Електронна конфігурація основного стану атома вуглецю l s 2 2s 2 2p 2:

Можна було б очікувати, що такий атом вуглецю утворюватиме з двома атомами водню з'єднання СН 2 . Але в метані вуглець пов'язаний із чотирма атомами водню. Для того щоб уявити утворення молекули СН 4 необхідно звернутися до його збудженого електронного стану.

Тепер можна очікувати, що атом вуглецю утворює чотири зв'язки з атомами водню, але ці зв'язки нерівноцінні: три зв'язки утворені з використанням р-орбіталей, одна - з використанням s-орбіталі. Це суперечить відомому факту: всі зв'язки у метані еквівалентні.

Далі проводять гібридизацію орбіталей. Математично розраховані різні комбінації однієї s- і трьох р-орбіталей. Гібридні орбіталі з найбільшим ступенем спрямованості ("кращі" орбіталі) в результаті більшого перекриття дають зв'язки (1) міцніше , ніж негібридизовані s- або р-орбіталі. Чотири "найкращі" гібридні орбіталі (2) еквівалентні . Вони спрямовані до вершин правильного тетраедра, кут між двома орбіталями 109,5 о. Така геометрія забезпечує (3) мінімальне відштовхування між ними .

Завершимо картину побудови молекули метану: кожна з чотирьох sp 3 -орбіталей атома вуглецю перекривається з 1 s-орбіталлю атома водню. Утворюються чотири  -зв'язку.

Для максимального перекривання sp 3 -орбіталей вуглецю та 1 s-орбіталі водню чотири водневі атоми повинні лежати на осях sр 3 -орбіталей. Отже, кут між двома будь-якими зв'язками С-Н дорівнює 109,5 про.

Експериментальні дані підтверджують розрахунок: метан має тетраедричну структуру. Всі зв'язки вуглець-водень мають однакову довжину 10,9 10 -2 нм, кут між двома будь-якими зв'язками тетраедричний і дорівнює 109,5 про. Для розриву одного із зв'язків у метані потрібно 427·10 3 Дж/моль.

1.3. Будова етану

Побудова наступного гомолога низки алканів - етану H 3 C–CH 3 зробимо аналогічно. Як і у випадку з метаном , С–Н зв'язку виникають завдяки перекриванню sp 3 -орбіталей атома вуглецю з 1s-орбіталями атомів водню, зв'язок вуглець-вуглець утворюється в результаті перекриття двох sp 3 -орбіталей атомів вуглецю.

У молекулі етану міститься шість -зв'язків вуглець-водень та один -зв'язок вуглець-вуглець. -Зв'язки мають циліндричну симетрію  . Вісь симетрії електронної хмари -зв'язку – лінія, що з'єднує атоми. Електронну хмару вуглець-вуглецевого -зв'язку, що володіє циліндричною симетрією, можна зобразити таким чином:

1.4. Обертання навколо простий вуглець-вуглецевий зв'язок. Конформації

У молекулі етану поворот однієї метильної групи щодо іншої відбувається майже вільно.

	Різні розташування груп та атомів у просторі, що виникають в результаті повороту одного атома щодо іншого вздовж лінії зв'язку, що з'єднує ці атоми, називаютьсяконформаціями .
Заслонена конформація етану (I)		Загальмована конформація етану (II)

Проте обертання однієї метильної групи щодо іншої не зовсім вільне. Потенційна енергія молекули мінімальна для загальмованої конформації II, при обертанні метильної групи вона зростає і досягає максимуму для заслоненої конформації I. Надлишок енергії заслоненої конформації порівняно із загальмованою називають енергією торсійної напруги . Для молекули етану ця енергія дорівнює 13 10 3 Дж/моль (рис. 1.1).

Вважають, що надлишок енергії утворюється внаслідок відштовхування електронних хмар вуглець-водневих зв'язків у той момент, коли вони проходять повз один одного. Оскільки при кімнатній температурі енергія деяких зіткнень молекул може досягати 86 10 3 Дж/моль, то бар'єр 13 10 3 Дж/моль легко долається. Обертання в етані розглядають як вільне.

