Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

8.2: Гібридні атомні орбіталі

  1. Last updated
  2. Save as PDF
  • Page ID
    22427

    • \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

    Цілі навчання
    • Поясніть поняття атомно-орбітальної гібридизації
    • Визначте гібридні орбіталі, пов'язані з різними молекулярними геометріями

    Мислення з точки зору перекриття атомних орбіталів - це один із способів пояснити, як утворюються хімічні зв'язки в двоатомних молекулах. Однак, щоб зрозуміти, як молекули з більш ніж двома атомами утворюють стабільні зв'язки, нам потрібна більш детальна модель. Як приклад розглянемо молекулу води, в якій у нас один атом кисню зв'язується з двома атомами водню. Кисень має електронну конфігурацію 1 s 2 2 s 2 2 p 4, з двома непарними електронами (по одному в кожній з двох 2 p орбіталей). Теорія валентних зв'язків передбачала б, що дві O—H зв'язки утворюються від перекриття цих двох орбіталів 2 p з орбіталями 1 s атомів водню. Якби це було так, кут зв'язку був би 90°, як показано на малюнку\(\PageIndex{1}\), оскільки орбіталі p перпендикулярні один одному. Експериментальні дані показують, що кут зв'язку становить 104,5°, а не 90°. Прогнозування моделі теорії валентних зв'язків не відповідає реальним спостереженням молекули води; потрібна інша модель.

    Малюнок\(\PageIndex{1}\): Гіпотетичне перекриття двох орбіталів 2p на атомі кисню (червоний) з 1s орбіталями двох атомів водню (синього кольору) призведе до кута зв'язку 90°. Це не узгоджується з експериментальними доказами. 1
    Дві арахісоподібні орбіталі лежать перпендикулярно один одному. Вони перекриваються сферичними орбіталями зліва і вгорі діаграми.

    Квантово-механічні розрахунки дозволяють припустити, чому спостережувані кути зв'язку в H 2 O відрізняються від передбачених перекриттям 1 с орбіталі атомів водню з орбіталями 2 р атома кисню. Математичний вираз, відомий як хвильова функція, ψ, містить інформацію про кожну орбіту та хвилеподібні властивості електронів в ізольованому атомі. Коли атоми пов'язані між собою в молекулі, хвильові функції об'єднуються, утворюючи нові математичні описи, які мають різну форму. Цей процес об'єднання хвильових функцій для атомних орбіталів називається гібридизацією і математично досягається лінійною комбінацією атомних орбіталів LCAO (методика, з якою ми знову зіткнемося пізніше). Нові орбіталі, які призводять до цього, називаються гібридними орбіталями. Валентні орбіталі в ізольованому атомі кисню - це орбіталь 2 s і три орбіталі 2 р. Валентні орбіталі в атомі кисню в молекулі води відрізняються; вони складаються з чотирьох еквівалентних гібридних орбіталей, які вказують приблизно до кутів тетраедра (рис.\(\PageIndex{2}\)). Отже, перекриття орбіталів O і H повинно призвести до чотиригранного кута зв'язку (109,5°). Спостережуваний кут 104,5° є експериментальним доказом, для якого квантово-механічні розрахунки дають корисне пояснення: теорія валентних зв'язків повинна включати компонент гібридизації, щоб дати точні прогнози.

    Малюнок\(\PageIndex{2}\): (а) Молекула води має чотири області електронної щільності, тому теорія VSEPR передбачає чотиригранне розташування гібридних орбіталей. (b) Дві гібридні орбіталі на кисні містять поодинокі пари, а дві інші перекриваються 1s орбіталями атомів водню, утворюючи O—H зв'язки в H 2 O. Цей опис більше відповідає експериментальній структурі.
    Дві діаграми показані та марковані «a» та «b». На схемі а зображені дві орбіталі у формі арахісу, що лежать у чотиригранному розташуванні навколо літери «О.» На діаграмі b показані ті ж дві орбіталі, але тепер вони перекриваються вгорі та ліворуч двома сферичними орбіталями, кожна з яких позначена «H». Пара електронів займає кожну частку арахісоподібних орбіталей.

