуле.

10.                      
 Какие
из следующих молекул являются полярными и какие неполярными, почему:

1.     Укажите неполярную молекулу:
а) HCl	б) CF4
в) NH3	г) H2S
2.     Укажите неполярную молекулу с ковалентными полярными связями:
а) O2	б) CO2
в) HBr	г) CO
3.     У какой частицы есть sр3-гибридные орбитали:
а) BH4-	б) PCl5
в) HClO4	г) ClF3
4.     По какому типу гибридизованы валентные орбитали в молекуле ВеН2:
а) sp	б) sp2
в) sp3	г) d2sp3
5.     Какое свойство не присуще ковалентной связи:
а) насыщенность	б) валентность
в) направленность	г) поляризуемость
6.     sр3 –гибридизация атомных орбиталей центрального атома может дать такие геометрические конфигурации молекул:
а) октаэдр	б) тетраэдр
в) тригональная пирамида	г) цилиндр
7.     Чем оценивается степень полярности ковалентной связи:
а) разностью электроотрицательностей	б) величиной эффективных зарядов
в) значением электрического момента диполя	г) длиной диполя
8.     Характеристиками ионной связи являются:
а) насыщаемость	б) координационное число
в) направленность	г) разность электроотрицательностей
9.     Укажите соединение с ионной связью:
а) PH3	б) SiCl4
в) LiF	г) NH3
10.                       У какого соединения более ярко выражена ковалентная полярная связь:
а) CCl4	б) H2O
в) NaCl	г) PCl3

Ответы:

1	б
2	б
3	а
4	а
5	б
6	б
7	а
8	б
9	в
10	б

Источник: http://himiy88.blogspot.com/p/3_42.html

Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул

В 1930 г. Слейтером и Л. Полингом была развита теория образования ковалентной связи за счет перекрывания электронных орбиталей – метод валентных связей. В основе этого метода лежит метод гибридизации, который описывает образование молекул веществ за счет «смешивания» гибридных орбиталей («смешиваются» не электроны, а орбитали).

Определение типа гибридизации молекул с ковалентной связью

Определить тип гибридизации можно только для молекул с ковалентной связью типа АВn, где n больше или равно двум, А – центральный атом, В – лиганд. В гибридизацию вступают только валентные орбитали центрального атома.

• Определим тип гибридизации на примере молекулы BeH2.
• Первоначально записываем электронные конфигурации центрального атома и лиганда, рисуем электронно-графические формулы.
• 4Be 1s22s2

1H1s1

Атом бериллия (центральный атом) имеет вакантные 2p-орбитали, поэтому, чтобы принять по одному электрону от каждого атома водорода (лиганд) для образования молекулы BeH2 ему необходимо перейти в возбужденное состояние:

Образование молекулы BeH2 происходит за счет перекрывания валентных орбиталей атома Be

* красным цветом обозначены электроны водорода, черным – бериллия.

Тип гибридизации определяют по тому, какие орбитали перекрылись, т.о., молекула BeH2 находитс в sp – гибридизации.

Помимо молекул состава ABn, методом валентных связей можно определить тип гибридизации молекул с кратными связями. Рассмотрим на примере молекулы этилена C2H4. В молекуле этилена кратная двойная связь, которая образована и –связями. Чтобы определить гибридизацию, записываем электронные конфигурации и рисуем электронно-графические формулы атомов, входящих в состав молекулы:

6C 2s22s22p2

1H1s1

У атома углерода имеется еще одна вакантная p-орбиталь, следовательно, чтобы принять 4 атома водорода ему необходимо перейти в возбужденное состояние:

Одна p-орбиталь необходима для образования -связи (выделена красным цветом), поскольку -связь образуется за счет перекрывания «чистых» (негибридных) p — орбиталей. Остальные валентные орбитали идут в гибридизацию. Таким образом этилен находится в гибридизации sp2.

Определение геометрической структуры молекул

Геометрическую структуру молекул, а также катионов и анионов состава АВn можно с помощью метода Гиллеспи. В основе этого метода – валентные пары электронов.

На геометрическую структуру оказывают влияние не только электроны, участвующие в образовании химической связи, но и неподеленные электронные пары.

Каждую неподеленную пару электронов в методе Гиллеспи обозначают Е, центральный атом – А, лиганд – В.