Рис. 1.1. Енергетичнийпрофільобертання групCH 3 в молекулі етану навколо зв'язку вуглець-вуглець

Конформації, що відповідають енергетичним мінімумам, називають конформаційними ізомерами чи конформерами . У складніших молекулах число конформерів може бути досить великим.

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДІЙНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більша за 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води — полярна, а молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 про 28′.

Насиченість - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки поділяють на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він більш рухливий, відповідно і молекула більш поляризується.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

Приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього рівня енергії атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають при роботі з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та один хімічний зв'язок H–H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш негативного атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В= А:В

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B= А:В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями від інших ковалентних зв'язків, утворених обмінним механізмом. Утворення ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малою кількістю електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінів, Наприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагідроксоалюмінату натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між у кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна оцінити приблизно за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцною.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

Приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним різницю між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий хімічний зв'язок

Металевий зв'язок - це зв'язок, який утворюють відносно вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії — це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно-негативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок. Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , у меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фтороводород HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - не менше -61 о С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 о С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

Метод валентних зв'язків (локалізованих електронних пар)передбачає, кожна пара атомів в молекулі утримується разом з допомогою однієї чи кількох загальних електронних пар. Тому хімічна зв'язок представляється двоелектронної та двоцентрової, тобто. локалізована між двома атомами. У структурних формулах сполук позначається рисочкою:

H-Cl, H-H, H-O-H

Розглянемо у світлі Методу ЗС, такі особливості зв'язку, як насичуваність, спрямованість і поляризацію.

Валентністьатома - визначається кількістю неспарених (валентних) електронів, здатних взяти участь в утворенні хімічного зв'язку. Валентність виражається невеликими цілими числами і дорівнює числу ковалентних зв'язків. Валентність елементів, що виявляється у ковалентних з'єднаннях, часто називають ковалентністю. Деякі атоми мають змінну валентність, наприклад вуглець в основному стані має 2 неспарені електрони і буде двох валют. При збудженні атома, можливо розпарити два інші спарених електрона і тоді атом вуглецю стане чотирьох валентен:

Порушення атома до нового валентного стану вимагає витрати енергії, яка компенсується енергією, що виділяється при утворенні зв'язків.

Спрямованість ковалентного зв'язку

Взаємне перекриття хмар може відбуватися різними способами, зважаючи на їх різну форму. Розрізняють σ-, π- та δ-зв'язку.

Сигма – зв'язкиутворюються при перекриванні хмар уздовж лінії, що проходить через ядра атомів. Пі - зв'язку виникають при перекриванні хмар по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів. Дельта – зв'язки здійснюються під час перекривання всіх чотирьох лопатей d – електронних хмар, розташованих у паралельних площинах.

σ– зв'язокможе виникнути при перекриванні вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів у наступних орбіталях: s— s -, s— р-, р– р-, d— d-орбіталей, а також d— s-, d— р- Орбіталей. σ– зв'язокмає властивості локалізованого двоцентрового зв'язку, яким він і є.

π– зв'язокможе утворюватися при перекриванні по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів наступних орбіталей: р—р-, р—d-, d—d-, f—p-, f—d- І f—f- Орбіталей.

Отже, s- елементи здатні до освіти тільки σ– зв'язку, р- Елементи - σ– та π– зв'язку, d- Елементи - σ–, π– та δ‑ зв'язку, а f- Елементи - σ– , π– , δ-зв'язку. При спільній освіті π– та σ– зв'язків виходить подвійний зв'язок. Якщо ж одночасно виникають дві π–і σ- зв'язок, то утворюється потрійний зв'язок. Кількість зв'язків, що виникли між атомами, називається кратністю зв'язку.

При утворенні зв'язку за допомогою s— орбіталей, зважаючи на їх сферичну форму, не виникає будь-якого переважного напрямку в просторі, для найбільш вигідного утворення ковалентних зв'язків. У разі ж р– орбіталей, електронна щільність розподілена нерівномірно, тому виникає певний напрямок, яким освіта ковалентного зв'язку найімовірніше.

Гібридизація атомних орбіталей

Розглянемо приклад. Припустимо, що чотири атоми водню з'єдналися з атомом вуглецю і утворилася молекула метану CH 4 .

