Lezione 8 1. Teoria VSEPR 2. Il legame chimico 3. Legame covalente - Valence Bond 4. Legami e 5. Sovrapposizione di orbitali atomici 6. Intro IBRIDAZIONE
Forme molecolari - Teoria VSEPR Teoria della repulsione dei doppietti elettronici di valenza Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repusion) Ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno a un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri per minimizzare le repulsioni.
Forme molecolari - Lineare
Forme molecolari Planare Trigonale
Forme molecolari - Tetraedrica
Espansione di valenza C: 1s 2 2s 2 2p 2 bivalente C tetravalente
Forme molecolari Bipiramidale Trigonale
Forme molecolari - Ottaedrica
Interactive simulations http://phet.colorado.edu/en/simulation/molec ule-shapes-basics http://phet.colorado.edu/en/simulation/molec ule-polarity
Legame covalente 2 teorie di legame Valence Bond (VB) Nata con Lewis e sviluppata da Pauling Orbitali molecolari (MO) Nata da Condon, Heitler, London e sviluppata da R. Mulliken
VALENCE BOND THEORY Linus Pauling orbitali atomici semi occupati si sovrappongono per formare legami. Le coppie di elettroni di legame sono localizzate tra gli atomi gli elettroni non leganti sono localizzati sugli atomi Il numero massimo di legami che un atomo può formare è pari al numero di orbitali utilizzabili contenenti un elettrone (VALENZA) In generale, ogni atomo, accoppiando tutti gli elettroni negli orbitali, arriva alla configurazione di guscio completo (regola del gas nobile).
Qualche esempio
Forze attrattive e repulsive Le attrazioni nucleo-elettrone e le repulsioni nucleo-nucleo ed elettrone-elettrone avvengono simultaneamente. In corrispondenza di una certa distanza ottimale (la lunghezza di legame), le forze attrattive equilibrano le forze repulsive. L attrazione esercitata dai nuclei sugli elettroni condivisi determina l energia di legame.
Il legame chimico
La sovrapposizione di orbitali atomici Un legame covalente è formato da una coppia di elettroni a spin antiparallelo condivisa da due atomi. Un legame covalente deriva dalla sovrapposizione (o compenetrazione) di due orbitali, appartenenti a due atomi, che contengono un elettrone ciascuno. L area in comune ai due orbitali è detta area di sovrapposizione. Il legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione fra gli orbitali.
Legame dativo Poiché gli elettroni sono indistinguibili, il legame può essere formato anche dalla sovrapposizione di un orbitale vuoto di un atomo con un orbitale contenente due elettroni di un altro atomo legame dativo
La sovrapposizione di orbitali atomici Legami e
La sovrapposizione di orbitali atomici
Forza e lunghezza di legame Legame : la zona di ricopertura di due orbitali si trova sulla congiungente i due nuclei ed è compresa fra questi. Legame : la zona di ricoperture di due orbitali si trova fuori della congiungente dei due nuclei. La ricopertura degli orbitali risulta sempre minore di quella degli orbitali, per cui un legame è sempre meno forte di un legame. All aumentare dell ordine di legame aumenta l energia del legame e diminuisce la lunghezza di legame, per cui diminuisce la distanza fra i nuclei legati. Es. N N, N=N, N N hanno energie: 946, 418, 160 kj/mol, e distanze 0.110, 0.125 e 0.145 nm.
Es. Molecola di Idrogeno H 2 H H H H Orbitali s separati Sovrapposizione degli orbitali s H H H H Orbitale di legame L orbitale di legame che deriva dalla fusione di 2 orbitali s si chiama orbitale e il legame si dice legame. Questo orbitale ha forma elongata e simmetria cilindrica, con l asse più lungo giacente sulla linea che unisce i due nuclei
La molecola di fluoro: F 2 F : 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2s 2p F F Orbitali p separati F F Sovrapposizione degli orbitali p F F Orbitale di legame
Legame
La molecola dell azoto: N 2 Ciascun atomo di azoto (1s 2 2s 2 2p 3 ) mette a comune con l altro atomo i 3 elettroni p dispari, realizzando la struttura di ottetto e dando luogo alla formazione di un triplo legame. Poiché gli orbitali p sono ortogonali fra loro, i p x si ricoprono lungo la congiungente dei due nuclei formando un legame, mentre gli altri 2 orbitali p y e p z si ricoprono due a due formando 2 legami di tipo. Pp x Pp x Pp z Pp Pp z y Pp y
Il legame e nelle molecole biatomiche Legami e nella molecola di O 2 Legami e nella molecola di N 2 O O N N
ma ci sono dei problemi! La sovrapposizione degli orbitali atomici suggerisce un angolo di legame di 90. L evidenza sperimentale dice che l angolo H O H è di 105.
L evidenza sperimentale dice che nella molecola di metano (CH 4 ) i 4 legami sono uguali e la molecola ha geometria tetraedrica, con angoli di legame H C H di 109,5.
La configurazione elettronica a minima energia per un atomo di C isolato è: 1s 2 2s 2 2p 2 La configurazione elettronica a minima energia per un atomo di C legato è: 1s 2 2s 1 2p 3 con valenza =4 Ma anche in questo stato il C non ha 4 orbitali atomici equivalenti non si spiega la geometria del metano!
