СТРОЕНИЕ АТОМА. Химическая связь

3.1. Строение атома. Основные понятия и определения Атом – наименьшая неделимая химическими средствами частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами, Dатома ≈ 10–10 нм. Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из плотного, положительно заряженного ядра и взаимодействующих с ним отрицательно заряженных электронов. Ядро атома (Dядра ≈ 10–14–10–15 нм) состоит из двух типов частиц (нуклонов) – протонов и нейтронов. Протон (p) – элементарная частица, имеющая единичный, то есть наименьший по абсолютному значению, из существующих в природе, положительный заряд (+1). Характеристики протона: заряд qпротона=1,60219•10–19Кл; масса mпротона = 1,67265•10–24 г (1,00728 а.е.м.). Нейтрон (n) – элементарная частица, не имеющая электрического заряда; mнейтрона= 1,67495•10–24 г (1,00867 а.е.м.). Электрон – элементарная частица, имеющая единичный, неделимый далее отрицательный заряд, равный по модулю заряду протона (–1). Характеристики электрона: заряд qэлектр.=1,60217•10-19Кл, масса mэлектрона=0,91056•10–24г (1/1836,1 mпротона). Массу атомов и молекул выражают в виде относительной величины, в атомных единицах массы (а.е.м.) – углеродных единицах (у.е.). 1 а.е.м. = 1 у.е. = 1/12 части массы атома изотопа углерода (12С) = 1,66043×10-24 г Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов Z и нейтронов N: A = Z + N Заряд ядра –главная характеристика атома,определяется числомпротонов,находящихся в ядре. Атомный номер соответствует заряду ядра элемента (в периодической системе элементов Д.И. Менделеева – порядковому номеру элемента). Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом. Атом обозначается химическим символом элемента с индексами: левый нижний – атомный номер, т.е. заряд ядра (число протонов); левый верхний – массовое число: А Э Z Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу, называются изотопами. Так, природный хлор состоит из двух изотопов: 35 Cl и 37Cl. Ион – атом или молекула, потерявший один или более электронов – катион (положительно заряженный ион, например,К+, Са2+, Al3+, NH4+), или, наоборот, присоединивший один или более электронов – анион (отрицательно заряженный ионCl–, S2–, NO3–, SO42–).

 

Основные положения квантовой химии Квантовая (волновая) механика –теоретическая основа учения о движении и взаимодействии микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, обладающих ничтожной массой). Законы движения микрочастиц в квантовой химии выражены уравнением Шредингера, который применил волновую функцию Ψ, для описания движения электрона в трехмерном пространстве: ¶2Y ¶2Ψ ¶2Y 2m —— + —— + —— + ——— (Е – Еп)Ψ = 0 ¶x2 ¶y2 ¶z2 h2 где Е, Еп – соответственно полная и потенциальная энергия электрона; m – масса электрона; h – постоянная Планка; Y – волновая функция, квадрат модуля которой ïYï2 характеризует плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Решение уравнения Шредингера в полярной системе координат даёт три независимые величины, которые называются квантовыми числами электрона: n, l, m, набор значений которых определяют пространственные и энергетические характеристики электрона в атоме. Число n называется главным, l – орбитальным, а m – магнитным квантовыми числами. Характеристика квантовых чисел и их значения представлены в таблице 3.1. Экспериментальные факты показывают, что электрон обладает собственным моментом количества движения, не связанным с движением электрона вокруг ядра, в связи с этим введено четвертое квантовое число s (или mS), названное спиновым квантовым числом.   ******************* Атомные орбитали (АО) – это пространство вокруг ядра в атоме, в котором наиболее вероятно пребывание электрона (рис. 3.1). Для полного описания АО надо указать: 1) номер энергетического уровня орбитали n (главное квантовое число), 2) тип орбитали– характеризуетсяорбитальным квантовым числом l, каждому значению l соответствует орбиталь особой формы (подуровни): при l = 1– сфера – это s -орбиталь, l = 2 – гантель – p -орбиталь, l = 3 – сдвоенная гантель – d -орбиталь, l = 4 – еще более сложная форма – f -орбиталь. 3) пространственную ориентацию орбиталей одного типа, ориентированных вдоль соответствующих осей координат – характеризуетсямагнитным квантовым числом m.

