Tipul de hibridizare co. Hibridizarea orbitalilor de electroni și geometria moleculară

Hibridizarea orbitalilor atomici si geometria moleculara

Caracteristica importanta o moleculă formată din mai mult de doi atomi este ea configurație geometrică. Este determinată de aranjarea reciprocă a orbitalilor atomici implicați în formarea legăturilor chimice.

Suprapunerea norilor de electroni este posibilă numai cu o anumită orientare relativă a norilor de electroni; în acest caz, regiunea de suprapunere este situată într-o anumită direcție în raport cu atomii care interacționează.

Tabelul 1 Hibridizarea orbitalilor și configurația spațială a moleculelor

Un atom de beriliu excitat are o configurație de 2s 1 2p 1, un atom de bor excitat are o configurație de 2s 1 2p 2, iar un atom de carbon excitat are o configurație de 2s 1 2p 3. Prin urmare, putem presupune că nu aceiași, ci diferiți orbitali atomici pot participa la formarea legăturilor chimice. De exemplu, în compuși precum BeCl 2, BeCl 3, CCl 4 ar trebui să existe legături de rezistență și direcție inegale, iar legăturile σ de la orbitalii p ar trebui să fie mai puternice decât legăturile de la orbitalii s, deoarece pentru orbitalii p există condiții mai favorabile pentru suprapunere. Cu toate acestea, experiența arată că în moleculele care conțin atomi centrali cu orbitali de valență diferiți (s, p, d), toate legăturile sunt echivalente. O explicație pentru aceasta a fost dată de Slater și Pauling. Ei au ajuns la concluzia că orbitali diferiți, nu foarte diferiți ca energie, formează un număr corespunzător de orbitali hibrizi. Orbitalii hibrizi (mixti) sunt formați din diferiți orbitali atomici. Numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de orbitali atomici implicați în hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt identici ca formă de nor de electroni și energie. În comparație cu orbitalii atomici, aceștia sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, asigură o mai bună suprapunere a norilor de electroni.

Hibridizarea orbitalilor atomici necesită energie, astfel încât orbitalii hibrizi dintr-un atom izolat sunt instabili și tind să se transforme în AO pure. Când se formează legături chimice, orbitalii hibrizi sunt stabilizați. Datorită legăturilor mai puternice formate de orbitalii hibrizi, este eliberată mai multă energie din sistem și, prin urmare, sistemul devine mai stabil.

Hibridizarea sp are loc, de exemplu, în timpul formării halogenurilor de Be, Zn, Co și Hg (II). În starea de valență, toate halogenurile metalice conțin electroni s și p-nepereche la nivelul de energie corespunzător. Când se formează o moleculă, un orbital s și unul p formează doi orbitali hibrizi sp la un unghi de 180 de grade.

Fig.3 orbitali hibrizi sp

Datele experimentale arată că halogenurile de Be, Zn, Cd și Hg(II) sunt toate liniare și ambele legături au aceeași lungime.

hibridizare sp 2

Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a doi orbitali p, se formează trei orbitali hibrizi sp 2, situați în același plan la un unghi de 120 o unul față de celălalt. Aceasta este, de exemplu, configurația moleculei BF 3:

Fig.4 hibridizare sp 2

hibridizare sp 3

Hibridizarea sp 3 este caracteristică compuşilor de carbon. Ca urmare a hibridizării dintre orbital unu și trei

p-orbitali se formează patru orbitali hibrizi sp 3, îndreptați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitali de 109,5 o. Hibridizarea se manifestă prin echivalența completă a legăturilor unui atom de carbon cu alți atomi din compuși, de exemplu, în CH 4, CCl 4, C(CH 3) 4 etc.

Fig.5 hibridizare sp 3

Dacă toți orbitalii hibrizi sunt conectați la aceiași atomi, atunci legăturile nu sunt diferite unele de altele. În alte cazuri, apar ușoare abateri de la unghiurile standard de legătură. De exemplu, în molecula de apă H 2 O, oxigenul - sp 3 -hibridul, este situat în centrul unui tetraedru neregulat, la vârfurile căruia „arata” doi atomi de hidrogen și două perechi de electroni singure (Fig. 2) . Forma moleculei este unghiulară când este privită din centrele atomilor. Unghiul de legătură HOH este de 105°, ceea ce este destul de aproape de valoarea teoretică de 109°.

Fig.6 sp 3 - hibridizarea atomilor de oxigen si azot in molecule a) H 2 O si b) NCl 3.

Dacă nu ar exista hibridizare („aliniere” Legături O-H), unghiul de legătură al lui HOH ar fi de 90° deoarece atomii de hidrogen ar fi atașați la doi orbitali p perpendiculari reciproc. În acest caz, lumea noastră ar arăta probabil complet diferit.

Teoria hibridizării explică geometria moleculei de amoniac. Ca urmare a hibridizării orbitalilor 2s și a trei 2p ai azotului, se formează patru orbitali hibrizi sp 3. Configurația moleculei este un tetraedru distorsionat, în care trei orbitali hibrizi participă la formarea unei legături chimice, dar al patrulea cu o pereche de electroni nu. Unghiurile dintre Legături N-H nu este egal cu 90° ca într-o piramidă, dar nici nu este egal cu 109,5°, corespunzător unui tetraedru.