1. Чтобы определить геометрическую структуру (строение ) молекулы необходимо определить состав частицы, для чего вычисляют количество неподеленных лектронных пар (НЕП):
2. НЕП = (общее число валентных электронов – число электронов, пошедших на образование связи с лигандами) / 2
3. На связь с H, Cl, Br, I, F уходит по 1-му электрону от А, на связь с O – по 2 электрона, а на связь с N – по 3 электрона от центрального атома.

Рассмотрим на примере молекулы BCl3. Центральный атом – B.

5B 1s22s22p1

НЕП = (3-3)/2 = 0, следовательно неподеленных электронных пар нет и молекула имеет структуру АВ3 – плоский треугольник.

Подробно геометрическое строение молекул разного состава представлено в табл. 1.

Таблица 1. Пространственное строение молекул

Формула молекулы	Тип гибридизации	НЕП	Тип молекулы	Геометрия молекулы	Пример
АВ2	sp	0	АВ2	линейная	BeH2
АВ3	sp2	0	АВ3	треугольная	BCl3
1	АВ2Е	угловая	GeF2
АВ4	sp3	0	АВ4	тетраэдр	CH4
1	АВ3Е	тригональная пирамида	NH3
2	АВ2Е2	угловая	H2O
АВ5	sp3d	0	АВ5	тригональная бипирамида	PF5
1	АВ4Е	дисфеноид	SCl4
2	АВ3Е2	Т-образная	ICl3
3	АВ2Е3	линейная	XeF2
АВ6	sp3d2	0	АВ6	октаэдр	SF6
1	АВ5Е	квадратная пирамида	IF5
2	АВ4Е2	квадрат	XeF4

Примеры решения задач

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/gibridizaciya-elektronnyx-orbitalej-i-geometriya-molekul/

Презентация "Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул" методическая разработка по химии (11 класс) по теме

• Слайд 1
• Слайд 2
• Повторение Определите вид химической связи, составьте электронные формулы образования веществ: NH 3 , Li 3 N, Cl 2 , Na 2 S, H 2 S, Mg. Химическая связь ионная и ковалентная полярная в соединениях соответственно 1) сероводород и фторид серы ( VI) 2) сульфид фосфора ( V) и оксид натрия 3) хлорид рубидия и вода 4) оксид серы ( IV) и кислород В аммиаке и хлориде бария химическая связь соответственно 1) ионная и ковалентная полярная 2) ковалентная полярная и ионная 3) ковалентная неполярная и металлическая 4) ковалентная неполярная и ионная Атомную кристаллическую решётку имеет 1) метан 3) кислород 2) водород 4) кремний
• Слайд 3

учитель Сенкевич Т.А. 2012 год Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул. 11 класс

5. Какие из приведённых утверждений верны? А. Вещества с молекулярной решёткой имеют низкие температуры плавления и низкую электропроводность. Б. Вещества с атомной решёткой пластичны и обладают высокой электрической проводимостью. 6. Ионы являются структурными частицами 1) Кислорода 3) углекислого газа 2) воды 4) хлорида натрия 7. Вещества, обладающие твёрдостью, тугоплавкостью, хорошей растворимостью в воде, как правило имеют кристаллическую решётку 1) молекулярную 3) атомную 2) ионную 4) металлическую 8. Вещества с атомной кристаллической решёткой 1) Очень твёрдые и тугоплавкие 2) хрупкие и легкоплавкие 3) проводят электрический ток в растворах 4) проводят электрический ток в расплавах. 9. Веществом молекулярного строения является 1) Озон 3) графит 2) оксид бария 4) сульфид калия

Слайд 4

Характеристики ковалентной связи Насыщаемость – образование атомом определённого числа ковалентных связей, поскольку ограниченными являются валентные возможности атомов. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определённый состав: CH 4 , N 2 , H 2 .

Слайд 5

Характеристики ковалентной связи Поляризуемость ковалентной связи – способность молекул (и отдельных связей в них изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля. В результате поляризации неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные молекулы – превратиться в ещё более полярные вплоть до полного разрыва отдельных связей с образованием ионов.

Слайд 6

Характеристики ковалентной связи Направленность ковалентной связи – определяет пространственное строение молекул. Ковалентные связи направлены от одного атома к другому. Если взаимодействует 3 и более атомов, то между химическими связями возникает угол, который называют валентным. Величина валентных углов определяет геометрию молекулы.

