Ирина Эланс

Автор который поможет с любыми образовательными и учебными заданиями

Квантовая химия

Введение

Для объяснения свойств химической связи в настоящее время применяют разнообразные приближенные теории, часто сильно отличающиеся друг от друга. Из методов квантовой химии наиболее известны два подхода к расчету молекулярных систем - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО). Впервые метод валентных связей был применен немецкими учеными в 1927 г. Гейтлером В. и Лондоном Ф. для рассмотрения образования молекулы Н₂. Они рассмотрели систему из двух атомов водорода находящихся на большом расстоянии друг от друга и рассмотрели условия образования молекулы, а также доказали, что при образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов. Два ученых вычислили также энергию ковалентной связи в молекуле водорода, при этом оказалось, что расхождения межу расчетными и экспериментальными данными равны 10%. В целом расчет молекулы водорода явился убедительным доказательством применимости квантовой механики для решения проблем химической связи.

Метод валентных связей

Устойчивая молекула может образоваться только при условии уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов. Для описания состояния электронов в молекуле следовало бы составить уравнение Шредингера для соответствующей системы электронов и атомных ядер и найти его решение, отвечающее минимальной энергии системы. Для многоэлектронных систем точное решение уравнения Шредингера получить не удалось. Поэтому квантово-механическое описание строения молекул получают, как и в случае многоэлектронных атомов, лишь на основе приближенных решений уравнения Шредингера.

Впервые подобный приближенный расчет был произведен в 1927 г. В. Гейтлером и Ф. Лондоном для молекулы водорода. Эти авторы сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом условии можно учитывать только взаимодействие каждого электрона со «своим» ядром, а всеми остальными взаимодействиями (взаимное отталкивание ядер, притяжение каждого электрона к «чужому» ядру, взаимодействие между электронами) можно пренебречь. Тогда оказывается возможным выразить зависимость волновой функции рассматриваемой системы от координат и тем самым определить плотность общего электронного облака в любой точке пространства (плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции).

Далее Гейтлер и Лондон предположили, что найденная ими зависимость волновой функции от координат сохраняется и при сближении атомов водорода. При этом, однако, необходимо уже учитывать и те взаимодействия (между ядрами, между электронами и т. д.), которыми при значительном удалении атомов друг от друга можно было пренебрегать. Эти дополнительные взаимодействия рассматриваются как некоторые поправки («возмущения») к исходному состоянию электронов в свободных атомах водорода. В результате Гейтлер и Лондон получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии Е системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния r между ядрами этих атомов. Молекула водорода представляет собой систему из двух электронов и двух протонов. Данная молекула представлена на рис. 1.1.

Рис. 1.1 Расстояния межу частицами в молекуле водорода

Потенциальная энергия такой системы запишется в виде формулы (1.1):

(1.1)

В МВС при построении волновой функции электронов молекулы исходят из волновых функций электронов составляющих атомов. Пусть Ψ_а (1) и Ψ_b (2) означают собственные функции электронов изолированных атомов водорода Н_а и H_b, где (1) и (2) — символы пространственных координат первого и второго электронов, т.е. Ψ_а (1) = Ψ_а (х₁,y₁,z₁) и Ψ_b(2) = Ψ_b(х₂,y₂,z₂).

Вероятность одновременного нахождения электрона (1) у ядра а, а электрона (2) — у ядра b равна произведению частных вероятностей Ψ_а (1) и Ψ_b(2) и записывается в виде формулы (1.2):

(1.2)

Ввиду абсолютной неразличимости электронов выражению (1.2) эквивалентно уравнение (1.3):

(1.3)

По Гейтлеру и Лондону, волновая функция молекулы водорода представляется как линейная комбинация функций (1.2) и (1.3) и записывается в виде уравнения (1.4):

(1.4)

Подстановка волновой функции (1.4) в уравнение (1.5):

(1.5)

и учет уравнения (1.6):

(1.6)

приводит к выражению (1.7) полной энергии системы общего вида:

(1.7)

Где

К- кулоновский интеграл,

О- обменный интеграл,

П - интеграл перекрывания.

