Come è possibile spiegare la diversità dei legami che il Carbonio riesce a fare? A prima vista il Carbonio non dovrebbe fare 4 legami ma con il concetto dell’ibridazione riusciamo a dare una spiegazione all’esistenza dei composti organici e non solo.
IL CARBONIO
L’elemento protagonista della Chimica Organica è senza ombra di dubbio il Carbonio, questo elemento si trova nella parte in alto a destra della Tavola Periodica ed appartiene ai nonmetalli.
Si presenta in Natura sotto diverse forme allotropiche, diamante, carbone e grafite, ma esistono anche forme allotropiche sintetiche, per esempio i famosi nanotubi al Carbonio oppure con una struttura a forma di palla da calcio chiamata fullerene.
Di seguito sono illustrate alcune forme allotropiche del Carbonio.
Notiamo che queste sostanze appaiono molto diverse tra di loro, il diamante è trasparente e molto duro mentre la grafite è nera e la usiamo per disegnare visto che è il componente principale delle mine per le matite. I nanotubi di Carbonio invece sono un materiale altamente resistente e con proprietà meccaniche del tutto diverse rispetto al diamante e alla grafite. Il Carbonio in più riesce a dare origine a una serie di composti così numerosi e diversi tra di loro, sia per struttura che per usi, che gli è stata dedicata un’intera branca della Chimica, cioè la Chimica Organica. Noi stessi siamo fatti di molecole organiche le quali sono principalmente composte da Carbonio. In queste poche righe ho voluto evidenziate la straordinaria versatilità di questo elemento per andare poi a dare un senso alle forme nelle quali si presenta.
Come mai il Carbonio riesce a presentarsi in tutte queste forme mentre altri atomi, come per esempio Azoto (N) oppure il Boro (B), che sono i suoi diretti vicini, non riescono a fare? La risposta a tale domanda è molto complicata e richiederebbe molto tempo per addentrarsi nei dettagli ma sicuramente i 2 contributi principali che permettono al Carbonio di essere così versatile sono:
- IBRIDAZIONE
- RIDOTTE DIMENSIONI
Sulle dimensioni non diremo molto, teniamo solo presente che l’atomo di Carbonio avendo dimensioni relativamente piccole permette ai vari orbitali di potersi legale in maniera da formare robusti legami tra diversi atomi di C, questo permette di ottenere lunghe catene formate da tantissimi atomi di C tutti legati tra di loro.
L’ibridazione invece è la vera protagonista di questo articolo e andremo a trattala in dettaglio.
IL CONCETTO DI IBRIDAZIONE
Analizziamo da più vicino l’atomo di Carbonio per vedere come sono disposti i suoi elettroni.
La configurazione elettronica di un atomo di Carbonio isolato è 1s2 2s2 2p2, rappresentandola con i quadratini otteniamo:
In questo modo possiamo apprezzare meglio il fatto che l’orbitale 2s è pieno mentre negli orbitali 2p abbiamo solo 2 elettroni spaiati secondo la regola di Hund. Che conseguenza ha questa disposizione elettronica per quanto riguarda i legami che il Carbonio riesce a fare?
Per come è stato definito il legame covalente sappiamo che è necessaria la condivisione di un elettrone ciascuno tra 2 atomi così da formare appunto un legame tra gli atomi interessati; per fare questo è necessario che l’elettrone prima di formare il legame sia spaiato, cioè stia da solo all’interno di un orbitale. La configurazione elettronica del Carbonio ci suggerisce che gli elettroni spaiati e pronti a formare un legame covalente sono soltanto 2, cioè i 2 elettroni negli orbitali 2p.
Se le cose stanno così ci aspettiamo quindi di avere in Natura composti dove il Carbonio forma solo 2 legami covalenti e ha un doppietto elettronico non condiviso, cioè gli elettroni dell’orbitale 2s. Dalla reazione tra Carbonio (C) e Idrogeno (H) dovremmo attenderci quindi un composto con formula chimica :CH2.
