Гибридизация атомных орбиталей примеры. Поговорим о том, как определить тип гибридизации

Гибридизацией называется гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии орбиталей данного атома с возникновением того же числа новых (гибридных 1) орбиталей, одинаковых по энергии и форме.

Гибридизация атомных орбиталей происходит при образовании ковалентных связей.

Гибридные орбитали имеют форму объёмной несимметричной восьмёрки, сильно вытянутой в одну сторону от атомного ядра: .

Такая форма обусловливает более сильное, чем в случае чистых атомных орбиталей, перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями (чистых или гибридных) других атомов и приводит к образованию более прочных ковалентных связей. Поэтому энергия, затрачиваемая на гибридизацию атомных орбиталей, с избытком компенсируется выделением энергии за счёт образования более прочных ковалентных связей с участием гибридных орбиталей. Название гибридных орбиталей и тип гибридизации определяются числом и типом участвующих в гибридизации атомных орбиталей, например: sp -, sp 2 -, sp 3 -, sp 2 d - или sp 3 d 2 -гибридизация .

Направленность гибридных орбиталей, а следова­тельно, и геометрия молекулы зависят от типа гибридизации. На практике обычно решается обратная задача: вначале экспери­ментально устанавливается геометрия молекулы, после чего описывается тип и форма гибридных орбиталей, участвующих в её образовании.

sp -Гибридизация. Две гибридных sp - орбитали в результате взаимного отталкивания располагаются относительно атомного ядра таким образом, что угол между ними составляет 180° (рис. 7).

Рис. 7. Взаимное расположение в пространстве двух sp - гибридных орбиталей одного атома: а - поверхности, охватывающие области пространства, где вероятность пребывания электрона составляет 90 %; б - условное изображение.

В результате такого расположения гибридных орбиталей молекулы состава АХ 2 , где А является центральным атомом, имеют линейное строение , то есть ковалентные связи всех трёх атомов располагаются на одной прямой. Например, в состоянии sp - гибридизации находятся валентные орбитали атома бериллия в молекуле ВеС1 2 (рис. 8). Линейную конфигурацию вследствие sp - гибридизации валентных орбиталей атомов имеют также молекулы ВеН 2 , Ве(СН 3) 2 , ZnCl 2 , CO 2 , HC≡N и ряд других.

Рис. 8. Трёхатомная линейная молекула хлорида бериллия ВеС1 2 (в газообразном состоянии): 1 - 3р- орбиталь атома Cl; 2 - две sp - гибридные орбитали атома Be.

s р 2 -Гибридизация. Рассмотрим гибридизацию одной s - и двух р- орбиталей. В этом случае в результате линейной комбинации трёх орбиталей возникают три гибридные s р 2 -орбитали. Они располагаются в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рис. 9). s р 2 -Гибридизация характерна для многих соединений бора, который, как показано выше, в возбуждённом состоянии имеет три неспаренных электрона: один s - и два р -электрона. При перекрывании s р 2 -орбиталей атома бора с орбиталями других атомов образуются три ковалентные связи, равноценные по длине и энергии. Молекулы, в которых валентные орбитали центрального атома находятся в состоянии s р 2 -гибридизации, имеют треугольную конфигурацию. Углы между ковалентными связями равны 120°. В состоянии s р 2 -гибридизации находятся валентные орбитали атомов бора в молекулах BF 3 , BC1 3 , атомов углерода и азота в анионах СО 3 2 - , NO 3 - .

Рис. 9. Взаимное расположение в пространстве трёх s р 2 -гибридных орбиталей.

s р 3 -Гибридизация. Очень большое распространение имеют вещества, в молекулах которых центральный атом содержит четыре s р 3 -орбитали, образующиеся в результате линейной комбина­ции одной s - и трёх р -орбиталей. Эти орбитали располагаются под углом 109˚28′ друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атомное ядро (рис. 10 а).

Образование четырёх равноценных ковалентных связей за счёт перекрывания s р 3 -орбиталей с орбиталями других атомов характерно для атомов углерода и других элементов IVA-группы; это обуславлиает тетраэдрическую структуру молекул (СН 4 , CC1 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 , GeBr 4 и др).

