Підготовка до ЗНО з хімії

Орбіталі деяких атомів у процесі утворення хімічного зв’язку змінюють свою форму, енергію та просторову орієнтацію, внаслідок чого збільшується область перекривання електронних хмар і зв’язок стає міцнішим.

Незважаючи на те, що в утворенні хімічного зв’язку беруть участь орбіталі різної форми та просторової орієнтації (s-, p-, d- та f-орбіталі), у сполуках ці орбіталі є рівноцінними.

Для пояснення цього явища американський вчений Л. Полінг у 1931 р. ввів поняття “гібридизація” – вирівнювання різних атомних орбіталей за формою та енергією при утворенні хімічного зв’язку.

Гібридизація може бурти кількох видів. Розглянемо кожен з них на прикладі молекул BeCl₂, BF₃ та NH₃.

В основному (незбудженому) стані конфігурація зовнішнього електронного рівня атома Берилію записується 2s²2р⁰. Перехід атома у збуджений стан веде до розпарування 2s²-електронів і переходу одного з них на 2р-підрівень:

₊₄Be 1s²2s²2p⁰                 →              ₊₄Be 1s²2s²2p⁰

У збудженому стані атом Берилію може приєднати два атоми Хлору, у яких на зовнішньому електронному рівні знаходиться по 1 неспареному електрону. Енергія, що виділяється при утворенні двох s-зв’язків, компенсує енерговитрати на переведення атома Берилію у збуджений стан (перехід електрона з 2s- на 2р-підрівень). Обидва зв’язки Be – Cl однаково міцні і розміщені в просторі під кутом 180 ⁰. Це пояснюється тим, що різні за формою та енергією s- та р-орбіталі атома Берилію гібридизувались – вирівнялись за формою та енергією і набули максимально віддаленого у просторі розміщення периферійних областей.

Рис. 6.6. Схемa гібридизації s- та р-орбіталей атома Берилію.

Зазначимо, що кількість гібридизованих орбіталей завжди рівна кількості вихідних (негібридизованих) орбіталей.

Якщо у процесі гібридизації беруть участь одна s- та одна р-орбіталі центрального атома (як розглянутому нами випадку), цей тип гібридизації називається sр-гібридизацією, а утворені орбіталі – sр-гібридизованими. Такі орбіталі завжди розташовані у просторі під кутом 180 ^0­­, за рахунок чого молекули при цьому мають лінійну форму. Для прикладу на рис. 6.7. зображена молекула BeCl₂.

Рис.6.7. Просторове розташування sp-гібридизованих орбіталей у молекулі BeCl₂.

В атома Берилію у збудженому стані конфігурація зовнішнього електронного рівня записується 2s¹2р² (один 2s-електрон переходить на 2р-орбіталь). Гібридизації зазнає одна s- і дві р-орбіталі, тому у цьому випадку має місце sр²-гібридизація.

Внаслідок цього процесу утворюються три sр²-гібридизовані орбіталі, розташовані у просторі під кутом 120 ⁰:

Рис. 6.8. Утворення sр²-гібридизованих орбіталей атома Бору.

Зв’язки в молекулі BF₃ утворюються за рахунок одного 2s-, двох 2р-електронів атома Бору та по одному 2р-електрону кожного атома Флуору. В просторі молекула має форму трикутника:

Рис. 6.9. Просторова конфігурація молекули трифториду бору BF₃.

При утворенні зв’язків N – H у молекулі NH₃ відбувається гібридизація однієї s- і трьох р-орбіталей атома Нітрогену. Утворюються чотири sp³-гібридизовані орбіталі, три з яких утворюють зв’язки з атомами Гідрогену, а четверту займає неподілена електронна пара атома Нітрогену.

Молекула NH₃ має форму трикутної піраміди з атомом Нітрогену на вершині:

Рис. 6.10. Просторова конфігурації молекули NH₃

Валентний кут НNH повинен був становити 109,5 ⁰, однак насправді його значення 107,5 ⁰, що пояснюється впливом неподіленої електронної пари атома Нітрогену. Аналогічне пояснення відхилення валентного кута НОН у молекулі води Н₂О (104,5 ⁰) за рахунок відштовхування двох неподілених електронних пар атома Оксигену.

Один атом може утворювати різні гібридизовані стани. Це розглянуто на прикладі атома Карбону в розділі “Органічна хімія”.

Геометрію молекул різного типу наведено в табл. 6.3.

Таблиця 6.3

Просторова конфігурація деяких молекул

Тип молекули	Просторова структура	Валентний кут, 0	Приклади сполук
АВ2	кутова	> 90	H2O, H2S
	лінійна	180	BeCl2, MgBr2, CO2
AB3	пірамідальна	107,5	NH3, PCl3, AsH3
	трикутна	120	BCl3
АВ4	тетраедрична	109,5	CH4, CCl4, SiH4