FORMULE DI TRUTTUR E GEOMETRIE MOLEOLRI FORMULE DI TRUTTUR GEOMETRIE MOLEOLRI IMI OVLENTE DI ELEMENTI DEL II E III PERIODO LEGME DTIVO IDI E BI DI LEWI TRUTTURE DI OMPOTI ORGNII FORMULE DI TRUTTUR La tavola eriodica riorta le caratteristiche degli atomi isolati, non imegnati in legami chimici. Quando gli atomi interagiscono (le interazioni sono di tio coulombiano e quindi sono attive quando sono sufficientemente vicini) ossono dar luogo ai comosti chimici. L obiettivo è raggiungere attraverso lo scambio o la messa in comarteciazioni di elettroni una struttura elettronica caratterizzata da strati comleti (tio gas nobili). Gli elementi non metallici formano tra loro comosti molecolari: aggregati di atomi uniti tra loro da legami covalenti. Le formule di struttura secondo Lewis ermettono di evidenziare I legami tra gli atomi e le coie solitarie resenti nello strato di valenza nel formalismo a unti o a trattini; non forniscono informazioni sulla geometria molecolare. arbonio: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 2, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 2 strato di valenza; nei suoi comosti romuove semre l elettrone della coia solitaria 2s 2 all orbitale vuoto in modo da avere 4 elettroni saiati. La loro messa in comarteciazione con altri 4 elettroni di altrettanti atomi di idrogeno ermette al carbonio di raggiungere la configurazione stabile dell ottetto comleto. sua volta, ogni singolo atomo di, con i due elettroni di legame, raggiunge anch esso lo strato comleto 1s 2. Il arbonio forma semre 4 legami che ossono essere semlici o multili secondo le seguenti combinazioni:
GEOMETRIE MOLEOLRI Le geometrie molecolari sono determinate dalle caratteristiche direzionali degli orbitali che si sovraongono er formare il legame covalente.. Per determinare la geometria di una molecola è ossibile utilizzare il metodo della reulsione delle coie di elettroni o V..E.P.R. (Valence hell Electron Pair Reulsion). Il fondamento fisico di questo modello si basa sul fatto che le nuvole elettroniche costituite dalle coie di elettroni intorno ad un atomo si resingono e tendono ad disorsi il iù distante ossibile tra loro. Le coie di elettroni ossono essere sia coie di legame che coie solitarie; le coie dei legami π non vengono considerate erché costituiscono un unica nuvola insieme a quella di tio σ. In base al numero di nuvole elettroniche resenti intorno ad un atomo si determina la geometria di minima reulsione: n.coie Geometria ngoli 2 Lineare 180 3 Trigonale lanare 120 4 Tetraedrica 109.5 5 Biiramidale trigonale 120 e 90 6 Ottaedrica 90
Gli angoli definiti dalle condizioni di minima reulsione tra le nuvole elettroniche non sono comatibili con le caratteristiche degli orbitali atomici o d uri. Le miscelazioni degli orbitali atomici uri (combinazioni lineari delle funzioni atomiche orbitali ibridi) roducono tuttavia le stesse geometrie del modello VEPR. d esemio, considerando l atomo di carbonio, andando a studiare la configurazione elettronica: : [e]2s 2 2 2 Quindi s Potrebbe formare solo 2 legami. In realtà i comosti di carbonio con il carbonio bivalente sono instabili. Il carbonio forma solitamente 4 legami. Questo si uò siegare tramite il concetto di orbitali ibridi ottenuti er miscelazione (combinazione lineare) degli orbitali atomici. d esemio, miscelando l orbitale s del carbonio con 3 orbitali si ottengono 4 orbitali s 3 aventi angoli di 109,5 tra di loro (vedi VEPR). Questi 4 orbitali s 3 sono degeneri (hanno la stessa energia) Le strutture di legame caratteristiche dei vari elementi ossono ora essere collegate alle loro secifiche geometrie ed ibridazioni: Tetraedrica trigonale lanare lineare lineare s 3 s 2 s s econdo questo modello i legami multili del carbonio sono formati da orbitali residui che non arteciano all ibridizzazione. Es. combinando 1 orbitale s con 2 si ottengono 3 orbitali s 2 disosti a 120 π s 2 s 2 s 2 σ s 2 s 2 s 2 he equivale a Di fatto questo siegherebbe la formazione di un legame doio, ovvero di un legame sigma e di uno i greco, quest ultimo dato dalla sovraosizione dell orbitale, Questo modello ha il vantaggio si siegare come la rotazione attorno al doio legame sia imedita erché orterebbe alla rottura del legame i greco. La molecola raresentata sora è quindi lanare con angoli a 120 Legame sigma: densità elettronica semre diversa da zero sulla congiungente dei due nuclei Legame i greco: la densità elettronica tra i due nuclei è nulla in almeno un unto
nalogamente, la combinazione di un orbitale s e di uno orta alla formazione di due orbitali s disosti linearmente. I due orbitali residui ossono formare 2 orbitali i greco π s π s σ s s nalogamente, se sono disonibili orbitali d, si ossono creare iù orbitali ibridi, i quali corrisondono alle geometrie VEPR viste