Il composto più stabile e più abbondante che nasce dalla reazione tra C e H non è però quello appena visto ma piuttosto il metano, che ha formula CH4.
Il metano si presenta come una molecola gassosa dove tutte e 4 i legami C-H sono identici, hanno quindi la stessa lunghezza e stessa energia. Oltre al metano tutti i composti contenente Carbonio formano 4 legami. Tutti i materiali citati nel primo paragrafo sono formati da atomi di Carbonio i quali formano sempre 4 legami con altri atomi, come è possibile se abbiamo appena detto che il Carbonio dovrebbe fare solo 2 legami?
È proprio qui che entra in gioco il concetto di ibridazione. Per riuscire a dare una spiegazione a questi 4 legami potremo pensare di spostare uno dei 2 elettroni dell’orbitale 2s nell’orbitale 2p vuoto così da ottenere 4 elettroni spaiati.
L’operazione che permettere questo spostamento di elettroni da un orbitale meno energetico a uno più energetico è detta promozione. In teoria la promozione non dovrebbe avvenire perchè così facendo passiamo da una situazione a bassa energia, dove l’orbitale 2s è pieno, a una dove un elettrone è stato messo in un orbitale a più alta energia.
Ora l’atomo di Carbonio potrebbe riuscire a formare 4 legami covalenti ma non riuscirebbe a formare il metano come noi lo conosciamo. Usando gli orbitali appena descritti potremmo sì ottenere una molecola con formula CH4 ma i 4 legami che legano gli H non sarebbero tutti uguali, 3 legami sarebbero identici perchè fanno affidamento sugli elettroni degli orbitali 2p mentre il quarto legame risulterebbe essere diverso perchè l’elettrone si trova in un orbitale a più bassa energia.
Quindi solo la promozione di un elettrone dall’orbitale 2s al 2p non basta per giustificare il comportamento del Carbonio, andiamo a vedere in dettaglio le varie ibridazioni.
SP3
Per riuscire a definire cos’è un’ibridazione bisogna riprendere in mano il concetto di promozione, sappiamo che i 4 legami del metano sono tutti identici e quindi bisogna in qualche modo riuscire a ottenere 4 orbitali identici, ciascuno contenente un elettrone spaiato, solo in questo modo si riesce a formare i legami richiesti. Di seguito sono rappresentati i 3 orbitali 2p, in particolare 2pz, 2px e 2py (l’orbitale rosso dovete immaginarlo che si estendesse fuori e dentro lo schermo), e l’orbitale 2s che ha geometria sferica.
Se manteniamo gli elettroni nella disposizione vista nella promozione, cioè 4 elettroni spaiati, dei quali 3 degli orbitali 2p, e uno del 2s, riusciamo tramite una combinazione lineare di questi 4 orbitali a ottenere altri orbitali.
Per combinazione lineare intendiamo la somma delle funzioni matematiche che descrivono gli orbitali, possiamo farlo perchè ogni forma geometrica può essere rappresentata da una funzione matematica, basti pensare che una parabola viene rappresentata da una equazione del tipo x2+3x-5. Sommando quindi matematicamente le 4 funzioni che descrivono gli orbitali 2p e 2s il risultato che si ottiene sono ancora 4 orbitali, i nuovi orbitali ovviamente avranno forma, energia e orientazione spaziale diversa rispetto agli orbitali di partenza.
Quello che si ottiene dalla combinazione lineare sono 4 orbitali sp3, questi orbitali ora sono identici tra di loro e possiedono quindi energia, forma e geometria identica, proprio quello che cercavamo per riuscire a creare la molecola di CH4.
Che forma hanno questi orbitali? La combinazione lineare porta alla formazione di 4 orbitali con caratteristiche simili a quelle tra gli orbitali p ed s, in particolare saranno più simili ai p perchè per il 75% sono composti da orbitali p. La forma è quindi quella di un orbitale p dove uno dei 2 lobi è molto più grande dell’altro.
