Legami chimici - Sezione di Elettronica Applicata

4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO La formazione di legami tra due o più atomi per dare una molecola è possibile se la molecola che si forma è più stabile rispe;o agli atomi isola= che la cos=tuiscono. Possiamo anche dire che tra due atomi si instaura un legame se le forze che agiscono tra di loro portano alla formazione di un aggregato la cui vita sia sufficientemente lunga da poter svelarne l’esistenza e studiare le proprietà. Alla formazione del legame chimico contribuiscono gli eleDroni più esterni di un atomo, i cosiddeF ele;roni di valenza. LEGAME CHIMICO Gli atomi contribuiscono alla stabilità della molecola in tre modi:  cedendo eleDroni  acquistando eleDroni  meDendo in comune eleDroni La capacità di un atomo di cedere, acquistare o condividere eleDroni è misurata dalla sua eleDronegaJvità χ 1 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO Quando due atomi si combinano per formare un legame, la loro eleDronegaJvità determina il Jpo di legame che si forma.  Un legame tra due elemenJ che presentano eleDronegaJvità uguale o confrontabile viene deDo COVALENTE  Un legame che si forma tra un elemento molto eleDroposiJvo e un elemento molto eleDronegaJvo, viene deDo IONICO  Un legame tra elemenJ molto poco eleDronegaJvi viene deDo legame metallico. LEGAME CHIMICO Effe$o della differenza di ele$ronega/vità sul cara$ere ionico del legame tra due atomi lega/ Quando Δχ > 2 il legame ha caraDere ionico Quando Δχ < 1 il legame ha caraDere covalente Quando 1 < Δχ< 2 il legame ha caraDere intermedio 2 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO Legame ionico E’ un legame con levata % di legame polare, si forma tra un elemento molto eleDronegaJvo (nella tavola periodica in alto a destra) ed uno con bassa eleDronegaJvità (sinistra in basso). Se uno o più eleDroni esterni dell’atomo A hanno un contenuto di energia assai maggiore degli eleDroni esterni all’atomo B, essi possono passare dall’atomo A all’atomo B formando ioni posiJvi A+ e ioni negaJvi B-­‐ fra si instaurano forze di aDrazione colombiana che stabilizzano il legame ionico LEGAME CHIMICO Quando un atomo di sodio allo stato gassoso incontra un atomo di cloro allo stato gassoso, avviene la seguente reazione: Na(g) + Cl(g)  Na+(g) + Cl-­‐(g)  Na+Cl-­‐(g) Tra il caJone Na+ e l’anione Cl-­‐ si manifesta l’aDrazione colombiana in quanto sono ioni cariche di segno opposto e formano la cosiddeDa coppia ionica Na+Cl-­‐, tenuta insieme da un forte legame ionico. 3 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO Legame covalente Se gli eleDroni esterni degli atomi A e B hanno contenuJ di energia poco diversi, non può formarsi un legame ionico ma si forma un legame covalente in cui gli atomi A e B meDono in comune eleDroni esterni, creando un aggregato più stabile degli atomi di partenza. Lo studio dei legami atomici (covalenJ) può essere affrontato seguendo due teorie, ambedue basate sull’applicazione della meccanica quanJsJca.  La teoria del legame di valenza (VB)  La teoria dell’orbitale molecolare (MO) I risulta/ essenziali cui si giunge applicando l’una o l’altra teoria, sono tra loro coeren/. LEGAME CHIMICO La teoria del legame di valenza VB ammeDe che gli atomi che cosJtuiscono la molecola conservino intaDa la struDura eleDronica interna, e che si leghino fra loro mediante eleDroni esterni dando luogo a legami fra coppie di atomi, che nel loro insieme cosJtuiscono la struDura portante della molecola. La teoria dell’orbitale molecolare MO ammeDe che nella formazione della molecola gli atomi non conservino la loro idenJtà ma tuF i loro eleDroni si distribuiscano su nuovi orbitali molecolari che estesi all’intera molecola cosJtuiscono nel loro insieme l’elemento legante di tuF in nuclei. Nella teoria MO la struDura della molecola è concepita analoga alla struDura dell’atomo: in questo esiste un nucleo aDorno al quale gli eleDroni sono distribuiJ su orbitali atomici monocentrici; nella molecola esiste un insieme di nuclei aDorno ai quali sono distribuiJ, su orbitali molecolari policentrici, gli eleDroni che appartenevano ai singoli atomi. 