Formule di struttura Lezione 7.

Presentazione sul tema: "Formule di struttura Lezione 7."— Transcript della presentazione:

1 Formule di struttura Lezione 7

2 Concetti Formule di struttura Geometria delle coppie elettroniche Geometria molecolare Angolo di legame Ordine di legame-distanza di legame Regola dell’ottetto Carica formale Risonanza Molecole apolari e molecole polari

3 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica Individua l’atomo centrale Lega gli atomi periferici all’atomo centrale con legami singoli Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla base della regola dell’ottetto Disponi le eventuali coppie rimaste sull’atomo centrale Disponi i doppi legami in modo da fare rispettare la regola dell’ottetto anche per l’atomo centrale (qualora si tratti di un elemento del secondo periodo) Se intorno all’atomo centrale ci sono meno coppie rispetto alla regola dell’ottetto, TRASFORMARE le coppie di NON legame degli atomi periferici in doppi legami, fino a che anche l’atomo centrale non arriva all’ottetto.

4 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Scrivi tutte le formule di risonanza Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Individua la geometria della MOLECOLA Nota: La geometria delle coppie elettroniche dipende dal numero di coppie intorno all’atomo centrale La geometria della molecola dipende SOLO dalle coppie di legame

5 Esempi CH4, NH3, H2O NOTA Anche le coppie di NON legame degli atomi periferici devono essere disposte in modo opportuno

6 Regole… Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie
Gli ioni carichi possiedono una formula di struttura come le molecole neutre. Il contro totale degli elettroni si ottiene sommando ANCHE la carica formale dello ione! Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie

7 Regole… Gli atomi dal 3° gruppo in poi hanno a disposizione anche gli orbitali d. Pertanto essi possono avere intorno a se Piu’ di 4 legami. La regola dell’ottetto non vale più. Es: PCl3, PCl5, XeF2

8 Risonanza CO32-, NO3-, NO2- Nota:
Utilizzando le regole viste in precedenza si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si puo’ misurare sperimentalmente

9 ] ] ] ] ] ] ] ] O N O O O O O N O N O N O O O O
Possibilita’ di formazione di legami multipli: l’atome centrale non soddisfa ancora la regola dell’ottetto. ] _ O ] N O O La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi ] _ ] _ ] _ O O O ] ] ] N O N O N O O O O

10 In pratica…. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie
Individua l’atomo centrale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Disponi i legami s Individua la geometria della MOLECOLA Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi periferici rispettando la regola dell’ottetto Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami p Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la regola dell’ottetto (tranne quelli del 3 periodo..) Scrivere tutte le possibili formule di risonanza

11 Formule limiti NON equivalenti
Se le formule limiti sono equivalenti (Es: NO3-) esse contribuiscono nello stesso modo alla descrizione della struttura molecolare Se esse NON sono equivalenti, esse contribuiranno DIVERSAMENTE alla descrizione della struttura molecolare. Le formule ad ENERGIA PIU’ BASSA sono quelle che contribuiranno di piu’ Es: 2 formule limite dove una contribuisce al 80% e l’altra al 20%. E’ come se la molecola avesse per 80% del tempo la struttura A e per il 20% la struttura B.

12 Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura molecolare
La formula limite con minore separazione di carica formale è quella a minore energia, è cioè la più stabile e contribuisce di più alla descrizione della formula vera del composto La carica formale su un atomo è data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura -1 ] _ O ] +1 La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola N O O -1

13 -1 -1 ] _ ] _ ] _ O N O O -1 -1 ] ] ] +1 +1 N O N O +1 O O -1 -1 Per lo ione nitrato tutte queste formule limite contribuiscono ugualmente alla descrizione della molecola reale, infatti, hanno tutte la stessa separazione di carica formale

14 Minore separazione delle cariche formali
Es: N2O Formula più “sfavorita” avendo maggiore separazione di carica formale +1 -1 -2 +1 +1 -1 +1 N N O N N O N N O Formula più “favorita” avendo carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo

15 Alcuni esempi svolti… ma esercitatevi da soli, perché l’esame arriva presto…
HSO4 - Na2O2 SO2 ClO2- SO3 2- N2O3 N2O5 HCN XeF2 SF4 O2- ICl3 H2O2 O3 O22- [Co(NH3)6]2+ CrO4 2- Cr2O7 2- [Pt(NH3)2Cl2] Cl2O7

16 Formule di struttura SO42- SO32- SO2 SO3 NO2- NO2 NO2+ PCl5 PCl3 SF6
ClO4- ClO3- ClO2- ClO- O3 O2 O2- O22- O2- N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O4 N2O5

17 Formule di struttura: alcuni casi
BeCl2 BF3 L’atomo centrale non rispetta la regola dell’ottetto CrO4- MnO4- L’atomo centrale non rispetta la regola della carica formale O22- H2O2 S2O82- Perossidi N2O5 Cr2O72- Specie con ossigeno a ponte Specie con legami covalenti tra atomi “centrali” N2O3 N2O4 S2O32- Tio composti H2SO4 HNO3 Acidi SOCl2 POCl3 Altri Composti ternari CH4 NH3 H3PO3 Idrogeni non dissociabili P4 S8 Sostanze allo stato elementare [Co(NH3)6]2+ NiCl4 2- Composti di coordinazione

18 Geometria molecolare e polarità delle molecole
IMPORTANTE!!