10.6: Гибридизация атомных орбиталей I

Математическое выражение, известное как волновая функция, ψ, содержит информацию о каждом орбитальном и волноподобных свойствах электронов в изолированном атоме. Когда атомы связываются в молекуле, волновые функции объединяются для создания новых математических описаний, имеющих разные формы. Этот процесс объединения волновых функций для атомных орбиталей называется гибридизацией и математически достигается линейной комбинацией атомных орбиталей. Новые орбитали, которые в результате называются гибридными орбиталями.

Понимание гибридизации атомных орбитальных

Для понимания гибридизации важны следующие идеи:

1. Гибридные орбитали не существуют в изолированных атомах. Они образуются только в ковалентно связанных атомах.
2. Гибридные орбит имеют формы и ориентации, которые очень отличаются от атомных орбит в изолированных атомах.
3. Набор гибридных орбиталей создается путем объединения атомных орбиталей. Количество гибридных орбиталей в наборе равно количеству атомных орбиталей, которые были объединены для создания набора.
4. Все орбитали в наборе гибридных орбиталей эквивалентны по форме и энергии.
5. Тип гибридных орбиталей, образующихся в связанном атоме, зависит от геометрии его пары электронов, как предсказывает теория VSEPR.
6. Гибридные орбитали перекрывают друг друга, образуя связи σ. Негибридные орбитали перекрывают друг друга, образуя связи π.

В следующих разделах мы обсудим общие типы гибридных орбиталей.

гибридизация sp

Атом бериллия в газообразной молекуле BeCl ₂ является примером центрального атома без неподеленных пар электронов в линейном расположении из трех атомов. В молекуле BeCl ₂ есть две области валентной электронной плотности, которые соответствуют двум ковалентным связям Be & ndash; Cl. Чтобы разместить эти два электронных домена, две из четырех валентных орбиталей атома Be смешиваются, образуя две гибридные орбитали. Этот процесс гибридизации включает смешивание валентных s орбиталей с одной из валентных p -орбиталей с получением двух эквивалентных гибридных орбиталей sp , ориентированных по линейная геометрия. Набор орбиталей sp похож по форме на исходную орбиталь p , но есть важное отличие. Количество объединенных атомных орбиталей всегда равно количеству образованных гибридных орбиталей. Орбиталь p - это одна орбиталь, на которой может находиться до двух электронов. Набор sp - это две эквивалентные орбитали с точкой 180 & deg; друг от друга. Два электрона, которые первоначально находились на s орбитали, теперь распределяются по двум sp орбиталям, которые заполнены наполовину. В газообразном BeCl ₂ эти наполовину заполненные гибридные орбитали будут перекрываться с орбиталями атомов хлора с образованием двух идентичных & sigma; связи.

Когда атомные орбитали гибридизируются, валентные электроны занимают вновь созданные орбитали. Атом be имел два валентных электрона, поэтому каждый из орбит sp получает один из этих электронов. Каждый из этих электронов спарен с непарным электроном на атоме хлора, когда гибридная орбитальная и орбитальная перехлеста хлора перекрываются при формировании связей be–CL.

Любой центральный атом, окруженный всего двумя областями валентной электронной плотности в молекуле, будет проявлять sp гибридизацию. Другие примеры включают атом ртути в линейной молекуле HgCl ₂ , атом цинка в Zn (CH ₃ ) ₂ , который содержит линейный C & ndash ; Zn & ndash; C расположение, и атомы углерода в HCCH и CO2.

гибридизация sp2

Валентные орбитали центрального атома, окруженные тремя областями плотности электронов, состоят из набора из трех гибридных орбиталей sp2 и одной негибридированной p орбитальной орбиты. Это расположение является результатом гибридизации sp2, смешивания одного с орбитальной и двух п орбит для получения трех одинаковых гибридных орбит, ориентированных в тригональной плоской геометрии.

Наблюдаемая структура молекулы борана, BH ₃ , предполагает sp ² гибридизацию бора в этом соединении. Молекула тригонально плоская, а атом бора участвует в трех связях с атомами водорода. Три валентных электрона атома бора на трех гибридных орбиталях sp ² перераспределяются, и каждый электрон бора соединяется с электроном водорода, когда образуются связи B & ndash; H.

Любой центральный атом, окруженный тремя областями электронной плотности, будет проявлять гибридизацию sp ² . Сюда входят молекулы с неподеленной парой на центральном атоме, такие как ClNO, или молекулы с двумя одинарными связями и двойной связью, соединенными с центральным атомом, как в формальдегиде, CH ₂ O и этене, H ₂ CCH ₂ .

sp³Гибридизация

Валентные орбитали атома, окруженные тетраэдральной компоновкой связных пар и одиночных пар, состоят из набора из четырёх гибридных орбиталей sp3. Гибриды являются результатом смешивания одного с орбитального и всех трех п орбит, которые производят четыре идентичных гибридных орбиталей sp3. Каждый из этих гибридных орбиталей указывает на другой угол тетраэдра.

