Geometria delle molecole

La geometria delle molecole

• In una determinata geometria molecolare, rivestono una certa importanza le posizioni relative degli atomi.
• Un importante parametro per definire la geometria di una molecola è la misura degli angoli di legame che si formano tra gli atomi della molecola.

Per studiare la geometria delle molecole saranno necessarie 2 teorie:

• Teoria dell'ibridazione degli orbitali atomici
• Teoria della repulsione elettronica

Teoria dell'ibridazione degli orbitali atomici

• Fa parte della descrizione del legame covalente secondo il metodo del legame di valenza.
• Secondo tale teoria, gli elettroni presenti in molecole con legami covalenti possono occupare orbitali atomici ibridi invece di orbitali atomici puri.
• Un orbitale ibrido è il risultato della combinazione lineare di due o più orbitali atomici puri dello stesso atomo.

Per esempio, quando le funzioni matematiche che rappresentano gli orbitali atomici s e p di uno stesso atomo sono sommate si ottiene una funzione ibrida [c₁s+c₂t₂=cE₁].

Quando le funzioni matematiche che rappresentano gli orbitali atomici s e p sono sottratte si ottiene una seconda funzione ibrida [c₁s-c₂t₂=cE₂].

• Come risultato ottengo la rappresentazione spaziale:
  • Si ottengono 2 orbitali atomici di tipo sp.
• Questa dizione però è imprecisa poiché si tratta in realtà di somma e sottrazione della funzione trigonometrica t e non del suo quadrato t² che è ciò che veramente rappresenta la densità di carica elettronica attorno al nucleo, cioé l'orbitale.

• Si vanno a costruire degli orbitali specializzati nei legami diretti (cioè passa per la congiungente dei nuclei sigma δ).
• Il s è il legame covalente più forte che esista (lungo l'asse di legame).
• Nella formazione di un composto è in generale individuabile un atomo coordinante (centrale in genere il meno pesante).
  • Decide la posizione altrui con la creazione di orbitali ibridi.

Orbitali atomici ibridi di tipo sp:

La formazione di 2 orbitali ibridi da un orbitale 2s e uno 2p prevede un addensamento dell'orbitale ibrido dove i valori degli orbitali 2s e 2p che si combinano hanno lo stesso segno, e una parziale cancellazione dove hanno segno opposto

Due orbitali hanno una comune origine nel nucleo e sono disposti a 180° l'uno dall'altro

Si parla di combinazione lineare di orbitali atomici

Esempio:

BeCl₂: Be ̶ Ċl ̶ Ċl Cٛ⃝ٜ_sp Be ̶ Cٛ⃝ٜ_sp Ḻ120°_Ḻ180° Ġl ̶ Ġl _{2s p}˥ = somma e differenza di 2 orbitali atomici

Quando un orbitale è occupato da 2 elettroni con spin opposto si ottiene un legame σ

Orbitali atomici ibridi di tipo sp²:

Combinando un orbitale 2s con due orbitali 2p dello stesso atomo otteniamo tre orbitali ibridi sp²

I 3 orbitali sp² formati sono equivalenti, stanno in un unico piano e sono a 120° l'uno dall'altro

Si parla di geometria planare

Esempio:

BeCl₃: Cļ و _ịψη Cļ _Ḻ3°d a (3 valenza) (2s p²)

3 soluzioni all’equazione di Schrödinger: {2s, 2p_x, 2p_y} = {s p², s p², s p²}

Teoria della repulsione elettronica (VSEPR)

• Costituisce uno dei mezzi più efficaci per fare previsioni sulla geometria di una molecola
• Essa deriva dall'interpretazione del legame secondo Lewis e si basa sulle seguenti premesse:
  • Si rappresenta la configurazione elettronica della molecola mediante il sistema di Lewis
  • La molecola assume una geometria tale da sistemare il più lontano possibile tra loro le coppie di elettroni
  • La distanza tra le coppie di elettroni viene massimizzata in modo da minimizzare la repulsione
  • Si tratta di una conseguenza del principio della massima loccettività di Hund che implica che elettroni con spin parallelo hanno un massimo di probabilità di trovarsi il più lontano possibile tra loro
  • In questo allontanamento reciproco, aumenta la probabilità che nello spazio intorno al nucleo centrale della molecola vengano a trovarsi in posizione vicinale elettroni che, avendo spin opposto, possono stare nello stesso orbitale
• Ne consegue che gli elettroni avranno un'alta probabilità di trovarsi in coppie, la qual cosa tenderanno a massimizzare le loro distanze reciproche

• Tutte le molecole il cui atomo centrale è circondato da 2 coppie di elettroni disposte a 180° l'una dall'altra, avranno una geometria lineare (BeCl₂)
• Per tutte le molecole il cui atomo centrale è circondato da 3 coppie di elettroni, la massima separazione tra queste coppie si ottiene disponendo un angolo di 120° l'una dall'altra e con tutti gli atomi disposti su un piano secondo quella che si definisce geometria triangolare piana (BCl₃)
• In tutte le molecole il cui atomo centrale è circondato da 4 coppie di elettroni, per massimizzare la loro distanza si devono disporre un loro i 4 vertici di un tetraedro ovvero a 109,5°, hanno una geometria tetraedrica con angoli possibili (H₄C, 109,29°) (CH₄)
• Se non tutte le coppie sono equivalenti da una di queste non-legante, la molecola assume una geometria tetraedrica ma non regolare cioè piramidale a base triangolare il quarto vertice non vi è un atomo con angoli possibili di 107,3° (NH₃)
• Se 2 delle 4 coppie sono di un legame non si può proprio parlare di geometria tetraedrica visto che non ci sono atomi in 2 dei 4 vertici dell'ipotetico tetraedro, per questo assume una geometria angolata con angoli possibili di 104° (H₂O)

PRIMO PASSO:

• Orbitale 3d_yz del fosforo avrà solo un elettrone
• Orbitale 2p_z dell'ossigeno

SECONDO PASSO:

• La sovrapposizione di un orbitale d_yz del fosforo e un orbitale 2p_z dell'ossigeno è il legame π

H₃PO₄, il fosforo ha 5 legami:

• 3 σ con O-H
• 1 δ con 0
• 1 π con 0

NO

• Radicale libero

N = 0

1. Lone pair

N = 0

• NO x Ionossido di carbonio