В процессе определения геометрической формы химической частицы важно учитывать, что пары валентных электронов основного атома, включая и те, которые не образуют химической связи, находятся на большом расстоянии друг от друга в пространстве.
Особенности термина
Рассматривая вопрос, касающийся ковалентной химической связи, часто применяют какое понятие, как гибридизация атомных орбиталей. Этот термин связан с выравниванием формы и энергии. Гибридизация атомных орбиталей связана с квантово-химическим процессом перестройки. Орбитали в сравнении с исходными атомами имеют иное строение. Суть гибридизации заключается в том, что тот электрон, который располагается рядом с ядром связанного атома, определяется не конкретной атомной орбиталью, а их совокупностью с равным главным квантовым числом. В основном данный процесс касается высших, близких по энергии атомных орбиталей, имеющих электроны.
Специфика процесса
Типы гибридизации атомов в молекулах зависят от того, как происходит ориентация новых орбиталей. По типу гибридизации можно определить геометрию иона либо молекулы, предположить особенности химических свойств.
Типы гибридизации
Такой тип гибридизации, как sp, представляет собой линейную структуру, угол между связями составляет 180 градусов. Примером молекулы с подобным вариантом гибридизации является BeCl 2 .
Следующий тип гибридизации - sp 2 . Молекулы характеризуются треугольной формой, угол между связями составляет 120 градусов. Типичным примером такого варианта гибридизации является BCl 3 .
Тип гибридизации sp 3 предполагает тетраэдрическое строение молекулы, типичным примером вещества с данным вариантом гибридизации является молекула метана CH 4 . Валентный угол в таком случае составляет 109 градусов 28 минут.
В гибридизации принимают непосредственное участие не только парные электроны, но и неразделенные пары электронов.
Гибридизация в молекуле воды
К примеру, в молекуле воды между атомом кислорода и атомами водорода существуют две ковалентные полярные связи. Кроме того, сам атом кислорода обладает двумя парами внешних электронов, которые не принимают участия в создании химической связи. Эти 4 электронные пары в пространстве занимают определенное место вокруг кислородного атома. Так как все они обладают одинаковым зарядом, в пространстве они отталкиваются, электронные облака находятся друг от друга на существенном расстоянии. Тип гибридизации атомов в данном веществе предполагает изменение формы атомных орбиталей, происходит их вытягивание и выстраивание к вершинам тетраэдра. В результате молекула воды приобретает угловую форму, между связями кислород-водород валентный угол составляет 104,5 o .
Чтобы предсказать тип гибридизации, можно воспользоваться донорно-акцепторным механизмом образования химической связи. В результате осуществляется перекрытие свободных орбиталей элемента с меньшей электроотрицательность, а также орбиталей элемента с большей электрической отрицательностью, на которой находится пара электронов. В процессе составления электронной конфигурации атома учитывается их степень окисления.
Правила выявления вида гибридизации
Для того чтобы определить тип гибридизации углерода, можно использовать определённые правила:
- выявляют центральный атом, вычисляют количество σ-связей;
- ставят в частице степени окисления атомов;
- записывают электронную конфигурацию главного атома в требуемой степени окисления;
- составляют схему распределения по орбиталям валентных электронов, спаривая электроны;
- выделяют орбитали, которые принимают непосредственно участие в образовании связи, находят неспаренные электроны (при недостаточном для гибридизации количестве валентных орбиталей применяют орбитали следующего энергетического уровня).
Геометрия молекулы определяется типом гибридизации. На нее не влияет присутствие пи-связей. В случае дополнительного связывания возможно изменение валентного угла, причина состоит во взаимном отталкивании электронов, образующих кратную связь. Так, в молекуле оксида азота (4) при sp 2 -гибридизации происходит возрастание валентного угла со 120 градусов до 134 градусов.
Гибридизация в молекуле аммиака
Неразделенная пара электронов оказывает влияние на результирующий показатель дипольного момента всей молекулы. В аммиаке тетраэдрическое строение вместе с неразделенной парой электронов. Ионность связи азот-водород и азот-фтор имеют показатели 15 и 19 процентов, длины определены в 101 и 137 пм соответственно. Таким образом, в молекуле фторида азота должен быть больший дипольный момент, но результаты эксперимента свидетельствуют об обратном.
Гибридизация в органических соединениях
Для каждого класса углеводородов характерен свой тип гибридизации. Так, при образовании молекул класса алканов (предельных углеводородов) все четыре электрона атома углерода образуют гибридные орбитали. При их перекрывании образуется 4 гибридных облака, вытраиваемых к вершинам тетраэдра. Далее их вершины перекрываются с негибридными s-орбиталями водорода, образуя простую связь. Для насыщенных углеводородов характерна sp 3 -гибридизация.
