Modelli di geometria molecolare

Presentazione sul tema: "Modelli di geometria molecolare"— Transcript della presentazione:

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

2 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

3 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)

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

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

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

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

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

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

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

11 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

12 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

13 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

14 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

15 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

16 fine presentazione arrivederci