| Único (σ) | Duplo (σ+π) | Triplo (σ + π + π) |
| С–С С–Н С–О H–Cl | C=O C=C O=O | С≡С С≡N N≡N |
Hibridação
Se um átomo está ligado a outros átomos pelas MESMAS LIGAÇÕES, mas os orbitais estão envolvidos na sua formação tipo diferente, então o método HIBRIDIZAÇÃO é usado.
Exemplo:A molécula de CH 4 tem a forma de um tetraedro regular, no qual todas as 4 ligações têm o mesmo comprimento, força e têm os mesmos ângulos entre si.
No entanto, o átomo de carbono tetravalente tem três orbitais p e um orbital s. Eles são diferentes em energia, forma e estão localizados de maneira diferente no espaço.
O conceito de HIBRIDIZAÇÃO é usado para explicar:
De quatro orbitais atômicos, 4 novos são formados,
híbrido orbitais que estão localizados no espaço À DISTÂNCIA MÁXIMA UM DO OUTRO. Este é um tetraedro regular, os ângulos entre as ligações são 109° 29'.
Como uma s e três p-shells participam da formação de quatro ligações, esse tipo de hibridização é denotado sp 3
Dependendo do número e tipo de orbitais que participam da hibridização, os seguintes tipos de hibridização são distinguidos:
1) hibridização sp. Existe um orbital s e um orbital p. A molécula tem uma estrutura linear, o ângulo de ligação é de 180 0 .
2) hibridização sp2. Um orbital s e dois orbitais p estão envolvidos. A molécula está localizada em um plano (as extremidades dos orbitais híbridos são direcionadas para os vértices de um triângulo equilátero), o ângulo de ligação é 120 0 .
3) hibridização sp3. Um orbital s e três orbitais p estão envolvidos. A molécula tem uma forma tetraédrica, o ângulo de ligação é 109,28 0 .
Como determinar o tipo de hibridização?
1. Os títulos Sigma e os LON-SHARE ION PAIRS estão envolvidos na hibridização.
2. O número total de orbitais participantes de ligações sigma + pares de elétrons = o número de orbitais híbridos e determina o tipo de hibridização.
Exercício: determinar o tipo de hibridização do átomo de carbono na molécula de fosgênio.
O=C-Cl
1) o carbono forma 2 ligações simples (estas são ligações sigma) e uma ligação dupla (sigma + pi) Todos os 4 elétrons do carbono participam da formação dessas ligações.
2) assim, TRÊS títulos SIGMA participarão da hibridização. isto sp2- hibridização, a molécula tem a forma triângulo plano. A ligação pi é perpendicular ao plano desse triângulo.
hibridização sp3
sp 3 -Hibridação - hibridização, em que os orbitais atômicos de um s- e três p-elétrons (Fig. 1).
Arroz. 1. Educação sp 3 orbitais híbridos
Quatro sp Os orbitais 3 híbridos são simetricamente orientados no espaço em um ângulo de 109°28" (Fig. 2).
Modelo de um átomo com sp 3-orbitais híbridos
A configuração espacial de uma molécula cujo átomo central é formado sp 3-orbitais híbridos - tetraedro
Configuração espacial tetraédrica de uma molécula cujo átomo central é formado sp 3-orbitais híbridos
carbono orbital do átomo de hibridização
Exemplos de compostos para os quais sp 3-hibridação: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , H 3 O + . Também, sp 3-hibridização é observada em todos os hidrocarbonetos saturados (alcanos, cicloalcanos) e outros compostos orgânicos: CH 4, C 5 H 12, C 6 H 14, C 8 H 18, etc. A fórmula geral dos alcanos é: C n H 2n +2. A fórmula geral dos cicloalcanos é: C n H 2n. Em hidrocarbonetos saturados, todas as ligações químicas são simples, portanto, entre os orbitais híbridos desses compostos, apenas no-sobreposição.