zoto: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 3, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 3 strato di valenza. L azoto resenta normalmente covalenza 3. La resenza di una coia solitaria gli ermette di formare un ulteriore legame con atomi che resentano un orbitale vuoto. Il legame covalente è costituito da una coia di elettroni condivisa; la coia uò essere formata dall accoiamento di due elettroni saiati rovenienti da due atomi diversi oure da una coia solitaria di un atomo che interagisce con un orbitale vuoto di un altro atomo. Il donatore della coia solitaria viene chiamato base di Lewis, l accettore acido di Lewis. Il legame formato, che è un normale legame covalente, è chiamato legame dativo e si indica con una freccia dal donatore all accettore. Le ossibile strutture di legame dell azoto con valenza 3 sono: N N N Tetraedrica trigonale lanare lineare s 3 s 2 s e l azoto usa la sua coia solitaria er formare un legame dativo la valenza sale a 4. L azoto, come tutti gli elementi del 2 eriodo non uò formare iù di 4 legami erché ossiede solo 4 orbitali di valenza: il 2s e i tre 2. ammoniaca Ione ammonio Ossigeno: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 4, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 4 strato di valenza. O L ossigeno raggiunge l ottetto mettendo in comarteciazione i due elettroni saiati, è quindi bivalente. Può formare un ulteriore legame come donatore di una coia solitaria (base di Lewis). O O O Fluoro: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 5, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 5 strato di valenza. Tetraedrica tetraedrica Ione idronio s 3 s 3 Il fluoro è monovalente; in alcuni casi uò agire da base di Lewis donando una o iù delle sue coie solitarie. Neon: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 6, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 6 strato comleto. ol Neon si comleta l ottetto ed il secondo strato; non forma legami chimici. F
Boro: struttura elettronica come atomo isolato 1s 2 2s 2 2 1, 1s 2 strato comleto, 2s 2 2 1 strato di valenza. Il boro, nel tentativo di comletare lo strato, romuove un elettrone da 2s a 2; con tre elettroni saiati uò formare tre legami raggiungendo erò solo 6 elettroni nello strato esterno. Il triidruro di boro è quindi una molecola molto reattiva er la resenza di un orbitale vuoto che gli conferisce il carattere di acido di Lewis. Una molecola di ammoniaca N 3 reagisce con il B 3 donando la coia solitaria all orbitale vuoto del boro formando un legame dativo. L addotto che si forma è stabile erché tutti gli atomi hanno ora comletato l ottetto. Fosforo: struttura elettronica come atomo isolato [Ne] 3s 2 3 3 strato di valenza. Può romuovere un elettrone al livello 3d (esansione dell ottetto). Valenze 3 e 5. P P P Zolfo: struttura elettronica come atomo isolato [Ne] 3s 2 3 4 strato di valenza. Può romuovere uno o due elettroni al livello 3d (esansione dell ottetto). Valenze 2, 4 e 6. Tetraedrica trigonale biiramidale tetraedrica s 3 s 3 d s 3 Tetraedrica, trigonale biiramidale, ottaedrica, tetraedrica tetraedrica loro: struttura elettronica come atomo isolato [Ne] 3s 2 3 5 strato di valenza. Può romuovere fino a tre elettroni al livello 3d (esansione dell ottetto). Valenze 1, 3, 5 e 7. l l l l l l l Tetraedrica, trigonale biiramidale, tetraedrica tetraedrica tetraedrica
TRUTTURE MOLEOLRI DI OMPOTI ORGNII Metano 4 : Il forma 4 legami er raggiungere l ottetto. ssume una geometria tetraedrica, essendoci intorno al quattro coie di legame. Ognuno dei quattro orbitali ibridi s 3, miscelazioni di 2s e i tre 2 uri, contiene un elettrone saiato che viene messo in comarteciazione con quello dell idrogeno. Etene o etilene 2 4 : Il forma un legame doio con un secondo carbonio. La geometria intorno al singolo atomo di è trigonale lanare (120 ). Vengono usati i tre orbitali ibridi s 2, miscelazione di 2s e due degli orbitali 2, er la formazione dei legami σ con i due e l altro. Il restante orbitale 2 non ibridizzato viene imiegato er formare il legame π. Il legame π imedisce la rotazione di un gruo 2 risetto all altro (la rotazione orterebbe infatti alla rottura del legame). I sei atomi che costituiscono la molecola vengono così a trovarsi tutti sullo stesso iano. Etino o acetilene 2 2 : L atomo di carbonio forma un trilo legame con il secondo. La geometria del gruo -- è lineare; il centrale è circondato da due nuvole elettroniche. I legami σ sono costituiti dai due ibridi s; i due orbitali 2 non ibridizzati formano due legami π su iani erendicolari. I quattro atomi sono disosti tutti su un unica linea. IL BENZENE Benzene: caostiite degli idrocarburi aromatici. Il resenta una geometria trigonale lanare (ibridi s 2 ), ne deriva che i 12 atomi si trovano tutti sullo stesso iano. La formula di struttura resenta gli atomi di legati da legami doi e singoli alternati che dovrebbero essere caratterizzati da lunghezze di legame diverse. In realtà le lunghezze di legame - serimentali sono tutte identiche e intermedie tra quelle tiiche dei legami singoli e doi. La ragione risiede nel rocesso di delocalizzazione elettronica che interviene in molte struttura atomiche lanari. La struttura elettronica del benzene è costituita da un ossatura di legami σ determinata dagli orbitali ibridi s 2 ed una struttura π creata dagli orbitali (uno er ) non imegnati negli ibridi. Ognuno di questi vede un intorno identico e si sovraone allo stesso modo con I due contigui formando una sorta di ciambella di densità elettronicaπsora e sotto il iano atomico. I sei elettroni contenuti in questi orbitali si muovono quindi indifferentemente su tutti I sei atomi di carbonio dando luogo al fenomeno della delocalizzazione. Nel formalismo del legame di valenza non è ossibile raresentare il fenomeno della delocalizzazione elettronica con un unica formula di struttura. Per definire la reale struttura del benzene si ricorre al concetto di risonanza, considerando il benzene come ibrido di risonanza tra le due formule limiti e B, ognuna delle quali mantiene la stessa disosizione degli atomi, ma cambia il modo di scrivere gli elettroni imegnati nei legami. Tre diverse raresentazioni del benzene B