§ 14.1. Гібрыдызацыя атамных арбіталей

Вывучаючы будову малекул арганічных рэчываў, вы даведаліся, што ўсе малекулы маюць пэўную прасторавую будову. Гэта з’яўляецца вынікам накіраванасці кавалентных сувязей. Кавалентныя сувязі размяшчаюцца ў прасторы ў кірунку максімальнага перакрыцця электронных воблакаў. Вугал паміж сувязямі — валентны вугал — залежыць ад колькасці атамных арбіталей дадзенага атама, якія ўдзельнічаюць ва ўтварэнні σ-сувязей.

Для тлумачэння і прадказання прасторавай будовы малекул як арганічных, так і неарганічных рэчываў, а таксама складаных іонаў (напрыклад, begin mathsize 16px style SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 16px style NH subscript 4 superscript plus end style) выкарыстоўваюць уяўленне аб гібрыдызацыі атамных арбіталей.

Тэрмін гібрыд вам вядомы з біялогіі і азначае арганізм, атрыманы ў выніку скрыжавання. Па аналогіі з гэтым у тэорыі хімічнай сувязі ўводзяць паняцце гібрыдная арбіталь. Яна разглядаецца як вынік своеасаблівага «скрыжавання» розных па форме, але блізкіх па энергіі атамных арбіталей.

Тэарэтычныя ўяўленні аб гібрыдызацыі атамных арбіталей пабудаваны на наступных палажэннях.

1. Пры ўтварэнні кавалентных σ-сувязей зыходныя валентныя s- і p-арбіталі набываюць аднолькавую форму і энергію, ператвараючыся ў гібрыдныя арбіталі.

Гібрыдызацыяй называюць пераразмеркаванне электроннай шчыльнасці арбіталей свабоднага атама пры ўтварэнні малекулы з фарміраваннем гібрыдных арбіталей.

2. Гібрыдныя арбіталі падобныя адна на адну і адрозніваюцца ад зыходных s- і p-арбіталей сваёй энергіяй і формай электроннага воблака. У выніку гібрыдызацыі энергія гібрыдных атамных арбіталей выраўноўваецца. Гібрыдныя арбіталі больш выцягнуты ў прасторы ў бок суседніх атамаў. Гэта забяспечвае іх больш поўнае перакрыванне з атамнымі арбіталямі суседніх атамаў і, адпаведна, больш моцныя сувязі з імі.

3. У гібрыдызацыі ўдзельнічаюць розныя па форме, але блізкія па энергіі атамныя арбіталі. Гэта азначае, што ў гібрыдызацыі могуць удзельнічаць, напрыклад, 2s-арбіталь з 2p-арбіталлю, але не 1s-арбіталь з 2p-арбіталлю.

4. Лік утвораных гібрыдных арбіталей роўны сумарнай колькасці зыходных арбіталей, якія ўдзельнічаюць у гібрыдызацыі.

5. Гібрыдныя арбіталі ўдзельнічаюць ва ўтварэнні толькі σ-сувязей.

6. π-Сувязі ўтвараюцца за кошт бакавога перакрывання негібрыдных арбіталей.

7. Гібрыдныя арбіталі размяшчаюцца ў прасторы на максімальным аддаленні адна ад адной.

8. У гібрыдызацыі ўдзельнічаюць не толькі арбіталі, якія ўтвараюць σ-сувязі, але і s- і р-арбіталі з непадзеленай парай электронаў таго ж энергетычнага ўзроўню. Гібрыдныя арбіталі з непадзеленай парай электронаў займаюць большы аб’ём, чым злучальная пара электронаў паміж двума атамамі. З гэтай прычыны непадзеленыя пары валодаюць максімальнай адштурхоўвальнай сілай, што прыводзіць да памяншэння валентнасці вугла паміж арбіталямі са злучальнымі электронамі.

Адрозніваюць некалькі тыпаў гібрыдызацыі. Кожнаму з іх адпавядае пэўная арыентацыя гібрыдных арбіталей у прасторы (табл. 12.1).

