1. Лекция №8.
ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
Гибридизация – процесс «смешивания» валентных
орбиталей, при котором из первоначально
неравноценных по форме и энергии орбиталей
возникают орбитали новой, но уже одинаковой
формы и одинаковой энергии.
Число гибридных орбиталей должно равняться
числу исходных.
sp – гибридизация 180º
(s + р)– орбитали две sp – орбитали
2. sp2
– гибридизация
(s + p + p) – орбитали три sp2
– орбитали
ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
sp3
– гибридизация
(s + p + p + p) – орбитали четыре SP3
– орбитали
109º28'
3. Кроме рассмотренных возможны и другие типы
валентных орбиталей и отвечающие им типы
пространственной конфигурации молекул:
ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
I
II
III IV V
5. Электроны, окружающие атом, в составе соединений
могут быть представлены четырьмя разновидностями:
ТИПЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР
1. σ-электроны (связывающие электронные пары).
2. π-электроны (образуют π-связь).
3. Неподеленные электронные пары (несвязыва-
ющие пары).
4. Неспаренные электроны.
На структуру молекул оказывают влияние
несвязывающие (σ-электроны) и неподеленные
электронные пары. Неспаренные электроны и π-
электроны на структуру молекул не влияют.
6. ТИПЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР
На схемах связывающие пары (σ-электроны), а
также π-электроны изображают черточками,
неподеленные пары – двумя точками:
:O = S
O:
O:
..
..
..
..
..
..
СП
НП
7. Неподеленные пары имеют более диффузное
распределение в пространстве (занимают
больший объем), чем связывающие пары.
Поэтому отталкивание между электронными
парами убывает в такой последовательности:
НП – НП > НП – СП > СП – СП
ОТТАЛКИВАНИЕ МЕЖДУ ЭЛЕКТРОННЫМИ
ПАРАМИ
9. В основе теории ОВЭП лежит идея:
Пары электронов на валентной оболочке
атома отталкивают друг друга и атомы
располагаются так, чтобы уменьшить это
отталкивание.
С точки зрения теории ОВЭП гибридизация –
это способ, с помощью которого молекула
принимает геометрию, обусловленную
отталкиванием электронных пар валентной
оболочки.
ТЕОРИЯ ОТТАЛКИВАНИЯ ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР
(ТЕОРИЯ ОВЭП).
10. РАСПОЛОЖЕНИЕ ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ (ПО ТЕОРИИ ОВЭП)
Число
валентных
электронных
пар
Угол между
парами
(валентный
угол)
Структура молекул
2 1800 линейная
: – А – :
1800
1200
3
треугольная равносторонняя
..
|
A
˙˙ ˙˙
1200
4 1090
28′
..
|
A
˙˙ ˙˙
˙˙
1090
28′
тетраэдрическая
15. АВ6 АВ5Е АВ4Е2
З И К
А–тетраэдр;
Б–тригональная пирамида;
В–угловая форма;
Г–тригональная бипирамида;
Д–искаженный тетраэдр;
Е–Т-форма;
Ж–линейная форма;
З–октаэдр;
И–тетрагональная пирамида;
К–квадрат.
16. ТЕОРИЯ МО
Основана на следующих представлениях:
1. Молекула, как атом, имеет «орбитальное»
строение
обозначение s p d f – атомные
орбиталей: σ π δ φ – молекулярные
2. Молекулярные орбитали – многоцентровые
орбитали (общие для двух и большего числа атомных
ядер).
3. Распределение электронов по молекулярным
орбиталям подчиняется тем же принципам: принципу
наименьшей энергии и принципу Паули.
17. 4. Молекулярные орбитали находят в результате
линейной комбинации (сложения и вычитания)
исходных атомных орбиталей (ЛКАО МО):
ТЕОРИЯ МО
А + В = АВ
ΨА ΨВ ΨМО
св св
Ψмо = С1ΨА + С2ΨВ ; Ψмо – связывающая МО
разр разр
Ψмо = С3ΨА + С4ΨВ ; Ψмо – разрыхляющая МО
В дальнейшем связывающую МО будем
обозначать Ψ, а разрыхляющую Ψ*.
19. Схема образования связывающей (σ) и разрыхляющей (σ*)
МО из атомных 1s – орбиталей.
Ψ2
мо /σ/
А В
Ψ2
мо /σ*/
А В
А В
ΨА
2
(1s) ΨА
2
(1s)
20. Энергетическая схема образования двухатомных
гомонуклеарных молекул элементов начала (А) и
конца второго периода (Б).
МО
АО АО
МО
АО АО
σx*
πz* πy*
πz πy
σx
πz* πy*
πz πy
σx
σx*
Е Е
2р 2р 2р 2р
σs* σs*
σsσs
2s 2s 2s 2s
/Б/ /А/
21. ПОРЯДОК СВЯЗИ =
ЧИСЛО СВЯЗ. ē-ОВ – ЧИСЛО РАЗРЫХ. ē-ОВ
2
N2 σx* O2 σx*
πz* πy* πz* πy*
σx πz πy
πz πy σx
σs* σs*
σs σs
ПОРЯДОК СВЯЗИ
