VSEPR Polarità Ibridizzazione

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1 VSEPR Polarità Ibridizzazione VSEPR VSEPR = Valance-Shell electron-pair repulsion Principio fondamentale: ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno ad un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri gruppi per minimizzare le repulsioni. Per gruppo di elettroni s intende qualsiasi numero di elettroni che occupano una regione localizzata attorno all atomo. Quindi può essere: un legame singolo un doppio legame un triplo legame una coppia solitaria un elettrone solitario Ciascuno di questi gruppi respinge gli altri per massimizzare gli angoli tra di essi. E la disposizione 3D dei nuclei connessi da questi gruppi che dà origine alla forma molecolare. 1

2 REGOLE GENERALI PER PREDIRE LA FORMULA MOLECOLARE SECONDO LA TEORIA VSEPR Disegnare la struttura della molecola secondo Lewis. Contare il numero totale di coppie elettroniche intorno all atomo centrale e disporre le coppie in modo da minimizzare la repulsione elettrostatica. disposizione orbitali. N.B.: i legami multipli contano come una singola coppia di legame ai fini della forma molecolare. Tra i domini elettronici contare quelli di legame e di non legame e disporre i domini di non legame in modo che occupino le regioni di spazio più estese. Per esempio: Metodo AXE Atomo centrale AX n E m m coppie solitarie n n atomi legati ad A Il metodo AXE di conteggio degli elettroni è comunemente usato per l'applicazione della teoria VSEPR. La sigla AXE rappresenta con la lettera A l'atomo centrale. X rappresenta quanti legami sigma si formano tra l'atomo centrale e gli atomi ad esso legati. I legami covalenti multipli (doppi, tripli, etc) contano come un X (quindi rappresenta ciascun atomo circostante). Infine la E rappresenta il numero di coppie singole di elettroni (lone pairs) presenti nel guscio di valenza dell'atomo centrale. La somma di X ed E, definita come numero sterico, è associata anche al numero totale di orbitali ibridati considerati dalla teoria del legame di valenza. L angolo di legame è l angolo formato dai nuclei di due atomi circostanti con il nucleo dell atomo centrale posto nel vertice. 2

3 Disposizione degli orbitali Sono 5 le possibili disposizioni dei gruppi di elettroni di energia minima che si osservano nella grande maggioranza delle molecole e degli ioni poliatomici: Angoli ideali AX n E 0 Queste forme molecolari sono possibili quando tutti i gruppi di elettroni attorno all atomo centrale sono gruppi di legame. Quando alcuni sono gruppi di non legame, si originano differenti forme molecolari. Perciò, la stessa disposizione dei gruppi di elettroni può dare origine a differenti forme molecolari. AX n E m AX 2 AX 3 AX 2 E AX 4 AX 3 E AX 2 E 2 3

4 AX n E m bipiramidale trigonale AX 5 AX 4 E AX 3 E 2 AX 2 E 3 AX 6 AX 5 E AX 4 E 2 Impiego della Teoria VSEPR per determinare la forma molecolare Per determinare la forma molecolare si deve: 1. Scrivere la struttura di Lewis 2. Assegnare una disposizione dei gruppi di elettroni (contando tutti i gruppi di elettroni attorno all atomo centrale, di legame più di non legame). 3. Prevedere l angolo di legame ideale (in base alla disposizione dei gruppi di elettroni e la direzione di ogni deviazione causata da coppie solitarie o legami doppi). 4. Disegnare e denominare la forma molecolare contando separatamente i gruppi di legame e i gruppi di non legame. ESEMPIO: Si disegni la forma molecolare e si prevedano gli angoli di legame (rispetto a quelli ideali) di PF 3 F P F F 4 gr di e- sull atomo centrale Disposizione tetraedrica 1 coppia solitaria < 109,5 3 gruppi di legame AX m E n AX 3 E 1 Piramidale trigonale F F P F 4

