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Teoria di Lewis Teoria del Legame di Valenza Teoria degli Orbitali Molecolari Teoria delle coppie di elettroni.

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Presentazione sul tema: "Teoria di Lewis Teoria del Legame di Valenza Teoria degli Orbitali Molecolari Teoria delle coppie di elettroni."— Transcript della presentazione:

1 Teoria di Lewis Teoria del Legame di Valenza Teoria degli Orbitali Molecolari Teoria delle coppie di elettroni

2 Il legame covalente si forma per condivisione tra due atomi di una o più coppie di elettroni, fino a raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile. I simboli di Lewis mettono in evidenza la struttura elettronica esterna degli atomi, cioè permettono di rappresentare gli elettroni di valenza. Sono espressi dal simbolo dellelemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dellatomo e lindicazione della carica ionica, se diversa da zero.

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4 (Cl 2, Br 2, I 2 )

5 Necessità elettrone spaiato: la condizione necessaria per la formazione di un legame covalente è la presenza di un elettrone spaiato in ciascuno dei due atomi che si combinano Un legame covalente è presente quando entrambi gli elementi appartengono al blocco p (fatta eccezione per H) Anche per il legame covalente vale la regola dellottetto

6 Strutture elettroniche o strutture di Lewis

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8 (Sistemi insaturi)

9 σ π

10 pm (picometri)= m Lenergia di legame totale aumenta allaumentare del numero dei legami tra due atomi, mentre parallelamente diminuisce la distanza di legame.

11 + + (notevole reattività chimica) (meno elettronegativo)

12 Pentafluoruro di fosforo Esafluoruro di zolfo Anione esafluoruro di silicio Si osserva a cominciare dagli elementi del terzo periodo

13 Ione ammonio donatore accettore Ione ossonio Qualunque legame dativo una volta formatosi non è distinguibile da un normale legame covalente.

14 Sovrapposizione di due orbitali atomici 1s Teoria del legame di valenza (VB – Valence Bond)

15 IMPORTANTE !!! Nella situazione finale ciascun elettrone, accoppiandosi con laltro a spin antiparallelo, non appartiene più soltanto alluno o allaltro dei due atomi, ma contemporaneamente ad entrambi, cioè allintera molecola.

16 Sovrapposizione di due orbitali atomici 2p x Es.: molecola F 2 [He]

17 Quindi: la condizione necessaria per la formazione di un legame covalente è la presenza di un elettrone spaiato in ciascuno dei due atomi che si combinano Tale numero non sempre può essere determinato dalla struttura elettronica dellatomo nel suo stato fondamentale ma molte volte bisogna considerare il suo stato di valenza.

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25 Tipi di sovrapposizione tra orbitali: legami di tipo e di tipo Legame : si forma per sovrapposizione tra due orbitali atomici in cui lasse internucleare non è lasse di simmetria dei due orbitali (sovrapposizione laterale). Sono presenti in molecole con legami multipli (di cui uno e gli altri ). Legame : si forma per sovrapposizione tra due orbitali atomici che hanno per asse di simmetria lasse internucleare (sovrapposizione coassiale). Tutti i legami sono legami singoli. Sovrapposizione fra due orbitali atomici di tipo s, due di tipo p x e tra un orbitale p x ed uno s.

26 Si formano un legame σ e due legami π elettroni di legame elettroni di non legame elettroni di non legame

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28 Sovrapposizione di orbitali e forza del legame Energia del legame Quanto maggiore è la sovrapposizione tra due orbitali atomici tanto più forte è il legame risultante La sovrapposizione coassiale è maggiore di quella laterale Legame σ più forte del legame π compostoE c-c (KJ/mol) d c-c (Ǻ) Numero e tipi di legami H 3 C-CH 3 etano σ H 2 C=CH 2 etene σ, π HC CH etino σ, π, π

29 La teoria di Lewis e la teoria del legame di valenza non danno indicazioni sulla struttura geometrica delle molecole pertanto bisognerà considerare anche gli stati di valenza e libridazione degli atomi

30 Teoria degli orbitali molecolari (Teoria MO, dallinglese Molecular Orbital) Secondo tale teoria un elettrone in una molecola è descritto da una funzione donda ψ chiamata orbitale molecolare, soluzione dellequazione di Schrödinger, a cui corrisponde un definito valore E di energia. Tale orbitale molecolare è policentrico, cioè la coppia di elettroni che costituisce il legame covalente non è necessariamente localizzata tra i due atomi, ma delocalizzata su tutta la molecola.

31 Lequazione di Schrödinger non si riesce a risolvere esattamente e, pertanto è necessario ricorrere a metodi di approssimazione, uno dei quali è Il metodo della combinazione lineare degli orbitali atomici (LCAO) Anche per gli orbitali molecolari valgono le stesse regole di riempimento elettronico (Principio di esclusione di Pauli e Regola di Hund)

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33 sp 3

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36 Per raggiungere lo stato di ibridazione bisogna spendere energia (energia di ibridazione). Lenergia spesa in tale processo è compensata dalla formazione di legami più forti (maggiore sovrapposizione)

37 Gli orbitali atomici ibridi sono tutti equivalenti tra loro per forma, estensione nello spazio ed energia.

38 Gli orbitali ibridi sp 3 sono tutti equivalenti tra loro per forma, estensione nello spazio ed energia. Angoli di 109°28

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40 Valori di energia intermedi tra gli orbitali s e p che li generano ( in particolare risultano tanto più vicini a quelli degli orbitali p quanto maggiore è il numero di tali orbitali che partecipa allibridazione )

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44 Altri tipi di ibridazione Libridazione può interessare tutti i tipi di orbitali atomici: ibridi con orbitali di tipo d si ritrovano generalmente negli elementi più pesanti, a partire dal terzo periodo, importanti per i metalli di transizione ( che formano i complessi) Requisito necessario La differenza di energia tra gli orbitali atomici deve essere piccola Ibridi tra orbitali con stesso numero quantico principale n ( cioè ns, np, nd o (n-1)d )

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