    Наступні ідеї важливі для розуміння гібридизації:

    1. Гібридні орбіталі не існують в ізольованих атомах. Вони утворюються тільки в ковалентно зв'язаних атомах.
    2. Гібридні орбіталі мають форми та орієнтації, які сильно відрізняються від форм атомних орбіталей в ізольованих атомах.
    3. Набір гібридних орбіталів генерується шляхом об'єднання атомних орбіталей. Кількість гібридних орбіталів у наборі дорівнює кількості атомних орбіталей, які були об'єднані для отримання множини.
    4. Всі орбіталі в наборі гібридних орбіталей еквівалентні за формою та енергією.
    5. Тип гібридних орбіталів, що утворюються в зв'язаному атомі, залежить від геометрії його електронної пари, як це передбачено теорією VSEPR.
    6. Гібридні орбіталі перекриваються з утворенням σ зв'язків. Негібридизовані орбіталі перекриваються з утворенням π зв'язків.

    У наступних розділах ми обговоримо поширені типи гібридних орбіталей.

    sp гібридизація

    Атом берилію в газоподібній молекулі BeCl 2 є прикладом центрального атома без одиноких пар електронів в лінійному розташуванні трьох атомів. У молекулі BeCl 2 є дві області валентної електронної щільності, які відповідають двом ковалентним зв'язкам Be—Cl. Для розміщення цих двох електронних доменів дві з чотирьох валентних орбіталів атома Be змішуватимуться, щоб отримати дві гібридні орбіталі. Цей процес гібридизації включає змішування валентної s орбіталі з однією з валентних p орбіталів з отриманням двох еквівалентних sp гібридних орбіталів, які орієнтовані в лінійній геометрії (рис.\(\PageIndex{3}\)). На цьому малюнку сукупність sp орбіталів виглядає схожою за формою з вихідною p орбітальної, але є важлива відмінність. Кількість атомних орбіталів, об'єднаних завжди дорівнює кількості сформованих гібридних орбіталей. p орбітальна - це одна орбітальна, яка може утримувати до двох електронів. Набір sp - це дві еквівалентні орбіталі, які вказують на 180° один від одного. Два електрони, які спочатку були в орбіталі s, тепер розподілені на дві орбіталі sp, які наполовину заповнені. У газоподібних BeCl 2 ці напівзаповнені гібридні орбіталі перекриватимуться орбіталями з атомів хлору, утворюючи дві однакові зв'язки σ.

    Малюнок\(\PageIndex{3}\): Гібридизація s орбіти (синя) і p орбітальна (червона) одного і того ж атома дає дві sp гібридні орбіталі (жовтий). Кожна гібридна орбітальна орієнтована насамперед лише в одному напрямку. Зверніть увагу, що кожна орбітальна sp містить одну частку, яка значно більша за іншу. Множина двох орбіталів sp орієнтована на 180°, що відповідає геометрії для двох доменів.
    Показано серію з трьох діаграм, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, яка позначена як «Гібридизація», та стрілкою, спрямованою вниз, з написом «Дає лінійне розташування». На першій діаграмі показана синя сферична орбіта та червона орбітальна форма арахісу, кожна з яких розміщена на системі осі X, Y, Z. На другій схемі показані ті ж дві орбіталі, але вони тепер фіолетові і мають одну збільшену частку і одну меншу частку. Кожен лежить уздовж осі х на кресленні. Третя діаграма показує ті ж дві орбіталі, але їх менші частки тепер перекриваються вздовж осі x, тоді як їх більші частки розташовані на і позначені як «180 градусів» одна від одної.

    Проілюструємо електронні відмінності в ізольованому атомі Be і в зв'язаному атомі Be на орбітальній діаграмі енергетичного рівня на рис\(\PageIndex{4}\). Ці діаграми представляють кожну орбіталь горизонтальною лінією (із зазначенням її енергії) і кожен електрон стрілкою. Енергія збільшується до верхньої частини діаграми. Ми використовуємо одну стрілку вгору, щоб позначити один електрон в орбіталі і дві стрілки (вгору і вниз) для позначення двох електронів протилежного спина.

    Рисунок\(\PageIndex{4}\): Ця орбітальна діаграма рівня енергії показує sp гібридизовані орбіталі на Be в лінійній молекулі BeCl 2. Кожна з двох гібридних орбіталів sp тримає один електрон і, таким чином, наполовину заповнений і доступний для склеювання через перекриття з орбіталлю Cl 3p.
    Схема показана з двох частин, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, з написом «Гібридизація». На лівій діаграмі показано стрілку вгору з позначкою «E». Праворуч внизу стрілки розташована коротка горизонтальна лінія з позначкою «2 с», яка має дві вертикальні напівстрілки, спрямовані вгору і вниз на ній. Праворуч вгорі від стрілки розташовані ряд з трьох коротких горизонтальних ліній з позначкою «2 п.» Над цими двома множинами рядків є фраза «Орбіталі в ізольованому атомі B e». У правій частині діаграми показано дві короткі горизонтальні лінії, розміщені на півдорозі вгору простору і кожна з яких позначена «s p». На кожній лінії вертикально намальована спрямована вгору половинна стрілка. Над цими лініями розташовані дві інші короткі горизонтальні лінії, кожна з яких позначена «2 п.» Над цими двома множинами рядків є фраза, «Орбітали в s p гібридизовані B e в B e C l індекс 2».