У ненасыщенных алкенов (их типичным представителем является этилен) в гибридизации принимают участие только три электронных орбитали - s и 2 p, три гибридных орбитали образуют в пространстве форму треугольника. Негибридные p-орбитали перекрываются, создавая в молекуле кратную связь. Этот класс органических углеводородов характеризуется sp 2 -гибридным состоянием углеродного атома.
Алкины отличаются от предыдущего класса углеводородов тем, что в процессе гибридизации участвуют всего два вида орбиталей: s и p. Оставшиеся у каждого атома углерода два негибридных p-электрона перекрываются в двух направлениях, образуя две кратные связи. Данный класс углеводородов характеризуется sp-гибридным состоянием углеродного атома.
Заключение
Благодаря определению вида гибридизации в молекуле можно объяснить строение разных неорганических и органических веществ, предсказать возможные химические свойства конкретного вещества.
Чаще всего встречаются гибридизации sp, sp 2 , sp 3 и sp 3 d 2 . Каждому типу гибридизации соответствует определенное пространственное строение молекул вещества.
sp-Гибридизация . Этот тип гибридизации наблюдается при образовании атомом двух связей за счет электронов, находящихся на s-орбитали и на одной p-орбитали (одного и того же энергетического уровня). При этом образуются две гибридные q-орбитали, направленные в противоположные стороны под углом 180 º (рис. 22).
Рис. 22. Схема sp-гибридизации
При sp-гибридизации образуются линейные трехатомные молекулы типа АВ 2 , где А – центральный атом, у которого происходит гибридизация, а В – присоединенные атомы, у которых гибридизация не происходит. Такие молекулы образуются атомами бериллия, магния, а также атомами углерода в ацетилене (С 2 Н 2) и в углекислом газе (СО 2).
Пример 5. Объясните химическую связь в молекулах ВеН 2 и ВеF 2 и строение этих молекул.
Решение. Атомы бериллия в нормальном состоянии не образуют химических связей, т.к. не имеют неспаренных электронов (2s 2). В возбужденном состоянии (2s 1 2p 1) электроны находятся на разных орбиталях, поэтому при образовании связей происходит sp-гибридизация по схеме, приведенной на рис. 22. К двум гибридным орбиталям присоединяются два атома водорода или фтора, как показано на рис. 23.
1) 
2)
Рис. 23. Схема образования молекул ВеН 2 (1) и ВеF 2 (2)
Образующиеся молекулы – линейные, валентный угол 180º.
Пример 6. По экспериментальным данным молекула СО 2 – линейная, причём, обе связи углерода с кислородом одинаковы по длине (0,116 нм) и энергии (800 кДж/моль). Как объясняются эти данные?
Решение . Эти данные о молекуле диоксида углерода объясняет следующая модель ее образования.
Атом углерода образует связи в возбужденном состоянии, при котором он имеет четыре неспаренных электрона: 2s 1 2p 3 . При образовании связей происходит sp-гибридизация орбиталей. Гибридные орбитали направлены по прямой линии в противоположные стороны от ядра атома, а оставшиеся две чистые (негибридные) p-орбитали располагаются перпендикулярно друг к другу и к гибридным орбиталям. Все орбитали (гибридные и негибридные) содержат по одному неспаренному электрону.
Каждый атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона на двух взаимно перпендикулярных p-орбиталях, присоединяется к атому углерода s-связью и p-связью: s-связь образуется с участием гибридной орбитали углерода, а p-связь образуется перекрыванием чистых p-орбиталей атомов углерода и кислорода. Образование связей в молекуле СО 2 показано на рис. 24.
Рис. 24. Схема образования молекулы СО 2
Кратность связи, равная двум, объясняет большую прочность связи, а sp-гибридизация – линейное строение молекулы.
Смешивание одной s- и двух p-орбиталей называется sp 2 -гибридизацией . При этой гибридизации получаются три равноценные q-орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120º (рис. 25).
Рис. 25. Схема sp 2 -гибридизации
Образующиеся при этой гибридизации молекулы типа АВ 3 имеют форму плоского правильного треугольника с атомами А в центре и атомами В в его вершинах. Такая гибридизация происходит в атомах бора и других элементов третьей группы и в атомах углерода в молекуле С 2 Н 4 и в ионе СО 3 2- .