Малюнок показує що відбувається, але не пояснює, як поводяться s— і р— орбіталі, утворюючи такі сполуки. Хоча р— орбіталь має дві частини, розгорнуті одне щодо одного, але може утворювати лише одне зв'язок. Через війну, можна припустити, що у молекулі метану один атом водню приєднується до 2 s— орбіталі вуглецю, решта – до 2 р- орбіталі. Тоді кожен атом водню буде знаходитися по відношенню до іншого під кутом 90°, але це не так. Електрони відштовхуються один від одного і розходяться на більшу відстань. Що ж насправді відбувається?

В результаті, всі орбіталі об'єднуються, перебудовуються і утворюють 4 еквівалентні гібридніорбіталі, спрямовані до вершин тетраедра. Кожна з гібридних орбіталей містить певний внесок 2 s— орбіталі та деякі вклади 2 р- Орбіталей. Оскільки 4 гібридні орбіталі утворені однією 2 s— і трьома 2 р— орбіталями, то такий спосіб гібридизації називають sp 3 -Гібридизацією.

sp 3 -гібридизація орбіталей у молекулі метану

Як видно з малюнка, конфігурація гібридних орбіталей дозволяє чотирьом атомам вроду утворити ковалентні зв'язки з атомом вуглецю, при цьому орбіталі розташовуються відносно один одного під кутом 109,5°.

Такий же тип гібридизації присутній у таких молекулах, як NH 3 , H 2 O. sp 3 -гібриднихорбіталей, в молекулі NH 3 знаходиться неподілена електронна пара, а три інші орбіталі використовуються для з'єднання з атомами водню. У молекулі H 2 O неподіленими електронними парами зайняті дві гібридні орбіталі атома кисню, а інші використовуються для зв'язування з атомами водню.

Число гібридних орбіталей визначається кількістю одинарних зв'язків, а також кількістю неподілених електронних пар у молекулі. Ці електрони перебувають у гібридних орбіталях. Коли відбувається перекриття негібридних орбіталей двох атомів, то утворюється кратна зв'язок. Наприклад, у молекулі етилену зв'язок реалізується так:

sp 2 -гібридизація атомів етилену

Плоске розташування трьох зв'язків навколо кожного атома вуглецю дає підставу припустити, що у цьому випадку реалізується sp 2 -гібридизація (гібридні орбіталі утворені однією 2 s— і двома 2 р- орбіталями ). При цьому одна 2 р- орбіталь залишається невикористаною (негібридною). Орбіталі розташовуватимуться відносно один одного під кутом 120°.

Таким чином, в молекулі ацетилену утворюється потрійний зв'язок. У цьому випадку відбувається sp-гібридизаціяатомів, тобто. гібридні орбіталі утворені однією 2 s— та однієї 2 р— орбіталями, а дві р- орбіталі є негібридними. Орбіталі розташовуються відносно один одного під кутом 180°

Нижче наведено приклади геометричного розташування гібридних орбіталей.

Набір атомних орбіталей	Набір гібридних орбіталей	Геометричне розташування гібридних орбіталей	Приклади
s,p	sp	Лінійне (кут 180 °)	Be(CH 3) 2 , HgCl 2 MgBr 2 , СаН 2 , F 2 , C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Плоске тригональне (кут 120 °)	BF 3 ,GaCl 3 , InBr 3 ,TeI 3 , C 2 H 4
s,p,p,p	sp 3	Тетраедричний (кут 109,5 °)	CH 4 , AsCl 4 - , TiCl 4 , SiCl 4 , GeF 4
s,p,p,d	sp 2 d	Плоскоквадратний (кут 90°)	Ni(CO) 4 , 2
s,p,p,p,d	sp 3d	Тригонально-біпірамдальне (кути 120 ° і 90 °)	PF 5, PCl 5, AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Октаедричний (кут 90°)	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Категорії

Модель атома вуглецю

Валентні електрони атома вуглецю розташовуються на одній 2s-орбіталі та двох 2р-орбіталях. 2р-орбіталі розташовані під кутом 90° один до одного, а 2s-орбіталь має сферичну симетрію. Таким чином, розташування атомних орбіталей вуглецю у просторі не пояснює виникнення в органічних сполуках валентних кутів 109,5°, 120° та 180°.

