Determinación de la estructura del N2O mediante hibridación

Question

He aprendido a determinar la estructura de moléculas en las que sólo el átomo central está hibridado como $\ce{ClF3}$ , $\ce{C2H2}$ , $\ce{PCl5}$ pero en $\ce{N2O}$ parece que tanto el nitrógeno como el oxígeno tienen orbitales híbridos. ¿Cómo puedo encontrar la hibridación de oxígeno y nitrógeno en $\ce{N2O}$ y finalmente determinar su estructura?

Esfuerzo de investigación : He visto algunas conferencias sobre hibridación, pero todas ellas incluían casos en los que sólo el átomo central tenía orbitales híbridos. También leí el tema en mi libro, pero allí tampoco se abordaba esta cuestión.

Answer 1

Normalmente, este problema se aborda desde la otra dirección. Primero hay que encontrar la estructura más probable con el número correcto de enlaces y luego deducir la hibridación. Así funciona también en química cuántica: la hibridación se deduce de la geometría, no al revés.

Si intenta escribir la estructura de $\ce{N2O}$ debería obtener dos estructuras iguales; se trata de estructuras mesoméricas, como se indica en la etiqueta spoiler de abajo.

$$\ce{\overset{-}{N}=\overset{+}{N}=O <-> N#\overset{+}{N}-\overset{-}{O}}$$

A partir de aquí, podemos deducir la hibridación más probable que dará lugar a una molécula lineal. El átomo central de una molécula lineal suele presentar dos $\mathrm{sp}$ orbitales híbridos y dos no híbridos $\mathrm p$ orbitales.

¿Y los átomos exteriores? No podemos asegurarlo porque no tenemos suficiente información geométrica. Por el tipo de enlace, podemos decir que necesitamos dos átomos no hibridados. $\mathrm p$ en los átomos extremos (¡recordemos que las orientaciones de los dobles enlaces son equivalentes!) pero no sabemos si es una mejor descripción que los otros dos orbitales sean vistos como $\mathrm s$ y $\mathrm p$ o dos $\mathrm{sp}$ híbridos. En estos casos, me inclinaría por "no hibridizado" hasta que un resultado experimental o de cálculo me demuestre lo contrario.

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Una vez hecho esto, podemos mirar atrás y darnos cuenta de que podríamos haber determinado la estructura a priori así a partir de las reglas generales; sólo habríamos tenido que ignorar los átomos exteriores y discutir la hibridación sólo para el átomo central. De hecho, ignorar la hibridación de los átomos terminales lleva muy lejos incluso en la teoría simplificada que pone la hibridación en primer lugar (y es prácticamente errónea).

Answer 2

Para ello, deberás seguir los pasos indicados por R_Berger en los comentarios. Utilizaré $\ce{CO2}$ como ejemplo.

1. Dibuja un diagrama de Lewis.

2. Observa el enlace y los pares solitarios de cada átomo.

El carbono tiene 2 dobles enlaces, es decir, 2 $\times \ \sigma$ bonos y 2 $\times \ \pi$ bonos. Por lo tanto, tiene sp hibridación (2 $\times$ sp y 2 $\times$ p orbitales)

Cada oxígeno tiene 1 doble enlace y 2 pares solitarios, lo que significa que 1 $\times \ \pi$ bono y 3 $\times \ \sigma$ enlaces (en realidad 1 enlace y 2 orbitales con pares solitarios). Por lo tanto son sp 2 hibridación. (3 $\times$ sp 2 y 1 $\times$ p orbital)

3. Determinar la forma

Esto puede hacerse directamente a partir del diagrama de Lewis utilizando la teoría VSEPR. Sin embargo, sólo tenemos que tener en cuenta el átomo central, ¡ya que es ahí donde estarán los ángulos de enlace! (Se necesitan dos enlaces para medir un ángulo...).

Así que para el dióxido de carbono, tenemos sp hibridación en el átomo central (o dos zonas de densidad electrónica sin pares solitarios), por lo que la forma será lineal.

Aparte : Probablemente ya estabas bien con la parte de determinar la hibridación. Sólo tienes que utilizar las mismas reglas para los átomos exteriores.

Answer 3

Según la teoría de la hibridación, los estados de hibridación de los átomos son $\mathrm{sp}$ , $\mathrm{sp}$ y $\mathrm{sp^3}$ para los átomos N, N y O, que están conectados entre sí en este orden:

Convencionalmente, como sugieren la mayoría de los libros de texto, los estados de hibridación se derivan de la geometría electrónica de los átomos (es decir, de cómo están dispuestas las regiones de densidad electrónica alrededor de los átomos). Para 2 regiones de densidad electrónica, se trata de una hibridación esp. Para 3 regiones de densidad electrónica, es $\mathrm{sp^2}$ -hibridado. Para 4 regiones de densidad electrónica, es $\mathrm{sp^3}$ -hibridado, etc.

A partir de la estructura de Lewis que he dibujado, podemos derivar los resultados como tales.