1. Seconda parteTeorie atomiche. Configurazioneelettronica. Il legame chimicoProf. Stefano PiottoUniversit di Salerno

2. Seconda parte1.Teoria atomica2.Esperimenti di Thompson e 18.Teoria di Lewis regolaMillikan dellottetto3.Modello di Thompson, Rutheford19.Teoria VSEPR20.Il legame chimico4.Effetto fotoelettrico 21.Legame covalente - Valence5.Quantizzazione dellenergiaBond6.Modello di Bohr 22. Legami e7.Il dualismo onda-particella.23. Legami multipli8.Il principio di indeterminazione di 24.Sovrapposizione di orbitaliHeisenberg.atomici25.Correzione alla geometria9.Il modello quantomeccanico molecolare: Ibridazionedellatomo26.Ibridi sp, sp2 ed sp310.Atomi polielettronici27.Esempi di molecole11.Orbitali atomici12.Carica nucleare efficace 28.Ibridi sp3d ed sp3d213.Aufbau Principi di Pauli e Hund29.Esempi di molecole e previsione della geometria14. Configurazioni elettroniche 30.Delocalizzazione elettronica e15. AUFBAU risonanza16. Simboli di Lewis17. Introduzione al legame chimico 3. La struttura dellatomo10-10 m10-14 m 4. Propriet delle tre particelle subatomiche fondamentaliCaricaMassaNome relativassoluta relativaAssoluta Posizione(simbolo) a (C)(uma)*(g)nellatomoProtone (p+) 1++ 1.602 x 10-191.00727 1.67262 x 10-24 nucleoNeutrone 0 01.00866 1.67493 x 10-24 nucleo(n0)Elettrone (e-) 1--1.602 x 10-190.00054858 9.10939 x 10-28 allesternodel nucleo* lunit di massa atomica (simbolo: uma) uguale a 1.660540 x10-24 g. 5. Primi esperimenti - ThomsonThomson (1898-1903)determino il rapportocarica/massa dellelettronestudiando le scaricheelettriche in tubi di vetro in cuiera stato fatto un moderatovuoto. 6. Primi esperimenti - MillikanEsperimento di Millikan http://www.youtube.com/watch?v=UFiPWv03f6ghttp://www.youtube.com/watch?v=ajQEvtge0m0Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente lasua massa: 9.11*10-31Kg 7. Primi esperimenti - Ruthefordhttp://www.youtube.com/watch?v=kHaR2rsFNhg http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc Produzione di particelle alfa Esperimento di RuthefordRutheford (1911) realizzo unesperimento che spazz via ilmodello atomico di Thomson.La maggior parte dello spazio diun atomo e vuoto! Modello di Rutheford 8. Struttura dellatomo riassunto dei primiesperimentiThomson (1898-1903) determino il rapportocarica/massa dellelettrone studiando le scaricheelettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto unmoderato vuoto.Millikan (1909) determin la carica di un elettrone (1.602 10-19 C) e indirettamente la sua massa (9.11 10-31 Kg)Rutheford (1911) realizzo un esperimento chespazzo via il modello atomico di Thomson. La maggiorparte dello spazio di un atomo vuoto!Rutheford calcol la carica nucleare con notevole accuratezza, manon riusc a spiegare tutta la massa dellatomo. 9. Radiazione Elettromagnetica La radiazione elettromagnetica un campo elettrico oscillante conle caratteristiche di unonda. La lunghezza donda la distanza tra due creste dellonda. La frequenzadella radiazione il numero di cicli dellonda persecondo. Lampiezza A laltezza dellonda. Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga alla velocitdella luce (c = 2.998 108 m/s), qualunque siano i suoi valori dilunghezza donda e frequenza . =c poich m 1/s = m/s Perci una radiazione con frequenza alta ha una lunghezza dondapiccola e viceversa. 10. Onde elettromagnetiche 11. Regioni dello spettro elettromagneticoLa radiazione elettromagnetica ha un intervallo di lunghezze donda.Lintero intervallo viene definito come spettro elettromagnetico 12. Spettri di righe atomici Gli oggetti solidi emettono radiazioneelettromagnetiche in un intervallo di lunghezze donda,producendo uno spettro continuo di luce emessa. Gli atomi in fase gassosa emettono radiazionielettromagnetiche a solo poche specifiche lunghezzedonda, producendo uno spettro di righe di luceemessa. Ciascun elemento in fase gassosa emette luce aparticolari lunghezze donda producendo uno spettro dilinee caratteristico. 