IBRIDAZIONE CHIMICA: SP, SP2, SP3 - CHIMICA - 2025

L' ibridazione chimica è il "mix" degli orbitali atomici, il cui concetto è stato introdotto dal chimico Linus Pauling nel 1931 per coprire le imperfezioni della teoria del legame di valenza (TEV). Quali imperfezioni? Questi sono: geometrie molecolari e lunghezze di legame equivalenti in molecole come il metano (CH ₄ ).

Secondo TEV, nel metano gli orbitali atomici C formano quattro legami σ con quattro atomi di H. Gli orbitali 2p, con forme (immagine in basso) di C sono perpendicolari tra loro, quindi l'H dovrebbe essere pochi dagli altri con un angolo di 90º.

Inoltre, l'orbitale 2s (sferico) di C si lega all'orbitale 1s di H con un angolo di 135º rispetto agli altri tre H. Tuttavia, sperimentalmente è stato trovato che gli angoli in CH ₄ sono 109,5º e che Inoltre, le lunghezze dei legami C - H sono equivalenti.

Per spiegare questo, una combinazione degli orbitali atomici originali deve essere considerata per formare quattro orbitali ibridi degeneri (di uguale energia). Qui entra in gioco l'ibridazione chimica. Come sono gli orbitali ibridi? Dipende dagli orbitali atomici che li generano. Inoltre, mostrano una miscela delle loro caratteristiche elettroniche.

Sp ibridazione

Per il caso di CH ₄ , l'ibridazione di C è sp ³ . Da questo approccio, la geometria molecolare viene spiegata con quattro orbitali sp ³ separati a 109,5º e rivolti verso i vertici di un tetraedro.

Nell'immagine sopra, puoi vedere come gli orbitali sp ³ (verdi) stabiliscono un ambiente elettronico tetraedrico attorno all'atomo (A, che è C per CH ₄ ).

Perché 109,5º e non altri angoli, per "disegnare" una geometria diversa? Il motivo è perché questo angolo riduce al minimo le repulsioni elettroniche dei quattro atomi che si legano ad A.

Pertanto, la molecola CH ₄ può essere rappresentata come un tetraedro (geometria molecolare tetraedrica).

Se, invece di H, C formasse legami con altri gruppi di atomi, quale sarebbe la loro ibridazione? Finché il carbonio forma quattro legami σ (C - A), la loro ibridazione sarà sp ³ .

Si può quindi presumere che in altri composti organici come CH ₃ OH, CCl ₄ , C (CH ₃ ) ₄ , C ₆ H ₁₂ (cicloesano), ecc., Il carbonio abbia ibridazione sp ³ .

Ciò è essenziale per disegnare strutture organiche, dove i carboni a legame singolo rappresentano punti di divergenza; ovvero, la struttura non rimane su un unico piano.

Interpretazione

Qual è l'interpretazione più semplice per questi orbitali ibridi senza affrontare gli aspetti matematici (le funzioni d'onda)? Gli orbitali sp ³ implicano che siano stati originati da quattro orbitali: uno se tre p.

Poiché si presume che la combinazione di questi orbitali atomici sia ideale, i quattro orbitali sp ³ risultanti sono identici e occupano orientamenti diversi nello spazio (come negli orbitali p _x , p _e p _z ).

Quanto sopra è applicabile per il resto delle possibili ibridazioni: il numero di orbitali ibridi che si forma è lo stesso di quello degli orbitali atomici che vengono combinati. Ad esempio, gli orbitali ibridi sp ³ d ² sono formati da sei orbitali atomici: uno s, tre pe due d.

Deviazioni dell'angolo di legame

Secondo la Valencia Shell Electronic Pair Theory of Repulsion (RPECV), una coppia di elettroni liberi occupa più volume di un atomo legato. Ciò fa sì che i collegamenti si allontanino, riducendo la tensione elettronica e deviando gli angoli da 109,5º:

Ad esempio, nella molecola d'acqua gli atomi di H sono legati agli orbitali sp ³ (in verde), e anche le coppie di elettroni non condivise ":" occupano questi orbitali.

Le repulsioni di queste coppie di elettroni sono solitamente rappresentate come “due globi con occhi” che, per il loro volume, respingono i due legami σ O - H.

Pertanto, in acqua gli angoli di legame sono effettivamente di 105º, invece dei 109,5º previsti per la geometria tetraedrica.

Quale geometria ha allora H ₂ O? Ha una geometria angolare. Perché? Perché sebbene la geometria elettronica sia tetraedrica, due coppie di elettroni non condivisi la distorcono in una geometria molecolare angolare.

Sp ibridazione

Quando un atomo combina due orbitali p e uno s, genera tre orbitali ibridi sp ² ; tuttavia, un orbitale p rimane invariato (perché ce ne sono tre), che è rappresentato come una barra arancione nell'immagine superiore.

Qui, tutti e tre gli orbitali sp ² sono colorati di verde per evidenziare la loro differenza dalla barra arancione: l'orbitale p "puro".

Un atomo con ibridazione sp ² può essere visualizzato come un pavimento trigonale piatto (il triangolo disegnato con gli orbitali sp ² colorati di verde), con i suoi vertici separati da angoli di 120º e perpendicolari a una barra.

E che ruolo gioca l'orbitale p puro? Quello di formare un doppio legame (=). Gli orbitali sp ² consentono la formazione di tre legami σ, mentre il puro p orbitale uno π legame (un doppio o triplo legame coinvolge uno o due legami π).

Ad esempio, per disegnare il gruppo carbonile e la struttura della molecola di formaldeide (H ₂ C = O), procedere come segue:

Gli orbitali sp ² di C e O formano un legame σ, mentre i loro orbitali puri formano un legame π (il rettangolo arancione).

Si può vedere come il resto dei gruppi elettronici (atomi H e le coppie di elettroni non condivisi) si trovano negli altri orbitali sp ² , separati da 120º.

Sp ibridazione

Nell'immagine in alto è illustrato un atomo A con ibridazione sp. Qui, uno s orbitale e uno p orbitale si combinano per formare due orbitali sp degeneri. Tuttavia, ora due orbitali p puri rimangono invariati, il che consente ad A di formare due doppi legami o un triplo legame (≡).

In altre parole: se in una struttura un C è conforme a quanto sopra (= C = o C≡C), la sua ibridazione è sp. Per altri atomi meno illustrativi, come i metalli di transizione, la descrizione delle geometrie elettroniche e molecolari è complicata perché vengono considerati anche gli orbitali de attraverso f.

Gli orbitali ibridi sono separati con un angolo di 180º. Per questo motivo gli atomi legati sono disposti in una geometria molecolare lineare (BAB). Infine, nell'immagine sotto si può vedere la struttura dell'anione cianuro:

Riferimenti

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