Таблица 3.1

ХАРАКТЕРИСТИКА КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ И РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО АО
ПЕРВЫХ ЧЕТЫРЕХ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИХ УРОВНЕЙ

Наименование

Физический смысл (что описывает)

Значение чисел

Энергетические уровни

Примечание

Главное квантовое число n

1.Энергетический уровень 2.Запас энергии электрона на данном уровне 3.Размер атома

Буквенное обозначение 1 ÷ ∞

К

L

M

N

Значения n, l, m определяют квантовое состояние электрона в атоме. Набор значений n, l, m называют квантовой ячейкой

Орбитальное квантовое число l

1.Энергетический подуровень 2.Изменение энергии в пределах энергетического подуровня 3.Форму орбитали

0÷(n –1)

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

Магнитное квантовое число m

1.Пространственная ориентация орбитали 2.Определяет количество орбиталей на энергетическом подуровне

- l ÷ 0 ÷ + l

-1 +1

-1 +1

-2 -1 +1 +2

-1 +1

-2 -1 +1 +2

-3 -2 -1 +1 +2 +3

Спиновое квантовое число s

Проекция собственного момента количества движения электрона на избранное направление

±1/2

Максимальное число электронов на подуровне

Максимальное число электронов на уровне

N = 2n2

. s -орбиталь p -орбитали   d -орбитали     f -орбитали   Рис. 3.1. Формы и пространственная ориентация атомных s -, p -, d - и f -орбиталей.     Электронная структура атомов Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит согласно принципу минимальной энергии: первыми заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Минимальной энергией обладают уровни и подуровни, ближайшие к ядру. Последовательности заполнения энергетических уровней и подуровней задается правилами В.М. Клечковского: минимальной энергии соответствует минимальное значение суммы (n + ℓ), то есть при увеличении заряда ядра атома заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n + l) к орбиталям с большим значением суммы(n + l); если эта сумма для двух электронов одинакова, то минимальная энергия (Emin) соответствует минимальному значению n, то есть при одинаковых значениях суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа. Следовательно, увеличение энергии происходит в следующей последовательности: Emin: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s.

Распределение электронов по АО определяется принципом Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел. Следовательно, на каждой орбитали не может быть более двух электронов с противоположными значениями спиновых квантовых чисел ­¯. Это спаренные электроны, в отличие от одного электрона – неспаренного: ­ или ¯.   В пределах энергетического подуровня заполнение идет в соответствии с правилом Гунда (Hund): устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов является максимальным. Например: для электронной конфигурации 2р3 возможны следующие варианты размещения электронов:     1 2 3   Только в первом случае достигается максимальный суммарный спин (½+½+½=3/2). Это – энергетически самое выгодное состояние системы. Электронная конфигурация (формула) атома – распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии этого атома и его ионов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3 d 5 – это 5 электронов на 3 d -подуровне. Так, электронная формула атома хлора 17 Cl: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 5. Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, записывают символ благородного (инертного) газа, имеющего соответствующую электронную формулу (за скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей). Например, электронную формулу атома хлора 17 Cl можно записать: [Ne]3 s 23 p 5 , где [Ne] = 1 s 22 s 22 p 6.