Fig.7 sp 3 - hibridizare într-o moleculă de amoniac

Atunci când amoniacul interacționează cu un ion de hidrogen, ca urmare a interacțiunii donor-acceptor, se formează un ion de amoniu, a cărui configurație este un tetraedru.

Hibridizarea explică și diferența de unghi între Conexiuni O-Hîn molecula de apă din colț. Ca urmare a hibridizării celor 2s și trei orbitali 2p ai oxigenului, se formează patru orbitali hibrizi sp 3, dintre care doar doi sunt implicați în formarea unei legături chimice, ceea ce duce la o distorsiune a unghiului corespunzător tetraedrului. .

Fig.8 hibridizarea sp 3 într-o moleculă de apă

Hibridizarea poate implica nu numai orbitalii s și p, ci și orbitalii d și f.

Cu hibridizarea sp 3 d 2 se formează 6 nori echivalenti. Se observă în compuși precum 4-, 4-. În acest caz, molecula are configurația unui octaedru:

Orez. 9 d 2 sp 3 -hibridare în ion 4-

Ideile despre hibridizare fac posibilă înțelegerea unor astfel de caracteristici structurale ale moleculelor care nu pot fi explicate în alt mod.

Hibridizarea orbitalilor atomici (AO) duce la o deplasare a norului de electroni în direcția formării de legături cu alți atomi. Ca urmare, suprafețele de suprapunere ale orbitalilor hibrizi se dovedesc a fi mai mari decât pentru orbitalii puri și puterea legăturii crește.

Auzim multe despre hibrizi. Filmele și cărțile vorbesc despre ele, iar știința le examinează și ea. În primele două surse, hibrizii sunt creaturi foarte periculoase. Ele pot aduce mult rău. Dar hibridizarea nu este întotdeauna un lucru rău. Destul de des este bine.

Un exemplu de hibridizare este fiecare persoană. Cu toții suntem hibrizi de doi oameni - tată și mamă. Astfel, fuziunea unui ovul cu un spermatozoid este, de asemenea, un fel de hibridizare. Acest mecanism este cel care permite evoluției să avanseze. În acest caz, hibridizarea are loc și cu semn negativ. sa luam in considerare acest fenomenîn general.

Ideea generală a hibridizării

Cu toate acestea, nu numai biologia include acest concept. Și introducerea să ia în considerare un exemplu cu hibrizii ca indivizi cu drepturi depline de neînțeles specii biologice. Mai mult, acest concept poate fi folosit și în alte științe. Și sensul acestui termen va fi ușor diferit. Dar, în același timp, există încă ceva în comun. Cuvântul „unire” este cel care unește totul valori posibile a acestui termen.

Unde există acest concept?

Termenul „hibridare” este folosit într-un număr de științe. Și din moment ce majoritatea disciplinelor existente în prezent se suprapun, putem vorbi în siguranță despre utilizarea fiecărui sens al acestui termen în orice știință, într-un fel sau altul legat de domeniile cercetării naturale. În același timp, acest termen este utilizat cel mai activ în:

1. Biologie. De aici vine conceptul de hibrid. Deși, ca întotdeauna, la trecerea de la știință la viata de zi cu zi a existat o oarecare denaturare a faptelor. Prin hibrid înțelegem un individ rezultat din încrucișarea altor două specii. Deși acest lucru nu se întâmplă întotdeauna.
2. Chimie. Acest concept înseamnă amestecarea mai multor orbitali - căi unice de mișcare a electronilor.
3. Biochimie. Conceptul cheie aici este hibridizarea ADN-ului.

După cum puteți vedea, al treilea punct se află la joncțiunea a două științe. Și aceasta este o practică absolut normală. Același termen poate forma un sens complet diferit la joncțiunea a două științe. Să aruncăm o privire mai atentă asupra conceptului de hibridizare în aceste științe.

Ce este un hibrid?

Un hibrid este o creatură care este creată prin procesul de hibridizare. Acest concept se referă la biologie. Hibrizii pot fi obținuți fie accidental, fie intenționat. În primul caz, acestea pot fi animale care sunt create în procesul de împerechere a două specii diferite de creaturi.

De exemplu, ei vorbesc despre pisici și câini care au copii care nu sunt niciunul dintre ei. Uneori hibrizii sunt creați intenționat. De exemplu, atunci când o cireșă este atașată de o caise, avem de-a face cu o hibridizare specială.

Hibridarea în biologie

Biologie - știință interesantă. Și conceptul de hibridizare nu este mai puțin fascinant. Acest termen se referă la combinația de material genetic din diferite celule într-una singură. Aceștia pot fi reprezentanți ai unei specii sau mai multor specii. În consecință, există o divizare în astfel de tipuri de hibridizare.

• Hibridarea intraspecifică. Acesta este momentul în care doi indivizi din aceeași specie creează un descendent. Un exemplu de hibridizare intraspecifică este oamenii. A fost obținut prin procesul de fuziune a celulelor germinale ale reprezentanților unei specii biologice.
• Hibridarea interspecifică. Acesta este momentul în care animalele similare, dar aparținând unor specii diferite, sunt încrucișate. De exemplu, un hibrid dintre un cal și o zebră.
• Hibridarea la distanță. Acesta este momentul în care reprezentanții cel puțin ai aceleiași specii se încrucișează, dar nu sunt uniți prin legături de familie.