Интеграл перекрывания показывает степень перекрытия волновых функций атомов водорода и изменяется от нуля при межъядерном расстоянии R = до единицы (R= 0). При равновесном расстоянии между атомами водорода в молекуле он равен 0,75. Поэтому без большой ошибки можно принять, что полная энергия системы равна алгебраической сумме кулоновского и обменного интегралов. Тогда выражение (1.7) запишется в виде уравнения (1.8):

Е = К ± О (1.8)

Кулоновский интеграл характеризует электростатическое взаимодействие заряженных частиц в рассматриваемой системе. По абсолютной величине он неизмеримо меньше обменного интеграла, обусловленного движением каждого электрона около обоих ядер (возникновение электронной пары). Кроме того, обменный интеграл имеет отрицательный знак. Поэтому он вносит основной вклад в энергетику химической связи, т.е. уменьшение энергии молекулярной системы по сравнению с изолированными атомами в основном обусловлено величиной обменного интеграла.

На рис.1.2 показана зависимость энергии молекулы водорода от межъядерного расстояния, образование молекулы водорода представлено сплошной кривой.

Рис. 1.2 Зависимость энергии молекулы водорода от межъядерного расстояния

Она состоит из двух ветвей: притяжения аb и отталкивания bс атомов. В точке минимума силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания. Равновесное расстояние r₀, т.е. расстояние от минимальной точки b до оси ординат, представляет собой длину химической связи, а отрезок от минимума кривой до оси абсцисс характеризует энергию связи или энергию диссоциации Е_д молекулы водорода на атомы. При образовании молекулы водорода (рис. 1.2, сплошная кривая) спины электронов антипараллельны, а отсутствие химического взаимодействия (пунктирная кривая) характеризуется параллельностью электронных спинов. Это вытекает из анализа уравнения (1.4) при перемене координат электронов с соблюдением принципа Паули. Уравнение (1.4) можно записать в виде двух самостоятельных выражений (1.9) и (1.10):

(1.9)

(1.10)

Перемена электронных координат в уравнении (1.9), т.е. перестановка координат (1) и (2), не изменяет знака функции Ψ₊. Такую функцию называют симметричной. Наоборот, подобная инверсия пространственных координат электронов в (1.10) сопряжена с изменением знака функции Ψ_-. Поэтому функция Ψ_- называется антисимметричной. Однако функции (1.2) и (1.3), из которых составлено уравнение (1.4), не учитывают спина электрона (как и вся нерелятивистская квантовая механика Шрёдингера). Поэтому принцип Паули требует, чтобы для антисимметричной функции (1.10) электронные спины были параллельны, т.е. оба электрона должны иметь одинаковые спиновые квантовые числа. Только в этом случае при перемене местами электронов Ψ_- изменит свой знак. Наоборот, Ψ₊ отвечает такому состоянию, когда электроны в молекуле характеризуются различными спиновыми числами, т.е. имеют противоположно направленные, или антипараллельные спины. Симметричной и антисимметричной волновым функциям отвечают картины распределения функций электронного облака в системе из двух атомов водорода, как показано на рис. 1.3.

Рис. 1.3 Вид электронного облака в системе из двух атомов водорода ля симметричной и антисимметричной волновых функций

Вероятность нахождения электронов, или плотность электронного облака, определяется квадратом волновой функции. Возведя в квадрат уравнения (1.9) и (1.10), получим уравнения (1.11) и (1.12):

(1.11)

(1.12)

Для симметричной волновой функции, когда электронные спины антипараллельны, их волновые функции складываются. Поэтому симметричной функции отвечает увеличение плотности электронного облака между ядрами (1. 11). Тогда говорят, что электронные облака перекрываются. Это соответствует соединению атомов друг с другом с образованием молекулы (рис. 1.3). Как это видно из (1.11), при перекрывании электронных облаков электронная плотность между атомами делается больше суммы плотностей электронных облаков изолированных атомов. Перекрывание электронных облаков нельзя рассматривать как простое наложение друг на друга электронных облаков, существовавших до взаимодействия изолированных атомов.