    Коли атомні орбіталі гібридизуються, валентні електрони займають новостворені орбіталі. Атом Be мав два валентних електронів, тому кожна з орбіталів sp отримує один з цих електронів. Кожен з цих електронів з'єднується з непарним електроном на атомі хлору, коли гібридна орбіта та орбітальна хлор перекриваються під час формування зв'язків Be—Cl. Будь-який центральний атом, оточений лише двома областями валентної електронної щільності в молекулі, буде демонструвати sp гібридизацію. Інші приклади включають атом ртуті в лінійній молекулі HgCl 2, атом цинку в Zn (CH 3) 2, який містить лінійне розташування C—Zn—C, і атоми вуглецю в HCCH і CO 2.

     

    sp 2 Гібридизація

    Валентні орбіталі центрального атома, оточені трьома областями електронної густини, складаються з безлічі трьох гібридних орбіталей sp 2 і однієї негібридизованої p орбіталі. Це розташування є результатом sp 2 гібридизації, змішування однієї s орбітальної та двох p орбіталів для отримання трьох однакових гібридних орбіталів, орієнтованих у тригональній планарній геометрії (рис.\(\PageIndex{5}\)).

    Рисунок\(\PageIndex{5}\): Гібридизація s орбітального (синього) та двох p орбіталів (червоного кольору) дає три еквівалентні sp 2 гібридизовані орбіталі (жовті), орієнтовані на 120° відносно один одного. Решта негібридизованої p орбіталі тут не показана, а розташована уздовж осі z.
    Показано серію з трьох діаграм, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, яка позначена як «Гібридизація», та спрямованою вниз стрілкою з написом «Дає тригональне площинне розташування». На першій діаграмі показана синя сферична орбіталь та дві червоні орбіталі у формі арахісу, кожна з яких розміщена на системі осі X, Y, Z. Дві червоні орбіталі розташовані на осях x і z відповідно. На другій схемі показані ті ж три орбіталі, але вони тепер фіолетові і мають одну збільшену частку і одну меншу частку. Кожен лежить в різній осі на кресленні. Третя діаграма показує ті ж три орбіталі, але їх менші частки тепер перекриваються, тоді як їх більші частки розташовані і позначені як «120 градусів» один від одного.

    Хоча квантова механіка дає «пухкі» орбітальні частки, як зображено на малюнку\(\PageIndex{5}\), іноді для наочності ці орбіталі малюються тонше і без незначних часточок, як на малюнку\(\PageIndex{6}\), щоб уникнути затемнення інших особливостей даної ілюстрації. Ми будемо використовувати ці «тонші» уявлення, коли справжній погляд занадто переповнений, щоб легко візуалізувати.

    Малюнок\(\PageIndex{6}\): Цей альтернативний спосіб малювання тригональних планарних гібридних орбіталів sp 2 іноді використовується в більш переповнених фігурах.
    Показані три кульоподібні орбіталі, і з'єднуються між собою біля їх більш вузьких кінців в одній площині. Кут між парою пелюсток маркується, «120 градусів».

    Спостережувана структура молекули бору, BH 3, передбачає гібридизацію sp 2 для бору в цій сполуці. Молекула тригональна планарна, а атом бору бере участь в трьох зв'язках з атомами водню (рис.\(\PageIndex{7}\)).

    Малюнок\(\PageIndex{7}\): BH 3 - електрон-дефіцитна молекула з тригональної плоской структурою.
    Показано, що атом бору з'єднаний з трьома атомами водню, які розташовані навколо нього, як піраміда. Кут від однієї лінії, що з'єднує атом бору з атомом водню, до іншої лінії, що з'єднує атом бору з атомом водню, маркується «120 градусів».

    Ми можемо проілюструвати порівняння орбіталів та розподілу електронів в ізольованому атомі бору та в зв'язаному атомі в BH 3, як показано на діаграмі рівня орбітальної енергії на малюнку\(\PageIndex{8}\). Ми перерозподіляємо три валентні електрони атома бору на трьох гібридних орбіталах sp 2, а кожна пара електронів бору з електроном водню при утворенні зв'язків B—H.

