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H 1s Cl [Ne] 3s 3p

1 2 5

• z

Nell'HCl la sovrapposizione avviene non in una direzione qualsiasi,

ma lungo quella direzione che consente la massima sovrapposizione,

cioè esattamente lungo l'asse dell'orbitale 3p cioè l’asse z

z sovrapposizione

• •

+

• z

1s HCl

3p z

Si noti che nei due esempi considerati gli orbitali che si

sovrappongono contengono entrambi un elettrone spaiato

Sulla base di questa osservazione sembrerebbe che un atomo possa

formare un numero di legami pari al numero di elettroni spaiati

che possiede. Nei due casi precedenti è questa la situazione: gli

atomi H e Cl hanno un solo elettrone spaiato e formano un solo

legame.

Gli atomi O e N hanno due e tre elettroni spaiati e possono

formare due e tre legami covalenti come in

H O e NH .

2 3 due elettroni spaiati

O due legami

2p

2s

1s tre elettroni spaiati

N tre legami

2p

1s 2s

Passando a condiderare altri atomi ci si rende per ò subito conto

che non sempre il numero di legami formati da un certo atomo

corrisponde al numero di elettroni spaiati che esso possiede.

Questo è dimostrato ad esempio dal carbonio che possiede due

elettroni spaiati ma forma comunemente quattro legami covalenti,

come nel metano CH 4 C

2p

2s

1s

Per spiegare questa, ed analoghe situazioni, dobbiamo tener

conto che un atomo pu ò utilizzare per formare legami

configurazioni eccitate a bassa energia con un numero maggiore

di elettroni spaiati.

Per esempio il carbonio pu ò utilizzare la configurazione in cui un

elettrone 2s viene eccitato e va ad occupare l'orbitale 2p vuoto

E E

2p 2p

2s 2s

1s 1s

Tale eccitazione richiede energia che per ò è più che compensata

dall'energia che si guadagna in seguito alla formazione di due

legami addizionali che il carbonio pu ò ora formare (quattro

invece di due)

L’esempio del carbonio dimostra che quando due atomi si

avvicinano per formare un legame covalente, è sempre possibile

una spesa energetica iniziale per consentire la formazione di pi ù

legami.

Energia C* + 4H

Spesa energetica iniziale

C + 4H CH + 2H

2

CH 4

In realtà la semplice eccitazione non riesce a spiegare completamente le

proprietà dei quattro legami. Infatti nella configurazione eccitata del

carbonio i quattro orbitali spaiati non sono equivalenti (un 2s e tre 2p) e

i quattro legami derivereb­bero dalla sovrapposizione degli orbitali 1s di

tre idrogeni con i tre orbitali 2p , 2p e 2p del carbonio e dell’orbitale 1s

x y z

del restante idrogeno con l’orbitale 2s del carbonio: y

H

• z

y x

C

H

• • H

C x

z Tre angoli HCH di 90 °

• I restanti qualsiasi

H

Queste previsioni sono per ò in contrasto con i dati sperimentali

secondo cui i quattro legami C­H del CH sono equivalenti. Il

4

metano ha infatti una geometria tetraedrica con i quattro legami

C­H tutti della stessa lunghezza e gli angoli HCH tutti uguali e

pari a 109.5°

Nella teoria VB la si assume che i quattro orbitali di valenza del

carbonio si combinino fra di loro per dare quattro nuovi orbitali

equivalenti e isoenergetici detti orbitali ibridi .

In generale un orbitale ibrido è una combinazione lineare di

orbitali atomici di uno stesso atomo.

Dal punto di vista della meccanica quantistica si ha:

Ψ Ψ Ψ Ψ Ψ

= c + c + c + c

sp3 1 2s 2 2px 3 2py 4 2pz

Nel caso del carbonio in CH si ottengono quattro orbitali ibridi,

4

chiamati sp perchè derivano dalla combinazione di un orbitale s e

3

tre orbitali p.

I nuovi quattro orbitali ibridi sono isoenergetici e vanno riempiti

in accordo con la regola di Hund:

E +

+

sp 3 + ­

­

1s

Calcoli teorici mostrano che i quattro orbitali ibridi sono

bilobati ma con un lobo molto maggiore dell'altro e sono diretti

dal centro verso i quattro vertici del tetraedro.

Combinazione lineare

Sullo stesso sistema cartesiano

Secondo la teoria VB i quattro legami C­H si formano in seguito

alla sovrapposizione di ciascuno dei quattro orbitali ibridi sp 3

dell'atomo di carbonio con l'orbitale 1s di un atomo di idrogeno.

L'ibridazione degli orbitali del carbonio e la formazione dei

legami C­H possono essere schematizzati come segue:

Atomo C

config. fondamentale 2p

2s

1s

Atomo C

config. eccitata 2p

2s

1s

Atomo C

ibridizzato 1s sp 3

La sovrapposizione con i 4 orbitali 1s dell’idrogeno ognuno con un

elettrone permette al carbonio di rispettare la regola dell’ottetto

Atomo C

in CH elettroni

1s sp

4 3 dell’idrogeno

Il numero di orbitali ibridi ottenuti è uguale al numero totale di

orbitali atomici combinati e il simbolo per indicarli usa il numero

dei vari orbitali combinati.

Ad esempio i quattro orbitali ibridi sp si chiamano cos ì perchè

3

derivano dalla combinazione di un orbitale s e tre orbitali p (in

tutto si combinano 4 orbitali).