Рис. 10. Влияние несвязывающих электронных пар на геометрию молекул:

a – метана (несвязывающих электронных пар нет);

б – аммиака (одна несвязывающая электронная пара);

в – воды (две несвязывающие пары).

Неподелённые электронные пары гибридных орбита лей . Во всех рассмотренных примерах гибридные орбитали были "заселены" одиночными электронами. Однако нередки случаи, когда гибридная орбиталь "заселена" электронной парой. Это оказывает влияние на геометрию молекул. Поскольку несвязывающая электронная пара испытывает воздействие ядра только своего атома, а связывающая электронная пара находится под действием двух атомных ядер, несвязывающая электронная пара находится ближе к атомному ядру, чем связывающая. В результате этого несвязывающая электронная пара сильнее отталкивает связывающие электронные пары, чем те отталкивают друг друга. Графически для наглядности большую отталкивающую силу, действующую между несвязывающей и связывающими электронными парами, можно изобразить большей по объёму электронной орбиталью несвязывающей пары. Несвязывающая электронная пара имеется, например, у атома азота в молекуле аммиака (рис. 10 б ). В результате взаимодействия со связывающими электронными парами валентные углы Н-N-Н сокращаются до 107,78° по сравнению со 109,5°, характерными для правильного тетраэдра.

Ещё большее отталкивание испытывают связывающие электронные пары в молекуле воды, где у атома кислорода имеются две несвязывающие электронные пары. В результате чего валентный угол Н-О-Н в молекуле воды равен 104,5° (рис. 10 в ).

Если несвязывающая электронная пара в результате образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму превращается в связывающую, то силы отталкивания между этой связью и другими ковалентными связями в молекуле выравниваются; выравниваются и углы между этими связями. Это происходит, например, при образовании катиона аммония:

Участие в гибридизации d -орбиталей. Если энергия атомных d - орбиталей не очень сильно отличается от энергий s - и р- орбиталей, то они могут участвовать в гибридизации. Самым распространённым типом гибридизации с участием d - орбиталей является s р 3 d 2 - гибридизация, в результате которой образуются шесть равноценных по форме и энергии гибридных орбиталей (рис. 11 а ), расположенных под углом 90˚ друг к другу и направленных к вершинам октаэдра, в центре которого находится атомное ядро. Октаэдр (рис. 11 б ) – является правильным восьмигранником: все рёбра в нём равной длины, все грани – правильные треугольники.

Рис. 11. s р 3 d 2 - Гибридизация

Реже встречается s р 3 d - гибридизация с образованием пяти гибридных орбиталей (рис. 12 а ), направленных к вершинам тригональной бипирамиды (рис. 12 б ). Тригональная бипирамида образуется соеинением двух равнобедренных пирамид общим основанием - правильным треугольником. Полужирными штрихами на рис. 12 б показаны рёбра равной длины. Геометрически и энергетически s р 3 d - гибридные орбитали неравноценны: три «экваториальные» орбитали направлены к вершинам правильного треугольника, а две «аксиальные» - вверх и вниз перпендикулярно плоскости этого треугольника (рис. 12в ). Углы между «экваториальными» орбиталями равны 120°, как при s р 2 - гибридизации. Угол между «аксиальной» и любой из «экваториальных» орбиталей равны 90°. Соответственно этому ковалентные связи, которые образуются с участием «экваториальных» орбиталей отличаются по длине и энергии от связей, в образовании которых участвуют «аксиальные» орбитали. Например, в молекуле РС1 5 «аксиальные» связи имеют длину 214 пм, а «экваториальные» - 202 пм.

Рис. 12. s р 3 d - Гибридизация

Таким образом, рассматривая ковалентные связи как результат перекрывания атомных орбиталей, можно объяснить геометрию возникающих при этом молекул и ионов, которая зависит от числа и типа атомных орбиталей, участвующих в образовании связей. Концепцию гибридизации атомных орбиталей, необходимо понимать, что гибридизация представляет собой условный приём, позволяющий наглядно объяснить геометрию молекулы посредством комбинации АО.