Для антисимметричной волновой функции, характеризующейся параллельностью электронных спинов, наблюдается уменьшение электронной плотности между атомами (см. (1. 12)) и, следовательно, химическая связь не возникает, т.е. соединение не образуется. При этом плотность электронного облака между ядрами падает до нуля и в результате электроны выталкиваются из этого пространства. Наоборот, при возникновении химической связи и образовании соединения электронные облака стремятся вытянуться навстречу друг другу.

Вычисленная по методу Гейтлера — Лондона энергия ковалентной связи в молекуле водорода была равна 414,0 кДж/моль при равновесной длине связи 0,086 нм. Опытные значения энергии и длины связи**** в H₂ соответственно равны 457,67 кДж/моль и 0,074 нм. Расхождение между расчетными и экспериментальными данными, равное 10%, можно считать небольшим, если принять во внимание приближенный характер волновых функций (1.2) и (1.3), составленных из неизменных волновых функций атомов.

Таким образом, исследование Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами, приналежащими обоим атомам. Процесс «спаривания» электронов при образовании молекулы водорода может быть изображен следующей схемой (рис.1.4):

Рис 1.4 Процесс спаривания электронов при образовании молекулы водорода

Волнистые линии на схеме показывают, что в молекуле водорода каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т. е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами — ядрами атомов водорода. Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью. Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). Согласно МВС, приближенная волновая функция молекулы строится в виде линейной комбинации выбранных исходных волновых функций Ψ_i по уравнению (1.13):

(1.13)

Результаты квантово-механического расчета молекулы водорода методом валентных связей с использованием различного числа волновых функций Ψ_i показывают, что точность повышается при увеличении числа членов в сумме (1. 13). Главные положения МВС можно сформулировать так:

1) ковалентную связь образуют два электрона с антипараллельными спинами;

Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2) при образовании ковалентной связи происходит перекрывание волновых функций электронов и между взаимодействующими атомами увеличивается плотность электронного облака (15—20%), что приводит к уменьшению энергии системы;

3) ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрытия электронных облаков взаимодействующих атомов (критерий наибольшего перекрывания). Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся во внешнем электронном слое, обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек. Применяя эти обозначения, образование молекулы водорода можно представить следующим образом в виде схемы (рис.1.5):

Рис 1.5 Образование молекулы водорода

Эта схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке атома гелия. Аналогичными схемами можно представить образование молекулы азота (рис.1.6):

Рис.1.6 Образование молекулы азота

При соединении двух атомов азота в молекулу общими становятся три пары электронов (тройная связь); благодаря этому наружная оболочка каждого атома дополняется до устойчивой восьмиэлектронной конфигурации атома неона. Строение молекул некоторых сложных веществ — аммиака, воды, диоксида углерода и метана — можно изобразить схемами (рис.1.7):

Рис.1.7 Образование молекул аммиака, воды, диоксида углерода, метана

В молекуле аммиака каждый из трех атомов водорода связан с атомом азота парой общих электронов (один электрон от атома водорода, другой — от атома азота). Таким образом, азот имеет восьмиэлектронную внешнюю оболочку, а ядро каждого атома водорода окружено двумя электронами, образующими устойчивую «гелиевую» оболочку. Такие же оболочки имеют атомы водорода в молекулах воды и метана. В молекуле диоксида углерода, где атом углерода связан с каждым из атомов кислорода двумя парами электронов (двойная связь), все три атома имеют восьмиэлектронные внешние оболочки. Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающих два атома, соответствует одной черточке, изображающей ковалентную связь в структурных формулах (рис. 1.8):

Рис.1.8 Структурные формулы аммиака, воды, диоксида углерода, метана.

