L’ibridazione degli orbitali sferici (s) e ad elica (p) darebbe nuovi orbitali uguali.
Solo ipotizzando l’ibridazione si riesce a spiegare forma simmetrica delle molecole partendo da orbitali diversi: s e p.
L’ibridazione soppianta la teoria della valenza, quest’ultima è più adatta per prevedere la forma delle molecole biatomiche.
Orbitale ibrido
L’ibrido è qualcosa di nuovo, che prima non c’era e ora c’è, come l’incrocio tra un asino e una cavalla genera un mulo che prima non c’era ed ora c’è.
L’ibrido nasce dalla fusione di un orbitale s con uno o due o tre orbitali p.
Tre tipi di ibridazione: sp, sp2, sp3.
Gli orbitali sp sono due, gli orbitali sp2 sono tre, gli orbitali sp3 sono quattro.
Gli orbitali ibridi sono energeticamente uguali, e si dispongono nello spazio alla massima distanza possibile l’uno dall’altro.
Gli orbitali ibridi sono detti sigma.
L’ibridazione sp
L’ibridazione sp si ottiene dal mescolamento di un orbitale s e p, si formano due orbitali ibridi che giacciono sulla stessa retta, ma si dispongono in modo opposto, specularmente formando un angolo di 180°: es. l’acetilene C2H2.
Proviamo a isolare un singolo orbitale sp
La parolina sp è composta da s iniziale di orbitale sferico e p iniziale di orbitale pi.
Esempio ibridazione sp dell’idruro di berillio
L’idruro di berillio BeH2 è una molecola molto semplice, perciò adatta allo scopo.
Gli idrogeni sul primo livello hanno un orbitale s con un elettrone, l’elettrone è spaiato perché solo, per cui l’idrogeno è disponibile all’accoppiamento.
Il berilio sul secondo livello ha un orbitale s con due elettroni, quindi l’orbitale 2s ha i due elettroni che gli servono, quindi come fa a legarsi ?
Il berillio si lega ipotizzando che i due elettroni (del 2° livello) del berillio vadano in due diversi orbitali.
Si verifica cioè un disaccoppiamento dei due elettroni dell’orbitale 2s.
Si formano due orbitali sp, ciascuno con un elettrone, ora disponibili alla condivisione dell’elettrone con l’idrogeno.
Esempio ibridazione sp dell’acetilene
L’acetilene C2H2 è un alchino, una molecola un po’ più complessa della precedente, perché c’è anche il legame tra i due carboni.
L’acetilene è disposta linearmente: H-C-triplolegame-C-H.
Tra il carbonio e l’idrogeno si forma un legame sigma dato dall’ibridazione sp di 180°.
Ora ogni carbonio ha 3 elettroni, con cui formare un legame sigma (orbitale sp) e due legami pigreco.
I due legami pigreco sono più deboli del legame sigma.
Si desume che i legami pigreco nascano dalla fusione di orbitali p.
L’ibridazione sp2
L’ibridazione sp2 si ottiene dal mescolamento di un orbitale s e 2 p, formando 3 orbitali ibridi che giacciono sullo stesso piano, disponendosi nelle tre direzioni corrispondenti ai vertici di un ipotetico triangolo equilatero, formando fra essi angoli di 120°.
Gli angoli di 120° garantiscono la massima distanza fra gli elettroni dei diversi orbitali ibridi.
Esempio ibridazione sp2 del trifloruro di boro
I due atomi mettono a disposizione un orbitale s e due orbitali p.
Si formano 3 ibridi sp2, sono 3 orbitali uguali, altrimenti non si spiega la forma tetraedrica.
Il boro al centro si lega con tre atomi di fluoro periferici.
Esempio ibridazione sp2 dell’etene
L’esempio è l’etene C2H4 è un poco più complicato: H2-C-doppiolegame-C-H2.
Con tre orbitali sp2 detto sigma.