Гибридизация АО - это выравнивание валентных АО по форме и энергии в процессе образования химической связи .

1. В гибридизации могут участвовать только те АО, энергия которых достаточно близка (например, 2s- и 2р-атомные орбитали).

2. В гибридизации могут участвовать вакантные (свободные) АО, орбитали с неспаренными электронами и неподеленными электронными парами.

3. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов электронные пары оказались максимально удаленными друг от друга. Такое состояние молекулы отвечает минимуму энергии в силу максимального отталкивания одноименно заряженных электронов.

4. Вид гибридизации (число АО, подвергающихся гибридизации), определяется числом "атакующих" данный атом атомов и числом неподеленных электронных пар в данном атоме .

Пример. ВF 3 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома В, переходящего в возбужденное состояние: В 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Гибридные АО располагаются под углом 120 о. Молекула имеет форму правильного треугольника (плоская, треугольная):

3. sp 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов 4-ой группы (например, углерода, кремния, германия ) в молекулах типа ЭХ 4 , а также для атома С в алмазе, молекулах алканов, для атома N в молекуле NH 3 , NH 4 + , атома О в молекуле Н 2 О и т.д.

Пример 1. СН 4 . В момент образования связи происходит перестройка АО атома С, переходящего в возбужденное состояние: С 1s 2 2s 2 2p 2 ® С* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Гибридные АО располагаются под углом 109 о 28".

Пример 2. NН 3 и NН 4 + .

Электронная структура атома N: 1s 2 2s 2 2p 3 . Гибридизации подвергаются 3 АО, содержащие неспаренные электроны, и 1 АО, содержащая неподеленную электронную пару. В силу более сильного отталкивания неподеленной электронной пары от электронных пар s-связей угол связи в молекуле аммиака составляет 107,3 о (ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет форму тригональной пирамиды :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона аммония и равноценность связей в нем.

Пример 3. Н 2 О.

Электронная структура атома О 1s 2 2s 2 2p 4 . Гибридизации подвергаются 2 АО, содержащие неспаренные электроны, и 2 АО, содержащие неподеленные электронные пары. Угол связи в молекуле воды составляет 104,5 о (также ближе к тетраэдрическому, а не к прямому).

Молекула имеет угловую форму :

Представления об sp 3 -гибридизации позволяют объяснить возможность образования иона оксония (гидроксония) и образование каждой молекулой 4-х водородных связей в структуре льда.

4. sp 3 d-гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 5-ой группы (начиная с Р) в молекулах типа ЭХ 5 .

Пример. РСl 5 . Электронная структура атома Р в основном и возбужденном состояниях: Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Форма молекулы - гексаэдр (точнее - тригональная бипирамида) :

5. sp 3 d 2 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 6-ой группы (начиная с S) в молекулах типа ЭХ 6 .

Пример. SF 6 . Электронная структура атома S в основном и возбужденном состояниях: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Форма молекулы - октаэдр :

6. sp 3 d 3 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 7 группы (начиная с Cl) в молекулах типа ЭХ 7 .

Пример. IF 7 . Электронная структура атома F в основном и возбужденном состояниях: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Форма молекулы - декаэдр (точнее - пентагональная бипирамида) :

7. sp 3 d 4 -гибридизация. Такой вид гибридизации характерен для атомов элементов 8 группы (кроме Не и Ne) в молекулах типа ЭХ 8 .

Пример. ХеF 8 . Электронная структура атома Хе в основном и возбужденном состояниях: Хе 5s 2 3p 6 ® Хе* 5s 1 3p 3 3d 4 .

Форма молекулы - додекаэдр :

Могут быть и другие виды гибридизации АО.

ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ НОВОСИБИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«КУПИНСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ ТЕХНИКУМ»

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

« »

для самостоятельной работы студентов

по дисциплине Химия

Раздел: Органическая химия

Тема: Предмет органической химии.

