Тип гибридизации атома серебра

451. Появление теории гибридизации было вызвано необходимостью объяснить геометрию многоатомных молекул. Основные положения: число гибридных орбиталей всегда равно числу атомных орбиталей. Кроме того, при возникновении гибридных орбиталей необходимо соблюдение следующих условий: 1) хорошее перекрывание гибридизуемых электронных орбиталей; 2) небольшая разница в энергиях атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридизация всегда сопровождается изменением формы электронного облака.

Тип гибридизации орбиталей центрального атома

Геометрическая модель гибридных орбиталей

452. Пространственное положение гибридных орбиталей определяется строением валентной оболочки центрального атома (количество неспаренных электронов, участвующих в связи и количество несвязывающих электронных пар)

Тип гибридизации орбиталей центрального атома

Геометрическая модель гибридных орбиталей

Прямая линия (угол 180 0 )

Плоский треугольник(угол 120 0 )

Тетраэдр(угол 109 0 )

Лайфхак по определению гибридизации за 7 минут | ХИМИЯ ЕГЭ | СОТКА

Октаэдр(угол 90 0 )

453. Гибридное облако всегда асимметрично: имеет большую вытянутость по одну сторону ядра, чем по другую. Поэтому химические связи, образованные с участием гибридных орбиталей, обладают большей прочностью, чем связи за счет чистых негибридных облаков. О гибридизации судят по строению валентной оболочки центрального атома (количество неспаренных электронов, участвующих в связи и количество несвязывающих электронных пар) и по валентным углам в молекуле.

455. В молекуле СОCl2 у центрального атома углерода в образовании связей участвуют все четыре электрона, но три из них образуют σ-связи, а один π-связь. Согласно теории гибридизации, электроны, образующие π-связь не принимают участие в гибридизации, поэтому гибридных АО не четыре а три.

456. а) Чем больше несвязывающих электронных пар, тем меньше валентный угол ( CH4 -нет несвязывающих пар, NH3 — 1 пара, H2O — 2 несвязывающих пары). б) Чем больше электроотрицательность партнера центрального атома, тем сильнее влияние несвязывающей электронной пары и тем меньше валентный угол (ЭО(Cl)>ЭО(Br)>ЭО(I). в) Чем дальше от ядра валентные орбитали, тем сильнее влияние несвязывающей электронной пары и тем меньше валентный угол ra(N)< ra(P)< ra(As)< ra(Sb).

457. Форма молекул и ионов зависит от типа гибридизации центрального атома и от строения его валентного слоя. Если валентная оболочка центрального атома не содержит неподеленных электронных пар, то частица будет иметь правильную геометрическую форму (СН4 — тетраэдр, SF6 — октаэдр). Если неподеленные электронные пары присутствуют, то у частицы будет незавершенная геометрическая форма (NH3 — незавершенный тетраэдр), либо искаженная форма (Н2О — искаженная линейная структура).

Органическая Химия — ЭТО НУЖНО ВИДЕТЬ! Гибридизация орбиталей

Расположение эл. пар

Геометрич. форма молекулы

СО2 и SO2: В молекуле СО2 у центрального атома sp-гибридизация, а в молекуле SO2 за счет одной неподеленной электронной пары у атома серы sp 2 -гибридизация. Поэтому СО2 – линейная молекула, а SO2 – имеет угловую форму.

BCl3 и NCl3 В молекуле BCl3 у центрального атома sp 2 -гибридизация, а в молекуле NCl3 за счет одной неподеленной электронной пары у атома азота sp 3 -гибридизация. Поэтому BCl3 – плоская треугольная молекула, а NCl3 – имеет форму пирамиды.

CF4 и XeF4 В молекуле СF4 у центрального атома sp 3 -гибридизация, а в молекуле XeF4 за счет неподеленных пар у атома ксенона sp 3 d 2 -гибридизация. Поэтому СF4 – тетраэдрическая молекула, а XeF4 – имеет форму октаэдра.

460. а) В молекуле BF3 центральный атом имеет sp 2 -гибридизацию, в то время как в ионе BF4 — у атома бора sp 3 -гибридизация. Поэтому при переходе от молекулы к иону форма меняется от плоского треугольника к тетраэдру. б) В молекуле NH3 у атома азота sp 3 -гибридизация, однако одна гибридизованная орбиталь содержит неподеленную электронную пару, из-за чего углы в тетраэдре искажены. В катионе NH4 + — гибридизованные орбитали не содержат неподеленных электронных пар, т.е. тетраэдр не искажен. в) Подобно этому, в молекуле воды Н2О у атома кислорода sp 3 -гибридизация, однако на двух гибридных орбиталях имеются электронные пары, из-за чего углы тетраэдра искажены очень сильно. Менее искажены углы в Н3О + , т.к. в этом катионе только одна гибридная орбиталь содержит неподеленные электронные пары.