Questi orbitali vengono chiamati sp3 perchè per la loro formazione sono stati impiegati 3 orbitali p e 1 orbitali s, ecco il perchè c’è un p elevato alla terza. Siccome un numero elevato alla prima non viene mai segnato ma in teoria si potrebbe anche scrivere s1p3, la somma dei esponenti ci dice quanti orbitali sono stati usati per formare gli orbitali ibridi.
Gli orbitali sp3 disponendo della stessa identica energia e trovandosi nella stessa regione di spazio è logico pensate che saranno disposti in maniera tale da toccarsi il meno possibile, così da minimizzare le interazioni repulsive tra gli elettroni. Come disponiamo il più lontano possibile 4 elementi su una superficie sferica come quella di un atomo di Carbonio?
L’angolo migliore che possiamo ottenere è di 109,5°, per ottenere questi angoli i 4 orbitali sp3 devono disporsi in maniera ben precisa, in particolare gli orbitali sp3 si dispongono ai 4 vertici di un ipotetico tetraedro, si parla quindi di geometria tetraedrica.
Di seguito vediamo la disposizione spaziale:
Nella figura non sono stati disegnati i lobi più piccoli per non appesantire troppo il disegno.
Con tutte le premesse fatte possiamo ora ricostruire la molecola di metano e riusciamo a dare delle spiegazioni circa la geometria della molecola e la natura dei legami. Per formare un legame C-H un orbitale sp3 dell’atomo di C andrà a interagire con l’orbitale 1s dell’atomo di H così da formare un legame covalente. Quando parliamo di legami sp3 possiamo immaginarci che lungo quel legame possa avvenire una completa rotazione degli atomi legati.
Da studi sulla struttura si è osservato che la molecola di metano ha proprio una disposizione dei 4 H secondo il modello appena descritto, i 4 atomi di H sono quindi i vertici di un ipotetico tetraedro.
La classe di composti organici che presentano solo legami C-C e C-H dove l’ibridazione di tutti i Carboni è sp3 prende il nome di ALCANI.
In definita possiamo quindi dire che il Carbonio riesce a promuovere un elettrone dal orbitale 2s al 2p vuoto, avviene una combinazione lineare degli orbitali per formare 4 orbitali identici chiamati sp3, con questi 4 orbitali l’atomo di Carbonio è ora in grado di formare 4 legami con 4 altri atomi ed ecco che otteniamo molecole come quella del metano e tutti gli altri alcani.
SP2
Oltre al metano (CH4) esiste un altro composto tra C e H, stiamo parlando dell’etene.
Anche in questo caso il Carbonio forma 4 legami ma dai vari dati ottenuti studiando questa molecola ci si è accorti che i 4 legami tra di loro non sono identici come nel caso del metano. Si è dimostrato che il legame C-H è più lungo del legame C=C, quest’ultimo è anche più energetico rispetto al legame C-H. Successivi esperimenti hanno anche confermato che i 2 legami del doppio legame C=C tra di loro non sono identici, uno dei 2 ha un’energia leggermente maggiore, vedremo successivamente quale e il perchè.
In base ai dati ottenuti si è potuto concludere che i 2 legami con gli atomi di H e uno dei 2 legami C=C hanno caratteristiche quasi identiche e possiamo quindi fare una piccola approssimazione e dire che sono del tutto identici, mentre l’altro legame del C=C è completamente diverso dagli altri 3.
Questa molecola ha anche la caratteristica di essere planare, cioè tutti gli atomi costituenti giacciono tutti sullo stesso piano.
Questa situazione ci serve per dire che da sola l’ibridazione sp3 non basta per descrivere in maniera completa il comportamento chimico del Carbonio, abbiamo bisogno di inventarci qualcos’altro per descrivere al meglio molecole che contengono doppi legami come appunto l’etene.
Partiamo sempre dalla situazione dove l’elettrone 2s è stato promosso nell’orbitale 2p, ricordi? Bene, siccome abbiamo bisogno di 3 legami identici potremmo quindi pensare di fare la combinazione lineare tra l’orbitale 2s e 2 degli orbitali 2p, quello che si ottiene è:
Dalla combinazione di un orbitale 2s e 2 orbitali 2p otteniamo 3 orbitali sp2, l’altro orbitale 2p non usato per la combinazione lineare resta un 2p con il suo elettrone spaiato all’interno. Ci troviamo quindi nella situazione richiesta dai dati sperimentali osservati nella molecola di etene, cioè 3 legami identici e 1 diverso. I legami sono formati a partire dagli orbitali ibridati sp2 e dal singolo orbitale 2p.
La forma degli orbitali sp2 è molto simile a quella degli sp3, esiste una piccola differenza che nasce dalla diversa % degli orbitali usati per la somma. Se nel caso degli sp3 la % di contributo degli orbitali p era del 75%, nel caso degli orbitali sp2 scende a 66,67% perchè ora su un totale di 3 orbitali solo 2 sono p. Quindi come forma geometrica da poter visualizzare mentalmente facciamo riferimento a quella vista per gli sp3 visto che tutto sommato la situazione non è cambiata di molto. L’energia degli orbitali sp2 è intermedia a quella tra gli orbitali 2s e 2p.
Come già immaginavamo il nome sp2 deriva dal fatto che sono stati impiegati 2 orbitali p e solo 1 orbitale s.
Abbiamo capito come sono fatti geometricamente gli orbitali sp2, ora chiediamoci come vengono disposti nello spazio. Prima di tutto chiariamo il fatto che per parlare della disposizione geometrica bisogna tenere conto solo dei 3 orbitali sp2 perchè hanno forma ed energia identica, la logica ci porterebbe a pensare al fatto che comunque i 4 elettroni di valenza del Carbonio sono su 4 orbitali e che quindi la disposizione geometrica dovrebbe essere tetraedrica come quella vista per il metano. Seguendo questo ragionamento non si riesce a descrivere in maniera esatta la struttura dell’etene visto che la geometria deve essere planare.
Per determinare la disposizione spaziale degli orbitali sp2 non bisogna quindi tenere conto del orbitale 2p rimasto da solo.
Come disponiamo quindi il più lontano possibile tra loro su una superficie sferica 3 elementi? L’angolo migliore che possiamo ottenere è di 120° il che equivale ad avete tutte e 3 gli orbitali sp2 sullo stesso piano, si parla di geometria planare, proprio quella richiesta dalla nostra molecola.
Abbiamo quindi i 3 orbitali sp2 disposti ai vertici di un triangolo equilatero così da formare una figura piana mentre a 90° rispetto al piano formato dagli orbitali ibridi abbiamo i 2 lobi dell’orbitale 2p. In questo modo si minimizzano le interazione elettrostatiche tra gli elettroni e si giustifica anche la forma geometrica della molecola di etene.
Nella formazione dei legami nella molecola di etene gli atomi di H con il loro orbitale 1s andranno a interagire con un orbitali sp2 ciascuno. Nella formazione del legame tra i 2 atomi di C notiamo che è presente un doppio legame, questo nasce dall’interazione tra un orbitale sp2 di un atomo di C con l’orbitale sp2 dell’altro atomo di C, in questo modo formiamo un legame. Il secondo legame si forma dall’interazione degli orbitali 2p dei due atomi di C, in questo modo riusciamo a formare il doppio legame. All’inizio abbiamo parlato di 3 legami quasi identici, ora possiamo notare che i legami che nascono dall’interazione degli orbitali sp2 non sono del tutto identici perchè legano atomi diversi, i 2 legami C-H sono identici mentre il legame C-C è leggermente diverso ma per la nostra trattazione introduttiva andava bene considerarli identici.
Da questa rappresentazione notiamo che 2 orbitali sp2 di 2 atomi diversi interagiscono “faccia a faccia” così da formare un legame C-C, gli orbitali 2p invece interagiscono tra di loro per formare un altro legame C-C ma questa volta l’interazione di questi orbitali avviene solo “lateralmente” e sono più distanti tra loro, si dice che la sovrapposizione degli orbitali 2p è minore. La conseguenza diretta di questa minore sovrapposizione è legata direttamente alla forza del legame, il legame C-C formato con gli sp2 è più forte perchè gli orbitali si fondono di più, gli orbitali 2p toccandosi meno danno origine a un legame più debole.
