Гибридизация – это прием построения одинаковых по энергии и форме гибридных валентных орбиталей путем линейной комбинации (суммы) АО в методе валентных связей

Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи, если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей.

Гибридизация атома углерода осуществляется его возбуждением и переносом электрона с 2s- на 2р-АО

Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома (s- и p-АО Be, C), обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией). Так одна s- и одна p-орбиталь дают две sp-ГО, расположенные под углом 180° друг относительно друга (Рис.5.2.а).

Рис. 5.2. Гибридизация электронных орбиталей: а) - sp-, б) - sp²-, в) - sp³- ГО.

Гибридные sp-орбитали участвуют в образовании двух σ-связей. Остальные две р-орбитали этого же подуровня не гибридизованы и расположены в плоскости перпендикулярной оси симметрии гибридных взаимно перпендикулярно друг другу и образуют в соединениях две π -связи.
Для элементов 2-го периода sp-гибридизация происходит по схеме:
2s + 2p_x= 2 (2sp)
2p_y- и 2p_z-АО не изменяются. Это состояние характерно для атомов С, N, O с тройной связью. Например, в молекулах ВеН₂, ацетилене C₂H₂, ацетонитриле СН₃СN.

Одна s- и две p-орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp²-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120°

Они могут образовывать три σ-связи. Третья р-орбиталь остается негибридизованной и ориентируется перпендикулярно плоскости расположения гибридных орбиталей (Рис.5.2. б.). Эта р-АО участвует в образовании π-связи.

Для элементов 2-го периода процесс sp²-гибридизации происходит по схеме:
2s + 2p_x + 2p_y = 3 (2sp²)
2p_z-АО в гибридизации не участвует.

sp²-Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов или число его неподеленных электронных пар равна 3

Углерод в sp²-гибридном состоянии образует простое вещество графит. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др. с двойной связью. Например, в молекулах ВН₃, SO₂, SO₃, HCOOH, HCONH₂, этилена C₂H₄, бензола C₆H₆ (атомы C, О и N).

Одна s- и три p-орбитали одного уровня формируют четыре равноценные гибридные sp³-орбитали, расположенные под углом 109°28' друг к другу (Рис.5.2. в). Они могут образовывать четыре σ-связи.

Так, в молекуле CH₄ гибридные орбитали из четырех АО углерода (одной s и трех p), называются sp³-орбиталями, они полностью эквивалентны энергетически и пространственно направлены к вершинам тетраэдра:

Атомы водорода расположены в вершинах, а улерода - в центре тетраэдраэдрической молекулы метана.

Таким образом, когда один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разным орбиталям (s и p; s, p и d), для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:
Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей.
Число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации.
Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты.
В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии.
Гибридные орбитали дают молекулы с углами 180°, 120°, 109°28', 90°. Это правильные геометрические фигуры. Такие молекулы образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Однако, если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи, – несвязывающими или неподеленными электронными парами.
В образовании двойной связи участвуют две поделенные электронные пары, а в образовании тройной связи - три пары. В каждой из этих структур атом углерода приобретает электронную конфигурацию неона, будучи окружен четырьмя поделенными парами электронов.

В молекуле воды H₂O aтом кислорода окружен двумя неподелёнными парами электронов и двумя поделенными парами. 2s-Орбиталь несколько более стабильна, нежели 2р-орбитали, так что неподелённые электронные пары прежде всего заполняют 2s-орбиталь. Если бы две связи в молекуле воды были образованы р-орбиталями атома кислорода, то угол между связями был бы равен 90 ⁰, поскольку при угле 90⁰ друг относительно друга р-орбитали имеют максимальную силу связи. Расчёты показывают, что максимальная устойчивость достигается в том случае, когда орбитали, образующие связи в молекуле воды, в небольшой мере имеют также s-характер, соответственно валентный угол между связями несколько больший, чем 90 ⁰. Экспериментальное значение валентного угла в молекуле H₂O 104,52, а валентные углы в гидридах H₂S, H₂Se и H₂Te равны 92, 91 и 90 соответственно.
Энергия двойной углерод-углеродной связи на 73 кдж×моль^-1 меньше, чем сумма энергий двух одинарных связей, энергия же тройной связи на 220 кдж×моль^-1 меньше суммы энергий трёх одинарных связей.

Гибридные орбитали центрального атома образуют сигма-связи (σ-связи) с АО других атомов и формируют пространственную структуру молекулы.

Следует отметить, что молекула принимает определенную геометрию не из-за того, что первоначально происходит та или иная гибридизация центрального атома; представление о гибридизации является удобным инструментом описания реальной формы молекул в рамках метода валентных связей (ВС).