Валентность и МВС

Согласно МВС, пребывание двух электронов с антипараллельными спинами в поле двух ядер энергетически более выгодно, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра. Тогда объяснение валентности состоит в том, что каждый атом для образования химической связи предоставляет один неспаренный электрон. Поскольку у атома водорода всего лишь один электрон в нормальном и возбужденном состояниях, он функционирует как одновалентный элемент. У атома гелия в нормальном состоянии нет неспаренных электронов — оба его электрона находятся на орбитали 1s. Возбуждение же атома с переходом электронов из состояния с одним главным квантовым числом п на орбиталь с другим главным квантовым числом, особенно для низких их значений (п = 1; 2), требует большой затраты энергии. Для атома гелия энергия возбуждения электрона из состояния 1s на орбиталь 2s равна 1672 кДж/моль. Такие высокие энергии возбуждения в условиях обычных химических реакций не наблюдаются. Поэтому гелий не образует валентно-химических соединений.

Атом лития в нормальном состоянии имеет один неспаренный электрон. Переход 1s2р требует большой энергии. Поэтому литий одновалентен. Для бериллия перевод его в возбужденное состояние требует всего 259 кДж/моль (рис.2.1):

Рис. 2.1 Схема перевода бериллия в возбужденное состояние

Таким образом, в возбужденном состоянии у атома бериллия два неспаренных электрона, благодаря которым он проявляет валентность, равную двум. При этом энергия возбуждения с избытком компенсируется энергией образования двух химических связей. Переход электрона в процессе возбуждения атома на другие орбитали с более высокой энергией называется промотированием. Атом бора в нормальном состоянии (1s²2s²2р¹) имеет один неспаренный электрон, а потому должен быть одновалентным. Однако для бора одновалентное состояние не характерно, так как происходит промотирование с переходом атома в возбужденное состояние (рис. 2.2):

Рис. 2.2 Схема перевода бора в возбужденное состояние

Именно в возбужденном состоянии бор проявляет валентность, равную трем, из-за наличия в атоме трех неспаренных электронов. Как и у других атомов, энергия возбуждения компенсируется возникновением большего числа химических связей. У атома углерода имеется два одиночных электрона, но двухвалентное состояние для него не характерно. Возбуждение атома углерода с возникновением четырехвалентного состояния показано схемой (рис. 2.3):

Рис. 2.3 Схема перевода атома углерода в возбужденное состояние

Приведенных примеров достаточно для подтверждения так называемой спиновой теории валентности, согласно которой валентность элемента определяется общим числом неспаренных электронов как в нормальном, так и в возбужденном состоянии. Способ образования ковалентной связи, когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, называется обменным. Но нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов в его атомах. Происходит это потому, что помимо обменного механизма образования ковалентной связи существует и другой, заключающийся в том, что один атом отдает в общее пользование неподеленную пару электронов, а партнер предоставляет свободную орбиталь. Первый называется донором, а второй — акцептором. Ковалентную связь, образующуюся за счет неподеленной пары электронов донора и свободной орбитали акцептора, называют донорно-акцепторной связью. Схематически ее образование может быть показано так (рис. 2.4):

Рис.2.4 Схема образования донорно-акцепторной связи

Донорно-акцепторный механизм возникновения ковалентной связи отличается от обменного только происхождением общей электронной пары, ответственной за химическую связь. При донорно-акцепторном механизме связь осуществляется за счет неподеленной электронной пары одного из атомов, а при обменном механизме — поделенной пары электронов. Во всем остальном оба вида ковалентной связи тождественны: понижение общей энергии системы, антипараллельность спинов электронов, перекрытие электронных облаков.

