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HCHHH 109.5°

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Academic year: 2021

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(1)

1

GEOMETRIA MOLECOLARE

Ibridazione La teoria VSEPR

Ibridazione e geometria molecolare

Teoria di Lewis e VB vista finora non sono in grado di descrivere correttamente la geometria di molte molecole anche semplici

.

H C H H H

H 1s

1

C 2s

1

2p

x1

2p

y1

2p

z1

C H H H H

H-C-H = 90°

3 legami equivalenti 2p C con 1s H;

1 legame 2s C con 1s H

HCHHH109.5°

Sperimentalmente si evidenziano 4 legami C-H uguali con angoli di legame di 109.5°

Orbitali ibridi

(2)

3

Orbitali atomici IBRIDI

• Orbitali atomici risultanti dalla combinazione lineare di orbitali atomici puri

• Solo orbitali atomici di energia confrontabile si possono combinare

• Si ottiene un numero di orbitali atomici ibridi pari al numero di orbitali atomici puri che sono stati combinati

• Il livello energetico degli orbitali ibridi è intermedio tra quelli degli orbitali atomici puri.

4

Ibridazione sp

3

del CARBONIO

Dalla combinazione di 1 orbitale atomico 2s e 3 orbitali atomici 2p si ottengono 4 orbitali ibridi sp3, fortemente direzionali, orientati verso i vertici di un tetraedro al cui centro si trova l’atomo di C

(3)

5

Orbitali atomici ibridi sp

3

(tetraedrici) - Geometria di CH

4

Orbitali atomici ibridi sp

3

(tetraedrici) - Geometria di CH

4

(4)

7

Ibridazione sp

3

del CARBONIO

2p

2s E

Stato fondamentale

Stato di tetravalenza

2(sp

3

)

Stato di ibridazione sp

3

8

NH

3

H

2

O

Le coppie solitarie occupano i vertici del tetraedro

(5)

9

La presenza di coppie di legame e/o di distribuzione non simmetrica di carica elettronica implica la formazione di geometrie non regolari.

Repulsione delle coppie solitarie

Altri orbitali atomici ibridi

comprendenti orbitali s e p

Ibridi sp

2

Ibridi trigonali piani Angoli 120°

Ibridi sp

Ibridi digonali

Angolo 180°

(6)

11

sp sp

2

12

Geometria molecolare

sp

3

sp

2

sp

dsp

3

d

2

sp

3

(7)

13

sp

3

d sp

3

d

2

p

s E

Stato fondamentale

sp

3

Stato di ibridazione sp

3

sp

2

sp Stato di

ibridazione sp

2

Stato di ibridazione sp

p p

Energia degli orbitali ibridi

s< sp < sp

2

< sp

3

< p

(8)

15

Geometria molecolare- Etene o etilene (C

2

H

4

)

sp

2

16

Geometria molecolare- Etino o acetilene (C

2

H

2

)

sp

(9)

17

La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion o teoria della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza)

Le coppie elettroniche del guscio di valenza presenti sull’ATOMO CENTRALE della molecola o dello ione, che possono essere localizzate fra due atomi (coppie di legame) o su un solo atomo (coppia solitaria), tendono a disporsi il

più lontano possibile le une dalle altre

AB

x

E

y

Per ogni legame multiplo si considera una sola coppia elettronica Geometria molecolare - La teoria VSEPR

Geometria molecolare - La teoria VSEPR Gruppo I: solo composti ionici

Gruppo II: Be

2s

2

→ 2s

1

2p

1

→ 2(sp)

2

BeX

2

AB

2

(10)

19

Gruppo III: MX

3

M = B, Al, Ga, In

ns

2

np

1

→ ns

1

np

2

→ n(sp

2

)

3

AB

3

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

20

Gruppo IV: C 2s

2

2p

2

→ 2s

1

2p

3

→ 2(sp

3

)

4

CH

4

, C

2

H

6

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

(11)

21

Gruppo IV: C 2s

2

2p

2

→ 2s

1

2p

3

→ 2(sp

2

)

3

2p

1

C

2

H

4

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

Gruppo IV: C

2s

2

2p

2

→ 2s

1

2p

3

→ 2(sp)

2

2p

2

C

2

H

2

, CO

2

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

(12)

23

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

AB

3

E

Gruppo V: N NH3 + H+ → NH4+

Piramide a base triangolare

Gruppo V: N 2s22p3 → 2(sp3)5 NH3

24

AB

2

E

2

AB

3

E

Gruppo VI: O 2s

2

2p

4

→ 2(sp

3

)

6

H

2

O

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

Angolare

(13)

25

Gruppo VI: S

3s

2

3p

4

→ 3s

1

3p

3

3d

2

SO

3

3s

2

3p

4

→ 3s

2

3p

3

3d

1

SO

2

AB

3

AB

2

E Geometria molecolare - La teoria VSEPR

Gruppo VI: S

3s

2

3p

4

→ 3(sp

3

)

6

H

2

S

AB

2

E

2

Geometria molecolare - La teoria VSEPR

Angolare

(14)

27

Delocalizzazione degli elettroni (teoria VB) - La risonanza

Ione CO

32-

Geometria trigonale piana Ibridazione sp

2

28

Doppio legame C=O delocalizzato

" = a"

I

+ b"

II

+ c"

III

a = b = c

Delocalizzazione degli elettroni (teoria VB) - La risonanza

(15)

29

Benzene C

6

H

6

Geometria trigonale piana Ibridazione sp

2

Delocalizzazione degli elettroni (teoria VB) - La risonanza

a b a b

Delocalizzazione degli elettroni (teoria VB) - La risonanza

(16)

31

! VI = a (! I + ! II ) + b (! III + ! IV + ! V )

III IV V

I II VI

VI E

ΔE

Delocalizzazione degli elettroni (teoria VB) - La risonanza

32

La TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) interpreta il legame chimico nelle molecole e nei composti covalenti a struttura infinita;

i punti fondamentali sono:

si considerano solo gli elettroni più esterni (quelli di valenza)

 ogni legame si forma dalla messa in comune di una coppia di elettroni da parte dei due atomi (gli elettroni possono anche provenire entrambi dallo stesso atomo, nel caso del legame covalente dativo)

 le coppie di elettroni di legame sono localizzate tra i due atomi interessati dal legame

esistono legami di tipo σ e legami di tipo π

 la geometria delle molecole si può prevedere con il modello VSEPR o mediante l’introduzione degli orbitali atomici ibridi

Riassumendo……

La teoria VB si trova però in difficoltà:

nel descrivere molecole in cui le coppie di elettroni non si comportano come se fossero localizzate fra i vari atomi (artificio della risonanza)

nello spiegare le proprietà magnetiche di molte molecole semplici

nel descrivere gli stati eccitati delle molecole, quindi nell’interpretare le proprietà spettroscopiche

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