Download
forma delle molecole e orbitali molecolari n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Forma delle molecole e Orbitali Molecolari PowerPoint Presentation
Download Presentation
Forma delle molecole e Orbitali Molecolari

Forma delle molecole e Orbitali Molecolari

1103 Views Download Presentation
Download Presentation

Forma delle molecole e Orbitali Molecolari

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

  1. Forma delle molecole e Orbitali Molecolari • Forma delle molecole: teoria VESPR • Polarità delle molecole • Il modello dell’orbitale di legame • Teoria dell’orbitale molecolare

  2. Angolo di legame 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

  3. La formula di struttura secondo Lewis del tetracloruro di carbonio Fornisce informazioni sul collegamento tra gli atomi Fornisce informazioni sugli orbitali di valenza Fornisce informazioni sul carattere dei legami Comunque la formula di Lewis non fornisce alcuna informazione sulla struttura tridimensionale della molecola.

  4. La struttura di una molecola è definita da: • Gli angoli di legame • Le lunghezze di legame • Nel tetracloruro di carbonio: • La lunghezza di ciascun legame C-Cl è 1.78Å • Ciascun angolo di legame Cl-C-Cl è 109.5° • Il tetracloruro di carbonio ha una struttura tetraedica:

  5. 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 (di legame o solitarie) si respingono.

  6. VSEPR Composti con un atomo centrale ed un numero limitato di atomi legati • L’atomo centrale sta al centro di una sfera e i sostituenti sulla sua superficie alla massima distanza • Forma ed angolo di legame dipendono solo dal numero dei sostituenti Posizioni che minimizzano le repulsioni 2 3 4

  7. Come determinare un modello VSEPR : • 1. Disegnare la struttura della molecola secondo Lewis. • 2. Contare il numero totale di coppie elettroniche intorno all’atomo centrale. Disporre le coppie in modo da minimizzare la repulsione elettrostatica. • 3. Descrivere la geometria della molecola in termini di disposizione angolare delle coppie elettroniche di valenza.

  8. Coppie di elettroni attorno all’atomo centrale • Le coppie di elettroni possono essere di legame o solitarie. • In un legame doppio o triplo, tutti gli elettroni codivisi tra i due atomi occupano la stessa posizione rispetto all’atomo centrale; quindi possono essere considerati come una sola coppia. • Questa molecola ha 4 coppie di elettroni.

  9. VSEPR “La migliore disposizione spaziale di un determinato numero di coppie elettroniche è quella che minimizza le repulsioni tra le coppie stesse.” Tetraedro?

  10. Geometrie molecolari N° coppie elettroniche Geometria Forma XY2 Lineare XY3 Trigonale planare XY4 Tetraedrica

  11. Geometrie molecolari N° coppie elettroniche Forma Geometria XY5 Trigonale bipiramidale XY6 Ottaedrica

  12. LEWIS MODELLO FORMA Ione solfato: SO42- XY4 Ione Fosfato: PO42-

  13. Geometrie Moleculari • La geometria molecolare correlata al n° di coppie di elettroni spesso NON corrisponde alla reale forma della molecola. • La forma è definita esclusivamente dalla posizione degli atomi legati a quello centrale, e non dalle coppie solitarie.

  14. Repulsione: • (LP-LP)>(LP-BP)>(BP-BP) E i 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

  15. Geometrie moleculari: l’effetto dei doppietti solitari

  16. Modello XY2 XY3 XY2E

  17. Modello XY4 XY4 XY3E XY3E XY2E2 XY2E2

  18. Acqua e ammoniaca Angolo di legame tetraedrico: 109.5° H2O 104° NH3 107°

  19. Modello Trigonale Bipiramidale • Le coppie di elettroni occupano due posizioni distinte in questa geometria: - Assiale - Equatoriale

  20. Assiali ed equatoriali (più stabili) Modello Trigonale Bipiramidale LP preferiscono stare in posizione equatoriale: repulsione su un minor numero di doppietti Le conformazioni energeticamente più favorevoli derivano dal posizionamento di eventuali doppietti solitari in posizione equatoriale, piuttosto che assiale.

