Dalla struttura atomica

Presentazione sul tema: "Dalla struttura atomica"— Transcript della presentazione:

1 Dalla struttura atomica
alla nomenclatura

2 Capitolo 4 Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
Unità 12 La forma delle molecole 4.1 Angolo di legame e forma delle molecole 4.2 Il modello VSEPR Unità 13 L’ibridazione degli orbitali e la risonanza 4.3 La teoria degli orbitali ibridi 4.4 Ibridi di risonanza

3 Capitolo 4 Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
Unità 14 Legami, polarità e solubilità 4.5 Forma e polarità delle molecole 4.6 Polarità e miscibilità 4.7 La formazione delle soluzioni 4.8 Soluzioni di un solido in un liquido

4 4.1 Angolo di legame e forma delle molecole
Le proprietà delle sostanze dipendono dal tipo di legame che unisce gli atomi e dalla forma delle molecole. La forma e le dimensioni delle molecole, la disposizione degli atomi nello spazio, la lunghezza e gli angoli di legame definiscono la geometria molecolare.

5 4.1 Angolo di legame e forma delle molecole
L’angolo di legame è l’angolo formato dagli assi di due legami chimici che partono dallo stesso atomo.

6 4.2 Il modello VSEPR La geometria molecolare dei composti può essere ricavata dalla teoria VSEPR. Secondo il modello VSEPR la forma di una molecola viene determinata dalla repulsione tra i doppietti elettronici presenti nel livello più esterno. Le coppie non leganti respingono le altre coppie elettroniche maggiormente rispetto alle coppie leganti; un legame multiplo respinge le altre coppie elettroniche con maggiore forza rispetto a un legame singolo; la repulsione tra coppie leganti aumenta al diminuire dell’elettronegatività dell’elemento legato.

7 I legami multipli si considerano come una coppia elettronica unica.
4.2 Il modello VSEPR Gli orbitali esterni occupano posizioni reciproche che realizzano la massima distanza possibile e quindi la minima interazione. La geometria di una molecola si ricava dalla struttura di Lewis contando il numero totale di coppie elettroniche presenti attorno all’atomo centrale. I legami multipli si considerano come una coppia elettronica unica.

8 4.2 Il modello VSEPR Molecole con due coppie elettroniche attorno all’atomo centrale assumono una geometria lineare con angoli di 180°.

9 4.2 Il modello VSEPR Molecole con tre coppie elettroniche attorno all’atomo centrale assumono una geometria triangolare planare.

10 4.2 Il modello VSEPR Molecole con quattro coppie elettroniche attorno all’atomo centrale assumono una geometria tetraedrica.

11 4.2 Il modello VSEPR La forma che la molecola effettivamente assume si ricava invece dal numero di coppie di legame e di non legame. Molecole con lo stesso numero di coppie elettroniche attorno all’atomo centrale, ma con numero diverso di coppie elettroniche di non legame, hanno stessa geometria ma forma diversa. La forma delle molecole è determinata dal numero di atomi legati all’atomo centrale.

12 4.2 Il modello VSEPR Molecole con tre coppie di legame attorno all’atomo centrale ma con solo due atomi legati assumono forma piegata.

13 4.2 Il modello VSEPR Molecole con quattro coppie di legame attorno all’atomo centrale ma con solo tre atomi legati assumono forma piramidale triangolare.

14 4.2 Il modello VSEPR Molecole con quattro coppie di legame attorno all’atomo centrale ma con solo due atomi legati assumono forma piegata.

15 4.2 Il modello VSEPR

16 4.2 Il modello VSEPR

17 4.3 La teoria degli orbitali ibridi
Secondo la teoria degli orbitali ibridi i legami si possono originare anche da orbitali diversi dagli orbitali s, p, d e f, gli orbitali ibridi. Gli orbitali ibridi sono orbitali nuovi ottenuti dalla combinazione, ricavata matematicamente, di più orbitali atomici di uno stesso atomo.

