Appunti Chimica

CARICA FORMALE

Carica assegnata ad un atomo in una molecola, La struttura di Lewis maggiormente plausibile è

assumendo che gli elettroni di legame siano quella che assegna agli atomi le cariche formali

equamente condivisi tra gli atomi più prossime allo zero (disposizione di minima

indipendentemente dalla loro elettronegatività. energia degli atomi e degli elettroni).

FC=V-N-B LA SOMMA DELLE CARICHE FORMALI DEVE

ESSERE UGUALE ALLA CARICA EFFETTIVA SULLA

 V = numero di elettroni di valenza SPECIE

dell'atomo isolato nello stato STABILITÀ ENERGETICA IN UNA FORMULA DI

fondamentale;

 STRUTTURA:

N = numero degli elettroni di valenza di

non legame dell'atomo nella molecola; • La formula che contiene la minore

 B = numero totale dei legami (coppia di separazione delle cariche formali

elettroni). possiede minore energia, cioè è la più

stabile;

REGOLE PER ASSEGNARE LE CARICHE FORMALI • a parità di separazione di carica nelle due

• Ad ogni atomo della molecola si assegna formule limite, è più stabile la formula

un numero positivo pari al numero di con le cariche formali negative sugli

valenza dell’atomo neutro; atomi più elettronegativi.

 si toglie 2 per ogni coppia di elettroni non

condivisa (di non-legame) presente in

tale atomo;

• si toglie 1 per ogni coppia di elettroni di

legame presente in tale atomo (n.

legami).

STRUTTURE DI RISONANZA

• La molecola è formata da due strutture di risonanza (o forme di risonanza);

• entrambe contribuiscono alla reale struttura della molecola;

• La molecola reale è un ibrido di risonanza.

Le strutture di risonanza hanno la stessa posizione relativa degli atomi ma differenti posizioni delle coppie di

elettroni di legame e di elettroni solitari.

La delocalizzazione delle coppie di elettroni distribuisce la densità elettronica sull’intera molecola riducendo



le repulsioni interelettroniche. MAGGIORE Stabilità

Criteri per scegliere le strutture di risonanza più importanti:

1) le cariche formali più piccole (sia positive che negative) sono preferibili a quelle più grandi;

2) evitare cariche simili (+ + o - - ) su atomi adiacenti;

3) la carica formale più negativa dovrebbe risiedere sull’atomo più elettronegativo.

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO:



• Molecole elettrondeficienti Le molecole elettrondeficienti raggiungono l’ottetto attraverso la

formazione di legami addizionali (LEGAME DATIVO)

• molecole con numero dispari di elettroni (radicali liberi)



• molecole con gusci di valenza espansi atomi con piu di 8 e- di valenza

FORME MOLECOLARI: II PARTE

Il simbolismo di Lewis:

 fornisce informazioni sulla posizione degli atomi in una molecola e sui loro legami;

 non indica la forma tridimensionale della molecola

GEOMETRIA MOLECOLARE

1. TEORIA DELLA REPULSIONE ELETTRONICA

2. TEORIA DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI

TEORIA DELLA REPULSIONE ELETTRONICA: Teoria VSEPR (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion)

Permette di costruire la forma molecolare di un composto partendo dalla struttura di Lewis. Si basa sulle

seguenti premesse:

 sì rappresenta la configurazione elettronica della molecola mediante simbolismo di Lewis;

 la molecola assume una geometria tale da sistemare i gruppi di elettroni il più lontano possibile tra

loro in modo da minimizzare le repulsioni.

Ogni gruppo di elettroni di valenza attorno ad un atomo centrale è situato il più lontano possibile dagli altri

gruppi per minimizzare le repulsioni

LE CINQUE FORME MOLECOLARI FONDAMENTALI

I gruppi di elettroni attorno all’atomo centrale sono domini di elettroni e sono carichi negativamente.

Fattori che influenzano l’angolo di legame

 Effetto delle coppie solitarie di e –

o Le coppie solitarie di e - respingono le coppie di legame più fortemente di quanto le coppie

di legame non si respingano tra loro.

 Effetto dei doppi legami:

o maggiore densità elettronica

o maggiore elettronegatività

2 GRUPPI DI e-:

 disposizione lineare (180°)

3 GRUPPI DI e-:

 planare trigonale (120° es: BF3)

 angolare (NO2 ha il doppio legame)



4 GRUPPI DI e-:

 Tetraedrica (CH4 109.5°) 4 gruppi di elettroni (4 coppie di elettroni condivisi)

 Piramidale Trigonale (NH3 107.5) 3 coppie di elettroni condivise + una coppia solitaria

 Piegata (H2O 104.5°) 2 coppie di elettroni condivise + due coppie solitarie

5 GRUPPI DI e-:  a T

 bipiramidale trigonale (120 °-90 °)  lineare

 Altalena

le coppie tendono solitamente ad occupare le posizioni equatoriali



6 GRUPPI DI e-: planare quadrata (XeF4) Quattro coppie

di elettroni condivise + due coppie

 ottaedrica 90° SF6 solitarie

 piramidale quadrata (BrF5) Cinque coppie

di elettroni condivise + una coppia

solitaria 

FORMA MOLECOLARE Comportamento fisico + Polarità delle molecole

POLARITA’ DELLE MOLECOLE

 Si genera in molecole con uno sbilancio netto di carica: un’estremità acquista una parziale carica

neg. (δ -), ed un’estremità acquista una parziale carica pos. (δ +).

 molecola polare = dipolo elettrico

 Non sempre la presenza di legami polari dà origine ad una molecola polare

 un’esempio di come varia il comportamento chimico fisico: è che a seconda della geometria si ha una differente

T di ebollizione

TEORIE DEL LEGAME COVALENTE

1. Teoria del Legame di Valenza

 Modello di Lewis: ciascuna coppia di elettroni leganti si trova tra i due atomi che congiunge

(elettroni localizzati).

