Концепция гибридизации
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 .
Этот принцип нашёл отражение в теории отталкивания электронных пар Гиллеспи - Найхолма. Первое и наиболее важное правило которое формулировалось следующим образом:
«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» .Второе правило состоит в том, что «все электронные пары, входящие в валентную электронную оболочку, считаются расположенными на одинаковом расстоянии от ядра» .
Виды гибридизации
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.
sp 2 -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
sp 3 -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) .
Тип гибридизации | Число гибридных орбиталей |
Геометрия | Структура | Примеры |
---|---|---|---|---|
sp | 2 | Линейная | BeF 2 , CO 2 , NO 2 + | |
sp 2 | 3 | Треугольная | BF 3 , NO 3 - , CO 3 2- | |
sp 3 | 4 | Тетраэдрическая | CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 + | |
dsp 2 | 4 | Плоскоквадратная | Ni(CO) 4 , XeF 4 | |
sp 3 d | 5 | Гексаэдрическая | PCl 5 , AsF 5 | |
sp 3 d 2 | 6 | Октаэдрическая | SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3- |
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
Wikimedia Foundation . 2010 .
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.
Перекрывание электронных облаков возможно только при определенной взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.
Таблица 1 Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Возбужденный атом бериллия имеет конфигурацию 2s 1 2p 1 , возбужденный атом бора - 2s 1 2p 2 и возбужденный атом углерода - 2s 1 2p 3 . Поэтому можно считать, что в образовании химических связей могут участвовать не одинаковые, а различные атомные орбитали. Например, в таких соединениях как BeCl 2 , BeCl 3 ,CCl 4 должны быть неравноценные по прочности и направлению связи, причем σ-связи из p-орбиталей должны быть более прочными, чем связи из s-орбиталей, т.к. для p-орбиталей имеются более благоприятные условия для перекрывания. Однако опыт показывает, что в молекулах, содержащих центральные атомы с различными валентными орбиталями (s, p, d), все связи равноценны. Объяснение этому дали Слейтер и Полинг. Они пришли к выводу, что различные орбитали, не сильно отличающиеся по энергиям, образуют соответствующее число гибридных орбиталей. Гибридные (смешанные) орбитали образуются из различных атомных орбиталей. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обусловливают лучшее перекрывание электронных облаков.
Гибридизация атомных орбиталей требует затрат энергии, поэтому гибридные орбитали в изолированном атоме неустойчивы и стремятся превратиться в чистые АО. При образовании химических связей гибридные орбитали стабилизируются. Вследствие более прочных связей, образованных гибридными орбиталями, из системы выделяется больше энергии, и поэтому система становится более стабильной.
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 180 о.
Рис.3 sp-гибридные орбитали
Экспериментальные данные показывают, что все галогениды Be, Zn, Cd и Hg (II) линейны и обе связи имеют одинаковую длину.
sp 2 -гибридизация
В результате гибридизации одной s-орбитали и двух p-орбиталей образуются три гибридные sp 2 -орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 о друг к другу. Такова, например, конфигурация молекулы BF 3:
Рис.4 sp 2 -гибридизация
sp 3 -гибридизация
sp 3 -гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех
р-орбиталей образуются четыре гибридные sp 3 -орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109,5 о. Гибридизация проявляется в полной равноценности связей атома углерода с другими атомами в соединениях, например, в CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 и др.
Рис.5 sp 3 -гибридизация
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 H 2 O кислород - sp 3 -гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов (рис. 2). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105 о, что довольно близко к теоретическому значению 109 о.
Рис.6 sp 3 -гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H 2 O и б) NCl 3 .
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.
Теория гибридизации объясняет геометрию молекулы аммиака. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей азота образуются четыре гибридные орбитали sp 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 связями N-H не равны 90 о как в пирамиде, но и не равны 109,5 о, соответствующие тетраэдру.
Рис.7 sp 3 - 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 2s и трёх 2p орбиталей кислорода образуются четыре гибридных орбитали sp 3 , из которых только две участвуют в образовании химической связи, что приводит к искажению угла, соответсвующего тетраэдру.
