Ibridizzazione degli orbitali atomici

Possiamo usare le strutture di Lewis per determinare i modelli di legame nelle molecole. Possiamo poi usare VSEPR per predire le forme molecolari, basate sulle coppie valenza-elettrone delle strutture di Lewis. Una volta che conosciamo una forma molecolare, possiamo iniziare a guardare le proprietà fisiche dei composti. Per esempio, ora dovremmo essere in grado di predire quali molecole saranno polari. La polarità esiste quando c’è una carica di separazione all’interno di una molecola. Questo nascerà da legami polari all’interno della molecola, a causa di differenze nei valori di elettronegatività tra gli atomi legati. Per esempio, HF è un composto polare. Il fluoro è molto più elettronegativo dell’idrogeno e la coppia condivisa di elettroni di legame passerà più tempo vicino al nucleo F che vicino al nucleo H.

La direzione di un momento di dipolo (squilibrio di carica) è solitamente indicata dalla presenza di una freccia, come mostrato sotto per HF.

Questo indica che l’H porterà una parziale carica positiva (d+) e il F porterà una parziale carica negativa (d -). Tutte le molecole biatomiche contenenti atomi di diversa elettronegatività saranno molecole polari. Questo influenzerà le loro proprietà fisiche (punti di fusione e di ebollizione, solubilità, ecc.).

Nelle molecole più grandi (più di due atomi), la polarità del composto complessivo sarà determinata dalla presenza di legami polari e dalla forma molecolare.

Per esempio, possiamo confrontare l’anidride carbonica, CO2, con l’anidride solforosa, SO2. Le loro strutture di Lewis sono mostrate qui sotto.

Il carbonio e lo zolfo hanno la stessa elettronegatività, molto meno di quella dell’ossigeno. Quindi, in entrambi i composti i legami saranno ugualmente polari. Tuttavia, hanno proprietà fisiche molto diverse, CO2 bolle a -78oC, e SO2 bolle a +22.8oC, una differenza di 100 gradi. Questo deve dipendere da più della semplice presenza dei due legami polari in ogni molecola. Ciò che fa la differenza è la forma molecolare.

CO2 sarà una molecola lineare, perché ci sono solo due coppie di elettroni sull’atomo di carbonio centrale. Avrà la forma mostrata qui sotto.

Come indicato dalle frecce, ci sono due legami molto polari in questa molecola. Tuttavia, a causa della forma molecolare di CO2, puntano in direzioni opposte e si annullano. CO2 è un composto non polare, a causa della sua forma molecolare.

Di seguito è mostrata la forma di una molecola di SO2. La sua geometria molecolare sarà trigonale a causa delle tre coppie di elettroni di valenza sullo zolfo, due coppie di legame e una coppia solitaria. Questo gli darà una forma bentmolecolare. In questa molecola, i dipoli non puntano in direzioni opposte e non si annullano. Si aggiungeranno, infatti, e daranno un momento dipolo netto. SO2 è un composto polare, che spiega (come vedremo presto) il suo elevato punto di ebollizione.

(Quiz Per un esempio simile, disegnate le strutture di Lewis di BF3 (-99) e NH3 (-33)

Un’altra indicazione dell’importanza della forma molecolare può essere vista confrontando le proprietà fisiche di CHCl3 e CCl4. CHCl3 si scioglie in acqua, mentre CCl4 non lo fa. Perché?

Entrambi avranno geometrie tetraedriche, con 4 coppie di valenza di elettroni su ogni C. I legami C-Cl saranno tutti polari. Le loro forme sono mostrate qui sotto.

Nella molecola CHCl3, i tre legami polari C-Cl si aggiungono (aggiunta vettoriale) per dare un momento di dipolo netto alla molecola. In CCl4, i quattro legami polari C-Cl si annullano, rendendo questa una molecola non polare. L’acqua è un solvente polare, che interagisce solo con altre specie polari, “likes dissolveikes”.

Teoria dei legami di valenza

Possiamo usare VSEPR per predire le geometrie molecolari e le proprietà fisiche delle molecole. Ciò che questo modello non spiega è la natura del legame chimico, le proprietà chimiche delle molecole. La teoria di Lewis ha proposto che i legami chimici si formano quando gli atomi condividono coppie di elettroni. La teoria dei legami di valenza descrive come gli orbitali delle specie di legame si fondono (si sovrappongono) per concentrare la densità di elettroni tra gli atomi e formare legami chimici. Nel caso di H2, gli orbitali 1s, ognuno contenente un elettrone, si sovrappongono per formare il legame H-H.