    Малюнок\(\PageIndex{8}\): В ізольованому атомі B є одна 2s і три 2p валентні орбіталі. Коли бор знаходиться в молекулі з трьома областями електронної щільності, три орбіталі гібридизуються і створюють набір з трьох орбіталів sp 2 і однієї негібридизованої 2p орбіталі. Три наполовину заповнені гібридні орбіталі кожен перекриваються орбіталлю з атома водню, утворюючи три σ зв'язки в BH 3.
    Схема показана з двох частин, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, з написом «Гібридизація». На лівій діаграмі показано стрілку вгору з написом «E.» Праворуч внизу стрілки розташована коротка горизонтальна лінія з позначкою «2 с», яка має дві вертикальні напівстрілки, спрямовані вгору і вниз на ній. Праворуч вгорі від стрілки розташовані ряд з трьох коротких горизонтальних ліній з позначкою «2 п.» Над обома множинами цих рядків знаходиться фраза «Орбіталі в ізольованому атомі B». Одна з ліній має вертикальну, спрямовану вгору стрілку, намальовану на ній. У правій частині діаграми показано три короткі горизонтальні лінії, розміщені на півдорозі вгору простору і кожна з яких позначена «s p верхній індекс 2». На кожній лінії вертикально намальована спрямована вгору половинна стрілка. Над цими лініями розташовується одна інша коротка, горизонтальна лінія, позначена, «2 п.» Над обома множинами рядків знаходиться фраза «Орбіталі в s p надіндексу 2 гібридизованого атома B в B H індексу 3».

    Будь-який центральний атом, оточений трьома областями електронної щільності, буде демонструвати гібридизацію sp 2. Сюди входять молекули з одинокою парою на центральному атомі, такі як ClNO (рис.\(\PageIndex{9}\)), або молекули з двома одинарними зв'язками і подвійною зв'язком, з'єднаної з центральним атомом, як у формальдегіду, CH 2 O, і етена, H 2 CCH 2.

    Рисунок\(\PageIndex{9}\): Центральний атом (и) у кожній із показаних структур містять три області електронної щільності і є sp 2 гібридизованими. Як ми знаємо з обговорення теорії VSEPR, область електронної щільності містить всі електрони, які вказують в одному напрямку. Самотня пара, непарний електрон, одиночний зв'язок або множинний зв'язок будуть рахуватися як одна область електронної щільності.
    Показані три структури Льюїса. Ліва структура показує атом хлору, оточений трьома самотніми парами електронів, одинарних зв'язаних з атомом азоту з однією самотньою парою електронів і подвійно зв'язаний з атомом кисню з двома одинокими парами електронів. Середня структура показує атом вуглецю, один пов'язаний з двома атомами водню і подвійний зв'язаний з атомом кисню, який має дві одинокі пари електронів. Правостороння структура показує два атоми вуглецю, подвійно з'єднані один з одним і кожен з них пов'язаний з двома атомами водню.

     

    sp 3 Гібридизація

    Валентні орбіталі атома, оточені чотиригранним розташуванням сполучних пар і одиноких пар, складаються з безлічі чотирьох гібридних орбіталів sp 3. Гібриди є результатом змішування однієї s орбітальної і всіх трьох p орбіталів, що виробляє чотири однакові sp 3 гібридні орбіталі (рис.\(\PageIndex{10}\)). Кожна з цих гібридних орбіталів вказує на інший кут тетраедра.

    Рисунок\(\PageIndex{10}\): Гібридизація s орбітального (синього) та трьох p орбіталів (червоний) дає чотири еквівалентні sp 3 гібридизовані орбіталі (жовті), орієнтовані на 109,5° відносно один одного.
    Показано ряд з трьох діаграм, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, яка позначена як «Гібридизація», та спрямованою вниз стрілкою з написом «Дає чотиригранне розташування». На першій діаграмі показана синя сферична орбіталь та три червоні орбіталі у формі арахісу, кожна з яких розміщена на системі осей x, y, z. Три червоні орбіталі розташовані на осях x, y і z відповідно. На другій схемі показані ті ж чотири орбіталі, але вони тепер фіолетові і мають одну збільшену частку і одну меншу частку. Кожен лежить в різній осі на кресленні. Третя діаграма показує ті ж чотири орбіталі, але їх менші частки тепер перекриваються, утворюючи чотиригранну структуру.