Рассмотрим химическое строение молекулы монооксида углерода на рис. 2.5. У атомов углерода и кислорода имеется по два неспаренных электрона. Поэтому можно было предположить, что между этими атомами возникает двойная связь по обменному механизму. Однако монооксид углерода представляет собой очень прочную молекулу с энергией связи, близкой к энергии связи для молекулы азота, у которой тройная связь. Кроме того, молекулы монооксида углерода и азота иэоэлектронны, т.е. имеют одинаковое число электронов, равное 14. Современная трактовка химического строения молекулы СО, согласно МВС, базируется на признании тройной связи между атомами углерода и кислорода, одна из которых донорно-акцепторная:

Рис. 2.5 Схема образования тройной связи в монооксиде углерода

Таким образом, атом углерода функционирует как акцептор за счет одной вакантной 2p-орбитали, а атом кислорода является донором двух спаренных 1р-электронов. Для обозначения донорно-акцепторной связи применяют стрелку (в отличие от обычной валентной черточки) от донора к акцептору (рис. 2.6):

Рис. 2.6 Обозначение донорно-акцепторной связи

Монооксид углерода представляет собой пример химического соединения, когда валентность элементов превышает число неспаренных электронов. Углерод и кислород трехвалентны, хотя атомы этих элементов имеют по два неспаренных электрона. Не следует думать, что монооксид углерода — исключение. Наоборот, подавляющее большинство неорганических соединений образуется или на основе донорно-акцепторного механизма ковалентной связи, или одновременно сочетает в себе обменный и донорно-акцепторный механизмы. Рассмотрим сульфид цинка, кристаллохимическое строение которого показано на рис. 2.7.

Рис. 2.7 Структура сульфида цинка

Каждый атом цинка связан с четырьмя атомами серы, и, наоборот, каждый атом серы — с четырьмя атомами цинка. Поэтому атомы цинка и серы проявляют одинаковую валентность, равную четырем. Между тем атом цинка в нормальном состоянии не имеет ни одного неспаренного электрона, а атом серы характеризуется двумя одиночными электронами. При возбуждении атома цинка происходит промотирование 4s-электрона на 4р-уровень и появляются два неспаренных электрона (рис. 2.8):

Рис. 2.8 Схема перехода атома цинка в возбужденное состояние

В то же время у возбужденного атома цинка вакантны две 4р-орбитали, а атом серы имеет две неподеленные пары электронов при главном квантовом числе n = 3 (рис 2.9):

Рис. 2.9 Изображение внешнего электронного уровня атома серы

В результате четырехвалентность атомов цинка и серы достигается тем, что две ковалентные связи образуются по обменному механизму, а две другие — по донорно-акцепторному. На рис. 2.10 показано возникновение химических связей в сульфиде цинка, где более крупными точками обозначены неподеленные пары электронов от атомов серы, осуществляющие донорно-акцепторную связь.

Рис. 2.10 Возникновение химических связей в сульфиде цинка

Следовательно, в сульфиде цинка атомы цинка функционируют как акцепторы, а атомы серы — как доноры.

Таким образом, сульфид цинка — соединение, в котором валентность элемента больше числа неспаренных электронов не только в нормальном, но и в возбужденном состоянии атома. Это свидетельствует о неточности и неправомерности спиновой теории валентности. Объясняется это тем, что спиновая теория валентности, по существу является формалистической трактовкой метода валентных связей, в которой основной упор делается на внешний признак образования ковалентной связи. МВС в действительности гораздо глубже и фундаментальнее, чем спиновая теория валентности.

Обобщение огромного теоретического и экспериментального материала современной химии приводит к выводу, что валентность элемента (число ковалентности) равна числу электронных орбиталей его атома, участвующих в образовании химических связей как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизму.

Насыщаемость ковалентной связи

Среди многих свойств ковалентной связи наиболее важны насыщаемость, поляризация и направленность. Насыщаемость химической связи — это то, что отличает ее от всех других видов взаимодействия частиц. Собственно, вся изложенная квантово-химическая теория ковалентной связи — основные положения МВС, обменный и донорно-акцепторный механизмы ее образования — служат обоснованием насыщаемости химической связи. Гейтлер и Лондон уже в своей первой работе рассмотрели возможности химического взаимодействия молекулы водорода с третьим атомом водорода. Квантово-механический расчет энергии взаимодействия в системе Н₂ + Н показал, что третий атом водорода не будет притягиваться, т.е. образование молекулы Н₃ энергетически невыгодно, а следовательно, невозможно. Это явилось теоретическим обоснованием насыщаемости ковалентной связи. Формальная интерпретация указанного расчета Гейтлера и Лондона и, следовательно, насыщаемости ковалентной связи сводится к тому, что присоединение третьего атома водорода к молекуле Н₂ невозможно, так как спин его электрона будет обязательно совпадать со спином одного из двух электронов молекулы. Поэтому между третьим атомом водорода и Н₂ будут действовать силы отталкивания и в результате никакого перекрывания электронных облаков не может быть.

