Ibridizzazione

L'ibridazione (o ibridizzazione^[1]) è un procedimento di combinazione matematica di un certo numero di orbitali atomici (orbitali s, p) 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), coi 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).

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 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:

sp (dà luogo a due orbitali ibridi e strutture lineari);^[2] esempi di ibridazione sp si hanno nelle molecole di azoto (N₂), monossido di carbonio (CO), acetilene (C₂H₂), e fluoruro di berillio (BeF₂);
sp² (dà luogo a tre orbitali ibridi e strutture trigonali planari);^[3] esempi di ibridazione sp² si hanno nelle molecole di trifluoruro di boro (BF₃), triossido di zolfo (SO₃), diossido di zolfo (SO₂), etene (C₂H₄), benzene (C₆H₆) e grafene;
sp³ (dà luogo a quattro orbitali ibridi e strutture tetraedriche).^[4] esempi di ibridazione sp³ si hanno nelle molecole di metano (CH₄), ammoniaca (NH₃), acqua (H₂O), acido perclorico (HClO₄), acido solforico (H₂SO₄) e acido fosforico (H₃PO₄).

Per molecole ipervalenti come ${\ce {PCl5}}$ o ${\ce {SF6}}$ il concetto di ibridazione non può essere esteso, ma si fa riferimento a modelli più complessi; infatti, non possiamo descrivere in termini di ibridazione il rimescolamento di orbitali d con orbitali s e p poiché la differenza di energia è troppo elevata.^[5]

Come determinare il tipo di ibridazione degli orbitali di un atomo

È possibile determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale di una molecola. Partendo dalla formula di struttura, si contano i legami σしぐま ("...non quelli πぱい 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しぐま diretti a 180° uno dall'altro (lineare)
con ibridazione sp²: forma 3 legami σしぐま diretti a 120° uno dall'altro, verso i vertici di un triangolo equilatero (oppure: 2 legami σしぐま + 1 lone pair) (triangolare planare)
con ibridazione sp³: forma 4 legami σしぐま diretti a 109,5°^[7] uno dall'altro, verso i vertici di un tetraedro (oppure: 3 legami σしぐま + 1 lone pair; oppure: 2 legami σしぐま + 2 lone pair; ...)
con ibridazione dsp²: forma 4 legami σしぐま diretti a 90° uno dall'altro, verso i vertici di un quadrato (per ioni metallici in configurazione elettronica d⁸: Ni²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺... etc.^[8])

Quindi, se la somma di legami σしぐま 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

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しぐま 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ぱい.

Primo esempio

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しぐま (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ぱい.

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 esempio

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しぐま (si lega con 3 atomi di ossigeno: 1 ossigeno è legato con doppio legame al C, 1 ossigeno è legato con legame σしぐま al C e porta una carica negativa e 1 ossigeno è legato con legame σしぐま 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しぐま , quindi vengono ibridati e il quarto elettrone forma un legame πぱい).

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

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

                 C     s p²

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

Note

^ Il termine "ibridizzazione" è un calco dall'inglese "hybridization".
^ Silvestroni, p. 58.
^ Silvestroni, pp. 58-59.
^ Silvestroni, p. 59.
^ Fondamenti di Chimica, p. 359.
^ Da Silvestroni P., Fondamenti di chimica, ed. Zanichelli
^ 109,5° è il valore approssimato, quello esatto per l'angolo tetraedrico è esprimibile come arccos(-1/3).
^ ... Co⁺, Rh⁺, Ir⁺, Cu³⁺, Ag³⁺, Au³⁺ ed altri

Bibliografia

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.
Brown - LeMay - Bursten - Murphy - Woodward - Stoltzfus, Fondamenti di Chimica, 2018, ISBN 8879598538.

Voci correlate

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Collegamenti esterni

(EN) hybridization / hybrid orbital, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

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[1] Il termine "ibridizzazione" è un calco dall'inglese "hybridization".

[2] Silvestroni, p. 58.

[3] Silvestroni, pp. 58-59.

[4] Silvestroni, p. 59.

[5] Fondamenti di Chimica, p. 359.

[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

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