Валентность бора (b), формулы и примеры

Электроны и валентность

Международный союз теоретической и прикладной химии определил валентность как максимальное число одновалентных атомов (первоначально — водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом или фрагментом рассматриваемого элемента.

Современная альтернативная трактовка звучит несколько иначе: валентность — это число атомов водорода, которые могут объединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное количество атомов кислорода, объединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах. Это определение отличается от формулировки МСТПХ, поскольку большинство веществ имеет более чем одну валентность.

Модель ядерного атома Резерфорда (1911) показала, что внешнюю оболочку атома занимают заряженные частицы, это свидетельствует о том, что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей.

В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь с точки зрения тенденции атомов достигать стабильного октета из 8 электронов в валентной оболочке.

Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам при совместном использовании электронов, а ионная связь — при передаче электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Лэнгмюру. Префикс ко- означает «вместе», то есть атомы разделяют валентность. Поэтому определение валентности по формуле соединения стало возможным.

В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи, которые являются промежуточными, а степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательности двух связанных атомов.

Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы, в которых элементы имеют кажущиеся валентности, например, в молекуле гексафторида серы (SF6). Учёный считал, что сера образует 6 истинных двух электронных связей с использованием sp3 d2 гибридных атомных орбиталей, которые объединяют одну s, три p и две d орбитали.

Для основных элементов в периодической таблице Менделеева валентность может варьироваться от 1 до 7. Многие вещества имеют общую валентность, связанную с их положением в таблице. Для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. д. (соответственно) используются греческие/латинские цифровые префиксы (моно- / уни- / би- / три-).

Виды с одним зарядом являются одновалентными. Например, Cs+ — одновалентный катион, тогда как Ca2+ является двухвалентным, а Fe3+ — трёхвалентным. Существуют также поливалентные катионы, которые не ограничены определённым количеством валентных связей.

В отличие от Cs и Ca, Fe может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион.

Переходные металлы и металлы, как правило, многовалентны, но, к сожалению, не существует простой схемы, предсказывающей их валентность.

Определение количества

Можно определить количество электронов с помощью специального онлайн-калькулятора. Однако его нахождение под рукой не всегда возможно.

Поэтому следующий вариант — обратиться к атомной конфигурации элемента и просто сосчитать число заряженных частиц в самой внешней оболочке атома.

Однако это чрезвычайно утомительное занятие, так как, возможно, придётся пролистать много учебников, чтобы найти конфигурации, с которыми исследователь не знаком.

Количество ВЭ элемента и его валентность определить по таблице Менделеева проще всего. Нужно обратить внимание на вертикальный столбец, в котором указана классификация.

• Исключением являются переходные металлы — 3−12 группы.
• Цифра в порядковом номере группы показывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом вещества, указанного в этом конкретном столбце.
• Пример в таблице:

Группа ВЭ

1 (I) (щелочные металлы)	1
2 (II) (щёлочноземельные металлы)	2
3−12 (переходные металлы)	3−12
13 (III) (борная группа)	3
14 (IV) (углеродная)	4
15 (V) (группа азота)	5
16 (VI) (кислородная группа)	6
17 (VII) (галогены)	7
18 (VIII или 0) (благородные газы)	8

1. Надо сказать, что периодическая таблица — это аккуратное расположение всех элементов, которые известны науке на данный момент.
3. Они располагаются слева направо в порядке возрастания их атомарных номеров или числа протонов (электронов), которые они содержат.
4. Все вещества в таблице Менделеева делятся на четыре категории:

• элементы основной группы;
• переходные элементы;
• лантаноиды;
• актиниды.

Последние два — это внутренние переходные элементы, образующие мост в группах 2 и 13. Таблица содержит строки — периоды — и 18 столбцов, известных как группы. Есть ещё подтаблица, которая содержит 7 строк и 2 столбца с более редкими веществами.

Номер строки (периода) элемента показывает количество оболочек, окружающих его ядро.

Химические реакции

Число электронов, содержащихся во внешней оболочке атома, которая ещё называется валентной, определяет его способность образовывать связи. Поэтому элементы с одинаковым количеством валентных электронов в атоме группируются в периодическую таблицу.

