all’avvicinarsi dei due atomi di idrogeno.

Le forze elettrostatiche cambiano

all’avvicinarsi dei due atomi di idrogeno. Queste forze elettrostatiche sono:

attrazione tra gli elettroni e il nucleo repulsione tra i due nuclei

repulsione tra i due elettroni

+ e– + e–

1s

_H

_H

2 atomi di H: ogni elettrone subisce la forza attrattiva di un protone

molecola di H₂ : ogni elettrone subisce la forza attrattiva di entrambi i protoni

1s

_H

_H

sovrapposizione in fase di due orbitali 1s dell’idrogeno

s legame dell’ H₂

H

H

Legame s : gli orbitali si sovrappongono lungo l’asse internucleare.

La sezione di un orbitale perpendicolare all’asse internucleare è un cerchio.

H

H

Gli orbitali 1s di due atomi di idrogeno separati sono lontani. Non c’è interazione. Ogni elettrone è associato a un solo

protone.

Appena i due atomi di idrogeno si avvicinano, i loro orbitali 1s cominciano a sovrapporsi e ogni elettrone comincia a subire la forza attrattiva di entrambi i protoni.

Gli atomi di idrogeno sono abbastanza vicini da fare si che una sovrapposizione apprezzabile ci sia tra i due orbitali 1s. La densità elettronica nella regione tra i due protoni è ora più facilmente individuabile.

Molecola dell’ H₂. I due orbitali 1s dell’idrogeno sono stati sostituiti da un nuovo orbitale che comprende entrambi gli atomi e gli elettroni.

Il legame nell’ H₂:

Gli elettroni in una molecola occupano orbitali

molecolari (MO) così come negli atomi occupano Orbitali atomici (AO).

(due elettroni per MO, analogamente a due per AO)

Gli orbitali molecolari si ottengono per

combinazione matematica di orbitali atomici Principi di Base

Due AOs forniscono due MOs

Combinazione di legame Combinazione di Antilegame y_MO = y(H)_1s + y(H')_1s y'_MO = y(H)_1s - y(H')_1s

Il metodo della combinazione lineare degli orbitali atomici esprime le funzioni d’onda molecolari

come somme e differenze delle funzioni d’onda degli orbitali atomici.

1s 1s AO

AO

legame antilegame s s* MO MO

legame antilegame s s* MO MO

legame antilegame s s* MO MO

Legame p legante Per sovrapposizione Di 2 orbitali p Legame s legante Per sovrapposizione Di 2 orbitali p

Legame nel metano e ibridazione orbitalica

tetraedro

Angoli di legame = 109.5° Distanze di legame = 1,10 A

Ma la struttura non sembra coerente con La configurazione elettronica del carbonio

Configurazione elettronica del Carbonio

2s

2p Solo due elettroni spaiati

Dovrebbero formare legami s solo con due Atomi di idrogeno

I legami dovrebbero essere ad angolo retto l’uno rispetto all’altro

2s 2p

Passaggio du un elettrone da orbitali 2s a orbitali 2p

2s

2p 2p

2s

2p

2s L’orbitale 2s

e i tre orbitali 2p si “ibridano”

2p

2s

2 sp3

4 orbitali equivalenti

semipieni sono in

accordo con quattro

legami e la

geometria tetraedrica

Forma degli orbitali

s p

Proprietà nodali degli orbitali

s

p ₊ –

Forma degli orbitali ibridi sp3

s

p ₊ –

+

prendere l’orbitale s e piazzarlo sull’orbitale p

s + p _{+ +} –

la funzione d’onda si rafforza nelle regioni in cui il segno è lo stesso

si ha interferenza distruttiva in regioni dotate di segno opposto

sp3 ibrido

L’orbitale mostrato è un ibrido sp

analogo procedura, usando due

orbitali p e uno s dà gli ibridi sp

la forma degli ibridi sp

è simile

+ –

sp ibrido

l’orbitale ibrido non è simmetrico

La più alta probabilità di trovare un elettrone su un solo lato del nucleo favorisce legami più forti.

+ –

–

+ –

Il legame C—H

s

sp3

s _{H C}

H—C s _{H C}

…forma un legame s .

la sovrapposizione in fase di un orbitale 1s semipieno dell’H con un orbitale ibrido sp3 semipieno del carbonio…

+

Giustificazione dell’Ibridazione Orbitalica

-in accordo con la struttura del metano

-permette la formazione di 4 invece che 2 legami

-legami che coinvolgono orbitali ibridi sp

sono

più forti di quelli che prevedono sovrapposizione

s-s o p-p in quanto l’sp

_{possiede un lobo più}

grande il quale sovrapponndosi all’orbitale dell’al

tro atomo forma legami più forti

Ibridazione sp3 e legame nell’etano

Struttura dell’etano

CH₃CH₃ C₂H₆

geometria tetraedrica per ogni carbonio C—H distanza di legame = 1,10 A

Sovrapposizione in fase degli orbitali ibridi sp3 di un carbonio con gli ibridi sp3 _{di un altro.}

La sovrapposizione è lungo l’asse

internucleare per fornire un legame s.

