Различные типы гибридизации и форма атомных орбиталей. Типы ковалентной связи

Поговорим о том, как определить тип гибридизации, а также рассмотрим геометрическое строение молекулы.

История появления термина

В начале двадцатого века Л. Полинглом была предложена теория геометрии молекул с ковалентной связью. В качестве основы для образования связи было взято перекрывание электронных облаков. Метод стали называть валентными связями. Как определять тип гибридизации атомов в соединениях? Автор теории предлагал учитывать смешивание гибридных орбиталей.

Определение

Для того чтобы понять, как определить тип гибридизации в соединениях, разберем, что обозначает этот термин.

Гибридизация представляет собой смешивание электронных орбиталей. Данный процесс сопровождается распределением в них энергии, изменением их формы. В зависимости от того, в каком количестве будут смешиваться s- и p-орбитали, тип гибридизации может быть различным. В органических соединениях атом углерода может существовать в состоянии sp, sp2, sp3. Есть и более сложные формы, в которых участвуют, помимо sp, d-орбитали.

Правила выявления в молекулах неорганических веществ

Выявить вариант гибридизации можно для соединений с ковалентной химической связью, имеющих тип АВп. А - основной атом, В - лиганд, п - число от двух и выше. В подобной ситуации в гибридизацию будут вступать только валентные орбитали главного атома.

Способы определения

Поговорим подробнее о том, как определить тип гибридизации. В химическом понимании данный термин предполагает изменение энергии и формы орбиталей. Наблюдается подобный процесс в тех случаях, когда для образования связи используют электроны, которые принадлежат различным типам.

Чтобы понять, как определить тип гибридизации, рассмотрим молекулу метана. Данное вещество является первым представителем гомологического ряда насыщенных (предельных) углеводородов. В пространстве молекула СН4 является тетраэдром. Единственный атом углерода образует с водородами связи, сходные по энергии и длине. Для того чтобы образовались такие гибридные облака, используются три р- и один эс-электрон.

Четыре облака смешиваются, и возникает четыре одинаковых (гибридных) вида, имеющих форму неправильной восьмерки. Называют такой тип гибридизации sp3. Все углеводороды, в составе которых только простые (одинарные) связи, характеризуются именно таким типом гибридизации атома углерода. Валентный угол составляет 109 градусов 28 минут.

Продолжим разговор о том, как определить тип гибридизации. Примеры ряда этилена дают представление о sp2-гибридизации. Например, в молекуле этилена из четырех в образовании химической связи используется только три. Оставшийся негибридный р-электрон уходит на образование двойной связи.

Ацетилен является простейшим представителем класса СпН2п-2. Особенностью этого класса углеводородов является наличие тройной связи. Из четырех валентных электронов углеродного атома только два меняют свою форму и энергию, становясь гибридными. Два оставшихся электрона принимают участие в образовании двух двойных связей, определяя ненасыщенный характер этого класса органических соединений.

Заключение

Рассматривая вопрос, касающийся для органических и для учитывают гибридизацию При этом происходит выравнивание их энергии и формы. Электрон, располагающийся вблизи ядра связанного атома, характеризуется совокупностью орбиталей, которые обладают одинаковым Информация о типе гибридизации дает возможность оценивать химические свойства вещества.

Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных и -электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, такая гибридизация приводит, в конечном счете, к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости.

Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия . Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,

который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бериллия в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет:

Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние :

Образовавшийся возбужденный атом обладает двумя не-спаренными электронами: электронное облако одного из них соответствует состоянию , другого - . При перекрывании этих электронных облаков с р-электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи (рис. 38).

Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р-орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали (-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. 39, из которого видно, что гибридные -орбитали вытянуты в противоположных направлениях.

Перекрывание гибридных -электронных облаков атома бериллия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на рис. 40.

Рис. 38. Схема перекрывания -электронных облаков атомов фтора с и -электронными облаками атома бериллия (для каждой связи отдельно).Области перекрывания электронных облаков заштрихованы.

