Attrazione elettrostatica

Presentazione sul tema: "Attrazione elettrostatica"— Transcript della presentazione:

1 Attrazione elettrostatica
Il legame chimico Perché H2 e non H ? He e non He2 ? H2O e non H3O ? Configurazione degli elettroni diversa ed energeticamente più favorevole di quella degli atomi isolati? Ionico (traferimento di e-) Covalente (condivisione di e-) legame chimico legame ionico e- EI bassa AE elevata Attrazione elettrostatica

2 Legame ionico EI AE Ecoul E reticolare! MA E sub EI Eatom AE Eret

3 Energia di legame Lunghezza del legame
Legame covalente Energia di legame Lunghezza del legame Modello di Lewis Guscio di valenza: pieno → stabilità non pieno → reattività Regola dell’ottetto: 4 coppie di e- condivise e/o solitarie = STABILITA’ EI ed AE molto diversi: trasferimento elettronico → legame ionico EI ed AE simili: condivisione di elettroni → legame covalente MA eccezioni alla regola dell’ottetto: molecole con numero dispari di e- ? es. NO molecole con carenza di e- ? es. BF3 molecole con espansione del guscio di valenza ? es. SF6

4 Dagli orbitali atomici agli orbitali molecolari
Descriviamo il modello classico del legame covalente, basato sulla condivisione degli elettroni, con la Meccanica Quantistica Teoria del legame di valenza (VB) Teoria degli orbitali molecolari (MO) descrive la coppia di elettroni condivisa e localizzata tra due nuclei impegnati nel legame con un orbitale molecolare bielettronico descrive tutti gli elettroni di una molecola distribuiti su orbitali molecolari e delocalizzati su tutta la molecola Come sono fatte le molecole! Geometrie Legami multipli coniugati Reattività di specie radicaliche Paramagnetismo Legame metallico HA : HB con ψA1 e ψB2 Ψcov = ψA1ψB2 + ψA2ψB1 + ψA1 ψA2 + ψB1ψB2 covalente ionico

5 la sovrapposizione di due orbitali dà luogo a interferenze
Ricordiamo che stiamo descrivendo la particella «elettrone» in termini ondulatori la sovrapposizione di due orbitali dà luogo a interferenze Sovrapposizione frontale: simmetria cilindrica rispetto all’asse internucleare max densità lungo l’asse internucleare orbitali molecolari σ Legame σ max sovrapposizione possibile legame fortemente direzionale 1° legame tra due nuclei energia di legame Sovrapposizione Laterale: orbitali molecolari π NO simmetria cilindrica max densità ai lati dell’asse internucleare Legame π legame successivo al 1° energia di legame minore MA rafforza e «blocca» il legame σ

6 HCl Cl2 N2 σ π π

7 permesse proibite

8 Molecole poliatomiche
La teoria del VB descrive ogni legame singolarmente: le coppie di elettroni condivise sono “localizzate” tra i due nuclei interessati al legame Molecole poliatomiche COME SONO FATTE LE MOLECOLE? coppie di elettroni = zone ad elevata densità elettronica Forti repulsioni Geometrie compatibili con il contenuto energetico più favorevole Metodo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) - Scelta atomo meno elettronegativo come atomo centrale - Disporre i suoi elettroni del guscio di valenza spaiati e a spin parallelo - Accoppiare gli e- (di legame bp o coppie solitarie lp) - Contare le coppie di e- (σ-bp + lp) - Assegnare la geometria - Distorsione delle geometrie: lp-lp > lp-bp > bp-bp

9 Geometrie molecolari 9

10 Distorsione delle geometrie
acqua ammoniaca Distorsione delle geometrie

11 Distorsione delle geometrie