Forma uma ligação química, ou seja, apenas elétrons desemparelhados podem criar um par de elétrons comum com um elétron “estranho” de outro átomo. Ao escrever fórmulas eletrônicas, os elétrons desemparelhados são localizados um a um na célula orbital.
orbital atômicoé uma função que descreve a densidade da nuvem de elétrons em cada ponto no espaço ao redor do núcleo de um átomo. Uma nuvem de elétrons é uma região do espaço na qual um elétron pode ser encontrado com alta probabilidade.
Para harmonizar a estrutura eletrônica do átomo de carbono e a valência desse elemento, são utilizados os conceitos de excitação do átomo de carbono. No estado normal (não excitado), o átomo de carbono tem dois desemparelhados 2 R 2 elétrons. Em um estado excitado (quando a energia é absorvida) um de 2 s 2-elétrons podem passar para livre R-orbital. Em seguida, quatro elétrons desemparelhados aparecem no átomo de carbono:
Lembre-se que na fórmula eletrônica de um átomo (por exemplo, para carbono 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) grandes números na frente das letras - 1, 2 - indicam o número do nível de energia. Cartas s e R indicam a forma da nuvem de elétrons (orbitais), e os números à direita acima das letras indicam o número de elétrons em um determinado orbital. Tudo s- orbitais esféricos
No segundo nível de energia, exceto 2 s-há três orbitais 2 R-orbitais. Esses 2 R-orbitais têm uma forma elipsoidal, semelhante aos halteres, e são orientados no espaço em um ângulo de 90 ° entre si. 2 R-Orbitais denotam 2 R X , 2R y e 2 R z de acordo com os eixos ao longo dos quais esses orbitais estão localizados.
Forma e orientação dos orbitais do elétron p
Quando as ligações químicas são formadas, os orbitais de elétrons adquirem a mesma forma. Assim, em hidrocarbonetos saturados, um s-orbital e três R-orbitais de um átomo de carbono para formar quatro idênticos (híbridos) sp 3-orbitais:
Isto - sp 3 - hibridização.
Hibridação- alinhamento (mistura) de orbitais atômicos ( s e R) com a formação de novos orbitais atômicos, chamados orbitais híbridos.
Quatro sp 3 -orbitais híbridos do átomo de carbono
Os orbitais híbridos têm uma forma assimétrica, alongada em direção ao átomo ligado. Nuvens de elétrons se repelem e estão localizadas no espaço o mais longe possível umas das outras. Ao mesmo tempo, os eixos de quatro sp 3-orbitais híbridos acabam por ser direcionados para os vértices do tetraedro (pirâmide triangular regular).
Assim, os ângulos entre esses orbitais são tetraédricos, iguais a 109 ° 28".
Os topos dos orbitais de elétrons podem se sobrepor aos orbitais de outros átomos. Se as nuvens de elétrons se sobrepõem ao longo de uma linha conectando os centros dos átomos, essa ligação covalente é chamada de sigma() - ligação. Por exemplo, em uma molécula de C 2 H 6 etano, uma ligação química é formada entre dois átomos de carbono pela sobreposição de dois orbitais híbridos. Esta é uma conexão. Além disso, cada um dos átomos de carbono com seus três sp 3-orbitais se sobrepõem com s-orbitais de três átomos de hidrogênio, formando três -ligações.
Esquema de nuvens de elétrons sobrepostas na molécula de etano
No total, três estados de valência com diferentes tipos de hibridização são possíveis para um átomo de carbono. Exceto sp 3-hibridação existe sp 2 - e sp-hibridação.
sp 2 -Hibridação- misturando um s- e dois R-orbitais. Como resultado, três híbridos sp 2 - orbitais. Esses sp 2 -orbitais estão localizados no mesmo plano (com eixos X, no) e são direcionados para os vértices do triângulo com um ângulo entre os orbitais de 120°. não hibridizado R-orbital é perpendicular ao plano dos três híbridos sp 2 orbitais (orientados ao longo do eixo z). Metade superior R-orbitais estão acima do plano, a metade inferior está abaixo do plano.
