Formule di Lewis e regola dell ottetto

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1 Formule di Lewis e regola dell ottetto Lewis si accorse che: Qualcosa di unico nelle configurazioni elettroniche dei gas nobili è responsabile della loro inerzia; gli atomi degli altri elementi si combinano tra loro per raggiungere le configurazioni elettroniche dei gas nobili. Teoria di Lewis 1. Gli elettroni (specie quelli del livello elettronico esterno o di valenza) giocano un ruolo fondamentale nel legame chimico 2. In alcuni casi gli elettroni vengono trasferiti da un atomo ad un altro. Si formano ioni positivi e negativi che si attraggono (forze elettrostatiche): legami ionici 3. Inalcunicasidueopiùcoppiedielettronivengonocondivisetragliatomi; questa condivisione è detta legame covalente 4. Gli elettroni vengono trasferiti o condivisi in modo tale che ogni atomo acquisti una configurazione elettronica stabile o ottetto. 1

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12 Cl-Cl O=O N N ordine di legame=1 (legame singolo) ordine di legame=2 (legame singolo) ordine di legame=3 (legame singolo) L ordine di legame aumenta di 0.5 unità per ogni e - di legame in più. L ordine di legame può avere anche valori non interi 12

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21 Finora abbiamo utilizzato le formule di Lewis solo per composti contenenti legami covalenti(puri o polari). Nel caso di composti ionici si può comunque dire che la regola dell ottetto(gas nobile) è verificata? Na + Cl Simboli di Lewis [Na] + [ Cl ] - Struttura di Lewis Con la perdita di un e - il sodio assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo precede [Ne] Con l acquisto di un e - il cloro assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue [Ar] 21

22 Elettronegatività e polarità dei legami O 2 Atomi uguali HCl NaCl Uguale elettronegatività LEGAME COVALENTE PURO Atomi diversi Diversa elettronegatività LEGAME COVALENTE POLARE Atomi diversi Elettronegatività MOLTO DIVERSA Differenza di elett tronegatività Polarità del llegame LEGAME IONICO 22

23 VSEPR Le formule di Lewis servono per tenere la contabilità degli elettroni di valenza in semplici molecole, ma non sono in grado di dire assolutamente nulla sulla forma delle molecole, cioè su come gli atomi costituenti una molecola sono disposti nello spazio. Una teoria in grado di prevedere la geometria di semplici molecole è la cosiddetta teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Anche questa teoria, come il metodo di Lewis, è estremamente semplice: ciò spiegadaunlatolasuapopolaritàeutilità,dall'altroisuoilimiti. Il concetto di base della teoria VSEPR è il seguente: in una molecola costituita da un atomo centrale legato ad altri atomi terminali, le coppie elettroniche attorno all'atomo centrale (sia le coppie di legame che quelle di non legame) tendono a respingersi e quindi si dispongono in modo tale da rendere minima questa repulsione. 23

24 Per molecole del tipo AX n (con A atomo centrale, X atomo terminale, n chevada2a6)ilcasopiùsemplicesipresentaquandononsonopresenti coppie di elettroni solitarie(o elettroni di non legame) AX 2 (2 coppie di elettroni): LINEARE AX 3 (3 coppie di elettroni): TRIGONALE PLANARE AX 4 (4 coppie di elettroni): TETRAEDRICA AX 5 (5 coppie di elettroni): TRIGONALE BIPIRAMIDALE AX 6 (6 coppie di elettroni): OTTAEDRICA AX 6 AX 5 AX 3 AX 4 24

25 Esecisonoanchecoppiedielettronisolitarie(indicateconE)? qualitativamente la presenza di una coppia di elettroni solitari ha effetti analoghi a quelli delle coppie di legame quantitativamente, però, la repulsione da essa esercitata è maggiore in quanto è localizzata solo sull atomo centrale(la nuvola elettronica del doppietto solitario è più espansa di quella di un doppietto di legame: di conseguenza il suo effetto repulsivo sulle nuvole elettroniche circostanti è maggiore di quello esercitato da un doppietto di legame) Quindi, quando confrontiamo le molecole: CH 4 (AX 4,4coppiedielettroni,tuttedilegame) NH 3 (AX 3 E,4coppiedielettroni,3dilegame+1dinonlegame) OH 2 (AX 2 E 2,4coppiedielettroni,2dilegame+2dinonlegame) CH 4 :4coppiedielettroniequivalentichepuntanoversoiverticidiuntetraedro NH 3 :4coppiedielettroni nonequivalenti tetraedrodistorto OH 2 :4coppiedielettroni nonequivalenti tetraedrodistorto 25

26 A = atomo centrale X = atomo (o gruppo di atomi) terminale legato all atomo centrale E = coppia solitaria di elettroni tetraedro ideale : angoli di legame tutti di tetraedro distorto: angoli di legame < per NH per H 2 O 26

27 e in generale? O siamo in una delle situazioni ideali AX 2, AX 3, AX 4, AX 5, AX 6, o in situazioni che possono essere viste come distorsioni dall idealità rispetto a queste n totale di coppie di e - geometria ideale di riferimento n di coppie solitarie notazione VSEPR geometria molecolare angolo di legame esempio < 27