Рис.8 sp 3 -гибридизация в молекуле воды
В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и f-орбитали.
При sp 3 d 2 -гибридизации образуется 6 равноценных облаков. Она наблюдается в таких соединениях как 4- , 4- . При этом молекула имеет конфигурацию октаэдра:
Рис. 9 d 2 sp 3 -гибридизация в ионе 4-
Представления о гибридизации дают возможность понять такие особенности строения молекул, которые не могут быть объяснены другим способом.
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.
Гибридизация атомных орбиталей – процесс, позволяющий понять, как атомы видоизменяют свои орбитали при образовании соединений. Так, что же такое гибридизация, и какие ее типы существуют?
Общая характеристика гибридизации атомных орбиталей
Гибридизация атомных орбиталей – это процесс, при котором смешиваются различные орбитали центрального атома, в результате чего образуются одинаковые по своим характеристикам орбитали.
Гибридизация происходит в процессе образования ковалентной связи.
Гибридная орбиталь имеет фору знака бесконечности или несимметричной перевернутой восьмерки, вытянутой в сторону от атомного ядра. Такая форма обусловливает более сильное, чем в случае чистых атомных орбиталей, перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями (чистых или гибридных) других атомов и приводит к образованию более прочных ковалентных связей.
Рис. 1. Гибридная орбиталь внешний вид.
Впервые идею о гибридизации атомных орбиталей выдвинул американский ученый Л. Полинг. Он считал, что у вступающего в химическую связь атома имеются разные атомные орбитали (s-, p-, d-, f-орбитали), то в результате происходит гибридизация этих орбиталей. Суть процесса заключается в том, что из разных орбиталей образуются эквивалентные друг другу атомные орбитали.
Типы гибридизации атомных орбиталей
Существует несколько видов гибридизации:
- . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. В результате образуются две полноценных sp-орбиталей. Эти орбитали расположены к атомному ядру таким образом, что угол между ними составляет 180 градусов.
Рис. 2. sp-гибридизация.
- sp2-гибридизация . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и две p-орбитали. В результате происходит образование трех гибридных орбиталей, которые расположены в одной плоскости под углом 120 градусов друг к другу.
- . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и три p-орбитали. В результате происходит образование четырех полноценных sp3-орбиталей. Эти орбитали направлены к вершине тетраэдра и располагаются друг к другу под углом 109,28 градусов.
sp3-гибридизация характерна для многих элементов, например, атома углерода и других веществ IVА группы (CH 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 и др.)
Рис. 3. sp3-гибридизация.
Возможны также и более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов.
Что мы узнали?
Гибридизация – сложный химический процесс, когда разные орбитали атома образуют одинаковые (эквивалентные) гибридные орбитали. Первым теорию гибридизации озвучил американец Л. Полинг. Выделяют три основных вида гибридизации: sp-гибридизация, sp2-гибридизация, sp3-гибридизация. Существуют также более сложные виды гибридизации, в которых участвуют d-орбитали.
Задача 261.
Какие типы гибридизации АО углерода соответствуют образованию молекул СН
4 , С
2 Н
6 , С
2 Н
4 , С
2 Н
2 ?
