STRUTTURA E FORMA DELLE MOLECOLE

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1 Ricapitolando Z numero atomico = n. di protoni A numero di massa = n. di protoni n. di neutroni 1 UMA = 1/12 x g = g = 1/12 massa 12C PA peso atomico massa media degli atomi contenuti in un campione naturale (UMA) MOLE numero di atomi contenuti in 12 g di carbonio 12 NA= 6, numero di Avogadro atomi contenuti in una mole Massa molare: massa di una mole (equivale numericamente al PA ma è espressa in g/mol) N. moli = massa / massa molare PM peso molecolare e massa molare PE o peso equivalente: quantità in grammi dell elemento in questione che reagisce con un 1 g di H

2 STRUTTURA E FORMA DELLE MOLECOLE

3 Strutture di Lewis Gli atomi di idrogeno si trovano sempre nelle posizioni terminali Gli atomi di carbonio formano quattro legami Negli acidi inorganici ossigenati il non metallo si trova al centro circondato dagli atomi di ossigeno ai quali sono legati quelli di idrogeno

4 Strutture di Lewis Sommare gli elettroni di valenza di tutti gli atomi (ogni elemento dei gruppi principali fornisce tanti elettroni pari al numero del suo gruppo). Aggiungere un elettrone per ogni carica negativa e sottrarlo per ogni carica positiva Calcolare il numero totale di elettroni necessario perché ogni atomo abbia un ottetto completo e gli atomi di idrogeno un doppietto. La differenza tra questo numero ed il numero totale di elettroni di valenza costituisce il numero delle coppie elettroniche di legame Unire gli atomi della molecola con legami semplici. Le coppie elettroniche in esubero possono essere usate per formare doppi o tripli legami Disporre i rimanenti elettroni come coppie solitarie sui vari atomi in modo da soddisfare la regola dell ottetto. HCN 10 el. Valenza. 18 elettroni necessari a completare gli strati di valenza 18 10=8 elettroni coinvolti nei legami equivalenti a 4 coppie elettroniche

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9 Carica formale In alcuni casi è possibile disegnare diverse strutture di Lewis per una molecola Si calcola la carica formale: carica che avrebbe ogni atomo se i legami fossero covalenti omeopolari Tutti gli elettroni non condivisi si assegnano all atomo dove si trovano Gli elettroni di legame si dividono equamente La carica formale è uguale al numero di elettroni di valenza meno gli elettroni della strutture di Lewis considarata Le strutture corrette sono quelle con la carica formale minore e con le cariche negative sugli atomi più elettronegativi

10 FORMA DELLE 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

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12 FORMA DELLE MOLECOLE E IONI 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. Le coppie solitarie distorcono la molecola per attenuare la repulsione tra coppie solitarie e coppie leganti

13 Forma delle molecole e degli ioni modello della repulsione tra coppie elettroniche dello strato di valenza Per descrivere la forma delle molecole si utilizzano gli angoli di legame. Le regioni ad elevata concentrazione elettronica si respingono a vicenda BF3, BeCl2, CO2, CH4, PCl5, SF6, CO3 2 C2H4, C2H2, NO3, SO3, NO2, NF3, SO3 2,NH3 Le coppie leganti e quelle solitarie assumono posizioni che rendono massima la distanza reciproca

14 Forma delle molecole e degli ioni Le coppie elettroniche dei legami multipli si trattano alla stregua di singole unità equivalenti a una coppia di elettroni Se l atomo centrale di una molecola possiede coppie solitarie o elettroni spaiati, questi elettroni concorrono a determinare la disposizione degli elettroni dalla quale scaturisce la forma della molecola, ma vanno ignorati al momento di denominare la forma stessa

15 CH4 8 ev, C al centro, 4 legami, no coppie solitarie Forma geometrica:tetraedro

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18 Momento dipolare o polarità del legame chimico

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20 Ibridazione teoria degli orbitali molecolari

21 1927: Avvento della MECCANICA ONDULATORIA: Per descrivere il comportamento degli elettroni in una molecola è possibile risolvere equazioni di Schrodinger complesse le cui soluzioni possono essere ottenute applicando due tipi di approssimazione: 1. TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA 2. TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

22 TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VALENCE BOND: VB) Inizialmente applicata all H2, molecola più semplice: Il legame covalente tra i due atomi di H consiste nella sovrapposizione di due orbitali atomici occupati da elettroni singoli aventi spin antiparalleli. QUINDI condizione fondamentale per la formazione di legami covalenti è che gli atomi possiedano elettroni spaiati.

23 Il legame tra due atomi è tanto più forte quanto maggiore è la sovrapposizione degli orbitali atomici 1. Combinazione di due orbitali di tipo s o di tipo px: la sovrapposizione avviene lungo l asse che congiunge i due nuclei e la densità elettronica risulta massima nella regione internucleare: LEGAME SIGMA 2. Combinazione di due orbitali py o pz: la sovrapposizione dei due orbitali avviene su zone che si trovano rispettivamente sopra o sotto la congiunzione dei due nuclei: LEGAME PIGRECO Il legame sigma è sempre più forte di un legame pigreco

24 Molecole i cui atomi sono legati tramite legami singoli o semplici, possiedono solo legami sigma Molecole i cui atomi sono legati tramite legami multipli (doppi o tripli legami), possiedono sempre e solo un legame sigma mentre gli altri sono pigreco

25 Teoria del legame di valenza I legami semplici sono legami σ I legami doppi sono un legame σ e un legame π I legami tripli sono un legame σ e due legami π Nell applicare la teoria del legame di valenza identificate gli orbitali atomici dello strato di valenza che contengono elettroni spaiati, poi fate appaiare questi elettroni e sovrapporre gli orbitali atomici da essi occupati, fronte e fronte per formare legami σ o di fianco per formare legami π

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33 Ibridizzazione Spiega il legame nelle molecole poliatomiche come il metano Si promuove un elettrone s ad un orbitale superiore p Si ottengono quattro orbitali ciascuno contenente un elettrone spaiato Come le onde d acqua i quattro orbitali interferiscono a vicenda e producono quattro orbitali ibridi identici Esistono diversi tipi di ibridizzazione

34 IBRIDIZZAZIONE sp3: Es: CH4

35 Nel carbonio un elettrone 2s viene PROMOSSO in un orbitale 2p vista la piccola differenza di energia: ENERGIA DI PROMOZIONE

36 Si formano quattro orbitali ibridi sp3 aventi la stessa energia e disposti in modo tale che i loro assi formino angoli di : IBRIDI TETRAEDRICI ENERGIA DI IBRIDIZZAZIONE: energia richiesta perché l elettrone passi dall orbitale 2s a quello 2p

37 IBRIDIZZAZIONE sp2: Si ha in molecole planari triangolari come BCl3 in cui il Boro, atomo centrale alla molecola, forma tre legami equivalenti di 120 ciascuno. L atomo di B ha configurazione elettronica esterna 2s2 2p1, per giustificare la geometria di BCl3 e quindi la capacità di B di formare tre legami bisogna ricorrere agli orbitali ibridi. 1 elettrone dell orbitale 2s verrà promosso nell orbitale 2p ottenendo in questo modo 3 elettroni spaiati in grado ora di formare tre legami. Tale combinazione dà tre orbitali ibridi sp2 trigonali. IBRIDIZZAZIONE sp: Si ha in molecole con struttura geometrica lineare con legami di 180 ciascuno come in BeCl2. La configurazione esterna del Be è 2s2, la formazione di due legami richiede la promozione di un elettrone in un orbitale 2p. Tale combinazione lineare dà due orbitali ibridi sp o digonali.

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39 L ibridizzazione può interessare TUTTI i tipi di orbitali atomici ; condizione fondamentale perché tale fenomeno avvenga: gli orbitali da combinare devono avere basse differenze energetiche. Orbitali ibridi presentano una grande sovrapposizione con gli orbitali degli atomi con cui si legano e questo permette la formazione di legami più forti di quelli dei corrispondenti orbitali atomici puri.

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41 Teoria degli orbitali molecolari (MO: molecular orbitals) Gli orbitali molecolari sono combinazioni lineari di orbitali atomici Il numero di orbitali prodotti è uguale al numero di orbitali atomici di partenza L orbitale molecolare legante è più basso in energia degli orbitali atomici da cui deriva, l orbitale molecolare antilegante ha energia maggiore Gli elettroni della molecola vengono assegnati ad orbitali di energia via via crescente Gli orbitali atomici si combinano in maniera più efficiente se hanno energie simili

42 Orbitali molecolari La formazione dei legami chimici si basa sulla formazione di orbitali molecolari che avviene in seguito alla sovrappossizione degli orbitali atomici singoli contenenti elettroni spaiati. Il numero di orbitali molecolari formati è uguale al numero di orbitali atomici combinati. Ogni orbitale corrisponde ad una specifica funzione d onda ψ, ciascuna caratterizzate da appropriati numeri quantici. Quando due orbitali atomici si sovrappongono, essi possono essere in fase (sommati) o in opposizione di fase (sottratti): Quando si sovrappongono in fase, si genera una interazione costruttiva nella regione tra i nuclei e si forma un ORBITALE DI LEGAME la cui energia è minore degli orbitali atomici che si combinano. Quando gli orbitali atomici si sovrappongono in posizione di fase, si crea una interazione distruttiva che riduce la probabilità di trovare elettroni nella regione tra i nuclei e si forma un ORBITALE DI ANTILEGAME la cui energia è maggiore degli orbitali atomici che si combinano.