Il legame

s

Sovrapposizione in fase degli orbitali ibridi sp3 di un carbonio con gli ibridi sp3 _{di un altro.}

La sovrapposizione è lungo l’asse

Ibridazione sp2 e legame nell’etilene

C₂H₄

H₂C=CH₂

planare

angoli di legame: vicini 120°

distanze di legame: C—H = 1,10 A C=C = 1,34 A

2s 2p

Passaggio di un elettrone dall’orbitale 2s all’orbitale 2p

2s

2p 2p

2s

2p

2s

L’ibridazione avviene tra un

orbitale 2s e due dei tre orbitali 2p Ibridazione orbitalica sp2

2p 2s 2 sp2

3 orbitali semipieni

sp

ibridi più un

orbitale 1 p non

ibridato

2 sp2

2 dei 3 orbitali sp2

sono coinvolti in legami s agli

idrogeni; l’altro forma un legame s con il carbonio

p

2 sp2 p s s s s s Ibridazione orbitalica sp2

Legame

p

2 sp2

l’orbitale p non ibridato del carbonio forma un legame p con l’altro carbonio

p

p

p

2

2 spsp22 p p

each carbon has an unhybridized 2

each carbon has an unhybridized 2p orbital p orbital

axis of orbital is perpendicular to the plane of the

axis of orbital is perpendicular to the plane of the ss bonds bonds Legame

p

ogni carbonio ha un orbitale non ibridato 2p

p

p

p

2

2 spsp22 p p

side-by-side overlap of half-filled

side-by-side overlap of half-filled

p

p orbitals gives a orbitals gives a p p bondbond

double bond in ethylene has a

double bond in ethylene has a s

s component and a component and a pp component component

Legame

p

La sovrapposizione laterale degli orbitali

p semipieni crea un legame p

il doppio legame nell’etilene ha una componente s e una p

Ibridazione sp

C₂H₂ lineare angoli di legame: 180° distanze di legame: C—H = 1,06 A C C = 1,20 A Struttura dell’acetilene HC CH

2s 2p

Passaggio di un elettrone dall’orbitale 2s al 2p

2s

2p 2p

2s

2p

2s

Ibridazione orbitalica sp

L’ibridazione avviene tra un

2p 2s 2 sp 2 p

Ibridazione orbitalica sp

2 orbitali semipieni

sp ibridi più due

orbitali 1 p non

ibridati

2 sp 2 p

Ibridazione orbitalica sp

1 dei 2 orbitali sp

è coinvolto in un legame s con

l’idrogeno; l’altro forma un legame s con il carbonio

s s s 2 sp 2 p

Ibridazione orbitalica sp

Legame

p

gli orbitali non ibridi p del carbonio formano 2 distinti legami p con l’altro carbonio

2 sp 2 p

p

p

p

one

one p bond involves one of the p orbitals on each carbonp bond involves one of the p orbitals on each carbon

there is a second

there is a second pp bond perpendicular to this one bond perpendicular to this one

2

2 spsp

2

2 pp

Legame

p

Un legame p impiega uno degli orbitali p di ogni carbonio

p

p

p

2

2 spsp

2

2 pp

p

p

p

2

2 spsp

2

2 pp

Quale teoria

Tre Modelli

Lewis

la più comune e facile da applicare

Legame di valenza (Ibridazione degli orbitali)

- è più completa del modello di Lewis

- l’abilità di collegare struttura e reattività all’ibridazione si sviluppa con la pratica

Orbitali molecolari

potenzialmente il metodo migliore ma è il più astratto

richiede più esperienza per essere usato con efficacia

Geometria Tetraedrica H—C—H angolo = 109.5°

Metano

Geometria Tetraedrcia

L’assetto più stabile di gruppi legati a un atomo centrale è quello in cui si ha la massima

separazione delle coppie elettroniche (condivise o non condivise).

Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza

Geometria distorta

H—O—H angolo = 105°

Da notare l’assetto tetraedrico delle coppie elettronoche

O

H

..

H

:

geometria trigonale piramidale H—N—H angolo = 107°

N

H

H

H

:

Da notare l’assetto tetraedrico delle coppie elettronoche

F—B—F angolo = 120° geometria trigonale planare

permette la massima separazione di tre coppie elettroniche

I doppi legami a 4 elettroni e i tripli legami

a 6 elettroni sono equiparabili a un singolo legame a 2 elettroni per ciò che riguarda i loro requisiti

spaziali.

H—C—H e H—C—O

gli angoli sono prossimi a 120° geometria trigonale planare

C

O

H

H

O—C—O angolo = 180° geometria lineare

O

C

O

+

—

non polare

Una sostanza possiede un momento dipolare se i centri della carica positiva e quella negativa

non coincidono.

m

(espressa in unità Debye)

—

+

polare

Momento Dipolare

Una sostanza possiede un momento dipolare se i centri della carica positiva e quella negativa

non coincidono.

m

la molecola deve avere legami polari necessario, ma non sufficiente

bisogna conoscere la forma della molecola perchè legami polari individuali

si possono cancellare

O

C

O

d+

d- _d-

O

C

O

Il diossido di carbonio non ha momento dipolare: m = 0 D

m

m

Tetracloruro di Carbonio Diclorometano

La risultante di

questi due dipoli è

m

Il tetracloruro di carbonio non ha momento dipolare perchè i contributi individuali dei legami polari si

cancellano.

La risultante di

questi due dipoli è Tetracloruro di carbonio

m

I contributi individuali dei legami polari non si

cancellano nel diclorometano : esso ha un momento dipolare.

Diclorometano

La risultante di

questi due dipoli è

La risultante di