461. Явление, называемое поляризацией химической связи, представляет собой деформацию электронной оболочки под действием сильного электромагнитного поля соседнего атома. Полярность связи тем выше, чем больше разница в электроотрицательности атомов, образующих связь: ЭО(Н) = 2,1.

Смещение электронного облака

Место по увеличению полярности

462. Ковалентная полярная связь характеризуется направленностью, насыщаемостью и поляризуемостью. Насыщаемость ковалентной связи — вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискрентных частиц с определенной структурой (Н2О, NH3, FeCl2).

Направленность ковалентной связи — поскольку электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают σ-, π-, δ-связи. Сигма-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов.

Пи-связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов. Дельта-связь образуется при перекрывании всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Например, в молекуле азота одна сигма и две пи-связи N≡N. Поляризуемость ковалентной связи — свойство характеризует способность становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля. Например, в молекуле HCl связь под действием внешнего поля поляризуется и может даже разорваться.

463. Электрический момент диполя μ представляет собой произведение длины диполя l на значение электрического заряда q: μ = l*q. Т.е. его величина зависит от расстояния между концами диполя и зарядом на полюсах диполя. Электрический момент диполя измеряется в Кл . м. Экспериментально определяется спектроскопическими методами.

Если известны дипольные моменты связей в молекуле, то общий дипольный момент молекулы рассчитывается как векторная сумма моментов связей. Так, например, дипольный момент симметричной молекулы СО2 равен нулю, несмотря на то, что связи С=О имеют сильно полярный характер, а угловая молекула воды Н2О имеет дипольный момент отличный от нуля.

464. При поляризации связи молекула приобретает электрический дипольный момент, т.е. получается диполь, на полюсах которого образуются заряды, которые называются эффективными. Этот заряд δ можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы НCl составляет δН = +0.18, а на атоме хлора = -0.18 абсолютного заряда электрона.

Можно сказать, что связь в молекуле HCl имеет на 18% ионный характер, т.е. полярна. Эффективный заряд совпадет со степенью окисления по знаку, но не совпадает по значению.

465. Электроотрицательность характеризует способность атома в соединении оттягивать на себя электронную плотность. ЭО определяется экспериментально как относительная безразмерная величина. Если разница в ЭО двух атомов больше или равна 2.1, то связь между ними можно считать ионной:

Разность электроотрицательностей элементов

Близка к ионной

Близка к ионной

466. Образование ионной связи характеризуется очень сильным смещением электронной плотности к одному из атомов. 100%-я ионная связь не может быть образована, т.к. не может быть полного перехода электронов от одного атома к другому. В наиболее ионных соединениях доля ковалентности не превышает 10%. Наиболее ионным соединением является FrF, т.к. разница в электроотрицательностях этих элементов максимальна.

467. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь. Поляризуемостью иона называется способность его электронной оболочки деформироваться под действием электромагнитного поля атома, с которым образована химическая связь.

Чем больше заряд иона и меньше его радиус, тем больше его поляризующее действие и меньше поляризуемость. Соответственно, чем меньше заряд иона и больше его радиус, тем меньше его поляризующее действие и больше поляризуемость. Радиус Ве меньше радиуса Ва, поэтому Ве 2+ имеет большую поляризующую способность.

Радиус алюминия больше радиуса железа, поэтому Fe 2+ имеет большую поляризуемость. Радиус атома калия больше радиуса атома серебра и, кроме того, катион серебра имеет 18-электронный внешний слой (что также усиливает поляризующее действие), поэтому Ag + поляризует связь больше. Радиус аниона фтора меньше, чем анион иода, соответственно, поляризуемость иода выше. Ион Те 2- крупнее иона S 2- , следовательно ион теллура поляризуется сильнее.

468. Из катионов наибольшим поляризующим действием, как известно, обладает водород. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь, т.е. делать связь менее устойчивой. Из-за того, что водород сильнее деформирует связь, чем катион любого металла, кислоты разрушаются легче (при меньшей температуре), чем соответствующие соли.

469. Поскольку радиус катиона кадмия меньше радиуса катиона кальция, катион кадмия имеет более сильное поляризующее действие. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь, т.е. делать связь менее устойчивой. Из-за того, что кадмий сильнее деформирует связь, чем кальций, соли кадмия разрушаются легче (при меньшей температуре), чем соответствующие соли кальция.

470. Fe, Cu, Pb — это вещества с металлической связью. Металлическая связь отличается от ковалентной тем, что в случае металлической связи часть электронов способна свободно перемещаться по всему объему куска металла. Кроме того при образовании металлической связи атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями.