Щоб вирішити це протиріччя, було запроваджено поняття гібридизації атомних орбіталейДля розуміння природи трьох варіантів розташування зв'язків атома вуглецю знадобилися ставлення до трьох типах гібридизації.

Виникненням концепції гібридизації ми завдячуємо Лайнусу Полінгу, який багато зробив для розвитку теорії хімічного зв'язку.

Концепція гібридизації пояснює, як атом вуглецю видозмінює свої орбіталі при утворенні сполук. Нижче ми розглядатимемо цей процес трансформації орбіталей постадійно. При цьому треба мати на увазі, що розчленування процесу гібридизації на стадії або етапи є, насправді, не більш ніж уявний прийом, що дозволяє більш логічно і викласти концепцію. Проте висновки про просторову орієнтацію зв'язків вуглецевого атома, яких ми у результаті прийдемо, повністю відповідають реальному стану справ.

Електронна конфігурація атома вуглецю в основному та збудженому стані

На малюнку зліва показана електронна конфігурація атома вуглецю. Нас цікавить лише доля валентних електронів. В результаті першого кроку, який називають збудженнямабо промотуванням, один із двох 2s-електронів переміщається на вільну 2р-орбіталь. На другому етапі відбувається власне процес гібридизації, який дещо умовно можна уявити як змішання однієї s- і трьох р-орбіталей та утворення з них чотирьох нових однакових орбіталей, кожна з яких на одну чверть зберігає властивості s-орбіталі та на три чверті – властивості р-орбіталей. Ці нові орбіталі отримали назву sp 3 -гібридних. Тут надрядковий індекс 3 позначає не число електронів, що займають орбіталі, а кількість р-орбіталей, що взяли участь у гібридизації. Гібридні орбіталі спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого є атом вуглецю. На кожній sp 3 -гібридної орбіталі знаходиться по одному електрону. Ці електрони беруть участь на третьому етапі в утворенні зв'язків із чотирма атомами водню, утворюючи валентні кути 109,5°.

sp3 - гібридизація. Молекул метану.

Утворення плоских молекул із валентними кутами 120° показано на малюнку нижче. Тут, як і у випадку sp 3 -гібридизації, перший крок - збудження. На другому етапі в гібридизації беруть участь одна 2s-і дві 2р - орбіталі, утворюючи три sр 2 -гібриднихорбіталі, розташованих в одній площині під кутом 120 ° один до одного.

Освіта трьох sр2-гібридних орбіталей

Одна p-рорбіталь залишається негібридизованою і розташовується перпендикулярно площині sр 2 -гібридних орбіталей. Потім (третій крок) дві sр 2 -гібридні орбіталі двох вуглецевих атомів поєднують електрони, утворюючи ковалентний зв'язок. Такий зв'язок, що утворюється в результаті перекриття двох атомних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атома, називається σ-зв'язком.

Утворення сигма - і пі-зв'язків у молекулі етилену

Четвертий етап – утворення другого зв'язку між двома вуглецевими атомами. Зв'язок утворюється в результаті перекриття звернених один до одного країв негібридизованих 2р-орбіталей і називається π-зв'язком. Нова молекулярна орбіталь є сукупністю двох зайнятих електронами π-зв'язку областей - над і під σ-зв'язком. Обидва зв'язки (σ і π) разом становлять подвійний зв'язокміж атомами вуглецю І нарешті, останній, п'ятий крок - утворення зв'язків між атомами вуглецю і водню за допомогою електронів чотирьох sр 2 -гібридних орбіталей.

Подвійний зв'язок у молекулі етилену

Третій, останній тип гібридизації, показаний на прикладі найпростішої молекули, що містить потрійний зв'язок - молекули ацетилену. Перший крок – збудження атома, такий самий, як раніше. На другому етапі відбувається гібридизація однієї 2s- та однієї 2р-орбіталей з утворенням двох sр-гібриднихорбіталей, що розташовуються під кутом 180 °. І залишаються не зміненими дві 2р-орбіталі, необхідні для утворення двох π-зв'язків.