Гибридные орбитали формируются из близких по энергии АО, в частности, sp-,

sp²-, sp³-орбитали – из s- и p-орбиталей одного уровня (ns и np), а sp³d² –орбитали – из АО соседних (ns, np, (n-1)d), либо одного уровня (ns np nd)

5.6 Резонанс

Правила построения валентных структур на основании представлений о поделенных парах электронов и использования устойчивой орбитали каждого из двух атомов, между которыми образуется ковалентная связь, позволяют написать структурные формулы для очень большого числа веществ, однако для некоторых веществ одна валентная структура не даёт вполне адекватного представления о свойствах. Веществом именно такого рода является, например, озон O₃. Спектроскопические исследования озона показали, что атомы в его молекуле расположены под углом 117⁰ (угол между связями у центрального атома кислорода), а каждая из двух связей кислород - кислород имеет длину 128 пм (1пм = 10^-12 м. Есть все основания приписать молекуле озона следующую валентную структуру:

Эта структура представляется удовлетворительной, поскольку каждый из атомов кислорода окружен четырьмя парами электронов, причём некоторые пары поделенные, а некоторые неподелённые. Однако если приписать формальные заряды атомам, разделив поделенные пары электронов поровну между двумя атомами, то центральный атом будет иметь положительный заряд, а атом, связанный с ним одинарной связью, - отрицательный. Такую электронную структуру нельзя считать вполне удовлетворительной, поскольку межатомное расстояние, отвечающее двойной связи, должно быть приблизительно на 21 пм меньше, чем расстояние для одинарной связи, тогда как согласно наблюдениям эти расстояния равны. Такое расхождение можно объяснить, приняв и вторую валентную структуру (В) для данной молекулы:

Приведённые структуры эквивалентны. Они называются резонансными или мезомерными и на схемах их объединяют двухсторонними стрелками (↔). При квантовомеханическом рассмотрении молекулы озона ей приписывается волновая функция, которая представляет собой сумму волновых функций для этих двух валентных структур. Установлено, что подобная волновая функция отвечает среднему значению длины связи, одному и тому же для обеих связей, и, кроме того, эта волновая функция соответствует большей стабильности, нежели каждая из волновых функций отдельных валентных структур. Такая дополнительная стабилизация описывается как энергия резонанса, соответствующая резонансу молекулы между двумя структурами. Отсюда следует, что озон нельзя удовлетворительно описать одной валентной структурой обычного типа, тогда как комбинация двух валентных структур приводит к удовлетворительному описанию молекулы в её основном состоянии. Ее можно изобразить симметричной формулой (С), в которой отражена идентичность концевых атомов кислорода в молекуле О₃.
Аналогичная ситуация наблюдается при рассмотрении молекулы бензола, строение которой казалось химикам загадочным до разработки (1928-33) теории резонанса (называемая также мезомерией). Кекуле указывал, что четырёхвалентность углерода в бензоле можно показать с помощью структурной формулы с чередующимися простыми и двойными связями. Однако таких структур может быть две:

Были предприняты попытки обнаружить изомеры таких веществ, как о-дихлорбензол (атомы хлора присоединены к атомам углерода, связанным двойной связью в случае первого изомера и одинарной связью в случае второго). Однако обнаружить такие изомеры не удалось, и было признано, что все шесть углерод-углеродных связей в бензольном кольце эквивалентны друг другу. Детальное квантовомеханическое рассмотрение бензола показало. что его молекула имеет гексагональную симметрию и что все шесть углерод-углеродных связей эквивалентны. Этот факт позволяет сказать, что основное состояние молекулы бензола может быть представлено двумя структурами Кекуле, налагающимися одна на другую или резонирующими между собой. В соответствии с квантовомеханическими расчётами реальная молекула бензола должна быть приблизительно на 150 кдж×моль^-1 устойчивее, нежели гипотетическая молекула, описываемая лишь одной структурой Кекуле. Эта дополнительная устойчивость обусловливает повышенную сопротивляемость бензола гидрогенизации по сравнению с обычными ненасыщенными соединениями.
Молекула бензола в её основном состоянии может быть представлена единственной формулой А или более близкой к реальной структурой Б:

Кружок, проведённый внутри шестиугольника, означает, что данная структура описывает реальную молекулу, то есть отвечает большей устойчивости по сравнению со структурой Кекуле, и отражает эквивалентность всех шести углерод-углеродных связей.

В рамках метода ВС представление о резонансныхструктурах позволяет объяснить пространственное строение многих молекул и ионов, содержащих π-связи. Так, например, пространственная структура частиц BCl₃, BO₃^3-, CO₃^2-, NO₃^- соответствует правильному треугольнику в центре которого расположены атомы бора, углерода и азота, образующие по три σ-связи за счет их sp²-гибридных орбиталей с расположенными в вершинах атомами хлора или кислорода. У каждого центрального атома имеется р-орбиталь не участвующая в гибридизации и ориентированная перпендикулярно треугольнику. При этом на ней у атома бора нет электронов, у атома углерода – один, азота – два электрона. За счет этих орбиталей возможно образование π-связей с ориентированными перпендикулярно плоскости частицы р-орбиталями хлора или кислорода. π-Связь атома бора с атомами хлора или кислорода образуется путем включением их неподеленных пар электронов в поле обоих атомов (донорно-акцепторный механизм). В ионе NO₃^- неподеленная пара электронов азота включается в образование π-связей с атомами кислорода. Структурные формулы указанных соединений являются несимметричными – одна связь центрального атома с тремя атомами хлора или кислорода отличается от двух других:

В действительности реальная структура с позиции метода резонанса – это усредненная комбинация трех резонансных структур с двойной связью с каждым из трех атомов хлора или кислорода, причем вклад каждой из них одинаков:

Таким образом, система π-связей BCl₃, BO₃^3-, CO₃^2-, NO₃^- включает четыре р-орбитали атомов, на которых находится 6 электронов.