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1 4.1 Angolo di legame e forma delle molecole Le proprietà delle sostanze dipendono dal tipo di legame che unisce gli atomi e dalla forma delle molecole. La forma e le dimensioni delle molecole, la disposizione degli atomi nello spazio, la lunghezza e gli angoli di legame definiscono la geometria molecolare.
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4.1 Angolo di legame e forma delle molecole
Le proprietà delle sostanze dipendono
dal tipo di legame che unisce gli atomi
e dalla forma delle molecole.
La forma e le dimensioni delle molecole,
la disposizione degli atomi nello spazio,
la lunghezza e gli angoli di legame
definiscono la geometria molecolare.
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L’angolo di legame è l’angolo formato
dagli assi di due legami chimici
che partono dallo stesso atomo.
4.1 Angolo di legame e forma delle molecole
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La geometria molecolare dei composti
può essere ricavata dalla teoria VSEPR.
4.2 Il modello VSEPR
Secondo il modello VSEPR la forma di una molecola
viene determinata dalla repulsione
tra i doppietti elettronici presenti nel livello più esterno.
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La geometria di una molecola
si ricava dalla struttura di Lewis
contando il numero totale di coppie elettroniche
presenti attorno all’atomo centrale.
4.2 Il modello VSEPR
I legami multipli si considerano
come una coppia elettronica unica.
Gli orbitali esterni occupano posizioni reciproche
che realizzano la massima distanza possibile
e quindi la minima interazione.
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Molecole con due coppie elettroniche
attorno all’atomo centrale assumono
una geometria lineare con angoli di 180°.
4.2 Il modello VSEPR
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Molecole con tre coppie elettroniche
attorno all’atomo centrale assumono
una geometria triangolare planare.
4.2 Il modello VSEPR
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Molecole con quattro coppie elettroniche
attorno all’atomo centrale assumono
una geometria tetraedrica.
4.2 Il modello VSEPR
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La forma che la molecola effettivamente assume
si ricava invece dal numero di coppie di legame
e di non legame.
4.2 Il modello VSEPR
Molecole con lo stesso numero di coppie
elettroniche attorno all’atomo centrale,
ma con numero diverso di coppie elettroniche
di non legame, hanno stessa geometria
ma forma diversa.
La forma delle molecole è determinata
dal numero di atomi legati all’atomo centrale.
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Molecole con tre coppie di legame
attorno all’atomo centrale ma con solo due atomi legati
assumono forma piegata.
4.2 Il modello VSEPR
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Molecole con quattro coppie di legame
attorno all’atomo centrale ma con solo tre atomi legati
assumono forma piramidale triangolare.
4.2 Il modello VSEPR
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Molecole con quattro coppie di legame
attorno all’atomo centrale ma con solo due atomi legati
assumono forma piegata.
4.2 Il modello VSEPR
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4.2 Il modello VSEPR
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4.2 Il modello VSEPR
IBRIDAZIONE ORBITALI ATOMICI
• Il modello VSEPR consente di prevedere la
geometria molecolare senza fornire alcuna
indicazione sugli orbitali occupati dagli elettroni
di legame e dalle coppie secondarie.
• Con la Teoria del Legame di Valenza si descrive
la distribuzione orbitalica degli elettroni facendo
ricorso agli ORBITALI IBRIDI
• Essi sono il risultato di combinazioni di orbitali
atomici aventi energia simile
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4.3 La teoria degli orbitali ibridi
Secondo la teoria degli orbitali ibridi
i legami si possono originare anche da orbitali
diversi dagli orbitali s, p, d e f, gli orbitali ibridi.
Gli orbitali ibridi sono orbitali nuovi
ottenuti dalla combinazione,
ricavata matematicamente,
di più orbitali atomici di uno stesso atomo.
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Un atomo di berillio (Z=4)
ha due elettroni
nell’orbitale 2s.
L’atomo di berillio viene ad avere così due orbitali
con singoletto e può formare due legami covalenti.
Quando viene eccitato,
un elettrone è promosso
in un orbitale p.
I due orbitali con singoletto
si mescolano per dare
due orbitali ibridi uguali.
4.3 La teoria degli orbitali ibridi
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In pratica:
più orbitali di tipo diverso
si possono mescolare per dare nuovi orbitali,
gli orbitali ibridi, isoenergetici tra loro;
l’ibridazione degli orbitali
permette di aumentare il numero
di legami covalenti che un atomo può formare
e rende così più stabili le molecole.
4.3 La teoria degli orbitali ibridi
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Il numero e il tipo di orbitali ibridi
determinano la geometria della molecola
formata dall’atomo ibridato.
4.3 La teoria degli orbitali ibridi
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In verde 2s e in rosso i 2pIn azzurro gli ibridiIn grigio i p non coinvolti
sp sp2 sp3
Legami sigma e p-grecoLe sovrapposizioni degli orbitali, che abbiamo descritto finora, producono legami in cui la densità elettronica è concentrata soprattutto in una regione compresa fra i nuclei dei due atomi, lungo una linea immaginaria che unisce i loro centri.