4 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO Legame covalente omopolare Formazione della molecola H2 a par/re da due atomi di H secondo la teoria VB Si immagini di avvicinare progressivamente due H inizialmente a distanza infinita, tra i due atomi si generano:  Forze coulombiane aDraFve tra il nucleo di ciascun atomo e l’atmosfera eleDronica dell’altro  Forze coulombiane repulsive fra i due nuclei e fra le due atmosfere eleDroniche H H LEGAME CHIMICO Dal momento che il legame H-­‐H si forma, ci deve essere un modo di rappresentare la relazione tra le cariche tale da rendere massime le forze aDraFve e minime quelle repulsive. Uno schema che rappresenJ questa situazione è: -­‐ + + -­‐ Le forze repulsive tra i protoni possono essere ridoDe al minimo se la coppia di eleDroni che formano il legame si trova tra i due nuclei. Si crea tra i due nuclei una regione in cui è concentrata la densità di carica eleDronica. 5 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO Andamento dell’energia potenziale del sistema cosJtuito da due atomi di H in funzione della distanza Nel caso dell’idrogeno la distanza tra i due nuclei in cui si ha il minimo di energia potenziale corrisponde a 74 pm Esistenza molecola di H2 Legame covalente omeopolare Rappresentazione degli atomi secondo Lewis Gli eleDroni esterni sono i responsabili principali delle proprietà chimiche di un atomo e quindi della natura dei legami chimici che vengono a stabilirsi fra esso ad altri atomi Si usa rappresentare convenzionalmente gli atomi in modo da evidenziare soltanto la loro configurazione eleDronica esterna trascurando quella dei livelli interni compleJ. Es. Bromo (Z= 35) Configurazione eleDronica: 1s22s22p63s23p63d104s24p5 Agli effeF chimici interessano solo gli eleDroni più esterni quindi i 7 e-­‐ sul livello 4 4s24p5 : : E quesJ possono essere anche rappresentaJ con 7 punJni messi intorno al simbolo del Bromo :Br . 6 4-­‐04-­‐2014 I due atomi di idrogeno hanno messo a comune una coppia di eleDroni Rappresentazione dei legami La zona di ricopertura si trova sulla congiungente i due nuclei ed è compresa tra quesJ Legame σ ENERGIA DI LEGAME L’energia di legame di un sistema X-­‐Y è l’energia necessaria per rompere omoli/camente il legame o$enendo così i due atomi X e Y nel loro stato energe/co più basso (stato fondamentale dell’atomo) In genere si misura in KJ/mol 7 4-­‐04-­‐2014 LEGAME CHIMICO In H2 il legame σ è formato dalla ricopertura di due orbitali di Jpo s ma in altre molecole è formato dalla ricoprtura di due orbitali di altro Jpo, sempre contenenJ un e-­‐ : : Consideriamo ad es. la molecola di Cl2 Cl . Configurazione eleDronica esterna 3s23p5 : Ogni atomo di Cl ha un solo orbitale p con un e-­‐ spaiato. Il legame è formato dalla ricopertura dei due orbitali p contenenJ un solo e-­‐ Cl Cl Molecola di cloro Cl-­‐Cl Cl:Cl Cl2 LEGAME CHIMICO Quando due atomi si legano meDendo a comune due e-­‐, provenienJ uno da un atomo ed uno da un altro atomo come H2 e Cl2 si dice che fra di essi esiste un legame semplice di Jpo σ Quando due atomi legandosi meDono a comune due o tre eleDroni ciascuno si dice che tra i due atomi esiste un legame doppio o triplo un legame doppio o triplo Il primo legame è di Jpo σ il secondo o il terzo è di Jpo π 8 4-­‐04-­‐2014 Nella molecola N2 ciascun atomo di N ha la seguente configurazione eleDronica esterna: : N . 