Il legale C-C formato dagli orbitali sp2 prende il nome di legame sigma (σ) mentre il legame originato con gli orbitali 2p si chiama legame pigreco (π). Siccome il legame pigreco è più debole di quello sigma è logico pensare che durante una reazione sarà appunto il legame π a rompersi per primo visto che è richiesta meno energia per la sua rottura.
Attenzione a non confondere le energie, ovviamente un legame doppio C=C è più forte di un legame singolo C-C; quanto detto prima si riferiva alle energie singole dei legami che costituiscono il doppio legame.
Sarebbe sensato pensare che un orbitale sp2 possa in qualche modo interagire con l’orbitale 2p di un altro atomo e formare così un legame covalente visto che entrambi contengono un elettrone spaiato, questo non lo si osserva mai perchè le geometrie e le energie dei 2 tipi di orbitali non sono adatte per formare un’interazione e quindi non si forma nessun legame.
La geometria finale della molecola di etene è planare perchè l’ibridazione sp2 richiede proprio questa disposizione per minimizzare l’energia, ecco spiegata la geometria dell’etene sfruttando l’ibridazione. Il doppio legame data la sua natura non permette più nessuna rotazione intorno al legame tra i 2 Carboni perchè affinchè una rotazione sia possibile è necessaria la rottura del legame π, processo che richiederebbe troppa energia. La non possibilità di rotazione porta all’ottenimento dell’isomeria E-Z.
In generale tutti i Carboni che presentano dei doppi legami con altri atomi sono ibridati sp2, sono planari e hanno angoli di legame di 120°. Il doppio legame può avvenire tra diversi atomi, se nel doppio legame sono coinvolti 2 atomi di Carbonio in quel caso si parla di ALCHENI, ma ci possono anche essere legami del tipo C=O oppure C=N, anche in questi casi il C è ibridato sp2 ed ha le caratteristiche descritte prima.
SP
L’ultimissimo composto formato da Carbonio e Idrogeno che riusciamo a ottenere è sempre un gas e possiede la formula HC≡CH, questa volta tra i 2 atomi di Carbonio sono presenti ben 3 legami, si parla quindi di legame triplo. Questa molecola prende il nome di acetilene oppure di etino.
Da studi su questa molecola si è arrivati alla conclusione che esistono 2 tipi diversi di legami, il legame C-H è approssimativamente uguale a uno dei 3 legami C-C mentre gli altri 2 legami C-C sono invece identici tra di loro ma diversi rispetto ai primi citati.
Questa molecola risulta essere anche lineare, geometria non permessa dalle ibridazione sp3 ed sp2, bisogna quindi inventarsi qualcos’altro per descrivere le molecole che contengono un triplo legame.
Ritornando quindi al giochino applicato le 2 volte precedenti e possiamo immaginare già dove andremo a parare quando mescoleremo gli orbitali, visto che abbiamo bisogno di 2 orbitali di un tipo e 2 di un altro tipo.
Partiamo sempre dalla nostra configurazione elettronica con l’elettrone 2s promosso nel 2p, ora possiamo immaginare di fare la combinazione lineare con un orbitale 2s e soltanto un orbitale 2p, otteniamo in questo modo 2 nuovi orbitali che sono identici tra loro, chiamati sp i quali sono diversi dai 2 orbitali 2p non coinvolti nella combinazione lineare.
Così facendo abbiamo combinato un orbitale 2s e un 2p per ottenere due orbitali sp ma abbiamo ancora i due orbitali 2p, in questo modo ci troviamo nella situazione richiesta dalla molecola di acetilene.