Tipo de sp A 2-hibridação do carbono ocorre em compostos com dupla ligação: C=C, C=O, C=N. Além disso, apenas uma das ligações entre dois átomos (por exemplo, C=C) pode ser uma ligação. (Os outros orbitais de ligação do átomo são direcionados para lados opostos.) A segunda ligação é formada como resultado da sobreposição de não híbridos R-orbitais em ambos os lados da linha que liga os núcleos dos átomos.
Orbitais (três sp 2 e um p) átomo de carbono em sp 2 - hibridização
Ligação covalente formada por sobreposição lateral R-orbitais de átomos de carbono vizinhos é chamado pi()-ligação.
Educação - comunicações
Devido à menor sobreposição de orbitais, a ligação - é menos forte que a ligação -.
sp-Hibridação- isso é misturar (alinhamento em forma e energia) de um s- e um R-orbitais com a formação de dois híbridos sp-orbitais. sp- Os orbitais estão localizados na mesma linha (em um ângulo de 180 °) e direcionados em direções opostas do núcleo do átomo de carbono. Dois R-orbitais permanecem sem hibridização. Eles estão localizados mutuamente perpendiculares às direções das ligações. Na imagem sp-orbitais são mostrados ao longo do eixo y, e os dois não hibridizados R-orbitais- ao longo dos eixos X e z.
Orbitais atômicos (dois sp e dois p) de carbono no estado de hibridização sp
A ligação tripla carbono-carbono CC consiste em uma ligação que ocorre quando se sobrepõem sp-orbitais híbridos e duas -ligações.
A estrutura eletrônica do átomo de carbono
O carbono, que faz parte dos compostos orgânicos, apresenta uma valência constante. O último nível de energia do átomo de carbono contém 4 elétrons, dois dos quais ocupam o orbital 2s, que tem formato esférico, e dois elétrons ocupam os orbitais 2p, que têm formato de haltere. Quando excitado, um elétron do orbital 2s pode ir para um dos orbitais 2p vagos. Esta transição requer alguns custos de energia (403 kJ/mol). Como resultado, o átomo de carbono excitado possui 4 elétrons desemparelhados e sua configuração eletrônica é expressa pela fórmula 2s1 2p3 .
Um átomo de carbono excitado é capaz de formar 4 ligações covalentes devido a 4 de seus próprios elétrons desemparelhados e 4 elétrons de outros átomos. Assim, no caso do hidrocarboneto metano (CH4), o átomo de carbono forma 4 ligações com os elétrons s dos átomos de hidrogênio. Neste caso, 1 ligação deve ser formada digite s-s(entre o elétron s de um átomo de carbono e o elétron s de um átomo de hidrogênio) e 3 ligações p-s (entre 3 elétrons p de um átomo de carbono e 3 elétrons s de 3 átomos de hidrogênio). Isso leva à conclusão de que as quatro ligações covalentes formadas pelo átomo de carbono não são equivalentes. No entanto, a experiência prática da química indica que todas as 4 ligações na molécula de metano são absolutamente equivalentes, e a molécula de metano tem uma estrutura tetraédrica com ângulos de valência de 109°, o que não poderia ser o caso se as ligações não fossem equivalentes. Afinal, apenas os orbitais dos elétrons p estão orientados no espaço ao longo dos eixos x, y, z mutuamente perpendiculares, e o orbital de um elétron s tem uma forma esférica, então a direção de formação de uma ligação com esse elétron seria arbitrário. A teoria da hibridização foi capaz de explicar essa contradição. L. Polling sugeriu que em qualquer molécula não há ligações isoladas umas das outras. Quando as ligações são formadas, os orbitais de todos os elétrons de valência se sobrepõem. Vários tipos de hibridização de orbitais de elétrons são conhecidos. Supõe-se que na molécula de metano e outros alcanos 4 elétrons entrem em hibridização.