  21. Modello XY5 XY4E XY3E2 XY2E3

  22. Modello Ottaedrico

  23. O S O O Anidride solforosa SO2 S O O Anidride solforica SO3

  24. MOLECOLE PIU’COMPLESSE ripiegata tetraedrica trigonale I principi del modello VSEPR possono essere applicati anche a molecole complesse. Acido Acetico CH3COOH

  25. Forma delle Molecole e polarità 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.

  26. Dipolo Un dipole si instaura quando due cariche elettriche di uguale intensità, ma segno opposto, sono separate da una distanza. Il momento dipolare (m) • = Qr Q = intensità di carica; r = distanza

  27. Forma delle Molecole e polarità

  28. Forma delle Molecole e polarità In molecole poliatomiche, i dipoli sono vettori disposti nello spazio tridimensionale La somma dei vettori determina il momento dipolare dell’intera molecola (m > 0  polare, m = 0  non polare)

  29. OZONO (O3)?

  30. Orbitali Ibridi I legami covalenti si formano attraverso la condivisione di elettroni tra atomi adiacenti. Ciò avviene solo quando gli orbitali dei due atomi coinvolti nel legame si sovrappongono Data forma e disposizione nello spazio degli orbitali atomici, come si spiegano le geometrie molecolari previste dalla teoria VSEPR?

  31. Orbitali Ibridi Berillio Allo stato fondamentale, non tenderebbe a formare legami poichè non ha orbitali con elettroni singoli. Ma assorbendo una minima quantità di energia, si promuove il passaggio di un elettrone dal 2s al 2p; in queste nuove condizioni può formare due legami. BeF2 ??

  32. Orbitali Ibridi In un dato atomo orbitali con energie confrontabili (s,p,d) possono “combinarsi” tra loro per generare nuovi orbitali ibridi, con eguale energia. Il numero di orbitali ibridi deve essere uguale al numero degli orbitali atomici di partenza. La teoria VSEPR si accorda con la descrizione di tali orbitali ibridi

  33. BeF2 ?? Orbitali Ibridi: La fusione di 1 orbitale s ed 1 orbitale p genera 2 orbitali degeneri, ibridi dei 2 orbitali di partenza. • Questi orbitali sp ibridi hanno due lobi come l’orbitale p. • Uno dei due lobi è piu grande e simil-sferico, simile ad un orbitale s. I due orbitali degeneri si allinenano a 180 l’uno dall’altro.. Geometria di BeF2 : linear.

  34. Orbitali Ibridi spd Geometrie molecolari che coinvolgono atomi centrali con ottetti espansi sono interpretabili con orbitali ibridi che includono orbitali d. Orbitale sp3d orbitale sp3d2

  35. Orbitali Ibridie VSEPR Nota la geometria molecolare correlata alle coppie di elettroni dell’atomo centrale, si stabilisce lo stato di ibridazione degli orbitali.

  36. Energia (kJ.mole-1) 0 74 pm distanza fra i nuclei energia del legame H-H (458.1 kJ.mole-1) -458,1 Orbitali di legame H2 Ci sono due modi con cui gli orbitali possono sovrapporsi per formare legami.

  37. Legame Sigma () • Legami Sigma sono caratterizzati da • sovrapposizione testa-a-testa • simmetria cilindrica della densità elettronica attorno all’asse internucleare.

  38. H 2 Legami sigma, s + s Dalla sovrapposizione di due orbitali s si forma un orbitale di legame s che presenta la massima densità di elettroni nello spazio internucleare orbitale s orbitali 1s

  39. Legami sigma, s + p z z x x y y HCl

  40. Legami sigma, sp3 + s, sp3 +sp3 Orbitali ibridi nel metano CH4 Orbitali ibridi nel etano C2H6

  41. Legami Pi greco () • I legami  sono caratterizzati da: • Sovrapposizione laterale • Densità elettronica sopra e sotto l’asse internucleare.

  42. N 2 orbitale p x x orbitale s xy xz z z z z x x orbitale p xy xz xz x y xy y y y

  43. Legami p: l’etilene, C2H4 Legami p.Gli atomi di carbonio hanno 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 diffusa sopra e sotto il piano della molecola detta legame p Molecola di etilene C2H4

  44. Legami p: l’etilene, C2H4 promozione ibridazione s pxpy pz s px py pz sp2 z z z z p H H s H H xy xy

  45. La molecola di azoto N2 Molecole con legami Pi greco Etino, C2H2 Acido formico, HCOOH