Fiecare dintre aceste soiuri ajută nu numai la evoluție. De asemenea, oamenii de știință încearcă în mod activ să se încrucișeze tipuri diferite Creaturi vii. Funcționează cel mai bine cu plante. Există mai multe motive pentru aceasta:

• Număr diferit de cromozomi. Fiecare specie are nu numai un anumit număr de cromozomi, ci și un set al acestora. Toate acestea interferează cu reproducerea descendenților.
• Numai plantele hibride se pot reproduce. Și nu este întotdeauna cazul.
• Doar plantele pot fi poliploide. Pentru ca o planta sa se reproduca, trebuie sa devina poliploida. În cazul animalelor, aceasta este moarte sigură.
• Posibilitatea hibridizării vegetative. Este foarte simplu și mod convenabil creând hibrizi din mai multe plante.

Acestea sunt motivele pentru care încrucișarea a două plante este mult mai ușoară și mai eficientă. În cazul animalelor, este posibil să se realizeze posibilitatea de reproducere în viitor. Dar mai departe acest moment Opinia oficială în biologie este că animalele hibride își pierd capacitatea de a se reproduce, deoarece acești indivizi sunt instabili genetic. Prin urmare, nu se știe la ce poate duce reproducerea lor.

Tipuri de hibridizare în biologie

Biologia este o știință destul de largă în specializarea sa. Există două tipuri de hibridizare pe care le oferă:

1. Genetic. Acesta este momentul în care două celule sunt transformate într-una cu un set unic de cromozomi.
2. Biochimic. Un exemplu de acest tip este hibridizarea ADN-ului. Acesta este momentul în care acizii nucleici complementari se combină pentru a forma un singur ADN.

Poate fi împărțit la cantitate mare soiuri. Dar am făcut acest lucru în subsecțiunea anterioară. Astfel, hibridizarea la distanță și cea intraspecifică sunt componente ale primului tip. Și acolo clasificarea se extinde și mai mult.

Conceptul de hibridizare vegetativă

Hibridizarea vegetativă este un concept în biologie care înseamnă un tip de încrucișare a două plante în care o parte a unei specii prinde rădăcini pe alta. Adică, hibridizarea are loc datorită combinației a două părți diferite corp. Da, așa poți caracteriza o plantă. La urma urmei, el are și propriile sale organe, unite într-un întreg sistem. Prin urmare, dacă numiți o plantă organism, nu este nimic rău în asta.

Hibridizarea vegetativă are o serie de avantaje. Acest:

• Comoditate.
• Simplitate.
• Eficienţă.
• Practicitate.

Aceste avantaje fac ca acest tip de încrucișare să fie foarte popular printre grădinari. Există, de asemenea, hibridizarea somatică. Acesta este momentul în care nu celulele germinale sunt încrucișate, ci celulele somatice, sau mai degrabă, protoplastele lor. Aceasta metodaÎncrucișarea se efectuează atunci când este imposibil să se creeze un hibrid prin mijloace sexuale standard între mai multe plante.

Hibridarea în chimie

Dar acum ne vom retrage puțin de la biologie și vom vorbi despre o altă știință. Chimia are propriul concept, se numește „hibridarea orbitalilor atomici”. Acesta este un termen foarte complex, dar dacă înțelegeți puțină chimie, atunci nu este nimic complicat. Mai întâi trebuie să explicăm ce este un orbital.

Acesta este un fel de cale pe care se mișcă electronul. Am fost învățați asta la școală. Și dacă se întâmplă ca acești orbitali tipuri diferite amestecat, se obține un hibrid. Există trei tipuri de fenomene numite „hibridare orbitală”. Acestea sunt următoarele soiuri:

• hibridizare sp - unul s și celălalt p orbital;
• hibridizare sp 2 - unul s și doi orbitali p;
• Hibridarea sp 3 - sunt combinați unul s și trei orbitali p.

Acest subiect este destul de complex de studiat și trebuie luat în considerare în mod inseparabil de restul teoriei. Mai mult, conceptul de hibridizare orbitală se referă mai mult la sfârșitul acestui subiect, decât la început. La urma urmei, trebuie să studiezi însuși conceptul de orbitali, ce sunt aceștia și așa mai departe.

concluzii

Deci, am înțeles sensul conceptului de „hibridare”. Acest lucru se dovedește a fi destul de interesant. Pentru mulți, a fost o descoperire că chimia are și acest concept. Dar dacă astfel de oameni nu știau asta, atunci ce ar putea învăța? Și așa, există dezvoltare. Este important să nu încetați să vă antrenați erudiția, deoarece acest lucru vă va caracteriza cu siguranță pe partea bună.

Hibridizarenumit proces ipotetic de amestecare tipuri variate, ci orbitali ai unui atom dat care sunt apropiați ca energie cu apariția aceluiași număr de orbiti noi (hibrizi 1), identici ca energie și formă.

