La struttura di ioni e molecole

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1 La struttura di ioni e molecole Inizialmente: consideriamo atomi che non danno espansione dell ottetto e non ci interessiamo della geometria delle molecole Alcune regole per individuare la posizione degli atomi a) Gli atomi di idrogeno formano un legame e si trovano sempre nelle posizioni terminali (NB: non può raggiungere l ottetto, ma solo 2 elettroni intorno) b) Negli ossoacidi, il non metallo si trova al centro della molecola; in generale l atomo meno elettronegativo è quello centrale. c) Gli atomi di carbonio formano quattro legami. Atomo centrale Esempio C 2 Posizione terminale Quindi il primo passo è individuare la posizione degli atomi nella molecola

2 Secondo passo: determinare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola o nello ione a) Sommare gli elettroni di valenza di ogni atomo b) Per un anione aggiungere un numero di elettroni pari alla carica negativa c) Per un catione sottrarre un numero di elettroni pari alla carica positiva C 2 elett.val.= = 12 (cioè 6 coppie di elettroni!!!)

3 Terzo passo: Porre una coppia di elettroni tra ogni coppia di atomi legati per formare un legame singolo C Tre coppie di elettroni sono state usate per formare tre legami singoli (rimangono 3 coppie)

4 Quarto passo: Usare le coppie elettroniche rimanenti come coppie solitarie intorno a ciascun atomo terminale (con eccezione di ) in modo che ogni atomo terminale sia circondato da 8 elettroni; gli eventuali doppietti rimanenti vanno sull atomo centrale C Quinto passo: Se l atomo centrale ha meno di otto elettroni spostare una o più coppie solitarie a formare legami multipli C Cioè C

5 Altri esempi C 2 C 2 N 3 N

6 Per gli ioni E necessario introdurre il concetto di carica formale (carica che avrebbe ogni atomo se i legami fossero covalenti omeopolari) Carica formale = (è di valenza) [( è liberi + numero legami)] NB:la somma delle cariche formali è uguale alla carica della molecola o dello ione; le strutture corrette sono quelle in cui l atomo più elettronegativo ha carica formale negativa

7 Ione nitrato N 3 - Dal primo al quarto passo come prima successivamente calcolare le cariche formali di tutti gli atomi N -1 Se la carica formale dell atomo centrale è uguale a quella dello ione: K -1 Se è diversa: 1) per gli atomi del secondo periodo un doppietto dell atomo periferico viene posto tra i due atomi per formare un legame (fino a raggiungimento dell ottetto) 2) Per gli atomi del terzo periodo o di periodi successivi, si continua ad aggiungere legami fino a che l atomo centrale raggiunge carica formale nulla

8 Ione solfato S S 0 S cioè S

9 Per gli ossiacidi Prima si stabilisce la struttura dell ossoanione corrispondente -1 2 S 4 S S S Gli ossigeni con carica -1 usano un doppietto per legare +

10 Esercizi (usando le regole empiriche*) 2 C 3 N 2 S 2 S 3 3 P 3 3 P 4 Cl 2 Cl 3 2 S 3 2 S 4 *Nb= valide per un num totale di elettroni pari

11 La struttura del metano C4 C Usando le regole empiriche ma come si spiega considerando la configurazione elettronica esterna?? Dalla configurazione sopra rappresentata il C potrebbe formare due legami Con due, ma così facendo non raggiungerebbe l ottetto ma solo 6 elettroni intorno!

12 Promozione elettroni Si promuove un elettrone s ad un orbitale superiore p Si ottengono quattro orbitali ciascuno contenente un elettrone spaiato A questo punto il C potrebbe formare 4 legami singoli con 4 atomi di, uno con l orbitale s gli altri 3 con gli orbitali p: si formerebbero però legami con lunghezza diversa. Sperimentalmente però è stato osservato che tutti e quattro i legami sono della stessa lunghezza.

13 Ibridazione degli orbitali I quattro orbitali si mescolano tra loro e producono quattro orbitali ibridi identici Il numero degli orbitali ibridi è sempre uguale al numero degli orbitali atomici combinati Il mescolamento di 3 orbitali p ed un orbitale s produce 4 orbitali ibridi (sp 3 )

14 a) 1 orbitale s combinato con 1 orbitale p formano 2 orbitali sp con geometria lineare (angoli 180 ) (rimangono 2 orbitali p non ibridati) b) 1 orbitale s 2 orbitali p formano 3 orbitali sp2 con geometria triangolare (angoli 120 ) (rimane 1 orbitale p non ibridato) c) 1 orbitale s e 3 orbitalip formano 4 orbitali sp3 con geometria tetraedrica (angoli 109,5 )

15

16 VSEPR: forma di molecole e ioni Modello VSEPR (Repulsione delle coppie di elettroni dello strato di valenza) Le coppie di elettroni leganti e non leganti si respingono disponendosi pertanto alla massima distanza possibile.

17 Per stabilire la forma di una molecola si scrive la struttura di Lewis, poi si identifica la disposizione delle coppie di elettroni e dei legami secondo la quale le coppie solitarie si trovano alla massima distanza tra loro rispetto ai legami; si denomina la forma della molecola considerando esclusivamente la posizione degli atomi. C 4 C 4 gruppi elettronici (4 legami) NB: si devono considerare i GRUPPI ELETTRNICI che circondano l atomo centrale: per gruppo elettronico si intende una coppia solitaria o un legame (i legami doppi e tripli vengono considerati come un gruppo)

18 L atomo centrale è ibridizzato sp3d2 promozione sp 3 d 2 ibridazione

19 2 Forma tetraedrica C 2 Forma lineare N 3 - Trigonale planare Qual è quella giusta? - Le strutture di Lewis equivalenti si dicono forme di risonanza - La molecola non oscilla fra le diverse forme - La molecola è intermedia tra le forme

20 Momento dipolare delle molecole lineari

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