Descrivere come dedurre la polarità delle molecole dalla geometria molecolare STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI

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1 Descrivere come dedurre la polarità delle molecole dalla geometria molecolare STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI Ogni atomo contiene un piccolo denso nucleo,formato da neutroni e protoni carichi positivamente. La maggior parte della massa di un atomo è contenuta nel nucleo che è circondato da uno spazio extranucleare, molto più ampio, contenente elettroni carichi negativamente. Il nucleo di un atomo ha un diametro molto più piccolo rispetto allo spazio extranucleare dove ruotano gli elettroni carichi negativamente. Gli elettroni non si muovono liberamente ma risultano essere confinati in regioni dello spazio specifiche che vengono denominate LIVELLI PRINCIPALI DI ENERGIA o, piu semplicemente GUSCI. Ciascun guscio contiene al massimo 2 n2 elettroni, dove n è il numero del guscio. Ciascun guscio risulta a sua volta suddiviso in orbitali, ovvero regioni di spazio che possono contenere 2 elettroni,il primo guscio contiene un solo orbitale 1S. Il secondo guscio contiene un orbitale 2s e tre orbitali 2p. Tutti gli orbitali di tipo p esistono in insieme di tre e possono ospitare fino a 6 elettroni. Nel discutere le proprietà fisiche e chimiche di un elemento, i chimici rivolgono la loro attenzione sul guscio piu esterno dei suoi atomi, poichè gli elettroni presenti in quel guscio sono quelli coinvolti nella formazione di legami chimici e in reazioni chimiche. Vengono definiti elettroni di valenza, e il livello energetico in cui essi si trovano è definito guscio di valenza. MODELLO DI LEGAME DI LEWIS Per mostrare gli elettroni del guscio piu esterno della molecola si usa comunemente una rappresentazione chiamata struttura di lewis. La struttura mostra il simbolo chimico che rappresenta il nucleo dell'elemento e gli elettroni di valenza del primo guscio sottoforma di

2 puntini.il numero di elettroni di valenza di ciascun elemento corrispone al numero del gruppo di appartenenza nella tavola periodica, ad eccezione dell'elio, ad esempio l'ossigeno possiede 6 elettroni di valenza per questo è collocato nel gruppo 6A della tavola periodica. I gas nobili elio, neon e argon hanno gusci di valenza piena. Il gusci di valenza dell'elio si completa con 2 elettroni; quello del neon si riempie con 8. Il Ne e l'ar sono accomunati da una configurazione elettronica in cui gli orbitali s e p dei loro gusci piú esterni sono riempiti da 8 elettroni. I gusci di valenza di tutti gli altri elementi contengono meno di 8 elettroni e quindi si prestano alla formazione di legami chimici e reazioni chimiche di diversa natura. I gas nobili proprio per la loro struttura, decisamente stabile, risultano essere piuttosto inerti ( gruppo 8A quindi 8 elettroni), secondo il modello di legame di Lewis, gli atomi si legano tra di loro in modo che ciascun atomo che partecipi ad un legame chimico acquisti una configurazione elettronica che somigli a quella dell'elio, cioè il gas nobile più vicino nella tavola periodica. La tendenza degli atomi a reagire in modo da raggiungere 8 elettroni nel guscio più esterno di valenza viene definita REGOLA DELL'OTTETO. Nell'acquistare elettroni, l'atomo si carica negativamente trasformandosi in un anione, viceversa perdendo un elettrone si carica positivamente formando la sua forma cationica. FORMAZIONE DI LEGAMI CHIMICI: In accordo con il modello di legame di Lewis, gli atomi interagiscono tra di loro in modo tale che ciascun atomo che partecipi in un legame chimico acquisti una configurazione completa del guscio esterno che somigli a quella del gas nobile ad esso più vicino come numero atomico. Gli atomi raggiungono il completamento dei gusci esterni in due modi: 1) instaurando un legame chimico fra un anione e un catione definito legame IONICO, legame che si basa su forze attrattive di segno opposto 2)un atomo può mettere in comune elettroni con un o più atomi per completare il suo guscio esterno, questa tipologia di legame è definita COVALENTE. I LEGAMI IONICI in genere si formano tra un non metallo e un metallo