L’orbitale s pu ò anche combinarsi con solo due o un orbitale p per

dare orbitali ibridi di tipo: ⇒

1 orbitale s + 2 orbitali p 3 orbitali ibridi sp 2

1 orbitale s + 1 orbitale p 2 orbitali ibridi sp

Lo schema di ibridazione dell’elemento centrale andr à scelto di

volta in volta in base alla geometria delle coppie elettroniche.

Orbitali ibridi sp 2

Consideriamo la molecola BF in cui B ha tre coppie di elettroni disposte

3

secondo l’approccio VSEPR secondo una geometria trigonale planare .

La configurazione elettronica del B non è adatta per formare una

molecola di BF con le caratteristiche attese.

3

Atomo B

config. fondamentale 2p

2s

1s

Atomo B

config. eccitata 2p

2s

1s

Atomo B

ibridizzato sp 2p

1s 2 z

Un orbitale 2s e due orbitali 2p = tre orbitali ibridi sp 2

Ψ Ψ Ψ Ψ

= c + c + c

sp2 1 2s 2 2px 3 2py

I tre legami B­F si formano per sovrapposizione dei tre orbitali ibridi sp 2

del boro con ciascuno degli orbitali spaiati del fluoro

Un orbitale 2p spaiato

F 2p

2s

1s Si noti che il boro

conserva un orbitale 2p

non ibridato, vuoto,

perpendicolare al piano

della molecola che ne

determina importanti

proprietà chimiche.

Esso può formare ad

esempio un legame dativo

con una molecola che

possiede una coppia

solitaria.

Orbitali ibridi sp

Consideriamo la molecola BeF in cui Be ha due coppie di elettroni

2

disposte secondo l’approccio VSEPR secondo una geometria lineare.

La configurazione elettronica del Be non è adatta per formare una

molecola di BeF con le caratteristiche attese.

2

Atomo Be

config. fondamentale 2p

1s 2s

Atomo Be

config. eccitata 2p

2s

1s

Atomo Be

ibridizzato sp 2p

1s

Un orbitale 2s e un orbitale 2p = due orbitali ibridi sp

Ψ Ψ Ψ

= c + c

sp 1 2s 2 2px

I due legami Be­F si formano per sovrapposizione dei due orbitali ibridi

sp del boro con ciascuno degli orbitali spaiati del fluoro

Un orbitale 2p spaiato

F 2p

2s

1s F Be F

Due ibridi sp su Be 2p

2p Si noti che il berilli

conserva due orbita

2p vuoti non

ibridizzati

Va rimarcato che l'ibridizzazione è un modello, cioè

non è un fenomeno fisico reale, ma una procedura

matematica per ottenere funzioni d'onda, gli orbitali

ibridi appunto, che spiegano la nuova conformazione

e le proprietà della molecola (legami equivalenti in

determinate direzioni dello spazio).

Per questo si può affermare:

Geometria molecolare Ibridazione

Mentre non è corretto affermare:

Ibridazione Geometria molecolare

Molecola di H O

2

Anche se l'ossigeno ha due elettroni spaiati è necessario ricorrere allo

schema di ibridizzazione sp per giustificare la sua geometria, piegata

3 ^

con angolo HOH=105 °

In questo caso però non si ha bisogno di eccitazione

Atomo O

config. fondamentale 2p

2s

1s

Atomo O

ibridizzato 1s sp 3

Formazione dei 2 legami O­

H secondo la teoria VB per H h h h

sovrapposizione dei due sp 3

spaiati con gli 1s dei due

idrogeni

Le due coppie solitarie

occupano i due restanti

orbitali sp 3

Si noti che dei quattro orbitali sp due sono doppiamente occupati e

3

costituiscono le coppie solitarie mentre due sono spaiati e formano i

due legami O­H per sovrapposizione con gli orbitali spaiati 1s dei due

idrogeni.

Se non si facesse uso degli ibridi sp i legami i legami O­H sarebbero

3

formati dalla sovrapposizione di due orbitali 2p con gli 1s degli H e

l'angolo HOH dovrebbe essere di 90 ° (cioè quello tra due orbitali p) in

disaccordo col valore sperimentale

Molecola di NH 3

Anche in questo caso l'azoto ha gi à tre elettroni spaiati ma è necessario

ricorrere allo schema di ibridizzazione sp per giustificare la sua

3

geometria, piegata con angolo HNH=107 °

Atomo N

config. fondamentale 2p

2s

1s

Atomo N

ibridizzato 1s sp 3

Formazione dei 3 legami N­H

secondo la teoria VB per

sovrapposizione dei tre sp 3

spaiati con gli 1s dei tre

idrogeni

La coppia solitaria occupa il

restante orbitale sp 3

Uno dei quattro orbitali sp è occupato dalla coppia solitaria

3

mentre tre sono spaiati e formano i legami N­H per

sovrapposizione con gli orbitali spaiati 1s dei due idrogeni.

Anche qui se non si facesse uso degli ibridi sp i legami i legami N­

3

056_Hybridization.MOV

H sarebbero formati dalla sovrapposizione di due orbitali 2p con

gli 1s degli H e l'angolo HNH dovrebbe essere di 90 ° in disaccordo

con il valore sperimentale.


PAGINE

58

PESO

1.22 MB

AUTORE

Atreyu

PUBBLICATO

+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in farmacia
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA GENERALE ED INORGANICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Gabriele D'Annunzio - Unich o del prof MARRONE ALESSANDO.

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