Teoria della risonanza e degli orbitali molecolari

Teoria della Risonanza

• NH₃
• 1 legame δ
• 2 lone pair
• NH₄⁺
• 1 lone pair
• 1 legame δ

Vi sono casi in cui una sola coppia di elettroni lega tra loro più di 2 atomi. In questi casi è presente un legame delocalizzato.

Esempio:

Acido nitrico HNO₃

• È un acido forte cioè rilascia ioni H⁺ messo in acqua (quasi una mole per mole) ossidante.

NO₃^-

Non è possibile perché sarebbero 5 legami in un atomo che ha 4 orbitali di valenza

3 s + (x + n) + lone pair = 4

5

sp³

Legame direzione o legame covalente con interazione ionica

Risonanza - fenomeno per cui un atomo che lega due specie chimiche uguali ha con legami diversi, alterni questi legami tra le due specie in modo da renderli tutti equivalenti.

• Ciò è possibile scrivere due o più formule di Lewis soddisfacent senza cambiare la posizione dei nuclei.
• La formula effettiva (detta ibrido di risonanza perché è un ibrido delle varie formule di risonanza) è considerata la media o la sovrapposizione delle singole formule (dette formule di risonanza).
• Gli ibridi di risonanza con cariche delocalizzate hanno energie più basse delle loro singole formule di risonanza e anche se la differenza di energia è detta energia di risonanza.
• Più è elevato il numero di forme limite per una molecola, tanto più rispondente al vero è l'immagine che ne è ricavata dal loro insieme.

HNO₃

OH

Il simbolo di risonanza sta a indicare che nessuna di queste rappresentazioni corrisponde alla reale distribuzione elettronica della molecola che invece è data dall'insieme di tutte e tre le strutture

Le linee tratteggiate rappresentano una coppia di elettroni di legame distribuita sui due legami

N

N

Ha perso un elettrone

+1 6 7 + 1 8 8 8 8

4 + 1 4

H₂SO₄ Acido Solforico

• Acido Ossigenato

S

6

6 + 2 1 4 4 (2 7 1) + O

Sp³ (Tetraedro)

Orbitali d sono 5

d_z²

d_xy

XeF₄

Xe⁶⁺

sp³d² (OTTAEDRO)

Geometria PIANO QUADRATA

PIRAMIDE A BASE QUADRATA

• Il LONE PAIR è libero di spostarsi
• Tutte le molecole il cui atomo centrale è circondato da 6 coppie di elettroni assumono una geometria ottaedrica. Tuttavia:
  • Se una di queste 6 coppie di elettroni è di non legame la molecola assume una geometria piramidale a base quadrata
  • Se due di queste 6 coppie di elettroni sono di non legame la molecola assume una geometria planare

Teoria degli Orbitali Molecolari

• Nella teoria del legame covalente secondo il metodo degli orbitali molecolari si assume che gli elettroni di una molecola siano descritti da funzioni d'onda orbitali che ricavate tenendo conto dei nuclei di tutti gli atomi della molecola nelle posizioni spaziali che essi occupano in base alla geometria della molecola.
• Tutti gli elettroni di una molecola sono localizzati in orbitali che appartengono all'intera molecola (orbitali molecolari) e non negli orbitali di ciascun atomo costituente la molecola.
• Uno dei modi più semplici per definirli consiste nell'assumere che essi derivino dalla combinazione lineare delle funzioni matematiche che descrivono gli orbitali atomici (ovvero somma o differenza di tali funzioni).
• Due orbitali atomici (ciascuno appartenente a differenti atomi), combinandosi linearmente, forniscono due orbitali molecolari.
  • La combinazione di un numero m di orbitali atomici originia m orbitali molecolari.
• Poiché per gli orbitali molecolari valgono le stesse regole di riempimento riportate per gli orbitali atomici, ne deriva che ciascun orbitale molecolare può contenere al massimo due elettroni.
• L'orbitale molecolare generato dalla somma degli orbitali atomici accentua la probabilità di trovare gli elettroni nello spazio compreso tra i due nuclei.
• Questa disposizione fa aumentare le attrazioni elettrostatiche tra ciascuno dei due nuclei, con il risultato di abbassare l'energia potenziale del sistema e favorire l'instaurarsi del legame.
• Questo tipo di orbitale molecolare viene definito orbitale molecolare legante.
• L'orbitale molecolare ottenuto per differenza d'orbitali atomici non solo accentua la probabilità di trovare gli elettroni all'esterno dello spazio intermolecolare ma crea un piano nodale tra i due nuclei (ovvero un piano dove non esiste alcuna probabilità di trovare l'elettrone).
  • Tra i nuclei vi è repulsione elettrostatica che tende ad aumentare l'energia potenziale del sistema e a rendere non favorevole l'instaurarsi del legame.
  • Questo tipo di orbitale molecolare viene definito orbitale molecolare antilegante.