1s2 2s2 2p3 . . I tre eleDroni spaiaJ si trovano su i tre orbitali p che sono ortogonali tra loro, quindi quando i due atomi si legano due orbitali p, uno per ciascun atomo si ricoprono lungo la congiungente i due nuclei dando un legame σ mentre gli altri orbitali p si ricoprono a due a due dando zone di ricopertura che non si trovano sulla congiungente i due nuclei ma su due piani ortogonali che si intersecano lungo deDa congiungente π N σ N2 N N N Se la zona di ricopertura di due orbitali si trova fuori della congiungente i due nuclei π legame π La ricopertura degli orbitali nel legame π risulta sempre minore di quella del legame σ Legame π è sempre più debole del legame σ Questa diversità di energia è importante agli effeF del comportamento chimico. Per indicare il numero di legami che uniscono due atomi, si usa il conceDo di ordine di legame, definito come il numero di coppie eleDroniche che partecipano al legame tra due atomi. Quando la coppia di eleDroni porta un contributo di: -­‐ 1 all’ordine di legame (una coppia di eleDroni) legame singolo -­‐  2 all’ordine di legame (due coppie di eleDroni) legame doppio -­‐  3 all’ordine di legame (tre coppie di eleDroni) legame triplo 9 4-­‐04-­‐2014 All’aumentare dell’ordine di legame aumenta l’energia di legame e diminuisce la distanza fra i nuclei degli atomi interessaJ H3C
CH3
1σ Energia di legame (kJ/mol) Distanza legame (nm) H2C
CH2
1σ + 1π HC
CH
1σ + 2π 348 621 837 0,154 0,134 0,120 Il legame covalente può legare con lo stesso meccanismo atomi diversi ed è quello che avviene più frequentemente in chimica Sovrapposizione di nubi eleDroniche di atomi diversi Legame covalente eteropolare Es. molecola di HCl il legame è cosJtuito da due e-­‐ messi a comune uno dall’atomo di H ed uno dall’atomo di Cl 10 4-­‐04-­‐2014 Quando due atomi diversi si legano le interazioni che ciascun nucleo esercita sugli eleDroni comuni è diversa Si verifica un addensamento di carica eleDrica su uno dei due nuclei Nel caso della molecola di HCl è il Cl che esercita una maggiore aDrazione sugli eleDroni di legame e nella molecola si ha uno spostamento di carica che rende l’atomo di Cl parzialmente negaJvo e quello di H parzialmente posiJvo Si ha la formazione di un dipolo I simboli δ+ e δ-­‐ stanno ad indicare che esistono addensamen/ di carica nega/va in una zona della molecola con conseguente insorgere di carica posi/va dello stesso valore assoluto in un’altra zona Gli atomi di H e di Cl sono legaJ oltre dagli eleDroni messi a comune dall’aDrazione eleDrostaJca fra la parte posiJva e negaJva della molecola Dipolo: sistema cosJtuito da due cariche punJformi uguali e di segno contrario poste a distanza d Momento dipolare: prodoDo del valore (assoluto) di una delle due cariche del dipolo per la distanza d d + -­‐ μ = q d Il momento dipolare di una molecola cosJtuita da più atomi può calcolarsi assegnando un valore di momento dipolare ad ogni legame in essa presente e facendone poi la somma veDoriale 11 4-­‐04-­‐2014 Si definisce quindi l’ele;ronega=vità la proprietà di un atomo in una molecola di addensare su di se la carica degli eleDroni di legame. E’ una caraDerisJca dell’atomo che quindi si manifesta solo quando l’atomo si lega ad un altro atomo. StruDure di Lewis Rappresentazione delle molecole Il modo più semplice per rappresentare una molecola è quello di parJre dalla configurazione eleDronica degli elemenJ che la cosJtuiscono