= GEOMETRIA MOLECOLARE. (numero di legami) + (angolo di legame) = geometria. V.S.E.P.R.: Valence Shell Electron Pair Repulsion

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1 GEOMETRIA MOLECOLARE I legami covalenti sono direzionali I metodi sperimentali moderni permettono di conoscere sia la DISTANZA di legame (d) che l ANGOLO di legame (α), quindi una buona teoria del legame deve saper prevedere sia d che α, in accordo con i dati sperimentali. B d A α d C GEOMETRIA MOLECOLARE a) V.S.E.P.R. (semplice, si basa su considerazioni elettrostatiche). b) ORBITALI IBRIDI (rigorosa: si basa sulla meccanica ondulatoria). TEORIA DI LEWIS + V.S.E.P.R. = GEOMETRIA MOLECOLARE (numero di legami) + (angolo di legame) = geometria V.S.E.P.R.: Valence Shell Electron Pair Repulsion Un atomo ha una distribuzione di carica elettronica approssimativamente sferica, ma quando entra a far parte di un legame, RIDISTRIBUISCE la sua densità di carica sferica in definite direzioni dello spazio, che sono le direzioni dei legami. Queste zone si dispongono alla massima distanza possibile (maggior angolo di legame possibile) per effetto della repulsione. Infatti, le coppie coinvolte nel legame covalente (COPPIE DI LEGAME: CL) e le coppie di non legame (COPPIE SOLITARIE: CS) sono zone dello spazio ad ALTA DENSITÀ DI CARICA NEGATIVA. Quindi, la geometria dei legami attorno ad un atomo centrale dipende dal numero di CL e dal numero di CS, ovvero dalle coppie totali di elettroni intorno ad un atomo (CL + CS) che si dispongono nello spazio il più lontano possibile.

2 V.S.E.P.R. (repulsione delle coppie elettroniche di valenza) modello per predire la geometria delle molecole L elettrostatica insegna che CARICHE UGUALI, libere di muoversi su una sfera, e vincolate al centro della sfera, si dispongono in modo da minimizzare la loro repulsione, alla DISTANZA MASSIMA. 2 cariche uguali α = cariche uguali α = cariche uguali α = cariche uguali α = cariche uguali α = 90 Applichiamo questo modello elettrostatico all atomo, quando entra a far parte di un legame con n atomi a dare la molecola. La simmetria sferica delle cariche negative risulta ridistribuita nella direzione dei legami. In che modo? CL (coppie di legame) e CS (coppie solitarie), che sono zone nello spazio ad alta densità di carica negativa, si dispongono in modo da essere il più distante possibile le une dalle altre.

3 ATOMI CENTRALI CON SOLTANTO COPPIE DI LEGAME (CL) (caso più semplice del metodo VSEPR: cariche elettriche uguali) CH 4 (metano) TETRAEDRICO

4 ATOMI CENTRALI CON COPPIE DI LEGAME (CL) E COPPIE SOLITARIE (CS)

5 LEGAMI MULTIPLI E GEOMETRIA MOLECOLARE Le coppie di elettroni in un legame multiplo (doppio legame o triplo legame) occupano UNA SOLA DIREZIONE nello spazio e quindi, al fine della geometria della molecola, si comportano come un legame singolo. O=C=O CO 2 : LINEARE S O O SO 2 : ANGOLARE O O S O SO 3 : TRIGONALE MOLECOLE POLARITÀ Nota la GEOMETRIA della molecola si può stabilire qualitativamente la sua POLARITÀ. Molecole biatomiche A-A (H 2, O 2, N 2 Cl 2 ) NON POLARE (μ = 0) A-B (HCl, HBr, HI) POLARE (% ionica nel legame: μ 0) μ TOT = μdei singoli legami Molecole poliatomiche Es: O=C=O μ = 0 NON POLARE H-C N μ 0 POLARE

6 MOLECOLE POLARI Una molecola perfettamente simmetrica, sia nella sua geometria che nella distribuzione degli atomi presenta un momento di dipolo nullo. Quando la simmetria è rotta per la presenza di atomi con differente elettronegatività distribuiti in modo non simmetrico, il momento di dipolo è diverso da zero. μ = 0 μ = 0

7 MOLECOLE POLARI

8 CONCLUSIONI Da LEWIS (n di legami) + V.S.E.P.R. (angolo di legame) si risale alla GEOMETRIA MOLECOLARE Dalla GEOMETRIA MOLECOLARE si può prevedere la POLARITÀ della molecola (μ = 0 o μ 0) Dalla POLARITÀ delle molecole dipendono le FORZE INTERMOLECOLARI (di natura elettrostatica) che determinano sia le PROPRIETÀ FISICHE che lo STATO DI AGGREGAZIONE. STATO DI AGGREGAZIONE Solido Liquido Gassoso PROPRIETÀ FISICHE T di fusione T di ebollizione T liquefazione QUINDI, STUDIANDO LE MOLECOLE (MICRO) SI CAPISCONO LE PROPRIETÀ MACRO, VISIBILI (STATO AGGREGAZIONE) E MISURABILI (T eb, T fus, etc.) N.B.: QUANTO MAGGIORE È μ DI UNA MOLECOLA TANTO MAGGIORI SONO LE FORZE DI ATTRAZIONE FRA LE MOLECOLE E TANTO MAGGIORI SARANNO: T fus SE SOLIDO T eb SE LIQUIDO T liq. SE GAS