Gli Orbitali ibridi

Gli Orbitali ibridi

L'Ibridizzazione prende origine dal fatto che un legame covalente o un lone pair sono zone dello spazio elettricamente cariche.

Inoltre l'ibridizzazione è un ulteriore strumento per determinare la forma geometrica delle molecole.

Ciascuna di tale zona tende a orientarsi rispetto alle altre in modo che le distanze siano massime in modo da avere la minima repulsione e il contenuto di energia sia minimo nel loro insieme.

L'ibridizzazione è una trattazione matematica mediante la quale orbitali di tipo diverso (s , p , d) di uno stesso atomo e con contenuti di energia poco diversi, vengono dapprima mescolati tra loro e poi ridivisi in numero di orbitali uguale a quello degli orbitali puri di partenza, imponendo la condizione che questi nuovi orbitali (ORBITALI IBRIDI) siano isoenergetici.[2]

Rispetto agli orbitali atomici cui derivano una concentrazione delle nubi elettroniche in definite direzioni dello spazio e in essi uno dei due lobi che rappresentano la disposizione spaziale di carica è maggiore dell'altro; questi addensamenti di carica consentono maggiori ricoperture, e gli orbitali ibridi formano quindi legami più forti che non gli orbitali semplici da cui derivano.

Per chiarire il concetto di orbitale ibrido prendiamo in esempio il metano (CH₄):

la configurazione elettronica esterna dell'atomo di carbonio ( C ) nel suo stato fondamentale è 2s² 2p²

dalla sua configurazione esterna si potrebbe quasi dire che l'atomo di C potrebbe fare solo 2 legami covalenti tanti quanti sono i suoi elettroni spaiati nell'orbitale p; invece l'atomo di c forma 4 legami covalenti assolutamente equivalenti tra loro (isoenergetici).

Il fatto che l'atomo di c formi 4 legami covalenti deriva dal fatto che esso scinde il lone pair 2s promovendo un elettrone 2s² a un elettrone 2p, passando dallo stato fondamentale allo stato eccitato.

Ciò spiega come il carbonio riesca a formare 4 legami covalenti e come i legami C-H siano assolutamente isoenergetici

Che tre di questi legami siano isoenergetici si potrebbe giustificare considerando che provengono dai 3 orbitali 2p, ma il quarto legame dovrebbe essere di energia diversa provenendo dall'orbitale 2s. Ciò viene superando ammettendo l'ibridizzazione dell'orbitale 2s e dei tre 2p in 4 orbitali ibridi sp³.

Deriva dal mescolamento di un orbitale s e di uno p dello stesso atomo, con lo stesso numero quantico n, questi formano fra loro un angolo di 180°, cioè sono allineati in posizione simmetrica rispetto al nucleo, tale disposizione garantisce la minima repulsione.  (struttura lineare)

Deriva dal mescolamento di un orbitale s e di due orbitali p dello stesso atomo, con lo stesso numero quantico n.

I tre orbitali ibridi cosi formati risulteranno a 120° fra loro e quindi considerando il nucleo dell'atomo al centro di un triangolo equilatero, gli orbitali sp² sono diretti verso i vertici di tale triangolo.  (struttura trigonale planare)

Deriva dal mescolamento di un orbitale s e di 3 p con lo stesso valore n.

I quattro orbitali ibridi sp³ formano tra loro un angolo di 109,5° e sono diretti verso i vertici di un tetraedro il cui nucleo dell'atomo occupa il centro.

(struttura tetraedrica regolare)

Esempi di ibridizzazione sp, sp², sp³:

- BeCl

-BCl₃

CCl₄

Deriva dal mescolamento e successiva equiripartizione dell'energia contenuta in un orbitale s, tre orbitali p e uno d, chiaramente di uno stesso valore quantico principale.

L'ibridizzazione a sp³d avviene solo per quegli atomi che hanno un numero quantico da 3 in su, deriva dalla promozione di un elettrone 3s a elettrone 3d.

La struttura geometrica che forma è quella di una bipiramide trigonale con tre angoli di 120°, sul piano

del triangolo e gli altri di 90°.

Un esempio di tale ibridizzazione è il PCl₅

Anche questo orbitale ibrido deriva da un mescolamento di un orbitale s, tre p e di de orbitale d, tutti col medesimo numero quantico principale.

Anche qui questo orbitale ibrido avviene per quegli atomi con numero quantico dal 2 in su.. E consiste nello sdoppiamento del lone pair dell'orbitale 3s e dell'orbitale 3p, che vendono promossi entrambi su 2 orbitale d.

La struttura che si ottiene da tale ibridizzazione è quella ottaedrica.

L'ibridizzazione degli orbitali rende conto anche di alcune anomalia riguardante la loro geometria molecolare presenti in alcune molecole, tra questi principalmente le molecole dell'acqua (H₂O) e dell'ammoniaca (NH₃)

1.si è visto che i legami H-O della molecola dell'acqua formano un angolo di 104à circa anziché 90° (come dovrebbe essere se si utilizzassero orbitali p puri).

Anche per l'ossigeno bisogna supporre che avvenga un ibridizzazione dell'orbitale s con i tre orbitale p con la formazione di 4 orbitali sp³, due dei quali ospitano un lone pair, mentre gli altri due ospitano un elettrone spaiato ciascuno, che accoppiandosi con i due elettroni dei 2 idrogeni dovrebbero formare come tutti gli orbitali sp³ un angolo di legame di 109°, come previsto da una disposizione tetraedrica.

L'angolo di circa 104°, corrisponde a una disposizione tetraedrica distorta giustificata dal fatto che i 2 orbitali ibridi contenenti i lone pair, esercitano una repulsione maggiore sugli elettroni impegnati nei legami H-O

Doppietti non condivisi

Anche per quanto riguarda l'azoto dell'ammoniaca, bisogna supporre che si utilizzi orbitali ibridi sp³ a struttura tetraedrica, con angoli di 107° tra i legami N-H, per effetto della compressione questa volta inferiore esercitata dal solo doppietto non condiviso dell'azoto.

Lone pair

Struttura della molecola di H₂O e NH₃

~104°

107°