Hibridação de orbitais de átomos de carbono
A hibridização orbital é uma mudança na forma e energia de alguns elétrons durante a formação de uma ligação covalente, levando a uma sobreposição mais efetiva de orbitais e aumento da força de ligação. A hibridização de orbitais sempre ocorre quando elétrons pertencentes a tipos diferentes orbitais. 1. hibridização sp 3 (o primeiro estado de valência do carbono). Com a hibridização sp3, 3 orbitais p e um orbital s de um átomo de carbono excitado interagem de tal forma que são obtidos orbitais absolutamente idênticos em energia e localizados simetricamente no espaço. Essa transformação pode ser escrita assim:
s + px + py + pz = 4sp3
Durante a hibridização, o número total de orbitais não muda, mas apenas sua energia e forma mudam. Mostra-se que a hibridização sp3 dos orbitais se assemelha a uma figura-oito tridimensional, sendo uma das lâminas muito maior que a outra. Quatro orbitais híbridos são estendidos do centro aos vértices de um tetraedro regular em ângulos de 109,50. As ligações formadas por elétrons híbridos (por exemplo, a ligação s-sp 3) são mais fortes do que as ligações feitas por elétrons p não hibridizados (por exemplo, a ligação s-p). porque o orbital sp3 híbrido fornece uma área maior de sobreposição de orbitais de elétrons do que o orbital p não hibridizado. As moléculas nas quais a hibridização sp3 é realizada têm uma estrutura tetraédrica. Além do metano, estes incluem homólogos de metano, moléculas inorgânicas como a amônia. As figuras mostram um orbital hibridizado e uma molécula de metano tetraédrica. As ligações químicas que surgem no metano entre átomos de carbono e hidrogênio são do tipo 2 ligações y (ligação sp3-s). De um modo geral, qualquer ligação sigma é caracterizada pelo fato de que a densidade eletrônica de dois átomos interconectados se sobrepõe ao longo da linha que conecta os centros (núcleos) dos átomos. ligações y correspondem ao grau máximo possível de sobreposição de orbitais atômicos, então eles são fortes o suficiente. 2. hibridização sp2 (segundo estado de valência do carbono). Ocorre como resultado da sobreposição de um orbital 2s e dois orbitais 2p. Os orbitais híbridos sp2 resultantes estão localizados no mesmo plano em um ângulo de 1200 entre si, e o orbital p não hibridizado é perpendicular a ele. O número total de orbitais não muda - existem quatro deles.
s + px + py + pz = 3sp2 + pz
O estado de hibridização sp2 ocorre em moléculas de alceno, em grupos carbonilo e carboxilo, i.e. em compostos que contêm uma ligação dupla. Assim, na molécula de etileno, os elétrons hibridizados do átomo de carbono formam 3 ligações y (duas ligações do tipo sp 2 -s entre o átomo de carbono e os átomos de hidrogênio e uma ligação do tipo sp 2 -sp 2 entre os átomos de carbono). O elétron p não hibridizado remanescente de um átomo de carbono forma uma ligação p com o elétron p não hibridizado do segundo átomo de carbono. característica A ligação p é que a sobreposição de orbitais de elétrons vai além da linha que liga os dois átomos. A sobreposição de orbitais vai acima e abaixo da ligação y que conecta os dois átomos de carbono. Assim, uma ligação dupla é uma combinação de ligações y e p. As duas primeiras figuras mostram que na molécula de etileno os ângulos de ligação entre os átomos que formam a molécula de etileno são 1200 (correspondentemente, as orientações dos três orbitais híbridos sp2 no espaço). A terceira e quarta figuras mostram a formação de uma ligação p. etileno (formação de ligações y) etileno (formação de ligações pi) em reações químicas. 3. hibridização sp (o terceiro estado de valência do carbono). No estado de hibridização sp, o átomo de carbono tem dois orbitais sp-híbridos localizados linearmente em um ângulo de 1800 entre si e dois orbitais p não hibridizados localizados em dois planos mutuamente perpendiculares. sp- A hibridação é típica para alcinos e nitrilos, i.e. para compostos contendo uma ligação tripla.
s + px + py + pz = 2sp + py + pz
Assim, em uma molécula de acetileno, os ângulos de ligação entre os átomos são 1800. Os elétrons hibridizados de um átomo de carbono formam 2 ligações y (uma ligação sp-s entre um átomo de carbono e um átomo de hidrogênio e outra ligação do tipo sp-sp entre átomos de carbono. Dois elétrons p não hibridizados de um átomo de carbono formam duas ligações p com o segundo átomo de carbono de elétrons p não hibridizados. Os orbitais sobrepostos de elétrons p não estão apenas acima e abaixo da ligação y, mas também na frente e atrás, e a nuvem total de elétrons p tem uma forma cilíndrica. ligação tripla é uma combinação de uma ligação y e duas ligações p A presença de duas ligações p menos fortes na molécula de acetileno garante a capacidade dessa substância de entrar em reações de adição com a quebra da ligação tripla.
