Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Также sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков связываемых атомов. Например, в молекуле этана С2Н6 химическая связь образуется между двумя атомами углерода перекрыванием двух гибридных орбиталей.

Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость. Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией. Взаимное перекрывание облаков может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Гибридизация атомных орбиталей

Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. При образовании связи с помощью s— орбиталей, ввиду их сферической формы, не возникает какого-либо преимущественного направления в пространстве, для наиболее выгодного образования ковалентных связей. В случае же р– орбиталей, электронная плотность распределена неравномерно, поэтому возникает определенное направление, по которому образование ковалентной связи наиболее вероятно.

Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s— и р— орбитали, при образовании таких соединений. Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние.

Орбитали (три sp2 и одна р) атома углерода в sp2-гибридизации

Каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s— орбитали и некоторые вклады 2р— орбиталей. В молекуле H2O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода. Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле.

При этом одна 2р— орбиталь остается неиспользованной (негибридной). Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных.

Четыре sp3-гибридные орбитали атома углерода

В 1958 году на симпозиуме, посвящённом памяти Кекуле, Л. Полинг развил теорию изогнутой химической связи, учитывающую кулоновское отталкивание электронов. Образуются три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Такое состояние характерно для атомов углерода в насыщенных углеводородах и соответственно в алкильных радикалах и их производных.

Однако сам Л.Полинг не был удовлетворён описанием сигма- и Пи- связей. Основная характеристика сигма-связи (длина и прочность) зависит от электронной конфигурации атомов, образующих сигма-связь. Ковалентная связь может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов (обменный, или равноценный механизм образования связи).

Для предсказания типа гибридизации атомных орбиталей пользуются алгоритмом, представляющим образование связи по донорно-акцепторному механизму. Если у атома А в молекуле (сложном ионе) AВn имеется неподеленная пара электронов, ее тоже следует учитывать при определении типа гибридизации.

Ковалентные связи углерода

В органической химии радикалами являются метил −CH3, этил −C2H5 и многие другие. ОРБИТАЛЬ– область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь). Электрон движется в атоме вокруг ядра не по фиксированной линии-орбите, а занимает некоторую область пространства.

Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s-орбиталь. Количество гибридных орбиталей всегда равно количеству исходных, в данном случае, четыре. На каждой орбитали находится по одному электрону, в результате перекрывания каждая пара электронов начинает перемещаться по объединенной – молекулярной орбитали.

Участие орбиталей в образовании кратных химических связей. Две пары оставшихся орбиталей pyиpzвзаимоперекрываются. В образовании химических связей могут также участвовать вакантные, то есть, не содержащие электронов орбитали (см. также ТРЕХЦЕНТРОВЫЕ СВЯЗИ). Орбитали высоких уровней. Начиная с четвертого электронного уровня, у атомов появляются пять d-орбиталей, их заполнение электронами происходит у переходных элементов, начиная со скандия.

Параметры d-орбиталей обычно используют при анализе строения и спектральных свойств в комплексах переходных металлов. Орбитали весьма редко используют при обсуждении свойств различных соединений, поскольку расположенные на них электроны практически не принимают участия в химических превращениях.. Перспективы. На восьмом электронном уровне находится девять g-орбиталей.

Атомные орбитали (две sp и две р) углерода в состоянии sp-гибридизации

Для согласования электронного строения атома углерода и валентности этого элемента пользуются представлениями о возбуждении атома углерода. В возбужденном состоянии (при поглощении энергии) один из 2s2-электронов может переходить на свободную р-орбиталь.

Буквы s и р указывают форму электронного облака (орбитали), а цифры справа над буквами говорят о числе электронов на данной орбитали. Соответственно углы между этими орбиталями – тетраэдрические, равные 109°28′. Вершины электронных орбиталей могут перекрываться с орбиталями других атомов.

В результате образуются три гибридные sр2-орбитали. Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов. Четвертый этап — образование второй связи между двумя углеродными атомами. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали.