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L’ibridazione del carbonio

Il testo sottoriportato è protetto dal diritto d’autore e ogni riproduzione (cartacea, elettronica, in Internet) deve essere esplicitamente autorizzata per evitare di incorrere nelle sanzioni previste dalla legge.

La teoria quantistica dell’atomo ci dice che si può avere un solo orbitale s, 3 orbitali p, 5 orbitali d e 7 orbitali f; tali numeri si trovano combinando i vari numeri quantici. Per esempio, ci sono 3 orbitali p perché l’orbitale p ha numero quantico secondario l=1 e quindi 3 possibili momenti magnetici: -1, 0 e +1.

Considerando lo strato di energia più esterno, quali elettroni possono essere condivisi con gli altri atomi? La regola è che si devono riempire gli orbitali semipieni, cioè con un solo elettrone, affiancandogliene uno con spin opposto. Per esempio, nel caso del carbonio la configurazione elettronica è 1s2 2s2 2p2.

Consideriamo lo strato più esterno, il 2. Abbiamo l’orbitale s che è pieno perché contiene 2 elettroni; i tre orbitali p contengono solo due elettroni; per la regola di Hund ne avremo 2 semipieni (e il terzo vuoto) pertanto dovrebbe dare origine solamente a 2 legami covalenti:

In realtà, il carbonio, come nel metano (CH4), è prevalentemente tetravalente, cioè in grado di formare 4 legami con altri atomi. Si suppone la promozione di un elettrone dall’orbitale 2s sull’orbitale 2p vuoto. Tale atomo di carbonio eccitato ha ora 4 orbitali semipieni e potrebbe formare 4 legami.

Tuttavia, dal momento che l’orbitale atomico 2s sferico ha energia inferiore e forma diversa da quelle dei 3 orbitali 2px, 2py, 2pz, dovremmo aspettarci 3 legami uguali e uno diverso. Tutto ciò è in contrasto con i fatti sperimentali che accertano la presenza nel metano (CH4) di 4 legami covalenti identici.

 

Manuale di cultura generale – Chimica – L’ibridazione del carbonio – Continua

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