Solución:
Solución 1:
Aquí están las estructuras de resonancia que podemos dibujar para el anión azida.
- La estructura de resonancia A tiene un octeto en cada nitrógeno y solo una unidad de carga formal en cada nitrógeno.
- Las estructuras de resonancia B y C también tienen un octeto alrededor de cada nitrógeno, pero hay una carga formal bastante grande de -2 en uno de los nitrógenos. Una carga tan grande en un átomo pequeño como el nitrógeno hace que las estructuras B y C sean menos favorables y, por lo tanto, esperaríamos que cuenten menos para la representación “verdadera” del anión azida que la estructura de resonancia A
- Las estructuras de resonancia D y E no tienen un octeto alrededor del nitrógeno terminal de enlace simple, estas estructuras de resonancia contarán aún menos. De hecho, dado que el ion azida es lineal y estas dos estructuras de resonancia están dobladas, podemos decir que en realidad no contribuyen a la imagen real del ion azida.
Entonces, si consideramos solo las estructuras de resonancia A y B (C es equivalente a B), podemos ver que el nitrógeno central está $ ce {sp} $ hibridado en ambos casos (como en aleno para A y como en acetileno para B). La hibridación $ ce {sp} $ del nitrógeno central es consistente con la estructura lineal del ion azida.
En A, los nitrógenos terminales pueden estar ambos $ ce {sp ^ 2} $ hibridados; después de todo, el dibujo se parece al doble enlace del etileno. Sin embargo, existen otras opciones. Por ejemplo, ambos nitrógenos podrían ser $ ce {sp} $ hibridados, con un enlace sencillo $ ce {sp} $, un par solitario en un orbital $ ce {sp} $ y el otro par solitario en un $ ce {p} $ orbital (al igual que los 2 pares solitarios del oxígeno en el agua). Sin más datos, no hay forma de saberlo con certeza, pero en una clase introductoria $ ce {sp ^ 2} $ la hibridación sería una respuesta razonable.
En B, el nitrógeno terminal con el triple enlace parece estar $ ce {sp} $ hibridado como en el acetileno. La hibridación del otro nitrógeno terminal en la estructura de resonancia B es una incógnita; hay muchas posibilidades y dado que solo hay un ligando unido (el nitrógeno central), no sabemos en qué dirección apuntan los 2 pares de electrones solitarios. Este nitrógeno podría no estar hibridado, $ ce {sp} $ hibridado, $ ce {sp ^ 2} $ hibridado – de nuevo, simplemente no lo sabemos. Dado que la verdadera hibridación del nitrógeno terminal es una mezcla igual de estas dos hibridaciones (p.ej. una mezcla de B y C), realmente no sabemos cómo se hibridan los nitrógenos terminales en B y C.
En una clase introductoria, la respuesta sería que el nitrógeno central está $ ce {sp} $ hibridado y, dado que la estructura de resonancia A es el principal contribuyente a la resonancia, podríamos decir que el nitrógeno terminal es $ ce {sp ^ 2 } $ hibridado (pero, de la discusión anterior, sabemos que es una simplificación excesiva).
Solucion 2:
Ya lo he dicho un par de veces en nuestro sitio,[1] pero no me canso de repetirlo:
- La hibridación siempre sigue la geometría (espacial) de la molécula, nunca al revés. Como tal, es una forma de interpretar el vínculo, no de predecirlo. A partir de eso, conocer la estructura molecular siempre puede brindarle la capacidad de sugerir un esquema de hibridación.
- Como una regla de oro, átomos terminales (excluyendo hidrógeno) casi siempre (al máximo) aproximadamente sp orbitales híbridos. Si bien se pueden aplicar otros esquemas de hibridación, generalmente no son una buena representación.[2]
- Como otra regla general, cuanto menor sea la mezcla entre los orbitales syp, se describirá (probablemente) más correcta la unión.[3]
- Es probable que cualquier esquema que utilice orbitales d o superior (en la química del grupo principal) esté desactualizado y necesite un enfoque más refinado para la unión.
Usando lo anterior, es bastante simple derivar el esquema de hibridación de todos los átomos. Dado que la molécula es lineal, el nitrógeno central está obligado a tener como máximo orbitales sp. Con la regla general, el nitrógeno terminal también solo tiene orbitales sp. Estos orbitales formarán los enlaces σ y los pares solitarios σ. Los dos orbitales p restantes en cada nitrógeno formarán los enlaces π. Si lo piensas más, la molécula es isoelectrónica con respecto al dióxido de carbono. Ya he escrito sobre la estructura electrónica antes: π Bonding in Carbon Dioxide.
Debido a la alta simetría de la molécula, D∞h, la interpretación automática (con la teoría orbital de enlace natural) de esta situación de enlace es muy difícil. Un análisis de la teoría de resonancia natural en el nivel teórico DF-BP86 / def2-QZVPP nos da las siguientes estructuras: $$ ce { underset {24 %} {[N-N#N]-} <-> underset {49 %} {[N=N=N]^ -} <-> underset {24 %} {[N#N-N]-}} $$
Desafortunadamente, los orbitales híbridos generados no se parecen mucho a lo que esperaríamos, porque también están restringidos a la simetría. (Orbitales ocupados en azul / naranja.) Puede ver que el nitrógeno central básicamente tiene dos pares solitarios, que tienen una ocupación muy baja (1.29 el.), Mientras que el enlace π (antienlazante) está entre el nitrógeno terminal. Una combinación lineal de estos dos conduciría a la imagen de unión esperada. Las combinaciones virtuales del enlace π (rojo / amarillo) por otro lado tienen una ocupación bastante alta (0,71 el.). A menudo, esto es un indicador de que un esquema de hibridación no va a funcionar muy bien. Los efectos de resonancia no se describen muy bien con los orbitales híbridos.
Notas
- Ver por ejemplo:
¿Cuál es la hibridación de átomos de flúor terminales en moléculas como el trifluoruro de boro?
¿Qué es la hibridación de cloro en cloruro de vinilo?
Hibridación de nitrógeno terminal en diazometano - Es muy importante comprender que los átomos nunca se hibridan. (Aunque los químicos orgánicos tienden a usar esta jerga, incluso en los libros de texto). Los orbitales de un átomo se pueden hibridar. La hibridación es solo una forma de ver la situación de la vinculación, es un modelo. Como tal, esta interpretación es correcta, ya sea que su maestro esté de acuerdo o no con ella. No hay forma de probar un esquema de hibridación, solo hay casos en los que una explicación se ajusta mejor a las observaciones experimentales que otra. Por ejemplo, vea a continuación.
- Uno de los ejemplos más populares de aplicación incorrecta de los esquemas de hibridación es el agua. En muchos textos se describe que el oxígeno central tiene (aproximadamente) cuatro sp3 orbitales, lo que esencialmente significa que los pares solitarios son equivalentes. Esta interpretación no está de acuerdo con el espectro de fotoelectrones, que muestra claramente que los pares solitarios no son equivalentes. Para más información sobre esto, me gustaría referirlo al artículo de Michael Laing: “No hay orejas de conejo en el agua. La estructura de la molécula de agua: ¿Qué debemos decirles a los estudiantes?” (J. Chem. Educ. 1987, 64 (2), 124. DOI: 10.1021 / ed064p124).