Chimica generale

CO₂).

Quindi la polarità dipende sia dal tipo di legami sia dalla forma della molecola.

Composti covalenti e loro proprietà

Composti molecolari: legami forti all’interno delle molecole (intramolecolari), ma forze

• deboli tra le molecole (intermolecolari) → bassi punti di fusione (es. pentano).

Solidi covalenti: ogni atomo è legato covalentemente a tutto il reticolo (es. diamante,

• quarzo) → duri e con altissimi punti di fusione.

Lezione 8 – Teoria VSEPR e Polarità Molecolare

Teoria VSEPR

VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion.

Questa teoria serve a prevedere la geometria tridimensionale delle molecole a partire dalle

strutture di Lewis.

Principio base:

Le coppie di elettroni (sia leganti che solitarie) si respingono e si dispongono il più lontano possibile

tra loro, per minimizzare le repulsioni e raggiungere la minima energia.

Regole fondamentali

Ogni coppia di elettroni (bond pair o lone pair) è detta coppia strutturale (C.S.).

• I legami singoli, doppi e tripli contano tutti come una sola coppia strutturale.

• Le coppie solitarie occupano più spazio dei legami, quindi modificano gli angoli di legame.

•

Geometrie principali

Coppie strutturali Disposizione ideale Esempi

2 Lineare (180°) BeF₂, CO₂, HCN

BF₃, SO₃

3 Trigonale planare (120°)

4 Tetraedrica (109,5°) CH₄, H₂O (distorta per i lone pair)

5 Trigonale bipiramidale (120° e 90°) PF₅

6 Ottaedrica (90°) SF₆

Se ci sono lone pair, gli angoli reali si riducono (es. NH₃ ≈ 107°, H₂O ≈ 104,5°).

Polarità delle molecole

Una molecola polare presenta una distribuzione asimmetrica di cariche, con un momento dipolare

netto.

Condizioni necessarie:

1. Presenza di legami polari.

2. Geometria non simmetrica, tale da non annullare i dipoli.

Esempi:

Polari: H₂O, NH₃, HCl.

• Apolari: CO₂, CCl₄, CH₄.

•

Riassunto dettagliato del PDF: "ORBITALI IBRIDI E TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA"

Introduzione alle teorie di legame

All’inizio dello studio della chimica, i legami tra atomi venivano spiegati con modelli classici come la

teoria di Lewis e la teoria VSEPR. Queste teorie sono utili per avere un’idea generale della forma delle

molecole e della disposizione degli elettroni, ma sono approssimative e non tengono conto della

meccanica quantistica.

Con l’avvento della meccanica quantistica, sono nate due teorie più avanzate per descrivere i

legami chimici:

1. Teoria del Legame di Valenza (Valence Bond Theory, VB) – proposta da Linus Pauling.

2. Teoria degli Orbitali Molecolari (Molecular Orbital Theory, MO) – sviluppata da Hund e

Mulliken.

Teoria del Legame di Valenza (VB)

Questa teoria si basa sull’idea che un legame chimico si forma quando gli orbitali atomici di due

atomi si sovrappongono. In questa zona di sovrapposizione si trovano due elettroni con spin opposti

(cioè orientati in direzioni opposte), che formano una coppia di legame.

Solo gli elettroni di valenza (quelli più esterni) sono coinvolti.

• Gli orbitali atomici si mescolano prima della formazione del legame.

• I bond pair (coppie di legame) sono localizzati tra due atomi.

• I lone pair (coppie solitarie) restano localizzati su un singolo atomo.

•

Più gli orbitali si sovrappongono, più il legame è forte e stabile.

Teoria degli Orbitali Molecolari (MO)

Questa teoria è più complessa e descrive meglio le molecole nello stato eccitato (cioè quando gli

elettroni hanno assorbito energia).

Considera tutti gli elettroni dell’atomo, sia quelli di valenza che quelli del nocciolo (più interni).

• Gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari che si estendono su tutta la

• molecola.

Quale teoria è migliore?

La teoria VB è più semplice e intuitiva, mentre la MO è più precisa e completa. Oggi si tende a usare

entrambe le teorie in modo complementare.

Ibridazione degli orbitali atomici

Prima della formazione del legame, gli orbitali atomici si ibridano, cioè si mescolano per formare

nuovi orbitali chiamati orbitali ibridi. Questo processo serve a:

Giustificare la geometria delle molecole (come previsto dalla teoria VSEPR).

• Massimizzare la sovrapposizione tra orbitali.

• Minimizzare la repulsione tra coppie di elettroni.

•

L’ibridazione è una combinazione lineare di orbitali s, p (e talvolta d) dello stesso atomo con energia

simile. Il risultato sono orbitali ibridi degeneri (cioè con la stessa energia) e orientati nello spazio

secondo la geometria molecolare.

Esempio: Metano (CH₄)

Il carbonio ha 4 elettroni di valenza: 2 nel livello 2s e 2 nel 2p. In teoria, potrebbe formare solo due

legami. Ma nella molecola di metano ne forma quattro, tutti uguali.

Per spiegare questo, si ipotizza che il carbonio si ecciti, cioè promuova un elettrone dal livello 2s al

2p, e poi ibridi i suoi orbitali per formare 4 orbitali sp³.

Questi orbitali:

Hanno stessa forma ed energia.

• Si orientano verso i vertici di un tetraedro.

• Si sovrappongono con gli orbitali 1s degli atomi di idrogeno.