Теория строения органических соединений

Специальность: 34.02.01 «Сестринское дело» 1 курс

Купино

2015 учебный год

Рассмотрена на заседании

предметно - цикловой методической комиссии по

общеобразовательным дисциплинам, общему гуманитарному и

социально – экономическому, математическому

и естественнонаучному циклу

Протокол от 2015 г.

Председатель ______________ /__________________/

Веде Ирина Викторовна

Пояснительная записка к методическому пособию

Методическое пособие предназначено для углубленного изучения темы « Типы гибридизации атома углерода ».

Практика показывает, что многие обучающиеся затрудняются при определении типов гибридизации атомов углерода и видов химической связи при изучении органических соединений.

Цель пособия – помочь обучающимся научиться определять типы гибридизации атомов углерода и виды химической связи в органических соединениях. Данное пособие рекомендовано для студентов 1 курса специальности 34.02.01 Сестринское дело. Пособие содержит теоретический материал по теме, таблицы для систематизации знаний, упражнения для самостоятельной работы и развернутые ответы по каждому из заданий.

Пособие направлено на формирование навыков самостоятельной работы с учебным материалом, осуществления поиска и использования информации, формирование и развитие творческого потенциала, повышение интереса к дисциплине.

Я всегда готов учиться,

но мне не всегда нравится,

когда меня учат

У. Черчилль

Типы гибридизации атома углерода

Электронное строение атома углерода в основном состоянии 1s 2 2s 2 2р 2 , на р-орбиталях 2-го уровня находятся два неспаренных элекетрона. Это позволяет атому углерода образовать по обменному механизму только две ковалентные связи. Однако во всех органических соединениях углерод образует четыре ковалентные связи, что становится возможным в результате гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация - это взаимодействие атомных орбиталей с близкими значениями энергии, сопровождающееся образованием новых "гибридных" орбиталей.

Гибридизация - процесс, требующий затрат энергии, но эти затраты с избытком компенсируются за счет энергии, выделяющейся при образовании большего числа ковалентных связей. образующиеся "гибридные" орбитали имеют форму ассимметричной гантели и резко отличаются от исходных орбиталей атома углерода.

Для атома углерода возможно три типа гибридизации: sр 3 -гибридизация - взаимодействующие орбитали показаны синими стрелками:

sр 2 -гибридизация :

sр-гибридизация :

Гибридные орбитали атома углерода способны участвовать в образовании только -связей, незатронутые гибридизацией р-орбитали образуют только -связи. Именно этой особенностью определяется пространственное строение молекул органических веществ.

Гибридизация
атомных орбиталей углерода

Ковалентная химическая связь образуется при помощи общих связывающих электронных пар по типу:

Образовывать химическую связь, т.е. создавать общую электронную пару с «чужим» электроном от другого атома, могут только неспаренные электроны. Неспаренные электроны при записи электронных формул находятся по одному в клетке-орбитали.
Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома. Электронное облако – это область пространства, в которой с высокой вероятностью может быть обнаружен электрон.
Для согласования электронного строения атома углерода и валентности этого элемента пользуются представлениями о возбуждении атома углерода. В нормальном (невозбужденном) состоянии атом углерода имеет два неспаренных 2р 2 -электрона. В возбужденном состоянии (при поглощении энергии) один из 2s 2 -электронов может переходить на свободную р -орбиталь. Тогда в атоме углерода появляется четыре неспаренных электрона:

Напомним, что в электронной формуле атома (например, для углерода 6 С – 1s 2 2s 2 2p 2) большие цифры перед буквами – 1, 2 – обозначают номер энергетического уровня. Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Все s -орбитали сферические:

На втором энергетическом уровне кроме 2s -орбитали имеются три 2р -орбитали. Эти 2р -орбитали имеют эллипсоидную форму, похожую на гантели, и ориентированы в пространстве под углом 90° друг к другу. 2р -Орбитали обозначают 2р х , 2р y и 2р z в соответствии с осями, вдоль которых эти орбитали расположены.