13. Spettro di emissione e di assorbimentodellidrogeno atomico 14. Primi esperimenti - BohrSpettro di assorbimento dellidrogeno 15. Equazione di PlanckGli oggetti emettono continuamente radiazioni elettromagnetiche inun ampio intervallo di lunghezze donda Lenergia della luce in piccoli pacchetti chiamati fotoni.Lequazione di Planck correla lenergia di un fotone allafrequenza della luce Equanto = hradiazione h = costante di Planck = 6.626 10-34 J.s In termini di lunghezza donda Equanto = hc/ Perci onde di maggiore lunghezza donda hannomaggiore energia. 16. Il modello di Bohr per latomo di idrogeno Il fatto che gli atomi emettono luce solo di definite lunghezze donda implica che: Latomo ha soltanto certi livelli energetici permessi, chiamati stati stazionari. Lenergia quantizzata. Latomo non irraggia energia mentre in uno dei suoi stati stazionari. Latomo compie una transizione da uno stato stazionario ad un altro (lelettrone si trasferisce in unaltra orbita) soltanto assorbendo o emettendo un fotone la cui energia uguale alla differenza di energia tra i due stati. Quando lelettrone dellatomo cambia livello energetico (da niniziale a nfinale), lenergia della luce assorbita o emessa data da: La lunghezza donda della radiazione assorbita o emessa 11Efotone = Rhc -11 1 n2finale n2iniziale =R - R =1.0974 . 107 m-1n2fin n2iniz 17. Esempio con latomo di idrogeno 18. Il modello di Bohr. RiepilogoLenergia dellatomo quantizzata, perch il motodellelettrone limitato ad orbite fisse.Lelettrone pu trasferirsi da unorbita allaltra solo selatomo assume o emette un fotone la cui energia uguale alla differenza di energia tra i due livellienergetici (orbite).Si generano spettri di righe perch queste variazioni dienergia corrispondono a fotoni di specifiche lunghezzedonda.Il modello di Bohr essenzialmente un modello aun solo elettrone. 19. Emissione-assorbimento Lunghezza donda inElemento Colore fiamma nm671 (rosso); 610litio rosso (arancio)590 (giallo), 589sodio giallo(giallo)770 (rosso), 766potassioRosso-violetto(rosso); 405 (violetto),404 (violetto)cesio Blue-violetto 459 (blue), 455 (blue)Spettro di assorbimento dellidrogeno 20. Dualismo onda-particella: equazione di de BroglieCombinando le due relazioni seguenti E = m c2 E=h =hc/de Broglie dedusse lequazione: lunghezza donda costante di Planckh= mvvelocitmassaPoich la lunghezza donda inversamenteproporzionale alla massa, i corpi di massa elevatahanno lunghezze donda pi piccole del corpo stesso. 21. Propriet ondulatorie dellelettroneIl comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici inaccordo con il principio che lelettrone abbia sia proprietcorpuscolari che ondulatorie.Lequazione donda di ogni particella in movimento datadallequazione di deBroglieLa lunghezza donda di oggetti macroscopici, osservabili, troppopiccola per essere misurata.La lunghezza donda dellelettrone simile al diametro dellatomo.lunghezza donda costante di Planckh= mv velocit massa 22. Werner Heisenberg(1901-1976)Natural science, does notsimply describe andexplain nature; it is partof the interplay betweennature and ourselves. 23. Principio di indeterminazione di HeisembergNon possibile conoscere simultaneamente la posizione e lenergiadellelettrone.Lincertezza nella posizione dellelettrone data da: Incertezza nella Incertezza nel momento posizione dellelettrone dellelettronex . mv > h/4costante di PlanckLa costante di Planck molto piccola percio lincertezza nellaposizione molto grande.Perci lelettrone non si muove in unorbita ad una distanza fissadal nucleo. 24. La quantizzazionedellenergia non pi unpostulato ma unaconseguenza della naturaondulatoria dellelettrone 25. Lequazione di Schrdinger e la funzione dondaLequazione di Schrdinger il modello matematico deglielettroni di unonda tridimensionale. Le soluzioni dellequazionedi Schrdinger sono una serie di relazioni matematicheconosciute come funzioni donda ( ) che descrivono ilcomportamento di un elettrone in un atomo di H. Lenergia dellelettrone data da En = -Rhc/n2. n un numero positivo intero associato con . 2 descrive la probabilit di trovare lelettrone in unaposizione intorno al nucleo.Un orbitale la regione dove massima la probabilit ditrovare lelettrone (compresa tra il 90 e il 95%). 