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Teoria del Legame di Valenza La descrizione del legame covalente in termini di sovrapposizione di orbitali atomici é chiamata teoria del legame di valenza.

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1 Teoria del Legame di Valenza La descrizione del legame covalente in termini di sovrapposizione di orbitali atomici é chiamata teoria del legame di valenza.

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3 Il legame di valenza però non spiega la maggior parte delle geometrie delle molecole poliatomiche (Es. CH 4 ) e quindi si è applicato la VSEPR alla teoria del legame di valenza. Angolo di legame sperimentale 92° Angolo di legame sperimentale 94°

4 Teroria del Legame di Valenza: orbitali ibridi Gli orbitali atomici di un atomo possono combinarsi tra loro per dare un nuovo set di orbitali atomici. In un atomo isolato, questo determina un sistema ad energia maggiore, e quindi piu’ instabile. Tuttavia, il nuovo set di orbitali atomici puo’ permettere la formazione di un maggior numero di legami chimici, contribuendo quindi alla stabilità del sistema.

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6 Combinazione lineare di orbitale atomico s con orbtale atomico p p s p s

7 Legame di Valenza: ibridizzazione sp Ogni orbitale ibrido ha il 50% di carattere s e il 50% di carattere p ibridizzazione s p sp p

8 Legame di Valenza: ibridizzazione sp 2 ibridizzazione s p sp 2 p E Ogni orbitale ibrido ha il 33.3% di carattere s e il 66.6% di carattere p

9 Legame di Valenza: ibridizzazione sp 3 Ogni orbitale ibrido ha il 25% di carattere s e il 75% di carattere p ibridizzazione s p sp 3 E

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12 Ibridizzazioni con orbitali d

13 Limite dell’ibridizzazione rispetto a VSEPR Si deve conoscere la geometria per sapere il tipo di ibridizzazione Quindi prima applico la VSEPR e poi sapendo la geometria posso sapere il tipo di ibridizzazione da applicare dalla seguente tabella: VSEPR

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15 Quando gli orbitali d entrano nella formazione del legame, il modello degli orbitali ibridi non dà più risposte univoche il modello degli orbitali ibridi non prevede geometrie che si allontanano dalla geometria ideale, per es. NH 3 e H 2 O fanno angolo di legame che si discostano dall’angolo del tetraedro di 109,5° e solo VSEPR lo prevede, non gli orbitali ibridi. Quindi modello orbitali ibridi è più usato in chimica organica rispetto a chimica inorganica, perche’ le molecole organiche danno geometrie piu’ vicine a quelle ideali Limite dell’ibridizzazione rispetto a VSEPR

16 Esempi di ibridazione sp 3 Angolo di legame di NH 3 è in accordo con ibridizazione sp 3 Angolo di legame di CH 4 è in accordo con ibridizazione sp 3

17 Esempi: C 2 H 4 Esempi di ibridazione sp 2 C  C H H H H

18 Esempi: CO 2 Esempi di ibridazione sp/sp 2 O  C  O sp sp 2

19 Esempi: C 2 H 2 Esempi di ibridazione sp C  C H H sp

20 Nessuno dei modelli proposti finora per rappresentare il legame covalente è capace di spiegare molte cose…. Per es. 1.l’ossigeno è paramagnetico ma la formula di Lewis non lo predice 2.H 2 + è un molecola stabile ma la formula di Lewis non lo predice

21 Orbitale Molecolare La rappresentazione del legame chimico secondo il formalismo di Lewis é solo una dei possibili MODELLI per descrivere il legame covalente ORBITALE MOLECOLARE fornice una rappresentazione meno intuitiva del legame di valenza+VSEPR, ma che meglio descrive le proprietà fisiche delle molecole Ovviamente, le due rappresentazioni non sono inconsistenti ma OM puo’ essere visto come una visione piu’ approfondita del concetto introdotto con il formalismo a coppia di elettroni

22 Orbitale Molecolare Esistono degli orbitali molecolari, cioè delocalizzati su tutta la molecola Il numero di orbitali molecolari che occorre considerare è uguale al numero complessivo di orbitali atomici di valenza degli atomi facenti parte la molecola Gli elettroni esterni dei vari atomi occupano questi orbitali molecolari Il riempimento elettronico degli orbitali molecolari segue la procedura del’Aufbau

23 Orbitale Molecolare Gli orbitali molecolari si ricavano dalla sovraposizione degli orbitali atomici del livello energetico piu’ esterno per dare formazione di legami  e  Si combinano le funzioni d’onda degli orbitali atomici:

24 Orbitale Molecolare Molecola H 2 Ordine di legame = (no. di elettroni in OM di legame – no. di elettroni in OM di antilegame )/2 Per avere molecola stabile il numero di elettroni di legame deve essere superiore a quello negli orbitali di antilegame

25 Orbitale Molecolare

26 Elementi del secondo periodo

27 Orbitale Molecolare Elementi del secondo periodo

28 Orbitale Molecolare Elementi del secondo periodo Orbitali s si sovrappongono di piu’ Maggiore sovrapposizione Maggiore stabilità per OM legame Gli orbitali p perpendicolari all’asse di legame hanno minore stabilizzazione

29 L’effetto della concomitante sovrapposizione di orbitali 2s di un atomo e un orbitale 2p dell’altro è quello di aumentare la separazione fra i quattro OM di tipo , e questo effetto è maggiore tanto meno è la separazione energetica 2s-2p

30 O 2 é una molecola paramagnetica Una proprietà non spiegabile utilizzando solo il formalismo di Lewis

31 Orbitale Molecolare Molecole eteroatomiche H2OH2O


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