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IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI

chimica


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IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI

Grazie ad una serie di ricerche sperimentali e di osservazioni ai raggi X è stato possibile determinare le distanze fra gli atomi all'interno di una molecola oltre all'ampiezza degli angoli di legame 939j91j e all'energia posseduta da ciascun legame presente nella molecola stessa.

In questo modo si è potuto constatare che la composizione della molecola, ottenuta per sovrapposizione degli orbitali atomici, non si accordava con i fatti sperimentali. Nella molecola dell'acqua, ad esempio, l'angolo di legame fra gli atomi di idrogeno e quello dell'ossigeno, risultava, dalle misure sperimentali, di 104° e 30' mentre, secondo il modello teorico, avrebbe dovuto essere di 90°: gli orbitali di tipo p dell'ossigeno che si sovrappongono agli orbitali di tipo s dell'idrogeno, sono infatti disposti ad angolo retto fra di loro.




Per spiegare il fenomeno, che comunque non si limita alla molecola d'acqua, il chimico americano Linus Pauling (1901-1994) propose il modello della ibridazione degli orbitali. Gli orbitali ibridi, così chiamati per analogia con gli ibridi biologici, si formano per il mescolamento degli orbitali atomici originali e assumono forma e disposizione spaziale diversa da quella degli orbitali di partenza, e anche un diverso contenuto energetico.

Al pari degli ibridi biologici in cui individui di specie diverse si incrociano per dar vita ad individui con caratteri nuovi, così, orbitali di tipo diverso formano altri orbitali con un aspetto originale che rappresenta la combinazione di quelli di partenza. L'orbitale s di un atomo si fonde quindi con l'orbitale p ad energia leggermente superiore formando due orbitali di tipo nuovo che vengono chiamati sp. Nel caso in cui si fondino un orbitale s e due p si formano tre orbitali ibridi detti sp2 che assumono la stessa forma lobata e che si dispongono nelle tre direzioni dello spazio a 120° fra loro sullo stesso piano. Nel caso in cui si fondino un orbitale s e tre p si formano quattro orbitali ibridi detti sp3 che si dispongono nelle tre direzioni dello spazio con angoli di legame di 109° e 28'.

Il modello degli orbitali ibridi ci permette ora di spiegare in modo chiaro la geometria di alcune molecole e di alcuni gruppi ionici che avevamo incontrato in precedenza. Nella molecola di acqua, ad esempio, l'atomo di ossigeno forma, con l'orbitale s del secondo livello energetico e i tre orbitali p dello stesso livello, quattro orbitali ibridi. Due di questi contengono un elettrone spaiato, mentre gli altri due presentano una coppia di elettroni ciascuno, e quindi non formeranno legami.



Questi quattro orbitali ibridi dovrebbero in teoria essere diretti verso i vertici di un tetraedro regolare, ma le coppie di elettroni degli orbitali che non formano legami provocano un'azione repulsiva tale da distorcere la molecola, avvicinando gli orbitali che portano legati gli atomi di idrogeno. In conseguenza di ciò l'angolo compreso fra il nucleo dell'atomo di ossigeno e gli atomi di idrogeno risulta essere di 104° 30', e non di 109° 28' come teoricamente previsto.

Prima di concludere è bene sottolineare ancora una volta che l'ibridazione degli orbitali comporta da parte degli atomi assorbimento di energia. Pertanto, tale ibridazione potrà avvenire solo nel caso in cui la struttura molecolare che si verrà a formare, realizzerà una forte riduzione di energia. Si tenga anche conto del fatto che gli atomi che attuano orbitali ibridi sono più ricchi di energia e quindi, essendo meno stabili, reagiscono con maggiore facilità producendo legami più forti di quelli che si sarebbero realizzati se non ci fosse stata ibridazione. I composti con atomi che presentano orbitali ibridi sono di conseguenza molto stabili.







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