e accoppiare gli eleDroni di valenza in modo tale che ciascun elemento sia circondato da oDo eleDroni (questa disposizione degli eleDroni è caraDerisJca dei gas nobili e per questo è parJcolarmente stabile REGOLA DELL’OTTETTO Le rappresentazioni delle molecole che si oDengono vengono deDe struDure di Lewis 12 4-­‐04-­‐2014 Per rappresentare una struDura di Lewis devono essere rispeDate alcune regole:  TuF gli e-­‐ di valenza degli atomi devono comparire nella struDura  TuF gli e-­‐ sono generalmente accoppiaJ (fanno eccezione le molecole paramagneJche)  Ogni atomo completa il proprio oDeDo nel livello esterno. Per l’H non si può parlare di oDeDo, perché sono due gli eleDroni che completano la configurazione  Per rispeDare la regola dell’oDeDo è necessario introdurre nella struDura di Lewis, legami mulJpli (doppi o tripli). Le stru$ure di Lewis presentano una stru$ura a scheletro in cui è presente un atomo centrale legato a due o più atomi. Per scrivere tale struDura vengono rispeDaJ i seguenJ criteri:  Si considera la configurazione eleDronica esterna di ogni elemento che compone la molecola  Si determinano gli eleDroni di valenza totali della molecola, facendo la somma degli eleDroni di valenza degli atomi in essa presenJ.  Se si traDa di uno ione negaJvo si devono aggiungere tanJ eleDroni quante sono le cariche negaJve mentre nel caso di uno ione posiJvo si devono togliere tanJ eleDroni quante sono le cariche posiJve  Si idenJfica l’atono centrale che è quello che presenta l’eleDronegaJvità minore e aDorno vengono posJ gli altri atomi, tenendo presente che l’atomo di H è sempre terminale.  Si collegano gli atomi con traFni (doppieF di eleDroni) e, una volta stabilito questo collegamento si soDraggono gli eleDroni impiegaJ al n° totale di eleDroni  Se rimangono eleDroni si completano prima gli oDeF degli atomi terminali e poi l’oDeDo dell’atomo centrale  Se dopo questa operazione l’atomo centrale ha ancora l’oDeDo incompleto si spostano le coppie solitarie di atomi terminali per formare legami mulJpli con l’atomo centrale. 13 4-­‐04-­‐2014 Rappresentazione di alcune molecole semplici secondo Lewis: NH3, CO2, H2O, N2 CARICA FORMALE La carica formale di un atomo in una struDura di Lewis è data: CF: V – N – B Dove V = eleDroni di valenza presenJ nell’atomo isolato N = numero di eleDroni non condivisi B = numero di legami Il conceDo di carica formale è uJle in molJ casi per scrivere correDamente le formule di Lewis. La formula energicamente più favorita per una molecola è di solito  quella in cui la carica formale su ciascun atomo è zero o prossima a zero;  quella con la carica negaJva sull’elemento più eleDronegaJvo 14 4-­‐04-­‐2014 Importanza carica formale Molecola: NOCl (cloruro di nitrosile) Seguendo la procedura per scrivere la formula di struDura si possono individuare due formule di Lewis che soddisfano la regola dell’oDeDo: Cl
N
Cl
O
N
O
Per Cl, CF = 7-­‐ 4 -­‐ 2 = +1 Per Cl, CF = 7-­‐ 6 -­‐ 1 = 0 Per N, CF = 5 -­‐ 2-­‐ 3 = 0 Per N, CF = 5 -­‐ 2-­‐ 3 = 0 Per O, CF = 6 -­‐ 6 -­‐ 1 = -­‐1 Per O, CF = 6 -­‐ 4 -­‐ 2 = 0 La seconda formula è la formula di Lewis più acceDabile in quanto possiede le cariche formali più basse. Inoltre nella prima si ha una carica formale posiJva su l’elemento più eleDronegaJvo il Cl situazione molto improbabile. ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO Esistono alcuni casi di composJ nei quali non è rispeData la regola dell’oDeDo ODeF incompleJ F
Es. Molecola BF3, H3BO3 B
O
H
O
B
F
L’oDeDo del boro può essere raggiunto spostando un doppieDo di uno degli atomi di fluoro verso il boro H
F
O
H
In quesJ casi l’atomo di boro ha solo 6 eleDroni. F