Рис. 39. Форма (схематическое изображение) и взаимное расположение гибридных -электронных облаков атома бериллия (для каждой гибридной орбитали отдельно).

Рис. 40. Схема образования химических связей в молекуле . В целях упрощения рисунка гибридные -электронные облака атома бериллия изображены неполностью.

Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей, больше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома бериллия и гибридизацию его атомных орбиталей. Поэтому процесс образования молекулы энергетически выгоден.

Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орбитали, приводящий к образованию двух -орбиталей, называется -гибридизацией. Как показывает рис. 39, -орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула линейна, а обе связи в этой молекуле во всех отношениях равноценны.

Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух р-орбиталей (-гибридизация - читается «эс-пэ-два») образуются три равноценные -орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углами 120° друг к другу (рис. 41). Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы.

Примером молекулы, в которой осуществляется -гибридизация, может служить молекула фторида бора . Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей возбужденного атома бора

образуются три равноценные -орбитали. Поэтому молекула построена в форме правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора, а в вершинах-атомы фтора. Все три связи в молекуле равноценны.

Если в гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали ( - гибридизация), то в результате образуются четыре гибридные -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы метана .

Рис. 41. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Рис. 42. Взаимное расположение гибридных -электронных облаков.

Поэтому молекула метана имеет форму тетраэдра, причем все четыре связи в этой молекуле равноценны.

Вернемся к рассмотрению структуры молекулы воды. При ее образовании происходит -гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол НОН в молекуле близок не к , а к тетраэдрическому углу . Небольшое отличие этого угла от 109,5° можно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. В самом деле, в молекуле метана (I)

все восемь электронов, занимающие в атоме углерода гибридные -орбитали, участвуют в образовании ковалентных связей . Это обусловливает симметричное распределение электронных облаков по отношению к ядру атома углерода. Между тем, в молекуле только четыре из восьми электронов, занимающих гибридные -орбитали атома кислорода, образуют связи , а две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат только атому кислорода. Это приводит к некоторой асимметрии в распределении электронных облаков, окружающих атом кислорода, и, как следствие, к отклонению угла между связями от .

При образовании молекулы аммиака также происходит атомных орбиталей центрального атома (азота). Именно поэтому валентный угол близок к тетраэдрическому. Небольшое отличие этого угла от 109,5° объясняется, как и в молекуле воды, асимметрией в распределении электронных облаков вокруг ядра атома азота: из четырех электронных пар три участвуют в образовании связей N - Н, а одна остается неподеленной.

Как показывают рис. 39, 41 и 42, гибридные электронные облака смещены относительно ядра атома.

Поэтому центр электрического заряда неподеленной электронной пары, находящейся на гибридной орбитали, не совпадает с положением атомного ядра, т. е. с центром имеющегося в атоме положительного заряда. Такое смещение заряда неподеленной электронной пары приводит к появлению дппольного момента, вносящего существенный вклад в суммарный дипольный момент молекулы. Из этого следует, что полярность молекулы зависит не только от полярности отдельных связей и их взаимного расположения (см. § 40), но и от наличия неподеленпых электронных пар на гибридных орбиталях и от пространственного расположения этих орбиталей.

У элементов третьего и последующих периодов в образований гибридных электронных облаков могут участвовать и -орбитали. Особенно важен случай -гибридизации, когда в образовании гибридных орбиталей участвуют одна , три и две -орбитали. В этом случае образуются шесть равноценных гибридных орбиталей, вытянутых в направлениях к вершинам октаэдра. Октаэдрическая структура молекулы , ионов и многих других объясняется -гибридизацией атомных орбиталей центрального атома.

ГИБРИДИЗАЦИЯ - это явление взаимодействия между собой молекулярных орбиталей, близких по энергии и имеющих общие элементы симметрии, с образованием гибридных орбиталей с более низкой энергией.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом электронные облака, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь, и тем прочнее химическая связь между этими атомами

Иногда связь между атомами прочнее, чем этого можно было ожидать на основании расчета. Предполагается, что атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными .

Перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали, усредненные по форме называется гибридизацией .

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Так, при комбинации s- и р-орбиталей (sp-гиб­ридизация) возникают две гибридные орбитали, которые ориентируются под углом 180° друг к другу, рис.3, табл. 5 и 6.

(s+p)-орбитали Две sp- орбитали Две sp-гибридные

орбитали

Рисунок 3 – sp – Гибридизация валентных орбиталей

Таблица 6 – Образование гибридных орбиталей

Таблица 7 – Образование некоторых молекул V и VI периодов

Химическая связь, образуемая электронами гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, так как при гибридизации перекрывание происходит в большей степени. Гибридные орбитали образуют только s-связи .

Подвергаться гибридизации могут орбитали, которые имеют близкие энергии. У атомов с малым значением заряд ядра для гибридизации пригодны только s– и р –орбитали. Это наиболее характерно для элементов второго периода II – VI групп, табл. 6 и 7.

В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома способность образовывать ковалентные связи ослабевавает, усиливается различие в энергиях s - и р-электронов, уменьшается возможность их гибридизации.

Электронные орбитали, участвующие в образовании связей, и их пространственная ориентация определяют геометрическую форму молекул.

Линейная форма молекул . Соединения, имеющие линейную форму молекул, образуются при перекрывании:

1. Двух s– орбиталей (s – s связь): Н 2 , Na 2 , K 2 и др.

2. s - и р–орбиталей (s – р связь): НС1, НВr и др.

3. Двух р– орбиталей (р – р связь): F 2 , C1 2 , Вr 2 и т.д.

s–s s–p р–р

Рисунок 4 – Линейные молекулы

Линейную форму молекул образуют также атомы некоторых элементов II группы с атомами водорода или галогенов (ВеН 2 , ВеГ 2 , ZnГ 2). Рассмотрим образование молекул ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона (2s l и 2р 1), следовательно, происходит sp–гибридизация, при которой образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (см гибридизацию орбиталей). При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывая двух sp–гибридных орбиталей атома бериллия с р–орбиталями двух атомов хлора, в результате образуется молекула линейной формы, рис. 5.

Рисунок 5 – Линейная молекула BeCl 2

Треугольная форма молекул имеет место при образо­вании галогенидов бора, алюминия. Возбужденный атом бо­та имеет три неспаренных электрона (2s 1 и 2р 2), При образовании химических связей происходит sp 2 -гибридизация и образуются три sp 2 - гибиридные орбитали, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120°, рис. 6.

(s+p+p)- три sp 2 - гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 6 – sp 2 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

треугольная молекула ВСl 3 (б)

При взаимодействии бора с хлором происходит перекрывание трех sр 2 -гибридных орбиталей атома бора с р-орбиталями трех атомов хлора, в результате образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника. Валентный угол в молекуле ВСl 3 равен 120°.

Тетраэдрическая форма молекулы характерна для соединений элементов IV группы главной подгруппы с галогенами, водородом. Так, атом углерода в возбужденном со­стоянии имеет четыре неспаренных электрона (2s 1 и 2р 3) следовательно, происходит sp-гибридизация, при которой образуются четыре гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 109,28°, рис. 7.

(s+p+p+p)- четыре sp 3 -гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 7 – sp 3 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

тетраэдрическая молекула СН 4 (б)

При перекрывании четырех sp 3 -гибридных орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется молекула метана, которая имеет форму тетраэдра. Валентный угол равен 109,28°.

Рассмотренные геометрические формы молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические) являются идеальными (правило Гиллеспи).

В отличие от выше рассмотренных соединений молекулы элементов V и VI групп главных подгрупп имеют валентные неподеленные пары электронов, поэтому углы между связями оказываются меньшими по сравнению с идеальным молекулами.

