Orbitali e Legami

📚 Orbitali atomici, ibridazione e tipi di legame (lezione di chimica: carbonio e legami covalenti)

🏛 Context & Background

La lezione introduce i concetti fondamentali di orbital atomico, ibridazione degli orbitali (in particolare lo sp3 del carbonio) e la natura dei legami covalenti (sigma e pi). Questi argomenti spiegano come il carbonio possa formare quattro legami equivalenti e costituiscono le basi per comprendere la struttura geometrica e la reattività delle molecole organiche.

🔑 Key Concepts & Developments

✨ Definizione di orbitale atomico
Un orbitale atomico è una regione nello spazio attorno al nucleo in cui la probabilità di trovare un elettrone è elevata. Gli orbitali sono descritti dai numeri quantici (n, l, m) e hanno forme caratteristiche: gli orbitali s sono sferici, gli orbitali p hanno forma di doppio lobo (a manubrio).

🔄 Ibridazione degli orbitali (concetto generale)
L'ibridazione è il processo teorico per cui orbitali atomici (per esempio uno s e tre p) si combinano per formare nuovi orbitali equivalenti (per esempio quattro sp3). Questi orbitali ibridi hanno la stessa energia, forma e orientazione spaziale adeguata ai legami che la molecola forma.

🧪 Eccitazione elettronica e formazione di quattro legami nel carbonio
La configurazione fondamentale del carbonio (Z = 6) è 1s2 2s2 2p2. Per spiegare i quattro legami covalenti (es. in CH4) si introduce il concetto di eccitazione elettronica: un elettrone passa dall’orbitale 2s al 2p dando 4 elettroni spaiati. Successivamente gli orbitali 2s e 2p si ibridano in quattro orbitali equivalenti sp3 che permettono la formazione di quattro legami sigma.

σ (sigma) e π (pi) — natura dei legami covalenti
- Il legame sigma (σ) nasce da una sovrapposizione assiale diretta di orbitali (es. s–s, s–p, p–p lungo l’asse internucleare). È il primo legame formato tra due atomi e permette libera rotazione attorno all’asse (se non vincolata da altri legami).
- Il legame pi (π) è dovuto a una sovrapposizione laterale di orbitali p che si trovano sopra e sotto l’asse della molecola; si forma solo dopo il legame σ e conferisce densità elettronica lateralmente rispetto all’asse di legame. I legami π limitano la rotazione attorno al doppio legame.
- Un singolo legame = 1 σ; un doppio legame = 1 σ + 1 π; un triplo legame = 1 σ + 2 π.

📐 Geometrie associate alle ibridazioni principali
- sp3: quattro orbitali equivalenti, geometria tetraedrica, angolo ~109.5° (es. CH4).
- sp2: tre orbitali ibridi, geometria trigonale planare, angolo ~120° (es. C=C in etene: ogni C ha uno sp2 che forma σ; il p rimanente forma il π).
- sp: due orbitali ibridi, geometria lineare, angolo 180° (es. acetilene C≡C).

🖼️ Notable Works / Figures

Esempio pratico: Metano (CH4)
Il carbonio è ibridato sp3: quattro orbitali sp3 equivalenti formano quattro legami σ con quattro atomi di idrogeno; geometria tetraedrica.

Esempio pratico: Etene (C2H4)
Ogni carbonio è ibridato sp2: tre orbitali sp2 formano tre σ (due con H e uno con l’altro C); il quarto orbitale p non ibridato forma il legame π tra i due carboni -> doppio legame = σ + π.

Esempio pratico: Acetilene (C2H2)
Ogni carbonio è ibridato sp: uno σ tra i carboni e due π (dovute ai due set di orbitali p perpendicolari) -> triplo legame = 1 σ + 2 π.

📖 Supporting Details

Termini tecnici: orbitale, numeri quantici (n, l, m), elettrone spaiato, eccitazione elettronica, ibridazione (sp3, sp2, sp), legame sigma (σ), legame pi (π), sovrapposizione assiale, sovrapposizione laterale, geometria tetraedrica / trigonale planare / lineare, angoli di legame.
Processo per il carbonio che forma quattro legami: configurazione fondamentale 2s2 2p2 → eccitazione 2s1 2p3 → ibridazione sp3 → quattro orbitali equivalenti sp3 → formazione di quattro legami σ.
Caratteristiche degli orbitali ibridi sp3: stessa energia, stessa forma, stesso volume (cioè equivalenti) e orientati tetraedricamente.
Il primo legame formato tra due atomi è il σ (legame “primario”/longitudinale); i legami π sono legami laterali e non costituiscono il primo contatto diretto tra nuclei.
Implicazioni strutturali: la presenza di legami π rende la rotazione attorno al legame restritta; i legami σ sono più forti e permettono maggiore libertà di rotazione se non affiancati da π.

🧩 Connections & Consequences

Come si inserisce nel quadro più ampio: la comprensione di orbitali e ibridazione è fondamentale per spiegare la forma molecolare, la polarità, la reattività e le proprietà fisiche delle molecole organiche; è ponte tra la chimica atomica e la chimica organica strutturale.
Perché importa: permette di prevedere la struttura tridimensionale (es. proprietà stereochimiche), interpretare spettroscopie e razionalizzare meccanismi di reazione (p.es. addizioni a doppi legami, isomerie).
Collegamenti a altri argomenti: configurazioni elettroniche atomiche, principi quantistici dei numeri quantici, orbitali molecolari (MO theory) che estendono e completano il modello di legame localizzato (σ/π), e chimica organica (funzionalità, isomeria, stereochimica).