LEGAME COVALENTE: PUNTI DI DEBOLEZZALLA TEORIA DI LEWIS Non approfondisce la distribuzione degli elettroni nella molecola. Non spiega perchè di solito.

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2 LEGAME COVALENTE: PUNTI DI DEBOLEZZALLA TEORIA DI LEWIS Non approfondisce la distribuzione degli elettroni nella molecola. Non spiega perchè di solito la regola dell’ottetto viene osservata e altre volte no. Non analizza le variazioni di energia che avvengono nella formazione del legame Non definisce la direzionalità dei legami

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4 Orbitali ibridi sp 3 in NH 3 e H 2 O

5 10.5

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11 TEORIA VSEPR DALLE FORMULE DI LEWIS ALLA FORMA DELLE MOLECOLE

12 DOMANDA ….. proviamo per l’ H 2 O Possiamo predire la forma delle molecole semplicemente combinando gli orbitali atomici disponibili su ciascun atomo?

13 O y x z.. 2s. 2p. ossigeno = [He]2s 2 2p 4 ORBITALIDELL’OSSIGENO Gli orbitali 2p sono perpendicolari (90 o ) 2p 2 2p 1 2p 1.. 2p

14 Combinazione degli orbitali atomici dell’H 2 O La predizione di un angolo di 90° è sbagliata. ossigeno = [He]2s 2 2p 4 idrogeno = 1s 1.. 2s 2p O y x z.... H. 1s H.

15 104 o l’effettivo angolo H-O-H (misurato con la diffrazione elettronica) è di 104 o RISULTATI SPERIMENTALI Non c’è accordo con il modello atomico! H H O

16 UNA TEORIA PIÙ EFFICACE V alence S hell E lectron P air R epulsion Stabilisce che le coppie elettroniche del livello di valenza, siano esse coppie Solitarie o coppie di legame, si dispongono nello spazio alla maggior distanza Possibile tra di loro onde minimizzare gli effetti repulsivi.

17 Teoria VSEPR Un atomo è circondato da elettroni di valenza che possono formare legami singoli, doppi, tripli o restare non condivisi. In ciascuna di tali situazioni si creano attorno al nucleo delle regioni di densità elettronica che si tengono il più distanti possibili per minimizzare le repulsioni e che determinano la geometria della molecola. 2 regioni di densità elettronicaLINEARE 3 regioni di densità elettronica TRIGONALE PLANARE 4 regioni di densità elettronica TETRAEDRO 5 regioni di densità elettronica BIPIDAMIDE TRIGONALE 6 regioni di densità elettronica OTTAEDRICA

18 GEOMETRIA LINEARE

19 2 atomi si dispongono attorno all’atomo centrale formando angoli uguali di 180° 180° C lineare CC

20 ottetto incompleto tutti 180 o entrambi 180 o CH 3 MgCH 3 HBeH I legami tripli contano come 1 coppia Le molecole lineari non deviano da 180°! RISULTATI SPERIMENTALI CH 2 =C=O CH 2 =C=CH 2 O=C=O CH 3 –C  C–CH 3 H–C  C–H H–C  N:

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22 GEOMETRIA TRIGONALE PLANARE

23 3 atomi si dispongono intorno all’ atomo centrale formando angoli uguali e descrivono un triangolo equilatero, con angoli di 120° 120°

24 C trigonale planare + CNP + P

25 FB F F 120 o HC H H + ottetto incompleto carbocatione Tutte le repulsioni uguali 3 legami equivalenti Non è una molecola stabile, è uno ione “intermedio” - reagisce velocemente RISULTATI SPERIMENTALI

26 Trifluoruro di Boro Geometria triangolare

27 DEVIAZIONI DAGLI ANGOLI IDEALI DELLA STRUTTURA TRIGONALE PLANARE

28 repulsioni maggiori 1 coppia – 2 coppie repulsioni minori 1 coppia – 1 coppia > 120 o < 120 o Negli alcheni l’angolo diedro C=C–H è maggiore dell’angolo diedro H–C–H. REPULSIONI DISEGUALI C...... C H H

29 REPULSIONI DISEGUALI maggiori repulsioni minori repulsioni In un legame C-Cl gli elettroni sono più vicini al cloro e più lontani tra di loro. LEGAMI POLARI Nei legami C-H gli elettroni sono condivisi quasi equamente tra C e H. LEGAMI NON POLARI r.... C.. Cl Il Cl elettronegativo drena elettroni verso di sé (legame polare). polare R H H CCH 2 121.5 o 117 o 123 o 114 o 125 o 110 o F F CCH 2 Cl CCH 2.. H H.. C..

