Ibridazione | Maternidad y todo

Ibridazione

Pauling (1931) ha introdotto il concetto rivoluzionario di ibridazione. La ridistribuzione dell’energia degli orbitali dei singoli atomi per dare nuovi orbitali di energia equivalente è chiamata ibridazione. I nuovi orbitali formati sono conosciuti come orbitali ibridi.

Diversi tipi di ibridazione insieme agli orbitali ibridi e alle strutture sono dati qui sotto:

Prima di discutere gli esempi, dobbiamo menzionare qui le regole di ibridazione, che sono le seguenti:

(i) Gli orbitali di un atomo centrale solo subirebbero un’ibridazione.

(ii) Gli orbitali di quasi lo stesso livello energetico possono essere mescolati per formare orbitali ibridi.

(iii) Il numero di orbitali atomici mescolati insieme è sempre uguale al numero di orbitali ibridi.

(iv) Durante l’ibridazione, il mescolamento del numero di orbitali è come richiesto.

(v) Gli orbitali ibridi sono distribuiti nello spazio e tendono a essere i più distanti.

(vi) I legami ibridi sono più forti dei legami non ibridati.

(vii) Se una volta che un orbitale è stato usato per costruire un orbitale ibrido non è più disponibile per contenere elettroni nella sua forma “pura”. Gli orbitali s- e p- possono essere ibridati in tre modi, che sono discussi di seguito:

Ibridazione Sp-: In tale ibridazione, un orbitale s- e uno p- sono mescolati per formare due orbitali sp-ibridi, aventi

Hybridisation

struttura lineare con angolo di legame $180^0$ . Per esempio nella formazione di $BeCl_2$ , prima l’atomo si trova nello stato eccitato $(2s^1 2p^1)$ , poi si ibrida per formare due orbitali sp-ibridi. Questi orbitali ibridi si sovrappongono con i due orbitali p di due atomi di cloro per formare la molecola $BeCl_2$ . Questo è rappresentato nella figura data sopra:

be (stato eccitato) $dfrac{uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{2p_y} \2p_z} \Ddfrac{sp hy bri-}}{text{sp hy bri-}{text{disation} \dfrac{uparrow}{sp} \dfrac{uparrow}{sp} \dfrac{2p_y2p_z}$

gli altri esempi sono: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ ecc.

Ibridizzazione

sp2-Hybridisation: In tale ibridazione un orbitale s e due orbitali p sono mescolati per formare tre orbitali ibridi $sp^2$ -, con struttura triangolare planare con angolo di legame $120^0$ . La formazione della molecola $BCl_3$ è mostrata nella pagina seguente.

$<underset{testo{stato eccitato}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{2p_z} \dfrac{sp^2 \testo{ibrido}- \uparrow}{testo{disciplina} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{2p_z} \\ gli altri esempi sono CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ ecc

Ibridazione

sp3-ibridazione: In tale ibridazione un orbitale s e tre orbitali p sono mescolati per formare quattro orbitali ibridi $sp^3$ aventi struttura tetraedrica con angolo di legame $109^0 28$ ‘ cioè, $109.5^0$ .la formazione della molecola $CH_4$ è mostrata qui sotto:

$\underset{\testo{ stato eccitato}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{2p_z} \dfrac{sp^3 \testo{ibrido}- \uparrow}{testo{disciplina} sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{uparrow}{sp^3}$

Ibridazione

I suoi altri esempi sono $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ ecc.

Ora discutiamo alcuni altri esempi interessanti:

Formazione delle molecole NH3 e H2O

Nella molecola $NH_2$ l’atomo di azoto è $sp^3$ -ibrido e un orbitale ibrido contiene due elettroni. Ora tre orbitali 1s- di tre atomi di idrogeno si sovrappongono a tre orbitali $sp^3$ ibridi per formare la molecola $Nh_3$ . Anche se l’angolo HNH dovrebbe essere $109.5^0$ , ma a causa della presenza di un orbitale ibrido $sp^3$ – occupato l’angolo diminuisce a $107.8^0$ . Quindi l’angolo di legame nella molecola $NH_3$ è $107.8^0$ .