Пример 7. Объясните образование химических связей в молекуле ВН 3 и ее строение.
Решение. Экспериментальные исследования свидетельствуют о том, что в молекуле ВН 3 все три связи В–Н расположены в одной плоскости, углы между связями равны 120º. Это строение молекулы объясняется тем, что в атоме бора в возбужденном состоянии смешиваются валентные орбитали, заселённые неспаренными электронами (2s 1 2p 2) и он образует связи sp 2 -гибридными орбиталями. Схема молекулы ВН 3 приведена на рис. 26.
Рис. 26. Схема образования молекулы ВН 3
Если в гибридизации участвуют одна s- и три p-орбитали (sp 3 -гибридизация ), то в результате образуются четыре гибридные орбитали, направленне к вершинам тетраэдра, т.е. ориентированные под углами 109º28 ¢ (~109,5º) друг к другу. Образующиеся молекулы имеют тетраэдрическое строение. Гибридизацией этого типа объясняется строение предельных углеводородов, соединений углерода с галогенами, многих соединений кремния, катиона аммония NH 4 + и др. Классическим примером этой гибридизации является молекула метана CH 4 (рис. 27)
Рис. 27. Схема образования химических связей в молекуле СН 4
Если в гибридизации участвуют одна s-, три p- и две d-орбитали (sp 3 d 2 - гибридизация ), то возникают шесть гибридных орбиталей, напрвленных к вершинам октаэдра, т.е. ориентированных под углами 90º друг к другу. Образующиеся молекулы имеют октаэдрическое строение. Гибридизацией этого типа объясняется строение соединений серы, селена и теллура с галогенами, например SF 6 и SeF 6 , и многих комплексных ионов: 2– , 3– и т.д. На рис. 28 показано образование молекулы гексафторида серы.
Рис. 28. Схема молекулы SF 6
Химические связи с участием гибридных орбиталей отличаются большой прочностью. Если энергию s-связи, образованную «чистыми» s-орбиталями, принять за единицу, то энергия связи при sp-гибридизации будет равна 1,43, при sp 2 -гибридизации 1,99, при sp 3 -гибридизации 2,00, а при sp 3 d 2 -гибридизации 2,92. Увеличение прочности связей объясняется более полным перекрыванием гибридных орбиталей с негибридными при образовании химической связи.
Кроме рассмотренных типов гибридизации, в химических соединениях встречаются гибридизации sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3 , sp 3 d 3 и другие. При sp 2 d-гибридизации молекулы и ионы имеют квадратную форму, при sp 3 d-гибридизации – форму тригональной бипирамиды и при sp 3 d 3 -гибридизации – пентагональной бипирамиды. Другие типы гибридизации встречаются редко.
Пример 8. Приведены уравнения двух похожих реакций:
1) CF 4 + 2HF = H 2 CF 6 ; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6
Какая из них невозможна с точки зрения образования химических связей?
Решение. Для образования H 2 CF 6 необходима sp 3 d 2 -гибридизация, но в атоме углерода валентные электроны находятся на втором энергетическом уровне, на котором нет d-орбиталей. Поэтому первая реакция в принципе невозможна. Вторая реакция возможна, так как sp 3 d 2 -гибридизация у кремния возможна.
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.
Ковалентная связь наиболее распространена в мире органических веществ, она характеризуется насыщаемостью, поляризуемостью и направленностью в пространстве.
Насыщаемость ковалентной связи состоит в том, что число общих электронных пар, которые способен образовать тот или иной атом, ограничено. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав. Поэтому, например, существуют молекулы Н 2 , N 2 , СН 4 , но нет молекул Н 3 , N 4 , СН 5 .
Поляризуемость ковалентной связи заключается в способности молекул (и отдельных связей в них) изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля - поляризоваться.
В результате поляризации неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные - превратиться в еще более полярные вплоть до полного разрыва отдельных связей с образованием ионов:
Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что р-, d- и f-облака определенным образом ориентированы в пространстве. Направленность ковалентной связи влияет на форму молекул веществ, их размеры, межатомные расстояния, валентный угол, т. е. на геометрию молекул.
Более полное представление о форме молекул органических и неорганических веществ можно составить на основе гипотезы о гибридизации атомных орбиталей. Она была предложена Л. Полингом (США) для объяснения установленного с помощью физических методов исследования веществ факта равноценности всех химических связей и симметричного расположения их относительно центра молекул СН 4 , BF 3 , ВеСl 2 . В образовании σ-связей в каждом случае от центрального атома (С, В, Be) должны были участвовать электроны, находящиеся в разных состояниях (s и р), поэтому они не могли быть равноценными. Теория оказалась неспособной объяснить факты, возникло противоречие, которое было разрешено с помощью новой гипотезы. Это один из примеров, показывающих путь развития познания человеком окружающего мира, возможность все более глубокого проникновения в сущность явлений.