3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Периодический закон, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году, устанавливал зависимость между свойствами элемента и атомным весом. С развитием квантовой механики закон получил новую формулировку: свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений находится в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов. Графическое отображение периодического закона – периодическая систем элементов, в которой порядковый номер элемента равен количеству протонов ядра атома. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева состоит из семи периодов (горизонтальные ряды) и восьми групп (вертикальные столбцы). Период – последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2p6 (или ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s-элементов и заканчиваются p-элементами (у первого периода – s-элементом). В периодах свойства элементов изменяются последовательно от типичных металлов до типичных неметаллов. Группы – это вертикальные ряды элементов, имеющих одинаковую конфигурацию валентных электронов. Каждая группа разбивается на две подгруппы: главную (составляют s- и p-элементы) и побочную (составляют d-элементы). Элементы, расположенные в одной и той же группе благодаря одинаковой конфигурации валентных электронов имеют сходные химические свойства. Их называют «элементы-аналоги ». В шестом периоде после лантана (порядковый номер 57) следуют 14 элементов с порядковыми номерами 58–71, называемые лантаноидами, так как в химическом отношении они сходны с лантаном. В седьмом периоде после актиния (порядковый номер 89) расположены 14 элементов с порядковыми номерами 90–103 (актиноиды). Лантаноиды и актиноиды (¦-элементы) вынесены вниз таблицы, в отдельные две строки Геометрические и энергетические характеристики атомов радиус атома – это расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных оболочек. С увеличением заряда ядра в периодах атомный радиус немонотонно уменьшается, а в группах увеличивается:   Э Li Be B Na K Ar, нм 0,156 0,113 0,091 0,191 0,236 Энергия ионизации (Еи) – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. Чем меньше Еи, тем легче атом отдает электрон при образовании химической связи, т.е. элемент является более сильным восстановителем. Восстановительная способность нейтральных атомов с ростом заряда ядра в периоде уменьшается, в главных подгруппах растет, а в побочных – падает. Энергия сродства к электрону (Еср) – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше Еср, тем более сильным окислителем является данный элемент. В таблице Д.И. Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх. Электроотрицательность элемента (эо) – условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. Поэтому ЭО атома должна быть пропорциональна как энергии ионизации, так и энергии сродства к электрону. С ростом порядкового номера элемента в периодах ЭО растет, а в подгруппах, как правило, падает, например:   Элемент F O Cl Cs Rb Ba Si B ЭО 4,0 3,5 3,0 0,7 0,8 0,9 1,8 2,01   Элементы с высокой ЭО–типичные неметаллы; элементы с наименьшей ЭО представляют собой типичные в химическом смысле металлы.

Примеры решения задач

Пример 1. Составьте электронные формулы (в порядке заполнения орбиталей) атомов калия, кальция, скандия, мышьяка и церия. К какому семейству элементов принадлежит каждый из них? Каковы их валентные возможности?

Решение. Атомы калия и кальция имеют электронное строение:

₁₉ К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹, ₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Оба элемента принадлежат к s-элементам, так как последний по заполнению электрон размещается на s-подуровне. Валентными будут s-электроны, соответственно один электрон у атома K и два электрона у атома Ca.

Строение атома скандия: ₂₁ Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹. В этом случае сначала заполняется 4s-подуровень, а затем 3d-подуровень. Скандий d-элемент. У этого элемента три валентных электрона, которые имеют конфигурацию 3d¹4s².

Атом мышьяка: ₃₃As 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p³. Это – p-элемент. Валентных электронов у атома мышьяка пять, они имеют конфигурацию 4s²4p³, поэтому As может проявлять валентность, равную трем и пяти.

Атом церия: ₅₈Ce 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f². Церий –
f-элемент, конфигурация валентных электронов 4f²6s² , он может проявлять валентность, равную двум и четырем.

Пример 2. Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 12, находящегося в нормальном и возбужденном состояниях. Укажите координаты элемента в периодической системе и значения всех квантовых чисел валентных электронов.

Решение. У атома данного элемента 14 электронов. Они расположены:

в нормальном состоянии – электронная формула: 1s22s22p63s23p2;	в возбужденном состоянии – электронная формула: 1s22s22p63s13p3;
электронно-структурная формула:   3s 3р 2 s 2р   1s	электронно-структурная формула: 3 s 3р 2 s 2р   1s

 

Элемент находится в третьем периоде (так как последний по заполнению
уровень – третий), в четвертой группе (сумма s- и p-электронов последнего уровня равна 4), главной подгруппе (так как это p-элемент). Валентными являются все четыре электрона, находящиеся на третьем s- и p-подуровнях. Максимальная валентность равна четырем.