Решение:
а) В молекулах СН
4 и С
2 Н
6 валентный электронный слой атома углерода содержит четыре электронных пары:
Поэтому электронные облака атома углерода в молекулах СН 4 , С 2 Н 6 будут максимально удалены друг от друга при sp3-гибридизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в молекуле СН 4 все вершины тетраэдра будут заняты атомами водорода, так что молекула СН4 имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом углерода в центре тетраэдра. В молекуле С 2 Н 6 атомы водорода занимают три вершины тетраэдра, а к четвёртой вершине направлено общее электронное облако другого атома углерода, т.е. два атома углерода соединены друг с другом. Это можно представить схемами:
б) В молекуле С 2 Н 4 валентный электронный слой атома углерода, как и в молекулах СН 4 , С 2 Н 6 . содержит четыре электронные пары:
При образовании С 2 Н 4 три ковалентные связи образованы по обычному механизму, т.е. являются - связями, и одна - - связь. При образовании молекулы С 2 Н 4 каждый атом углерода с двумя атомами водорода - связями и друг с другом двумя связями, одной - и одной - связями. Гибридные облака, соответствующие данному типу гибридизации, располагаются в атоме углерода так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т.е. как можно дальше друг от друга. Данное расположение атомов углерода (две двойные связи между атомами углерода) характерно для sp 2 -гибридизации АО углерода. При sp 2 -гибридизации электронные облака в атомах углерода ориентированы в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120 0 , т.е. в направлениях к вершинам правильного треугольника. В молекуле этилена в образовании - связей участвуют три sp 2 -гибридные орбитали каждого атома углерода, две между двумя атомами водорода и одна со вторым атомом углерода, а - связь образуется за счёт р-электронных облаков каждого атома углерода. Структурная формула молекулы С 2 Н 4 будет иметь вид:
в) В молекуле С 2 Н 2 валентный электронный слой атома углерода содержит четыре пары электронов:
Структурная формула С 2 N 2 имеет вид:
Каждый атом углерода соединён одной электронной парой с атомом водорода и тремя электронными парами с другим атомом углерода. Таким образом, в молекуле ацетилена атомы углерода соединены друг с другом одной -связью и двум -связями. С водородом каждый атом углерода соединён -связью. В образовании - связей участвуют две sp-гибридные АО, которые расположены друг относительно друга так, что взаимодействие между ними минимальное, т.е. как можно дальше друг от друга. Поэтому при sp-гибридизации электронные облака между атомами углерода ориентированы в противоположных направлениях друг относительно друга, т.е. угол между связями С-С составляет 180 0 . Поэтому молекула С 2 Н 2 имеет линейное строение:
Задача 262.
Указать тип гибридизации АО кремния в молекулах SiH 4 и SiF 4 . Полярны ли эти молекулы?
Решение:
В молекулах SiH 4 и SiF 4 валентный электронный слой содержит четыре пары электронов:
Поэтому в обоих случаях электронные облака атома кремния будут максимально удалены друг от друга при sp 3 -гибридизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в молекуле SiH 4 все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а в молекуле SiF 4 – атомами фтора, так что эти молекулы имеют тетраэдрическую конфигурацию с атомом кремния в центре тетраэдра:
В тетраэдрических молекулах SiH 4 и SiF 4 дипольные моменты связей Si-H и Si-F взаимно компенсируют друг друга, так что суммарные дипольные моменты обоих молекул будут равны нулю. Эти молекулы неполярны, несмотря на полярность связей Si-H и Si-F.
Задача 263.
В молекулах SО 2 и SО 3 атом серы находится в состоянии sp 2 -гибридизации. Полярны ли эти молекулы? Какова их пространственная структура?
Решение:
При sp 2 -гибридизации гибридные облака располагаются в атоме серы в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120 0 , т.е. направленных к вершинам правильного треугольника.
а) В молекуле SО 2 две sp 2 -гибридные АО образуют связь с двумя атомами кислорода, третья sp 2 -гибридная орбиталь будет занята свободной электронной парой. Эта электронная пара будет смещать электронную плоскость и молекула SО 2 примет форму неправильного треугольника, т.е. угол OSO не будет равен 120 0 . Поэтому молекула SО 2 будет иметь угловую форму при sp 2 -гибридизации орбиталей атома структуру:
В молекуле SО 2 взаимной компенсации дипольных моментов связей S-O не происходит; дипольный момент такой молекулы будет иметь значение больше нуля, т.е. молекула полярна.
б) В угловой молекуле SО 3 все три sp2-гибридные АО образуют связь с тремя атомами кислорода. Молекула SО 3 будет иметь форму плоского треугольника с sp 2 -гибридизацией атома серы:
В треугольной молекуле SО 3 дипольные моменты связей S-O взаимно компенсируют друг друга, так что суммарный дипольный момент будет равен нулю, молекула полярна.