Ora, consideriamo il metano, CH4. La struttura di Lewis è:

VSEPR prevede una forma tetraedrica, basata sui quattro atomi legati all’atomo centrale.

Gli atomi di idrogeno hanno la configurazione elettronica 1s1.

Gli atomi di carbonio hanno la configurazione elettronica 2s2 2p2.

Ogni atomo di idrogeno può contribuire con 1 elettrone ad un legame C-H. Tuttavia, ci sono solo due orbitali p negli atomi di carbonio che hanno elettroni spaiati, e si devono formare quattro legami C-H equivalenti. Per creare quattro orbitali di legame equivalenti nel carbonio, le funzioni d’onda atomiche, Y, per gli orbitali 2s e tre 2p sono mescolate matematicamente, per dare nuove funzioni d’onda molecolari e orbitali molecolari. Mescolando un orbitale con tre porbitali si ottengono quattro orbitali ibridi, chiamati orbitali sp3. La forma e l’orientamento di questi nuovi orbitali molecolari sono mostrati qui sotto:

Le molecole, orbitali sp3 sono disposti in un tetraedro, con angoli di legame di 109.5o. Ognuno degli orbitali 1s di H si sovrapporrà con uno di questi orbitali ibridi per dare la geometria tetraedrica prevista e la forma del metano, CH4.

L’ibridazione cambia anche i livelli di energia degli orbitali. L’orbitale 2s del carbonio è meno energetico degli orbitali 2p, poiché è più penetrante.

Dopo l’ibridazione, tutti e quattro gli orbitali ibridi hanno la stessa energia, inferiore agli orbitali p, ma superiore agli orbitali s. I quattro elettroni di valenza sul carbonio possono essere aggiunti al diagramma energetico ( ). Ciascuno degli idrogeni ha un elettrone di valenza nel suo orbitale 1s ( ). Questi si accoppiano con gli elettroni del carbonio per formare quattro legami s (sigma). Questi sono chiamati legami sigma (fors greci) perché sono formati da orbitali ibridati, che risultano da orbitali s.

La sovrapposizione degli orbitali s dell’idrogeno e degli orbitali sp3 del carbonio mette la densità elettronica direttamente tra i nuclei. Questa è una proprietà dei legami s.

Possiamo ora guardare il legame nell’ammoniaca, NH3. La struttura di Lewis è mostrata qui sotto.

VSEPRpredice la geometria tetraedrica (una coppia solitaria e tre coppie di elettroni di legame) e la forma trigonale piramidale. Avremo ancora bisogno di quattro orbitali ibridi, ottenuti mescolando un orbitale atomico s e tre p nell’azoto. L’azoto ha cinque elettroni di valenza ( ).

Tre atomi di idrogeno con un elettrone spaiato ciascuno ( ) sovrapporranno le loro orbite 1s ai tre orbitali sp3 disponibili sull’azoto. Questo porta alla formazione di tre legami sb e una coppia solitaria di elettroni che occupa il quarto orbitale molecolare ibrido.

Prossimo, consideriamo SF4. La struttura di Lewis è mostrata qui sotto.

VSEPR predice una geometria trigonalbipiramidale (una coppia solitaria e 4 coppie di legami) e vede una forma a sega. Per avere cinque orbitali ibridi, dobbiamo mescolare cinque orbitali atomici dello zolfo. Gli orbitali p della sabbia danno un totale di solo 4 orbitali ibridati (uno s + 3p) così ora aggiungeremo un dorbitale al mix. Poiché lo zolfo è nel periodo 3 (n = 3), avrà cinque orbitali d. Mescolando uno degli orbitali d con gli altri quattro orbitali atomici (s e tre p) si ottiene un’ibridazione chiamata dsp3, che fornisce cinque orbitali molecolari equivalenti.

Gli atomi di fluoro sono ibridati sp3 (3 coppie solitarie e una coppia di legame), e la sovrapposizione di ogni orbitale sp3 sul fluoro con un orbitale dsp3 sullo zolfo formerà uno sbond.

Per i composti, come SF6, che richiedono sei orbitali molecolari equivalenti, mescolare sei orbitali atomici, s + p+ p+ p+ d+ d. Questi avrebbero ibridazione d2sp3 e formerebbero sei sbond.

Poi possiamo guardare la formaldeide, CH2O. La sua struttura di Lewis è mostrata qui sotto:

VSEPR predice che questo composto avrà geometria e forma trigonale planare, poiché ci sono tre atomi legati all’atomo di carbonio centrale, e nessuna coppia solitaria. Questo significa che ci devono essere tre orbitali molecolari equivalenti. Seguendo il metodo che abbiamo usato negli esempi precedenti, mescoleremo 3 orbitali atomici per formare 3 orbitali molecolari ibridati.