Квантовые числа валентных электронов атома в возбужденном состоянии:

N l m s

3s¹ 3 0 0 1/2

3p³ 3 1 –1, 0, +1 1/2

для каждого ē для каждого ē

3.3. Типы химической связи и ее свойства Ковалентная связь. При образовании ковалентной связи между атомами их валентные электроны обобществляются и локализуются между ними. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (МВС). Основные положения МВС: 1. Химическая связь осуществляется электронными парами. 2. В образовании связи участвуют только неспаренные электроны (валентные электроны) с противоположными спинами. 3. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные орбитали.

Основные характеристики химической связи 1) кратность химической связи – число общих электронных пар, соединяющих два атома в молекуле: Н–Н; Cl–Cl; Na–F; С=О; О=О; NºN; 2) энергия разрыва связи (прочность связи)– энергия, необходимая для разрыва химической связи в молекуле; чем больше энергия разрыва связи (Е, кДж/моль), тем прочнее связь: Н2 F2 N2 Е, кДж/моль 436 151 940 3) длина связи (d, нм)– межъядерное расстояние в молекуле; чем больше кратность связи, тем меньше ее длина при прочих равных условиях: Э–Н NH3PH3 AsH3 SbH3 d, нм 0,101 0,142 0,152 0,170 4) насыщаемость ковалентной связи – способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей, определяемая валентными возможностями атома: ненасыщенная связь насыщенная связь   : C=O О=С=О 5) направленность связи – определяется валентными углами, которые образуются между химическими связями при образовании молекул, состоящих из трех и более атомов: линейная молекула плоская молекула объемная молекула Cl–Mg–Cl О Н Н Н | Н–С–Н | Н Химическая связь, образованная перекрыванием АО расположенных вдоль прямой линии, проведенной через ядра взаимодействующих атомов, называется s(сигма)– связью. Одинарная связь – всегда s-связь. s-Связи строго ориентированы в пространстве, поэтому в зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу. Углы между s - связями называются валентными углами.

Перекрывание АО при p-связывании меньше, чем при s, поэтому p-связь, как правило, слабее s-связи. При перекрывании АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к s-связи и параллельно друг к другу, происходит образование p(пи)-связи. Помимо s- и p-связей возможно образование еще одного вида связи – d (дельта) - связи. Δ–Связь образуется при перекрывании d-АО в четырех местах, т. е. всех четырех «лепестков». С появлением d-связи кратность связи увеличивается до четырех. Связи располагаются по возрастанию их энергий в следующий ряд: s » p > d.

Типы ковалентной связи: 1) неполярная ковалентная связь – образуется в простых веществах – общая электронная пара расположена на равном расстоянии (симметрично) от ядер атомов Молекула H2:   Н­ + Н¯ ® Н­¯Н ® Н2 1s1 1s1   Н – Н (одинарная связь) σ-связь Молекула Cl2:   Cl· + ·Cl → Cl:Cl·   Cl – Cl (одинарная связь)   σ-связь   Молекула О2: ·О·+ ·О·→ О::О   О = О (кратная – двойная связь)

2) полярная ковалентная связь – образуется между атомами разных элементов, где общее электронное облако смещено к атому элемента c большей относительной электроотрицательностью (эо). Возникает асимметрия в распределении положительных и отрицательных зарядов взаимодействующих атомов, и вся двухатомная молекула представляет собой электрический диполь.

Молекула HCl: H 1s1 (э.о. = 2,10), Cl 1s22s22p63s23p5 (э.о. = 2,83) Н· + Cl· → H+δ:Cl–-δ.

Электронная пара смещена к Cl, молекула Н-Cl – диполь: у атома хлора возникает эффективный отрицательный заряд(–0,18 заряда электрона), а у атома водорода – эффективный положительный заряд(+0,18 заряда электрона). Расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+q и –q) называется длиной диполя l. Мерой полярности связи является дипольный момент μ, представляющий собой произведение эффективного заряда (еэф.) на расстояние (l) между электрическими центрами тяжести противоположных зарядов μ= еэф. •l Обычно μ измеряется в Дебаях (D): 1D= 3,33•10–30 Кл•м.

3) донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – связь образуется за счет того, что один атом представляет пару электронов (донор),а второй атом принимает ее на вакантную орбиталь(акцептор) Образование молекулы NH4Cl: NH3 + HCl = NH4Cl N 1s22s22p3, H 1s0 H H + | | : N–H + H+ → H–N–HилиNH+4. | | H H

Гибридизация атомных орбиталей— это выравнивание (усреднение) энергии различных АО в атоме в результате их смешивания (гибридизации) перед химическим взаимодействием (или в его процессе), что приводит к образованию гибридных орбиталей атома: Процесс гибридизации можно представить в виде трехвзаимосвязанных этапов: а) возбуждение атома; б) гибридизация орбиталей возбужденного атома; в) образование гибридных связей. На этапах аи б энергия затрачивается, на этапе в – выделяется. Если энергия, затраченная на первых двух этапах, компенсируется в процессе образования связей, то гибридизация осуществляется. Типы гибридизации: 1) sp -гибридизация: происходит возбуждение ns2 np0 ® ns1 np1, в гибридизации участвуют одна s - и одна p -орбитали, образуются две sp-гибридных орбитали, имеющих линейную симметрию; этому типу гибридизации соответствует образование линейной молекулы, например, ВеН2:

2) sp2-гибридизация: происходит возбуждение ns2 np1 ® ns1 np2, в гибридизации участвуют одна s- и две p-орбитали, образуются три sp2-гибридных орбитали, лежащие в одной плоскости и ориентированные под углами 120 0 друг к другу имеющих линейную симметрию; это- му типу гибридизации соответствует обра- зование плоской треугольной молекулы, например, BF3;

3) sp3-гибридизация: происходит возбуждение ns2 np2 ® ns1 np3, в гибридизации участвуют одна s- и три p-орбитали, образуются четыре sp3-гибридных орбитали, вытянутые в направлении к вершинам тетраэдра, т.е. ориентированные под углом 109 029 ′ друг к другу. Этому типу гибридизации соответствует образование молекулы в форме тетраэдра, например, СН4:

Водородная связь – химическая связь, характерная для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательными элементами (F, O, N).   Межмолекулярная водородная связьвозникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы (например, в молекуле Н2О, где атом кислорода имеет значительный эффективный отрицательный заряд –d, а ядро атома водорода – эффективный положительный заряд + d, между атомом водорода и атомом кислорода соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи):   Н ― Оδ- … Нδ+ │ │ +δН … О δ-― Н

Ионной химической связью называют связь, которая образуется в результате электростатического взаимодействия между катионом и анионом. В соответствии с теорий ионной связи при взаимодействии элементов, имеющих резко отличающиеся значения электроотрицательностей, протекают следующие процессы: образование ионов взаимодействующих атомов: К0 - e ® K+ ; А0 + е ® А-. образование молекулы происходит за счет электростатического притяжения образовавшихся ионов: К+ + А- = КА. Ионная химическая связь – предельный случай полярной химической ковалентной связи, которому отвечает значительное смещение пары электронов связи к наиболее электроотрицательному атому (аниону). Ионная связь в отличие от ковалентной связи не направлена и не насыщаема.

Металлическая связь.С точки зрения современных представлений, при сближении атомов металлов, в результате образования кристаллической решетки, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми ионами кристалла металла. Такой тип химической связи называется металлической связью (Ме–Ме).Связь делокализована, т. е. электроны, осуществляющие металлическую связь, обобществлены ("эл«ктронный газ") » перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному, обеспечивая связь между атомами.

Примеры решения задач

Пример 1.

В каком из соединений серы – K₂S, H₂S, CS₂ – образуются наиболее полярные химические связи? Укажите, в сторону какого атома происходит смещение электронной плотности связи.

Решение. Используя значения относительных электроотрицательностей элементов (см. приложение), находим разности относительных электроотрицательностей серы и элементов, образующих с нею химическую связь:

а ) сера–калий: 2,6 – 0,91 = 1,69, смещение в сторону атома серы;

б) сера–водород: 2,6 – 2,1 = 0,5, смещение в сторону атома серы;

в) сера–углерод: 2,6 – 2,5 = 0,1, смещение в сторону атома серы.