Задача 264.
При взаимодействии SiF4 с HF образуется сильная кислота Н 2 SiF 6 , диссоциирующая на ионы Н + и SiF 6 2- . Может ли подобным образом протекать реакция между СF 4 и НF? Указать тип гибридизации АО кремния в ионе SiF 6 2- .
Решение:
а) При возбуждении атом кремния переходит из состояния 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 в состояние 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 0 , а электронное строение валентных орбиталей соответствует схеме:
Четыре неспаренных электрона возбуждённого атома кремния могут участвовать в образовании четырёх ковалентных связей по обычному механизму с атомами фтора (1s 2 2s 2 2p 5), имеющими по одному неспаренному электрону с образованием молекулы SiF 4 .
При взаимодействии SiF 4 с HF образуется кислота Н 2 SiF 6 . Это возможно, потому что в молекуле SiF 4 имеются свободные 3d-орбитали, а в ионе F- (1s 2 2s 2 2p 6) свободные пары электронов. Связь осуществляется по донорно-акцепторному механизму за счёт пары электронов каждого из двух ионов F - (HF ↔ H + + F -) и свободных 3d-орбиталей молекулы SiF 4 . При этом образуется ион SiF 6 2- , который с ионами H + образует молекулу кислоты Н 2 SiF 6 .
б) Углерод (1s 2 2s 2 2p 2) может образовать, подобно кремнию, соединение СF 4 , ног при этом валентные возможности атома углерода будут исчерпаны (нет неспаренных электронов, свободных пар электронов и свободных валентных орбиталей на валентном уровне). Схема строения валентных орбиталей возбуждённого атома углерода имеет вид:
При образовании СF 4 все валентные орбитали углерода заняты, поэтому ион образоваться не может.
В молекуле SiF 4 валентный электронный слой атома кремния содержит четыре пары электронов:
Это же наблюдается и для молекулы СF 4 . поэтому в обоих случаях электронные облака атомов кремния и углерода будут максимально удалены друг от друга при sp3-гибридизации. Когда их оси будут направлены к вершинам тетраэдра:
Метод валентных связей позволяет наглядно объяснить пространственные характеристики многих молекул. Однако, привычного представления о формах орбиталей не достаточно для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных – s , p , d – валентных орбиталей, образованные им связи в молекулах с одинаковыми заместителями оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. В двадцатые годы XIX века Лайнусом Полингом была предложена концепция гибридизации электронных орбиталей. Под гибридизацией понимают абстрактную модель выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.
Примеры формы гибридных орбиталей представлены в таблице 5.
Таблица 5. Гибридные sp, sp 2 , sp 3 орбитали
Концепцию гибридизации удобно использовать при объяснении геометрической формы молекул и величины валентных углов (примеры заданий 2– 5).
Алгоритм определения геометрии молекул методом ВС:
а. Определить центральный атом и количество σ-связей с концевыми атомами.
б. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы и графические изображения внешних электронных уровней.
в. Согласно принципам метода ВС на образование каждой связи нужна пара электронов, в общем случае, по одному от каждого атома. Если неспаренных электронов центральному атому недостаточно, следует предположить возбуждение атома с переходом одного из пары электронов на более высокий энергетический уровень.
г. Предположить необходимость и тип гибридизации с учетом всех связей и, для элементов первого периода, неспаренных электронов.
д. Опираясь на вышеизложенные умозаключения изобразить электронные орбитали (гибридные или нет) всех атомов в молекуле и их перекрывание. Сделать вывод о геометрии молекулы и приблизительной величине валентных углов.
е. Определить степень полярности связи исходя из значений электроотрицательностей атомов (табл.6) Определить наличие дипольного момента исходя из расположения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов и/или симметрии молекулы.
Таблица 6. Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу
Примеры заданий
Задание 1 . Опишите методом ВС химическую связь в молекуле СО.
Решение (рис.25)
а. Составить электронные конфигурации всех атомов, входящих в состав молекулы.