Per quanto riguarda la forma degli orbitali sp possiamo immaginarceli comunque come degli sp3 ma questa volta siccome la % di carattere s e p e del 50% possiamo dire che gli orbitali sp sono più tondi degli sp3, questo dettaglio sulla forma geometrica non influenza in alcun modo come si legano gli atomi tra di loro. La % di carattere s e p influenza l’acidità di questi composti ma la vedremo in un altro articolo.
Come sempre chiediamoci come vengono disposti questi orbitali intorno alla molecola; abbiamo già detto che per la geometria bisogna considerare solo gli orbitali che hanno forma ed energia uguale, possiamo quindi fare un discorso per gli orbitali sp e un altro discorso per i 2 orbitali 2p.
Siccome gli orbitali sp sono solo 2 è logico pensare che la disposizione più favorevole è quella dove i 2 orbitali puntano in direzione opposta, cioè formano un angolo di 180°.
Per quanto riguarda gli orbitali 2p invece la situazione non cambia, questi orbitali continuando ad essere orientati come prima, ciascuno lungo uno dei 3 assi. La geometria finale di un atomo di Carbonio ibridato sp è:
Vediamo che gli orbitali 2p in verde puntano in alto mentre gli orbitali 2p in blu puntano a 90° rispetto ai verdi. Gli orbitali sp puntano in direzioni opposte con un angolo di 90° rispetto agli altri orbitali 2p.
Nella molecola di acetilene abbiamo un legame C-H che coinvolge un orbitale sp del C e l’orbitale 1s di H. Uno dei 3 legami C-C avviene per interazione di 2 orbitali sp dei due atomi di C mentre gli altri 2 legami del triplo legame derivano dalle interazioni degli orbitali 2p dei due atomi di C.
In questo modo si ottiene l’acetilene:
Gli orbitali 2p in verde essendo orientati nella stessa direzione interagiscono a formare un legame, questo legame è identico a quello visto per gli orbitali 2p nell’ibridazione sp2. Stessa cosa la fanno anche gli orbitali 2p colorati in blu scuro. In questo modo osserviamo che il triplo legame in realtà è fatto da 2 legami identici, i π, e da un legame singolo più forte, il σ.
I 2 legami π formano come una guaina di protezione per il legame σ, il quale è circondato dagli elettroni degli altri 2 legami. Questo è un altro motivo del perchè durante una reazione chimica si spezzano prima i legami π, essendo più esterni sono i prima a reagire. Come detto per la sp2, un legame sigma è più forte di un legame pigreco. Complessivamente però abbiamo che un triplo legame è più forte di un doppio legame.
La geometria finale della molecola vede quindi i 4 atomi coinvolti formare dei legami dove agli atomi sono disposti in linea retta, cioè con un angolo da 180° così da minimizzare le interazioni. Come potevamo già immaginarci le rotazioni lungo un triplo legame sono proibite, la rotazione potrebbe avvenire soltanto se si spezzano i 2 legami π.
Per concludere possiamo dire che tutti i Carboni che presentano un triplo legame sono ibridati sp, sono lineari e presentano un angolo di 180°. Quando dentro una molecola vediamo un legame C≡C ci troviamo davanti alla classe di composti chiamati ALCHINI. Sono possibili anche tripli legami con atomi diversi da C, per esempio esistono legami del tipo C≡N, N≡N, ecc…
RIASSUMENDO
In questa tabella sono elencate alcune proprietà dei Carboni ibridati appena viste.
In definitiva questi sono i metodi usati per spiegate la grandissima varietà di composti che il Carbonio riesce a fare, ognuna di queste ibridazioni ha delle proprietà specifiche e riescono a impartire particolari proprietà ai vari composti.
Sapere qual è l’ibridazione di un atomo di Carbonio è indispensabile per un chimico perchè le reazioni che un dato composto riesce a fare sono direttamente riconducibile alla sua ibridazione. Per esempio un carbonio sp3 non potrà mai dare una reazione di addizione, le addizioni invece le osserviamo per i Carboni ibridati sp2 ed sp. Per avere una comprensione approfondita della Chimica Organica è quindi richiesta la conoscenza di quanto detto in questo articolo.
