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L'ibridazione (o ibridizzazione[1]) รจ un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali atomici (orbitali s, p) di valenza di un atomo, aventi energie poco diverse, che permette di ottenere per quell'atomo altrettanti nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici tra loro, finchรฉ possibile), coi lobi orientati lungo le direzioni dettate dalla combinazione matematica stessa. Questi nuovi orbitali ibridi potranno essere usati dall'atomo per formare legami con altri atomi. Verrร preferito l'uso di orbitali ibridi, rispetto a quello di orbitali atomici, se i legami con essi formati con altri atomi comporterร un guadagno di stabilitร per la molecola (legami piรน forti).
Il numero di orbitali ibridi ottenuti รจ uguale al numero di quelli che vengono combinati, cosicchรฉ il numero totale di orbitali di valenza dell'atomo non cambia. I lobi degli orbitali ibridi hanno nuove direzioni rispetto a quelli atomici e tali direzioni formano tra loro angoli caratteristici per ogni combinazione (sp, sp2, sp3).
Il processo di ibridazione puรฒ essere accompagnato da un processo di promozione di uno o piรน elettroni in orbitali a livello energetico piรน alto allo scopo di ottenere un maggior numero di elettroni spaiati; questo ha un costo energetico che perรฒ puรฒ spesso (non sempre) essere piรน che compensato dal guadagno connesso con la formazione di un numero maggiore di legami e, come accennato sopra, legami piรน forti.
L'ibridazione consente di stabilire la forma geometrica di una molecola o di uno ione con il metodo di Gillespie (1957), che รจ un affinamento della teoria giร elaborata nel 1940 da Nevil Sidgwick e Herbert Marcus Powell.
Le ibridazioni degli orbitali s e p possono essere di tipo:
- sp (dร luogo a due orbitali ibridi e strutture lineari);[2] esempi di ibridazione sp si hanno nelle molecole di azoto (N2), monossido di carbonio (CO), acetilene (C2H2), e fluoruro di berillio (BeF2);
- sp2 (dร luogo a tre orbitali ibridi e strutture trigonali planari);[3] esempi di ibridazione sp2 si hanno nelle molecole di trifluoruro di boro (BF3), triossido di zolfo (SO3), diossido di zolfo (SO2), etene (C2H4), benzene (C6H6) e grafene;
- sp3 (dร luogo a quattro orbitali ibridi e strutture tetraedriche).[4] esempi di ibridazione sp3 si hanno nelle molecole di metano (CH4), ammoniaca (NH3), acqua (H2O), acido perclorico (HClO4), acido solforico (H2SO4) e acido fosforico (H3PO4).
Per molecole ipervalenti come o il concetto di ibridazione non puรฒ essere esteso, ma si fa riferimento a modelli piรน complessi; infatti, non possiamo descrivere in termini di ibridazione il rimescolamento di orbitali d con orbitali s e p poichรฉ la differenza di energia รจ troppo elevata.[5]
Come determinare il tipo di ibridazione degli orbitali di un atomo
ร possibile determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale di una molecola. Partendo dalla formula di struttura, si contano i legami ฯ ("...non quelli ฯ che, legando gli stessi due atomi sono isodirezionali e costituiscono con i precedenti un'unica zona di spazio elettricamente carica... perciรฒ non contano ai fini dell'ibridazione..."[6]) formati dall'atomo in questione e a questi si aggiungono le coppie solitarie. Poi si deduce lo stato di ibridazione, tenendo presente che l'atomo centrale:
- con ibridazione sp: forma 2 legami ฯ diretti a 180ยฐ uno dall'altro (lineare)
- con ibridazione sp2: forma 3 legami ฯ diretti a 120ยฐ uno dall'altro, verso i vertici di un triangolo equilatero (oppure: 2 legami ฯ + 1 lone pair) (triangolare planare)
- con ibridazione sp3: forma 4 legami ฯ diretti a 109,5ยฐ[7] uno dall'altro, verso i vertici di un tetraedro (oppure: 3 legami ฯ + 1 lone pair; oppure: 2 legami ฯ + 2 lone pair; ...)
