Гибриддешүү жана сигма менен пи байланыштар: молекуланын формасынын артындагы орбиталдар

Бири-бирин жапкан орбиталдар катары байланыштар

Валенттик байланыштар теориясы ковалент байланышты эки атомдун орбиталдары бири-бирин жапкан аймактагы карама-каршы спиндүү эки электрон катары сүрөттөйт. Жабуу электрон тыгыздыгын ядролордун ортосуна топтойт, ал жерде ал экөөнү тең тартат. Жабуу көбүрөөк болсо, жалпысынан байланыш күчтүүрөөк болот.

Жабуу эки жол менен болушу мүмкүн. Сигма (σ) байланышында орбиталдар учтары менен, ядролорду туташтырган сызык боюнча жолугат, ошондуктан электрон тыгыздыгы ошол окто эң чоң. Пи (π) байланышында эки параллель p орбиталы капталдары менен жабылат, ошондуктан тыгыздык октун үстүндө жана астында жатат, ал эми окту камтыган түйүн тегиздиги болот. Ар бир жөнөкөй байланыш — σ байланышы.

Эмне үчүн көмүртектин 2s жана 2p орбиталдары аралашышы керек

Көмүртектин валенттик орбиталдары — бир 2s жана үч 2p. Үч p орбиталы x, y жана z боюнча, бири-бирине 90° бурч менен багытталган. Эгер метандын төрт C–H байланышы аларды түздөн-түз колдонсо, үч байланыш 90° та болуп, бирөө башкача болмок. Чындыгында CH₄ төгү төрт байланыштын баары бирдей жана бири-биринен 109.5° алыс.

Гибриддешүү муну чечет. 2s орбиталын үч 2p орбиталынын баары менен математикалык жактан айкалыштыруу тетраэдрдин чокуларына багытталган төрт барабар sp³ гибриддик орбиталын берет. Гибриддик орбиталдардын саны ар дайым аралашкан атомдук орбиталдардын санына барабар. Ар бир sp³ орбиталынын суутектин 1s орбиталы менен жакшы жабылган бир чоң бөлүгү бар, ошондуктан гибриддик орбиталдар күчтүү σ байланыштарын түзөт.

Стерикалык сандан гибриддешүүнү аныктоо

Гибриддешүү атомдун айланасындагы электрон домендеринин санынан, VSEPR боюнча анын стерикалык санынан келип чыгат. Жалгыз жуптар домен катары саналат, ал эми эселүү байланыш бир жолу саналат. Стерикалык санды билгенден кийин гибриддешүү аныкталат.

Жалгыз жуптар да гибриддик орбиталдарды ээлейт жана байланыштарды бири-бирине жакындатат. OpenStax Chemistry 2e (8.2-бөлүм) аммиактагы H–N–H бурчун 107.3°, ал эми суудагы H–O–H бурчун 104.5° деп берет, экөө тең sp³, байланыш бурчтары идеалдуу 109.5° тан кичине.

• Стерикалык сан 2: sp, сызыктуу, 180°. Бир s жана бир p аралашат, эки гибриддешпеген p орбиталы калат. Ар бир sp орбиталы 50% s мүнөзүнө ээ.
• Стерикалык сан 3: sp², үч бурчтуу жалпак, 120°. Бир s жана эки p аралашат, тегиздикке перпендикуляр бир p орбиталы калат. 33% s мүнөзү.
• Стерикалык сан 4: sp³, тетраэдрдик, 109.5°. Бир s жана үч p аралашат, эч нерсе калбайт. 25% s мүнөзү.
• 5 жана 6 стерикалык сандары OpenStax тагыдай көбүнчө sp³d жана sp³d² деп белгиленет. Буларды геометриянын белгилери катары караңыз; төмөндөгү чектөөлөрдү караңыз.

