Chimica Generale

H S.

2

o Tipo di molecola AXE . La geometria è lineare. Ne è esempio HCl.

3 64

Matteo Corradi Chimica Generale

➢ 5 coppie di elettroni. Anche in questo caso abbiamo 4 possibilità:

o Tipo di molecola AX . La geometria è bipiramidale trigonale. Ne è esempio PCl .

5 5

o Tipo di molecola AX E. La geometria è tetraedrica distorta. Ne è esempio SF .

4 4

o 2-

Tipo di molecola AX E . La geometria è lineare. Ne è esempio ICl .

2 3

o Tipo di molecola AX E . La geometria è a “T”. ne è esempio BrF .

3 2 3 65

Matteo Corradi Chimica Generale

➢ 6 coppie di elettroni. In questo caso abbiamo 3 tipologie di molecola.

o Tipo di molecola AX . La geometria è ottaedrica. Ne è esempio SF .

6 6

o Tipo di molecola AX E. La geometria è piramidale quadrata. Ne è esempioBrF .

5 5

o 4-

Tipo di molecola AX E . La geometria è planare quadrata. Ne è esempio IF .

4 2

3. Molecole a più centri

La forma di una molecola a più centri è la risultante della somma delle geometrie degli intorni dei singoli

atomi. 66

Matteo Corradi Chimica Generale

4. Geometria molecolare e polarità

In una molecola con più di due atomi la polarità è determinata dalla forma e dalla polarità dei legami. Non

sono polari molecole del tipo: AX , AX , AX , AX , AX .

2 3 4 5 6

5. Geometria molecolare e orbitali

Secondo il metodo VB la geometria molecolare è deducibile dalle caratteristiche degli orbitali utilizzati ne

legame. In molecole biatomiche quali H2, HCl etc. il legame può essere attribuito alla sovrapposizione di

orbitali atomici di atomi nello stato fondamentale. Per la maggior parte delle molecole il metodo VB non

riesce tuttavia a spiegare:

- Il numero di legami;

- La struttura tridimensionale (forma e angoli di legame). 67

Matteo Corradi Chimica Generale

6. Ibridizzazione degli orbitali

Gli orbitali atomici di valenza in una molecola sono diversi da quelli degli atomi isolati (L. Pauling).

Combinando orbitali atomici puri si ottengono nuovi orbitali atomici IBRIDI che meglio descrivono la

geometria molecolare. Solo conoscendo la reale geometria di una molecola è possibile postulare la presenza

di orbitali ibridi.

Il numero di orbitali ibridi è uguale al numero di orbitali usati nella combinazione. Il tipo di orbitali ibridi

dipende dal tipo di orbitali combinati. Gli orbitali ibridi ottenuti hanno:

- Stessa energia;

- Stessa forma;

- Diversa orientazione spaziale.

1- Ibridi sp

La combinazione di un orbitale s con un orbitale p origina due orbitali ibridi di tipo sp. Hanno geometria

diagonale, e formano un angolo di 180°C. In molecole di tipo AX l’atomo centrale utilizza ibridi sp.

2

2

2- Ibridi sp 2

Dalla combinazione di un orbitale s con due orbitali p si ottengono tre orbitali ibridi di tipo sp . Hanno

2

geometria trigonale, formano angoli di 120°. In molecole AX o AX E l’atomo centrale utilizza ibridi sp .

3 2 68

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3

- Ibridi sp 3

Dalla combinazione di un orbitale s con tre orbitali p si ottengono quattro orbitali ibridi di tipo sp . Hanno

geometria tetraedrica, e formano angoli di 109.5°. In molecole di tipo AX , AX E etc. l'atomo centrale utilizza

4 3

3

ibridi sp . 3 3 2

- Ibridi sp d e sp d 69

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Dalla combinazione di un orbitale s, tre orbitali p e un orbitale d si ottengono cinque orbitali ibridi di tipo

3

sp d. Hanno geometria bipiramidale trigonale, e formano angoli di 120° equatoriali e di 90°. Si trovano in

molecole del tipo AX e AX E.

5 4 3 2.

Dalla combinazione di un orbitale s, tre orbitali p e due orbitali d si ottengono sei orbitali ibridi di tipo sp d

Hanno forma ottaedrica, e formano angoli di 90°. SI trovano in molecole di tipo AX , AX E.

6 5

7. Legami π delocalizzati: il benzene

Il benzene ha formula C H . I sei atomi di carbonio formano una struttura ciclica, in

6 6

cui ogni atomo di C è legato ad altri due atomi di C e ad un atomo di H, posto

2

esternamente all’anello. Ogni atomo di carbonio è quindi ibridizzato sp , e possiede

un elettrone spaiato nell’orbitale 2p .

z

17. Forze intermolecolari 70

Matteo Corradi Chimica Generale

1. Forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono le interazioni che si osservano tra le particelle (atomi, molecole, ioni) costituenti

una qualunque porzione di materia. Si manifestano in tutti gli stati di aggregazione (solido, liquido, gassoso)

e assieme all’energia cinetica determinano le proprietà fisiche degli stati di aggregazione.

Le forze intermolecolari quindi sono importanti per stabilire la forma e il comportamento della materia.

L’origine di queste forze, quindi delle interazioni tra le molecole, derivano da disomogeneità permanenti o

momentanee nella distribuzione della densità elettronica all’interno delle molecole.

Sono quindi forze di origine elettrostatica, e sono molto più deboli delle forze intramolecolari, ovvero dei

legami chimici. Le forze intermolecolari si originano dalla interazione tra:

- Cariche parziali, ovvero dipoli;

- Atomi non legati in molecole adiacenti (distanze di van der Waals).