30 REPULSIONI DISEGUALI SO 2 GEOMETRIA ANGOLATA L’angolo è inferiore ai 120°

31 GEOMETRIA TETRAEDRICA

32 4 zone di densità elettronica sono disposte attorno all’ atomo centrale. Si formano angoli uguali che descrivono un tetraedro.Gli angoli sono di 109°28 ' 109°28'

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34 VARIAZIONI SUL TETRAEDRO PIRAMIDALE.. TETRAEDRICO ANGOLARE.. Quando quattro atomi sono disposti attorno all’atomo centrale la geometria si definisce tetraedrica. Quando sono presenti due coppie di elettroni la geometria è angolare Quando è presente una coppia di elettroni la geometria è piramidale L’atomo centrale può essere C, N, O, etc.

35 C H H H H : :.. Molecola simmetrica tutte le repulsioni sono uguali perfetto tetraedro tutti gli angoli di 109 o 28’ N H H :.. H l’angolo diventa maggiore repulsione maggiore Molecola non simmetrica le coppie non condivise respingono di più delle coppie di legame REPULSIONI TRA ELETTRONI repulsioni minori l’angolo diventa minore 107 o L’angolo H-N-H si riduce a 107 o 109 o 28’

36 REPULSIONI STERICHE C CH 3 H H :.. “Repulsioni Steriche” H C CH 3 H CH 3 112 o 106 o I gruppi CH 3 sono così voluminosi che si respingono allargando l’angolo.

37 ELEMENTI DEL 3° PERIODO NON HANNO TENDENZA INFERIORE A FORMARE TETRAEDRI N.. P 2° PERIODO 3° PERIODO repulsioni maggiori repulsioni minori La coppia non condivisa sul P occupa molto più spazio di quella sull’azoto Gli elettroni sono più diffusi e più lontani dal nucleo. H P H H 93 o H N H H 107 o

38 GEOMETRIA PIRAMIDALE A BASE TRIGONALE

39 5 zone di densità elettronica sono disposte attorno all’ atomo centrale. Si formano angoli di 90 e 120 gradi che descrivono una bipiramide a base trigonale

40 A FORMA DI T Quando è presente una coppia di elettroni la geometria è a sella di cavallo o altalena LINEARE Quando sono presenti due coppie di elettroni la geometria è a T Quando sono presenti tre coppie di elettroni la geometria è lineare ALTALENA O SELLA DI CAVALLO VARIAZIONI SULLA BIPIRAMIDE TRIGONALE

41 ALTALENA O SELLA DI CAVALLO SF 4 MOLECOLE CON 5 COPPIE DI ELETTRONI

42 GEOMETRIA OTTAEDRICA

43 6 zone di densità elettronica sono disposte attorno all’ atomo centrale. Si formano angoli di 90 gradi che descrivono un ottaedro

44 VARIAZIONI SULL’ OTTAEDRO Quando è presente una coppia di elettroni la geometria è piramidale a base quadrata Quando sono presenti due coppie di elettroni la geometria è quadrato planare PIRAMIDALE A BASE QUADRATA QUADRATA PLANARE

45 PIRAMIDALE A BASE QUADRATA QUADRATA PLANARE XeF 4 BrF 5 MOLECOLE CON 6 COPPIE DI ELETTRONI

46 VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION coppiegeometriaangoli Per la maggior parte delle molecole, queste previsioni sono corrette in un range di pochi gradi (  5 o ). 6 coppie ottaedrica 90 o 5 coppie bipiramide trigonale 120 o, 90 o 4 coppie tetraedrica 109 o 28’ (piramidale, angolare) 2 coppie lineare 180 o 3 coppie trigonale planare 120 o

47 Teoria del legame valenza planare geometria bipiramidale triangolare nel PCl 5 3d P* ( sp 3 d) Cl 3s3p Cl 3s3p Cl 3s2p Cl 3s3p 3s3p La sovrapposizione degli orbitali ibridi sp 3 d del P con gli orbitali 3p del Cl danno 5 legami P-Cl (sp 3 d)-3p in due sets: due legami assiali lungo l’asse z (180°) e tre legami equatoriali nel piano xy (120° fra di loro e 90° da ciascun legame assiale). Questo significa che I 5 legami non sono equivalenti! Cl