Hibridizarea orbitalilor atomici are loc în timpul formării legăturilor covalente.

Orbitalii hibrizi au forma unei figuri tridimensionale asimetrice opt, puternic alungite pe o parte a nucleului atomic: .

Această formă determină o suprapunere mai puternică a orbitalilor hibrizi cu orbitalii (puri sau hibridi) ai altor atomi decât în ​​cazul orbitalilor atomici puri și duce la formarea de legături covalente mai puternice. Prin urmare, energia cheltuită pentru hibridizarea orbitalilor atomici este mai mult decât compensată de eliberarea de energie datorită formării de legături covalente mai puternice care implică orbitalii hibrizi. Numele orbitalilor hibrizi și tipul de hibridizare sunt determinate de numărul și tipul de orbitali atomici care participă la hibridizare, de exemplu: sp-, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d- sausp 3 d 2 -hibridizare.

Orientarea orbitalilor hibrizi și, prin urmare, geometria moleculei, depind de tipul de hibridizare. În practică, problema inversă este de obicei rezolvată: mai întâi se stabilește experimental geometria moleculei, după care se descrie tipul și forma orbitalilor hibrizi implicați în formarea acesteia.

sp -Hibridizare. Doi hibrizi sp- Ca urmare a respingerii reciproce, orbitalii sunt localizați în raport cu nucleul atomic în așa fel încât unghiul dintre ei să fie de 180° (Fig. 7).

Orez. 7. Amplasare reciprocă în spațiu de doi sp- orbitali hibrizi ai unui atom: A - suprafețe care acoperă regiuni ale spațiului în care probabilitatea ca un electron să fie prezent este de 90%; b - imagine condițională.

Ca rezultat al acestui aranjament al orbitalilor hibrizi, moleculele de compoziție AX 2, unde A este atomul central, au structura liniara, adică legăturile covalente ale tuturor celor trei atomi sunt situate pe aceeași linie dreaptă. De exemplu, într-o stare sp- hibridizare, sunt localizați orbitalii de valență ai atomului de beriliu din molecula BeCl 2 (Fig. 8). Configurație liniară datorită sp- Moleculele BeH 2, Be(CH 3) 2, ZnCl 2, CO 2, HC≡N și o serie de altele au, de asemenea, hibridizare a orbitalilor de valență ai atomilor.

Orez. 8. Moleculă liniară triatomică de clorură de beriliu BeC1 2 (în stare gazoasă): 1 - 3R- orbital atomului de CI; 2 - Două sp- orbitalii hibrizi ai atomului Be.

s R 2 -Hibridizare. Să luăm în considerare hibridizarea unuia s- si doi R- orbitali. În acest caz, ca urmare a unei combinații liniare a trei orbitali, apar trei orbitali hibrizi sR 2 -orbitali. Sunt situate în același plan la un unghi de 120° unul față de celălalt (Fig. 9). sR 2 - Hibridizarea este caracteristică multor compuși ai borului, care, așa cum se arată mai sus, în stare excitată are trei electroni nepereche: unul s- si doi R-electron. La suprapunere sR 2 -orbitalii unui atom de bor cu orbitalii altor atomi formeaza trei legaturi covalente, egale ca lungime si energie. Molecule în care orbitalii de valență ai atomului central sunt în stare sR 2 -hibridare, au configuratie triunghiulara. Unghiurile dintre legăturile covalente sunt de 120°. Capabil sR 2 -hibridarea sunt orbitalii de valență ai atomilor de bor din moleculele BF 3, BC1 3, atomii de carbon și azot din anionii CO 3 2 -, NO 3 -.

Orez. 9. Poziție reciprocă în spațiul de trei sR 2 -orbitali hibrizi.

s R 3 -Hibridizare. Substanțele în care atomul central conține patru sunt foarte răspândite. sR 3 -orbitali rezultaţi dintr-o combinaţie liniară a unuia s- si trei R-orbitali. Acești orbitali sunt situati la un unghi de 109˚28′ unul față de celălalt și sunt îndreptați către vârfurile tetraedrului, în centrul căruia se află nucleul atomic(Fig. 10 a).

Formarea a patru legături covalente egale din cauza suprapunerii sR 3 -orbitalii cu orbitali ai altor atomi sunt tipici pentru atomii de carbon si alte elemente din grupa IVA; aceasta determină structura tetraedrică a moleculelor (CH 4, CC1 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, GeBr 4 etc.).

Orez. 10. Influența perechilor de electroni nelegatori asupra geometriei moleculelor:

A– metan (fără perechi de electroni nelegatori);

b– amoniac (o pereche de electroni nelegatori);

V– apă (două perechi neaderente).