Форма и ориентация
р-электронных орбиталей

При образовании химических связей электронные орбитали приобретают одинаковую форму. Так, в предельных углеводородах смешиваются одна s -орбиталь и три р -орбитали атома углерода с образованием четырех одинаковых (гибридных) sр 3 -орбиталей:

Это – sр 3 -гибридизация.
Гибридизация – выравнивание (смешивание) атомных орбиталей (s и р ) с образованием новых атомных орбиталей, называемых гибридными орбиталями .

Четыре sp 3 -гибридные орбитали
атома углерода

Гибридные орбитали имеют асимметричную форму, вытянутую в сторону присоединяемого атома. Электронные облака взаимно отталкиваются и располагаются в пространстве максимально далеко друг от друга. При этом оси четырех sр 3-гибридных орбиталей оказываются направленными к вершинам тетраэдра (правильной треугольной пирамиды).
Соответственно углы между этими орбиталями – тетраэдрические, равные 109°28".
Вершины электронных орбиталей могут перекрываться с орбиталями других атомов. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющий центры атомов, то такую ковалентную связь называют сигма( )-связью . Например, в молекуле этана С 2 Н 6 химическая связь образуется между двумя атомами углерода перекрыванием двух гибридных орбиталей. Это -связь. Кроме того, каждый из атомов углерода своими тремя sр 3 -орбиталями перекрывается с s -орбиталями трех атомов водорода, образуя три -связи.

Схема перекрывания электронных облаков
в молекуле этана

Всего для атома углерода возможны три валентных состояния с различным типом гибридизации. Кроме sр 3 -гибридизации существует sр 2 - и sр -гибридизация.
sр 2 -Гибридизация – смешивание одной s - и двух р -орбиталей. В результате образуются три гибридные sр 2 -орбитали. Эти sр 2 -орбитали расположены в одной плоскости (с осями х , у ) и направлены к вершинам треугольника с углом между орбиталями 120°. Негибридизованная
р -орбиталь перпендикулярна к плоскости трех гибридных sр 2 -орбиталей (ориентирована вдоль оси z ). Верхняя половина р -орбитали находится над плоскостью, нижняя половина – под плоскостью.
Тип sр 2 -гибридизации углерода бывает у соединений с двойной связью: С=С, С=О, С=N. Причем только одна из связей между двумя атомами (например, С=С) может быть -связью. (Другие связывающие орбитали атома направлены в противоположные стороны.) Вторая связь образуется в результате перекрывания негибридных р -орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Орбитали (три sp 2 и одна р)
атома углерода в sp 2 -гибридизации

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р -орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи( )-связью .

Образование
-связи

Из-за меньшего перекрывании орбиталей -связь менее прочная, чем -связь.
sр -Гибридизация – это смешивание (выравнивание по форме и энергии) одной s- и одной
р -орбиталей с образованием двух гибридных sр -орбиталей. sр -Орбитали расположены на одной линии (под углом 180°) и направлены в противоположные стороны от ядра атома углерода. Две
р -орбитали остаются негибридизованными. Они размещены взаимно перпендикулярно
направлениям -связей. На рисунке sр -орбитали показаны вдоль оси y , а негибридизованные две
р -орбитали– вдоль осей х и z .

Атомные орбитали (две sp и две р)
углерода в состоянии sp-гибридизации

Тройная углерод-углеродная связь СС состоит из -связи, возникающей при перекрывании
sp -гибридных орбиталей, и двух -связей.
Взаимосвязь таких параметров атома углерода, как число присоединенных групп, тип гибридизации и типы образуемых химических связей, показана в таблице 4.

Ковалентные связи углерода

Число групп,
связанных
с углеродом

Тип
гибридизации

Типы
участвующих
химических связей

Примеры формул соединений

sp 3

Четыре - связи

sp 2

Три - связи и
одна - связь

sp

Две - связи
и две -связи

H–CC–H

Упражнения .

1. Какие электроны атомов (например, углерода или азота) называют неспаренными?

2. Что означает понятие «общие электронные пары» в соединениях с ковалентной связью (например, СН 4 или Н 2 S)?

3. Какие электронные состояния атомов (например, С или N) называют основными, а какие возбужденными?