F
B
F
F
F
B
F
F
B
F
F
Possiamo considerare che tu$e e qua$ro le stru$ure contribuiscono a rappresentare la molecola e questo è in accordo con i da/ sperimentali 15 4-­‐04-­‐2014 ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO Esistono struDure di Lewis in cui si osserva l’espansione dell’oDeDo nel senso che aDorno all’atomo centrale ci sono 10 o 12 eleDroni. Le molecole con gusci di valenza espansi coinvolgono i non-­‐metalli del III periodo P, S, Cl. L’espansione dell’oDeDo è spiegata assumendo che quando i soDolivelli 3s e 3p sono staJ riempiJ con 8 eleDroni, gli eleDroni in più possono sistemarsi nel soDolivello 3d. Ciò è possibile in quanto la differenza di energia tra gli orbitali 3p e 3d è piccola. Es. HClO4, SO3 O
O
O
Cl
O
H
S
O
O
O
Per questa possibile espansione su orbitali d è possibile la formazione della molecola PCl5 mentre non è possibile la formazione della molecola NCl5 ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO Il numero degli eleDroni di valenza in una struDura di Lewis può essere dispari, è presente un eleDrone spaiato Es. NO N
O
Molecola stabile con un eleDrone spaiato Non ci sono molte molecole di questo Jpo. Molto numerose sono le molecole poco stabili con uno o due eleDroni spaiaJ Vengono deDe radicali liberi o radicali Es. OH
16 4-­‐04-­‐2014 RISONANZA Fino ad ora per rappresentare un legame fra due atomi abbiamo scriDo A-­‐B o A:B che esprime graficamente il conceDo che la coppia di eleDroni di legame è condivisa dai soli atomi A e B e si trova localizzata nello spazio compreso tra essi. Questo è un modello approssimato della reale distribuzione degli eleDroni in quelle molecole per le quali è possibile scrivere più formule di Lewis spostando i doppieF eleDronici Lo spostamento dei doppieT ele$ronici dà origine a una serie di stru$ure cara$erizzate dallo stesso asse$o di atomi ma da una diversa collocazione degli ele$roni di legame e delle coppie solitarie. STRUTTURE DI RISONANZA Simbolo tra le stru$ure di risonanza RISONANZA Es. Benzene C6H6 H
C
C
C
H
H
H
A C
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
B C
H
C
C
H
H
Nessuna delle due formule rappresenta la reale struDura del benzene Nel benzene non sono presenJ legami singoli C-­‐C che si alternano a legami doppi C=C ma legami carbonio –carbonio tuF uguali tra loro. Il benzene è rappresentato dalla combinazione delle due formule A e B quindi èun ibrido di risonanza tra le due formule limite A e B. Il fenomeno della risonanza è dovuto al rapido moto degli eleDroni all’interno dell’anello esagonale del benzene mentre i nuclei sono praJcamente fermi. 17 4-­‐04-­‐2014 RISONANZA Non tuDe le formule di risonanza hanno lo stesso peso e la stessa importanza: A parità delle altre condizioni la formula più importante è quella che porta il maggior numero di legami possibili. La formula che porta cariche formali dello stesso segno su atomi adiacenJ ha scarso peso La struDura eleDronica migliore è quella in cui ogni atomo tende ad avere carica prossima allo zero. Se questo non è possibile le cariche negaJve devono risiedere sugli atomi più eleDronegaJvi e quelle posiJve su quelli meno eleDronegaJvi. Es. N2O 2-
N
N
O
N
N
O
N
N
O
StruDura più significaJva Altri esempi di struDure rappresentate da più forme di risonanza: Ione CO3-­‐2 (ione carbonato) O
O
C
C
O
O
O
O
C
O
O
O
Ione NO3-­‐ (ione nitrato) O
N
O
O
O
N
N
O
O
O
O
O