Слайд 7

При выяснении пространственного строения молекулы учитывают: форму орбиталей, принимающих участие в образовании химических связей; электростатическое взаимодействие электронных пар, которое приводит к отталкиванию электронных орбиталей, вследствие чего они занимают в пространстве наиболее удалённые друг от друга места. Если в образовании связей принимают участие одновременно электроны s и p подуровней и если их энергии незначительно отличаются, то образуются гибридные облака.

1. Слайд 8
2. Гибридизация — процесс выравнивания электронных облаков по форме и энергии Основные положения теории гибридизации. Гибридизуются только орбитали центрального атома Степень гибридизации тем больше, чем ближе АО по энергии , и чем больше их геометрическое перекрывание (наибольшее перекрывание – с участием s-АО) Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и обеспечивают более полное перекрывание с АО соседних атомов Гибридные орбитали участвуют в образовании только σ -связей Теория гибридизации объясняет направленность ковалентной связи и геометрическое строение молекул и кристаллов
3. Слайд 9
4. С участием s, p и d-АО известно 11 типов гибридизации. Чаще встречается 4 типа: sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2
5. Слайд 10

Определение типа гибридизации на примере молекулы метана. 1.Написать полную структурную формулу вещества. 2.Подсчитать число электронов, предоставляемые центральным атомом. 3.

Подсчитать число электронов, предоставляемые соседними атомами. 4.Подсчитать число электронов, приходящихся на пи -связь. 5.Полученный результат разделить на два. 6.

Если 4 – расположение тетраэдр Если 3 — расположение плоское тригональное Если 2- расположение линейное 0 ————— 2 4 + 4 — 0

• Слайд 11
• sp 3 — гибридизация Алканы
• Слайд 12
• Алмаз – аллотропная модификация углерода Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp 3 гибридизации
• Слайд 13
• sp 2 — гибридизация Алкены
• Слайд 14

Графит – аллотропная модификация углерода. Атомы углерода в молекуле графита находятся в состоянии sp 2 гибридизации.

1. Слайд 15
2. sp- гибридизация Алкины
3. Слайд 16
4. Карбин – аллотропная модификация углерода … — С ≡ С — С ≡ С — … полииновая структура … = С = С = С = … поликумуленовая структура
5. Слайд 17
6. Пространственное строение BF 3 .
7. Слайд 18
8. Пространственное строение BeCl 2 .
9. Слайд 19
10. Пространственное строение молекулы аммиака.
11. Слайд 20
12. Пространственное строение молекулы воды.
13. Слайд 21
14. Зависимость формы молекулы от наличия неподеленных электронных пар 109 ° 28 ’ 10 7 °3’ 10 4 °5’ 1 80 °
15. Слайд 22

Геометрические конфигурации молекул Тип гибридизации Число гибридных орбиталей Число неподеленных электронных пар Тип молекулы Валентный угол Пространственная конфигурация Примеры sp 3 4 0 AB 4 , алканы 109 ° 28 ’ Тетраэдр CH 4 , CCl 4 , SiH 4 , NH 4 + , С (алмаз) 1 : AB 3 107 ° 3 ’ Тригональная пирамида NH 3 , SO 3 2- , NF 3 2 : AB 2 . . 104 ° 5 ’ Угловая H 2 O, XeO 2 sp 2 3 0 AB 3 , алкены 120 ° Плоская треугольная C 2 H 4 , BCl 3 , AlF 3 , C 6 H 6 , O 3 , C (графит) sp 2 0 AB 2 , алкины 180 ° Линейная C 2 H 2 , BeCl 2 , CO 2 , C (карбин)

Слайд 23

Вопросы для закрепления Даны формулы веществ: а) C 2 H 4 ; г) Н 2 О ; ж) С (алмаз); к) C 2 H 2 ; б) CH 4 ; д) BCl 3 ; з) C ( карбин ) ; л) C 6 H 6 ; в) BeH 2 ; е) NH 3 ; и) С (графит); м) SiCl 4 . 1. Выберите формулы веществ, имеющих направленность связей, обусловленную sp 3 — гибридизацией sp 2 — гибридизацией

Слайд 24

3. Анионы PO 4 3- , SO 4 2- , ClO 4 — имеют тетраэдрическое строение. Анионы BO 3 3- , CO 3 2- , NO 3 — имеют форму плоского треугольника. Какой тип гибридизации характерен для центральных атомов данных анионов?