Так, калі атам утварае дзве σ-сувязі за кошт яго адной s- і адной p-арбіталі, то ўтвараюцца дзве sp-гібрыдныя арбіталі, якія арыентаваны адна да адной пад вуглом 180°. Такі тып гібрыдызацыі называюць sp-гібрыдызацыяй.

<i>sp</i>-гибридизация

Калі атам утварае тры σ-сувязі за кошт яго адной s- і дзвюх p-арбіталей, то вугал паміж утворанымі трыма sp2-гібрыднымі арбіталямі складае 120°. Такі тып гібрыдызацыі называюць sp2-гібрыдызацыяй.

<i>sp</i><sup>2</sup>-гибридизация

Калі атам утварае чатыры σ-сувязі за кошт яго адной s- і трох p-арбіталей, то вугал паміж утворанымі чатырма sp3-гібрыднымі арбіталямі складае 109,5°. Такі тып гібрыдызацыі называюць sp3-гібрыдызацыяй.

<i>sp</i><sup>3</sup>-гибридизация

У элементаў 3-га і наступных перыядаў ва ўтварэнні гібрыдных атамных арбіталей могуць удзельнічаць і d-арбіталі.

Такім чынам, размяшчэнне ў прасторы гібрыдных арбіталей вызначае вуглы паміж s-сувязямі, гэта значыць прасторавую будову малекул і складаных іонаў.

Характарыстыкі розных тыпаў гібрыдызацыі і прыклады малекул і складаных іонаў, прасторавая будова якіх адпавядае гэтым тыпах гібрыдызацыі, прыведзены ў табліцы 12.1.

Табліца 12.1. Характарыстыкі sp-, sp2- і sp3-гібрыдызацыі валентных арбіталей цэнтральнага атама

Зыходныя атамныя арбіталіЛік гібрыдных арбіталейТып гібрыдызацыіВалентны вугал*Геаметрычная фігура, якая адпавядае тыпу гібрыдызацыі цэнтральнага атама, і форма структурных адзінакПрыклады
s + p Дзве sp 180°
img
Гантэль, лінейная
begin mathsize 14px style straight O equals straight C equals straight O end style, begin mathsize 14px style straight H minus straight C identical to straight С minus straight H end style, begin mathsize 14px style Cl minus Be minus Cl end style
s + p + p Тры sp2 120°
img
Трохвугольнік, плоская
begin mathsize 14px style BF subscript 3 end style, begin mathsize 14px style SO subscript 3 end style, begin mathsize 14px style СО subscript 3 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 14px style NO subscript 3 superscript minus end style, img
s + p + p + p Чатыры sp3 109,5°
img
Тэтраэдр, тэтраэдрычная
begin mathsize 14px style CH subscript 4 end style, begin mathsize 14px style CCl subscript 4 end style, begin mathsize 14px style NH subscript 4 superscript plus end style, begin mathsize 14px style SiH subscript 4 end style, begin mathsize 14px style PO subscript 4 superscript 3 minus end superscript end style, begin mathsize 14px style SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript end style, begin mathsize 14px style SiO subscript 4 superscript 4 minus end superscript end style

* Паказаны ідэальны валентны вугал. У рэальных структурах з прычыны адштурхоўвання непадзеленых электронных пар валентны вугал можа адхіляцца ад ідэальнага.

Разгледзім, як можна выкарыстоўваць уяўленне аб гібрыдызацыі атамных арбіталей для прадказання і тлумачэння формы малекул неарганічных рэчываў.

Прыклад 1. Валентны вугал у малекуле аміяку складае 107°, а іона амонію — 109,5°. Выкарыстоўваючы ўяўленне аб гібрыдызацыі атамных арбіталей атама азоту, растлумачце назіраныя адрозненні ў значэннях валентных вуглоў у NH3 і NH subscript 4 superscript plus.

Рашэнне

У малекуле аміяку азот з’яўляецца цэнтральным атамам і ўтварае тры кавалентныя сувязі з атамамі вадароду па абменным механізме. Калі б ва ўтварэнні кавалентных сувязей удзельнічалі зыходныя гантэлепадобныя р-арбіталі азоту, то вугал паміж сувязямі павінен быў складаць 90°. Растлумачыць сапраўдны валентны вугал у аміяку можна, калі выкарыстаць уяўленне аб гібрыдызацыі атамных арбіталей.