б. Для образования связи необходимо создать обобществленные электронные пары
Рисунок 25. Схема образования связи в молекуле СО (без гибридизации орбиталей)
Вывод: В молекуле СО – тройная связь С≡О
Для молекулы СО можно предположить наличие sp -гибридизации орбиталей обоих атомов (рис.26). Спаренные электроны, не участвующие в образовании связи находятся на sp -гибридной орбитали.
Рисунок 26. Схема образования связи в молекуле СО (с учетом гибридизации орбиталей)
Задание 2. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы BeH 2 и определить является ли молекула диполем.
Решение задачи представлено в таблице 7.
Таблица 7. Определение геометрии молекулы BeH 2
Электронная конфигурация | Примечания | ||
а. | Центральный атом – бериллий. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода | ||
б. | H: 1s 1 Be: 2s 2 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома бериллия все электроны спарены, его необходимо перевести в возбужденное состояние | |
в. | H: 1s 1 Be*: 2s 1 2p 1 | Если бы один атом водорода связывался с бериллием за счет 2s -электрона бериллия, а другой – за счет 2p -электрона бериллия, то молекула не обладала бы симметрией, что энергетически не оправдано, а связи Be–Н не были бы равноценными. | |
г. | H: 1s 1 Be*: 2(sp ) 2 | Следует предположить наличие sp -гибридизации | |
д. | Две sp -гибридные орбитали располагаются под углом 180°, молекула BeH 2 – линейная | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ Be =1,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому водорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд δ–. На атоме бериллия δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда совпадают (она симметрична), молекула не является диполем. |
Аналогичные рассуждения помогут описать геометрию молекул с sp 2 - и sp 3 -гибридными орбиталями (табл.8).
Таблица 8. Геометрия молекул BF 3 и СН 4
Задание 3. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы H 2 О и определить является ли молекула диполем. Возможно два решения, они представлены в таблицах 9 и 10.
Таблица 9. Определение геометрии молекулы H 2 O (без гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | |||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | ||
в. | Неспаренных электронов достаточно для образования двух ϭ-связей с атомами водорода. | ||
г. | Гибридизацией можно пренебречь | ||
д. | |||
е. |
Таким образом, молекула воду, должна иметь валентный угол около 90°. Однако угол между связями примерно 104°.
Это можно объяснить
1) отталкиванием, близко расположенных друг к другу водородных атомов.
2) Гибридизацией орбиталей (табл. 10).
Таблица 10. Определение геометрии молекулы H 2 O (с учетом гибридизации орбиталей)
Электронная конфигурация | Графическое изображение орбиталей внешнего уровня | Примечания | |
а. | Центральный атом – кислород. Ему необходимо образовать две ϭ-связи с атомами водорода. | ||
б. | H: 1s 1 O: 2s 2 2p 4 | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | |
в. | У атома водорода есть неспаренный электрон, у атома кислорода два неспаренных электрона. | ||
г. | Угол в 104° позволяет предположить наличие sp 3 -гибридизации. | ||
д. | Две sp 3 -гибридные орбитали располагаются под углом примерно 109°, молекула H 2 O по форме близка к тетраэдру, уменьшение валентного угла объясняется влиянием электронной не связывающей пары. | ||
е. | Электроотицательности χ Н =2,1, χ О =3,5, следовательно связь ковалентная полярная, электронная плотность смещена к атому кислорода, на нем появляется небольшой отрицательный заряд 2δ– На атоме водорода δ+. Так как центры тяжести положительного и отрицательного заряда не совпадают (она не симметрична), молекула является диполем. |
Аналогичные рассуждения позволяют объяснить валентные углы в молекуле аммиака NH 3 . Гибридизацию с участием неподеленных электронных пар, обычно предполагают только для орбиталей атомов элементов II периода. Валентные углы в молекулах H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. То же самое наблюдается в ряду NH 3 , РH 3 , AsH 3 . При описании геометрии этих молекул, традиционно, или не прибегают к представлениям о гибридизации, или объясняют уменьшение тетраэдрического угла возрастающим влиянием неподеленной пары.