    Молекула метану, СН 4, складається з атома вуглецю, оточеного чотирма атомами водню по кутах тетраедра. Атом вуглецю в метані проявляє гібридизацію sp 3. Проілюструємо орбіталі та розподіл електронів в ізольованому атомі вуглецю та в зв'язаному атомі в CH 4 на рис\(\PageIndex{11}\). Чотири валентні електрони атома вуглецю розподілені порівну на гібридних орбіталах, а кожна вуглецева електронна пара з електроном водню при утворенні зв'язків С—Н.

    Малюнок\(\PageIndex{11}\): Чотири валентні атомні орбіталі з ізольованого атома вуглецю гібридизуються, коли вуглецеві зв'язки в молекулі, як CH 4, з чотирма областями електронної щільності. Це створює чотири еквівалентні sp 3 гібридизовані орбіталі. Перекриття кожної з гібридних орбіталей водневою орбіталлю створює зв'язок C—H σ.
    Схема показана з двох частин, з'єднаних стрілкою, спрямованою вправо, з написом «Гібридизація». На лівій діаграмі показано стрілку вгору з написом «E.» Праворуч внизу стрілки розташована коротка горизонтальна лінія з позначкою «2 с», яка має дві вертикальні напівстрілки, спрямовані вгору і вниз на ній. Праворуч вгорі від стрілки розташовані ряд з трьох коротких горизонтальних ліній з позначкою «2 п.» Дві з ліній мають вертикальну, спрямовану вгору стрілку, намальовану на них. Над обома множинами рядків знаходиться фраза «Орбіталі в ізольованому атомі С». У правій частині діаграми показано чотири короткі горизонтальні лінії, розміщені на півдорозі вгору простору і кожна з яких позначена «s p верхній індекс 3». На кожній лінії вертикально намальована спрямована вгору половинна стрілка. Над цими рядками знаходиться фраза «Орбіталі в s p надіндексу 3 гібридизованого атома C в C H індексу 4».

    У молекулі метану орбіталь 1 s кожного з чотирьох атомів водню перекривається однією з чотирьох орбіталей sp 3 атома вуглецю, утворюючи сигма-зв'язок (σ). Це призводить до утворення чотирьох сильних, еквівалентних ковалентних зв'язків між атомом вуглецю і кожним з атомів водню для отримання молекули метану, CH 4.

    Структура етану, C 2 H 6, подібна до структури метану в тому, що кожен вуглець в етані має чотири сусідніх атома, розташовані по кутах тетраедрону - три атоми водню і один атом вуглецю (рис.\(\PageIndex{10}\)). Однак у етані орбіталі sp 3 одного атома вуглецю перекривається кінець в кінець орбіталлю sp 3 другого атома вуглецю, утворюючи σ зв'язок між двома атомами вуглецю. Кожна з решти гібридних орбіталів sp 3 перекривається s орбіталлю атома водню з утворенням вуглецево-водневих σ зв'язків. Структура і загальний контур склеювальних орбіталей етану наведені на малюнку\(\PageIndex{12}\). Орієнтація двох груп СН 3 не зафіксована відносно один одного. Експериментальні дані показують, що обертання навколо σ зв'язків відбувається легко.

    Малюнок\(\PageIndex{12}\): (а) У молекулі етану, C 2 H 6, кожен вуглець має чотири орбіталі sp 3. (b) Ці чотири орбіталі перекриваються, утворюючи сім σ зв'язків.
    Дві діаграми показані та марковані «a» та «b». Діаграма a показує два атоми вуглецю, кожен з яких оточений своїми чотирма s p індексом три гібридизовані орбіталі в тривимірному розташуванні. Кожна з орбіталей показана перекриттям сферичним атомом водню. Діаграма b показує однакове загальне розташування, але атоми водню просто представлені a, «H» і їх сферичні орбіталі не показані.

    Гібридна орбіта sp 3 також може утримувати одиночну пару електронів. Наприклад, атом азоту в аміаку оточений трьома парами зв'язку і самотньою парою електронів, спрямованих до чотирьох кутів тетраедра. Атом азоту sp 3 гібридизований з однією гібридною орбітою, зайнятою самотньою парою.

    Молекулярна структура води узгоджується з чотиригранним розташуванням двох одиноких пар і двох сполучних пар електронів. Таким чином, ми говоримо, що атом кисню sp 3 гібридизований, причому дві гібридні орбіталі зайняті одинокими парами і двома парами зв'язку. Оскільки одинокі пари займають більше місця, ніж склеювальні пари, структури, що містять поодинокі пари, мають кути зв'язку, трохи спотворені від ідеалу. Ідеальні тетраедри мають кути 109,5°, але спостерігаються кути в аміаку (107,3°) та воді (104,5°) трохи менші. Інші приклади гібридизації sp 3 включають cCl 4, pCl 3 та NCl 3.