48 Teoria del legame valenza planare geometria ottaedrica nel : SF 6 S* 3d 3s 3p S S* ( sp 3 d 2 ) 3d FFFFFF La sovrapposizione degli orbitali ibridi sp 3 d 2 dello S con orbitali 2p degli atomi di F danno 6 legami S-F (sp 3 d 2 )-2p a 90°. sp 3 d 2

49 2s 2p N N+N+ Teoria del legame di valenza: l’anione nitrato Ci sono tre zone di densità elettronica attorno all’N pertanto la geometria è trigonale planare. AX 3 (trigonale planare). sp 2 2p N + *(sp 2 ) O-O-  2s2p O-O- 2s2p O 2s2p    La sovrapposizione dell’ orbitale ibrido sp 2 dell’ N con orbitali 2p dell’O tre legami (sp 2 -2p) e la sovrapposizione dell’ orbitale p dell’ N con l’ appropriato orbitale dell’ossigeno non carico (2p-2p) forma il doppio legame

50 Teoria del legame di valenza 1.Scrivere una struttura di Lewis accettabile per la molecola. 2.Determinare il numero di zone di densità elettronica (coppie di elettroni condivise e non) attorno agli atomi centrali e determinare la geometria secondo la VSEPR. 3.Costruire gli orbitali ibridi opportuni per i legami previsti. 4.Unire tra di loro gli orbitali. 5.Descrivere il legame. Disegnare I legami formati dalla sovrapposizione degli orbitali. Due zone di densità Be, AX 2 (lineare) Due orbitali a 180° pertanto due orbitali sp ibridi Due (sp-1s) legami  Be-H. sp 1s

51 VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION Zone di densità geometriaangoli ibridazione Per la maggior parte delle molecole, queste previsioni sono corrette in un range di pochi gradi (  5 o ). 6 zone ottaedrica 90 o d 2 sp 3 5 zone bipiramide 120 o, 90 o dsp 3 trigonale 4 zone tetraedrica109 o 28’ sp 3 (piramidale, angolare) 2 zone lineare 180 o sp 3 zone trigonale 120 o sp 2 planare 6

52 Teoria degli obitali molecolari nel legame chimico

53 Teoria del legame di valenza Spiega le strutture delle molecole covalenti VSEPR è parte della teoria VB

54 I Principi della teoria del legame di valenza I legami si formano per sovrapposizione di orbitali atomici e con la condivisione di una coppia di elettroni Si può formare un set di orbitali ibridi per spiegare la geometria molecolare Coppie non condivise di elettroni sono localizate su un atomo

55 Teoria dell’ Orbitale Moleculare (OM) Spiega la distribuzione e l’energia degli elettroni nelle molecole Utile per descrivere le proprietà dei composti ad esempio: Energie di legame, distribuzione della nube elettronica, e proprietà magnetiche

56 Principi della teoria dell’ OM Nella formazione del legame gli orbitali atomici si trasformano in nuovi orbitali con diversa forma, energia, e distribuzioni di densità elettronica. Questo risultato è raggiunto con la sovrapposizione di orbitali atomici di differenti atomi

57 Gli Orbitali Molecolari sono i livelli energetici permessi per un elettrone che si muove in un campo elettrico generato da due o più nuclei. Il principio dell’Aufbau, il principio di esclusione di Pauli e di Hund (Regola della Massima Molteplicità) sono usate per riempire gli Orbitali Molecolari. Gli Orbitali Molecolari sono i livelli energetici permessi per un elettrone che si muove in un campo elettrico generato da due o più nuclei. Il principio dell’Aufbau, il principio di esclusione di Pauli e di Hund (Regola della Massima Molteplicità) sono usate per riempire gli Orbitali Molecolari.

58 Principi della teoria dell’ OM Il numero di Orbitali Molecolari formati è sempre uguale al numero di orbitali atomici combinati. Il numero di elettroni negli OM è uguale alla somma degli elettroni negli atomi che si legano.