Освіта двох sр-гібридних орбіталей

Наступний крок - утворення σ-зв'язку між двома sр-гібридизованими вуглецевими атомами, потім утворюються два π-зв'язку. Один σ-зв'язок і два π-зв'язку між двома атомами вуглецю разом складають потрійний зв'язок. І, нарешті, утворюються зв'язку з двома атомами водню. Молекула ацетилену має лінійну будову, всі чотири атоми лежать на одній прямій.

Ми показали, яким чином три основні в органічній хімії типу геометрії молекул виникають внаслідок різних трансформацій атомних орбіталей вуглецю.

Можна запропонувати два способи визначення типу гібридизації різних атомів у молекулі.

Спосіб 1. Найбільш загальний спосіб, придатний будь-яких молекул. Заснований залежно від валентного кута від гібридизації:

а) валентні кути 109,5°, 107° та 105° свідчать про sр 3 -гібридизації;

б) валентний кут близько 120 ° -sр 2 -гібридизація;

в) валентний кут 180-sp-гібридизація.

Спосіб 2. Придатний більшість органічних молекул. Оскільки тип зв'язку (простий, подвійний, потрійний) пов'язаний з геометрією, можна за характером зв'язків даного атома визначити тип його гібридизації:

а) всі зв'язки прості - sр 3-гібридизація;

б) один подвійний зв'язок - sр 2 -гібридизація;

в) один потрійний зв'язок - sp-гібридизація.

Гібридизація — це уявна операція перетворення звичайних (енергетично найвигідніших) атомних орбіталей на нові орбіталі, геометрія яких відповідає експериментально визначеної геометрії молекул.

I. Вступ. Стереохімічні особливості атома вуглецю.

Стереохімія - частина хімії, присвячена вивченню просторової будови молекул та впливу цієї будови на фізичні та хімічні властивості речовини, на напрямок та швидкість їх реакцій. Об'єктами вивчення у стереохімії є головним чином органічні речовини. Просторова будова органічних сполук пов'язана насамперед із стереохімічними особливостями атома вуглецю. Ці особливості залежать своєю чергою від валентного стану (типу гібридизації).

В стані sp 3 -гібридизації атом вуглецю пов'язаний із чотирма заступниками. Якщо уявити атом вуглецю що знаходиться в центрі тетраедра, то заступники розташуються в кутах тетраедра. Прикладом може бути молекула метану, геометрія якої наведена нижче:

Якщо всі чотири заступники однакові (СH 4 , CCl 4), молекула являє собою правильний тетраедр з валентними кутами 109 про 28". Якщо з центральним вуглецевим атомом пов'язані неоднакові заступники, то валентні кути можуть на кілька градусів відхилятися від тетраедричних; зв'язків – тетраедр стає неправильним.

В стані sp 2 -гібридизації атом вуглецю пов'язаний з трьома замісниками, причому всі чотири атоми лежать в одній площині; валентні кути дорівнюють 120 о. Між двома сусідніми атомами вуглецю, які перебувають у стані sp 2 -гібридизації, встановлюється, як відомо, не тільки звичайна сигма -зв'язок (Коли максимум електронної щільності знаходиться точно на уявній лінії, що зв'язує ядра взаємодіючих атомів), але і другий зв'язок особливого типу. Ця так звана пі -зв'язок утворюється шляхом перекриття негібридизованих р-орбіталей.

Найбільше перекриття може бути досягнуто при паралельному розташуванні р-орбіталей: саме це положення є енергетично вигіднішим, його порушення вимагає витрати енергії на розрив пі-зв'язку. Тому вільне обертання навколо подвійного вуглецю-вуглецевого зв'язку відсутнє (важливим наслідком відсутності вільного обертання навколо подвійного зв'язку є наявність геометричних ізомерів; див. розділ II.2).

Для пі-зв'язку на лінії, що зв'язує ядра взаємодіючих атомів, електронна густина нульова; максимальна вона "над" та "під" площиною, в якій лежить зв'язок між ними. З цієї причини енергія пі-зв'язку менше, ніж сигма-зв'язку, і в більшості органічних реакцій для сполук, що мають у своєму складі як пі-, так і сигма-зв'язку, насамперед розриваються менш міцні пі-зв'язки.