Пирамидальная форма молекул имеет место при образовании водородных соединений элементов V групп главной подгруппы. При образовании химической связи, например, у атома азота также как и у атома углерода происходит sp 3 -гибридизация и образуется четыре sp 3 -гибридные орбитали, которые ориентированы под углом 109,28 о друг к другу. Но в отличие от атома углерода у атома азота в гибридизации принимают участие не только одноэлектронные орбитали (2р 3), но и двухэлектронная (2s 2). Поэтому из четырех sp 3 -гибридных орбиталей на трех находятся по одному электрону (одноэлектронная орбиталь), эти орбитали образуют связи с тремя атомами водорода. Четвертая орбиталь с неподелениой парой электронов не принимает участия в образовании связи. Молекула NH 3 имеет форму пирамиды, рис. 8.

Рисунок 8 – Пирамидальная молекула аммиака

В вершине пирамиды находится атом азота, а в углах (треугольника) основания – атомы водорода. Валентный угол равен 107,3°. Отклонение значения угла от тетраэдрического (109,28°) обусловлено отталкиванием между неподеленной парой электронов на четвертой sp 3 -гибридной ор­битали и связывающими парами на трех остальных орбиталях, т.е. sp 3 -гибридная орбиталь с неподеленной парой электронов отталкивает в направлении от себя три осталь­ные орбитали связи N–H, уменьшая угол до 107,3°.

В соответствии с правилом Гиллеспи: если централь­ный атом относится к элементам третьего или последующих периодов, а концевые атомы принадлежат менее электроотри­цательным элементам, чем галогены, то образование связей осуществляется через чистые р - орбитали и валентные углы становятся » 90°, следовательно, у аналогов азота (Р, As, Sb) гибридизация орбиталей в молекулах водородных соединений не наблюдается. Например, в образовании молекулы фосфина (РН 3) участвуют три неспаренных р-электрона (3s 2 и 3р 3), электронные орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направле­ниях, и s-электроны трех атомов водо­рода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Образовавшиеся молекулы имеют, как и молекулы NН 3 , пирамидальную форму, но в отличие от молекулы NН 3 , в молекуле РН 3 валентный угол равен 93,3°, а в соеди­нениях AsH 3 и SbH 3 – соответственно 91,8 и 91,3°, рис. 9 и табл. 4.

Рисунок 9 – Молекула РН 3

Неподеленная пара электронов будет занимать нес­вязывающую s- орбиталь.

Угловую форму молекул образуют водородные соединения элементов VI группы главной подгруппы. Рассмотренные особенности образования связей в соединениях элементов V группы характерны и для водородных соединений элементов VI группы. Так, в молекуле воды атом кислорода, так же как и атом азота, находится в состоянии sp 3 -гибридизаци. Из четырех sp 3 -гибридных орбитам на двух находится по одному электрону, эти орбитали образуют связи с двумя атомами водорода.

Две другие из четырех sp 3 -гибридных орбиталей содержат по неподеленной паре электронов и не принимав участия в образовании связи.

Молекула Н 2 О имеет угловую форму, валентный угол равен 104,5°. Отклонение значения угла от тетраэдрического в еще большей степени обусловлено отталкиванием от двух неподеленных пар электронов, рис. 10.

Рисунок 10 – Угловая молекула воды

Угловую форму молекул имеют H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, только у аналогов кислорода образование связей в соединенн Н 2 Э осуществляется через чистые р-орбитали (правило Гиллеспи), поэтому валентные углы составляют »90°. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te они соответственно равны 92; 91; 89,5°.

Таблица 8 – Молекулы водородных соединений элементов 2-го периода

Модель атома углерода

Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. 2р-Орбитали расположены под углом 90° друг к другу, а 2s-орбиталь имеет сферическую симметрию. Таким образом, расположение атомных орбиталей углерода в пространстве не объясняет возникновения в органических соединениях валентных углов 109,5°, 120° и 180°.

Чтобы разрешить это противоречие, было введено понятие гибридизации атомных орбиталей. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации.