Chiameremo gli orbitali ibridati sp2, poiché abbiamo mescolato gli s con due dei tre orbitali atomici p. Gli orbitali sp2 hanno la geometria trigonale planare prevista. Notate che uno dei porbitali non è stato cambiato nell’ibridazione, e ha un livello energetico più alto degli orbitali ibridati. L’orbitale p non ibridato è perpendicolare al piano degli orbitali sp2, come mostrato sotto.

Ora possiamo riempire i quattro elettroni di valenza dal carbonio.

Ora possiamo aggiungere elettroni da H e O per formare i quattro legami. Tre dei legami saranno equivalenti in energia, ma il quarto legame è diverso. Non è formato dagli orbitali ibridati (sbond) ma sarà formato dalla sovrapposizione di orbitali p non ibridati. Questo sarà chiamato un legame p (pi è greco per p).

La struttura di Lewis per la formaldeide mostra che l’ossigeno ha due coppie solitarie e un legame al carbonio centrale. Di nuovo, questo richiede 3 orbitali di legame equivalenti, ibridazione sp2.

La configurazione degli elettroni negli orbitali ibridati mostra che uno degli orbitali sarà occupato da coppie di elettroni solitari e il terzo orbitale sp2 formerà un legame s con il carbonio. Gli orbitali p non ibridati su C e Owill formano un legame p.

I legami nei diagrammi sono codificati per colore. I legami rossi sono legami s, con gli elettroni condivisi tenuti direttamente tra gli atomi. Il legame blu è un legame p, formato dalla sovrapposizione da un lato all’altro degli orbitali p ibridizzati su C e O. Questi elettroni non sono tenuti direttamente tra gli atomi legati. Invece, sono tenuti in una nuvola sciolta di densità di elettroni sopra e sotto l’asse del legame. A causa di questa scarsa sovrapposizione, i p-bond sono più deboli dei legami s e hanno un’energia potenziale più alta, rendendoli instabili. I doppi legami consistono in un legame s e un legame p.

VSEPR prevede che la formaldeide sia un composto trigonale planare, con angoli di 120 legami. Le molecole con ibridazione sp2 hanno angoli di 120 legami. La struttura della formaldeide è mostrata qui sotto.

È un composto polare a causa dell’elettronegatività dell’ossigeno e della forma molecolare della formaldeide.

La struttura di Lewis del carbondossido è mostrata qui sotto, di nuovo con i legami codificati a colori.

Ogni atomo ha un ottetto di elettroni. Il carbonio sta facendo 2 legami s e 2 legami p con gli atomi di ossigeno. I 2 legami sb indicano che si sono formati 2 orbitali molecolari equivalenti. Per formare 2 orbitali molecolari ibridi, dobbiamo mescolare 2 orbitali atomici, un sorbitale e un orbitale p. Gli orbitali ibridi risultanti sono chiamati sfibridi. L’angolo tra loro è di 180o, rendendo la molecola di CO2 alineare come previsto da VESPR. I due porbitali non ibridati sul carbonio formano legami p con gli atomi di ossigeno.

Il diagramma energetico per il carbonio nella CO2 è mostrato qui sotto.

Qual è l’ibridazione dell’ossigeno nella CO2. Ogni ossigeno ha due coppie di ioni e forma un legame s e un legame p. Questo significa che ci devono essere tre orbitali ibridati e un orbitale p non ibridato per formare il legame p. Questa è l’ibridazione sp2.

Quando si considerano molecole con più di un ottetto di elettroni intorno all’atomo centrale, dovremo coinvolgere gli orbitali d. Un esempio di questo è PCl5.

VSEPR predice una geometria bipiramidale trigonale poiché ci sono cinque gruppi attorno all’atomo centrale. Per avere cinque orbitali molecolari, dovremo mescolare cinque orbitali atomici, uno s + tre p + uno d. Questo è chiamato dsp3hybridization. Le forme e l’orientamento di questi orbitali sono mostrati qui sotto, accanto alla struttura di PCl5

Infine, arriviamo alle molecole con sei orbitali intorno all’atomo centrale. Un esempio è SF6, la cui struttura di Lewis è mostrata qui sotto.

Abbiamo bisogno di sei orbitali molecolari quindi mescoliamo sei orbitali atomici, uno s + tre p + due d per dare l’ibridazione d2sp3 e la geometria ottaedrica.