Teoria vsepr vb e mo

Geometria molecolare e polarità

La geometria molecolare è importante per determinare se una molecola è polare o apolare. Se i momenti si annullano, la molecola non è polare, altrimenti lo è.

Ad esempio, la molecola dell'ammoniaca ha legami polari ed è polare. Al contrario, la molecola di CF₄, nonostante abbia legami polari, risulta apolare perché i quattro momenti si annullano a vicenda.

La teoria VB (valence bonding) utilizza la sovrapposizione degli orbitali per calcolare la funzione d'onda dei due elettroni, che dipende solo dalla distanza di ogni elettrone dal nucleo.

Nel caso della molecola H₂, la funzione d'onda sarà A(1)B(2) quando i due atomi sono lontani, dove A(1) è r1 e B(2) è r2 (distanza degli elettroni dai rispettivi nuclei). Quando gli elettroni si avvicinano, interagiscono e...

Non distinguiamo più i due elettroni (proprietà: ENERGIA DI SCAMBIO), quindi =A(2)B(1) è altrettanto valida, perciò quando due funzioni d'onda sono ugualmente accettabili, la funzione d'onda di un sistema è la somma delle funzioni d'onda quindi in questo caso: Ψ=A(1)B(2)+A(2)B(1) → orbitale se le funzioni d'onda sono additive legante (quella additiva corrisponde energia minore). Questo metodo viene applicato anche ad altre molecole: requisito per cui si stabilisca un legame è la disponibilità da parte di due atomi di orbitali semipieni ad energia simile. Più ampia è la sovrapposizione, più forte sarà il legame. Gli orbitali S si sovrappongono in un solo modo, mentre quelli P si possono sovrapporre frontalmente: LEGAME SIGMA (lungo l'asse internucleare) e lateralmente: LEGAME PI GRECO (fuori dall'asse internucleare). Quando si hanno legami doppi o tripli, uno solo è sigma, gli altri sono pi-greco.

La capacità di formare doppi o tripli legami con elettroni p è unaprerogativa degli elementi del secondo periodo². Gli elementi dei periodi successivi formano di preferenza legami singoli, a meno che nella formazione dei doppi legami non siano coinvolti elettroni d³. In generale, nell'ambito di un gruppo, la capacità di formare legami multipli diminuisce all'aumentare delle dimensioni atomiche. Secondo la teoria VB, la geometria molecolare è determinata dalla necessità degli orbitali atomici di massimizzare la loro sovrapposizione. Secondo questa teoria, un atomo dovrebbe fare tanti legami quanti sono gli elettroni spaiati nei suoi orbitali semipieni nella configurazione fondamentale, ma non è così e questo è dimostrato sperimentalmente. Però si vede che i legami della molecola sono tutti della stessa lunghezza, questo è spiegato dal fatto che quando si ha una combinazione di orbitali di tipo diverso ma simil energia.corrispondenti agli atomi che formano la molecola. Questa combinazione lineare produce orbitali molecolari che si estendono su tutta la molecola e che possono essere occupati dagli elettroni. La teoria dell'orbitale molecolare spiega il comportamento paramagnetico dell'ossigeno liquido. Nonostante la teoria VSEPR e la teoria del legame di valenza suggeriscano che la molecola di ossigeno non abbia elettroni spaiati, la teoria dell'orbitale molecolare considera la possibilità che gli elettroni di valenza possano popolare orbitali estesi su tutta la molecola. Questo comportamento paramagnetico è quindi spiegato dalla presenza di elettroni spaiati negli orbitali molecolari. In conclusione, la teoria dell'orbitale molecolare permette di comprendere il comportamento e le proprietà delle molecole in base alla distribuzione degli elettroni negli orbitali molecolari.dell'orbitale molecolare può essere rappresentata come segue: O₂ Nella molecola di ossigeno, gli atomi di ossigeno sono legati da un legame covalente. Secondo la teoria dell'orbitale molecolare, gli orbitali atomici degli atomi di ossigeno si combinano per formare orbitali molecolari. Questi orbitali molecolari possono essere di due tipi: leganti e antileganti. Gli orbitali molecolari leganti sono più stabili degli orbitali atomici e contribuiscono alla formazione del legame covalente. Gli orbitali molecolari antileganti, invece, sono meno stabili degli orbitali atomici e non contribuiscono alla formazione del legame covalente. Nella molecola di ossigeno, ci sono due orbitali molecolari leganti, noti come σ_1s e σ_2s. Questi orbitali molecolari leganti sono formati dalla sovrapposizione degli orbitali atomici 1s degli atomi di ossigeno. Inoltre, ci sono due orbitali molecolari antileganti, noti come σ^*_1s e σ^*_2s. Questi orbitali molecolari antileganti sono formati dalla sovrapposizione degli orbitali atomici 1s degli atomi di ossigeno con fase opposta. La molecola di ossigeno ha quindi una configurazione elettronica σ_1s² σ_2s² σ^*_1s² σ^*_2s². Questa configurazione elettronica indica che ci sono due elettroni nel legante σ_1s, due elettroni nel legante σ_2s, due elettroni nell'antilegante σ^*_1s e due elettroni nell'antilegante σ^*_2s. In conclusione, la teoria dell'orbitale molecolare ci permette di comprendere la struttura elettronica della molecola di ossigeno e come gli orbitali atomici si combinano per formare orbitali molecolari leganti e antileganti.