18 4.3 La teoria degli orbitali ibridi
Un atomo di berillio ha due elettroni nell’orbitale 2s. Quando viene eccitato, un elettrone è promosso in un orbitale p. I due orbitali con singoletto si mescolano per dare due orbitali ibridi uguali. L’atomo di berillio viene ad avere così due orbitali con singoletto e può formare due legami covalenti.

19 4.3 La teoria degli orbitali ibridi
In pratica: più orbitali di tipo diverso si possono mescolare per dare nuovi orbitali, gli orbitali ibridi, isoenergetici tra loro; l’ibridazione degli orbitali permette di aumentare il numero di legami covalenti che un atomo può formare e rende così più stabili le molecole.

20 4.3 La teoria degli orbitali ibridi
Il numero e il tipo di orbitali ibridi determinano la geometria della molecola formata dall’atomo ibridato.

21 4.3 La teoria degli orbitali ibridi

22 4.4 Ibridi di risonanza La risonanza è determinata da una delocalizzazione degli elettroni che spostandosi danno origine a strutture diverse senza che gli atomi cambino di posto. Un composto in cui gli elettroni sono delocalizzati è detto ibrido di risonanza e deve essere rappresentato tramite più formule di struttura dette formule limite.

23 4.4 Ibridi di risonanza Ciascuna possibile formula limite contribuisce alla stabilità dell’ibrido in relazione al proprio contenuto energetico. L’ibrido assume per più tempo la struttura rappresentata dalla formula limite più stabile Un ibrido di risonanza è tanto più stabile quanto più numerose sono le formule limite equivalenti dal punto di vista energetico che lo rappresentano.

24 4.4 Ibridi di risonanza La rappresentazione degli ibridi di risonanza privilegia la formula limite più stabile.

25 4.5 Forma e polarità delle molecole
La polarità di una molecola dipende, oltre che dalla presenza di legami covalenti eteropolari, anche dalla sua forma. Le molecole polari hanno un dipolo permanente.

26 4.5 Forma e polarità delle molecole
Le molecole in cui gli elettroni sono equamente condivisi, o nelle quali i dipoli annullano reciprocamente il loro effetto, sono dette molecole apolari.

27 4.5 Forma e polarità delle molecole
Le molecole apolari interagiscono con difficoltà e con poca forza e si trovano in natura come particelle isolate allo stato gassoso. Le molecole polari interagiscono fortemente tra loro e con altre molecole o ioni attraverso legami ioni-dipolo, legami idrogeno e interazioni di Van der Waals e si trovano in natura in uno stato condensato.

28 4.6 Polarità e miscibilità
Anche la miscibilità e la solubilità delle sostanze sono influenzate dalla polarità delle loro molecole. Le sostanze polari si sciolgono in quelle polari, le sostanze apolari si sciolgono nelle apolari: il simile scioglie il simile.

29 4.7 La formazione delle soluzioni
Affinché il processo di solubilizzazione avvenga, occorre che le interazioni tra soluto e solvente riescano a compensare l’energia spesa per allontanare le particelle.

30 4.7 La formazione delle soluzioni
Solo sostanze con struttura simile possono dar luogo a interazioni con forze uguali o superiori a quelle presenti tra le molecole di soluto e di solvente separati. Tra le sostanze apolari che si miscelano agiscono interazioni dipolo-dipolo indotto o dipolo indotto-dipolo indotto, mentre tra le sostanze polari che si solubilizzano si instaurano interazioni dipolo-dipolo o legami idrogeno.

31 4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
La dissoluzione di un solido ionico in acqua avviene in quanto le forze di attrazione tra gli ioni sono vinte dalle forze ione-dipolo, che si stabiliscono tra gli ioni del cristallo e le molecole d’acqua I singoli ioni sono separati e circondati da molecole d’acqua.

32 4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
I legami idrogeno che uniscono le molecole di un solido molecolare si rompono in presenza di acqua a causa dei nuovi legami idrogeno che si formano tra le molecole del solido e le molecole d’acqua e il cristallo si scioglie.

33 4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
I solidi covalenti e i solidi metallici non sono solubili in acqua. L’acqua è un ottimo solvente per i solidi ionici e per i solidi molecolari.