Legame chimico - Orbitali e geometria

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FIGURA 12-5 Schema di ibridizzazione sp3

FIGURA 12-6 Legami e struttura in CH₄

Dal volume: Petrucci "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Piccin Nuova Libraria S.p.A.

FIGURA 12-11 Orbitali ibridi sp³ d e sp³d³ 2

Dal volume: Petrucci "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Figura 8-4 Vista dall'alto dei tre orbitali ibridi sp².

Figura 8-5 Rappresentazione schematica della formazione di un legame doppio carbonio-carbonio. Quattro legami C-H, un legame C-C, un legame C-C nella molecola planare C_H²4

Dal volume: Whitten "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Dal volume: Whitten "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

FIGURA 12-25 Risonanza nella molecola del benzene e strutture di Kekulé

Dal volume: Petrucci "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

FIGURA 12-26 Legami nel benzene, C_H, col metodo del legame di valenza 6 6

Dal volume: Petrucci "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Libraria S.p.A.

Figura 9-11 Rappresentazioni del legame nella molecola di benzene, C_H6

Dal volume: Whitten "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Figura 9-10 Rappresentazioni alternative del legame nello ione carbonato.

Dal volume: Whitten "Chimica Generale" Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Teoria degli orbitali molecolari

La teoria degli orbitali molecolari assume che gli orbitali atomici puri s e p degli atomi di una molecola si combinano dando luogo a orbitali delocalizzati sull'intera molecola. Questi nuovi orbitali prendono il nome di orbitali molecolari.

Principi della teoria degli orbitali molecolari

Gli orbitali molecolari si ottengono dalle combinazioni lineari di tutti gli orbitali atomici (LCAO Linear Combination of Atomic Orbitals).

Gli orbitali molecolari sono rappresentati funzioni d'onda molecolari (Ψ) che presentano le stesse proprietà delle MO funzioni d'onda atomiche (numeri quantici, ...)

principio di Pauli

c.) Teoria degli orbitali molecolari

Le condizioni perché gli orbitali atomici si combinino efficacemente sono:

• Che gli orbitali abbiano la stessa simmetria rispetto all'asse nucleare.
• Che corrispondano a stati di energia non troppo diversa.
• Che gli orbitali atomici si possano sovrapporre considerevolmente.

IMPORTANTE

Il numero di orbitali molecolari generati sarà sempre uguale al numero degli orbitali atomici di partenza.

Le combinazioni lineari delle funzioni d'onda atomiche descrivono le interazioni tra gli orbitali atomici.

Figura 9-1 Illustrazione dell'interferenza costruttiva e distruttiva delle onde.

Equazioni che rappresentano le combinazioni lineari Ψ1+Ψ2 = N x (Ψ1 + Ψ2) MO (in fase) e Ψ1-Ψ2 = N x (Ψ1 - Ψ2) MO (in opposizione di fase)

N = fattore di normalizzazione ed è tale che la probabilità di trovare l'elettrone nello spazio sia uguale a 1

Costruzione degli

orbitali molecolari per H₂

Figura 9-2 Diagramma di orbitali molecolari per la combinazione degli orbitali atomici 1s in due atomi identici (sulla sinistra) a dare due OM.

Figura 9-6 Diagrammi degli orbitali molecolari.

Figura 9-3 Formazione degli orbitali molecolari.

Figura 9-4 Orbitali molecolari ottenuti per sovrapposizione di una coppia di orbitali atomici.

Z≤7 Z≥8

FIGURA 12-24 Diagramma degli orbitali molecolari per molecole biatomiche omonucleari di elementi del secondo periodo (elettroni di legame – elettroni di non legame)

Ordine di legame = 2

La molecola di ossigeno O₂

Osservazioni sperimentali: L’ossigeno O è un gas a 298 K e 2 condensa per dare un liquido blu a 90 K. È una molecola paramagnetica – è un diradicale.

Configurazione elettronica della molecola

σ(1s) σ*(1s) σ(2s) σ*(2s) σ(2p) π(2p) π(2p) π(2p) π*(2p) π*(2p)

2 2 2 2 2 2 2 1 1

x y z y z

(8 -4)

Ordine di legame = 2

Le specie diatomiche [O] , [O]

[O ]+ - 2-2 2 2

Dati sperimentali per O e specie diatomiche da esso derivate.

FIGURA 12-27 Diagramma degli orbitali molecolari P per C H6 6

Il legame metallico secondo la teoria degli orbitali molecolari: teoria della banda

Figura 13-35 Differenza tra metalli, isolanti e semiconduttori.

FIGURA 12-34 Semiconduttori di tipo p e tipo n

Interazioni deboli

Forze di van der Waals

1. a) dipolo permanente – dipolo permanente
2. b) dipolo permanente – dipolo indotto
3. c) dipolo istantaneo – dipolo indotto (forze di dispersione o forze di London)

Legame a idrogeno

(caso particolare di interazione dipolo permanente – dipolo permanente)

FIGURA 13-26 Interazioni dipolo-dipolo

Distribuzione della densità elettronica in HF