3 (es. NaCl) mentre il legame covalente si forma tra 2 non metalli oppure tra un metalloide e un non metallo e si base anche sui valori di elettronegatività delle due specie coinvolte. L'elettronegarività è una misura della forza di attrazione di un atomo per gli elettroni che esso condivide in un legame chimico con un altro atomo. L'elettronegatività aumenta da sinistra a destra e dall'alto al basso della tavola periodica. Nel formare un legame covalente, una coppia di elettroni occupa la regione tra due nuclei e serve a schermare un nucleo carico positivamente dalla forza repulsiva dell'altro nucleo carico positivamente. Nello stesso tempo la coppia condivisa attrae entrambi i nuclei. Quindi, una coppia di elettroni nello spazio tra due nuclei li lega l'uno all'altro e fissa la distanza internucleare. La distanza tra i due nuclei che Partecipano al legame viene definita LUNGHEZZA DI LEGAME, ogni legame covalente possiede una sua lunghezza di legame. I legami covalenti vengono classificati in polari e non polari in base alla differenza di elettronegatività tra gli atomi che partecipano al legame e in misura della condivisione elettronica. Nel legame covalente non polare gli elettroni vengono condivisi in misura uguale, mentre nel legame covalente polare gli elettroni vengono condivisi in misura disuguale. Un importante conseguenza della condivisione disuguale degli elettroni nel legame covalente polare è che l'atomo più elettronegativo acquista una frazione maggiore degli elettroni condivisi assumendo, cosi, una parziale carica negativa, al contrario l'atomo meno elettronegativo assume una parziale carica positiva. Tale separazione di cariche produce un dipolo ( due poli). ANGOLI DI LEGAME E GEOMETRIA DELLE MOLECOLE I legami covalenti sono legami direzionali e pertanto possono formare tra loro angoli caratteristici che determinano la forma e quindi la geometria della molecola. La geometria di una molecola può essere prevista applicando la teoria VSEPR, (VSEPR è acronimo della denominazione inglese Valence Shell

4 Electron Pair Repulsion, cioè repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza). Tale teoria permette di prevedere la geometria molecolare delle sostanze a partire dalle formule di Lewis. Molte proprietà delle sostanza dipendono dalla geometria delle molecole che la compongono. L'odore e il sapore dei cibi ad esempio sono causati dalla forma delle loro molecole, ma anche la polarità, il punto di fusione e il punto di ebollizione sono proprietà che dipendono dalla geometria molecolare. La teoria VSEPR in breve Nel 1957 i chimici R. Nyholm e R. Gillespie misero a punto una teoria che permetteva di prevedere la geometria delle molecole. Tale teoria fu chiamata VSEPR, acronimo della denominazione inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion cioè repulsione tra doppietti elettronici del guscio di valenza. Secondo tale teoria le coppie di elettroni più esterne, avendo tutte la stessa carica negativa, tendono a respingersi le une con le altre e a disporsi il più lontano possibile. Nella teoria VSEPR bisogna tenere conto di tutte le coppie di elettroni del guscio di valenza, sia quelle coinvolte nella formazione di legami chimici (doppietti condivisi), sia quelle che non partecipano alla formazione di alcun legame (doppietti solitari). I legami covalenti doppi e i legami covalenti tripli sono considerati alla stregua di semplici legami e la geometria della molecola dipende quindi unicamente dal numero di legami, indipendentemente dal fatto che siano legami singoli, doppi o tripli. Inoltre, secondo tale teoria, i doppietti solitari tendono ad occupare un volume maggiore rispetto ai doppietti condivisi ed esercitano quindi una forza repulsiva di maggiore intensità. In linea di massima la forza repulsiva tra coppie di elettroni varia nel seguente modo: repulsione tra doppietti solitari > repulsione tra doppietti solitari e doppietti condivisi > repulsione tra doppietti condivisi Per determinare la geometria molecolare è necessario calcolare il valore del numero sterico NS sommando il numero di atomi (X) legati all'atomo centrale (A) e il numero di coppie di elettroni libere presenti sull'atomo

5 centrale. In base a questo valore è possibile prevedere la geometria della molecola. Ogni molecola potrà essere rappresentata con la formula generica AXmEn in cui A rappresenta l'atomo centrale, X il numero di atomi legati all'atomo centrale ed E le coppie di elettroni solitarie presenti sull' atomo centrale. NS = 2 ; geometria lineare Per molecole con struttura AX2 La geometria lineare è assunta da quelle molecole il cui atomo centrale presenta due legami chimici e nessun doppietto solitario e che quindi hanno formula generica AX2. (A = atomo centrale; X = atomi legati all'atomo centrale). Queste molecole risultano lineari X A X e i due legami si dispongono a 180 l'uno dall'altro. Come si è detto, i legami doppi o tripli valgono come singoli legami e pertanto molecole come l'idruro di berillio BeH2, H Be H l'anidride carbonica CO2 O=C=O e il cianuro di idrogeno HCN H C=N presentano tutte geometria lineare. NS = 3 ; geometria trigonale planare Per molecole con struttura AX3, AX2E. Molecole con tre legami e nessun doppietto solitario sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX3) assumono geometria trigonale planare con i legami disposti su un unico piano a 120 l'uno dall'altro. Presentano questa geometria il tricloruro di boro (BCl3) e la formaldeide (H2CO). Molecole con due legami e una coppia di elettroni solitaria sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX2E; E rappresenta la coppia

6 di elettroni presente sull'atomo centrale) assumono geometria angolata (derivata dalla geometria trigonale planare). A causa della maggior repulsione della coppia solitaria sulle coppie di legame, l'angolo di legame risulta inferiore a 120. Presenta questa geometria l'anidride solforosa: Riassumendo: NS = 3 Numero coppie solitarie = 0 Geometria: trigonale planare Numero coppie solitarie = 1 Geometria: angolata NS = 4 ; geometria tetraedrica Per molecole con struttura AX4, AX3E, AX2E2. Molecole con quattro legami e nessun doppietto solitario sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX4) assumono geometria tetraedrica con i legami disposti a 109,5 l'uno dall'altro. Presenta questa geometria il metano (CH4) la cui struttura può essere