     

    сп 3 д і сп 3 д 2 гібридизація

    Щоб описати п'ять зв'язкових орбіталів у тригональному біпірамідному розташуванні, ми повинні використовувати п'ять атомних орбіталів валентної оболонки (орбіталь s, три орбіталі p та одну з орбіталів d), що дає п'ять sp 3 d гібридні орбіталі. При восьмигранному розташуванні шести гібридних орбіталей ми повинні використовувати шість атомних орбіталів валентної оболонки (орбіталь s, три орбіталі p та дві орбіталі d в валентній оболонці), що дає шість sp 3 d 2 гібридні орбіталі. Ці гібридизації можливі лише для атомів, які мають d орбіталів у своїх валентних підоболонках (тобто не тих, що знаходяться в першому чи другому періоді).

    Малюнок\(\PageIndex{13}\): Три сполуки на фото демонструють гібридизацію sp 3 d в центральному атомі та тригональній біпірамідній формі. SF 4 і\(ClF_4^+\) мають одну одиноку пару електронів на центральному атомі, а CLF 3 має дві одинокі пари, що надають йому показану Т-подібну форму.
    Показано три структури Льюїса разом з позначеннями молекулярної форми. На лівому зображенні зображений атом сірки, поодиноко пов'язаний з чотирма атомами фтору. Атом сірки має одну одиноку пару електронів, тоді як кожен фтор має три. Два атоми фтору малюються вертикально вгору і вниз від сірки, тоді як інші два показані, що входять і виходять зі сторінки. Друга структура показує один атом хлору, поодиноко пов'язаний з трьома атомами фтору. Хлор має дві одинокі пари електронів, тоді як кожен фтор має три. Два атоми фтору малюються вертикально вгору і вниз від сірки, а інший - горизонтально. Правильна структура показує атом хлору, поодиноко пов'язаний з чотирма атомами фтору. Атом хлору має одну одиноку пару електронів і надіндексний знак плюс, тоді як кожен фтор має три одинокі пари електронів. Два атоми фтору малюються вертикально вгору і вниз від сірки, тоді як інші два показані, що входять і виходять зі сторінки.

    У молекулі пентахлориду фосфору, pCl 5, є п'ять зв'язків P—Cl (таким чином, п'ять пар валентних електронів навколо атома фосфору), спрямованих до кутів тригональної біпіраміди. Ми використовуємо орбіталь 3 s, три орбіталі 3 p та одну з 3 d орбіталів для формування набору п'яти гібридних орбіталів sp 3 d (рис.\(\PageIndex{13}\)), які беруть участь у зв'язках P—Cl. Інші атоми, які проявляють гібридизацію sp 3 d, включають атом сірки в SF 4 і атоми хлору в CLF 3 і в\(\ce{ClF4+}\). (Електрони на атомах фтору опущені для наочності.)

    Рисунок\(\PageIndex{14}\): (а) П'ять областей електронної щільності навколо фосфору в pCl 5 вимагають п'яти гібридних орбіталів sp 3 d. (b) Ці орбіталі об'єднуються, утворюючи тригональну біпірамідну структуру з кожною великою часткою гібридної орбіти, спрямованої на вершину. Як і раніше, є також невеликі частки, спрямовані в протилежну сторону для кожної орбіти (не показані для наочності).
    Два зображення показані та позначені «a» та «b». Зображення a зображує модель кулі та палички в тригональному біпірамідальному розташуванні. Зображення b зображує гібридні орбіталі в тому ж розташуванні, і кожна з них позначена як «s p верхній індекс три d».

    Атом сірки в гексафториду сірки SF 6 проявляє гібридизацію sp 3 d 2. Молекула гексафториду сірки має шість сполучних пар електронів, що з'єднують шість атомів фтору з одним атомом сірки. На центральному атомі немає самотніх пар електронів. Щоб зв'язати шість атомів фтору, орбітальні 3 s, три орбіталі 3 p та два з 3 d орбіталів утворюють шість еквівалентних sp 3 d 2 гібридних орбіталів, кожен спрямований до іншого кута октаедра. Інші атоми, які проявляють гібридизацію sp 3 d 2\(\ce{PCl6-}\), включають атом фосфору в, атом йоду в інтергалогенах\(\ce{IF6+}\), IF 5\(\ce{ICl4-}\),\(\ce{IF4-}\) і атом ксенону в xeF 4.