•

Tipi di ibridazione e geometrie molecolari

Ibridazione Orbitali coinvolti Numero orbitali ibridi Geometria Angolo

sp 1 s + 1 p 2 Lineare 180°

sp² 1 s + 2 p 3 Trigonale planare 120°

sp³ 1 s + 3 p 4 Tetraedrica 109.5°

sp³d 1 s + 3 p + 1 d 5 Bipiramidale trigonale 90°/120°

sp³d² 1 s + 3 p + 2 d 6 Ottaedrica 90°

Esempi di molecole con diverse ibridazioni

BeCl₂ → Berillio con ibridazione sp → geometria lineare.

• BF₃ → Boro con ibridazione sp² → geometria trigonale planare.

• CH₄ → Carbonio con ibridazione sp³ → geometria tetraedrica.

• PCl₅ → Fosforo con ibridazione sp³d → geometria bipiramidale trigonale.

• SF₆ → Zolfo con ibridazione sp³d² → geometria ottaedrica.

•

Stati di ibridazione degli elementi principali

Carbonio (C)

sp³ → CH₄, C₂H₆

• sp² → C₂H₄ (etene), C₆H₆ (benzene)

• sp → C₂H₂ (etino), CO₂

•

Azoto (N)

sp³ → NH₃ (ammoniaca)

• sp² → HNO₂

• sp → HCN, CH₃CN

•

Ossigeno (O)

sp³ → H₂O (acqua)

• sp² → CH₂O (formaldeide), H₂CO₃ (acido carbonico)

•

Densità elettronica e ordine di legame

L’ordine di legame indica quanti legami ci sono tra due atomi:

Legame singolo → es. CH₃-CH₃ → ordine di legame 1

• Doppio legame → es. CH₂=CH₂ → ordine di legame 2

• Triplo legame → es. HC≡CH → ordine di legame 3

•

Maggiore è l’ordine di legame, più forte e corto è il legame.

Riassunto dettagliato del PDF: "TEORIA MO E LEGAME METALLICO"

Teoria degli Orbitali Molecolari (MO)

La teoria MO (Molecular Orbital Theory) è un modello avanzato per descrivere i legami chimici. A

differenza della teoria del legame di valenza (VB), che considera solo gli elettroni di valenza e orbitali

localizzati tra due atomi, la teoria MO:

Considera tutti gli elettroni dell’atomo (sia di valenza che di nocciolo).

• Descrive la molecola come un insieme di nuclei circondati da orbitali molecolari

• delocalizzati, cioè estesi su tutta la molecola.

Come si formano gli orbitali molecolari

Quando due orbitali atomici (OA) si combinano, si formano due orbitali molecolari (OM):

1. Orbitale di legame (OM legante): si forma dalla somma delle funzioni d’onda → ha energia

più bassa e stabilizza la molecola.

2. Orbitale di antilegame (OM antilegante): si forma dalla sottrazione delle funzioni d’onda →

ha energia più alta e destabilizza la molecola.

Gli elettroni si distribuiscono negli orbitali molecolari seguendo:

Il principio di Aufbau (si riempiono prima gli orbitali a energia più bassa).

• Il principio di Pauli (due elettroni per orbitale, con spin opposti).

• La regola di Hund (gli elettroni si distribuiscono singolarmente prima di accoppiarsi).

•

Esempio: molecola di H₂

Ogni atomo di idrogeno ha un orbitale 1s.

• Quando si combinano, si formano:

• Un orbitale di legame (σ1s)

o Un orbitale di antilegame (σ*1s)

o

I due elettroni si collocano nell’orbitale di legame.

•

Ordine di legame = ½ (e⁻ nei leganti − e⁻ negli antilegame)

→ H₂: ½ (2 − 0) = 1 → molecola stabile

Esempio: molecola di He₂

Ogni atomo di elio ha 2 elettroni → totale 4

• 2 vanno nell’orbitale di legame, 2 nell’antilegame

•

Ordine di legame = ½ (2 − 2) = 0 → molecola instabile

Orbitali σ e π

Gli orbitali σ si formano per sovrapposizione frontale (es. s-s, s-p, p-p lungo l’asse).

• Gli orbitali π si formano per sovrapposizione laterale (p-p perpendicolari all’asse).

•

Anche gli orbitali π possono essere leganti o antileganti.

Molecole biatomiche omonucleari

Sono molecole formate da due atomi uguali (es. O₂, N₂, F₂). La disposizione energetica degli orbitali

molecolari cambia a seconda dell’atomo:

Per O₂, F₂, Ne₂ → non c’è mescolamento tra 2s e 2p

• Per B₂, C₂, N₂ → c’è mescolamento tra 2s e 2p

•

Questo influenza la stabilità e il comportamento magnetico delle molecole.

Diamagnetismo e Paramagnetismo

Diamagnetiche: molecole con tutti gli elettroni appaiati → non reagiscono a un campo

• magnetico (es. H₂O, gas nobili).

Paramagnetiche: molecole con elettroni spaiati → vengono attratte da un campo

• magnetico (es. O₂).

La teoria MO spiega perché O₂ è paramagnetico: ha due elettroni spaiati negli orbitali π*.

HOMO e LUMO

HOMO: Highest Occupied Molecular Orbital → orbitale più alto occupato da elettroni.

• LUMO: Lowest Unoccupied Molecular Orbital → orbitale più basso libero.

•

Una reazione chimica può avvenire quando il HOMO di una molecola interagisce con il LUMO di

un’altra.

Aromaticità del Benzene

Il benzene (C₆H₆) ha 6 elettroni π delocalizzati su 6 orbitali 2p non ibridati. Questi formano:

3 orbitali molecolari di legame

• 3 orbitali molecolari di antilegame

•

La delocalizzazione elettronica spiega la stabilità e l’aromaticità del benzene, meglio di quanto

possa fare la teoria VB.

Legame Metallico

Il legame metallico è un tipo di legame chimico che si ve