Ibridazione degli orbitali atomici I

L'espressione matematica nota come funzione d'onda, ψ, contiene informazioni su ciascun orbitale e sulle proprietà ondulatorie degli elettroni in un atomo isolato. Quando gli atomi sono legati insieme in una molecola, le funzioni d'onda si combinano per produrre nuove descrizioni matematiche che hanno forme diverse. Questo processo di combinazione delle funzioni d'onda per gli orbitali atomici è chiamato ibridazione ed è matematicamente realizzato dalla combinazione lineare degli orbitali atomici. I nuovi orbitali che ne risultano sono chiamati orbitali ibridi.

Comprendere l'ibridazione orbitale atomica

Le seguenti idee sono importanti per comprendere l'ibridazione:

1. Gli orbitali ibridi non esistono negli atomi isolati. Si formano solo in atomi legati covalentemente.
2. Gli orbitali ibridi hanno forme e orientamenti molto diversi da quelli degli orbitali atomici negli atomi isolati.
3. Un insieme di orbitali ibridi viene generato combinando orbitali atomici. Il numero di orbitali ibridi in un insieme è uguale al numero di orbitali atomici che sono stati combinati per produrre l'insieme.
4. Tutti gli orbitali in un insieme di orbitali ibridi sono equivalenti in forma ed energia.
5. Il tipo di orbitali ibridi formati in un atomo legato dipende dalla geometria della sua coppia di elettroni, come previsto dalla teoria VSEPR.
6. Gli orbitali ibridi si sovrappongono per formare legami σ. Gli orbitali non ibridati si sovrappongono per formare legami π.

Nelle sezioni seguenti discuteremo i tipi comuni di orbitali ibridi.

sp Ibridazione

L'atomo di berillio in una molecola gassosa di BeCl_2 è un esempio di un atomo centrale senza coppie solitarie di elettroni in una disposizione lineare di tre atomi. Ci sono due regioni di densità elettronica di valenza nella molecola BeCl_2 che corrispondono ai due legami covalenti Be-Cl. Per accogliere questi due domini elettronici, due dei quattro orbitali di valenza dell’atomo Be si mescoleranno per produrre due orbitali ibridi. Questo processo di ibridazione prevede la miscelazione dell'orbitale di valenza con uno degli orbitali di valenza p per produrre due orbitali ibridi sp equivalenti orientati secondo una geometria lineare. L'insieme degli orbitali sp appare simile nella forma all'orbitale p originale, ma c'è un'importante differenza. Il numero di orbitali atomici combinati è sempre uguale al numero di orbitali ibridi formati. L'orbitale p è un orbitale che può contenere fino a due elettroni. L'insieme sp è costituito da due orbitali equivalenti che puntano a 180° l'uno dall'altro. I due elettroni che originariamente erano nell'orbitale s sono ora distribuiti sui due orbitali sp, che sono riempiti per metà. Nel BeCl_2 gassoso, questi orbitali ibridi riempiti per metà si sovrapporranno agli orbitali degli atomi di cloro per formare due legami σ identici.

Quando gli orbitali atomici si ibridano, gli elettroni di valenza occupano gli orbitali appena creati. L'atomo Be aveva due elettroni di valenza, quindi ciascuno degli orbitali sp riceve uno di questi elettroni. Ciascuno di questi elettroni si accoppia con l'elettrone spaiato su un atomo di cloro quando un orbitale ibrido e un orbitale del cloro si sovrappongono durante la formazione dei legami Be-Cl.

Qualsiasi atomo centrale circondato da sole due regioni di densità elettronica di valenza in una molecola mostrerà ibridazione sp. Altri esempi includono l’atomo di mercurio nella molecola lineare HgCl_2, l’atomo di zinco in Zn(CH_3)_2, che contiene una disposizione lineare C–Zn–C, e gli atomi di carbonio in HCCH e CO2.

sp_2 Ibridazione

Gli orbitali di valenza di un atomo centrale circondato da tre regioni di densità elettronica sono costituiti da un insieme di tre orbitali ibridi sp_2 e un orbitale p non ibridato. Questa disposizione risulta dall'ibridazione sp_2, la miscelazione di un orbitale s e di due orbitali p per produrre tre orbitali ibridi identici orientati in una geometria planare trigonale.

La struttura osservata della molecola di borano, BH_3, suggerisce un'ibridazione sp2 per il boro in questo composto. La molecola è planare trigonale e l'atomo di boro è coinvolto in tre legami con gli atomi di idrogeno. I tre elettroni di valenza dell'atomo di boro nei tre orbitali ibridi sp_2 vengono ridistribuiti e ciascun elettrone di boro si accoppia con un elettrone di idrogeno quando si formano legami B–H.

Qualsiasi atomo centrale circondato da tre regioni di densità elettronica mostrerà ibridazione sp_2. Ciò include molecole con una coppia solitaria sull'atomo centrale, come ClNO, o molecole con due legami singoli e un doppio legame collegati all'atomo centrale, come nella formaldeide, CH_2O, e nell'etilene, H_2CCH_2.

sp_3 Ibridazione

Gli orbitali di valenza di un atomo circondato da una disposizione tetraedrica di coppie di legame e coppie solitarie sono costituiti da un insieme di quattro orbitali ibridi sp3. Gli ibridi risultano dalla miscelazione dell'orbitale s e di tutti e tre gli orbitali p, che produce quattro orbitali ibridi sp_3 identici. Ciascuno di questi orbitali ibridi punta verso un angolo diverso di un tetraedro.

Una molecola di metano, CH_4, è costituita da un atomo di carbonio circondato da quattro atomi di idrogeno ai vertici di un tetraedro. L'atomo di carbonio nel metano mostra ibridazione sp_3. I quattro elettroni di valenza dell'atomo di carbonio sono distribuiti equamente nell'ibrido orbitali e ciascun elettrone di carbonio si accoppia con un elettrone di idrogeno quando si formano i legami C – H.

In una molecola di metano, l'orbitale 1s di ciascuno dei quattro atomi di idrogeno si sovrappone a uno dei quattro orbitali sp_3 dell'atomo di carbonio per formare un legame sigma (σ). Ciò si traduce nella formazione di quattro legami covalenti forti ed equivalenti tra l'atomo di carbonio e ciascuno degli atomi di idrogeno per produrre la molecola di metano, CH_4.

Un orbitale ibrido sp_3 può contenere anche una coppia solitaria di elettroni. Ad esempio, l'atomo di azoto nell'ammoniaca è circondato da tre coppie di legame e da una coppia solitaria di elettroni diretti ai quattro angoli di un tetraedro. L'atomo di azoto è ibridato sp_3 con un orbitale ibrido occupato dalla coppia solitaria.

La struttura molecolare dell'acqua è coerente con una disposizione tetraedrica di due coppie solitarie e due coppie di elettroni di legame. Quindi diciamo che l'atomo di ossigeno è ibridato sp_3, con due degli orbitali ibridi occupati da coppie solitarie e due da coppie di legame. Poiché le coppie solitarie occupano più spazio delle coppie di legame, le strutture che contengono coppie solitarie hanno angoli di legame leggermente distorti rispetto all'ideale. Le strutture tetraedriche perfette hanno angoli di 109,5°, ma gli angoli osservati nell'ammoniaca (107,3°) e nell'acqua (104,5°) sono leggermente più piccoli. Altri esempi di ibridazione sp_3 includono CCl_4, PCl_3 e NCl_3.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 8.2: Hybrid Atomic Orbitals.