Conclusão: a hibridização sp3 é característica de compostos de carbono. Como resultado da hibridização de um orbital s e três orbitais p, são formados quatro orbitais sp3 híbridos, direcionados aos vértices do tetraedro com um ângulo entre os orbitais de 109°.
O método das ligações de valência permite explicar visualmente as características espaciais de muitas moléculas. No entanto, a ideia usual das formas dos orbitais não é suficiente para responder à pergunta por que, se o átomo central tem diferentes - s, p, d- orbitais de valência, as ligações formadas por ele em moléculas com os mesmos substituintes acabam sendo equivalentes em sua energia e características espaciais. Nos anos vinte do século XIX, Linus Pauling propôs o conceito de hibridização de orbitais de elétrons. A hibridização é entendida como um modelo abstrato de alinhamento de orbitais atômicos em forma e energia.
Exemplos da forma de orbitais híbridos são apresentados na Tabela 5.
Tabela 5. Híbrido sp, sp 2 , sp 3 orbitais
O conceito de hibridização é conveniente para explicar a forma geométrica das moléculas e a magnitude dos ângulos de ligação (exemplos das tarefas 2-5).
Algoritmo para determinar a geometria das moléculas pelo método VS:
uma. Determine o átomo central e o número de ligações σ com átomos terminais.
b. Componha configurações eletrônicas de todos os átomos que compõem a molécula e imagens gráficas de níveis eletrônicos externos.
dentro. De acordo com os princípios do método VS, a formação de cada ligação requer um par de elétrons, em caso Geral, um para cada átomo. Se não houver elétrons desemparelhados suficientes para o átomo central, deve-se supor que o átomo é excitado com a transição de um dos pares de elétrons para um nível de energia mais alto.
d) Sugira a necessidade e o tipo de hibridização, levando em consideração todas as ligações e, para elementos do primeiro período, elétrons desemparelhados.
e. Com base nas conclusões acima, descreva os orbitais eletrônicos (híbridos ou não) de todos os átomos da molécula e sua sobreposição. Faça uma conclusão sobre a geometria da molécula e o valor aproximado dos ângulos de ligação.
e. Determinar o grau de polaridade da ligação com base nos valores da eletronegatividade dos átomos (Tabela 6) Determinar a presença de um momento de dipolo com base na localização dos centros de gravidade das cargas positivas e negativas e/ou a simetria da molécula.
Tabela 6. Valores de eletronegatividade de alguns elementos de acordo com Pauling
Exemplos de tarefas
Exercício 1. Descreva a ligação química na molécula de CO usando o método BC.
Solução (fig.25)
uma. Componha as configurações eletrônicas de todos os átomos que compõem a molécula.
b. Para formar uma ligação, é necessário criar pares de elétrons socializados
Figura 25. Esquema de formação de ligações em uma molécula de CO (sem hibridização de orbitais)
Conclusão: Na molécula de CO existe uma ligação tripla C≡O
Para a molécula de CO, podemos supor a presença sp-hibridização dos orbitais de ambos os átomos (Fig. 26). Os elétrons emparelhados que não participam da formação da ligação estão sp orbital híbrido.
 |  |
Figura 26. Esquema de formação de ligações em uma molécula de CO (levando em consideração a hibridização de orbitais)
Tarefa 2. Com base no método VS, sugira a estrutura espacial da molécula de BeH 2 e determine se a molécula é um dipolo.
A solução do problema é apresentada na Tabela 7.
