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L'ordine di riempimento degli orbitali molecolari derivanti dagli

strati atomici n=2 è

σ σ* π σ π* σ*

2s 2s 2p 2p 2p 2p

π

in cui i due orbitali hanno la stessa energia e possono

2p π*

contenere quattro elettroni e cos ì i due orbitali 2p.

Tali orbitali vanno riempiti rispettando la regola di Hund.

Applicando uno schema di aufbau è possibile prevedere le

configurazioni elettroniche fondamentali per tutte le molecole

dal B al Ne

2 2 Energie degli orbitali molecolari

σ∗ 2p

E π∗ 2p

σ

2p 2p

2p

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

σ∗ 2p

E π∗ 2p

σ

2p 2p

2p paramagnetica

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

B 3x2=6 elettroni di valenza ord. di legame=(4—2)/2=1

2 σ∗ 2p

E π∗ 2p

σ

2p 2p

2p diamagnetica

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

C 4x2=8 elettroni di valenza ord. di legame=(6—2)/2=2

2 σ∗ 2p

E π∗ 2p

σ

2p 2p

2p diamagnetica

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

N 5x2=10 elettroni di valenza ord. di legame=(8—2)/2=3

2 σ∗ 2p

E paramagnetica

π∗ 2p

σ

2p 2p

2p

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

O 6x2=12 elettroni di valenza ord. di legame=(8—4)/2=2

2 σ∗ 2p

E diamagnetica

π∗ 2p

σ

2p 2p

2p

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

F 7x2=14 elettroni di valenza ord. di legame=(8—6)/2=1

2 σ∗ 2p

E diamagnetica

π∗ 2p

σ

2p 2p

2p

π 2p

σ∗ 2s

2s 2s

σ 2s

Ne 8x2=16 elettroni di valenza ord. di legame=(8—8)/2=0

2

La conoscenza della configurazione elettronica di una molecola permette

di prevederne l'ordine di legame (ed eventuale stabilit à) ed il carattere

magnetico

Molecola configurazione or. Leg. BE Magn.

_________________________________________________________

Li KK(σ ) 1 110 Diamagn.

2

2 2s

Be KK(σ ) (σ* ) 0 - -

2 2

2 2s 2s

B KK(σ ) (σ* ) (π ) 1 290 Paramagn.

2 2 2

2 2s 2s 2p

C KK(σ ) (σ* ) (π ) 2 602 Diamagn.

2 2 4

2 2s 2s 2p

N KK(σ ) (σ* ) (π ) (σ ) 3 942 Diamagn.

2 2 4 2

2 2s 2s 2p 2p

O KK(σ ) (σ* ) (π ) (σ ) (π∗ ) 2 494 Paramagn.

2 2 4 2 2

2 2s 2s 2p 2p 2p

F KK(σ ) (σ* ) (π ) (σ ) (π∗ ) 1 155 Diamagn.

4

2 2 4 2

2 2s 2s 2p 2p 2p

Ne KK(σ ) (σ* ) (π ) (σ ) (π∗ ) (σ* ) 0 - -

4

2 2 4 2 2

2 2s 2s 2p 2p 2p 2p

Le previsioni sono in buon accordo con i dati sperimentali.

In particolare la molecola di O è prevista paramagnetica in accordo

2

con l'evidenza sperimentale (secondo la teoria VB dovrebbe essere

diamagnetica). Molecole biatomiche eteronucleari

Se i due atomi che la costituiscono sono sufficientemente simili (cio è

occupano posizioni vicine nel periodo della tavola periodica) la

struttura elettronica pu ò essere descritta usando la stessa sequenza di

orbitali molecolari usati per le molecole biatomiche omonucleari.

­ NO 5+6= 11 elettroni di valenza ∆E aumenta con la

differenza di

elettronegatività

H

H

H

N O

NO

KK σ∗

σ σ* π σ π∗ 2p

2s 2s 2p 2p 2p

Ordine di legame = (8­3) / 2 = 5/2

La molecola è paramagnetica con un elettrone spaiato .

­ CO 4+6= 10 elettroni di valenza

KK σ∗

σ σ* π σ π∗ 2p

2s 2s 2p 2p 2p

Ordine di legame = (8­2)/2= 3

La molecola è diamagnetica.