Кош жана үч байланыштар сигма плюс пи катары

Этиленде, H₂C=CH₂, ар бир көмүртектин үч домени бар жана ал sp². Үч sp² орбиталы эки суутек жана башка көмүртек менен σ байланыштарын түзөт. Эки көмүртектеги калган p орбиталдары параллель жана капталдары менен жабылып π байланышын түзөт. Демек, кош байланыш — бир σ байланышы плюс бир π байланышы. Ацетилендегидей, HC≡CH, үч байланыш — бир σ байланышы плюс эки π байланышы, алар sp көмүртектериндеги бири-бирине тик бурч менен жайгашкан эки жуп гибриддешпеген p орбиталдарынан түзүлөт.

π байланышы кош байланыштар эмне үчүн эркин айланбасын түшүндүрөт. Бир учун 90° ка буроо p орбиталдарын перпендикуляр кылып, π жабуусун үзмөк. Ошондуктан цис-2-бутен жана транс-2-бутен бөлмө температурасында бири-бирине айланбаган ар башка кошулмалар, ал эми C–C жөнөкөй байланышынын эки учу оңой айланат.

Чыгарылган мисалдар: акрилонитрилдеги жана аспириндеги байланыштарды саноо

σ жана π байланыштарын саноо үчүн ар бир суутекти кошо алганда толук Льюис структурасын тартыңыз. Андан кийин ар бир байланыш сызыгы так бир σ байланышын берет, ар бир кош байланыш бир π байланышын кошот, ал эми ар бир үч байланыш экөөнү кошот.

Чыгарылган 1-мисал. Акрил буласын жасоо үчүн колдонулган акрилонитрил, H₂C=CH–C≡N. σ байланыштары: үч C–H, C=C де бирөө, C–C де бирөө жана C≡N де бирөө, бардыгы 6. π байланыштары: C=C де бирөө жана C≡N де экөө, бардыгы 3. Гибриддешүү: кош байланыштын эки көмүртегинде тең үч домен бар жана алар sp²; нитрил көмүртегинде эки домен бар жана ал sp; бир байланыш домени жана бир жалгыз жубу бар азот да sp. Текшерүү: валенттик электрондор 3(4) + 3(1) + 5 = 20: 9 байланыш 18ди кармайт, ал эми азоттун жалгыз жубу калган 2ни кармайт.

Чыгарылган 2-мисал. Бензол шакегинде кезектешкен кош байланыштар менен тартылган аспирин, C₉H₈O₄. σ байланыштары: шакектеги 6 C–C, шакектин 4 C–H, карбон кислота тобунда жана анын шакек менен байланышында 4 (шакек C–C, C=O, C–O жана O–H), ошондой эле татаал эфир тобунда 7 (шакек C–O, O–C, C=O, C–CH₃ жана үч C–H). Бул 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ байланышын берет. π байланыштары: шакекте 3 жана ар бир C=O до 1, бардыгы 5. Текшерүү: аспиринде 21 атом жана бир шакек бар, ал эми ар кандай туташкан структурада (атомдор − 1 + шакектер) σ байланышы болот, 21 − 1 + 1 = 21. Электрондордун саны да туура келет: 26 байланыш 52 электронду кармайт, төрт кычкылтек сегиз жалгыз жупту, же 16 электронду, кармайт, жана 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. Сегиз көмүртек sp²; метил көмүртеги гана sp³.

Пи байланышы сигма байланышына салыштырмалуу канчалык күчтүү?

OpenStax Chemistry 2e 7.3-таблицасындагы орточо байланыш энергиялары эки атомдун ортосуна байланыштарды кошуу барган сайын азыраак пайда берерин көрсөтөт. Көмүртек–көмүртек байланыштары үчүн: C–C, 1.54 Å жана 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å жана 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å жана 837 kJ/mol.