Слайд 25

4. Определите, молекулы каких веществ изображены А) Б) В) Г)

Источник: https://nsportal.ru/shkola/khimiya/library/2013/01/13/prezentatsiya-gibridizatsiya-elektronnykh-orbitaley-i-geometriya

3.4 Геометрия молекул. Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация
орбиталей –
это выравнивание формы и энергии
некоторых орбиталей при образовании
ковалентной связи. Гибридные орбитали
представляют
собой линейную комбинацию АО и обладают
определенной ориентацией в пространстве
(симметрией).

• Таким
  образом, когда один атом образует
  несколько связей, а его валентные
  электроны принадлежат разным орбиталям
  (s
  и p;
  s,
  p
  и d),
  для объяснения геометрии молекул в МВС
  необходимо привлекать теорию гибридизации
  атомных орбиталей. Основные
  положения теории следующие:
• 1)
  гибридные орбитали обладают более
  высокой энергией, чем исходные атомные,
  зато они обеспечивают максимальное
  перекрывание АО в направлении
  локализованных σ-связей и, соответственно,
  дают больший выигрыш в энергии при
  образовании связи;
• 2) число
  гибридных орбиталей равно числу АО,
  участвующих в гибридизации;
• 3)
  гибридизуются близкие по энергии
  валентные АО независимо от того, заполнены
  они в атоме полностью, наполовину или
  пусты;
• 4)
  химические
  связи и неподеленные электронные пары
  в молекулах стремятся расположиться
  как можно дальше друг от друга.

Если
валентная оболочка атома включает
электроны на одной s-орбитали
и одной
p-орбитали,
имеет место sp-гибридизация.
Рассмотрим
её на примере молекулы BeCl2.

Электронная
конфигурация валентной оболочки бериллия
2s2.
Для реакции с двумя атомами хлора
необходим переход электронов бериллия
в возбужденное состояние.

Если
бы один атом хлора связывался с бериллием
за счет 2s-электрона бериллия, а другой
— за счет 2px-электрона
бериллия, то связи Be-Cl не были бы
равноценными.

Рисунок 13 — sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия

Каждая
гибридная орбиталь несимметрична
(вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные
орбитали бериллия отталкиваются и лежат
на одной прямой и благодаря этому
молекула BeCl2
имеет линейную форму, а обе связи Be-Cl
совершенно одинаковы. Такова геометрия
и у всех других sp-гибридизованных молекул
— независимо от элементов, которые входят
в эти молекулы: HC≡CH,
MgН2
и т. д.

Е

jpg» width=»361″>сли
валентная оболочка атома включает
электроны на однойs-орбитали
и двух
p-орбиталях,
то наблюдается sp2-гибридизация,
которая даёт несколько иную геометрию
молекулы.

Примером может служить
sp2-гибридизация
бора при образовании молекулы BF3
(рисунок 14). Три sp2-гибридные
орбитали лежат в одной плоскости под
углом 120°. Они располагаются как можно
дальше друг от друга и молекула имеет
форму плоского треугольника.

Рисунок 14 — sp2-гибридизация валентных орбиталей бора

Такую же форму
будут иметь и молекулы BH3,
H2C=CH2,
C6H6
и т. д.

Наконец,
когда смешиваютсяодна
s-
и три
p-орбитали,
возникают sp3-гибридизованные
молекулы, имеющие геометрию тетраэдра
(рисунок 15).

Рисунок 15 — sp3-гибридизация валентных орбиталей углерода

Примером
может служить соединение углерода с
водородом СН4
(метан).
В стационарном состоянии углерод
двухвалентен, а для образования связи
с водородом необходимо четыре свободных
электрона. Они появляются при распаривании
s-электронов.

В результате образуется четыре гибридных
орбитали, которые расположатся максимально
далеко друг от друга только тогда, когда
молекула примет форму правильного
тетраэдра, у которого в центре находится
атом C, а в вершинах – атомы H.

Углы между
всеми связями равны и составляют 109°28'.

Такой
же тип гибридизации будет характерен
для молекул CCl4,
H3C–CH3.

Все
вышеописанные молекулы образуются,
когда все периферические атомы в
многоэлектронной молекуле (или ионе)
одинаковы и их число совпадает с числом
гибридных орбиталей.

