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LEZIONE 5

Molecole, forma dimensione e lunghezza di legame

Tutte le proprietà delle cose che vediamo sono legate alla forma delle molecole che le

compongono: lo studio delle forme delle molecole è quindi fondamentale, e per farlo passiamo

al modello tridimensionale.

Sono state elaborate due teorie principali per spiegare la disposizione spaziale degli atomi nelle

molecole:

Teoria VSEPR (valence shell electron pair repulsion)

• Predice la disposizione spaziale edgli atomi in molecole o ioni poliatomici. Non spiega come si

forma il legame, dice soltanto dove si forma e dove sono dirette le coppie solitarie dello strato

di valenza.

Ci dice per esempio che CH ha una struttura tetraedrica, H O tetraedrica distorta, CO

4 2 2

lineare, ma si ferma qui;

Teoria VB (valence binding)

• Descrive come si forma il legame in termini di sovrapposizione di legami atomici ibridi ;

Teoria VSEPR

Quando si rappresenta una molecola di solito non si tiene conto delle eventuali coppie solitarie.

1. individua l'atomo centrale

2. gli altri atomi bisogna posizionarli il più lontano possibile l'uno dall'altro: teoricamente una

molecola triatomica sarebbe planare con gli atomi laterali agli opposti, ma bisogna

considerare la repulsione dovuta alle coppie solitarie.

VSPR: repulsione tra coppie di elettroni dello strato di valenza: mettendo agli antipodi, il più

lontano possibile, gli atomi laterali minimizzo le forse di repulsione.

Provo a immaginare dunque la configurazione del CH : è un tetraedro, l’atomo di C centrale e i

4

4 H disposti attorno ad esso il più possibile distanti l’uno dall’altro. Nell'H O però i due H non

2

sono complanari ai due lati opposti dell’O, ma formano un angolo inferiore a 180°: gli angoli tra

gli atomi sono causati dalla repulsione tra tutte le coppie di elettroni, anche quelle solitarie; la lo

presenza dipende dalla configurazione elettronica del singolo elemento: O può formare due

legami ma rimangono due coppie solitarie. Le coppie di elettroni dei legami multipli si trattano

come entità singole equivalenti a una coppia di elettroni semplici.

Molecole prive di coppie solitarie sull'atomo centrale

BeCl, struttura planare

CH , tetraedrica

4

Cl F, tre Cl su un piano a triangolo, gli altri due uno da una parte e uno dall'altra

5

Molecole con coppie solitarie

Sono fondamentalmente delle configurazioni tetraedriche un po' distorte.

2-

Se volessimo disegnare la configurazione di (SO ) , non sapendo della presenza di un

3

doppietto elettronico solitario nell'S, faremmo una piramide; tenendo conto anche della coppia

solitari, quindi in pratica come se fosse ipoteticamente un SO , la faremmo a configurazione

4

tetraedrica: in realtà le coppie di non legame esercitano una forza di repulsione maggiore di

quelle di legame, facendo chiudere le coppie di legame cosicché l'angolo non sarà più di 109°

ma più piccolo.

Non si sa perchè le coppie solitarie esercitino più di quelle di legame, si ipotizza che la nube

elettronica delle coppie solitarie si possa espandere di più. Un numero maggiore di coppie

solitarie fa chiudere di più l'angolo tra le coppie di legame. In ordine di repulsione maggiore

abbiamo

coppia solitaria:coppia solitaria > coppia solitaria:coppia di legame > coppia di legame: coppia

di legame

In definitiva la procedura è:

1. scrivere la struttura di Lewis

2. vedere se esistono coppie solitarie oltre alle

coppie di legame

3. collocare coppie solitarie il più distante possibile

4. forma molecolare guardando la disposizione degli

atomi

Se abbiamo una molecola nella forma AX E (con E delle coppie di

4 2

legame libere) la molecola appare con questa conformazione

In definitiva la teoria VSEPR non si interessa di elettroni o tipi di

legame, ma solo alla presenza o meno di coppie solitarie: spiega bene

la forma della molecola, ma non i tipi di legame.

Momento di dipolo

Quando la coppia elettronica in un legame covalente non è equamente suddivisa fra i due il

legame è polare. Negli atomi della molecola ci sono parziali cariche positive e negative,

generalmente quella negativa sta sull'atomo più elettronegativo (a parte nel CO, in cui C è

meno elettronegativo ma ha parziale carica negativa, in questo composto quindi si comporta

come più elettronegativo).

Due atomi legati da un legame covalente polare formano un dipolo. La grandezza delle cariche

parziali si chiama momento di dipolo, mi indica la separazione fra carica positiva e negativa,

quanto è grande il Δe: una molecola si definisce polare se il suo memento di dipolo è diverso da

0. La CO ha delle parziali cariche positive sugli atomi di O, legati con legame polare, ma

2

essendo le due cariche opposte si annullano: il verso dei due momenti di dipolo è opposto,

secondo prodotto vettoriale quindi si annullano: la polarità di una molecola non dipende solo

dalla natura dei legami ma anche dalla sua forma.

Il metano globalmente non è polare, come anche CF , nonostante i singoli legami siano molto

4

polari, visto che la somma dei dipoli elettrici è 0.

Se invece in un CH sostituiamo un H con un F creiamo un momento di dipolo > 0 verso F, i

4

dipoli non si annullano più . Se ne sostituiamo due l'orientazione è a metà tra i due F.

Nel C H Cl i due atomi più elettronegativi possono essere dalla stessa parte (cis) generando

2 2 2

un momento di dipolo > 0, mentre se sono messi a lati opposti (trans) questo è 0.

In definitiva: una disposizione dei legami asimmetrica porta a una molecola polare, una

disposizione simmetrica dei legami porta a non polare. Per stabilire quindi se una molecola è

polare o no possiamo seguire questo schema


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albiz94

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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in medicina e chirurgia
SSD:
Università: Verona - Univr
A.A.: 2014-2015

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher albiz94 di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e chimica biologica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Verona - Univr o del prof Bertoldi Maria Rita.

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