Способность металлов проводить электричество и тепло есть следствие именно наличия электронов, легко перемещающихся в металле. Пластичность металлов объясняется способностью металлической решетки деформироваться при механическом воздействии без разрыва связей. При повышении температуры возбуждаются электроны с глубинных слоев атомов металлов, в результате вакантных орбиталей для свободного перемещения электронов становится меньше — уменьшается электропроводность.

Источник: studfile.net

Определение типа гибридизации АО центрального атома комплексных иона

Задача 745.
Почему бесцветны ионы Аg + и Zn 2+ ?
Решение:
Ион серебра Ag + имеет электронную конфигурацию (… 4d 10 ). Все 4d – орбитали заполнены, и переход электронов с на на подуровень невозможен. Ион цинка Zn 2+ имеет электронную конфигурацию (… 3d 10 ). Все 3d-орбитали заполнены, и переход электронов с на подуровень тоже невозможен, что можно представить в виде схемы:

Поэтому ионы серебра и цинка не имеют окраски в водных растворах.

Задача 746.
Какой тип гибридизации АО центрального атома реализуется в ионе [Fe(F)6] 4- , если значение магнитного момента этого иона свидетельствует о наличии в нем четырех неспаренных электронов?
Решение:
Электронная конфигурация иона Fe 2+ (. 3s 2 3p63d 6 ). Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей, в соответствии с правилом Хунда, будет иметь вид:

Ион [Fe(F)6] 4- парамагнитен так как на 3d – орбиталях содержатся неспаренные электроны, а акцепторные орбитали (эти орбитали обозначены крестиком) служат одна 4s- и три 4р – орбитали иона Fe 2+ :

Таким образом, образование иона [Fe(F)6] 4- сопровождается sp 3 – гибридизацией АО железа. Пространственная структура этого иона – тетраэдр.

Задача 747.
Ион [Ni(NH3)6] 2+ парамагнитен. Определить тип гибридизации АО иона Ni 2+ .
Решение:
Электронная конфигурация иона Ni 2+ (. 3s 2 3p 6 3d 8 ). Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей, в соответствии с правилом Хунда, будет иметь вид:

Ион [Ni(NH3)6] 2+ парамагнитен так как на 3d – орбиталях содержатся неспаренные электроны, а акцепторные орбитали (эти орбитали обозначены крестиком) служат одна 4s- и три 4р – орбитали иона Fe 2+ :

Таким образом, образование иона [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ сопровождается sp 3 – гибридизацией АО железа. Пространственная структура этого иона – тетраэдр.

Задача 748.
Ион [Fe(CN)6] 4- диамагнитен. Доказать тип гибридизации АО иона Fe 2+ .
Решение:
На 3d – подуровне иона Fe 2+ находятся шесть электронов, из них четыре неспаренных:

Лиганд сильного поля (СN) при образовании иона [Fe(CN)6] 4- вызывает значительное расщепление d – подуровня и энергия расщепления столь значительна, что превысит энергию межэлектронного отталкивания спаренных электронов. В этом случае энергетически наиболее выгодно размещение всех шести электронов d – орбитали на — подуровне в соответствии со схемой:

В результате в ионе [Fe(CN) 6 ] 4- все электроны оказываются спаренными, сам ион — диамагнитен. Электронная конфигурация иона Fe 2+ (. 3s 2 3p 6 3d 6 ). Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей, в соответствии с правилом Хунда, будет иметь вид:

Ион [Fe(CN) 6 ] 4- диамагнитен так как на трёх 3d – орбиталях происходит спаривание шести электронов и освобождение двух d- орбиталей. Акцепторные орбитали (эти орбитали обозначены крестиком) служат одна 4s- и три 4р – орбитали и две 3d — орбитали иона Fe 2+ :

Таким образом, образование иона [Fe(CN) 6 ] 4- сопровождается d 2 sp 3 – гибридизацией АО железа. Пространственная структура этого иона – октаэдр.

Задача 749.
Какова пространственная структура иона [Cu(NH3)4] 2+ Каковы магнитные свойства этого иона?
Решение:
На 3d – подуровне иона Cu 2+ находятся девять электронов, из них один неспаренный:

Лиганд сильного поля (NH3) при образовании иона [Cu(NH3)4] 2+ вызывает значительное расщепление d – подуровня и энергия расщепления столь значительна, что превысит энергию межэлектронного отталкивания спаренных электронов. В этом случае энергетически наиболее выгодно размещение шести электронов d – орбитали на

— подуровне и трёх электронов на в соответствии со схемой:

В результате в ионе [Cu(NH3)4] 2+ содержится восемь спаренных электронов и один неспаренный, который и сообщает парамагнитные свойства. Электронная конфигурация иона Cu 2+ (. 3s 2 3p 6 3d 9 ). Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей, в соответствии с правилом Хунда, будет иметь вид:

Ион [Cu(NH3)4] 2+ парамагнитен, следовательно, в нём сохраняется один неспаренный электрон на d – подуровне, а акцепторные орбитали (эти орбитали обозначены крестиком) служат одна 4s- и три 4р – орбитали иона Cu 2+ :

Таким образом, образование иона [Cu(NH3)4] 2+ сопровождается sp 3 – гибридизацией АО меди. Пространственная структура этого иона – тетраэдр.

