Migliore risposta
Secondo VSEPR (Valance shell electron pair repulsion) teoria se tutte le coppie di elettroni attorno allatomo centrale sono coppie di legami, non ci sono coppie solitarie, la forma della molecola dipende dal tipo di ibridazione, ad esempio: CH4 è ibridizzata sp3.
Se tutte le coppie di elettroni intorno allatomo centrale non ci sono coppie di legami, sono presenti anche alcune coppie solitarie, quindi la forma della molecola sarà distorta a causa della coppia solitaria-coppia solitaria, coppia solitaria-coppia di legame e coppia di legame-coppia di legame repulsione. repulsione anche langolo di legame nella molecola verrà modificato. Quando libridazione dellatomo centrale è la stessa, calcola la coppia solitaria sullatomo centrale. Man mano che la coppia solitaria aumenta sullatomo centrale, langolo di legame diminuisce.
Ad esempio: NH3 e H2O hanno la stessa ibridazione ma nellammoniaca è presente una coppia solitaria sullatomo di azoto mentre in H2O sono presenti due coppie solitarie sullatomo di ossigeno, quindi langolo di legame nellammoniaca è maggiore della molecola dacqua.
Risposta
Gli orbitali ibridi possono avere una simmetria diversa rispetto agli orbitali di base da cui sono costruiti.
Un orbitale s è sfericamente simmetrico, mentre un orbitale ap è antisimmetrico rispetto alla riflessione attraverso il piano nodale e radialmente simmetrico attorno a un asse normale al piano. Un ibrido dei due avrà la stessa simmetria radiale dellorbitale p, ma non sarà né simmetrico né antisimmetrico perpendicolare a quellasse. Le funzioni donda se p z condividono lo stesso segno su un lato del piano nodale p, ma hanno segni opposti sullaltro lato, quindi la somma dei due le funzioni donda avranno un valore maggiore su un lato del nucleo rispetto al lato opposto. Il risultato sarà simile a un orbitale, ma un lobo sarà molto più grande dellaltro.
Poiché gli orbitali coesistenti (per lo stesso atomo) devono avere funzioni donda ortogonali, non è possibile sostituire solo s o p con il nuovo ibrido: ottieni due ibridi sp, che possono essere descritti come (s + p z ) / sqrt (2) e (sp z ) / sqrt (2). Sono entrambe combinazioni lineari degli stessi orbitali se p, quindi condividono la simmetria radiale lungo lo stesso asse, ma il lobo grande di uno giace sulla z mentre il lobo grande dellaltro riempimento cade sullasse negativo z . Un atomo che si avvicina lungo lasse z da una delle due direzioni interagirà maggiormente con il lobo più grande rispetto al lobo più piccolo, quindi questi orbitali tendono a formare legami sigma sui lati opposti di latomo centrale, con un angolo di legame di 180º.
La matematica (e la geometria) diventa più complicata quando si aggiungono più orbitali di base alla miscela.
Quando si guarda al legame, molecolare gli orbitali sono il risultato del contatto end-to-end tra un orbitale di un atomo e un orbitale di un altro atomo. Gli orbitali di legame Sigma non hanno piani nodali. I legami Pi hanno un piano nodale lungo lasse del legame e sono antisimmetrici rispetto a quel piano. Se guardi gli orbitali p di due atomi vicini luno allaltro sullasse z , le interazioni sono le seguenti:
- Gli orbitali p z di entrambi gli atomi si toccano da un capo allaltro e formano orbitali di legame sigma e antilegame.
- Il p y orbitali di entrambi gli atomi (e allo stesso modo gli orbitali p x ) sono allineati per condividere un piano nodale e formano orbitali pi bonding e antibonding. Vale la pena notare che gli atomi devono essere più vicini affinché si verifichi questa sovrapposizione rispetto al caso precedente: questo è il motivo per cui più legami tendono ad essere più corti dei singoli legami.
- Le altre combinazioni (p y con p x , p y con p z e p x con p z ) hanno ciascuno almeno un piano rispetto al quale un orbitale è antisimmetrico e laltro è simmetrico (esistono due di questi piani per il p y ep x combinazione). In questi casi, non si formano orbitali molecolari.
La stessa logica si applica alla formazione di orbitali molecolari da orbitali atomici ibridi. La loro asimmetria significa che tendono a formare legami sigma piuttosto bene usando il lobo più grande dellorbitale, ma la loro geometria è tale che una volta formato un legame sigma, i piani nodali di un atomo generalmente non corrispondono ai piani nodali del orbitali di altri atomi, quindi la geometria è piuttosto scadente per formare legami pi.