Tabela 7. Determinação da geometria da molécula BeH 2
| Configuração eletronica | Notas | ||
| uma. | O átomo central é o berílio. Ele precisa formar duas ligações ϭ com átomos de hidrogênio | ||
| b. | H: 1 s 1 Ser: 2 s 2 | O átomo de hidrogênio tem um elétron desemparelhado, o átomo de berílio tem todos os elétrons emparelhados, deve ser transferido para um estado excitado | |
| dentro. | H: 1 s 1 Ser*: 2 s 1 2p 1 | Se um átomo de hidrogênio se ligasse ao berílio à custa de 2 s-elétron de berílio, e o outro - devido a 2 p-elétron de berílio, então a molécula não teria simetria, o que é energeticamente injustificado, e as ligações Be-H não seriam equivalentes. | |
| G. | H: 1 s 1 Ser*: 2( sp) 2 | Deve-se supor que há sp- hibridização | |
| d. | Dois sp-orbitais híbridos estão localizados em um ângulo de 180 °, a molécula BeH 2 é linear | ||
| e. |  | Eletronegatividade χ H = 2,1, χ Be = 1,5, portanto a ligação é polar covalente, a densidade eletrônica é deslocada para o átomo de hidrogênio, uma pequena carga negativa δ– aparece nele. No átomo de berílio δ+. Como os centros de gravidade das cargas positivas e negativas coincidem (é simétrico), a molécula não é um dipolo. |
Raciocínio semelhante ajudará a descrever a geometria de moléculas com sp 2 - e sp 3 orbitais híbridos (Tabela 8).
Tabela 8. Geometria das moléculas BF 3 e CH 4
Tarefa 3. Com base no método VS, sugira a estrutura espacial da molécula de H 2 O e determine se a molécula é um dipolo. Existem duas soluções possíveis, elas são apresentadas nas tabelas 9 e 10.
Tabela 9. Determinação da geometria da molécula de H 2 O (sem hibridização orbital)
| Configuração eletronica | Representação gráfica de orbitais de nível externo | Notas | |
| uma. | |||
| b. | H: 1 s 1O:2 s 2 2p 4 |  | |
| dentro. | Existem elétrons desemparelhados suficientes para formar duas ligações ϭ com átomos de hidrogênio. | ||
| G. | A hibridização pode ser desprezada. | ||
| d. |  | ||
| e. |  |
Assim, uma molécula de água deve ter um ângulo de ligação de cerca de 90°. No entanto, o ângulo entre as ligações é de aproximadamente 104°.
Isso pode ser explicado
1) repulsão de átomos de hidrogênio muito próximos.
2) Hibridação de orbitais (Tabela 10).
Tabela 10. Determinação da geometria da molécula de H 2 O (levando em consideração a hibridização de orbitais)
| Configuração eletronica | Representação gráfica de orbitais de nível externo | Notas | |
| uma. | O átomo central é o oxigênio. Ele precisa formar duas ligações ϭ com átomos de hidrogênio. | ||
| b. | H: 1 s 1O:2 s 2 2p 4 | | O átomo de hidrogênio tem um elétron desemparelhado, o átomo de oxigênio tem dois elétrons desemparelhados. |
| dentro. | O átomo de hidrogênio tem um elétron desemparelhado, o átomo de oxigênio tem dois elétrons desemparelhados. | ||
| G. | Um ângulo de 104° sugere a presença sp 3 - hibridização. | ||
| d. |  | Dois sp Os orbitais 3-híbridos estão localizados em um ângulo de aproximadamente 109°, a molécula de H 2 O tem forma próxima a um tetraedro, a diminuição do ângulo de ligação é explicada pela influência de um par de elétrons não ligante. | |
| e. | Eletronegatividade χ H = 2,1, χ O = 3,5, portanto a ligação é polar covalente, a densidade eletrônica é deslocada para o átomo de oxigênio, uma pequena carga negativa 2δ– aparece nele.No átomo de hidrogênio δ+. Como os centros de gravidade das cargas positivas e negativas não coincidem (não é simétrico), a molécula é um dipolo. |
Raciocínio semelhante torna possível explicar os ângulos de ligação na molécula de amônia NH 3 . A hibridização envolvendo pares de elétrons não compartilhados é geralmente assumida apenas para os orbitais de átomos de elementos do período II. Ângulos de ligação em moléculas H 2 S = 92°, H 2 Se = 91°, H 2 Te = 89°. O mesmo é observado nas séries NH 3 , РH 3 , AsH 3 . Ao descrever a geometria dessas moléculas, tradicionalmente não se recorre ao conceito de hibridização ou explica a diminuição do ângulo tetraédrico pela crescente influência do par solitário.