Perechi de electroni singuri de orbital hibrid lei . În toate exemplele luate în considerare, orbitalii hibrizi au fost „populați” de electroni unici. Cu toate acestea, există adesea cazuri când un orbital hibrid este „ocupat” de o pereche de electroni. Acest lucru afectează geometria moleculelor. Deoarece o pereche de electroni nelegatori este afectată doar de nucleul atomului său, iar o pereche de electroni de legătură este afectată de două nuclee atomice, perechea de electroni nelegatori este mai aproape de nucleul atomic decât cel de legătură. Ca rezultat, perechea de electroni nelegatori respinge perechile de electroni de legătură mai mult decât se resping reciproc. Grafic, pentru claritate, forța mare de respingere care acționează între perechile de electroni nelegați și de legare poate fi reprezentată de orbitalul de electroni mai mare al perechii de nelegare. O pereche de electroni care nu se leagă se găsește, de exemplu, pe atomul de azot din molecula de amoniac (Fig. 10). b). Ca rezultat al interacțiunii cu perechile de electroni de legare, unghiurile de legătură H-N-H sunt reduse la 107,78° față de 109,5° caracteristice unui tetraedru obișnuit.

Perechile de electroni de legătură experimentează o repulsie și mai mare într-o moleculă de apă, unde atomul de oxigen are două perechi de electroni care nu se leagă. Ca rezultat, unghiul de legătură H-O-H într-o moleculă de apă este de 104,5° (Fig. 10). V).

Dacă o pereche de electroni nelegatori, ca urmare a formării unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor, se transformă într-una de legătură, atunci forțele de respingere dintre această legătură și alte legături covalente din moleculă sunt egalizate; Unghiurile dintre aceste legături sunt, de asemenea, aliniate. Acest lucru se întâmplă, de exemplu, în timpul formării cationului de amoniu:

Participarea la hibridizare d -orbitali. Dacă energia atomică d- orbitalii nu sunt foarte diferiți de energii s- Și R- orbitali, atunci ei pot participa la hibridizare. Cel mai comun tip de hibridizare care implică d- orbitalii este sR 3 d 2 - hibridizare, în urma căreia se formează șase orbiti hibrizi de formă și energie egale (Fig. 11). A), situate la un unghi de 90˚ unul față de celălalt și îndreptate spre vârfurile octaedrului, în centrul căruia se află nucleul atomic. Octaedrul (Fig. 11 b) – este un octaedru regulat: toate muchiile din el sunt de lungime egală, toate fețele sunt triunghiuri regulate.

Orez. unsprezece. sR 3 d 2 - Hibridizare

Mai putin comun sR 3 d- hibridizare pentru a forma cinci orbitali hibrizi (Fig. 12 A), îndreptată către vârfurile bipiramidei trigonale (Fig. 12 b). O bipiramidă trigonală este formată prin conectarea a două piramide isoscele cu o bază comună - un triunghi regulat. Tunsele îndrăznețe din fig. 12 b sunt prezentate muchii de lungime egală. Geometric și energetic sR 3 d- orbitalii hibrizi sunt inegale: trei orbitali „ecuatoriali” sunt îndreptați către vârfuri triunghi regulat, și două „axiale” - sus și jos perpendiculare pe planul acestui triunghi (Fig. 12 V). Unghiurile dintre orbitalii „ecuatoriali” sunt egale cu 120°, ca în sR 2 - hibridizare. Unghiul dintre orbitalele „axiale” și oricare dintre orbitalele „ecuatoriale” este de 90°. În consecință, legăturile covalente care se formează cu participarea orbitalilor „ecuatoriali” diferă ca lungime și energie de legăturile la formarea cărora participă orbitalii „axiali”. De exemplu, în molecula PC1 5, legăturile „axiale” au 214 pm lungime, iar legăturile „ecuatoriale” au 202 pm lungime.

Orez. 12. sR 3 d- Hibridizare

Astfel, considerând legăturile covalente ca urmare a suprapunerii orbitalilor atomici, este posibil să se explice geometria moleculelor și ionilor rezultați, care depinde de numărul și tipul de orbitali atomici implicați în formarea legăturilor. Conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici, este necesar să înțelegeți că hibridizarea este o tehnică convențională care vă permite să explicați în mod clar geometria unei molecule printr-o combinație de AO.

Hibridizare– alinierea (amestecarea) orbitalilor atomici ( sȘi R) cu formarea de noi orbitali atomici numiti orbitali hibrizi.

Orbital atomic este o funcție care descrie densitatea norului de electroni în fiecare punct din spațiu din jurul nucleului atomic. Un nor de electroni este o regiune a spațiului în care un electron poate fi detectat cu o mare probabilitate

Hibridarea sp

Apare atunci când se amestecă un orbital s și un orbital p. Se formează doi orbitali sp-atomi echivalenți, localizați liniar la un unghi de 180 de grade și direcționați în direcții diferite față de nucleul atomului central. Cei doi p-orbitali nehibrizi rămași sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și participă la formarea legăturilor π sau ocupă perechi singure de electroni.

Hibridarea Sp2

Hibridarea Sp2

Apare atunci când un orbital s și doi orbitali p se amestecă. Se formează trei orbitali hibrizi cu axe situate în același plan și direcționate către vârfurile triunghiului la un unghi de 120 de grade. Orbitalul p-atomic nehibrid este perpendicular pe plan și, de regulă, este implicat în formarea legăturilor π

Tabelul prezintă exemple de corespondență între cele mai comune tipuri de hibridizare și structura geometrică a moleculelor, în ipoteza că toți orbitalii hibrizi sunt implicați în formarea legăturilor chimice (nu există perechi de electroni singuri)

4. Legături electrovalente, covalente, donor-acceptor, hidrogen. Structura electronică a legăturilor σ și π. Principalele caracteristici ale unei legături covalente: energia de legătură, lungimea, unghiul de legătură, polaritatea, polarizabilitatea.