Risolviamo il problema della geometria: l ibridazione (Pauling 1931) Orbitali ibridi risultano dall incrocio (o ibridizzazione) degli orbitali atomici primitivi propri dell atomo isolato. Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri che insieme contribuiscono alla formazione di un orbitale ibrido dipende la forma di questo e la sua orientazione nello spazio. Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsi poiché a ciò corrisponde la massima sovrapposizione. Dall ibridazione di n orbitali atomici puri derivano altrettanti orbitali ibridi. Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sono degeneri) intermedia fra quella degli orbitali di partenza.
Lezione 9 1. Legami e 2. Legami multipli 3. Teoria della IBRIDAZIONE 4. Esempi di molecole e previsione della geometria 5. Delocalizzazione elettronica e risonanza
Legami e Formazione di molecole: H 2, N 2, O 2, F 2 https://www.youtube.com/watch?v=avw70vpz Uec
Risolviamo il problema della geometria: l ibridazione (Pauling 1931) Orbitali ibridi risultano dall incrocio (o ibridizzazione) degli orbitali atomici primitivi propri dell atomo isolato. Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri che insieme contribuiscono alla formazione degli orbitali ibridi dipende la forma di questi e la loro orientazione nello spazio. Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsi Dall ibridazione di n orbitali atomici puri derivano altrettanti orbitali ibridi Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sono degeneri) intermedia fra quella degli orbitali di partenza.
Ibridazione sp
Ibridazione sp2
Ibridazione sp3
Ibridazione sp3
Gli orbitali ibridi sp 2 in BF 3 I tre orbitali ibridi sp 2 di B sono orientati a 120 l uno rispetto all altro, e l orbitale 2p non ibridato è perpendicolare al piano di legame trigonale.
Gli orbitali ibridi sp 3 in CH 4 Espansione di valenza e mescolamento Nel metano, i quattro orbitali sp 3 di C sono orientati verso i vertici di un tetraedro e si sovrappongono agli orbitali 1s di quattro atomi di H.
Esempi di molecole tetraedriche
Ibridazione: https://www.youtube.com/watch?v=rsxdxnognk Esempi di molecole: Https://www.youtube.com/watch?v=d1E18tBTlBg
Etano (C 2 H 6 )
Esempi: metanolo
Ibridazione sp 3 d
Gli orbitali ibridi sp 3 d in PCl 5 La molecola bipiramidale trigonale di PCl 5 si forma per sovrapposizione di un orbitale 3p da ciascuno dei cinque atomi di Cl con gli orbitali ibridi sp 3 d di P.
Esempi
Esempi di ibridazioni sp 3 d
Ibridazione sp3d2
Gli orbitali ibridi sp 3 d 2 in SF 6 La molecola ottaedrica di SF 6 si forma dalla sovrapposizione di un orbitale 2p da ciascuno dei sei atomi di F agli orbitali sp 3 d 2 di S. Durante la formazione del legame, ciascun orbitale sp 3 d 2 si riempie per aggiunta di un elettrone proveniente da F.
Esempi di ibridazioni sp3d2
Distorsioni della geometria tetraedrica
Distorsioni della geometria
La molecola dell acqua Angolo H-O-H di circa 104
Quando non tutti gli orbitali si ibridano es. il C ibridato sp 2
si formano legami multipli
Etilene C2H4
Rotazione limitata delle molecole con legami A. Il cis- e B. il trans-1,2-dicloroetilene esistono come molecole distinte perché il legame tra gli atomi di C limita la rotazione e mantiene due differenti posizioni relative degli atomi di H e di Cl.
Acetilene C2H2
Ancora esempi: 1 p 2 2 0 2 1 1 s 2s 2 Promotion Espansione 1s 2s 2p ibridazione Espansione di valenza + ibridazione
Carattere p Carattere s Orbitale legante 50% 50%
Gli orbitali ibridi sp nella molecola di BeCl 2 La geometria è analoga a quella di BeH2
Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodi complementari: l ibridazione dà una descrizione degli orbitali che gli elettroni devono usare per fornire gli angoli di legame previsti dalla VSEPR.
Risonanza Quando per un dato composto è possibile scrivere più strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la struttura reale sia costituita dall insieme di esse ibrido di risonanza Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula limite L ibrido di risonanza è una media ponderata delle possibili forme di risonanza
Lo ione carbonato: CO 3 2-
Delocalizzazione elettronica La delocalizzazione di elettroni è la formazione di un insieme di orbitali molecolari che si estendono su più di due atomi La forma di tali orbitali (molecolari), per le specie nelle quali si ha delocalizazione degli elettroni, può essere ottenuta combinando tutti gli orbitali atomici coinvolti.
Lo ione carbonato: CO 3 2-
La molecola di benzene: C6H6
La molecola di benzene: C6H6
Una riflessione Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in configurazioni con la più bassa energia possibile, non sorprende che l ibrido di risonanza rappresenti una molecola più stabile di tutte quelle di partenza. Dal principio di Heisenberg, l energia di un elettrone sarà più alta tanto più la sua posizione sarà determinata precisamente. Qundi, se un elettrone è delocalizzato, invece che confinato tra due atomi, la sua esatta posizione è meno nota, quindi la sua energia è più bassa.
Un altra riflessione Quanto è reale un legame chimico? Esiste qualcosa di simile alla nostra rappresentazione del legame covalente?
Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! COF 2 PF 4 - HClO ClF 3 S 2 2- PO 4 3- SO 3
Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! N 2 H 4 PF 3 NO 2 + IF 4 - NO 2 - NO 2 Cl ClO 2 - CS 2
Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! NH 2 - CHBr 3 COCl 2 SF 6