Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация — модель, объясняющая образование равноценных орбиталей и пространственную форму молекулы. В школьных задачах тип гибридизации центрального атома определяют по числу электронных областей вокруг него, а затем устанавливают геометрию и примерный валентный угол.
Основные понятия
Для начала полезно построить структуру Льюиса молекулы: она показывает связи и неподелённые электронные пары. Затем число областей электронной плотности вокруг выбранного атома определяют по теории отталкивания электронных пар. Электронная область — это либо одна σ-связь, либо одна неподелённая электронная пара. Одинарная, двойная и тройная связи каждая считаются одной областью, потому что у каждой связи только одна область между двумя атомами, направленная от центрального атома.
Гибридизация атомных орбиталей — смешение близких по энергии атомных орбиталей одного атома с образованием новых равноценных гибридных орбиталей, направленных в пространстве определённым образом.
Число гибридных орбиталей равно числу смешавшихся исходных орбиталей и совпадает с числом электронных областей вокруг центрального атома: 2 области → sp, 3 → sp², 4 → sp³.
При подсчёте учитывают все области вокруг центрального атома, но форма молекулы описывается только положением атомов. Поэтому электронная геометрия и молекулярная геометрия могут различаться. Например, у воды четыре электронные области, значит электронная геометрия тетраэдрическая, но две области заняты связями, поэтому форма молекулы угловая.
Алгоритм определения гибридизации
- Выберите центральный атом. Обычно это атом, записанный один раз в формуле; водород центральным атомом не бывает.
- Постройте или проверьте структуру Льюиса, определив число связей и неподелённых пар на центральном атоме.
- Посчитайте электронные области: каждая связь любого порядка даёт одну область, каждая неподелённая пара — одну область.
- Сопоставьте число областей с типом гибридизации и электронной геометрией.
- Для формы молекулы учитывайте только направления связей к атомам; неподелённые пары не являются вершинами молекулы, но отталкивают связи и изменяют углы.
| Число электронных областей | Гибридизация | Электронная геометрия | Идеальный угол |
|---|---|---|---|
| 2 | sp | линейная | 180° |
| 3 | sp² | тригональная плоская | 120° |
| 4 | sp³ | тетраэдрическая | 109,5° |
В школьном курсе чаще всего встречаются гибридизации sp, sp² и sp³. При образовании гибридных орбиталей π-связи обычно возникают за счёт негибридизованных p-орбиталей. Поэтому двойная связь содержит одну σ- и одну π-связь, а тройная — одну σ- и две π-связи.
Сколько электронных областей находится вокруг атома углерода в молекуле \(\mathrm{CO_2}\)?
Три типа гибридизации
sp-гибридизация
При sp-гибридизации смешиваются одна s- и одна p-орбиталь. Получаются две sp-орбитали, направленные в противоположные стороны. Остаются две негибридизованные p-орбитали, которые могут образовать π-связи.
В \(\mathrm{BeCl_2}\) у бериллия две σ-связи и нет неподелённых пар: 2 области, sp-гибридизация, линейная форма, угол 180°. В \(\mathrm{CO_2}\) у углерода также 2 области: две двойные связи считаются двумя направлениями, поэтому атом углерода sp-гибридизован.
Подробная схема образования и признаки этого случая приведены на странице sp-гибридизация.
sp²-гибридизация
При sp²-гибридизации смешиваются одна s- и две p-орбитали. Образуются три sp²-орбитали в одной плоскости; углы между ними близки к 120°. Одна p-орбиталь остаётся негибридизованной и может участвовать в образовании π-связи.
В \(\mathrm{BF_3}\) у бора три σ-связи и нет неподелённых пар: 3 области, sp²-гибридизация, тригональная плоская форма, углы около 120°. В этене \(\mathrm{C_2H_4}\) каждый атом углерода имеет три σ-связи и одну негибридизованную p-орбиталь; она участвует в π-связи двойной связи.
Свойства и геометрические признаки подробно собраны на странице sp²-гибридизация.
sp³-гибридизация
При sp³-гибридизации смешиваются одна s- и три p-орбитали. Образуются четыре sp³-орбитали, направленные к вершинам тетраэдра. Идеальный угол составляет 109,5°, но неподелённые пары сильнее отталкивают связи, поэтому реальные углы могут быть меньше.
