Ibridizzazione

combinazione di un certo numero di orbitali

L'ibridazione (o ibridizzazione[1]) è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali atomici (orbitali s, p, d) di valenza di un atomo, aventi energie poco diverse, che permette di ottenere per quell'atomo altrettanti nuovi orbitali ibridi equivalenti (isoenergetici tra loro, finché possibile), con i 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. Verrà preferito l'uso di orbitali ibridi, rispetto a quello di orbitali atomici, se i legami con essi formati con altri atomi comporterà un guadagno di stabilità per la molecola (legami più forti).

Quattro orbitali con ibridazione sp3
Tre orbitali con ibridazione sp2

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. 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 può essere accompagnato da un processo di promozione di uno o più elettroni in orbitali a livello energetico più alto allo scopo di ottenere un maggior numero di elettroni spaiati; questo ha ovviamente un costo energetico che però può spesso (non sempre) essere più che compensato dal guadagno connesso con la formazione di un numero maggiore di legami e, come accennato sopra, legami più forti.

L'ibridazione 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 ibridazioni degli orbitali s e p possono essere di tipo:

Si possono avere inoltre altri tipi di ibridazione: sp3d, sp3d2, ed altre ancora.[5]

Come determinare il tipo di ibridazione degli orbitali di un atomoModifica

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 un'unica zona di spazio elettricamente carica... perciò 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 σ diretti a 180° uno dall'altro (lineare)
  • con ibridazione sp2: forma 3 legami σ diretti a 120° uno dall'altro, verso i vertici di un triangolo equilatero (oppure: 2 legami σ + 1 lone pair) (triangolare planare)
  • con ibridazione sp3: forma 4 legami σ diretti a 109,5°[7] uno dall'altro, verso i vertici di un tetraedro (oppure: 3 legami σ + 1 lone pair; oppure: 2 legami σ + 2 lone pair; ...)
  • con ibridazione dsp2: forma 4 legami σ diretti a 90° uno dall'altro, verso i vertici di un quadrato (per ioni metallici in configurazione elettronica d8: Ni2+, Pd2+, Pt2+... etc.[8])
  • con ibridazione sp3d: forma 5 legami σ diretti verso i vertici di una bipiramide trigonale (90° e 120°)
  • con ibridazione sp3d2: forma 6 legami σ diretti verso i vertici di un ottaedro.

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;
  • 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 (“lone pair”), ma senza contare i legami π.

Primo esempioModifica

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 (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 ibridati, contando anche i doppietti di non legame ("lone pair"), ma senza contare i legami π.

Si ibridano 4 orbitali (1 orbitale s e 3 orbitali p),

                 C     s p3

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

Secondo esempioModifica

Individuare il tipo di ibridazione 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 legami σ , quindi vengono ibridati e il quarto elettrone forma un legame pi greco)

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

Si ibridano 3 orbitali (1 orbitale s e 2 orbitali p), resta 1 orbitale p non ibridato per formare il legame π con O

                 C     s p2

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

NoteModifica

  1. ^ Il termine "ibridizzazione" è un calco dall'inglese "hybridization".
  2. ^ Silvestroni, p. 58.
  3. ^ Silvestroni, pp. 58-59.
  4. ^ Silvestroni, p. 59.
  5. ^ Silvestroni, pp. 60-61.
  6. ^ Da Silvestroni P., Fondamenti di chimica, ed. Zanichelli
  7. ^ 109,5° è il valore approssimato, quello esatto per l'angolo tetraedrico è esprimibile come arccos(-1/3).
  8. ^ ... Co+, Rh+, Ir+, Cu3+, Ag3+, Au3+ ed altri

BibliografiaModifica

  • 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.

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