ORBITA ORBIT LI ALI MOLECOLARI

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1 ORBITALI MOLECOLARI

2 Una molecola è dotata di una serie di orbitali detti orbitali molecolari Gli elettroni risiedono negli orbitali molecolari che, in molti casi, sono distribuiti (delocalizzati) su tutta la molecola

3 Gli OM si possono interpretare come interferenza costruttiva o distruttiva delle funzioni d onda atomiche Comportamento ondulatorio dell elettrone e

4 Interferenza delle onde costruttiva o distruttiva

5 Rafforzamento della probabilità + + Legame + + Antilegame Diminuzione della probabilità

6 Interferenza costruttiva = Orbitale di legame Le funzioni d onda si sommano punto per punto combinazione in fase (somma)

7 Interferenza costruttiva = orbitale di legame La somma si eleva al quadrato: probabilità di trovare l elettrone ψ 2 tot ½(ψ A + ψ B ) 2 A B ψ tot2 = ½ (ψ A + ψ B ) 2 = ½ [ψ A2 + 2(ψ A ψ B ) + ψ B2 ] nella zona internucleare la densità elettronica aumenta di + (ψ A ψ B )

8 Gli atomi ao si muovono o o l uno verso esol altro e le funzioni d onda degli elettroni si sovrappongono con la stessa fase, producendo aumento della densitià elettronica tra i nuclei. L energia del sistema diminuisce.

9 L aumento di densità elettronica tra i nuclei dovuto alla sovrapposizione in fase riduce l entità della repulsione tra le cariche positive. Un OM di legame sarà a più bassa energia (più stabile) rispetto a due atomi di H isolati.

10 Interferenza distruttiva = orbitale di antilegame Le funzioni d onda si sottraggono punto per punto combinazione in opposizione di fase (differenza)

11 Interferenza distruttiva = orbitale di antilegame La differenza si eleva al quadrato: probabilità di trovare l elettrone ψ tot 2 ½ (ψ A - ψ B ) 2 Piano nodale 2 ψ t2 = ½(ψ - 2 tot A ψ B ) = ½ [ψ A2-2(ψ A ψ B ) + ψ B2 ] A B nella zona internucleare la densità elettronica diminuisce di (ψ A ψ B )

12 E n e r g i a σ 1s σ 1s

13 H H o.m. di antilegame Gli orbitali sono di tipo σ: simmetria i cilindrica i intorno all asse internucleare Energia H 1s o.m. di legame H 1s

14 E σ* 1s antilegame legame distanza di legame σ 1s Per l interazione di antilegame l energia aumenta al diminuire della distanza tra i nuclei Per l interazione di legame c è un minimo di energia: la distanza èladistanza di legame, l energia corrispondente è l energia di legame

15 Orbitale molecolare Combinazione degli orbitali atomici. H 2 σ* 1s 1s ΔE* 1s ΔE σ 1s

16 ΔE* > ΔE La destabilizzazione dell orbitale di antilega- me è maggiore della stabilizzazione dell or- bitale di legame Perciò una molecola di He 2 è meno stabile di 2 atomi di He (ossia non si forma)

17 H + H + 2 H 2 σ * 1s σ * 1s 1s 1s 1s 1s σ 1s σ 1s Ordine di legame = 0,5 Ordine di legame = 1

18 He + oh He σ* 1s σ* 1s 1s 1s 1s 1s σ 1s σ 1s Odi Ordine di legame = 05 0,5 Odi Ordine di legame = 0

19 Li Li 2 Li σ* 2s Energ gia 2s σ 2s 2s σ* 1s 1s 1s σ 1s Configurazione elettronica (σ 2 *) 2 2 1s ) (σ 1s (σ 2s )

20 Be Be 2 Be σ* 2s En nergia 2s σ 2s 2s σ* 1s 1s 1s σ 1s

21 Combinazione degli orbitali p (sovrapposizione σ): legame σ + 2p pz + antilegame σ 2pz

22 Combinazione degli orbitali p (sovrapposizione π)

23 σ* * 2p F 2 π* 2p π 2p Configurazione elettronica: (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p *) 4 (π 2p *) 4 σ 2p OL = ( ) = 1 σ* 2s σ 2s

24 σ* * 2p O 2 π* 2p π 2p Configurazione elettronica: (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p *) 4 (π 2p *) 2 σ 2p OL = ( ) = 1 σ* 2s σ 2s

25 Uno dei primi successi della teoria dell orbitale molecolare fu la capacità di spiegare il paramagnetismo di O 2

26 σ* * 2p O - O 2 π* 2p π 2p Configurazione elettronica: (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p *) 4 (π 2p *) 3 σ 2p OL = ( ,5) = 1,5 σ* 2s σ 2s

27 σ* 2p Ne 2 π* 2p π 2p Configurazione elettronica: (σ 2 (σ *) 2 (σ 2 (π *) 4 (π *) 4 (σ *) 2 2s ) 2s 2p ) 2p 2p 2p σ 2p OL = ( ) = 0 σ* 2s σ 2s

28 σ* * 2p F 2 π* 2p π 2p Configurazione elettronica: (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p *) 4 (π 2p *) 4 σ 2p OL = ( ) = 1 σ* 2s σ 2s

29 σ 2p In O 2, F 2, Ne 2 gli orbitali sono sufficientemente separati π 2p σ 2p Interazione 2s-2p π 2p σ 2s Gli orbitali molecolari l σ 2s e σ 2p interagiscono (ovvero si respingono) σ 2s Risultato: si abbassa la energia di σ2s e si innalza quella di σ 2p B 2, C 2, N 2

30 Orbitali Molecolari 2p σ * 2p π* 2p 2p orbitali atomici 2s σ * 2s σ 2p π π 2p 2s orbitali atomici 1s σ 2s 1s σ * 1s σ 1s

31 σ* 2p B 2 π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s

32 σ* 2p C 2 π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s

33 σ* σ 2p π * 2p 2p N N 2 σ 2p π σ* 2s π 2p σ 2s

34 Specie Ordine di Lunghezza di Energia di legame legame/ Å legame/kj mol -1 H 2 + 0, H H 2-0, He * Li Be B C N O O 2 + 2, O 2-1, O F Ne * * Energie dovute alle forze di van der Waals.

35 O 3

36 ibridizzazione sp 2 dell ossigeno centrale orbitale p puro atomo di O ibridizzazione tre orbitali ibridi idi sp 2

37 ibridizzazione sp 2 degli ossigeni terminali orbitale p puro atomo di O ibridizzazione tre orbitali ibridi sp 2

38 Legame π in O 3 si combinano 3 orbitali p = 3 orbitali molecolari π antilegame atomi di O terminali π non legame π legame atomo di O centrale

39 Legame π in O 3 di antilegame π Ener rgia di non legame π di legame π gli elettroni di legame sono liberi di muoversi lungo la molecola = delocalizzazione

40 Benzene C 6 H 6

41 orbitali di antilegame gia Energ orbitali di legame 3 coppie di elettroni

42 B A A B A B B covalente puro Effetto della elettronegatività A ionico