Numero totale di elettroni = numero di elettroni dell’atomo centrale (guscio esterno: corrisponde al numero del gruppo del sistema periodico) + elettroni.

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1 Numero totale di elettroni = numero di elettroni dell’atomo centrale (guscio esterno: corrisponde al numero del gruppo del sistema periodico) + elettroni messi in comune dagli atomi legati. Questo numero diviso per due corrisponde al numero di coppie di elettroni da sistemare nel livello esterno dell’atomo centrale. La differenza tra questo numero e il numero delle coppie di legame corrisponde al numero dei lone pair. BF3 = = 6 [3-3=0] H2O = = 8 [4-2=2] PCl5 = = 10 [5-5=0] SF6 = = 12 [6-6=0]

2 Geometrie molecolari prevedibili con il criterio VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

3 Effetti della presenza di lone pairs sulla geometria molecolare
A causa della maggiore delocalizzazione del lone pair rispetto alle coppie di legame, gli effetti repulsivi l.p.-c.l sono più accentuati di quelli c.l.-c.l. Questo determina una contrazione nell’angolo di legame. Così, mentre nel CH4 l’angolo di legame è 109 °, in NH3 (un l.p.) è 107° e in H2O (2 l.p.) è 105°.

4 In quale posizione sistemare il lone pair in una bipiramide triangolare
vedi figura successiva

5 In quale posizione sistemare il lone pair in una bipiramide triangolare
Nel caso di una bipiramide a base triangolare, la localizzazione del l.p. sul piano equatoriale determina minori effetti repulsivi di una localizzazione sull’asse verticale. Mentre infatti nella prima posizione il l.p. si trova ad interagire con due coppie vicine, nella seconda si troverebbe ad interagire con tre coppie vicine (vedi figura precedente).

6 Anche quando ci sono due l. p
Anche quando ci sono due l.p., le posizioni che determinano minori effetti repulsivi sono quelle sul piano equatoriale.

7 In un ottaedro i due l.p. si posizionano da parti opposte rispetto al piano di base: in posizione adiacente si avrebbero maggiori effetti repulsivi dovuti al fatto che l’interazione l.p.-l.p. è maggiore di quella l.p.-c.l.

8 in queste formule, E rappresenta il lone pair
in queste formule, E rappresenta il lone pair. Come si vede, a formule uguali (ad esempio, AX2) corrispondono geometrie nettamente diverse in relazione al numero di l.p. presenti sulla molecola.

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10 Effetti di risonanza sul tipo di legame e sulla carica

11 Effetti di risonanza sul tipo di legame

12 La struttura della grafite: legami covalenti e interazioni di van der Waals

13 L’assemblaggio degli strati di atomi di C nella grafite

14 La struttura del diamante

15 Il momento dipolare risente della geometria molecolare
C=C Cl H C=C Cl H Come si può notare, molecole con legami fortemente polarizzati a causa della differenza di elettronegatività tra gli atomi (ad esempio, B-F) risultano avere un momento dipolare nullo a causa della simmetria della molecola. Analogamente, negli isomeri cis/trans, la forma trans (due Cl da parti opposte) ha momento dipolare nullo, al contrario della forma cis.

16 Una dissimetria nella distribuzione di carica determina le interazioni tra molecole

17 L’andamento della temperatura di ebollizione di composti omologhi di elementi dello stesso gruppo in funzione della massa molare mostra un’anomalia per gli idruri degli elementi più elettronegativi.

18 in genere, nella situazione rappresentata in figura, la distanza H…
in genere, nella situazione rappresentata in figura, la distanza H…..O è maggiore della distanza H__O. Quanto più vicini sono i due atomi di ossigeno, tanto più forte è il legame idrogeno.

19 due esempi di legame idrogeno molto forte.

20 Il legame idrogeno nel ghiaccio