У атама азоту на валентным слоі ёсць тры няспараныя электроны на р-арбіталях і пара электронаў на s-арбіталі. Пры ўтварэнні хімічных сувязей усе гэтыя арбіталі (s + 3p) падвяргаюцца гібрыдызацыі з утварэннем чатырох sp3-гібрыдных арбіталей, якія ў ідэальным выпадку павінны былі б размяшчацца па вяршынях тэтраэдра пад вуглом адна да адной 109,5°.

Аднак з-за таго што на адной з гібрыдных арбіталей ёсць непадзеленая пара электронаў, якая адштурхоўвае арбіталі са злучальнымі электронамі, валентны вугал памяншаецца да 107°.

У сувязі з тым што арбіталь з непадзеленай парай электронаў не ўваходзіць у апісанне ўзаемнага размяшчэння атамаў, прынята гаварыць, што малекула аміяку мае форму трохвугольнай піраміды з асновай у выглядзе правільнага трохвугольніка з атамаў Н—Н—Н і вяршыняй — атамам N.

Пры далучэнні да малекулы аміяку катыёна вадароду скажэнне валентных вуглоў знікае.

Прыклад 2. У адпаведнасці з эксперыментальнымі дадзенымі валентны вугал H—O—H у малекуле вады складае 104,5°, гэта значыць малекула вады мае вуглавую будову. Выкарыстоўваючы ўяўленне аб гібрыдных арбіталях, растлумачце прасторавую будову малекулы вады.

Рашэнне

У малекуле вады цэнтральны атам кіслароду ўтварае дзве σ-сувязі з атамамі вадароду. Астатнія электроны кіслароду, размешчаныя на валентным электронным слоі, утвараюць дзве непадзеленыя пары. У гэтым выпадку можна гаварыць пра ўтварэнне чатырох гібрыдных арбіталей (s + 3p) і, адпаведна, пра sp3-гібрыдызацыю арбіталей атама кіслароду.

Як і ў выпадку малекулы аміяку, гібрыдныя арбіталі арыентаваны па вуглах тэтраэдра, аднак арбіталі з дзвюма непадзеленымі парамі электронаў адштурхоўваюць пары электронаў, якія ўтвараюць хімічныя сувязі О—Н. Гэта памяншае валентны вугал Н—О—Н. Ён становіцца роўным 104,5°, гэта значыць меншым за тэтраэдрычны (109,5°):

Непадзеленыя пары электронаў не ва ўсіх злучэннях валодаюць моцным адштурхоўвальным дзеяннем на электроны хімічнай сувязі. Напрыклад, у спіртах валентны вугал H—O—C складае 107–109° і мала адрозніваецца ад тэтраэдрычнага. У малекуле сернай кіслаты вугал H—O—S таксама складае 108,5° і таксама мала адрозніваецца ад тэтраэдрычнага. У простых эфірах, напрыклад H3C—O—CH3, вугал C—O—C складае 109–112° і таксама блізкі да тэтраэдрычнага.

Пры вызначэнні прасторавай будовы малекул заўсёды трэба памятаць, што, як усякае мадэльнае ўяўленне, паняцце аб гібрыдызацыі мае абмежаваную сферу ўжывання. Калі пры вызначэнні формы малекул, утвораных элементамі 2-га перыяду, гібрыдызацыя дае добры прагноз, то для элементаў перыядаў з вялікімі нумарамі яе прадказальныя магчымасці не заўсёды супадаюць з эксперыментальнымі дадзенымі. Напрыклад, у малекулах вады і серавадароду атамы кіслароду і серы, з пункту гледжання магчымага тыпу гібрыдызацыі, павінны знаходзіцца ў стане sp3-гібрыдызацыі. Аднак у малекуле вады валентны вугал блізкі да тэтраэдрычнага, а ў малекуле серавадароду ён складае 92°. Тым не менш валентны вугал у малекуле H3C—S—H складае ўжо 99,5°, у малекуле Cl—S—Cl — 103°, а ў цыклічнай малекулы S8 вугал S—S—S роўны 108°, што вельмі блізка да 109,5°.