18 4-­‐04-­‐2014 TEORIA VSEPR ( Valence Schell Electron Pair Repulsion) Le struDure di Lewis mostrano il modo in cui gli atomi sono collegaJ tra loro e il Jpo di legame che si instaura tra di essi (semplice, doppio o triplo) ma non viene data nessuna informazione sulla disposizione spaziale degli atomi in una molecola. La teoria della repulsione delle coppie eleDroniche del guscio di valenza -­‐ VSEPR Fornisce informazioni sulla struDura spaziale della molecola che sono in buon accordo con le evidenze sperimentali e con i calcoli quantomeccanici.  Teoria valida per piccole molecole con più di due atomi di cui un atomo centrale e 3 o più intorno ad esso.  Parte dalle direzioni degli orbitali atomici dell’atomo centrale  Si basa sulla repulsione di coppie di eleDroni presenJ aDorno all’atomo centrale Le coppie di ele;roni del guscio di valenza a;orno all’atomo centrale tendono a disporsi in modo da rendere massima la loro distanza e quindi minima la reciproca repulsione TEORIA VSEPR ( Valence Schell Electron Pair Repulsion) Una volta determinata la struDura di Lewis di una molecola o di uno ione poliatomico si contano i gruppi di eleDroni che circondano l’atomo centrale Per gruppi di eleDroni si intende: A.  Coppia solitaria B.  Coppia di legame (doppio e triplo legame cosJtuiscono un unico gruppo di eleDroni) numero di gruppi di eleDroni NUMERO STERICO (ns) Si assegna una geometria in funzione al numero sterico 19 4-­‐04-­‐2014 ns geometria 2 lineare Es. BeF2, CO2, HCN Trigonale planare 3 AX2E Es. SO2 AX3 Es. SO3, NO3-­‐, CO3-­‐, BF3 4 Tetraedrica Es. CH4, SO4-­‐2 AX3E Es. NH3 AX2E2 Es. H2O ns geometria 5 Bipiramide Trigonale Es. PF5 AX4E AX3E2 6 ODaedrica Es. SF6 AX5E AX4E2 20 4-­‐04-­‐2014 TEORIA VSEPR ( Valence Schell Electron Pair Repulsion) Lo spazio occupato da una coppia solitaria di eleDroni è maggiore dello spazio occupato da una coppia di legame infaF la coppia solitaria è aDraDa da un solo nucleo posiJvo e si diffonde nello spazio più facilmente di una coppia di legame che è aDraDa da due nuclei. Geometria tetraedrica TEORIA VSEPR ( Valence Schell Electron Peir Repulsion) Le due coppie di eleDroni di un legame doppio o le tre coppie di un legame triplo occupano uno spazio un po’ più grande di una coppia di eleDroni di un legame singolo 21 4-­‐04-­‐2014 IBRIDIZZAZIONE Secondo la teoria del legame di valenza VB:   Il legame chimico covalente si forma per sovrapposizione di orbitali atomici con energie paragonabili in cui ciascun orbitale conJene un eleDrone   Il numero massimo di legami che un atomo può formare è dato dal n° di orbitali contenenJ un eleDrone   Ogni atomo tende alla configurazione del guscio completo (regola dell’oDeDo ossia il guscio del gas nobile successivo) Molte molecole mostrano stru$ure geometriche diverse dalla semplice sovrapposizione di orbitali atomici e sopra$u$o mostrano la possibilità di formare un numero di legami maggiore. IBRIDIZZAZIONE Un esempio è la molecola di metano CH4 nella quale aDorno all’atomo di C si legano quaDro atomi di H. La configurazione eleDronica del carbonio è: 1s2 2s2 2p2 Solo due eleDroni risultano disaccoppiaJ per formare il legame C-­‐H Come è possibile spiegare l’esistenza di CH4 con la teoria VB? CH4 ? La spiegazione viene data mediante una traDazione matemaJca secondo la quale l’atomo di C usa nel metano 4 nuovi ORBITALI IBRIDI ognuno contenete un eleDrone spaiato daJ dalla somma o differenza dei suoi orbitali atomici 2s, 2px, 2py, 2pz (combinazione lineare degli orbitali atomici). 22 4-­‐04-­‐2014 ORBITALI IBRIDI A.  Nuovi orbitali oDenuJ per combinazione degli orbitali atomici B.  Gli orbitali atomici che si combinano devono avere energie confrontabili C.  L’energia degli orbitali ibridi è intermedia a quella degli orbitali iniziali D.  Il numero degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali iniziali E.  Disposizione spaziale, assumono nuove direzioni di legame F. 