Si noti che CO è isoelettronica con CN e con N

­ 2

Grande differenza di elettronegativit à σ∗ antilegante

- HF E

Il diagramma può

essere molto diverso. 1s

Si combinano solo gli

orbitali atomici che

sono vicini in energia:

1s (H) non con 2s(F)

ma con 2p (F)

z non legante 2p 2p

σ legante 2s

2s

non legante

Molecole poliatomiche

Nel caso di molecole con tre o pi ù atomi la teoria degli orbitali

molecolari si applica in linea di principio in modo del tutto analogo a

quello visto per molecole biatomiche.

Quello che cambia sono gli orbitali molecolari che saranno pi ù

complessi e distribuiti attorno a tutti i nuclei della molecola.

Gli orbitali molecolari di una molecola poliatomica sono sempre

costruiti come combinazioni lineari degli orbitali atomici di tutti gli

atomi della molecola (tre atomi o pi ù) ed avranno forme pi ù

complicate che ricalcano la forma della molecola.

Rimane valido il concetto che combinando N orbitali atomici si

ottengono N orbitali molecolari.

La teoria degli orbitali molecolari di molecole poliatomiche pu ò essere

utile per spiegare secondo la meccanica quantistica il fenomeno della

risonanza. σ

In questi casi conviene considerare lo scheletro con la teoria VB e

π

applicare la teoria MO solo al sistema

Caso dell’ozono

La formula di Lewis dell’ozono è descritta con due ibridi di risonanza

ciascuno dei quali non ha significato fisico reale

: :

O O =

­ ­

=

: :

O O O O

: : :

: :

: : :

Secondo la teoria quantistica una delle coppie di legame dell’ozono

è uniformemente distribuita fra i due atomi di ossigeno invece di

rimanere localizzata su uno dei due legami O­O.

O ­

­

O O

Vediamo ora come la teoria MO pu ò descrivere questo aspetto della

molecola di ozono

Lo scheletro dell’ozono pu ò essere descritto considerando i tre ossigeni

ibridati sp : quattro di essi per sovrapposizione danno luogo ai due

2

legami O­O mentre i restanti cinque ospitano le coppie solitarie. Su

ciascun ossigeno resta un orbitale 2p perpendicolare al piano della

z

molecola occupati

18­14=4 elettroni sp 2

: .

O

.

. .

: :

HO OH

:

:

sp 2 sp 2

Secondo la teoria degli orbitali molecolari i tre orbitali 2p dell’ozono,

z

perpendicolari al piano della molecola, si combinano per dare tre

orbitali molecolari sui quali vanno i 4 elettroni

E LEGAME METALLICO

Un metallo può essere descritto come un reticolo di ioni positivi

(nucleo più elettroni di core) circondati dagli elettroni di

valenza delocalizzati attorno a tutti i cationi.

Gli elettroni sono liberi di muoversi attraverso l'intero reticolo:

­ Conduzione elettrica

­ Conduzione di calore Teoria delle bande

Un metallo come Na pu ò essere costruito avvicinando N atomi di sodio.

Il sodio ha configurazione [Ne] 3s con un elettrone di valenza. Quando

1

gli atomi di sodio si avvicinano, gli N orbitali atomici 3s si combinano

fra loro per dare N orbitali molecolari delocalizzati sull'intero solido.

Ciascuno di questi orbitali molecolari corrisponde ad un livello di

energia e descrive la probabilit à di trovare un elettrone in un punto

dello spazio all'interno del reticolo di ioni Na .

+

Poiché N è molto grande si ha un numero enorme di livelli molto vicini

che formano quella che è nota come banda 3s e che pu ò contenere 2N

elettroni.

Gli N elettroni occupano doppiamente la met à degli N orbitali

molecolari.

Gli elettroni diventano liberi di muoversi nel cristallo solo quando sono

eccitati negli orbitali non occupati di una banda.


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AUTORE

Atreyu

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+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in farmacia
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA GENERALE ED INORGANICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Gabriele D'Annunzio - Unich o del prof Marrone Alessandro.

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