I legami formati dalla sovrapposizione frontale di orbitali s, di orbitali p o di orbitali ibridi sono detti legami sigma (o legami σ ).
Nei legami sigma la densità elettronica è concentrata lungo l’asse che collega i nuclei dei due atomi legati.La mostra, tuttavia, che gli orbitali p possono anche sovrapporsi in unaltro modo.I legami che si formano per sovrapposizione laterale di orbitali si chiamano legami pi greco (o legami π).
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In essi la densità elettronica è ripartita in due regioni distinte, situate da parti opposte rispetto alla linea immaginaria che congiunge i due nuclei. Il legame π,
come l’orbitale p, è formato da due lobi, ognuno dei quali rappresenta metà del legame. Per formare un legame π occorrono dunque entrambe le parti.Il legame π consente agli atomi di condividere più
coppie di elettroni. Per fare un esempio, consideriamo il composto etene, C
2H
4, la cui struttura di Lewis è:
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4.4 Ibridi di risonanza
La risonanza è determinata
da una delocalizzazione degli elettroni
che spostandosi danno origine a strutture diverse
senza che gli atomi cambino di posto.
Un composto in cui gli elettroni sono delocalizzati
è detto ibrido di risonanza e deve essere rappresentato
tramite più formule di struttura dette formule limite.
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4.4 Ibridi di risonanza
Ciascuna possibile formula limite
contribuisce alla stabilità dell’ibrido
in relazione al proprio contenuto energetico.
L’ibrido assume per più tempo
la struttura rappresentata
dalla formula limite più stabile
Un ibrido di risonanza è tanto più stabile
quanto più numerose sono le formule limite
equivalenti dal punto di vista energetico
che lo rappresentano.
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4.4 Ibridi di risonanza
La rappresentazione degli ibridi di risonanza
privilegia la formula limite più stabile.
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4.5 Forma e polarità delle molecole
La polarità di una molecola dipende, oltre che
dalla presenza di legami covalenti eteropolari,
anche dalla sua forma.
Le molecole polari
hanno un dipolo permanente.
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4.5 Forma e polarità delle molecole
Le molecole in cui gli elettroni
sono equamente condivisi, o nelle quali
i dipoli annullano reciprocamente il loro effetto,
sono dette molecole apolari.
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4.5 Forma e polarità delle molecole
Le molecole apolari interagiscono con difficoltà
e con poca forza e si trovano in natura
come particelle isolate allo stato gassoso.
Le molecole polari interagiscono
fortemente tra loro e con altre molecole
o ioni attraverso legami ioni-dipolo,
legami idrogeno e interazioni di Van der Waals
e si trovano in natura in uno stato condensato.
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4.6 Polarità e miscibilità
Anche la miscibilità e la solubilità delle sostanze
sono influenzate dalla polarità delle loro molecole.
Le sostanze polari si sciolgono in quelle polari,
le sostanze apolari si sciolgono nelle apolari:
il simile scioglie il simile.
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4.7 La formazione delle soluzioni
Affinché il processo di solubilizzazione avvenga,
occorre che le interazioni tra soluto e solvente
riescano a compensare l’energia spesa
per allontanare le particelle.
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4.7 La formazione delle soluzioni
Solo sostanze con struttura simile
possono dar luogo a interazioni con forze uguali
o superiori a quelle presenti tra le molecole
di soluto e di solvente separati.
Tra le sostanze apolari che si miscelano
agiscono interazioni dipolo-dipolo indotto
o dipolo indotto-dipolo indotto,
mentre tra le sostanze polari che si solubilizzano
si instaurano interazioni dipolo-dipolo
o legami idrogeno.
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4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
La dissoluzione di un solido ionico in acqua
avviene in quanto le forze di attrazione tra gli ioni
sono vinte dalle forze ione-dipolo, che si stabiliscono
tra gli ioni del cristallo e le molecole d’acqua
I singoli ioni sono separati
e circondati da molecole d’acqua.
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4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
I legami idrogeno che uniscono le molecole
di un solido molecolare si rompono in presenza di acqua
a causa dei nuovi legami idrogeno
che si formano tra le molecole del solido
e le molecole d’acqua e il cristallo si scioglie.
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4.8 Soluzioni di un solido in un liquido
I solidi covalenti e i solidi metallici
non sono solubili in acqua.
L’acqua è un ottimo solvente per i solidi ionici
e per i solidi molecolari.
![chimica organica base [modalit compatibilit ] - annaonofri.netannaonofri.net/files/chimica_organica_base_modalita_compatibilita.pdf · sol H2O = 79g/100 mL sol H2O = 0,7g/100 mL tossico](https://static.fdocumenti.com/doc/165x107/5c685b6909d3f2bb148d2d61/chimica-organica-base-modalit-compatibilit-sol-h2o-79g100-ml-sol-h2o.jpg)