 Modello VSEPR: i gruppi di elettroni si distribuiscono attorno all’atomo centrale per minimizzare le

repulsioni e occupare più spazio possibile.

Come si possono spiegare le forme molecolari sulla base delle interazioni tra gli orbitali atomici?

LEGAME COVALENTE

 Il legame chimico covalente risulta dalla sovrapposizione di due orbitali atomici di atomi differenti,

contenenti ognuno un elettrone, per dare un unico orbitale di legame che non può contenere più di

due elettroni (principio di esclusione di Pauli).

 Il legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione fra gli orbitali rispetto al loro volume

totale.

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

si forma un legame covalente quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono e sono occupati da una

coppia di elettroni, che hanno la più alta probabilità di essere localizzati tra i nuclei.

Temi centrali della teoria VB:

1) Spin opposti della coppia di elettroni: gli orbitali che si sovrappongono devono contenere al massimo

due elettroni con spin antiparallelo;

Sovrapposizione massima degli orbitali di legame: maggiore è la sovrapposizione degli orbitali, più forte

2) L’entità

e più stabile sarà il legame della sovrapposizione dipende dalla forma e dall’orientamento

degli orbitali coinvolti.

Ibridazione degli orbitali atomici: gli orbitali atomici si mescolano (mescolamento matematico dedotto

3) dalla meccanica quantistica) formando nuovi orbitali atomici (orbitali ibridi) nei quali si inseriscono gli

elettroni con spin paralleli per creare legami più stabili.

Condizioni necessarie:

 gli orbitali atomici che si sovrappongono devono avere piccole differenze di energia;

 la direzione di massima sovrapposizione degli orbitali deve corrispondere alla direzione di legame.

TIPI DI LEGAMI COVALENTI

LEGAME σ: sovrapposizione degli orbitali di testa (lungo l’asse internucleare)

 s+s

 p+p

 s+p

LEGAME π: sovrapposizione laterale degli orbitali

L’orbitale è definito da una funzione d’onda Ψ che può assumere valori positivi o negativi in diverse regioni

dello spazio

TEORIA DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI

la teoria VB prevede che nella formazione dei legami gli atomi non usino gli orbitali atomici tal quali, ma

una loro combinazione lineare formando orbitali atomici ibridi.

ORBITALE ATOMICO IBRIDO combinazione lineare di due o più orbitali atomici dello stesso atomo.

IBRIDAZIONE mescolamento degli orbitali atomici per generare nuovi orbitali con legami più stabili

Punti essenziali:

 l numero di orbitali ibridi ottenuti è sempre uguale al numero di orbitali atomici mescolati

 Il tipo di orbitali ibridi ottenuti varia con il tipo di orbitali atomici mescolati.

Tipi di orbitali ibridi: 

sp sp2 sp3 sp3d sp3d2 gli ultimi due sono detti ipervalenti

 



1s+1p=2sp LINEARE 1s+3p=4sp3 TETRAEDRICA

 

1s+2p=3sp2 TRIGONALE PLANARE

2. Teoria degli Orbitali Molecolari

 tutti gli elettroni di una molecola sono distribuiti in orbitali che appartengono all’intera molecola

(ORBITALI MOLECOLARI) e non negli orbitali di ciascun atomo che costituisce la molecola

 la combinazione di n orbitali atomici origina n orbitali molecolari

 ciascun orbitale molecolare può contenere al massimo due elettroni con spin opposti.

Teoria del Legame di Valenza, VB Teoria degli Orbitali Molecolari, MO

 

Considera la molecola come un gruppo di Ipotizza l’esistenza di orbitali molecolari

atomi legati tra loro mediante la delocalizzati, che hanno una propria

sovrapposizione degli orbitali atomici del energia ed una propria forma e che si

guscio di valenza; estendono sull’intera molecola;

 

spiega le interazioni degli orbitali atomici riesce a spiegare fenomeni che le altre

che creano legami covalenti e mostra teorie non riescono ad interpretare (es.

come le forme molecolari osservate paramagnetismo).

abbiano origine da queste interazioni. Molecola visualizzata come insieme di nuclei con

Molecola visualizzata come insieme di atomi gli elettroni delocalizzati sull’intera molecola.

legati tra loro dalla sovrapposizione di orbitali  gli orbitali molecolari: funzioni matematiche

atomici del guscio di valenza (legame covalente). che descrivono il comportamento di un elettrone

 gli orbitali atomici: funzioni matematiche che in una molecola.

descrivono il comportamento di un elettrone in

un atomo L NUMERO DI ORBITALI MOLECOLARI

FORMATI È SEMPRE UGUALE AL NUMERO DI

ORBITALI ATOMICI COMBINATI

[Citare la fonte qui.]

Temi centrali della Teoria MO:

1. Formazione degli orbitali molecolari;

2. Energia e forma degli orbitali molecolari;

3. Riempimento degli orbitali molecolari.

1. Formazione degli orbitali molecolari (H2) 2. Energia e forma degli orbitali molecolari

Gli orbitali molecolari si costruiscono a partire L’orbitale molecolare di legame ha energia più

dagli orbitali atomici appartenenti agli strati