4. Что означают цифры и буквы в электронной формуле атома (например, С или N)?

5. Что такое атомная орбиталь? Сколько орбиталей на втором энергетическом уровне атома Си чем они различаются?

6. В чем отличие гибридных орбиталей от исходных орбиталей, из которых они образовались?

7. Какие типы гибридизации известны для атома углерода и в чем они заключаются?

Ответы на упражнения

1. Электроны, которые находятся по одному на орбитали, называют неспаренными электронами. Например, в электронографической формуле возбужденного атома углерода – четыре неспаренных электрона, а у атома азота – три:

2. Два электрона, участвующие в образовании одной химической связи, называют общей электронной парой. Обычно до образования химической связи один из электронов этой пары принадлежал одному атому, а другой электрон – другому атому:

3. Электронное состояние атома, в котором соблюдается порядок заполнения электронных орбиталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 и т.д., называют основным состоянием. Ввозбужденном состоянии один из валентных электронов атома занимает свободную орбиталь с более высокой энергией, такой переход сопровождается разъединением спаренных электронов. Схематически это записывают так:

Тогда как в основном состоянии было только два валентных неспаренных электрона, то в возбужденном состоянии таких электронов становится четыре.

5. Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра данного атома. На втором энергетическом уровне атома углерода четыре орбитали – 2s, 2р x , 2р y , 2р z . Эти орбитали различаются:
а) формой электронного облака (s – шар, р – гантель);
б) р-орбитали имеют разную ориентацию в пространстве – вдоль взаимно перпендикулярных осей x, y и z, их обозначают р x , р y , р z .

6. Гибридные орбитали отличаются от исходных (негибридных) орбиталей формой и энергией. Например, s-орбиталь – форма сферы, р – симметричная восьмерка, sp-гибридная орбиталь – асимметричная восьмерка.
Различия по энергии: E(s) < E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Для атома углерода известны три типа гибридизации: sp 3 , sp 2 и sp (см. текст урока 5).

9. -связь – ковалентная связь, образующаяся путем лобового перекрывания орбиталей по линии, соединяющей центры атомов.
-связь – ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р-орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.
-Связи показывают второй и третьей черточкой между соединенными атомами.

10.

Основные понятия органической химии. Углерод выделяется среди всех элементов тем, что его атомы могут связываться друг с другом в длинные цепи или циклы. Именно это свойство позволяет углероду образовывать миллионы соединений, изучению которых посвящена целая область - органическая химия.

Современная теория строения молекул объясняет и огромное число органических соединений, и зависимость свойств этих соединений от их химического строения. Она же полностью подтверждает основные принципы теории химического строения, разработанные выдающимся русским ученым А. М. Бутлеровым. (НЕ ФАКТ ЧТО ТО ЧТО НУЖНО).

Гибридизация (химия) - специфическое взаимодействие атомных орбиталей в молекулах.

Атомы (наименьшая возможная частица любого из простейших химических веществ, называемых элементами) состоят из ядер и электронов, которые вокруг них крутятся. Электроны - это не совсем корпускулы, но и волны тоже, поэтому они образуют своеобразные облака вокруг ядер атомов (некие пространства, в которых "обитают" электроны). Если облако одного электрона парекрывается с облаком другого, то может произойти гибридизация - электронные облака объединяются и два электрона начинают "обитать" в одном общем облаке. Поскольку эти электроны принадлежат разным атомам, атомы становятся связаными.

Гибридизация орбиталей - концепция смешения разных, но близких по энергии орбиталей данногоатома, с возникновением того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по энергии и форме. Гибридизация атомных орбиталей происходит при возникновении ковалентной связи между атомами. Гибридизация орбиталей очень полезна при объяснении формы молекулярных орбиталей и является интегральной частью теории валентных связей.

Химические превращения высокомолекулярных соединений. Реакции деструкции полимеров. Виды деструкции.