В \(\mathrm{CH_4}\) төрт σ-связи и нет неподелённых пар: форма тетраэдрическая, углы 109,5°. В \(\mathrm{NH_3}\) три σ-связи и одна неподелённая пара: электронная геометрия тетраэдрическая, а форма молекулы тригональная пирамидальная, угол около 107°. В \(\mathrm{H_2O}\) две σ-связи и две неподелённые пары: форма угловая, угол около 104,5°.
Дополнительные Мысалдар и связь числа областей с направлением орбиталей приведены на странице sp³-гибридизация.
Разобранный пример: гибридизация в ионе аммония
Определим гибридизацию и геометрию центрального атома в ионе \(\mathrm{NH_4^+}\). Сначала проверяем структуру Льюиса: азот образует четыре одинарные связи с водородом, а неподелённых пар у него нет.
Центральный атом азота в \(\mathrm{NH_4^+}\) имеет sp³-гибридизацию. Электронная и молекулярная геометрии совпадают: молекула имеет тетраэдрическую форму, потому что все четыре области являются связями.
Электронная и молекулярная геометрия
Если вокруг атома нет неподелённых пар, электронная и молекулярная геометрии совпадают. Если неподелённые пары есть, они занимают электронные области, но не видны как атомы в названии формы. Их отталкивание обычно сильнее отталкивания связывающих пар: неподелённая пара — неподелённая пара > неподелённая пара — связь > связь — связь.
| Области | Связи | Неподелённые пары | Форма молекулы | Пример |
|---|---|---|---|---|
| 4 | 4 | 0 | тетраэдрическая | \(\mathrm{CH_4}\) |
| 4 | 3 | 1 | тригональная пирамидальная | \(\mathrm{NH_3}\) |
| 4 | 2 | 2 | угловая | \(\mathrm{H_2O}\) |
| 3 | 3 | 0 | тригональная плоская | \(\mathrm{BF_3}\) |
| 2 | 2 | 0 | линейная | \(\mathrm{CO_2}\) |
Не следует путать тип гибридизации с числом связей. В \(\mathrm{NH_3}\) три связи, но гибридизация sp³, поскольку есть ещё одна неподелённая пара. В \(\mathrm{CO_2}\) две двойные связи, и гибридизация sp, поскольку двойная связь считается одной областью.
1. Считать двойную связь за две электронные области. Нужно считать только одно направление связи. 2. Не учитывать неподелённые пары. Они входят в число областей и влияют на форму. 3. Называть форму \(\mathrm{NH_3}\) тетраэдрической. Тетраэдрической является электронная геометрия, а форма молекулы — тригональная пирамидальная. 4. Приписывать sp³ всем атомам с четырьмя связями без проверки структуры: сначала определите области именно у выбранного атома. 5. Считать гибридизацию всей молекулы сразу: у разных атомов одной молекулы она может быть разной.
Связь с правилами строения молекул
Подсчёт электронных областей выполняют после применения правила октета, но правило октета не является универсальным: существуют исключения из правила октета. Для спорных структур полезно проверить формальный заряд атомов и выбрать наиболее разумный вариант структуры Льюиса. После этого гибридизацию определяют отдельно для каждого интересующего атома.
Запишите короткую цепочку: «структура Льюиса → области → гибридизация → электронная геометрия → форма молекулы → угол». Такая последовательность помогает не перепутать число связей, число областей и название формы.
Быстрая проверка
Главное
- Число электронных областей равно числу σ-связей плюс числу неподелённых электронных пар.
- 2 области соответствуют sp и линейной геометрии; 3 — sp² и тригональной плоской; 4 — sp³ и тетраэдрической электронной геометрии.
- Кратность связи не увеличивает число областей: двойная и тройная связи считаются каждая одной областью.
- Неподелённые пары учитывают при определении гибридизации, но не включают в название формы молекулы.
- Надёжный алгоритм: структура Льюиса → число областей → гибридизация → геометрия и угол.