Legame e struttura molecolare (II)

Orbitali atomici Molecole

2017

CONSIDERAZIONI PRELIMINARI

Le strutture di Lewis e la teoria VSEPR

- non spiegano l’origine del legame chimico.

- non spiegano la forma delle molecole sulla

base della meccanica quantistica.

- non spiegano quali siano gli orbitali coinvolti

nella formazione del legame chimico.

Teoria del legame di valenza Il legame chimico viene interpretato alla luce della meccanica quantistica

-  Gli orbitali atomici (OA) che si sovrappongono devono avere energie simili

-  Ognuno dei due atomi deve contribuire con OA che descrivano un solo e- (o una coppia di e- e un orbitale vuoto)

-  La direzione di massima sovrapposizione degli OA corrisponde alla direzione di legame

Sovrapposizione di orbitali atomici

Formazione del Legame

Legame formato per sovrapposizione lungo l’asse di legame di orbitali atomici di atomi vicini.

Cl H H Cl ••

• •

••

•• • •

•• +

Sovrapposizione di H (1s) e Cl (2p)

Notare che ciascun atomo ha un singolo elettrone spaiato

Orbitali Ibridi

BF3 Come spiegare l’esistenza di 3 legami a

120o? La teoria del legame di valenza impiegando solo orbitali s e p puri, non

permette una simile geometria.

In questa molecola sono presenti 4 legami sigma C-H a 109o l’un l’altro.

109o CH4

C

Teoria del VB – ibridi sp

BeH2

Teoria del VB – ibridi sp2

BF3

Teoria del VB – ibridi sp3

CH4

Negli orbitali ibridi può essere alloggiata anche una coppia solitaria

Teoria del VB – ibridi sp2

NH3 H2O

Legami multipli in C2H4

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C (sp) O O

CO2

Esempio di ibridazione sp (disposizione lineare)

σ

π

π

σ

2pz

2py

x

2pz 2pz

2py 2py

O C O

Le onde in concordanza di fase danno origine a un fenomeno di interferenza costruttiva (ampiezza maggiore) Le onde in opposizione di fase danno origine a un fenomeno di interferenza distruttiva (ampiezza minore)

L‘Interferenza è un fenomeno dovuto alla sovrapposizione, in un punto dello spazio, di due o più onde."

Teoria  dell’orbitale  molecolare  (OM)  Robert  Mullikan  

Assegna gli elettroni di una molecola a una serie di orbitali, detti orbitali molecolari (OM), che appartengono all’intera molecola

Gli OM sono delle funzioni matematiche che descrivono il comportamento di un elettrone in una molecola (analogamente agli OA negli atomi)

Gli OM si ottengono per combinazione lineare degli OA

Gli elettroni, in numero uguale al totale di elettroni degli atomi della molecola, vengono assegnati agli OM seguendo il principio di Pauli e la regola di Hund

Teoria dell’Orbitale Molecolare

Dalla combinazione di due orbitali atomici si formano gli orbitali molecolari (MO) di legame e antilegame

Idrogeno molecolare ordine di legame

Ordine di legame = 1/2 (n. di e– leganti – n. di e– antileganti. Più è elevato l’ordine di legame più il legame è forte .

ΔE

Gli ioni H2+ e H2

–

ordine di legame

σ*

σ

1s

AO of H

1s

AO of H

MO of H2+

Ordine di legame = 1/2(1-0) = 1/2

stabile

Ordine di legame = 1/2(2-1) = 1/2

stabile

1s

σ*

σ

MO of H2-

1s

AO of H AO of H-

Configurazione (σ1s)1 Configurazione (σ1s)2(σ*1s)1

Gli elettroni della molecola vengono assegnati agli MO di energia via via crescente.

Legami sigma generati dalla sovrapposizione di orbitali p

(orientati lungo l’asse di legame)

Legami π dalla sovrapposizione di orbitali p (perpendicolari al legame sigma)

Diagramma dei livelli di energia orbitali σ e π

MO azoto MO ossigeno

Configurazioni elettroniche per molecole biatomiche omonucleari