Различают три вида реакций полимеров:
– реакции без изменения степени полимеризации (полимераналогичные превращения);
– реакции, приводящие к ее увеличению (структурирование, блок- и привитая сополимеризация);
– реакции, приводящие к уменьшению степени полимеризации (разрыв цепи при деструкции полимера).

Виды:

Химическая деструкция;

Окислительн6ая деструкция;

Окислительная деструкция наблюдается как у гетероцепных, так и у карбоцепных полимеров;

Деструкция под влиянием физических воздействий

Термическая деструкция

Фотохимическая деструкция

Деструкция под влиянием радиоактивного излучения. Под влиянием ионизирующих излучений полимеры претерпевают глубокие химические и структурные изменения, приводящие к изменению физико-химических и физико-механических свойств

Механохимическая деструкция

Билет № 5

1.Типы гибридизации атомных орбиталей в органических соединениях. sp 3 −, sp 2 −, sp− гибридизация.

Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома.

Виды гибридизации

Sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

sp 2 -гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в однойплоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp 3 -гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28", что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Примеры. Определите тип химической связи между атомами в молекулах веществ: гидроксида натрия, серной кислоты, гидроксида мышьяка, сульфата натрия. Покажите стрелкой к какому элементу смещена электронная пара Какая связь более полярна? Каковы степени окисления атомов элементов?

Алгоритм выполнения 1.Изобразить графическую формулу. 2. Под каждым элементом проставить значение электроотрицательности из таблицы. 3. Стрелкой показать смещение электронной плотности. 4. Рассчитать разность относительных электроотрицательностей и указать тип связи (ионная, КП, КНП) 5. По направлению и количеству смещений электронной плотности определить степени окисления атомов элементов.

Пример выполнения NaOH Na OH 0,93 3,5 2, ОЭО(O-Na) ОЭО(O-Na)= 3,5 – 0,93=2,63 ОЭО(О-Н)= 3,5-2,1=1,4 ионная КП

Продолжение H 2 SO 4 S O O O O H H ОЭО(О-Н)=3,5-2.1=1.4 КП ОЭО(O-S)=3,5-2,6=0,9 КП

Определить тип гибридизации центрального атома в молекулах 1. СН 4 метана 2. NH 3 аммиака 3. Н 2 О Пример С НН Н Н Центральный атом – углерод. В(С)=4 3. …2s 2 2p s 1 2p 3

5. В формировании структуры молекулы участвуют одна s и три p- электронные орбитали. Все связи в молекуле метана одинарные -связи. Тип гибридизации sp 3. Все электронные облака участвующие в гибридизации одинаковы. Следовательно углы между ними одинаковы и =0. Молекула неполярна. Геометрическая форма тетраэдр. Ответ sp 3 -гибридизация =0, неполярная молекула

Молекула аммиака Рассуждая аналогично для молекулы аммиака: 1 N H H H 2. B(N)=3, …2s 2 2p 3: связи+электронная пара. 5. SР 3 - гибридизация. Электронные облака разного характера. Углы между ними неодинаковы. 0. Молекула полярна.

Молекула воды 2. Кислород В=2. :O: H H s 2 2p 4 4. В молекуле 2 -связи и две электроные пары. В формировании структуры молекулы участвуют s- и три p-электронные орбитали. Тип гибридизации sp 3. 0 (т.к. Углы между электронными облаками различны). Молекула полярна.

Взаимодействия между молекулами. Водородная связь Водородная связь – это особый вид взаимодействия между молекулами веществ. Водородная связь возникает между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом за счет сил электростатического притяжения по донорно-акцепторному механизму.

Вандерваальсово взаимодействие (межмолекулярное взаимодействие) 1873 год голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс, предположил, что существуют силы, обусловливвающие притяжение между молекулами. Типы взаимодействия: 1) диполь-дипольное (ориентационное) Взаимодействие полярных молекул. 2) Индукционное. Взаимодействие полярных и неполярных молекул. Энергия этого вида взаимодействия слабее, чем ориентационного. 3)Дисперсионное. В неполярных молекулах (инертные газы) возникают флуктуации электронной плотности, в результате возникают мгновенные диполи, которые могут индуцировать соседние молекулы.