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44 I diagrammi MO correlano le energie degli orbitali molecolari con gli orbitali atomici da cui derivano. Se l energia totale degli elettroni è più bassa usando gli orbitali molecolari (la colonna di centro), allora la molecola si forma. Se l energia totale degli elettroni è più bassa usando gli orbitali atomici (le due colonne laterali), allora la molecola non si forma. Per riempire i diagrammi degli orbitali molecolari valgono regole di riempimento per gli elettroni analoghe a quelle viste per gli orbitali atomici, che si possono così riassumere: gli elettroni occupano prima i livelli più stabili e cioè a minor energia; in ogni orbitale molecolare possono stare al massimo due elettroni, con spin opposti (principio di Pauli); se sono disponibili orbitali molecolari con la stessa energia, gli elettroni tendono a occuparli singolarmente e con spin paralleli (regola di Hund); gli orbitali molecolari formano legami σ, σ*, π, π* (così come nel metodo del legame di valenza); una molecola può esistere solo se il numero di elettroni che si trovano sugli orbitali molecolari leganti supera quello degli elettroni che occupano orbitali molecolari antileganti

45 LITIO Li BERILLIO Be

46 Magnetismo in chimica I processi che generano un campo magnetico in un atomo sono i seguenti: Spin nucleare alcuni nuclei, come l atomo di idrogeno, hanno spin netto, il quale crea un campo magnetico Spin elettronico - un elettrone ha due stati intrinseci di spin (+1/2 e -1/2) Moto dell orbitale elettrico il moto dell elettrone intorno al nucleo genera un campo magnetico Ognuno di questi campi magnetici generati interagisce uno con l altro e con i campi magnetici esterni; alcune di queste interazioni sono forti altre più deboli

47 Stati magnetici della materia Non solo i magneti (le sostanze FERROMAGNETICHE) rispondono alle sollecitazioni di un campo magnetico. Tutti i materiali mostrano in realtà un comportamento specifico in relazione al magnetismo che ci permette di individuare, secondo le loro caratteristiche, TRE gruppi principali di materiali. DIAMAGNETICHE sono sostanze composte da atomi privi di un momento magnetico netto, in quanto i loro elettroni sono disposti in orbitali completi, senza elettroni spaiati. Questo porta ad una forma di repulsione del materiale in presenza di un campo magnetico Sostanze PARAMAGNETICHE sono costituite da atomi e/o ioni con elettroni spaiati presenti entro orbitali elettronici incompleti. Mostrano un momento magnetico netto e, in presenza di un campo magnetico esterno sono in grado di magnetizzarsi nella stessa direzione del campo (con segno positivo).

48 CLASSI DI REAZIONI CHIMICHE

49 Equazioni chimiche L equazione chimica bilanciata simboleggia i cambiamenti qualitativi e quantitativi che avvengono nel corso di una reazione. I coefficienti stechiometrici indicano le proporzioni numeriche secondo cui le moli di reagenti e prodotti prendono parte alla reazione Legge della conservazione della massa

50 Reazioni di ossido-riduzione

51 Con reazioni di ossido riduzione si intende una vasta classe di reazioni che implicano un trasferimento elettronico più o meno evidente. Ad esempio il trasferimento elettronico è evidente nella reazione: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Per caratterizzare questo tipo di reazioni è stato definito il numero di ossidazione di un atomo in un composto. Questo numero corrisponde ad una carica fittizia dell atomo in questione nella molecola considerata, carica assegnata secondo certe regole. Nel caso particolare di una specie monoatomica, atomo neutro o ione, lo stato di ossidazione è uguale alla carica: Specie Na+ Cl- S2- Fe2+ Fe3+ n. ox

52 Nel caso di una molecola o di uno ione poliatomico l assegnazione del numero di ossidazione agli atomi costituenti è basata sulla seguente assunzione: Entrambi gli elettroni di legame vengono assegnati all atomo più elettronegativo. In un composto formato ioni monoatomici questa è la carica ionica effettiva che ha lo ione: Es: NaCl Na ha numero di ossidazione +1 e Cl ha num. di ossidazione -1