Ibridazione degli orbitali atomici I

L’espressione matematica nota come funzione d’onda, ψ, contiene informazioni su ogni orbitale e sulle proprietà ondate 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 di orbitali atomici. I nuovi orbitali che ne derivano sono chiamati orbitali ibridi.

Informazioni sull’ibridazione orbitale atomica

Le idee seguenti 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 è 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 per forma ed energia.
5. Il tipo di orbitali ibridi formati in un atomo legato dipende dalla sua geometria a coppia di elettroni, come previsto dalla teoria VSEPR.
6. Gli orbitali ibridi si sovrappongono per formare σ legami. Gli orbitali sfrenati si sovrappongono per formare π legami.

Nelle sezioni seguenti discuteremo i tipi comuni di orbitali ibridi.

Sp Ibridazione

L’atomo di berillio in una molecola gassosa di BeCl₂ è un esempio di 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 BeCl₂ che corrispondono ai due legami covalenti Be-Cl. Per accogliere questi due domini elettronici, due dei quattro orbitali di valenza dell’atomo di Be si mescoleranno per produrre due orbitali ibridi. Questo processo di ibridazione comporta la miscelazione dell’orbitale di valenza s con uno degli orbitali valenza p per produrre due orbitali ibridi sp equivalenti orientati in una geometria lineare. L’insieme degli orbitali sp appare di forma simile all’orbitale p originale, ma c’è una differenza importante. 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 due orbitali equivalenti che puntano a 180° l’uno dall’altro. I due elettroni che erano originariamente nell’orbitale s sono ora distribuiti ai due orbitali a sp, che sono semi-riempiti. Nel BeCl₂gassoso , questi orbitali ibridi semi-riempiti 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 di Be aveva due elettroni di valenza, quindi ognuno degli orbitali sp ottiene uno di questi elettroni. Ognuno di questi elettroni si accoppia con l’elettrone spaiato su un atomo di cloro quando un orbitale ibrido e un orbitale cloro si sovrappongono durante la formazione dei legami Be-Cl.

Ogni atomo centrale circondato da solo due regioni di densità elettronica di valenza in una molecola sporrà di ibridazione sp. Altri esempi includono l’atomo di mercurio nella molecola lineare HgCl_2, l’atomo di zinco in Zn(CH₃)₂, che contiene una disposizione lineare C-Zn-C, e gli atomi di carbonio in HCCH e CO2.

Ibridazione sp²

Gli orbitali di valenza di un atomo centrale circondato da tre regioni di densità elettronica consistono in un insieme di tre orbitali ibridi sp² e un orbitale p non ibridizzato. Questa disposizione risulta dall’ibridazione sp^2, dalla miscelazione di uno orbitale s e due orbitali p per produrre tre orbitali ibridi identici orientati in una geometria planare trigonale.

La struttura osservata della molecola di borano, BH₃, suggerisce l’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 sono} ridistribuiti, e ogni elettrone boro si accoppia con un elettrone idrogeno quando si formano legami B-H.

Ogni atomo centrale circondato da tre regioni di densità elettronica sporrà di ibridazione sp^2. Questo include molecole con una coppia solitaria sull’atomo centrale, come ClNO, o molecole con due singoli legami e un doppio legame collegato all’atomo centrale, come nella formaldeide, CH₂O, e ethene, H₂CCH₂.

ibridazione sp³

Gli orbitali di valenza di un atomo circondato da una disposizione tetraedrale di coppie di legame e coppie solitarie consistono in un insieme di quattroorbitali ibridi sp^3. Gli ibridi derivano dalla miscelazione di uno orbitale s e di tutti e tre gli orbitali p, che produce quattro orbitali ibridi sp³ identici. Ognuno di questi orbitali ibridi punta verso un angolo diverso di un tetraedro.

Una molecola di metano, CH₄, è costituita da un atomo di carbonio circondato da quattro atomi di idrogeno agli angoli di un tetraedro. L’atomo di carbonio nel metano presenta l’ibridazione sp^3. I quattro elettroni di valenza dell’atomo di carbonio sono distribuiti equamente negli orbitali ibridi, e ogni elettrone di carbonio si accoppia con un elettrone 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 sp³ 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, CH₄.

Un^{orbitale ibrido} sp3 può anche contenere una coppia solitaria di elettroni. Ad esempio, l’atomo di azoto nell’ammoniaca è circondato da tre coppie di legame e una coppia solitaria di elettroni diretti ai quattro angoli di un tetraedro. L’atomo di azoto è sp³ ibridato con un orbitale ibrido occupato dalla coppia solitaria.

La struttura molecolare dell’acqua è coerente con una disposizione tetraedrale di due coppie solitarie e due coppie di elettroni di legame. Quindi diciamo che l’atomo di ossigeno è sp³ ibridato, 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 dall’ideale. Le strutture tetraedrali perfette hanno angoli di 109,5°, ma gli angoli osservati in ammoniaca (107,3°) e acqua (104,5°) sono leggermente più piccoli. Altri esempi di ibridazione sp3 includono CCl₄, PCl₃e NCl₃.

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