    Малюнок\(\PageIndex{15}\): (а) гексафторид сірки, SF 6, має восьмигранну структуру, яка вимагає гібридизації sp 3 d 2. (b) Шість орбіталів sp 3 d 2 утворюють октаедричну структуру навколо сірки. Знову ж таки, незначна частка кожної орбіти не показана для наочності.
    Два зображення показані та позначені «a» та «b». Зображення a зображує модель кулі та палички у восьмигранному розташуванні. Зображення b зображує гібридні орбіталі в тому ж розташуванні, і кожна з них позначена, «s p верхній індекс три d верхній індекс два».

     

    Призначення гібридних орбіталів центральним атомам

    Гібридизація атома визначається виходячи з кількості областей електронної густини, які його оточують. Геометричні розташування, характерні для різних наборів гібридних орбіталей, наведені на рисунку\(\PageIndex{16}\). Ці механізми ідентичні геометрії електронної пари, передбачені теорією VSEPR. Теорія VSEPR передбачає форми молекул, а гібридна орбітальна теорія дає пояснення того, як ці форми формуються. Щоб знайти гібридизацію центрального атома, ми можемо скористатися наступними рекомендаціями:

    1. Визначте структуру Льюїса молекули.
    2. Визначте кількість областей електронної щільності навколо атома за допомогою теорії VSEPR, в якій одиночні зв'язки, множинні зв'язки, радикали та одиночні пари рахуються як одна область.
    3. Призначте набір гібридизованих орбіталей з малюнка\(\PageIndex{16}\), який відповідає цій геометрії.
    Малюнок\(\PageIndex{16}\): Форми гібридизованих орбітальних наборів узгоджуються з геометрією електронної пари. Наприклад, атом, оточений трьома областями електронної щільності, є sp 2 гібридизованим, а три орбіталі sp 2 розташовані тригонально планарно.
    Показано таблицю, яка складається з п'яти стовпців і шести рядків. Рядок заголовка містить фрази «Області електронної щільності», «Розташування» (який має два стовпці під ним) та «Гібридизація» (який має два стовпці під ним). Перший стовпець містить цифри «2», «3», «4», «5» та «6». Другий стовпець містить зображення прямої, трикутника, тристоронньої піраміди, трикутної біпіраміди та восьмигранного окатаедра. Третій стовпець містить терміни: «Лінійний», «Трикутний площинний», «Тетраедричний», «Трикутний біпірамідний» та «Восьмигранний». Четвертий стовпець містить терміни «s p», «s p верхній індекс 2», «s p верхній індекс 3», «s p верхній індекс 3 d» та «s p верхній індекс 3 d верхній індекс 2». Останній стовпець містить малюнки молекул, що починаються з арахісоподібної структури, позначеної кутом «180 градусів». Друга структура складається з трьох однакових за розміром закруглених структур, з'єднаних в одній точці з кутом «120 градусів», тоді як третя структура являє собою тривимірне розташування чотирьох рівнорозмірних округлих структур, позначених як «109,5 градусів». Четверта структура складається з п'яти однакових за розміром округлих структур, з'єднаних на «120 і 90 градусах», тоді як п'ята структура має шість рівних за розміром округлі структури, з'єднані на «90 градусів».

    Важливо пам'ятати, що гібридизація була розроблена для раціоналізації експериментально спостережуваних молекулярних геометрій, а не навпаки.

    Модель добре працює для молекул, що містять малі центральні атоми, у яких валентні електронні пари знаходяться близько один до одного в просторі. Однак для більших центральних атомів електронні пари валентность-оболонка знаходяться далі від ядра, і відштовхувань менше. Їх сполуки демонструють структури, які часто не відповідають теорії VSEPR, а гібридизовані орбіталі не потрібні для пояснення спостережуваних даних.

     

    Показані три структури Льюїса. Ліва структура показує атом кисню з двома одинокими парами електронів, одинарними зв'язаними з двома атомами водню. Середня структура складається з атома сірки з двома одинокими парами електронів, одинарними зв'язаними з двома атомами водню. Правильна структура складається з атома телуру з двома одинокими парами електронів, одинарними зв'язаними з двома атомами водню. Зліва направо кути зв'язку кожної молекули зменшуються.