Обычно вещества главной группы, исключая гелий и водород, имеют тенденцию вступать в реакцию с образованием замкнутой оболочки, которая соответствует конфигурации электронов s2 p6.

Это называется правилом октетов, поскольку у каждого связанного атома будет восемь ВЭ, учитывая общие электроны.

Из металлических элементов наиболее реакционноспособными являются щелочные металлы первой группы, например, калий и натрий. Такой атом имеет только один ВЭ. Эта единственная заряженная частица с лёгкостью теряется во время образования ионной связи, после чего образуется катион (положительный ион), например, K+ или Na+, оболочка которого будет закрыта.

Вторая группа — щёлочноземельные металлы, например, магний, — менее реактивны. Чтобы получить положительный ион (Mg2+), каждому их атому нужно отдать два ВЭ.

В любой группе (в столбце таблицы Менделеева) металлов реакционная способность становится больше, если двигаться от лёгкого вещества к более тяжёлому, то есть увеличивается с каждым нижним рядом таблицы. Происходит это просто потому, что у тяжёлых элементов больше оболочек. Их ВЭ приходится существовать в условиях более высоких главных квантовых чисел.

Они находятся дальше от атомного ядра и, следовательно, обладают более высокой потенциальной энергией, это означает, что связь между ними менее тесная.

Атом неметалла настроен привлекать дополнительные ВЭ, чтобы образовать полную валентную оболочку. Это может быть достигнуто одним из двух способов:

• посредством ковалентной связи, то есть атом поделится электронами с соседом;
• будет использована ионная связь, то есть электроны возьмут из другого атома.

Наиболее реактивными видами неметаллических элементов являются галогены. К ним можно отнести хлор (Cl) или, например, фтор (F).

Если двигаться от лёгкого элемента к тяжёлому, в пределах каждой группы неметаллов их реакционная способность будет уменьшаться. Это потому, что ВЭ будут терять тесную связь, поскольку приобретают более высокую энергию. По факту, самый лёгкий элемент в группе 16 — кислород — наиболее реакционноспособный неметалл, после фтора, конечно.

В таких простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна количеству разделённых электронов, потерянных или полученных для того, чтобы сформировался стабильный октет. Однако есть также много молекул, для которых валентность менее чётко определена, но это скорее исключения.

Электронная конфигурация

Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.

Следовательно, число валентных электронов, которое может быть у вещества, зависит от конфигурации самих частиц. Например, чтобы определить валентные электроны фосфора, нужно записать его конфигурацию: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Итак, получается 5 ВЭ (3s 2 3p 3), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5.

Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.

Как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные, хотя они не находятся в оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, это сокращённо — [Ar] 4s2 3d5, где [Ar] — обозначение конфигурации ядра, идентичной благородному газу — аргону. Электрон 3d этого атома имеет энергию, аналогичную 4s, но превышающую 3s или 3p.

Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s2 3d5), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).

Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.

Например, хотя обычно у атома никеля десятая валентность (4s2 3d8), его степень окисления никогда не превышает четырёх. Для цинка 3d-оболочка является полной и ведёт себя подобно электронам ядра.

Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.

Электрическая проводимость

Ответственность за электрическую проводимость вещества в том числе лежит и на электронах. Вследствие чего элементы классифицируются следующим образом:

• металлоиды (полупроводники);
• неметаллы;
• металлы.

В твёрдом состоянии металлические элементы обычно имеют высокую электропроводность. Поскольку валентный электрон металла обладает небольшой энергией ионизации, находясь в твёрдом состоянии, он относительно свободно покидает атом, чтобы связываться с другими.

Когда электрон свободный, он может перемещаться под воздействием электрического поля, то есть создавать электрический ток, отвечая за электропроводность металла. Примером хороших проводников могут служить серебро, равно как и золото, алюминий и, конечно, медь.

Как изолятор действует неметаллический элемент, поскольку имеет низкую электропроводность. В таблице Менделеева такие вещества находятся справа. Их валентная оболочка заполнена наполовину (исключение составляет бор).

Когда на атом воздействует некоторое электрическое поле, заряженная частица не может его легко покинуть, поэтому такой элемент может проводить слабый постоянный или переменный электрический ток.