Чем больше по абсолютному значению разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера–калий, а наименее полярной – связь сера–углерод.

Пример 2.

Укажите характер связей в молекуле СО₂ и их взаимное расположение ..

Решение. Запишем электронные формулы атомов кислорода и углерода (в нормальном и возбужденном состояниях):

 

O 1s²2s²2p⁴; С 1s²2s²2p²; С* 1s²2s¹2p³.

Каждая связь между атомами О и С двойная (одна s и одна p), для образования двух p-связей потребуется участие двух p-орбиталей атома углерода. Оставшиеся s- и p-орбитали дают две sp-гибридные орбитали, образующие угол 180⁰. Молекула СО₂ линейна, а дипольный момент молекулы равен нулю:

 

или О ═ С ═ О

 

Пример 3.

Определите тип гибридизации орбиталей атомов углерода в молекулах этана С₂Н₆, этилена С₂Н₄ и ацетилена С₂Н₂ и изобразите геометрическую форму этих молекул.

Решение.

В органических соединениях атом углерода всегда имеет валентность, равную четырем, следовательно, находится в возбужденном состоянии
С 1s²2s¹2p³. Структурная формула молекулы этана: Н Н

½ ½

Н – С – С – Н

½ ½

Н Н

В молекуле этана семь σ- связей. Шесть связей С–Н образованы в результате перекрывания sp³ -гибридных орбиталей атомов углерода с 1s -орбиталями шести атомов водорода. Седьмая связь – между углеродными атомами – образуется за счет перекрывания sp³ -гибридных орбиталей атомов углерода.

Молекула этилена имеет структурную формулу: Н – С ═ С – Н.

½ ½

Н Н

Атомные орбитали (АО) каждого из атомов углерода находятся в sp²- гибридном состоянии – есть имеет место гибридизация одной s- и двух p- атомных орбиталей углерода с образованием трех гибридных орбиталей, расположенных в одной плоскости под углом 120⁰. У каждого атома углерода остается по одному p-электрону, не принявшему участие в гибридизации.

Каждый из атомов углерода образует по три σ-связи с участием sp2- гибридных орбиталей: σС-С -связь возникает в результате перекрывания двух sp2- гибридных АО между собой; σС-Н- связи образуются при перекрывании sp2-гибридных АО углерода с s-орбиталями атомов водорода. Кроме того, происходит перекрывание не вступивших в гибридизацию р-орбиталей атомов углерода (с параллельными осями). Это перекрывание происходит в плоскости, перпендикулярной

к плоскости молекулы, и приводит к образованию π -связи. Следовательно, в молекуле этилена имеется двойная связь, представляющая сочетание σ - и π -связей.

Молекула ацетилена имеет структурную формулу: Н – С ≡ С – Н.

В молекуле ацетилена атомы углерода, связанные тройной связью, находятся в состоянии sp- гибридизации. В этом случае происходит гибридизация одной s- и одной p- атомных орбиталей углерода с образованием двух эквивалентных гибридных орбиталей, расположенных на одной линии. Угол между осями этих орбиталей составляет 180⁰. При этом у каждого атома углерода остается по два 2p-электрона, не принявших участие в гибридизации и расположенных в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. При этом σ_С-С -связь образуется при перекрывании двух sp- гибридных АО между собой;
σ_С-Н - связи образуются при перекрывании sp-гибридных АО углерода с s-орбиталями атомов водорода. В этой молекуле все атомы лежат на одной прямой и молекула является линейной.

Не вступившие в гибридизацию р-электронные орбитали одного атома углерода взаимно перекрываются с аналогичными орбиталями другого атома так, что образуются две π -связи, причем каждая в своей плоскости. Угол между плоскостями π -орбиталей составляет 90 ⁰.Таким образом, тройная связь в молекуле ацетилена состоит из σ -связи и двух π -связей.

**********************************************