2. Forze intra- e intermolecolari

Le principali forzi intramolecolari (ovvero legami chimici) sono:

- Ionico, che avviene per attrazione di cationi e anioni che presentano carica opposta a seguito della

cessione e relativo acquisto di uno o più elettroni. L’energia di legame va dai 400 ai 400 Kj/mol. Ne è

esempio l’NaCl;

- Covalente, che avviene per attrazione tra gli elettroni condivisi e i nuclei degli atomi. L’energia di

legame va da 150 a 1100 Kj/mol. Può essere:

o Puro, se la differenza di elettronegatività tra gli atomi costituenti la molecola è nulla o

comunque molto bassa (es H );

2

o Polare, se la differenza di elettronegatività presenta valori intermedi (es HCl);

- Metallico, in cui vi sono interazioni tra gli elettroni delocalizzati e i nuclei. Gli elettroni sono messi in

comune, condivisi tra più nuclei. L’energia di legame va da 75 a 1000 Kj/mol. Ne è esempio il Fe.

Le principali forze intermolecolari sono:

- Ione-dipolo;

- Ione-dipolo indotto;

- Forze di van der Waals:

o Interazioni dipolo-dipolo;

o Legami a idrogeno;

o Interazioni dipolo-dipolo indotto;

- Forze di London:

o Interazioni dipolo indotto-dipolo indotto.

3. Interazioni ione-dipolo

Sono interazioni che vengono a crearsi tra uno ione

e una molecola polare (quindi un dipolo). Questo

legame intermolecolare è all'origine della solubilità

delle sostanze ioniche in acqua: nella cosiddetta idratazione il catione attrae l’estremità negativa dei dipoli

dell’acqua, l’anione l’estremità positiva. Il numero di molecole di acqua legate, denominato numero di

idratazione dello ione, è direttamente proporzionale alla carica dello ione e inversamente proporzionale alla

sua dimensione. L’energia dell’interazione, solitamente compresa tra 40 e 600 Kj/mol, aumenta al crescere

+ + - -

della carica ionica e al diminuire del raggio ionico. Ioni piccoli come Li , Na , F , OH sono capaci di legare

anche 15-20 molecole di acqua nella sfera di idratazione. 71

Matteo Corradi Chimica Generale

Questa tipologia di interazione oltre a spiegare la solvatazione (solubilità di Sali in solventi polari come

l’acqua) spiega anche la presenza di ioni idrati nei minerali.

4. Interazioni ione-dipolo indotto

Sono interazioni che vengono a formarsi quando uno ione induce la formazione di

un dipolo non permanente (indotto) in una molecola normalmente apolare.

L’energia dell’interazione è bassa, va da 3 a 15 Kj/mol. Questa interazione spiega la

2+

piccola solubilità in solventi apolari e la fissazione reversibile dell’O sullo ione Fe dell’emoglobina.

2

La capacità della nuvola elettronica di un atomo o molecola di essere distorta da un campo elettrico è detta

polarizzabilità (la polarizzabilità quindi è la tendenza alla separazione di cariche che può avvenire in una

molecola). La polarizzabilità aumenta all'aumentare del numero atomico, ovvero all'aumentare della

dimensione della nuvola elettronica, la quale, più sarà distante dal nucleo, meno sarà attratta da esso.

I cationi sono meno polarizzabili degli atomi neutri, mentre gli anioni sono più polarizzabili degli atomi neutri.

5. Forze di van der Waals: interazioni dipolo-dipolo

È un’interazione che si instaura tra molecole che possiedono un dipolo

permanente. È anche detta forza di orientazione. L’energia dell’interazione

è piccola, di 5-25 Kj/mol, ma aumenta al crescere del momento di dipolo. In

una sostanza polare, le molecole hanno momenti dipolari permanenti, per cui tendono ad allinearsi con

l’estremità positiva di un dipolo rivolta verso l’estremità negativa di un altro dipolo vicino. Questo parziale e

aggiuntivo ordine delle molecole può permettere che una determinata sostanza persista allo stato solido o

liquido a temperature superiori a quelle previste. Si considerino le sostanze N , O e NO. Nelle prime due

2 2

molecole la differenza di elettronegatività è zero, e quindi sono entrambe apolari, prive di carica. In NO invece

esiste una differenza di elettronegatività tra N e O, quindi la molecola di NO che risulta sarà polare, ovvero

possiederà un momento dipolare (seppure debole). Considerando solamente le forze di dispersione, ci si

potrebbe aspettare che il punto di ebollizione di NO sia intermedio tra quelli di N e O , tuttavia questo è il

2 2

più alto dei tre, perché le reciproche interazioni tra molecole rendono necessaria una temperatura superiore

al fine di permettere il passaggio dallo stato liquido a quello gassoso.

L’interazione dipolo-dipolo spiega la solubilità di composti polari in solventi polari (ovvero la regola il simile

scioglie il simile).

6. Forze di van der Waals: legame a idrogeno

È un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che si instaura quando un atomo di

idrogeno legato covalentemente ad un altro atomo molto elettronegativo viene

attratto da un atomo fortemente elettronegativo di una molecola vicina. Nella

formazione di un legame a idrogeno, l’atomo fortemente elettronegativo a cui è legato l’atomo di H attrae

lontano dal nucleo dell’idrogeno la coppia di elettroni di legame, di conseguenza l’idrogeno viene attratto da

parte di una coppia solitaria di elettroni di un atomo fortemente elettronegativo di una molecola vicina.

Il legame a idrogeno può avvenire solo