Orbitali Molecolari e forma delle molecole

Presentazione sul tema: "Orbitali Molecolari e forma delle molecole"— Transcript della presentazione:

1 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

2 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

3 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

4 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

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

6 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

7 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

8 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.

9 Forma e Polarità

10 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

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

12 Orbitali ibridi spd Orbitale sp3d orbitale sp3d2

13 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.

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

15 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

16 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

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

18 Benzene Legami sigma del benzene Legami p del benzene
Effetto risonanza

19 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

20 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.

21 Legame s Antilegame s* Legame p Antilegame p*

22 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

23 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

24 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)

25 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