Ibridizzazione

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Quattro orbitali con ibridizzazione sp3
Tre orbitali con ibridizzazione sp2

L'ibridizzazione (o ibridazione) è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali (orbitali s, p, d) con contenuto energetico poco diverso (quindi orbitali di valenza) di uno stesso atomo che permette di ottenere nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici) con i lobi orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l'atomo centrale di una o più molecole può formare con altri atomi.

La caratteristica più importante degli orbitali ibridi è il loro "carattere direzionale". Il numero di orbitali ibridi ottenuti è uguale al numero di quelli che vengono combinati, cosicché il numero totale di orbitali di valenza dell'atomo non cambia.

Il processo di ibridazione può essere accompagnato dalla promozione di uno o più elettroni in orbitali più alti; ciò comporta una spesa energetica iniziale da parte dell'atomo che è tuttavia largamente compensata nel momento in cui esso va a legarsi con altri atomi a formare una molecola: l'energia totale del sistema risulta infatti più bassa.

L'ibridizzazione consente di stabilire la forma geometrica di una molecola o di uno ione con il metodo di Gillespie (1957), che è un affinamento della teoria già elaborata nel 1940 da Nevil Sidgwick e Herbert Marcus Powell.

Le ibridizzazioni degli orbitali s e p possono essere di tipo:

Si può avere inoltre ibridizzazione del tipo sp3d e sp3d2.[4]

Come determinare il tipo di ibridazione degli orbitali di un atomo[modifica | modifica sorgente]

È possibile determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale di una molecola. Partendo dalla formula di struttura, si contano i legami σ ("...non quelli π che, legando gli stessi due atomi sono isodirezionali e costituiscono con i precedenti una unica zona di spazio elettricamente carica... perciò non contano ai fini dell'ibridazione..."[5]) formati dall'atomo in questione e a questi si aggiungono i lone pair. Poi si deduce lo stato di ibridazione, tenendo presente che l'atomo centrale:

  • con ibridazione sp: forma 2 legami σ diretti a 180° uno dall'altro (lineare)
  • con ibridazione sp2: forma 3 legami σ diretti a 120° uno dall'altro (oppure: 2 legami σ + 1 lone pair) (triangolare planare)
  • con ibridazione sp3: forma 4 legami σ diretti a 109,28° uno dall'altro(oppure: 3 legami σ + 1 lone pair; oppure: 2 legami σ + 2 lone pair; ...) (tetraedrica)
  • con ibridazione sp3d: forma 5 legami σ (bipiramide trigonale)
  • con ibridazione sp3d2: forma 6 legami σ (ottaedrica).

Quindi, se la somma di legami σ e coppie solitarie è:

  • 2, lo stato di ibridazione è sp
  • 3, lo stato di ibridazione è sp2
  • 4, lo stato di ibridazione è sp3
  • 5, lo stato di ibridazione è sp3d
  • 6, lo stato di ibridazione è sp3d2

A partire dalla formula grezza, si possono seguire le seguenti fasi:

  • Scrivere la configurazione elettronica esterna dell'atomo centrale;
  • Contare il numero di legami σ che questo atomo forma con gli altri atomi della molecola (cioè: vedere con quanti atomi è legato);
  • Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami determinati al punto 2 (è opportuno anche scrivere la formula di struttura!);
  • Individuare quali e quanti orbitali sono ibridizzati, contando anche i doppietti di non legame (“lone pair”), ma senza contare i legami π.

Primo esempio[modifica | modifica sorgente]

Individuare il tipo di ibridizzazione dell'atomo di C (atomo centrale) nella molecola CH4 .

  • Scrivere la configurazione elettronica esterna dell'atomo centrale;
                 C     2s2 2p2              
  • Contare il numero di legami che quest'atomo forma con gli altri atomi della molecola (cioè vedere con quanti atomi è legato);

Il carbonio nella molecola CH4 forma 4 legami σ (si lega con 4 idrogeni)

  • Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami così determinati (scrivere la formula di struttura);

È necessario promuovere 1 elettrone sugli orbitali p, per poter disporre di 4 elettroni spaiati

  • Individuare quali e quanti orbitali sono ibridizzati, contando anche i doppietti di non legame ("lone pair"), ma senza contare i legami π.

Si ibridizzano i 4 orbitali (1 s e 3 p),

                 C     s p3               

ottenendo così 4 orbitali isoenergetici diretti a 109,5°: l'ibridizzazione è sp3. Ciascun elettrone spaiato lega un atomo di H.

Secondo esempio[modifica | modifica sorgente]

Individuare il tipo di ibridizzazione dell'atomo di C (atomo centrale)nello ione HCO3-

  • Scrivere la configurazione elettronica esterna dell'atomo centrale;
                 C     2s2 2p2              
  • Contare il numero di legami che questo atomo forma con gli altri atomi della molecola (cioè vedere con quanti atomi è legato);

Il carbonio nello ione HCO3- forma 3 legami σ (si lega con 3 ossigeni: 1 ossigeno è legato con doppio legame al C, 1 ossigeno è legato con legame σ al C e porta una carica negativa e 1 ossigeno è legato con legame σ al C e lega l'idrogeno)

  • Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami così determinati (scrivere la formula di struttura!);

È necessario promuovere 1 elettrone sull'orbitale p, per poter disporre di 4 elettroni spaiati (di questi: 3 vengono impiegati per formare un legame σ , quindi vengono ibridizzati e il quarto elettrone forma un legame pi greco)

  • Individuare quali e quanti orbitali sono ibridizzati, contando anche i doppietti di non legame (“lone pair”), ma senza contare i legami pi greco.

Si ibridizzano i 3 orbitali (1 s e 2 p),

                 C     s p2               

ottenendo così 3 orbitali degeneri diretti a 120°: l'ibridizzazione è sp2.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Silvestroni, op. cit., p. 58
  2. ^ Silvestroni, op. cit., pp. 58-59
  3. ^ Silvestroni, op. cit., p. 59
  4. ^ Silvestroni, op. cit., pp. 60-61
  5. ^ Da Silvestroni P., Fondamenti di chimica, ed. Zanichelli

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, pp. 56-65, ISBN 88-408-0998-8.
  • T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2ª ed., Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 30-37, ISBN 88-08-09414-6.
  • Mario Rippa, La Chimica di Rippa, Ferrara, Bovolenta - Zanichelli, 2006, pp.

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

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