Vamos falar sobre como determinar o tipo de hibridização e também considerar a estrutura geométrica da molécula.
No início do século XX, L. Paulingle propôs uma teoria da geometria das moléculas com ligação covalente. A sobreposição de nuvens de elétrons foi tomada como base para a formação da conexão. O método passou a ser chamado de ligações de valência. Como determinar o tipo de hibridização de átomos em compostos? O autor da teoria propôs levar em conta a mistura de orbitais híbridos.
Para entender como determinar o tipo de hibridização em compostos, analisaremos o que esse termo significa.
A hibridização é a mistura de orbitais de elétrons. Este processo é acompanhado pela distribuição de energia neles, uma mudança em sua forma. Dependendo da quantidade de mistura dos orbitais s e p, o tipo de hibridização pode ser diferente. NO compostos orgânicos um átomo de carbono pode existir no estado sp, sp2, sp3. Existem também formas mais complexas nas quais, além de sp, estão envolvidos orbitais d.
É possível identificar uma variante de hibridização para compostos com ligação química covalente do tipo AVp. A é o átomo principal, B é o ligante, n é um número de dois ou mais. NO situação similar apenas os orbitais de valência do átomo principal entrarão em hibridização.
Vamos falar mais sobre como determinar o tipo de hibridização. No sentido químico, este termo implica uma mudança na energia e na forma dos orbitais. Um processo semelhante é observado nos casos em que os elétrons pertencentes a diferentes tipos são usados para formar uma ligação.
Para entender como determinar o tipo de hibridização, considere a molécula de metano. Esta substância é o primeiro representante da série homóloga de hidrocarbonetos saturados (limitantes). No espaço, a molécula CH4 é um tetraedro. Um único átomo de carbono forma ligações com hidrogênios que são semelhantes em energia e comprimento. Para formar essas nuvens híbridas, três elétrons p e um es são usados.
Quatro nuvens se misturam e aparecem quatro espécies idênticas (híbridas), com a forma de oito irregulares. Este tipo de hibridização é chamado sp3. Todos os hidrocarbonetos contendo apenas ligações simples (simples) são caracterizados precisamente por esse tipo de hibridização do átomo de carbono. O ângulo de ligação é de 109 graus e 28 minutos.
Vamos continuar falando sobre como determinar o tipo de hibridização. Exemplos da série do etileno dão uma ideia da hibridização sp2. Por exemplo, em uma molécula de etileno, de quatro, apenas três são usadas na formação de uma ligação química. O elétron p não híbrido restante forma uma ligação dupla.
O acetileno é o representante mais simples da classe SpN2p-2. Uma característica desta classe de hidrocarbonetos é a presença de uma ligação tripla. Dos quatro elétrons de valência de um átomo de carbono, apenas dois mudam de forma e energia, tornando-se híbridos. Os dois elétrons restantes participam da formação de duas ligações duplas, determinando a natureza insaturada dessa classe de compostos orgânicos.
Levando-se em conta a questão do orgânico e da hibridização, neste caso, sua energia e forma estão alinhadas. Um elétron localizado próximo ao núcleo de um átomo ligado é caracterizado por um conjunto de orbitais que possuem a mesma informação sobre o tipo de hibridização que permite avaliar Propriedades quimicas substâncias.
Uma molécula poliatômica com a aparência de orbitais idênticos, equivalentes em suas características.
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Hibridação de orbitais de elétrons
Citologia. Palestra 46
orbitais híbridos sp3
O conceito de hibridização de orbitais atômicos de valência foi proposto pelo químico americano Linus Pauling para responder à pergunta por que, se o átomo central possui orbitais de valência diferentes (s, p, d), as ligações formadas por ele em moléculas poliatômicas com os mesmos ligantes acabam sendo equivalentes em sua energia e características espaciais.
