Modelli di geometria molecolare Fondati sulla repulsione degli orbitali di valenza degli elementi partecipanti alla formazione della molecola

Per molecole di composti semplici si può prevedere la forma nello spazio applicando una regola pratica che prende in considerazione l’orientamento spaziale dei legami che sono presenti e degli elettroni dell’ultimo livello eventualmente non usati per formare legami Si possono considerare alcune situazioni generali: presenza di legami(orbitali usati) presenza di elettroni liberi(orbitali non usati) attorno all’atomo centrale della molecola

4 orbitali usati,nessuno libero:forma tetraedrica,angolo 109° 3 orbitali usati,1 libero:forma piramidale,angolo 107° 2 orbitali usati,2 liberi:forma angolare,angolo 105° 3 orbitali usati,0 liberi:forma triangolare,angolo 120° 2 orbitali usati,0 liberi:forma lineare,angolo 180° nel caso di legami doppi si considerano come semplici (2 orbitali equivalenti a 1 orbitale)

CH4 :tetraedrica,angolo 109° 4 orbitali di legame 0 orbitali liberi

H2SO4 ---> tedraedrica,109° Zolfo Ossigeno Idrogeno 4 orbitali di legame 0 orbitali liberi

NH3 --->piramidale,angolo 107° Orbitale libero 3 orbitali di legame 1 orbitale libero

H2O ---> angolare,angolo 105° Orbitali liberi 2 orbitali di legame 2 orbitali liberi

BH3 ---> triangolare,angolo 120° 3 orbitali di legame 0 orbitali liberi

HNO3 ---> triangolare,angolo 120° Azoto Ossigeno Idrogeno 3 orbitali di legame 0 orbitali liberi

BeH2 ---->lineare,angolo 180° 2 orbitali di legame 0 orbitali liberi

La geometria molecolare influisce tra l’altro sulla eventuale polarità di una molecola che presenti legami polari al suo interno e alla probabilità che si verifichi un urto efficace nelle reazioni dipendenti dall’orientamento delle molecole reagenti Perché una molecola risulti polarizzata devono essere presenti legami di tipo polare e i baricentri delle cariche positive e negative non devono coincidere:altrimenti pur esistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata

Ossigeno parzialmente carico negativamente Idrogeno parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2O manifesta polarizzazione:dipolo elettrico Baricentro carica negativa Baricentro cariche positive

Ossigeno parzialmente carico negativamente carbonio parzialmente carico positivamente essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio coincidendo i due baricentri,la molecola CO2 non manifesta polarizzazione Baricentro carica positiva Baricentro cariche negative

Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve essere presente una adeguata energia e i reagenti devono collidere secondo una direzione che prende in considerazione la forma dei reagenti stessi: non tutte le collisioni risultano efficaci per la reazione: se manca la energia di attivazione o se l’orientamento delle particelle collidenti non è corretto,in funzione della geometria dei reagenti,la reazione non avviene

Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H Collisione non efficace per orientamento non corretto Collisione efficace:l’urto tra le molecole bene orientate permette la rottura dei legami interatomici Cl-Cl e H-H e la formazione di nuovi legami

fine presentazione arrivederci