5 ESERCIZIO 1: Si disegni la forma molecolare e si prevedano gli angoli di legame (rispetto a quelli ideali) di: COCl 2 Cl Cl C O 3 gr di e- sull atomo centrale ESERCIZIO 2: Disposizione planare trigonale 0 coppia solitaria 1 doppio legame Cl C O >120 Cl C Cl <120 3 gruppi di legame Cl O C Cl AX m E n AX 3 planare trigonale Si disegni la forma molecolare e si prevedano gli angoli di legame (rispetto a quelli ideali) di: (a) CS 2 (b) CBr 4 (c) SF 2 (d) SbF 5 (e) BrF 5 Lineare 180 AX 2 Tetraedrica 109,5 AX 4 Piegata <109,5 AX 2 E 2 Bipiramidale trigonale 90 tra gr. as. 120 tra gr eq. AX 5 Bipiramidale quadrata <90 AX 5 E POLARITA DI UNA MOLECOLA BIATOMICA Un legame covalente polare fra due atomi determina una distribuzione asimmetrica di carica sbilanciata sull atomo + elettronegativo La coppia di atomi forma un DIPOLO ELETTRICO Es: HF Freccia è rivolta verso polo negativo, ovvero verso atomo + elettronegativo La polarità di un legame si misura mediante il momento dipolare µ che dipende da: entità della carica e distanza tra i poli positivo e negativo della molecola Il momento dipolare si misura in debye (D) 5

6 POLARITA DI UNA MOLECOLA POLIATOMICA Una molecola è polare quando il momento dipolare totale è diverso da zero. Il momento dipolare totale è dato dalla SOMMA VETTORIALE di tutti i vettori dipolo elettrico dei legami. Una molecola poliatomica è apolare quando: - l atomo centrale è legato agli stessi sostituenti e non possiede coppie solitarie. - è molto simmetrica. Esempio: confronto tra CCl 4 e CHCl 3 6

7 Indicare quali delle seguenti molecole sono polari Il modello VSEPR permette di predire la geometria molecolare ma NON spiega perchè si ha il legame Teoria completa (Pauling) del legame di valenza (VB) Associare l idea di Lewis delle coppie di e- di legame con l accoppiamento di orbitali atomici (Pauling, quanto-meccanica): la sovrapposizione (ricoprimento) di orbitali di due atomi permette a due e- con spin opposto di condividere lo spazio fra i due nuclei, formando il legame covalente 7

8 Orbitali molecolari Un orbitale molecolare è un orbitale esteso a due o più uniti da un legame covalente. Si può visualizzarlo come il prodotto della fusione per sovrapposizione di due orbitali atomici. Quando la sovrapposizione avviene lungo la congiungente i due nuclei, l'orbitale molecolare prende il nome di σ (sigma). Rappresentazione grafica dell'orbitale molecolare σ del legame C-C dell etano, per sovrapposizione di orbitali sp 3. Le proporzioni sono state alterate per evidenziarlo. I lobi minori dei due orbitali ibridi sono stati omessi Quando la sovrapposizione avviene perpendicolarmente all'asse che unisce i due nuclei, ovvero sopra e sotto i medesimi, l'orbitale molecolare prende il nome di π (pi greco). Rappresentazione grafica dell'orbitale molecolare π del legame C=C dell etene, per sovrapposizione degli orbitali p non coinvolti nell'ibridazione sp2. Le proporzioni sono state alterate per evidenziarlo. Il legame C-C rappresentato da una retta è un legame σ analogo al precedente. 8

9 BeCl 2 Cl Be Cl Configurazione dello stato fondamentale del Be PROMOZIONE: eccitazione di un elettrone ad un orbitale di energia superiore IBRIDIZZAZIONE: mescolamento dell orbitale 2s e di un orbitale 2p Meccanica quantistica: la distribuzione della densità elettronica dell atomo promosso può essere descritta sia in termini di due elettroni presenti uno in un orbitale s e l altro in un orbitale p, che in termini di due elettroni disposti in due orbitali ottenuti mescolando un orbitale s ed un orbitale p BCl 3 9

10 CH 4 Esempio: idrocarburi Etano (C 2 H 6 ) C ibridato sp 3 Legame singolo (δ) Etene o etilene (C 2 H 4 ) C ibridato sp 2 Legame doppio (1δ+1π) Etino o acetilene (C 2 H 2 ) C ibridato sp Legame triplo (1δ+2π) 10

11 Orbitali Ibridi Geometria Orbitali Orbitali ibridizzati Lineare (AX2) Trigonale planare (AX3) Tetraedrica (AX4) Trigonale bipiramidale (AX5) Ottaedrica (AX6) 2 sp 3 sp2 4 sp3 5 sp3d 6 sp3d2 Determinare l ibridazione dell atomo centrale (=A) delle seguenti molecole BeF 2 Lineare: sp BF 3 Planare Trigonale: sp 2 CH 4 Tetraedrica: sp 3 11

12 PCl 5 Bipiramide trigonale: sp 3 d SF 6 Ottaedrica: sp 3 d 2 SiCl 4 Tetraedrica: sp 3 XeF 4 Planare quadrata: sp 3 d 2 12