Il Jpo di orbitali che si oDengono varia con il Jpo di orbitali atomici che vengono combinaJ IBRIDIZZAZIONE sp: combinazione un orbitale atomico s con un orbitale atomico p Si oDengono 2 orbitali ibridi sp ibridizzazione I due orbitali ibridi si dispongono a 180° l’uno rispeDo all’altro 23 4-­‐04-­‐2014 Esempio molecola di aceJlene H
C
C
H
IBRIDIZZAZIONE sp2: combinazione un orbitale atomico s con due orbitali atomico p Si oDengono 3 orbitali ibridi sp2 Es. BH3 I tre orbitali ibridi si trovano sullo stesso piano orientaJ a 120° l’uno rispeDo all’altro 24 4-­‐04-­‐2014 Altro esempio, molecola di eJlene H
H
C
H
C
H
Questo Jpo di ibridizzazione è presente anche nelle molecole: SO2, SO3, NO2, e negli ioni CO3-­‐, NO3-­‐ IBRIDIZZAZIONE sp3: combinazione un orbitale atomico s con 3 orbitale atomico p Si oDengono 4 orbitali ibridi sp3 I quaDro orbitali ibridi sono direF verso i verJci di un tetraedro al cui centro è situato il nucleo formano tra loro un angolo di 109,4° Molecola di metano CH4 25 4-­‐04-­‐2014 IBRIDIZZAZIONE sp3: Questo Jpo di ibridizzazione è presente anche nelle molecole: H2O NH3 I doppieF eleDronici sull’O dell’acqua occupano due dei quaDro orbitali ibridi sp3 e gli altri due formano due legami σ con gli atomi di H Il doppieDo eleDronico sull’N occupa uno dei quaDro orbitali ibridi sp3 e gli altri formano tre legami σ con gli atomi di H Nella teoria VSEPR gli angoli H-­‐N-­‐H e H-­‐O-­‐H non sono esa$amente tetraedrici (109,5°) ma inferiori. La teoria degli orbitali ibridi così tra$ata non è in grado di spiegare tale variazione Altri Jpi di ibridizzazione sp3d: 1orbitale s; 3 orbitali p e 1 orbitale d Es. molecola PCl5 26 4-­‐04-­‐2014 sp3d2: 1orbitale s; 3 orbitali p e 2 orbitali d Es. SF6 Ricapitolando…… I principali /pi di ibridazione (cioè combinazione lineare di orbitali atomici dello stesso atomo) sono: sp due orbitali ibridi orientaJ a 180° sp2 tre orbitali ibridi con geometria trigonale planare sp3 quaDro orbitali ibridi con geometria tetraedrica sp3d cinque orbitali ibridi con geometria bipiramidale trigonale sp3d2 sei orbitali ibridi con geometria oDaedrica 27 4-­‐04-­‐2014 Le struDure previste dalla teoria VSEPR sono state ampiamente confermate dai daJ sperimentali. L'introduzione del conceDo di orbitale ibrido è una direDa conseguenza dei buoni risultaJ che tale teoria consente di oDenere nel prevedere la geometria delle molecole. In altre parole se la teoria prevede per una certa molecola una struDura tetraedrica e tale struDura viene sperimentalmente confermata, diventa necessario ipoJzzare che l'orbitale s e i 3 orbitali p superficiali si siano mescolaJ a formare 4 orbitali perfeDamente idenJci (ibridazione sp3). Vi è dunque una streDa corrispondenza tra geometria delle molecole e Jpi di ibridazione Geometria Ibridizzazione lineare sp triangolare planare sp2 tetraedrica sp3 bipiramidale triangolare sp3 d oDaedrica sp3 d2 28