Чыгарылган 3-мисал. Кемитүү ар бир кошулган π байланышы үчүн болжолдуу энергияны берет. Биринчи π байланышы 611 − 345 = 266 kJ/mol кошот, ал эми экинчиси 837 − 611 = 226 kJ/mol кошот. Экөө тең C–C σ байланышынын 345 kJ/mol унан кичине, анткени капталдан жабуу учтан жабууга караганда алсызыраак. Кош байланыш жөнөкөй байланыштан эки эсе эмес, 1.77 эсе гана күчтүү. Алсызыраак π байланышы — кошулуу реакцияларында үзүлүүчү бөлүк, ошондуктан алкендер Br₂ жана HBr ди, ал эми металл катализаторунун катышуусунда H₂ ни оңой кошуп алат. Бул айырмаларды баалоолор катары караңыз; орточо байланыш энергиялары көптөгөн ар кандай молекулалардын маанилерин бириктирет.

Делокализацияланган пи электрондору жана гибриддик орбиталдардын чектери

Бензолдо, C₆H₆, ар бир көмүртек sp² жана шакекке перпендикуляр бир гибриддешпеген p орбиталына ээ. Алты параллель p орбиталы шакекти бойлой толугу менен жабылат, ошондуктан алты π электрону үч кош байланышта бекитилбестен, бүт шакекке таралган. Алты C–C байланышынын баарынын узундугу бирдей, кадимки жөнөкөй жана кош байланыштын узундуктарынын ортосунда.

Резонанс σ байланыштарын эч качан эмес, π электрондорун жана жалгыз жуптарды гана кайра жайгаштырат, ошондуктан бензолдогу көмүртектер сыяктуу атомдор үчүн ар кандай жарактуу структура бирдей гибриддешүүнү берет; OpenStax муну бензол үчүн ачык белгилейт. Жалгыз жубу башка структурада π байланышына айланган атомго, мисалы амиддеги азотко, этият болуңуз: анын домендеринин саны структуралар арасында өзгөрөт, ал эми байкалган жалпак геометриясы анын sp² экенин көрсөтөт. Делокализация — валенттик байланыштар теориясы ыңгайсыз боло турган тармак, ал эми молекулалык орбиталдар теориясы таза сүрөттөмө берет.

Валенттик байланыштар теориясы ар бир электронду байланышта же жалгыз жупта жупташтырат, ошондуктан O₂ нин жупталбаган электрондору жок деп алдын ала айтат. Чындыгында суюк кычкылтек магнитке тартылат, бул O₂ нин жупталбаган электрондору бар экенин көрсөтөт. Молекулалык орбиталдар теориясы бүт молекулага таандык орбиталдарды түзөт. Байланыш тартиби — байланыштыруучу жана бошотуучу орбиталдардагы электрондордун айырмасынын жарымы. O₂ үчүн 12 валенттик электрон 8 байланыштыруучу жана 4 бошотуучу электронду берет, ошондуктан байланыш тартиби (8 − 4)/2 = 2. Акыркы эки электрон параллель спиндер менен эки өзүнчө π* орбиталын ээлейт, бул парамагнетизмди түшүндүрөт. N₂ үчүн (8 − 2)/2 = 3, бул анын үч байланышына дал келет.

Гибриддешүү каталары жана аларды кантип байкоо керек

Каталардын көбү Льюис структурасын өткөрүп жиберүүдөн же домендерди туура эмес саноодон келип чыгат. Адегенде атомдогу σ байланыштарын жана жалгыз жуптарды санаңыз; гибриддешүү ошол сандан гана келип чыгат.

• π байланыштарын стерикалык санга кошуп эсептөө. Домен катары σ байланыштары жана жалгыз жуптар гана саналат.
• Жалгыз жуптарды унутуу, бул NH₃ төгү азотту sp³ түн ордуна sp² кылып көрсөтөт.
• Кош байланышты эки σ байланышы катары саноо. Ар бир кош байланыш — бир σ жана бир π.
• Скелеттик же кыскартылган формулада σ байланыштарын санаганда суутектерди калтырып кетүү.
• Кош байланышы бар ар бир көмүртек sp² деп ойлоо. Эки кош байланышы бар CO₂ нин борбордук көмүртегинде эки домен бар жана ал sp.
• Резонанстык структура атомдун гибриддешүүсүн өзгөртөт деп ишенүү. Резонанс σ байланыштарын эмес, π электрондорун жылдырат.