Например, сера и алмаз — одни из таких веществ.

Изолятором также может быть твёрдое соединение, которое содержит металлы, если для образования ионных связей используются ВЭ атомов металла. К примеру, натрий, хоть он и представляет собой мягкий металл, однако твёрдый хлорид натрия является изолятором.

Поскольку для образования ионной связи ВЭ натрия переносятся в хлор, электроны не имеют возможности легко перемещаться.

Полупроводники обладают промежуточной между металлами и неметаллами электрической проводимостью. Интересно, что при увеличении температуры у этих веществ улучшается проводимость. Германий и кремний можно отнести к типичным элементарным полупроводникам, каждый их атом имеет 4 ВЭ. Надо сказать, что лучше всего свойства полупроводников объясняются с помощью теории зон.

Источник: https://nauka.club/khimiya/valentnye-elektrony.html

Валентность бора (B), формулы и примеры

Бор имеет более 10 аллотропных модификаций (видоизменений) (явление аллотропии связано с существованием одного химического элемента в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций). Атомы бора объединены в группировки B12, имеющие форму икосаэдра – двадцатигранника (рис. 1).

Рис. 1. Икосаэдрическая группировка атомов бора B12.

Расположение икосаэдров B12 относительно друг друга в кристалле показано ниже:

Кристаллы бора темно-серого цвета, тугоплавки (температура плавления 2075oС, температура кипения 3700oС), диамагнитны, обладают полупроводниковыми свойствами (рис. 2).

Рис. 2. Бор. Внешний вид.

Валентность бора в соединениях

Бор — пятый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится во втором периоде во IIIA группе. В ядре атома бора содержится 5 протонов и 5 нейтронов (массовое число равно 10). В атоме бора есть два энергетических уровня, на которых находятся 5 электронов.

• Электронная формула атома борав основном состоянии имеет следующий вид:
• 1s22s22p1.
• А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):

В основном состоянии в атоме бора есть 2 спаренных и 1 неспаренный электрон, а также 2 вакантные орбитали 2p-подуровня. За счет их наличия электроны 2s-подуровня могут распариваться и один из них совершает переход и занимает одну из свободных 2p орбиталей, т.е. для бора характерно возбужденное состояние.

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что бор в своих соединениях (BIIIF3, BIII2O3, KBIIIF4, BIIIBr3и др.) проявляет валентность равную III.

Этот факт также можно подтвердить тем, что высшая валентность элементов определяется по номеру группы, в которой он находится в Периодической таблице. Т.к.

бор – элемент III группы, то его высшая валентность равна III. Валентность бериллия постоянна.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/valentnost/valentnost-bora/

§ 1.6. Валентность элементов. Структурные формулы химических соединений

В предыдущей главе, вы уже могли заметить, что атомы, группируясь друг с другом, не обязательно образуют двухатомные молекулы, т.е. соединяются в соотношении один к одному. В молекуле воды, например, к одному атома кислорода прикрепляется два атома водорода. Количество связей, которые атом химического элемента образует с другими атомами, называется его валентностью.

Обозначается валентность римскими цифрами — I,II, III и т.д. в соответствии со своим значением. Давайте в качестве примера рассмотрим такие соединения как хлороводород HCl, воду Н2О, аммиак NH3 и метан CH4. Смотри рисунок 7.

• Рисунок 7. Трехмерные модели молекул HCl (a), H2O (б), NH3 (в) и CH4 (г)
• Если схематично изобразить строение этих молекул, обозначая атомы химических элементов соответствующими им символами, а связь между ними отрезком, получаются формулы следующего вида, называемые структурными:
• Рисунок 8. Структурные формулы молекул хлороводорода, воды, аммиака и метана соответственно
• Из представленных на рисунке ХХ структурных формул можно сделать вывод о том, что валентность водорода и хлора равна I, кислорода II, азота — III, углерода -IV.
• Валентность химических элементов в соединениях принято указывать надстрочным индексом справа от символа химического элемента, либо над ним, как, например, это сделано ниже:

Для некоторых элементов характерна постоянная валентность, то есть в соединениях их валентность равна всегда одному и тому же числу.

