2. Risolviamo il problema della geometria:
l’ibridazione
(Pauling 1931)
•Orbitali ibridi risultano dall’incrocio (o ibridizzazione) degli
orbitali atomici primitivi propri dell’atomo isolato.
•Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri che insieme
contribuiscono alla formazione di un orbitale ibrido dipende la
forma di questo e la sua orientazione nello spazio.
Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsi
poiché a ciò corrisponde la massima sovrapposizione.
Dall’ibridazione di n orbitali atomici puri derivano altrettanti
orbitali ibridi.
Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sono degeneri)
intermedia fra quella degli orbitali di partenza.
3. Gli orbitali ibridi sp3 in CH4
Espansione di valenza e
mescolamento
•Nel metano, i quattro orbitali sp3 di C sono orientati
verso i vertici di un tetraedro e si sovrappongono agli
orbitali 1s di quattro atomi di H.
7. Gli orbitali ibridi sp2 in BF3
•I tre orbitali ibridi sp2 di B sono orientati a 120° l’uno rispetto
all’altro, e l’orbitale 2p non ibridato è perpendicolare al piano di
legame trigonale.
18. Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5
•La molecola bipiramidale trigonale di PCl5 si forma per
sovrapposizione di un orbitale 3p da ciascuno dei cinque
atomi di Cl con gli orbitali ibridi sp3d di P.
22. Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6
•La molecola ottaedrica di SF6 si forma
dalla sovrapposizione di un orbitale 2p da
ciascuno dei sei atomi di F agli orbitali
sp3d2 di S.
•Durante la formazione del legame, ciascun
orbitale sp3d2 si riempie per aggiunta di un
elettrone proveniente da F.
28. Rotazione limitata delle molecole con
legami
A. Il cis- e B. il trans-1,2-dicloroetilene esistono come molecole distinte perché il
legame p tra gli atomi di C limita la rotazione e mantiene due differenti posizioni
relative degli atomi di H e di Cl.
32. a
1
(2s 2 p x )
2
b
1
(2s 2 p x )
2
Carattere
p
Orbitale
legante
Carattere
s
50%
50%
33. Gli orbitali ibridi sp nella molecola di
BeCl2
La geometria è analoga a quella di BeH2
34. Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodi complementari:
l’ibridazione dà una descrizione degli orbitali che gli elettroni
devono usare per fornire gli angoli di legame previsti dalla
VSEPR.
35. Risonanza
•Quando per un dato composto è possibile scrivere più
strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la
struttura reale sia costituita dall’insieme di esse → ibrido di
risonanza
•Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula
limite
L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle
possibili forme di risonanza
37. Delocalizzazione elettronica
• La delocalizzazione di elettroni è la
formazione di un insieme di orbitali
molecolari che si estendono su più di due
atomi
• La forma di tali orbitali (molecolari) per le
specie nelle quali si ha delocalizazione degli
elettroni può essere ottenuta combinando
tutti gli orbitali atomici coinvolti
41. Una riflessione
Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in configurazioni con la
più bassa energia possibile, non sorprende che l’ibrido di risonanza
rappresenti una molecola più stabile di tutte quelle di partenza.
Se ricordate il principio di Heisenberg, l’energia di un elettrone sarà più
incerta tanto più la sua posizione sarà determinata precisamente. Dal
momento che l’energia non può essere negativa, la maggiore
“incertezza” corrisponde a maggiore energia. Se un elettrone è
delocalizzato, invece che confinato tra due atomi, la sua esatta
posizione è meno nota, quindi la sua energia è meno incerta, perciò più
bassa.
42. Un’altra riflessione
• Quanto è reale un legame chimico? Esiste qualcosa di
simile alla nostra rappresentazione del legame
covalente?