    Наприклад, ми обговорили кут зв'язку H—O—H в H 2 O, 104,5°, що більше відповідає гібридним орбіталям sp 3 (109,5°) на центральному атомі, ніж з 2 p орбіталями (90°). Сірка знаходиться в тій же групі, що і кисень, а H 2 S має схожу структуру Льюїса. Однак він має набагато менший кут зв'язку (92,1°), що свідчить про набагато меншу гібридизацію на сірці, ніж кисень. Продовжуючи вниз по групі, телур навіть більший за сірку, а для H 2 Te спостережуваний кут зв'язку (90°) узгоджується з перекриттям орбіталів 5 р, не викликаючи гібридизації. Ми викликаємо гібридизацію там, де необхідно пояснити спостережувані структури.

    Приклад\(\PageIndex{1}\): Assigning Hybridization

    Ammonium sulfate is important as a fertilizer. What is the hybridization of the sulfur atom in the sulfate ion, \(\ce{SO4^2-}\)?

    Solution

    The Lewis structure of sulfate shows there are four regions of electron density.

    Figure \(\PageIndex{16}\)).
    A structure is shown in which a sulfur atom is bonded to four oxygen atoms in a tetrahedral arrangement. Two of the oxygen atoms have a negative charge.
    Exercise \(\PageIndex{1}\)

    What is the hybridization of the selenium atom in SeF4?

     

    A Lewis structure is shown in which four fluorine atoms are each attached to one sulfur atom. Two of the attached fluorine atoms are vertically attached up and down, while two are attached into and out of the page to the right. The sulfur also has one lone pair of electrons attached to the left of the structure.
    Answer

    The selenium atom is sp3d hybridized.

    Example \(\PageIndex{2}\): Assigning Hybridization

    Urea, NH2C(O)NH2, is sometimes used as a source of nitrogen in fertilizers. What is the hybridization of each nitrogen and carbon atom in urea?

    Solution

    The Lewis structure of urea is

    Figure \(\PageIndex{16}\)). This is the hybridization of the nitrogen atoms in urea.
    A Lewis structure is shown in which a carbon atom is double bonded to an oxygen atom that has two lone pairs of electrons. The carbon atom forms single bonds to two nitrogen atoms. Each nitrogen is single bonded to two hydrogen atoms, and each nitrogen atoms has one lone pair of electrons.

    The carbon atom is surrounded by three regions of electron density, positioned in a trigonal planar arrangement. The hybridization in a trigonal planar electron pair geometry is sp2 (Figure \(\PageIndex{16}\)), which is the hybridization of the carbon atom in urea.

    Exercise \(\PageIndex{1}\)

    Acetic acid, H3CC(O)OH, is the molecule that gives vinegar its odor and sour taste. What is the hybridization of the two carbon atoms in acetic acid?

     

    A Lewis structure is shown in which a carbon atom is double bonded to an oxygen atom that has two lone pairs of electrons and single bonded to another oxygen atom that is single boned to a hydrogen atom. This second oxygen atom has two lone pairs of electrons. The carbon is also single bonded to a carbon atom that is single bonded to three hydrogen atoms.
    Answer

    H3C, sp3; C(O)OH, sp2

     

    Summary

    We can use hybrid orbitals, which are mathematical combinations of some or all of the valence atomic orbitals, to describe the electron density around covalently bonded atoms. These hybrid orbitals either form sigma (σ) bonds directed toward other atoms of the molecule or contain lone pairs of electrons. We can determine the type of hybridization around a central atom from the geometry of the regions of electron density about it. Two such regions imply sp hybridization; three, sp2 hybridization; four, sp3 hybridization; five, sp3d hybridization; and six, sp3d2 hybridization. Pi (π) bonds are formed from unhybridized atomic orbitals (p or d orbitals).

    Footnotes

    1. Note that orbitals may sometimes be drawn in an elongated “balloon” shape rather than in a more realistic “plump” shape in order to make the geometry easier to visualize.

    Glossary

    hybrid orbital
    orbital created by combining atomic orbitals on a central atom
    hybridization
    model that describes the changes in the atomic orbitals of an atom when it forms a covalent compound
    sp hybrid orbital
    one of a set of two orbitals with a linear arrangement that results from combining one s and one p orbital
    sp2 hybrid orbital
    one of a set of three orbitals with a trigonal planar arrangement that results from combining one s and two p orbitals
    sp3 hybrid orbital
    one of a set of four orbitals with a tetrahedral arrangement that results from combining one s and three p orbitals
    sp3d hybrid orbital
    one of a set of five orbitals with a trigonal bipyramidal arrangement that results from combining one s, three p, and one d orbital
    sp3d2 hybrid orbital
    one of a set of six orbitals with an octahedral arrangement that results from combining one s, three p, and two d orbitals