Таким образом, именно насыщаемость ковалентной связи определяет стехиометрию молекулярных химических соединений. В этом заключается колоссальная роль насыщаемости ковалентной связи, так как от стехиометрии зависят формульный состав, массовые соотношения элементов, расчеты по формулам и уравнениям и т.п.

Направленность ковалентной связи

Направленность ковалентной связи является тем главным свойством, от которого зависит структура молекул и немолекулярных химических соединений. Пространственная направленность ковалентной связи определяет химическое и кристаллохимическое строение вещества. Поэтому нередко МВС называют методом направленной валентности.

Согласно МВС, ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. Поэтому атомы с пs- валентными электронами способны образовывать одинаково прочные связи в любом направлении и все направления в этом смысле равнозначны (рис. 4.1).

Рис. 4.1 Образование химической связи s-электронами

Для np-электронов максимальное перекрывание облаков связывающих электронов происходит по направлению "восьмерок" (рис. 4.2).

Рис. 4.2 Образование химических связей s- и p-электронами

Поэтому угол между двумя связями, образованными р-электронами одного атома с s- и р-электронами двух других, теоретически должен быть равен 90°. Это происходит потому, что две р-орбитали одного атома обязательно располагаются под прямым утлом. Такое расположение облаков наиболее выгодно энергетически, так как неспаренные электроны отталкиваются друг от друга. Следовательно, причина направленности химических связей кроется в зависимости атомных волновых функций от сферических углов θ и φ.

Нередко электроны, участвующие в образовании химической связи, находятся в различных состояниях, например один валентный электрон на s-орбитали, другой — в р-состоянии и т.д. Так, возбужденный атом бериллия имеет один неспаренный электрон на 2s-орбитали, а другой — на 2р. Тогда в соединениях бериллия с одновалентными элементами, например в ВеСl₂, две связи не должны быть равноценными. Одна связь Ве—С1 должна быть s-р-связью, а другая р—р-связью. Последняя характеризуется большей прочностью, так как р-орбитали более вытянуты от ядра по сравнению с s-орбиталями, а потому сильнее перекрываются с орбиталями других атомов. В то же время совокупность всех свойств молекулы ВеСl₂ (пар хлорида бериллия) свидетельствует, что обе связи Ве—С1 одинаково прочны и расположены под углом 180°, т.е. молекула ВеСl₂ линейна.

В возбужденном атоме бора имеются один 2s-злектрон и два электрона на двух 2р-орбиталях. А возбужденный атом углерода характеризуется одним s-электроном и тремя неспаренными р-электронами. Однако в соединениях бора и углерода (например, ВС1₃, СH₄, ССl₄ и др.) соответственно все три или четыре связи эквивалентны,

Для объяснения подобных фактов в рамках МВС Полинг ввел представление о гибридизации электронных орбиталей. При этом Полинг исходил из того, что значения энергии Е для s- и р-орбиталей либо совпадают между собой , либо различаются не намного. Тогда состояния валентных электронов описываются не чистыми s-, p-, d-функциями, а смешанными или гибридными волновыми функциями, которые представляют собой линейную комбинацию собственных функций, описывающих состояние исходных электронов. Например, для возбужденного атома углерода вместо одного 2s- и трех 2р-состояний в результате гибридизации получаются четыре вырожденные гибридные орбитали, энергия которых промежуточна между энергиями 2s- и 2р-орбиталей. Такая гибридизация называется тетраэдрической или sp³-гибридизацией.

Квантовая химия 📙 Реферат → 🆔 117340