59 Orbitali Molecolari hanno differenti energie dipendenti dal tipo di sovrapposizione Orbitali leganti (Energia più bassa dei correspondenti OA) e pertanto più stabile Orbitali di non legame (stessa energia dei correspondenti OA) e pertanto con uguale stabilità Orbitali di antilegame (Energia più alta dei correspondenti OA) e pertanto meno stabile

60 Sovrapposizione di due Orbitali Atomici 1s Interferenza Costruttiva dall’ orbitale 1s (  1s ) Interferenza distruttiva dall’orbitale 1s (  1s *) L’orbitale molecolare di antilegame ha un piano nodale bisecante l’asse internucleare. Un nodo o un piano nodale è una regione nella quale la probabilità di trovare l’ elettrone è nulla.

61 s s  ss   ss antilegante legante Legame Sigma

62 s-s p-p sp-sp  legame

63 Sovrapposizione degli Orbitali 2p x Interferenza costruttiva degli orbitali 2p x (  1s) Interferenza distruttiva degli orbitali 2p x (  1s*)

64 p p  pp   pp antilegante legante Legame Sigma

65 Sovrapposizione di due orbitali 2p z o 2p y Interferenza construttiva degli orbitali 2p y (  2py ) Interferenza distruttiva degli orbitali 2p y (  2py *)

66 p p  pp   pp Legame Pigreco

67  -legame p-p

68 Interazioni degli orbitali p p y p z p x p x p z p y  zz  yy  zz  yy  xx  xx

69 Molecola di Idrogeno 1s1s  1s  1s * H 2 (  1s ) 2

70 Molecola di Elio He 2 (  1s ) 2 (  1s * ) 2 1s  1s  1s * 1s

71 Stabilità delle molecole – U– Una molecola è stabile rispetto agli atomi isolati quando il numero di elettroni presenti negli orbitali molecolari di legame è più grande del numero di presenti negli orbitali molecolari di antilegame –L–L’ordine di legame è la semidifferenza fra gli elettroni presenti negli orbitali molecolari di legame e il numero di presenti negli orbitali molecolari di antilegame.

72 Elementi del secondo periodo Molelcole omonucleari biatomiche Molelcole omonucleari biatomiche Nel secondo periodo abbiamo 4 orbitali per atomo! Pertanto in totale in molecole biatomiche ne abbiamo 8 1s 1s 2s 2s 2p2p Li 2 Li 2 - N2N2N2N2 pattern 2p x 2p y 2p z  1s  2s  1s *  2s *  2px *  2px  2py  2py *  2pz  2pz *

73 O2 - Ne2 pattern  1s  2s  1s *  2s *  2px  2px *  2 py,  2 pz  2 py *,  2 pz * O 2 è paramagnetico!! (  1s ) 2 (  1s *) 2 (  2s ) 2 (  2s *) 2 (  2px ) 2 (  2py ) 2 (  2pz ) 2 (  2py *) (  2pz *)

74 10.6

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76 I diagrammi degli orbitali molecolari per molecole eteronucleari biatomiche sono simili a quelli delle molecole omonucleari diatomiche. Tuttavia, i livelli di energia degli orbitali atomici sono differenti, così che i diagrammi degli orbitali molecolari sono asimmetrici. C atomo O atomo 2s 2s

77 Diagramma di livello energetico per HF

78 Esercitazione Determinare la formula di struttura di NaNO 2 Quali legami sono presenti nel composto? Nel composto sono presenti legami ionici e legami covalenti. Pertanto ci sarà un legame ionico tra il catione atomico Na+ e l’anione molecolare NO 2 -

79 Esercitazione SO 4 2- N 2 H 2 O SF 6 CO 2

80 qI Radicali sono atomi o molecole, o ioni che possiedono un numero dispari di Elettroni disaccoppiati :O - Cl - O:........... NO.

81 Atomi con meno di 8 elettroni - Questo si verifica in composti “elettron deficienti Atomi con più di 8 elettroni danno espansione dell’ottetto- Questo si verifica per gli elementi dal terzo periodo in poi.. :F: B :F: :F:.... :F: B :F: :F:.... +1 - 1 Determinazione della formula di struttura di BF 3

82 Espansione dell’ottetto PCl 5 P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 Cl: 1s 2 2s 2 2p 5 3s 2 2s 2 3p 3 2p 5 3d 3 3s 2 3p 3 3d 3