Ответ: Тетраэдр, парамагнитен.

• Вы здесь:
• Главная
• Задачи
• Химия-Глинка
• Типы гибридизации АО центрального атома комплексных ионов | Задачи 745 — 749

Источник: buzani.ru

Типы гибридизации атомов орбиталей

В таблицы 17 и на рисунках 17 и18 приведены наиболее распространенные типы гибридизации атомных орбиталей.

Рис. 18. Геометрическая модель структуры с гибридными орбиталями:

а — 5р 2 с/-гибридизация (плоский квадрат); б — 5р 3 сУ-гибридизация

(тригональная билирамида); в — 5р 3 сР-гибридизация (октаэдр)

Гибридные орбитали располагаются в пространстве на мак­симальном удалении друг от друга. Например, в молекуле ВеСI2 («р-гибридизация орбиталей атома бериллия), образуют­ся две гибридные орбитали, располагающиеся под углом 180°. Максимум электронной плотности располагается в большей половине гантели.

Поэтому именно в этой области происходит перекрывание с орбиталями атомов хлора. Соединив отрезка­ми ядра атомов бериллия и хлора, получаем валентный угол, равный 180° (рис. 19). В молекуле BCI3 (sp 2 — ги б ридизация ор­биталей атома бора) оси гибридных орбиталей лежат в одной плоскости, угол между ними составляет 120° (см. рис. 19).

· Помимо теории гибридизации Полинга существует и дру­гая, объясняющая пространственное строение молекул те­ория. Это предложенная Дж. Гиллеспи теория отталки­вания валентных электронных пар (ОВЭП).

· Основные положения теории:

· пространственное строение молекул определяется об­щим количеством валентных электронных пар у централь­ного атома;

· валентными электронными парами являются электрон­ные пары 0-связей и неподеленные электронные пары;

· валентные электронные пары располагаются в про­странстве на максимальном удалении друг от друга.

Нетрудно показать, что 2 пары должны располагаться на одной прямой иод углом 180°; 3 пары — в одной плоскости под углами 120°; 4 пары — к вершинам тетраэдра под углами 109°28′; 6 пар — к вершинам октаэдра под углами 90°.

Сопоставление с таблицей 17 показывает, что первый случай (2 пары) совпадает с яр гибридизацией, второй случай (3 пары) с а/? 2 -гибридизацией, третий случай (4 пары) с $р 3 ~гибридизацией и четвертый случай (6 пар) — с s гибридизацией. Таким образом, теория Гиллеспи приводит к тем же выводам, что и теория гибридизации Полинга.

Однако Полинг полагал, что в гибридизации могут при­нимать участие только обобществленные электронные пары. Гиллеспи же считал, что на пространственную структуру мо­лекул влияют и неподеленные электронные пары. Суммируя экспериментальные факты, Гиллеспи сформулировал несколь­ко правил, позволяющих предсказать геометрию молекулы:

• геометрия молекулы определяется отталкиванием элек­тронных пар в валентной оболочке центрального атома;
• наибольшее место в пространстве занимает неподелен- ная пара;

• кратная связь подобна неподеленной паре, но большего объема;
• размер связывающей электронной пары среди элементов одной подгруппы уменьшается с ростом электроотрицатель­ности атома.

Применим теорию Гиллеспи для объяснения пространст­венного строения молекулы воды.

Структурная формула молекулы Н—О—Н. Центральный атом — кислород имеет 2 неподеленные электронные пары и 2 обобществленные электронные пары a-связей. Эти пары располагаются под углами 109°28′ (8р 3 -гибридизация), т.е. молекула воды имеет структуру тетраэдра, в центре которого находится атом кислорода.

Две гибридные орбитали пере­крываются с орбиталями атомов водорода, две другие верши­ны занимают неподеленные электронные пары. Валентный угол должен быть близок к 109°28′, однако неподеленные электронные пары сильнее отталкивают от себя электронные пары о-связей, чем эти последние отталкиваются друг от дру­га. Этим объясняется уменьшение валентного угла в молеку­ле воды по сравнению с тетраэдрическим (104,5°).

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Источник: studopedia.ru