Orbitali Molecolari e forma delle molecole VESPR Forma e polarità delle molecole Teoria dell’orbitale molecolare Orbitali di Legame ed antilegame Molecola di O2 ed N2

FORMA DELLE MOLECOLE La forma spaziale di una molecola spesso ne determina le proprietà chimiche.  Le molecole possono essere classificate e denominate, a seconda della loro forma  Per descrivere la forma di una molecola si usano gli angoli di legame Angolo di legame

Teoria VSEPR La forma di un semplice composto covalente può essere predetta dalla teoria: Valence-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR) repulsione tra le coppie di elettroni del livello di valenza. Le coppie di elettroni di valenza sia di legame che solitarie si respingono

Posizioni dei sostituenti di un acido centrale Posizioni che minimizzano le repulsioni L’atomo centrale sta al centro di una sfera e i sostituenti sulla sua superficie alla massima distanza La forma ed angolo di legame dipende solo dal numero dei sostituenti 2 3 4

Forma ed angoli di legame Lineare Trigonale planare Tetraedrica Trigonale bipiramidale Ottaedrica Pentagonale

Se sono presenti doppietti solitari I doppietti solitari (LP:lone pairs) occupano più spazio di quelli di legame (BP: Bonding Pairs) Motivo sterico: non vincolati dai due atomi Motivo elettrostatico: non neutralizzati dai due atomi Repulsione: (LP-LP)>(LP-BP)>(BP-BP) I doppietti solitari sono più larghi

Effetto doppietti solitari Assiali ed equatoriali (più stabili) LP preferiscono stare in posizione assiale: repulsione su un maggior numero di doppietti I doppietti sono più lontani

Molecole polari VSEPR tratta i legami doppi o tripli come i singoli, es. CO2 è lineare; NO3- è triangolare planare. Una molecola polare è una molecola con momento dipolare elettrico diverso da zero.  La presenza di legami polari non rende necessariamente polare una molecola;  Una molecola che contiene legami polari è polare o apolare a seconda della simmetria della disposizione dei singoli legami.

Forma e Polarità

Modello dell’orbitale molecolare Gli orbitali s, p, d si possono ibridizzare a fare nuove forme, lobate, di uguale energia La teoria VSEPR si accorda con la descrizione di tali orbitali ibridi

Orbitali ibridi sp Orbitale s + s orbitale sp Orbitale sp2 orbitale sp3

Orbitali ibridi spd Orbitale sp3d orbitale sp3d2

Orbitali molecolari Gli orbitali di due atomi si fondono o si sovrappongono a formare un nuovo orbitale, legame sigma s Legame sigma tra due orbitali s Legame sigma tra un 1s e 2pz Legami s Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro orbitale p.

Legami sigma, sp3 Orbitali ibridi nel metano CH4 Orbitali ibridi nel etano C2H6

Legami p Nel caso di ibridazione sp2, possono rimanere orbitali p, perpendicolari al piano dei legami sigma. Se essi si sovrappongono si forma il legame pi greco, p Legame p-greco p

Legami p: l’etilene, C2H4 Legami p.   Gli atomi di carbonio hano ibridazione di tipo sp2 e presentano anche un orbitale 2p puro perpendicolare al piano dei legami sigma. Questi due orbitali 2p formano una nube elettronica che diffusa sopra e sotto il piano della molecola detta legame p Molecola di etilene C2H4

Molecole Etino, C2H2 Acido formico, HCOOH La molecola di azoto N2

Benzene Legami sigma del benzene Legami p del benzene Effetto risonanza

Proprietà dei doppi legami Sono più forti dei legami singoli ma non sono la somma di due singoli s è più forte di p Sono rigidi alla torsione i due orbitali p devono sovrapporsi Possono formarsi solo tra atomi relativamente piccoli del secondo periodo Per permettere la sovrapposizione degli orb. p

Teoria dell’orbitale molecolare La descrizione dei legami chimici in termini di meccanica quantistica quando due orbitali ls si sovrappongono, si formano due orbitali molecolari, uno di questi, a* (antilegame), presenta un piano nodale, in cui gli elettroni non possono mai trovarsi, esattamente a metà strada tra i due nuclei.  Un orbitale di legame è un orbitale molecolare che, se occupato da elettroni, diminuisce il contenuto energetico di una molecola, stabilizzandola.  Un orbitale di antilegame è un orbitale molecolare che, se occupato da elettroni, aumenta il contenuto energetico di una molecola, destabilizzandola.

Legame s Antilegame s* Legame p Antilegame p*

Riempimento degli orbitali molecolari Come negli orbitali atomici, un doppietto per orbitale a cominciare da quelli a bassa energia. Es. H2 Gli orbitale di antilegame non sono occupati

Molecole biatomiche degli elementi del secondo periodo Energie degli OM di N2 2pp 2ps   Energie degli OM per O2 Due elettroni spaiati: la molecola è paramagnetica 2pp 2ps  OM di F2 Si formano orbitali di legame ed antilegame s e p Si possono definire le strutture elettroniche Questo spiega perché O2 è paramagnetica

Ordine di legame  Ordine di legame (Bond Order, BO rappresenta il numero netto di legami che si ottiene dopo avere annullato i legami con gli antilegami:  BO = ½ (numero di elettroni in orbitali molecolari di legame - numero di elettroni in orbitali molecolari di antilegame)

Conclusioni Dal numero degli atomi e loro elettroni di valenza degli atomi si può costruire la forma della molecola. Dalla forma e differenza in elettronegatività si può dedurre se è polare La teoria dell’orbitale molecolare spiega come i singoli elettroni contribuiscono a legare gli atomi