28 n totale di coppie di e - geometria ideale di riferimento n di coppie solitarie notazione VSEPR geometria molecolare angolo di legame esempio < < 28

29 n totale di coppie di e - geometria ideale di riferimento n di coppie solitarie notazione VSEPR geometria molecolare angolo di legame esempio < < < 29

30 n totale di coppie di e - geometria ideale di riferimento n di coppie solitarie notazione VSEPR geometria molecolare angolo di legame esempio < 30

31 Partendo dalle formule di Lewis e utilizzando il metodo VSEPR siamo adesso in grado di prevedere la struttura di una molecola o di uno ione ad esempio: 31

32 ESEMPIO: PREVEDERE LA GEOMETRIA DELL ANIONE ICl 4 - Stadio 1: Scrivere la struttura di Lewis plausibile; Quantielettronicisono?1x7(daI)+4x7(daCl)+1(caricanegativa)=36 Per fornire a tutti gli atomi gli ottetti e unire i 4 Cl all atomo centrale servono 32 elettroni: Cl Cl I Cl Cl - Sistemiamo le altre due coppie intorno all atomo centrale Cl Cl I Cl Cl - Stadio 2: Attorno all atomo di I ci sono sei coppie di elettroni: quattro di legame e due coppie solitarie. Stadio 3: La geometria ideale di riferimento delle sei coppie è ottaedrica. Stadio4:L anioneèditipoax 4 E 2 =PLANAREQUADRATA. 32

33 E si ci sono strutture con doppi legami? Visto che la nuvola elettronica di un doppio legame è più espansa di quella di un legame singolo, il suo effetto può essere approssimativamente paragonato a quello di una coppia solitaria PREVEDERE LA GEOMETRIA MOLECOLARE DELLA FORMALDEIDE, H 2 CO La geometria di riferimento è sempre la trigonale planare (dall atomo centrale partono legami in 3 direzioni!), ma rispetto al caso ideale ci saranno distorsioni dovute al maggior effetto repulsivo del doppio legame H 118 (<120 ) H C 121 (>120 ) O 33

34 Molecolari polari e molecole apolari Il metodo VSEPR permette anche di stabilire se una certa molecola è polareomeno.attenzione:seilegamidiunamolecolasonopolari,nonè detto che anche la molecola lo sia!!! 34

35 La teoria del legame di valenza (VB) La teoria di Lewis considera gli elettroni di valenza degli atomi che formano legami, ma prescinde totalmente dal fatto che tali elettroni sono descritti da orbitali atomici. La teoria del legame di valenza (Valence Bond, VB) integra il modello di Lewis nell'ambito della meccanica quantistica, mettendo in relazione il legame fra due atomi con gli orbitali atomici che descrivono gli elettroni implicati nel legame stesso Ciò che nella teoria di Lewis è descritto come condivisione di una coppia di elettroni, nella teoria del legame di valenza diventa sovrapposizione di opportuni orbitali atomici. La conseguenza è sempre la stessa: un aumento della densità elettronica fra i nuclei dei due atomi che si legano, con conseguente abbassamento dell'energia del sistema. 35

36 La teoria del legame di valenza I postulati fondamentali della teoria del legame di valenza: Il legame fra due atomi si realizza mediante sovrapposizione di due opportuni orbitali atomici, uno per ciascun atomo. Nella maggioranza dei casi, si può assumere che i due orbitali che si sovrappongono per formare il cosiddetto orbitale di legame siano semioccupati, cioè contengano un elettrone ciascuno. Questo è in accordo con la teoria di Lewis seconda la quale ogni legame covalente si forma grazie al contributo di due atomi, ciascuno dei quali apporta un elettrone. Nell'orbitale di legame che si viene a formare si vengono così a trovare due elettroni con spin antiparallelo. Esempio: la formazione del legame H-H in H 2 viene descritta mediante la sovrapposizione dei due orbitali atomici 1s semioccupati su ciascun atomo di idrogeno. H H 36

37 Ibridizzazione degli orbitali atomici CONSIDERIAMO IL CARBONIO, numero atomico 6 Carbonio con 2 legami? Il carbonio forma 4 legami promozione Carbonio con 4 legami, tre uguali e uno diverso? Il carbonio nel metano, CH 4, forma 4 legami UGUALI I tre orbitali p del C si mescolano con l orbitale s per dare 4 orbitali ibridi sp 3. Questo fenomeno è noto come ibridizzazione 37

38 Ibridizzazionesp 3 degli orbitali atomici: il metano, l ammonica Il metano CH 4 L ibridizzazionesp 3 corrisponde alla geometria tetraedrica L ammoniaca NH 3 38