- con ibridazione dsp2: forma 4 legami ฯ diretti a 90ยฐ uno dall'altro, verso i vertici di un quadrato (per ioni metallici in configurazione elettronica d8: Ni2+, Pd2+, Pt2+... etc.[8])
Quindi, se la somma di legami ฯ e coppie solitarie รจ:
- 2, lo stato di ibridazione รจ sp
- 3, lo stato di ibridazione รจ sp2
- 4, lo stato di ibridazione รจ sp3
A partire dalla formula grezza, si possono seguire le seguenti fasi:
- Scrivere la configurazione elettronica esterna dell'atomo centrale;
- Contare il numero di legami ฯ che questo atomo forma con gli altri atomi della molecola;
- Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami determinati al punto 2;
- Individuare quali e quanti orbitali sono ibridati, contando anche i doppietti di non legame (โlone pairโ), ma senza contare i legami ฯ.
Primo esempio
Individuare il tipo di ibridazione 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 (cioรจ vedere con quanti atomi รจ legato);
Il carbonio nella molecola CH4 forma 4 legami ฯ (si lega con 4 idrogeni)
- Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami cosรฌ determinati (scrivere la formula di struttura);
ร necessario promuovere 1 elettrone sugli orbitali p, per poter disporre di 4 elettroni spaiati
- Individuare quali e quanti orbitali sono ibridati, contando anche i doppietti di non legame ("lone pair"), ma senza contare i legami ฯ.
Si ibridano 4 orbitali (1 orbitale s e 3 orbitali p),
C s p3
ottenendo cosรฌ 4 orbitali isoenergetici diretti a 109,5ยฐ: l'ibridazione รจ sp3. Ciascun elettrone spaiato lega un atomo di H.
Secondo esempio
Individuare il tipo di ibridazione dell'atomo di C (atomo centrale) nello ione HCO3โ
- 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 (cioรจ vedere con quanti atomi รจ legato);
Il carbonio nello ione HCO3โ forma 3 legami ฯ (si lega con 3 atomi di ossigeno: 1 ossigeno รจ legato con doppio legame al C, 1 ossigeno รจ legato con legame ฯ al C e porta una carica negativa e 1 ossigeno รจ legato con legame ฯ al C e lega l'idrogeno).
- Promuovere tanti elettroni quanti servono per formare il numero di legami cosรฌ determinati (scrivere la formula di struttura);
ร necessario promuovere 1 elettrone sull'orbitale p, per poter disporre di 4 elettroni spaiati (di questi: 3 vengono impiegati per formare legami ฯ , quindi vengono ibridati e il quarto elettrone forma un legame ฯ).
- Individuare quali e quanti orbitali sono ibridati, contando anche i doppietti di non legame (โlone pairโ), ma senza contare i legami ฯ.
Si ibridano 3 orbitali (1 orbitale s e 2 orbitali p), resta 1 orbitale p non ibridato per formare il legame ฯ con O
C s p2
ottenendo cosรฌ 3 orbitali degeneri diretti a 120ยฐ: l'ibridazione รจ sp2.
Note
- ^ Il termine "ibridizzazione" รจ un calco dall'inglese "hybridization".
- ^ Silvestroni, p. 58.
- ^ Silvestroni, pp. 58-59.
- ^ Silvestroni, p. 59.
- ^ Fondamenti di Chimica, p. 359.
- ^ Da Silvestroni P., Fondamenti di chimica, ed. Zanichelli
- ^ 109,5ยฐ รจ il valore approssimato, quello esatto per l'angolo tetraedrico รจ esprimibile come arccos(-1/3).
- ^ ... Co+, Rh+, Ir+, Cu3+, Ag3+, Au3+ ed altri
Bibliografia
- Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ยช ed., CEA, 1996, pp. 56-65, ISBN 88-408-0998-8.
- T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2ยช ed., Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 30-37, ISBN 88-08-09414-6.
- Mario Rippa, La Chimica di Rippa, Ferrara, Bovolenta - Zanichelli, 2006, pp.
- Brown - LeMay - Bursten - Murphy - Woodward - Stoltzfus, Fondamenti di Chimica, 2018, ISBN 8879598538.
Voci correlate
Altri progetti
- Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su ibridizzazione
Collegamenti esterni
- (EN) hybridization / hybrid orbital, su Enciclopedia Britannica, Encyclopรฆdia Britannica, Inc.
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