7 rappresentata con legami a cuneo: quelli pieni indicano un legame che esce dal piano e si avvicina all'osservatore; quelli tratteggiati indicano un legame che si allontana dall'osservatore. Molecole con tre legami e una coppia di elettroni solitaria sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX3E; E rappresenta la coppia di elettroni presente sull'atomo centrale) assumono geometria piramidale (derivata dalla geometria tetraedrica). A causa della maggior repulsione della coppia solitaria sulle coppie di legame, l'angolo di legame risulta essere inferiore a 109,5. Presenta questa geometria la molecola dell'ammoniaca NH3 nella quale gli angoli di legame sono di 107,3 : Molecole con due legami e due coppie di elettroni solitarie sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX2E2) assumono geometria angolata (derivata dalla geometria tetraedrica). Le due coppie solitarie occupano due vertici del tetraedro ed esercitando una forte repulsione nei confronti degli elettroni di legame, comprimono l'angolo di legame a valori inferiori rispetto a quelli caratteristici della geometria piramidale. Presenta questa geometria la molecola dell'acqua H2O nella quale gli angoli di legame sono di 104,5 :

8 Riassumendo:NS = 4 Numero coppie solitarie = 0 Geometria: tetraedrica Numero coppie solitarie = 1

9 Geometria: piramidale trigonale Numero coppie solitarie = 2 geometria: angolata NS = 5 ; geometria bipiramidale trigonale Per molecole con struttura AX5, AX4E, AX3E2, AX2E3. Molecole con cinque legami e nessun doppietto solitario sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX5) assumono geometria bipiramidale trigonale con tre legami equatoriali disposti su un unico piano a 120 l'uno dall'altro e altri due legami detti assiali diposti rispettivamente sopra e sotto il piano dei legami equatoriali. Presenta questa geometria la molecola del pentacloruro di fosforo PCl5:

10 Riassumendo: NS = 5 Numero coppie solitarie = 0 Geometria: bipiramidale trigonale Numero coppie solitarie = 1 Geometria: altalena o cavalletto Numero coppie solitarie = 2 Geometria: forma a T Numero coppie solitarie = 3

11 geometria lineare NS = 6 ; geometria ottaedrica Per molecole con struttura AX6, AX5E, AX4E2, AX3E3, AX2E4 Molecole con sei legami e nessun doppietto solitario sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX6) assumono geometria ottaedrica con quattro legami equatoriali disposti su un unico piano a 90 l'uno dall'altro e due legami assiali disposti rispettivamente sopra e sotto il piano dei legami equatoriali. Presenta questa geometria la molecola dell'esafluoruro di zolfo SF6. Riassumendo: NS = 6 Numero coppie solitarie = 0 Geometria: ottaedrica Numero coppie solitarie = 1

12 Geometria: piramidale quadrata Numero coppie solitarie = 2 Geometria: planare quadrata Numero coppie solitarie = 3 Geometria: forma a T Numero coppie solitarie = 4

13 Geometria: lineare NS = 7 ; geometria bipiramidale pentagonale Per molecole con struttura AX7, AX6E, AX5E2, AX4E3, AX3E4, AX2E5 Molecole con sette legami e nessun doppietto solitario sull'atomo centrale (molecole con formula generica AX7) assumono geometria bipiramidale pentagonale con cinque legami equatoriali disposti su un unico piano a 72 l'uno dall'altro e due legami assiali disposti rispettivamente sopra e sotto il piano dei legami equatoriali. Presenta questa geometria la molecola dell'eptafluoruro di iodio (IF7) Un dipolo si forma quando due cariche di uguale intensità ma di segno opposto sono collocate a una certa distanza

14 d. Al dipolo è associato un certo momento dipolare ( µ ) dato dal prodotto tra l'intensità di carica Q e la distanza r: µ =Q r Il momento dipolare può essere rappresentato da un vettore il cui verso è diretto verso il polo negativo del dipolo. In molecole poliatomiche, i dipoli di ogni singolo legame covalente polare possono essere rappresentati con dei vettori. La somma dei vettori determina il dipolo associato alla molecola. Pertanto, dire che una molecola ha legami covalenti polari non significa dire che molecola è polare: la polarità dipende infatti anche dalla geometria della molecola. Invece, se nella molecola sono presenti solo legami covalente non polari, la molecola sarà sicuramente non polare. La molecola dell'anidride carbonica CO2 è apolare poichè i due dipoli sono opposti e si annullano a vicenda. La molecola dell'of2 (ma lo stesso discorso vale per la molecola dell'acqua H2O) è polare perchè i legami covalenti sono polari e disposti in maniera da non annullarsi. La molecola del CCl4 risulta apolare (ma lo stesso discorso vale per la molecola del metano CH4). I quattro dipoli dei legami C Cl, infatti, si annullano per la simmetria molecolare. Quindi una molecola è polare se possiede uno o più legami polari e se i centri della carica parziale positiva e negativa si trovano in punti differenti della molecola.