As ideias sobre hibridização ocupam localização central no método das ligações de valência. A hibridização em si não é um processo físico real, mas apenas um modelo conveniente que permite explicar a estrutura eletrônica de moléculas, em particular, modificações hipotéticas de orbitais atômicos durante a formação de uma ligação química covalente, em particular, o alinhamento de moléculas químicas. comprimentos de ligação e ângulos de ligação em uma molécula.
O conceito de hibridização foi aplicado com sucesso para a descrição qualitativa de moléculas simples, mas posteriormente foi estendido para as mais complexas. Ao contrário da teoria dos orbitais moleculares, não é estritamente quantitativa, por exemplo, não é capaz de prever os espectros de fotoelétrons até mesmo de moléculas simples como a água. Atualmente, é usado principalmente para fins metodológicos e em química orgânica sintética.
Este princípio foi refletido na teoria de Gillespie-Nyholm de repulsão de pares de elétrons, a primeira e mais regra importante que foi formulado da seguinte forma:
"Os pares eletrônicos assumem tal disposição na camada de valência do átomo, na qual são removidos ao máximo um do outro, ou seja, os pares de elétrons se comportam como se se repelissem" .A segunda regra era que "todos os pares de elétrons incluídos na camada de elétrons de valência são considerados localizados à mesma distância do núcleo".
Ocorre ao misturar um s- e um p-orbital. Dois orbitais atômicos sp equivalentes são formados, localizados linearmente em um ângulo de 180 graus e direcionados para lados diferentes do núcleo do átomo central. Os dois orbitais p não híbridos restantes estão localizados em planos mutuamente perpendiculares e participam da formação de ligações π, ou são ocupados por pares de elétrons não compartilhados.
Ocorre ao misturar um s- e dois p-orbitais. Três orbitais híbridos são formados com eixos localizados no mesmo plano e direcionados aos vértices do triângulo em um ângulo de 120 graus. Não híbrido p orbital atômico perpendicular ao plano e, via de regra, participa da formação de ligações π
Ocorre quando um orbital s- e três p-orbitais são misturados, formando quatro orbitais híbridos sp 3 de igual forma e energia. Eles podem formar quatro ligações σ com outros átomos ou ser preenchidos com pares solitários de elétrons.
Os eixos dos orbitais híbridos sp 3 estão direcionados para os vértices do tetraedro, enquanto o núcleo do átomo central está localizado no centro da esfera descrita deste tetraedro. O ângulo entre quaisquer dois eixos é aproximadamente igual a 109 ° 28 ", que corresponde à energia de repulsão de elétrons mais baixa. Além disso, os orbitais sp 3 podem formar quatro ligações σ com outros átomos ou ser preenchidos com pares solitários de elétrons. Este estado é típico para átomos de carbono em hidrocarbonetos saturados e, consequentemente, em radicais alquil e seus derivados.
O conceito de hibridização de orbitais atômicos fundamenta a teoria da repulsão de pares de elétrons de Gillespie-Nyholm. Cada tipo de hibridização corresponde a uma orientação espacial estritamente definida dos orbitais híbridos do átomo central, o que permite que seja utilizado como base de conceitos estereoquímicos em química inorgânica.
A tabela mostra exemplos da correspondência entre os tipos mais comuns de hibridização e a estrutura geométrica das moléculas, assumindo que todos os orbitais híbridos participam da formação de ligações químicas (não há pares de elétrons não compartilhados).
| Tipo de hibridização | Número orbitais híbridos |
Geometria | Estrutura | Exemplos |
|---|---|---|---|---|
| sp | 2 | Linear |
BeF 2 , CO 2 , NO 2 + |
|
| sp 2 | 3 | triangular |
|
BF 3, NO 3 -, CO 3 2- |
| sp 3 | 4 | tetraédrico |
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CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 + |
| dsp2 | 4 | quadrado plano |