С гипотезой гибридизации атомных орбиталей вы знакомились в курсе органической химии на примере атома углерода. Напомним об этом еще раз.
При образовании молекулы метана СН 4 атом углерода из основного состояния переходит в возбужденное:
Внешний электронный слой возбужденного атома углерода содержит один s- и три неспаренных р-электрона, которые и образуют четыре σ-связи с четырьмя s-электронами атомов водорода. При этом следует ожидать, что три связи С--Н, образованные за счет спаривания трех р-электронов атома углерода с тремя s-электронами трех атомов водорода (s-р σ-связь), должны бы отличаться от четвертой(s-s) связи прочностью, длиной, направленностью. Изучение электронной плотности в молекулах метана показывает, что все связи в его молекуле равноценны и направлены к вершинам тетраэдра (рис. 10). Согласно гипотезе о гибридизации атомных орбиталей четыре ковалентные связи молекулы метана образуются с участием не «чистых» s- и р-облаков атома углерода, а с участием так называемых гибридных, т. е. усредненных, равноценных электронных облаков.
Рис. 10. Шаростержневая модель молекулы метана
Согласно этой модели, число гибридных атомных орбиталей равно числу исходных «чистых» орбиталей. Соответствующие гибридные облака выгоднее по геометрической форме, чем s- и р-облака, их электронная плотность распределена иначе, что обеспечивает более полное перекрывание с s-облаками атомов водорода, чем было бы у «чистых» s- и р-облаков.
В молекуле метана и в других алканах, а также во всех молекулах органических соединений по месту одинарной связи атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации, т. е. у атома углерода гибридизации подверглись одно s- и три р-атомные облака и образовались четыре одинаковые гибридные sp 3 -атомные орбитали облака.
В результате перекрывания соответствующих четырех гибридных sр 3 -облаков атома углерода с s-облаками четырех атомов водорода образуется тетраэдрическая молекула метана с четырьмя одинаковыми σ-связями, расположенными под углом 109°28" (рис. 11).
Рис. 11.
Схемы sр 3 -гибридизации валентных электронных облаков (а) и образования связей в молекуле метана (б)
Этот тип гибридизации атомов и, следовательно, тетраэдрическое строение будут характеризовать также молекулы соединений аналога углерода - кремния: SiH 4 , SiCl 4 .
При образовании молекул воды и аммиака также происходит sр 3 -гибридизация валентных атомных орбиталей атомов кислорода и азота. Однако если у атома углерода все четыре гибридные sр 3 -облака заняты общими электронными парами, то у атома азота одно sр 3 -облако занято неподеленной электронной парой, а у атома кислорода ими заняты уже два sр 3 -облака (рис. 12).
Рис. 12.
Формы молекул аммиака, воды и фтороводорода
Наличие неподеленных электронных пар приводит к уменьшению углов связей (табл. 8) по сравнению с тетраэдрическими (109°28").
Таблица 8
Взаимосвязь числа неподеленных электронных пар и угла связи в молекулах
sр 3 -Гибридизация наблюдается не только у атомов в сложных веществах, но и у атомов в простых веществах. Например, у атомов такой аллотропной модификации углерода, как алмаз.
В молекулах некоторых соединений бора имеет место sp 2 -гибридизация валентных атомных орбиталей атома бора.
У атома бора в возбужденном состоянии в гибридизации участвуют одна s- и две р-орбитали, в результате чего образуются три sp 2 -гибридные орбитали, оси соответствующих гибридных облаков расположены в плоскости под углом 120° друг к другу (рис. 13).
Рис. 13.
Схемы 8р 2 -гибридизации и расположения sр 2 -облаков в пространстве
Поэтому молекулы таких соединений, например BF3, имеют форму плоского треугольника (рис. 14).
Рис. 14.
Строение молекулы BF3
В органических соединениях, как вы знаете, sp 2 -гибридизация характерна для атомов углерода в молекулах алкенов по месту двойной связи, чем и объясняется плоскостное строение этих частей молекул, а также молекул диенов и аренов. sp 2 -Гибридизация наблюдается также у атомов углерода и в такой аллотропной модификации углерода, как графит.