39 Ibridazione (o ibridizzazione) di orbitali L'ibridazione degli orbitali è introdotta nella teoria VB per rendere conto delle geometrie molecolari sperimentalmente osservate e non riconducibili allasemplicesovrapposizionediorbitaliatomiciditipos,pod.adesempio,la struttura del metano CH 4 è di tipo tetraedrico con quattro legami C-H equivalenti. Tale struttura non può essere ottenuta in alcun modo per sovrapposizione degli orbitali 2s e/o 2p dell'atomo di carbonio con gli orbitali 1s degli atomi di idrogeno. Si ammette allora che, prima della sovrapposizione con gli orbitali atomici di un altro atomo, gli orbitali atomici di un dato atomo (in questo caso C) possano essere combinati tra loro per dare origine a cosiddetti orbitali ibridi. L'orientazione degli orbitali ibridi che si ottengono in tal modo dipende dal tipo e dal numero degli orbitali atomici combinati, mentre il numero di orbitali ibridi è sempre uguale al numero totale di orbitali atomici che sono stati combinati. 39

40 dan orbitali atomici a n orbitali ibridi 1 orbitale s + 1 orbitale p 2 orbitali sp 1 orbitale s + 2 orbitale p 3 orbitali sp 2 1 orbitale s + 3 orbitale p 4 orbitali sp 3 Per gli orbitali ibridi spe sp 2 che fine hanno fatto gli orbitali p non utilizzati nell ibridizzazione? 40

41 Ibridizzazionesp 2 degli orbitali atomici: i composti del boro Il boro ha quattro orbitali e solo tre elettroni nel guscio di valenza. Per la maggior parte dei composti lo schema di ibridizzazione più adatto prevede la combinazione dell orbitale 2s con due orbitali 2p per dare tre ORBITALI IBRIDI sp 2, lasciando un orbitale p vuoto e non ibridizzato L ibridizzazione corrisponde alla geometria trigonaleplanarecon angoli di legame di

42 Ibridizzazione sp degli orbitali atomici: composti del berillio Ilberilliohaquattroorbitaliesolodueelettroninelgusciodivalenza.Perlamaggior parte dei composti lo schema di ibridizzazione più adatto per alcuni composti gassosi (BeCl 2 ) prevede la combinazione dell orbitale 2s con un orbitale 2p per dare due ORBITALI IBRIDI sp, lasciando due orbitali p vuoti e non ibridizzati L ibridizzazione sp corrisponde alla geometria lineare 42

43 Ibridizzazionisp 3 d ed sp 3 d 2 riassumendo: 43

44 Legami sigma (σ)e pi greco (π)nell etilene (C 2 H 4 ) Gli orbitali in violetto sono ibridi sp 2, quelli blu orbitali 2p. Gli orbitali ibridi sp 2 si sovrappongono lungo la linea che collega gli atomi legati (legami sigma). Gli orbitali 2p si sovrappongono di lato formando il legame pi greco. 44

45 Legami sigma (σ)e pi greco (π)nell acetilene (C 2 H 2 ) Uno scheletro di legami sigma collega gli atomi H-C-C-H con un orbitale 1s degli atomi H e gli orbitali spdegli atomi C. Ci sono due legami pi greco. Ogni legame π consiste di due segmenti paralleli a forma di sigaro. I quattro segmenti in realtà si fondono dando un guscio cilindrico cavo che circonda l asse del legame C-C 45

46 Legami sigma (σ)e pi greco (π)nella formaldeide (H 2 CO) Scriviamo la formula di Lewis e applichiamo il metodo VSEPR: la geometria ideale di riferimento è trigonale planare Gli orbitali compatibili con questa geometria sono, per C, gli ibridi sp 2 rimane un orbitale p semipieno che può interagire con l orbitale p semipieno di O per dare un legameπ.glisp 2 dannolegamiconidue1sdiheilpdio. Si usa il gruppo di orbitali sp 2 + p per l atomo di C, gli orbitali 1s per H e due orbitali semipieni 2p per O. Utilizzando questi orbitali descriviamo con ottima approssimazione quella che è la geometria della molecola 46

47 Legami sigma (σ) e pi greco (π) nell acido formico (HCOOH) 1. ContiamotregruppidielettroniattornoalC,dueneilegamisingoliC-HeC-O,euno nel doppio legame C=O: la geometria di riferimento attorno a C è trigonale planare 2. Contiamo quattro gruppi di elettroni attorno all O in basso, due nei legami singoli O- C e O-H e due come coppie solitarie; la geometria di riferimento attorno a O è tetraedrica 3. Gli orbitali compatibili con questa geometria sono, per C, gli ibridi sp 2 rimane un orbitale p semipieno che può interagire con l orbitale p semipieno di O per dare un legameπ.glisp 2 dannolegamiconl 1sdiH,con il2p dell Oinaltoecon l sp 3 dell O in basso. 4. Gli orbitali compatibili con questa geometria sono, per O, gli ibridi sp 3. Due degli sp 3 danno legami σ con l 1s di H e l sp 2 di C; gli altri due ospitano due doppietti non condivisi. Per la formazione dei legami covalenti si usa: -il gruppo di orbitali sp 2 + p per l atomo di C; -gli orbitali 1s per H; -due orbitali 2p per O in alto; -due orbitali sp 3 per l O in basso. 47