Ibridazione

Definizione di orbitali ibridi

In questa sede ci occuperemo di spiegare cosa sono gli orbitali e dei diversi tipi di orbitali. Poi, ci occuperemo di come si uniscono e di come si formano gli orbitali ibridi.

Orbitali atomici

Cosa sono gli orbitali?

Esistono quattro tipi principali di orbitali atomici, le cui forme e proprietà verranno descritte di seguito. È fondamentale ricordare che ogni orbitale può ospitare due elettroni. Ogni elettrone deve trovarsi in uno stato di spin opposto a causa del principio di esclusione di Pauli.

Forma e tipi di orbitali

Come già detto, esistono quattro tipi di orbitali, ognuno dei quali ha una propria forma, determinata dalla quantità di lobi presenti nell'orbitale. Alcuni orbitali hanno una forma specifica, ma richiedono l'unione di più orbitali per formare un livello energetico.

Di seguito è riportata un'immagine dei primi tre tipi di orbitali: s, p e d. Non è necessario preoccuparsi della forma e della natura degli orbitali f. I diversi lobi che possono avere gli orbitali sono chiaramente indicati nel diagramma. Ricordate che per gli orbitali p e d, i multipli di questi orbitali si uniscono su assi diversi.

Figura 1. Forma degli orbitali s, p e d. Fonte: Toppr.com.

Un aspetto fondamentale da sottolineare è che gli orbitali s sono presenti in tutti i gusci energetici, mentre gli orbitali p sono presenti solo a partire dal secondo guscio. Allo stesso modo, gli orbitali di forma superiore si aggiungono solo nei gusci più alti. Ciò è dovuto al fatto che i livelli energetici aggiuntivi possono contenere più elettroni e, inoltre, elettroni in configurazioni diverse. Ad esempio, l'orbitale d viene introdotto solo nel terzo guscio e l'orbitale f solo nel quarto guscio dell'atomo.

Orbitali di legame

In questo articolo tratteremo i diversi tipi di legami creati dalla sovrapposizione degli orbitali. Invece di pensare al legame in termini di elettroni, qui considereremo il legame in termini di orbitali e come questi possano produrre diversi tipi di legami dalla loro sovrapposizione.

Legami sigma

I legami sigma (σ) derivano dalla sovrapposizione dei lobi di singoli orbitali lungo l'asse che collega i due nuclei leganti. In questo caso i lobi dei singoli elettroni si sovrappongono e producono effettivamente un singolo legame. Si può trattare di due orbitali s che si sovrappongono, di un orbitale s e uno p che si sovrappongono, oppure di due orbitali p che si sovrappongono con un singolo lobo di ciascun orbitale. La sovrapposizione degli orbitali p che dà luogo a legami sigma si verifica solo quando entrambi gli orbitali p sono posizionati orizzontalmente sul loro asse.

Guarda il diagramma qui sotto per visualizzare come i legami sigma si formano dalla sovrapposizione degli orbitali.

Figura 2. Sovrapposizione degli orbitali per formare legami sigma. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

Legami Pi localizzati

Gli orbitali p-greco Pi (π) si formano dalla sovrapposizione di più lobi di due orbitali adiacenti. Questo include la sovrapposizione degli orbitali p quando sono in posizione verticale assiale. I lobi superiore e inferiore si sovrappongono l'uno all'altro perpendicolarmente all'asse che collega i due nuclei leganti, quindi sopra e sotto il legame sigma. Questo è rappresentato nel diagramma seguente:

Figura 3. Formazione di legami p-greco tramite la sovrapposizione di due orbitali p verticali. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

Un aspetto fondamentale di questo tipo di legame è che crea un legame p-greco localizzato e di forma fissa. Ciò significa che i legami creati sono stabilizzati nell'orientamento della molecola.

Legami Pi delocalizzati

Esistono legami pi greco che sono delocalizzati in termini di elettroni. La delocalizzazione degli elettroni attraverso i legami pi greco si verifica in strutture ad anello di grandi dimensioni che consentono la sovrapposizione di più orbitali p. Osservate la figura qui sotto.

Figura 4. Elettroni delocalizzati dai legami p-greco. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

È importante ricordare che, grazie a queste grandi strutture ad anello, gli orbitali p sono in grado di formare grandi strutture ad anello sopra e sotto l'anello. Queste permettono la delocalizzazione degli elettroni, che crea nubi di densità elettronegativa, e conferiscono specifiche proprietà fisiche e chimiche a queste strutture ad anello.

Orbitali ibridi

Esistono tre tipi di orbitali ibridi: sp, sp² e sp³. Questi orbitali ibridi derivano dalla diversa combinazione degli orbitali atomici s e p con una diversa disposizione elettronica che determina la geometria della molecola. Questi orbitali ibridi permettono alle molecole di avere geometrie molecolari distinte, basate sulla teoria VSEPR.

Equazione e formula per l'ibridazione degli orbitali

Qui discuteremo i diversi tipi di orbitali ibridi e come si formano.

Gli orbitali ibridi si formano a partire dalla combinazione di orbitali s e p. Ad esempio, tutti si basano sulla combinazione degli orbitali s e p esistenti in un atomo per creare un orbitale ibrido. L'ibridazione degli orbitali avviene spesso per consentire il legame con altri elementi in orientamenti e geometrie particolari.

Ibridazione sp³

L'ibridazione sp³ si basa sulla creazione di un atomo con quattro possibili domini di elettroni interagenti per il legame. Questo si crea combinando gli orbitali s e p che passano attraverso l'eccitazione e l'ibridazione.

