Capitolo 11 Teorie del legame covalente
Teorie del legame covalente 11.1 Teoria del legame di valenza (VB) e l’ibridazione degli orbitali 11.2 Il modo di sovrapposizione degli orbitali e I tipi di legami covalenti 11.3 Teoria degli Orbitali Molecolari (MO) e delocalizzazione elettronica
I temi centrali della 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 d’onda sono in fase e l’ampiezza aumenta nella regione internucleare .
I temi centrali della teoria VB Un insieme di orbitali sovrapposti ha una capacità massima di due elettroni che devono avere 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. C’è un’ibridazione (mescolamento) degli orbitali atomici per formare gli orbitali nella molecola.
fluoruro di idrogeno, HF Sovrapposizione degli orbitali e appaiamento degli spin in tre molecole biatomiche Figura 11.1 idrogeno, H2 fluoruro di idrogeno, HF fluoro, F2
Orbitali ibridi Punti essenziali 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. Tipi di orbitali ibridi sp sp2 sp3 sp3d sp3d2
Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso Figura 11.2 Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso
Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso Figura 11.2 Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso
Gli orbitali ibridi sp2 in BF3 Figura 11.3 Gli orbitali ibridi sp2 in BF3
Gli orbitali ibridi sp3 in CH4 Figura 11.4 Gli orbitali ibridi sp3 in CH4
Gli orbitali ibridi sp3 in NH3 Figura 11.5 Gli orbitali ibridi sp3 in NH3
Gli orbitali ibridi sp3 in H2O Figura 11.5 Gli orbitali ibridi sp3 in H2O
Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5 Figura 11.6 Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5
Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6 Figura 11.7 Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6
I legami s nell’etano (C2H6) Figura 11.9 I legami s nell’etano (C2H6)
I legami s e p nell’etilene (C2H4) Figura 11.10 I legami s e p nell’etilene (C2H4)
I legami s e p nell’acetilene (C2H2) Figura 11.11 I legami s e p nell’acetilene (C2H2)
Densità elettronica e ordine di legame
Figura 11.12 Rotazione limitata delle molecole con legami p TRANS CIS
I temi centrali della teoria MO A livello quantomeccanico una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei circondati da orbitali molecolari delocalizzati. La somma delle funzioni d’onda degli orbitali atomici produce le funzioni d’onda degli orbitali molecolari. Se le funzioni d’onda si combinano positivamente (si rafforzano) si forma un MO legante (c’è una regione di elevata densità di carica tra I nuclei).). Se le funzioni d’onda si combinano negativamente (si annullano) si forma un MO antilegante (si ha un nodo tra I nuclei, ovvero una regione di densità elettronica zero).
Figura 11.13 Un’analogia tra le onde luminose e le funzioni d’onda atomiche
Superfici di contorno ed energie degli orbitali Figura 11.14 Superfici di contorno ed energie degli orbitali molecolari leganti e antileganti in(MOs) in H2.
Il diagramma degli orbitali molecolari per H2 Figura 11.15 Il diagramma degli orbitali molecolari per H2
Diagrammi degli orbitali molecolari per He2+ e He2 Figura 11.16 Diagrammi degli orbitali molecolari per He2+ e He2
Figura 11.19 Livelli energetici relativi degli orbitali molecolari per le molecole biatomiche omonucleari degli elementi del Periodo 2
Le proprietà paramagnetiche Figura 11.21 Le proprietà paramagnetiche di O2
Il diagramma degli orbitali molecolari per HF Figura 11.22
Il diagramma degli orbitali molecolari per NO Figura 11.23 Il diagramma degli orbitali molecolari per NO
Figure 11.25 Gli orbitali molecolari leganti p di energia più bassa nel benzene e nell’ozono benzene, C6H6 ozono,O3