Formazione del legame covalente in H2

Presentazione sul tema: "Formazione del legame covalente in H2"— Transcript della presentazione:

1 Formazione del legame covalente in H2
-436 kJ 0.074 nm H H H2

2 Le forze attrattive e repulsive nella formazione del legame covalente

3 Conversione di una formula molecolare in una struttura di Lewis

4 VSEPR-Valence Shell Electron Pair Repulsion
Le coppie elettroniche, di legame o non condivise, occupano una posizione nello spazio che le allontani il più possibile per minimizzare la repulsione reciproca

5 La forma della molecola è determinata dalla disposizione geometrica degli atomi trascurando le coppie solitarie NH3, tre coppie di legame, una coppia solitaria, molecola piramidele trigonale, H2O, due coppie di legame, due coppia solitaria, molecola angolare Un legame multiplo si considera formato da un’unica coppia di elettroni O=C=O, molecola lineare La forma della molecola viene modificata dalla differenza di repulsione elettrostatica fra coppie leganti e copie solitarie. La repulsione coppia solitaria / coppia solitaria > coppia solitaria / coppia di legame > coppia di legame / coppia di legame

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10 Teorie del legame covalente
Teoria del legame di valenza (VB) e l’ibridazione degli orbitali Sovrapposizione degli orbitali e I tipi di legami covalenti Teoria degli Orbitali Molecolari (MO) e delocalizzazione elettronica

11 Principio fondamentale
La teoria VB Principio fondamentale Si forma un legame covalente quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono e la regione di sovrapposizione, situata tra I due nuclei, è occupata da una coppia di elettroni. Le due funzioni d’onda sono in fase e l’ampiezza aumenta nella regione internucleare . Due orbitali sovrapposti sono occupati da due elettroni con spin opposti (antiparalleli). Maggiore è la sovrapposizione degli orbitali, più forte (più stabile) è il legame. Gli orbitali atomici di valenza in una molecola sono diversi da quelli negli atomi isolati.

12 Sovrapposizione degli orbitali in molecole biatomiche

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14 Orbitali ibridi Il numero di orbitali ibridi ottenuti è uguale al numero di orbitali atomici mescolati. Il tipo di orbitali ibridi ottenuti varia con i tipi di orbitali atomici mescolati. Tipi di orbitali ibridi sp sp2 sp3 sp3d sp3d2

15 Orbitali ibridi

16 Dalla formula molecolare agli orbitali ibridi usati nella formazione del legame

17 Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso

18 Gli orbitali ibridi sp nel BeCl2 gassoso

19 Gli orbitali ibridi sp2 in BF3

20 Gli orbitali ibridi sp3 in CH4

21 Gli orbitali ibridi sp3 in NH3

22 Gli orbitali ibridi sp3 in H2O

23 Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5

24 Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6

25 Legame 

26 Legame 

27 Legami 

28 I legami  nell’etano - C2H6

29 I legami  e  nell’etilene - C2H4

30 I legami s e p nell’acetilene (C2H2)

31 La teoria MO Una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei circondati da orbitali molecolari delocalizzati. La somma delle funzioni d’onda degli orbitali atomici produce le funzioni d’onda degli orbitali molecolari. Se le funzioni d’onda si combinano positivamente (si rafforzano) si forma un MO legante (c’è una regione di elevata densità di carica tra I nuclei).). Se le funzioni d’onda si combinano negativamente (si annullano) si forma un MO antilegante (si ha un nodo tra I nuclei, ovvero una regione di densità elettronica zero).

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33 Un’analogia tra le onde luminose e le funzioni d’onda atomiche

34 Orbitali molecolari di H2

35 Orbitali molecolari di He2+ e He2

36 Molecole biatomiche omonucleari degli elementi del blocco s

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38 Molecole biatomiche omonucleari degli elementi del Periodo 2

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40 Gli orbitali molecolari di HF

41 Gli orbitali molecolari di NO