Il diagramma seguente mostra come gli orbitali s e 3p di un atomo si uniscono per produrre un orbitale ibrido.

Figura 5. Ibridizzazione degli orbitali s e 3p in un orbitale ibrido sp³ .Fonte: Opentextbc.ca

Nel diagramma qui sopra, puoi vedere come due diversi tipi di orbitali possono ibridarsi in un diverso tipo di orbitale ibrido con un livello energetico compreso tra i due orbitali originali? In questo caso, gli orbitali ibridi sp³ permettono a quattro diversi atomi di legarsi all'orbitale. Nello scenario non ibridato, gli orbitali p semipieni non consentono la geometria e il legame appropriati, ma nell'ibridazione sp³ la geometria tetraedrica dell'atomo è consentita.

Ibridazione sp e sp²

Altri tipi di orbitali ibridati sono gli orbitali ibridati sp², che permettono a tre atomi di legarsi, creando una geometria molecolare trigonale planare, e gli orbitali ibridati sp, che permettono a due atomi di legarsi, di solito con legami multipli per soddisfare la configurazione elettronica all'interno dell'atomo, creando infine una molecola lineare. In questo modo, la combinazione degli orbitali s e p permette alle molecole di assumere la forma giusta e agli atomi di legarsi tra loro.

Ciò è dovuto al fatto che gli orbitali ibridati sp combinano un singolo orbitale s e un singolo orbitale p, mentre gli orbitali ibridati sp² combinano un orbitale s e due orbitali p (quindi sp²).

Esempi e forme di questi orbitali ibridati saranno mostrati nella prossima sezione.

Grafico per gli orbitali ibridi

In questa sede esamineremo la forma degli orbitali ibridi e alcune tendenze comuni che si manifestano.

Osserva il grafico sottostante che mostra l'ibridazione degli orbitali, il numero di lobi di legame presenti e la geometria adottata dalla molecola. Nel grafico sono rappresentati solo gli orbitali sp, sp² e sp³, ma gli orbitali ibridi che possono essere presenti sono molti di più.

Il grafico precedente mostra gli orbitali ibridi degli orbitali s e p, che formano orbitali ibridati sp, sp² e sp³. Sono indicate le geometrie molecolari che l'atomo adotta durante il legame: sp è lineare, sp² è trigonale planare e sp³ è tetraedrico.

Esempi di orbitali ibridi

In questa sede tratteremo alcuni esempi di orbitali e orbitali ibridi nelle molecole.

Esempi di legami molecolari dalla sovrapposizione degli orbitali

Ci sono alcuni esempi che mostrano chiaramente come i diversi orbitali si sovrappongano in modi diversi per produrre diversi tipi di legami. Di seguito sono riportati alcuni esempi chiave:

1. H₂: il legame più semplice nella molecola idrogeno-idrogeno è un legame singolo che si forma dalla sovrapposizione di due orbitali s, creando un legame sigma.
2. C₂H₆: il legame carbonio-carbonio è un legame singolo, che si basa ancora una volta sulla sovrapposizione degli orbitali sp³, creando un legame sigma. I sei legami carbonio-idrogeno sono il risultato della sovrapposizione tra l'orbitale sp³ del carbonio e l'orbitale 1s dell'idrogeno.
3. C₂H₄: il legame carbonioso è un doppio legame, il che significa che utilizza anche gli orbitali p per creare un ulteriore legame pi greco. Ciò è dovuto al fatto che i carboni sono ibridizzati sp² e il legame sigma si forma come risultato della sovrapposizione di due orbitali ibridi sp² mentre il legame p-greco si forma come risultato della sovrapposizione dei due orbitali p perpendicolari non ibridizzati.
4. C₂H₂: il legame del carbonio nell'etilene è un legame triplo che si forma da due orbitali p che si legano attraverso due ulteriori legami p-greco e un legame sigma. Il legame triplo deriva dal fatto che i carboni sono ibridizzati sp e i legami sigma tra gli atomi di carbonio si formano come risultato della sovrapposizione di questi due orbitali sp, mentre i due legami pi si formano dalla sovrapposizione dei restanti quattro orbitali p non ibridizzati.
5. N₂: anche il triplo legame tra due nitrogeni si basa sulla sovrapposizione di più orbitali per creare due legami p-greco e sigma. L'azoto bimolecolare deriva dalla combinazione degli orbitali atomici s e p di ciascun atomo di azoto.
6. HCN: il legame nel cianuro di idrogeno (HCN) avviene attraverso la formazione di un triplo legame tra carbonio e azoto. In questo caso, entrambi gli atomi sono ibridati sp, il che consente di formare la forma lineare della molecola e di creare il triplo legame. L'atomo di idrogeno in questa molecola non è ibridato.

Esempi di orbitali ibridi nelle molecole

Alcuni esempi che riguardano gli orbitali ibridi sono gli effetti dell'orientazione 3D della molecola. Prendiamo ad esempio il carbonio, che può ibridarsi con orbitali ibridi sp³. Questo tipo di ibridazione si può osservare nell'esempio del metano, CH₄. Il metano ha una geometria molecolare tetraedrica distinta che permette ai suoi legami di essere il più distanziati possibile, con un angolo di legame di 109,5°. Ciò è dovuto all'ibridazione degli orbitali, senza la quale il legame tetraedrico del carbonio non sarebbe possibile.

L'ibridazione si riscontra anche in elementi che non sono specifici del carbonio o della chimica organica, come l'azoto, come spiegato in precedenza.