Ogni carbonio si lega con tre orbitali sigma a i due idrogeni e all’altro carbonio.
Ma tra i due carboni c’è un altro legame dato dall’orbitale p non ibridizzato, con cui forma un orbitale pigreco.
Nel doppio legame tra i due carboni abbiamo allora un orbitale sigma (più forte) e un orbitale pigreco (più debole).
L’ibridazione sp3
L’ibridazione sp3 si ottiene dal mescolamento di un orbitale s e tre p, formando 4 orbitali ibridi uguali che occupano uno spazio tridimensionale. Gli orbitali si dispongono nelle quattro direzioni corrispondenti ai vertici di una ipotetica piramide a base triangolare, formando fra essi angoli di 109,5°.
Esempio ibridazione sp3 del metano
Il carbonio mette a disposizione un orbitale s e tre p che si fondono con gli idrogeni a formare 4 legami ibridi uguali.
Il metano CH4 è il tipico esempio di tetraedro con 4 ibridi sp3.
Il carbonio si trova al centro del tetraedro.
Esempio ibridazione sp3 dell’acqua
I 4 orbitali sp3 dell’acqua due si legano agli elettroni dell’idrogeni e due sono occupati ciascuno da due elettroni.
L’angolo dell’acqua è di 105°, è inferiore ai 109,5 tipici del tetraedro completamente legato, come nel metano.
Infatti i quattro elettroni sui due orbitali non utilizzati respingono maggiormente gli elettroni dell’idrogeno.
Sintesi delle forme generate dagli orbitali ibridi
Due orbitali sp generano una molecola lineare con angolo di 180°.
Tre orbitali sp2 generano una molecola planare con angolo di 120°.
Quattro orbitali sp2 generano una molecola tetraedrica, piramidale e angolare.
Il tetraedro è una piramide base triangolare, al centro c’è l’atomo che lega 4 atomi: esempio il metano.
Invece l’ammoniaca NH3 è sempre una piramide base triangolare, ma nel mezzo della piramide non c’è nulla, e l’azoto che lega a sè 3 atomi di idrogeno si pone su uno dei vertici e della piramide.
Molecola angolare, cioè piegata: l’atomo che lega a sè 2 atomi, sta nel mezzo, come l’ossigeno nell’acqua H2O.
Legami sigma e pigreco
Abbiamo accennato ai legami sigma e ai legami pigreco.
Il legame sigma avviene tra atomi che condividono una sola coppia di elettroni, cioè legame semplice.
Nei legami doppi e tripli c’è un solo legame sigma, l’altro o gli altri 2 sono pigreco.
I legami sigma sono più forti dei legami pigreco.
I legami ibridi del benzene
Il benzene C6H6 è formato da un anello esagonale di 6 carboni, e su ognuno di questi c’è un idrogeno.
I carboni sono legati fra loro da un legame sigma, mentre i 6 idrogeni sono posti esternamente all’esagono chiuso, ogni idrogeno è legato al suo carbonio.
6 carboni hanno ciascuno 3 orbitali ibridi sp2 con cui si legano ai 2 carboni adiacenti e all’idrogeno.
Esiste poi un orbitale p in cui gira un solo elettrone, ma quest’ultimo orbitale è perpendicolare agli altri 3 precedenti.
Quest’ultimo orbitale p conferisce al benzene una isomeria risonante, cioè due possibili forme di benzene che differiscono solo per la disposizione dei 6 elettroni al loro interno: le due forme del benzene sono due isomeri di risonanza. Anzi non esistono questi due isomeri, ma esiste una forma intermedia ai due isomeri risonanti.
Succede così che i 6 orbitali p, perpendicolari al piano dei 6 carboni, si uniscono.
Si uniscono i 6 orbitali p, formando un super-orbitale a doppia ciambella entro cui viaggiano i 6 elettroni.
Questa seconda struttura a ciambella, dà molta stabilità al benzene: idrocarburi aromatici.