Молекула метана, CH₄, состоит из атома углерода, окруженного четырьмя атомами водорода в углах тетраэдра. Атом углерода в метане демонстрирует гибридизацию sp3. Четыре валентных электрона атома углерода равномерно распределены в гибридных орбиталях, и каждый углерод-электрон парно с водородным электроном, когда образуется связь с-H.

В молекуле метана орбитальная точка 1s каждого из четырех атомов водорода перекрывается одним из четырех орбиталей sp3 атома углерода, образуя связь сигма (σ). Это приводит к образованию четырех прочных, эквивалентных ковалентных связей между атомом углерода и каждым атомом водорода для производства молекулы метана, CH₄.

Гибридная орбитальная модель sp3 также может содержать одинокие пары электронов. Например, атом азота в аммиаке окружен тремя связными парами и одиночной парой электронов, направленных на четыре угла тетраэдра. Атом азота является гибридным 3-битным с одной гибридной орбитой, занимаемой одинокой парой.

Молекулярная структура воды согласуется с тетраэдральным расположением двух одиночных пар и двух связных пар электронов. Таким образом, мы говорим, что атом кислорода является гибридным 3-м, два из гибридных орбита заняты одинокими парами и два связующими парами. Поскольку одинокие пары занимают больше пространства, чем связные пары, конструкции, содержащие одинокие пары, имеют слегка искаженные углы связи от идеального. Идеальные тетраэдрические структуры имеют углы 109.5°, но наблюдаемые углы в аммиаке (107.3°) и воде (104.5°) немного меньше. Другие примеры гибридизации sp3 включают CCl₄, PCl₃ и NCl₃.

Этот текст был адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 8.2: Гибридные атомные орбитали.

S-и p-орбитали, перекрывающиеся с образованием ковалентных связей, не могут образовывать различные молекулярные формы в модели ОЭПВО. Теория валентной связи помогает объяснить эту молекулярную геометрию через гибридизацию или смешивание атомных орбиталей. Некоторые атомные орбитали, участвующие в образовании связи, рекомбинируют, образуя новые орбитали, формы которых являются гибридом исходных.

Начальное количество атомных орбиталей и количество создаваемых гибридных орбиталей всегда одинаково. Фторид бериллия линейная молекула. Атом бериллия имеет два валентных электрона, находящихся на его 2s-орбитали в основном состоянии.

S-орбиталь смешивается с одной из пустых p-орбиталей с образованием орбиталей, которые содержат неспаренные электроны, доступные для образования связи. Это оставляет две негибридизированные p-орбитали и дает две гибридные sp-орбитали, названные в честь исходных атомных орбиталей. Гибридные орбитали имеют форму, отличную от составляющих их атомных орбиталей, причем одна их часть значительно больше другой.

Таким образом, плотность вероятности электронов значительно сконцентрирована в направленном лепестке, что приводит к более эффективному перекрытию с орбиталями других атомов. Для наглядности эти орбитали часто показаны без малых частей. Наполовину заполненные гибридные орбитали полностью перекрываются с орбиталями атомов фтора, образуя две идентичные ковалентные связи, которые также известны как сигма-связи.

Следовательно, фторид бериллия проявляет sp-гибридизацию, является линейным и имеет валентный угол 180 градусов. Плоская треугольная геометрия тригидрида бора может быть объяснена sp^2-гибридизацией. Бор имеет одну 2s и три 2p валентные орбитали и три валентных электрона.

Три из этих орбиталей, одна s и две p-орбитали, смешиваются, образуя набор из трех sp^2-орбиталей, каждая из которых содержит один неспаренный электрон, а одна 2p-орбиталь остается негибридизированной. Каждая из них перекрывается с 1s-орбиталью атома водорода, образуя три сигма-связи. Молекула с sp^2-гибридизацией имеет плоскую треугольную геометрию с валентными углами 120 градусов.

sp^3 гибридные орбитали образуют тетраэдрическую форму молекулы метана. Атом углерода имеет четыре валентных электрона. Смешивание 2s и трех 2p-орбиталей создает четыре эквивалентных sp^3 гибридных орбитали, каждая из которых может удерживать один неспаренный электрон.

Гибридные орбитали, полученные в результате sp^3 гибридизации, перекрываются с 1s-орбиталями атомов водорода, образуя молекулу метана, имеющую тетраэдрическую геометрию и валентные углы 109, 5 градусов.