Так, например, постоянная валентность, равная единице, наблюдается для ряда металлов, называемых щелочными — лития, натрия, калия, рубидия и цезия, Постоянная валентность, равная двум, наблюдается у кислорода, магния, кальция, стронция, бария, цинка. Постоянная валентность равная трем наблюдается у алюминия Al.

Элементы с переменной валентностью — это элементы, которые в разных соединениях могут иметь различные значения валентности. Следовательно, атомы этих элементов в разных соединениях могут образовывать различное число химических связей (таблица 2).

Таблица 2. Наиболее характерные значения валентности некоторых элементов

Химические элементы	Их основные валентности
Cl, Br, I	I, III, V, VII
S, Se	II, IV, VI
C, Si, Sn, Pb	II, IV
P	III, V
Cu	I, II
Fe	II, III
Cr	II, III, VI

Часто в определении валентности таких элементов в каждом отдельном случае может помочь так называемое правило валентности, согласно которому, в соединениях, образованных только двумя химическими элементами практически всегда произведение валентности одного химического элемента на количество его атомов в молекуле равно произведению валентности на  количество атомов в молекуле второго элемента. Другими словами для вещества формулу которого в общем виде можно записать как AxBy  с валентностями элементов А и В равными n и m соответсвенно, справедливо выражение:

X*n = y*m

Давайте в качестве примера установим валентность серы в соединениях SO2 (диоксид серы) и Al2S3 (сульфид алюминия). Как уже было сказано выше, кислород и алюминий являются элементами с постоянными валентностями. Для кислорода валентность во всех его соединениях равна двум, а алюминия трем.

Рассчитаем валентность серы в диоксиде серы обозначив ее как «х»:

Аналогично рассчитаем валентность серы в сульфиде алюминия:

Следует отметить, что правило валентности не применимо для некоторых соединений, в которых есть связи между атомами одного химического элемента. В частности, нельзя использовать правило валентности в случе такого соединения как перекись водорода поскольку его структурную формулу можно записать как Н-О-О-Н, то есть в каждой молекуле данного соединения есть связь кислород-кислород.

1. Очевидно, что правило валентности может быть использовано не только для нахождения валентности какого-либо элемента, но также и для составления формулы соединения, если известны валентности образующих его элементов.
2. Рассмотрим в качестве примера следующую задачу:
3. «Определите формулу соединения образованного атомами хлора и кислорода, если валентность хлора в данном соединении VII »
4. Решение:
5. Кислород имеет только одно значение валентности, равное двум, соответственно можем записать:
6. Наименьшее общее кратное (НОК) чисел 7 и 2 равно 14.
7. Индекс, относящийся к хлору, будет равен х = 14:7 = 2,
8. Индекс, относящийся к кислороду, будет равен y = 14:2 = 7.

Т.е. искомая формула Cl2O7.

Следует отметить тот факт, что в большинстве сложных веществ атомы одного химического друг с другом не связаны, например:

Рисунок 9. Структурные формулы молекул фосфорной кислоты, фосфина, серной кислоты и оксида хлора (VII)

Источник: https://scienceforyou.ru/teoreticheskie-osnovy-himii-shkolnikam/1-6-valentnost-jelementov-strukturnye-formuly-himicheskih-soedinenij

Валентность

• Валентность
• Примеры решения, формулы и задачи

• Валентность. Широко используется в исследованиях химических связей Они производят очень важную концепцию элементной валентности. способ Способность атомов образовывать химические связи Длина. Количественное значение измерения На самом деле принято считать количество разных атомов в молекуле Этот атом образует связь.

• По обмену мехом В нижней части метода BC валентность элемента определяется числом. Непарные электроны содержатся в атомах. 5 и п-элек- TRON — это электрон внешнего уровня. ¿ / -элементы- Внешний и внешний уровень. Пара (две на атомных орбиталях) При возбуждении электроны могут сломаться.

Свободные клетки одного уровня (электронное разделение Невозможно перейти на другой уровень). Людмила Фирмаль

Например, валентность (B) Элемент основной подгруппы группы I равен 1, На внешнем уровне в этих элементах есть один атом Электронный: МА-1 и т. Д. Я Основная группа II основной подгруппы элемент валентности Состояние (невозбужденное) равно нулю На этом уровне нет неспаренных электронов. в и о и т. д. Когда эти атомы возбуждаются, спаренные «-электроны.