Возникновением концепции гибридизации мы обязаны Лайнусу Полингу, много сделавшему для развития теории химической связи.

Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений. Ниже мы будем рассматривать этот процесс трансформации орбиталей постадийно. При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. Тем не менее заключения о пространственной ориентации связей углеродного атома, к которым мы в итоге придем, полностью соответствуют реальному положению дел.

Электронная конфигурация атома углерода в основном и возбужденном состоянии

На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. Нас интересует только судьба валентных электронов. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием , один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь. На втором этапе происходит собственно процесс гибридизации, который несколько условно можно представить себе как смешение одной s- и трех р-орбиталей и образование из них четырех новых одинаковых орбиталей, каждая из которых на одну четверть сохраняет свойства s-орбитали и на три четверти - свойства р-орбиталей. Эти новые орбитали получили название sp 3 -гибридных . Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp 3 -гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.

sp3 — гибридизация. Молекула метана.

Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае sp 3 -гибридизации, первый шаг - возбуждение. На втором этапе в гибридизации участвуют одна 2s- и две 2р — орбитали, образуя три s р 2 -гибридных орбитали, расположенных в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Образование трех sр2-гибридных орбиталей

Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости sр 2 –гибридных орбиталей. Затем (третий шаг) две sр 2 -гибридные орбитали двух углеродных атомов объединяют электроны, образуя ковалентную связь. Такая связь, образующаяся в результате перекрывания двух атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома, называется σ -связью .

Образование сигма — и пи-связей в молекуле этилена

Четвертый этап - образование второй связи между двумя углеродными атомами. Связь образуется в результате перекрывания обращенных друг к другу краев негибридизованных 2р-орбиталей и называется π-связью . Новая молекулярная орбиталь представляет собой совокупность двух занятых электронами π-связи областей - над и под σ-связью. Обе связи (σ и π) вместе составляют двойную связь между атомами углерода. И наконец, последний, пятый шаг - образование связей между атомами углерода и водорода с помощью электронов четырех оставшихся sр 2 -гибридных орбиталей.

Двойная связь в молекуле этилена

Третий, последний тип гибридизации, показан на примере простейшей молекулы, содержащей тройную связь,- молекулы ацетилена. Первый шаг - возбуждение атома, такой же, как раньше. На втором этапе происходит гибридизация одной 2s- и одной 2р-орбиталей с образованием двух s р-гибридных орбиталей, которые располагаются под углом 180°. И остаются не измененными две 2р-орбитали, необходимые для образования двух π-связей.

Образование двух sр-гибридных орбиталей

Следующий шаг - образование σ-связи между двумя sр-гибридизованными углеродными атомами, затем образуются две π-связи. Одна σ-связь и две π-связи между двумя атомами углерода вместе составляют тройную связь . И наконец, образуются связи с двумя атомами водорода. Молекула ацетилена имеет линейное строение, все четыре атома лежат на одной прямой.

Мы показали, каким образом три основных в органической химии типа геометрии молекул возникают в результате различных трансформаций атомных орбиталей углерода.

Можно предложить два способа определения типа гибридизации различных атомов в молекуле.

Способ 1 . Наиболее общий способ, пригодный для любых молекул. Основан на зависимости валентного угла от гибридизации:

а) валентные углы 109,5°, 107° и 105° свидетельствуют об sр 3 -гибридизации;

б) валентный угол около 120° -sр 2 -гибридизация;

в) валентный угол 180°-sp-гибридизация.

Способ 2 . Пригоден для большинства органических молекул. Поскольку тип связи (простая, двойная, тройная) связан с геометрией, можно по характеру связей данного атома определить тип его гибридизации:

а) все связи простые – sр 3 -гибридизация;

б) одна двойная связь – sр 2 -гибридизация;

в) одна тройная связь — sp-гибридизация.

Гибридизация — это мысленная операция превращения обычных (энергетически наиболее выгодных) атомных орбиталей в новые орбитали, геометрия которых соответствует экспериментально определенной геометрии молекул.

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.