Dacă există o interacțiune electrostatică între doi atomi sau două grupuri de atomi care duce la o atracție puternică și formarea unei legături chimice, atunci o astfel de legătură se numește electrovalent sau heteropolar.

Legătură covalentă- o legătură chimică formată prin suprapunerea unei perechi de nori de electroni de valență. Norii de electroni care asigură comunicarea se numesc o pereche de electroni comună.

Legătura donor-acceptor este o legătură chimică între doi atomi sau un grup de atomi, realizată de o pereche singură de electroni a unui atom (donator) și un nivel liber al altui atom (acceptor). Această legătură diferă de o legătură covalentă prin originea legăturii electronice.

Legătură de hidrogen - acesta este un tip de interacțiune chimică a atomilor dintr-o moleculă, caracterizată prin faptul că un atom de hidrogen, deja legat covalent de alți atomi, joacă un rol semnificativ în el

Legătura σ este prima și mai puternică legătură care se formează atunci când norii de electroni se suprapun în direcția liniei drepte care leagă centrele atomilor.

Legăturile σ sunt legături covalente obișnuite între atomii de carbon și atomii de hidrogen. Moleculele de atomi de carbon saturați conțin doar legături σ.

Legătura π este o legătură mai slabă care se formează atunci când planurile electronice ale atomilor nucleari se suprapun

Electronii de legătură π și σ își pierd afilierea cu un anumit atom.

Caracteristicile legăturilor σ și π: 1) rotația atomilor de carbon dintr-o moleculă este posibilă dacă aceștia sunt legați printr-o legătură σ; 2) apariția unei legături π privează atomul de carbon din moleculă de rotație liberă.

Lungimea linkului - este distanța dintre centrele atomilor legați.

Unghiul de legătură- este unghiul dintre două legături care au un atom comun.

Energie de comunicare- energie eliberată în timpul formării unei substanțe chimice. conexiunea și puterea ei caracterizată

Polaritate comunicarea se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare. Polarizabilitate legarea este exprimată în deplasarea electronilor de legare sub influența unui câmp electric extern, inclusiv a unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

5. Legatura ionica (electrovalenta) - o legătură chimică foarte puternică formată între atomi cu o diferență mare de electronegativitate, în care perechea de electroni partajată merge preferabil către atomul cu electronegativitate mai mare. Legătura covalentă - apare din cauza partajării unei perechi de electroni printr-un mecanism de schimb, atunci când fiecare dintre atomii care interacționează furnizează un electron. Legătura donor-acceptor (legătură de coordonare) o legătură chimică între doi atomi sau un grup de atomi, realizată datorită unei perechi de electroni singure a unui atom (donator) și a unui orbital liber al altui atom (acceptor). exemplu NH4 Pentru hidrogen pentru a avea loc legături, este important ca în moleculele substanței să existe atomi de hidrogen legați de atomi mici, dar electronegativi, de exemplu: O, N, F. Acest lucru creează o sarcină pozitivă parțială vizibilă asupra atomilor de hidrogen. Pe de altă parte, este important ca atomii electronegativi să aibă perechi singure de electroni. Când un atom de hidrogen epuizat de electroni al unei molecule (acceptor) interacționează cu o pereche de electroni singuratică de pe atomul N, O sau F al altei molecule (donator), se formează o legătură similară unei legături covalente polare. Când se formează o legătură covalentă în molecule de compuși organici, perechea de electroni partajată ocupă orbitali moleculari de legătură care au energie mai mică. În funcție de forma MO – σ-MO sau π-MO – legăturile formate sunt clasificate ca tip σ sau p. σ-Bond este o legătură covalentă formată prin suprapunerea s-, p- și AO hibride de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor legați (adică prin suprapunerea axială a AO). Legătura π este o legătură covalentă care apare atunci când p-AO nehibrizi se suprapun lateral. Această suprapunere are loc în afara liniei drepte care leagă nucleele atomilor.
Legăturile π apar între atomi deja legați printr-o legătură σ (se formează legături covalente duble și triple). Legătura π este mai slabă decât legătura σ datorită suprapunerii mai puțin complete a p-AO. Diferitele structuri ale orbitalilor σ- și π-moleculari determină caracteristici legături σ- și π. Legătura 1.σ este mai puternică decât legătura π. Acest lucru se datorează suprapunerii axiale mai eficiente a AO în timpul formării σ-MO și prezenței electronilor σ între nuclee. 2. Prin legături σ, este posibilă rotația intramoleculară a atomilor, deoarece forma σ-MO permite o astfel de rotație fără a rupe legătura (vezi animația. Imaginea de mai jos)). Rotația de-a lungul unei legături duble (σ + π) este imposibilă fără a rupe legătura π! 3. Electronii de pe π-MO, fiind în afara spațiului internuclear, au o mobilitate mai mare în comparație cu electronii σ. Prin urmare, polarizabilitatea legăturii π este mult mai mare decât cea a legăturii σ.