Dinged к тому же уровню p подуровня свободной ячейки Валентность равна 2 (возбужденный атом Со звездочкой): Ве » Mg • -2 4 25 g- «» 1 Б-2 и т. Д.

Е 35 зр Кислород и фтор всех соединений постоянны 2 для кислорода, 1 для фтора Валентные электроны этих элементов находятся во второй энергии Гететический уровень без свободных клеток: ■ 2 $ ^ 2p ’ А а м Б-2 А Н И Б-1 В то же время, серно-кислородные аналоги показывают изменения.

Решение задач по химии

Примеры решения, формулы и задачи

Решение задач	Лекции
Расчёт найти определения	Учебник методические указания

• Валентность 2, 4, 6; хлор-фторный аналог-шоу Валентность 1, 3, 5, 7. Это связано со свободным присутствием. ¿ ■ ячейка 3-го уровня энергии: C1 ‘ ? T1 [W T G H -2 T? 1 [W G T H-1 1-Д C1 * 1 ‘ ^ V ^ Б-4, 6 3 (1 35 Sp 3 (1 Б-3, 5, 7 Большая часть ¿ В элементе невозбужденная валентность Состояние нулевое, потому что оно не спарено на внешнем уровне E.

Например, железо Re- ■ 3d ^ ‘4s ■ ж и и и в-0 Когда атом железа возбужден, электрон разрезается, Перейти на 4-й уровень, свободный p подуровень валентности Значение равно 2. Re » А 1i и

Источник: https://9219603113.com/valentnost/

Валентность

Валентность-
свойство атома данного элемента
присоединять или замещать определённое
число атомов другого элемента. Мерой
валентности является число ковалентных
связей, которые образует атом. При этом
учитывают связи, образованные как по
обменному механизму, так и по
донорно-акцепторному.

При образовании
химической связи по обменному механизму
каждый из взаимодействующих атомов по
одному неспаренному электрону для
образования связывающей электронной
пары. Так образуется, например, молекула
водорода: Н∙ + ∙Н = Н׃Н

При определении
числа химических связей, которые атом
элемента может образовывать по обменному
механизму, следует учитывать, что при
переходе атома в возбуждённое состояние
число его неспаренных электронов может
увеличится в результате разделения
некоторых электронных пар и перехода
электронов на более высокие энергетические
подуровни. Если энергия, затраченная
на возбуждение атома, не очень велика,
то она может компенсироваться энергией
образующейся химической связи, и
возбуждённое состояние стабилизируется.
Это возможно при переходе электронов
на более высокие подуровни внутри одного
и того же энергетического уровня.

• Валентности
  атомов лития (1s22s12p0),
  азота(1s22s22px12py12pz1),
• кислорода(1s22s22px2py1pz1),
  фтора(1s22s2p5), неона(1s22s22p6)
  равны числу неспаренных электронов в
  основном состоянии, так как разделение
  любой из электронных пар в этих атомах
  возможно только при переходе электронов
  на новый, более высокий энергетический
  уровень.
• Таким образом
  валентность лития равна 1, азота 3,
  кислорода 2, фтора 1, неона 0.

В атомах бериллия
бора углерода может происходить
разделение электронных пар за счёт
перехода электронов с 2s-
подуровня на 2p-подуровень,так
как в атомах этих элементов на 2p-
подуровне имеются вакантные орбитали.
Поэтому валентности 2,3 и 4, присущие
атомам Ве,В,С в возбуждённом состоянии,
более характерны для них, чем валентности,
определяемые числом неспаренных
электронов в основном состоянии.

Число химических
связей, которые атом образует по
донорно-акцепторному механизму, зависит
от числа имеющихся на его валентных
подуровнях несвязывающих электронных
пар или вакантных орбиталей. Например,
атом азота может образовывать четыре
химические связи: три- за счёт трёх
неспаренных электронов и ещё одну – за
счёт электронной пары.

Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул

Важной
характеристикой молекулы, состоящей
более чем из двух атомов, является ее
геометрическая конфигурация.Она
определяется взаимным расположением
атомных орбиталей, участвующих в
образовании химических связей.

Для объяснения
геометрической конфигурации молекулы
используется представление о гибридизации
АО центрального атома.

Возбужденный
атом бериллия имеет конфигурацию 2s12p1,
возбужденный атом бора — 2s12p2и возбужденный атом углерода — 2s12p3.
Поэтому можно считать, что в образовании
химических связей могут участвовать
не одинаковые, а различные атомные
орбитали.

Однако опыт
показывает, что в молекулах, содержащих
центральные атомы с различными валентными
орбиталями (s, p, d), все связи равноценны.

Основные
положения метода гибридизации:

1. Гибридные орбитали образуются из различных атомных орбиталей, не сильно отличающиеся по энергиям,

2. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации.

3. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии.

4. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обусловливают лучшее перекрывание электронных облаков.

sp—
гибридизация

sp–гибридизация
имеет место, например, при образовании
галогенидов Be, Zn, Co и Hg (II). В валентном
состоянии все галогениды металлов
содержат на соответствующем энергетическом
уровне s и p-неспаренные электроны. При
образовании молекулы одна s- и одна
р-орбиталь образуют две гибридные
sp-орбитали под углом 180о.

1. Рис.2sp-гибридные орбитали
2. Экспериментальные
   данные показывают, что все галогениды
   Be, Zn, Cd и Hg (II) линейны и обе связи имеют
   одинаковую длину.
3. sp2-гибридизация
4. В результате гибридизации одной
   s-орбитали и двух p-орбиталей образуются
   три гибридные sp2-орбитали,
   расположенные в одной плоскости под
   углом 120одруг к другу. Такова,
   например, конфигурация молекулыBF3:

• Рис.3 sp2-гибридизация
• sp3-гибридизация
• sp3-гибридизация
  характерна для соединений углерода. В
  результате гибридизации одной

s-орбитали и трех р-орбиталей образуются четыре гибридные
sp3-орбитали, направленные к вершинам
тетраэдра с углом между орбиталями
109,5о. Гибридизация проявляется
в полной равноценности связей атома
углерода с другими атомами в соединениях,
например, в CH4, CCl4, C(CH3)4и др.

Рис.4sp3-гибридизация

Теория
гибридизации объясняет геометрию
молекулы аммиака. В результате гибридизации
2sи трёх 2pорбиталей азота образуются четыре
гибридные орбиталиsp
3 .

Конфигурация молекулы
представляет из себя искажённый тетраэдр,
в котором три гибридных орбитали
участвуют в образовании химической
связи, а четвёртая с парой электронов
– нет.

Углы между связямиN-Hне равны 90 о как в пирамиде, но и
не равны 109,5 о , соответствующие
тетраэдру.

Рис.5sp3-
гибридизация в молекуле аммиака

При взаимодействии
аммиака с ионом водорода в результате
донорно-акцепторного взаимодействия
образуется ион аммония, конфигурация
которого представляет собой тетраэдр.

Гибридизация
объясняет также отличие угла между
связями О-Н в угловой молекуле воды. В
результате гибридизации 2sи трёх 2pорбиталей кислорода образуются четыре гибридных
орбиталиsp3, из
которых только две участвуют в образовании
химической связи, что приводит к искажению
угла, соответсвующего тетраэдру.

Рис 6 sp3—
гибридизация в молекуле воды

В гибридизацию
могут включаться не только s- и р-, но и
d- и f-орбитали.

При sp3d2-гибридизации
образуется 6 равноценных облаков. Она
наблюдается в таких соединениях как
[SiF6]4-, [Fe(CN)6]4-.
При этом молекула имеет конфигурацию
октаэдра:

Рис. 7 d2sp3-гибридизация
в ионе [Fe(CN)6]4-

Гибридизация
атомных орбиталей (АО) приводит к смещению
электронного облака в направлении
образования связи с другими атомами. В
результате области перекрывания
гибридных орбиталей оказываются больше,
чем для чистых орбиталей и прочность
связи увеличивается.

Источник: https://studfile.net/preview/1778625/page:17/