Однако, если число
гибридных орбиталей больше числа
связанных атомов, то часть гибридных
орбиталей заселена электронными парами,
не участвующими в образовании связи, –
несвязывающими
или неподеленными
электронными парами.

Рисунок 16 — Несвязывающие электронные пары и углы связи в молекулах NH3 и H2O в сравнении с молекулой CH4

В
качестве примера рассмотрим молекулы
NH3
и H2O.
Атомы азота и кислорода склонны к
sp3-гибридизации.
У азота на sp3-ГО,
помимо трех связывающих пар электронов,
образующих связь с тремя атомами
водорода, остается одна неподелённая
пара. Именно она, занимая одну sp3-ГО,
искажает угол связи H–N–H до 107,3°. В
молекуле H2O
таких неподелённых пар две, и угол H–O–H
равен 104,5° (рисунок 16).

Объясняется
это тем, что электроны связывающих и
несвязывающих пар по-разному взаимодействуют
между собой.

Обычно считается, что
несвязывающие пары занимают больший
объем, чем связывающие, а объем связывающих
пар тем меньше, чем больше
электроотрицательность периферийных
атомов, то есть неподеленные
пары отталкиваются между собой несколько
сильнее, чем от поделенных пар, и чем
поделенные пары отталкиваются друг от
друга.

Поэтому
реально этот тетраэдр в молекулах NH3
и H2O
слегка искажен, потому что реальный
угол составляет не 109о,
а 107,3о
и 104,5о
соответственно.

Аналогичное
явление наблюдается при образовании
иона аксония Н3О+,
но угол
увеличивается до 107,3о,
поскольку только одна из двух неподелённых
пар находит себе свободную орбиталь. А
вот в ледяной воде угол увеличивается
до109°28', поскольку ещё одна неподелённая
пара электронов оказывается вовлечённой
в водородную связь.

Источник: https://studfile.net/preview/5615808/page:10/

Гибридизация (химия) — это… Что такое Гибридизация (химия)?

Модель молекулы метана, образованной sp3-гибридными орбиталями

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Концепция гибридизации

Схема гибридизации атомных орбиталей атома углерода

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам.

Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей.

Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи, в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.

Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных.

В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода.

В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.

В 1954 году Нобелевский комитет удостоил Л.Полинга премии по химии «За изучение природы химической связи и его применение к объяснению строения сложных молекул». Но сам Л.Полинг не был удовлетворён введением σ,π — описания для двойной и тройной связи и сопряжённых систем.

В 1958 году на симпозиуме, посвящённом памяти Кекуле, Л.Полинг развил теорию изогнутой химической связи, учитывающую кулоновскую электронную корреляцию. По этой теории двойная связь описывалась как комбинация двух изогнутых химических связей, а тройная связь как комбинация трёх изогнутых химических связей.[1]

«Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались»[2].

Второе правило состоит в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра».[2]

Виды гибридизации

sp-гибридизация

sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

sp2-гибридизация

sp2-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp3-гибридизация

sp3-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Гибридизация и геометрия молекул

Представления о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма. Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары)[3].

Тип гибридизации
Число
гибридных орбиталей
Геометрия
Структура
Примеры

sp	2	Линейная		BeF2, CO2, NO2+
sp2	3	Треугольная		BF3, NO3-, CO32-
sp3	4	Тетраэдрическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	Плоскоквадратная		Ni(CO)4, XeF4
sp3d	5	Гексаэдрическая		PCl5, AsF5
sp3d2	6	Октаэдрическая	SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

Ссылки

Литература

• Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. — М.; Л.: Госхимиздат, 1947. — 440 с.
• Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. — М.: Мир, 1974. — 846 с.
• Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. — Ростов-на-Дону: Феникс, 1997. — С. 397-406. — ISBN 5-222-00106-7
• Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. — М.: Мир, 1975. — 278 с.

См. также

Примечания

1. ↑ Под редакцией Р. Х. Фрейдлиной. Теоретическая органическая химия. — пер. с англ. канд. хим. наук Ю.Г.Бунделем. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963. — Т. 1. — С. 11. — 365 с.
2. ↑ 1 2 Гиллеспи Р. Геометрия молекул / Пер. с англ. Е. З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю. А. Пентина. — М.: Мир, 1975. — С. 18-19. — 278 с.
3. ↑ Здесь A — центральный атом, X — гибридные связывающие орбитали

Источник: https://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/271269