Modelli di geometria molecolare

Fondati sulla repulsione degli orbitali

di valenza degli elementi

partecipanti alla formazione

della molecola

Per molecole di composti semplici si può prevederela forma nello spazio applicando una regola pratica

che prende in considerazione l’orientamento spazialedei legami che sono presenti e degli elettroni dell’ultimo

livello eventualmente non usati per formare legami

Si possono considerare alcune situazioni generali:presenza di legami(orbitali usati)

presenza di elettroni liberi(orbitali non usati)attorno all’atomo centrale della molecola

4 orbitali usati,nessuno libero:forma tetraedrica,angolo 109°3 orbitali usati,1 libero:forma piramidale,angolo 107°

2 orbitali usati,2 liberi:forma angolare,angolo 105°3 orbitali usati,0 liberi:forma triangolare,angolo 120°

2 orbitali usati,0 liberi:forma lineare,angolo 180°nel caso di legami doppi si considerano come semplici

(2 orbitali equivalenti a 1 orbitale)

CH4 :tetraedrica,angolo 109°

4 orbitali di legame0 orbitali liberi

H2SO4 ---> tedraedrica,109°

4 orbitali di legame0 orbitali liberi

ZolfoOssigenoIdrogeno

NH3 --->piramidale,angolo 107°

3 orbitali di legame1 orbitale libero

Orbitale libero

H2O ---> angolare,angolo 105°

2 orbitali di legame2 orbitali liberi

Orbitali liberi

BH3 ---> triangolare,angolo 120°

3 orbitali di legame0 orbitali liberi

HNO3 ---> triangolare,angolo 120°

3 orbitali di legame0 orbitali liberi

AzotoOssigenoIdrogeno

BeH2 ---->lineare,angolo 180°

2 orbitali di legame0 orbitali liberi

La geometria molecolare influisce tra l’altro sullaeventuale polarità di una molecola che presenti legami

polari al suo interno e alla probabilità che si verifichi un urto efficace

nelle reazioni dipendenti dall’orientamentodelle molecole reagenti

Perché una molecola risulti polarizzata devono esserepresenti legami di tipo polare e i baricentri delle carichepositive e negative non devono coincidere:altrimenti puresistendo i legami polari la molecola risulta neutralizzata

Ossigeno parzialmente carico negativamenteIdrogeno parzialmente carico positivamente

essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno

Baricentro cariche positive

Baricentro carica negativa

Non coincidendo i due baricentri,la molecola H2Omanifesta polarizzazione:dipolo elettrico

Ossigeno parzialmente carico negativamentecarbonio parzialmente carico positivamente

essendo covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio

Baricentro cariche negative

Baricentro carica positiva

coincidendo i due baricentri,la molecola CO2non manifesta polarizzazione

Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve esserepresente una adeguata energia

e i reagenti devono collidere secondo una direzioneche prende in considerazione la forma dei reagenti stessi:

non tutte le collisioni risultano efficaci per la reazione:se manca la energia di attivazione o se l’orientamento

delle particelle collidenti non è corretto,in funzionedella geometria dei reagenti,la reazione non avviene

Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H

Collisione non efficace per orientamento non corretto

Collisione efficace:l’urto tra lemolecole bene orientate permette larottura dei legami interatomici Cl-Cl

e H-H e la formazione di nuovi legami