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină substanța chimică și proprietăți fizice conexiuni.

Direcția conexiunii este determinată de structura moleculară a substanței și de forma geometrică a moleculei sale. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Numărul de legături formate de un atom este limitat de numărul orbitalilor atomici exteriori.

Polaritatea legăturii se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare (nepolare - o moleculă diatomică este formată din atomi identici (H 2, Cl 2, N 2) și norii de electroni ai fiecărui atom sunt distribuiți simetric față de acești atomi. ; polar - o moleculă diatomică este formată din atomi ai diferitelor elemente chimice, iar norul de electroni general se deplasează către unul dintre atomi, formând astfel o asimetrie în distribuția sarcinii electrice în moleculă, generând un moment dipol al moleculei).

Polarizabilitatea unei legături este exprimată în deplasarea electronilor de legătură sub influența unui câmp electric extern, inclusiv cel al unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

6.Nomenclatura este un sistem de reguli care vă permite să dați un nume clar fiecărei conexiuni individuale. Pentru medicină, cunoașterea regulilor generale de nomenclatură este deosebit de importantă, deoarece în conformitate cu acestea sunt construite numele a numeroase medicamente. În prezent este general acceptat Nomenclatura sistematică IUPAC(IUPAC - Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată)*.

Cu toate acestea, ele sunt încă conservate și utilizate pe scară largă (în special în medicină) banal nume (obișnuite) și semi-triviale folosite chiar înainte ca structura substanței să fie cunoscută. Aceste denumiri pot reflecta surse naturale și metode de producție, în special proprietăți și aplicații notabile. De exemplu, lactoza (zahărul din lapte) este izolată din lapte (din lat. lactum- lapte), acid palmitic - din ulei de palmier, acidul piruvic este obtinut prin piroliza acidului de struguri, denumirea de glicerina o reflecta gust dulce(din greaca glikys- dulce).

Compușii naturali au adesea denumiri banale - aminoacizi, carbohidrați, alcaloizi, steroizi. Utilizarea unor nume triviale și semi-triviale stabilite este permisă de regulile IUPAC. Astfel de denumiri includ, de exemplu, „glicerol” și numele multor hidrocarburi aromatice binecunoscute și derivații acestora.

Nomenclatura rațională a hidrocarburilor saturate

Spre deosebire de denumirile banale, acestea se bazează pe structura moleculelor. Denumirile structurilor complexe sunt alcătuite din denumirile blocurilor acelor radicali asociate cu cea mai importantă unitate principală a moleculei.Conform acestei nomenclaturi, alcanii sunt considerați derivați ai metanului în care atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu cei corespunzători. radicali. Alegerea carbonului metan este arbitrară, astfel încât un compus poate avea mai multe denumiri.Conform acestei nomenclaturi, alchenele sunt considerate derivați ai etilenei și alchine-acetilenei.

7. Omologia compușilor organicisau legea omologilor- constă în faptul că substanțele cu aceeași funcție chimică și aceeași structură diferă unele de altele De compoziția lor atomică numai pe nCH 2, se dovedesc a fi consolidate în toate celelalte compoziții chimice ale lor. caracterul, iar diferența în proprietățile lor fizice crește sau în general se modifică corect pe măsură ce diferența de compoziție crește, determinată de numărul n de grupe CH 2. Astfel de substanțe chimice. compuși similari formează așa-numitele. o serie omoloagă, a cărei compoziție atomică a tuturor membrilor poate fi exprimată printr-o formulă generală în funcție de compoziția primului membru al seriei și de numărul de atomi de carbon; substanțe organice cu același nume, cum ar fi numai alcanii.

Izomerii sunt compuși care au aceeași compoziție, dar structură și proprietăți diferite.

8.Nucleul deȘilinie și electrofȘireacții personaleents. Reactivii implicați în reacțiile de substituție sunt împărțiți în nucleofili și electrofili. Reactivii nucleofili, sau nucleofilii, furnizează perechea lor de electroni pentru formarea unei noi legături și înlocuiesc grupul de plecare (X) din molecula RX cu perechea de electroni care a format legătura veche, de exemplu:

(unde R este un radical organic).

Nucleofilii includ ioni încărcați negativ (Hal -, OH -, CN -, NO 2 -, OR -, RS -, NH 2 -, RCOO - etc.), molecule neutre cu o pereche de electroni liberă (de exemplu, H 2 O, NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH) și organometalice. Compuși R - Me cu o legătură C - Me + suficient polarizată, adică capabili să fie donatori de carbanioni R. Reacțiile care implică nucleofili (substituție nucleofilă) sunt caracteristice în principal compușilor alifatici, de exemplu hidroliza (OH -, H 2 O), alcooliză (RO -, ROH), acidoliza (RCOO -, RCOOH), aminarea (NH - 2, NH 3 ). , RNH 2 etc.), cianurare (CN -), etc.