$<dfrac{downarrow uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}- \downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{uparrow}{sp^3}$

Ibridizzazione

Formazione delle molecole NH3 e H2O per ibridazione sp2

Similmente nella molecola $H_2O$ , l’atomo di ossigeno è $sp^3$ – ibridato e ha due orbitali occupati. A causa di questo l’angolo di legame nella molecola di acqua è $105.5^0$ .

$O \dfrac{downarrow uparrow}{2s} \dfrac{downarrow \uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid-} \downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{uparrow}{sp^3}$

Formazione delle molecole C2H4 e C2H2

Nella molecola $C_2H_4$ gli atomi di carbonio sono $sp^2$ ibridati e un orbitale 2p rimane fuori dall’ibridazione. Questo forma il legame p mentre gli orbitali ibridi $sp^2$ formano i legami sigma come mostrato di seguito:

$underset{{testo{stato eccitato} {C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{2p_z} \dfrac{sp^2 \testo{ibrido}- \uparrow}{testo{disciplina} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{uparrow}{2p_z}$

Ibridazione

Formazione della molecola C2H4 per ibridazione sp2

Similmente, nella molecola $C_2H_2$ si ha ibridazione sp e due orbitali 2p rimangono fuori o ibridazione. Perciò due $\pi$ -legami si formano in $C_2H_2$ come mostrato più avanti:

Ibridazione

Formazione della molecola C2H2 per ibridazione sp

$dsp^2$ – Qui avviene la commistione degli orbitali $d_{x^2- y^2}, s, p_x e p_y$ per dare quattro nuovi orbitali ibridi $dsp^2$ .

La forma è planare quadrata.

Ex.

$^-2$

Principalmente per complessi con una coordinazione n. 4.

$sp^3d$ – Qui la mescolanza di $s, p_x, p_y, p_z \text{e} dz^2$ . Ha luogo per formare 5 nuovi ibridi che sono $sp^3$ ibridati. La forma è bipiramidale trigonale.

Ibridizzazione

Passi		$CH_4$	$SO_4$	$CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	No. di elettroni di valenza	8	18	16	8	8	32	24
	No. di orbitali richiesti	4	2	2	3	2	4	3
	Requisiti elettroni per duplex/ ottetto	8	16	16	6	4	32	24
	No. di coppie di elettroni solitari /2	0	1	0	1	2	0	0
	No. di orbitali	4	3	2	4	4	4	3

Ibridazione	$SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Struttura	Tetraedrico	Triangolare	Lineare	Tetraedrico	Tetraedrico	Tetraedrico	Triangolare
Geometria	Tetraedrico	Angolare	Lineare	Piramidale triangolare	Angolare	Tetraedrico	Triangolare

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Qui la mescolanza di $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ avviene per dare 6 nuovi $sp^3d^2$ orbitali ibridati o ibridi.

$testo{Forma} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ ecc.

Regole per il calcolo dell’ibridazione

Si osservano le seguenti regole per conoscere il tipo di ibridazione in un composto o uno ione.

(i) Calcolare il numero totale di elettroni di valenza.

(ii) Calcolare il numero di duplex o ottetto.

$= \dfrac{\testo{elettroni di valenza totali}{2}$

Oppure ${Totale elettroni di valenza}{8}$

(iii) Numero di coppie solitarie di elettroni

${Totale numero di elettroni} = \dfrac{-8 volte \testo{Numero di duplex}{2}$ $testo{Numero totale di elettroni} = \dfrac{-8 volte \testo{Numero di ottetti}{2}$

(iv) NO. di orbitali usati = No. di duplex o ottetto + No. di coppie solitarie di elettroni

(v) Se non c’è una coppia solitaria di elettroni allora la geometria degli orbitali e la molecola è diversa.

Per esempio alcune molecole e ioni sono considerati

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