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-436 kJ 0.074 nm H HH2H2 Formazione del legame covalente in H 2.

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1 -436 kJ nm H HH2H2 Formazione del legame covalente in H 2

2 Le forze attrattive e repulsive nella formazione del legame covalente

3 Conversione di una formula molecolare in una struttura di Lewis

4 VSEPR-Valence Shell Electron Pair Repulsion Le coppie elettroniche, di legame o non condivise, occupano una posizione nello spazio che le allontani il più possibile per minimizzare la repulsione reciproca

5 La forma della molecola è determinata dalla disposizione geometrica degli atomi trascurando le coppie solitarie NH 3, tre coppie di legame, una coppia solitaria, molecola piramidele trigonale, H 2 O, due coppie di legame, due coppia solitaria, molecola angolare Un legame multiplo si considera formato da ununica coppia di elettroni O=C=O, molecola lineare La forma della molecola viene modificata dalla differenza di repulsione elettrostatica fra coppie leganti e copie solitarie. La repulsione coppia solitaria / coppia solitaria > coppia solitaria / coppia di legame > coppia di legame / coppia di legame

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10 Teorie del legame covalente Teoria del legame di valenza (VB) e libridazione degli orbitali Sovrapposizione degli orbitali e I tipi di legami covalenti Teoria degli Orbitali Molecolari (MO) e delocalizzazione elettronica

11 La teoria VB Principio fondamentale Si forma un legame covalente quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono e la regione di sovrapposizione, situata tra I due nuclei, è occupata da una coppia di elettroni. Le due funzioni donda sono in fase e lampiezza aumenta nella regione internucleare. Due orbitali sovrapposti sono occupati da due elettroni con spin opposti (antiparalleli). Maggiore è la sovrapposizione degli orbitali, più forte (più stabile) è il legame. Gli orbitali atomici di valenza in una molecola sono diversi da quelli negli atomi isolati.

12 Sovrapposizione degli orbitali in molecole biatomiche

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14 Orbitali ibridi Il numero di orbitali ibridi ottenuti è uguale al numero di orbitali atomici mescolati. Il tipo di orbitali ibridi ottenuti varia con i tipi di orbitali atomici mescolati. spsp 2 sp 3 sp 3 dsp 3 d 2 Tipi di orbitali ibridi

15 Orbitali ibridi

16 Dalla formula molecolare agli orbitali ibridi usati nella formazione del legame

17 Gli orbitali ibridi sp nel BeCl 2 gassoso

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19 Gli orbitali ibridi sp 2 in BF 3

20 Gli orbitali ibridi sp 3 in CH 4

21 Gli orbitali ibridi sp 3 in NH 3

22 Gli orbitali ibridi sp 3 in H 2 O

23 Gli orbitali ibridi sp 3 d in PCl 5

24 Gli orbitali ibridi sp 3 d 2 in SF 6

25 Legame

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27 Legami

28 I legami nelletano - C 2 H 6

29 I legami e nelletilene - C 2 H 4

30 I legami e nellacetilene (C 2 H 2 )

31 La teoria MO Una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei circondati da orbitali molecolari delocalizzati. La somma delle funzioni donda degli orbitali atomici produce le funzioni donda degli orbitali molecolari. Se le funzioni donda si combinano positivamente (si rafforzano) si forma un MO legante (cè una regione di elevata densità di carica tra I nuclei).). Se le funzioni donda si combinano negativamente (si annullano) si forma un MO antilegante (si ha un nodo tra I nuclei, ovvero una regione di densità elettronica zero).

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33 Unanalogia tra le onde luminose e le funzioni donda atomiche

34 Orbitali molecolari di H 2

35 Orbitali molecolari di He 2 + e He 2

36 Molecole biatomiche omonucleari degli elementi del blocco s

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38 Molecole biatomiche omonucleari degli elementi del Periodo 2

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40 Gli orbitali molecolari di HF

41 Gli orbitali molecolari di NO


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