Reactivii electrofili sau electrofilii, atunci când formează o nouă legătură, servesc ca acceptori ai unei perechi de electroni și înlocuiesc gruparea părăsitoare sub forma unei particule încărcate pozitiv. Electrofilele includ ioni încărcați pozitiv (de exemplu, H +, NO 2 +), molecule neutre cu deficiență de electroni, de exemplu SO 3 și molecule foarte polarizate (CH 3 COO - Br +, etc.), iar polarizarea este realizată în mod deosebit eficient. prin complexare cu coeficienți Lewis (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, unde A = A1C1 3, SbCl 5, BF 3 etc.). Reacțiile care implică electrofili (substituție electrofilă) includ cele mai importante reacții ale hidrocarburilor aromatice (de exemplu, nitrarea, halogenarea, sulfonarea, reacția Friedel-Crafts):

(E + = Hal +, NO + 2, RCO +, R + etc.)

În anumite sisteme, reacțiile care implică nucleofili se desfășoară în seria aromatică, iar reacțiile care implică electrofili - în seria alifatică (cel mai adesea în seria compușilor organometalici).

53. interacțiunea compușilor oxo cu compuși organometalici (cetonă sau aldehidă plus organometalici)

Reacțiile sunt utilizate pe scară largă pentru a produce alcooli.Când se adaugă un reactiv Grignard (R-MgX) la formaldehidă, se formează un alcool primar, aldehidele secundare sunt formate de alte aldehide, iar alcoolii trițiari sunt formați din cetone.

Hibridizarea SA- aceasta este alinierea AO-urilor de valență în formă și energie în timpul formării unei legături chimice.

1. Numai acele AO ale căror energii sunt suficient de apropiate (de exemplu, orbitalii atomici 2s și 2p) pot participa la hibridizare.

2. AO vacante (libere), orbitalii cu electroni nepereche și perechile de electroni singuri pot participa la hibridizare.

3. Ca urmare a hibridizării apar noi orbitali hibrizi, care sunt orientați în spațiu în așa fel încât după ce se suprapun cu orbitalii altor atomi, perechile de electroni sunt cât mai îndepărtate. Această stare a moleculei corespunde energiei minime datorate respingerii maxime a electronilor încărcați similar.

4. Tipul de hibridizare (numărul de AO în curs de hibridizare) este determinat de numărul de atomi care „atacă” un anumit atom și de numărul de perechi de electroni singuri dintr-un atom dat.

Exemplu. BF 3. În momentul formării legăturii are loc o rearanjare a AO a atomului B, transformându-se într-o stare excitată: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Societățile pe acțiuni hibride sunt situate la un unghi de 120°. Molecula are o formă regulată triunghi(plat, triunghiular):

3. sp 3 -hibridare. Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii din grupa a 4-a ( de exemplu carbon, siliciu, germaniu) în molecule de tip EH 4, precum şi pentru atomul de C din diamant, molecule de alcan, pentru atomul de azot din molecula NH 3, NH 4 +, atomul de O din molecula de H 2 O etc.

Exemplul 1. CH 4. În momentul formării legăturii are loc o restructurare a AO al atomului de C, care intră în stare excitată: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Societățile pe acțiuni hibride sunt situate la un unghi de 109 aproximativ 28".

Exemplul 2. NH3 şi NH4+.

Structura electronică a atomului de N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO care conțin electroni nepereche și 1 AO care conține o pereche de electroni singur sunt supuse hibridizării. Datorită respingerii mai puternice a perechii de electroni singuri din perechile de electroni ale legăturilor s, unghiul de legătură în molecula de amoniac este de 107,3 ​​o (mai aproape de tetraedric decât direct).

Molecula are forma unei piramide trigonale:

Conceptul de hibridizare sp 3 face posibilă explicarea posibilității formării ionului de amoniu și echivalența legăturilor din acesta.

Exemplul 3. H2O.

Structura electronică a atomului de O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO care conțin electroni nepereche și 2 AO care conțin perechi de electroni singuri sunt supuse hibridizării. Unghiul de legătură într-o moleculă de apă este de 104,5 o (de asemenea, mai aproape de tetraedric decât drept).

Molecula are o formă unghiulară:

Conceptul de hibridizare sp 3 face posibilă explicarea posibilității formării unui ion oxoniu (hidronium) și a formării a 4 legături de hidrogen de către fiecare moleculă din structura gheții.

4. sp 3 d-hibridare.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor grupei 5 (începând cu P) în molecule de tip EC 5.

Exemplu. PCl 5 . Structura electronică a atomului de P din sol și stările excitate: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Forma moleculei - hexaedru (mai precis - bipiramida trigonala):

5. sp 3 d 2 -hibridare.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor grupei 6 (începând cu S) în molecule de tip EC 6.

Exemplu. SF 6. Structura electronică a atomului de S din sol și stările excitate: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Forma moleculei - octaedru :

6. hibridizare sp 3 d 3.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor din grupa 7 (începând cu Cl) în molecule de tip EC 7.

Exemplu. DACA 7. Structura electronică a atomului F din sol și stări excitate: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Forma moleculei - decaedru (mai precis - bipiramidă pentagonală):

7. hibridizare sp 3 d 4.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor din grupa 8 (cu excepția He și Ne) în moleculele de tip EC8.

Exemplu. XeF 8. Structura electronică a atomului Xe din sol și stările excitate: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Forma moleculei - dodecaedru:

Pot exista și alte tipuri de hibridizare AO.