В молекулах некоторых соединений бериллия наблюдается sр-гибридизация валентных орбиталей атома бериллия в возбужденном состоянии.
Два гибридных облака ориентируются друг относительно друга под углом 180° (рис. 15), и поэтому молекула хлорида бериллия ВеСl 2 имеет линейную форму.
Рис. 15.
Схемы sp-гибридизации и расположения sp-облаков в пространстве
Аналогичный тип гибридизации атомных орбиталей существует у атомов углерода в алкинах - углеводородах ряда ацетилена - по месту тройной связи.
Такая гибридизация орбиталей характерна для атомов углерода в еще одной его аллотропной модификации - карбине:
В таблице 9 приведены виды геометрических конфигураций молекул, соответствующие некоторым типам гибридизации орбиталей центрального атома А с учетом влияния числа свободных (несвязывающих) электронных пар.
Таблица 9
Геометрические конфигурации молекул, соответствующие различным типам гибридизации внешних электронных орбиталей центрального атома
Вопросы и задания к § 7
- В молекулах водородных соединений углерода, азота и кислорода, формулы которых СН 4 , NH 3 и Н 2 O, валентные орбитали центральных атомов неметаллов находятся в состоянии sр 3 -гибридизации, но валентные углы между связями разные - 109°28" 107°30" и 104°27" соответственно. Чем это можно объяснить?
- Почему графит электропроводен, а алмаз нет?
- Какую геометрическую форму будут иметь молекулы двух фторидов - бора и азота (BF 3 и NF 3 соответственно)? Дайте обоснованный ответ.
- Молекула фторида кремния SiF 4 имеет тетраэдрическое строение, а молекула хлорида брома ВСl 3 - форму треугольника - плоскостное. Почему?
Гибридизация атомных орбиталей
Американский ученый Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Согласно этой идее, если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (АО) (s-, p-, d- или f-АО), то в процессе образования химической связи происходит гибридизация АО. Т.е. из разных АО образуются одинаковые (эквивалентные) АО. У атома гибридизуются орбитали, которые имеют близкие значения энергий. Идея о гибридизации АО – это удобный и наглядный прием описания сложных процессов, происходящих при образовании химических соединений. Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 4.3).
Рис. 4.3. Атомная sp-гибридная орбиталь
В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра. При взаимодействии гибридной орбитали с АО другого атома происходит перекрывание в области максимальной электронной плотности, что приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.
Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешнем валентном уровне имеются один s- и один p-электроны, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp-гибридизация АО (рис. 4.4).
Рис. 4.4.
Схема sp-гибридизации
Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешней оболочке имеются один s- и два p-электрона, то помимо sp-гибридизации может происходить sp 2 -гибридизация АО этого атома (рис. 4.5).
Рис. 4.5.
Схема sp 2 -гибридизации
У атома, имеющего на внешней оболочке один s- и три р-электрона, при химическом взаимодействии помимо sp- и sp 2 -гибридизации, может происходит sp 3 -гибридизация этих АО (рис. 4.6).
Рис. 4.6.
Схема sp 3 -гибридизации
Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов (табл. 4.3).
Как видно из рис 4.4-4.6, гибридные облака в пространстве располагаются симметрично относительно друг друга, что уменьшает их взаимное отталкивание и соответственно понижает энергию молекул.
Таблица 4.3
Пространственная конфигурация некоторых соединений
4.1.4.2. Образование σ-, π- и δ-связей
В зависимости от направления перекрывания электронных облаков образуются s-, p- и δ-связи.
Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется s-связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании двух s-орбиталей (рис. 4.7), s- и p-орбиталей, p-орбиталей между собой, d-орбиталей, а также d- и s-орбиталей, d- и p-орбиталей, а также перекрыванием гибридных орбиталей с другими видами орбиталей и между собой. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.
| s-s | 
p-p
| 
p-s
|
| sp n -s | 
d-sp n
| 
sp n -sp n
|
Рис. 4.7. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей
Связь, образованная перекрыванием негибридных р- и d-АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании р-р-орбиталей, р-d – орбиталей, d- d-орбиталей (рис. 4.8), а также f-p-, f-d- и f-f-орбиталей.
Рис. 4.8. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей
Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (рис. 4.9).
Соответственно, s-элементы могут образовывать только σ-связи, p-элементы – σ- и π-связи, d-элементы σ-, π-, и δ-связи, а f-элементы – σ-, π-, δ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием АО прочность у π- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.
Рис. 4.9.
Направление перекрывания атомных d-орбиталей при образовании δ-связей
