Capitolo 10 Le forme delle molecole.

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1 Capitolo 10 Le forme delle molecole

2 Le forme delle molecole
10.1 Rappresentazione delle molecole e degli ioni con strutture di Lewis 10.2 Teoria VSEPR (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion, Repulsione tra le coppie di elettroni del guscio di valenza) e forma molecolare 10.3 Forma molecolare e polarità molecolare

3 Figura 10.1 Le tappe nella conversione di una formula molecolare in una struttura di Lewis

4 Risonanza: legame a coppie di elettroni delocalizzati
O3 può essere scritto in 2 modi - Nessuna delle due strutture rappresenta accuratamente O3 ma si può disegnare una struttura che è un ibrido delle due – una struttura di risonanza Le strutture di risonanza hanno la stessa posizione relativa degli atomi ma differenti posizioni delle coppie di elettroni di legame e di elettroni solitari. Indica che c’è risonanza tra le strutture.

5 Carica formale: scelta della migliore struttura di risonanza
Un atomo “possiede” tutti i suoi elettroni di valenza non condivisi e metà dei suoi elettroni di valenza condivisi La carica formale è la carica che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame fossero condivisi ugualmente. Carica formale di un atomo = numero e- di valenza – (numero di e- di valenza non condivisi + 1/2 numero di e- di valenza condivisi) Per OC e- di valenza= 6 e- non condivisi = 6 e- condivisi = 2 X 1/2 = 1 carica formale = -1 Per OA e- di valenza= 6 e- non condivisi= 4 e- condivisi= 4 X 1/2 = 2 carica formale = 0 Per OB e- di valenza= 6 e- non condivisi = 2 e- condivisi = 6 X 1/2 = 3 carica formale = +1

6 Risonanza (continua) Tre criteri per scegliere le strutture di risonanza più importanti: Le cariche formali più piccole (sia positive che negative) sono preferibili a quelle più grandi. Evitare cariche uguali (+ + o - - ) su atomi adiacenti. Una carica formale più negativa dovrebbe risiedere su un atomo più elettronegativo.

7 Risonanza (continua) ESEMPIO: NCO- ha 3 possibli forme di risonanza -
cariche formali -2 +1 -1 -1 Le forme B e C hanno cariche formali negative su N e O: questo le rende preferibili rispetto al forma A. La forma C ha una carica negativa su O che è l’elemento più elettronegativo, perciò C contribuisce maggiormente all’ibrido di risonanza.

8 Teoria VSEPR – Repulsione tra le coppie di elettroni del guscio di valenza
Ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno a un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri gruppi per minimizzare le repulsioni. Queste repulsioni massimizzano lo spazio occupato da ciascun oggetto (gruppo di elettroni) attorno all’atomo centrale Si hanno così cinque disposizioni dei gruppi di elettroni di energia minima che si osservano nella maggior parte delle molecole e degli ioni poliatomici. Poichè gli elettroni di valenza possono essere coinvolti o meno nei legami, la stessa disposizione di gruppi di elettroni può dar luogo a differenti forme molecolari. La disposizione dei gruppi di elettroni è definita dai gruppi di elettroni di valenza, ma la forma molecolare è definita dalle posizioni relative dei nuclei atomici. A – atomo centrale X –atomo circostante E –gruppo di elettroni di valenza di non legame AXmEn numeri interi

9 bipiramidale trigonale
Figure 10.5 Repulsioni tra gruppi di elettroni e le cinque forme molecolari fondamentali lineare tetraedrica planare trigonale bipiramidale trigonale ottaedrica

10 Figura 10.6 La singola forma molecolare della disposizione lineare dei gruppi di elettroni Esempi: CS2, HCN, BeF2

11 Figura 10.7 Le due forme molecolari della disposizione planare trigonale dei gruppi di elettroni

12 Fattori che influenzano l’angolo di legame
Gli angoli di legame sono quelli predetti teoricamente se gli atomi legati all’atomo centrale sono tutti uguali e quando tutti gli elettroni sono coinvolti in legami dello stesso ordine. 1200 Maggiore elettrone-gatività 1220 1160 reale Effetto dei doppi legami 1200 ideale Maggiore densità elettronica Effetto delle coppie solitarie di e- Le coppie solitarie di e- respingono le coppie di e- di legame più fertemente di quanto non si respingano mutuamente coppie di e- di legame. 950

13 Figura 10.8 Le tre forme molecolari della disposizione tetraedrica dei gruppi di elettroni

14 Strutture di Lewis e forme molecolari
Figura 10.6 Strutture di Lewis e forme molecolari Identica a

15 Figura 10.10 Le quattro forme molecolari della disposizione bipiramidale trigonale dei gruppi di elettroni

16 Figura 10.11 Le tre forme molecolari della disposizione ottaedrica dei gruppi di elettroni

17 Le tappe nella determinazione di una forma molecolare
Figura 10.12 Le tappe nella determinazione di una forma molecolare

18 I centri tetraedrici dell’etano e dell’etanolo
Figura 10.13 I centri tetraedrici dell’etano e dell’etanolo etanolo CH3CH2OH etano CH3CH3

19 L’orientamento delle molecole polari in un campo elettrico
Figura 10.14 L’orientamento delle molecole polari in un campo elettrico presenza di un campo elettrico esterno assenza di un campo elettrico esterno

20 Energie Medie di Legame (kJ/mol)
Legame Energia Legame Energia Legame Energia Legame Energia Legami singoli Legami multipli

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