26. Lequazione di Schrdinger e lafunzione dondaLequazione di Schrdinger il modello matematico degli elettroni diunonda tridimensionale.In forma semplificata lequazione di Schrdinger si scrive: H =Ein cui:E =energia dellatomo.= funzione donda, descrizione matematica del moto della materia-onda associata allelettrone in termini di tempo e di posizione.H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematicheche, effettuate su una funzione , d uno stato energeticopermesso. 27. Diagramma della densit elettronicaPer un dato livello energetico, la probabilit di trovare lelettroneentro un certo volume di spazio si pu rappresentare mediante idiagrammi della densit elettronica.La densit elettronica diminuisce allaumentare della distanza dalnucleo lungo una semiretta r uscente dal nucleo. 2 2 , Distribuzione di probabilit radiale: probabilit che lelettrone sia in un Probabilit che lelettrone sia Funzione donda orbitale. guscio sferico in un punto r r 28. Numeri quanticiCi sono alcune soluzioni valide per lequazione di Schrdinger emolte funzioni donda, ciascuna delle quali descrive un differenteorbitale. Un orbitale atomico specificato da tre numeri quantici. n numero quantico principale Valori consentiti: interi positivi 1, 2, 3, 4, , n in relazione con il livello energetico dellorbitale numero quantico momento angolare Valori consentiti: interi positivi da 0 fino ad n-1 anche designato da una lettera (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f) ed in relazione con la forma dellorbitale n limita e il numero di valori possibili di uguale ad n m numero quantico magnetico Valori consentiti: interi da a + incluso lo 0 (0, 1, 2, , ) m in relazione con lorientamento dellorbitale nello spazio 29. Osservazione delleffetto dello spindellelettroneUn campo magnetico non uniforme, generato da magneti con espansioni didifferenti forme, separa in due parti un fascio di atomi di idrogeno.La separazione (splitting) del fascio dovuta ai due possibili orientamentidello spin dellelettrone in ciascun atomo. 30. 3pxNumeri quantici e orbitaliorbitaleguscioindividualeelettronico sottoguscioIl numero totale di orbitali per un dato valore di n n2.Gli stati energetici e gli orbitali dellatomo sono descritticon termini specifici e sono associati ad uno o pinumeri quantici: Livello. dato dal valore di n. Minore n, pi basso illivello energetico e maggiore la probabilit chelelettrone sia vicino al nucleo. Sottolivello. I livelli dellatomo contengono sottolivelli (osottogusci) che designano la forma dellorbitale. Ciascunsottolivello indicato con una lettera (s, p, d, f) Orbitale. Ciascuna combinazione permessa di n, e mspecifica uno degli orbitali dellatomo. Perci, i tre numeriquantici che descrivono un orbitale ne esprimono ladimensione (lenergia), la forma e lorientamento spaziale. 31. Numeri quantici ed orbitalin=1 =0 m=01 orbitale 1sn=2 =0 m=01 orbitale 2s=1 m = 0,1 3 orbitali 2pn=3 =0 m=01 orbitale 3s=1 m = 0,1 3 orbitali 3p=2 m = 0,1,25 orbitali 3dn=4 =0 m=01 orbitale 4s=1 m = 0,1 3 orbitali 4p=2 m = 0,1,25 orbitali 4d=3 m = 0,1,2,3 7 orbitali 4f 32. Schema degli orbitali atomici 33. Livelli energetici degli orbitali atomici dellidrogeno 34. Forme degli orbitali atomici La probabilit di trovare lelettrone in punti differentiintorno al nucleo definisce la distribuzione di densitelettronica. Questo definisce la forma degli orbitali. Gli orbitali possono possedere pi di un lobo e le lorodimensioni crescono al crescere di n. Un nodo la regione dove 0 (zero) la probabilit ditrovare lelettrone. Lenergia degli orbitali cresce al crescere di n. 35. Rappresentazioni orbitaliche: 1s 36. Rappresentazioni orbitaliche: 2s 37. Rappresentazioni orbitaliche: 3s 38. Rappresentazioni orbitaliche: 2pUn elettrone occupa in ugualemisura entrambe le regioni di unorbitale 2p e trascorre il 90% delsuo tempo in questo volume.Sul piano nodale, che passaper il nucleo, la probabilit ditrovare lelettrone nulla 39. Orbitali s e p 40. Orbitali d 41. Rappresentazioni orbitaliche: 4fLorbitale 4fxyz ha otto lobi e tre piani nodali.Anche gli altri sei orbitali 4f hanno superfici di contornomultilobate. 42. Superfici a 2 costante e loro e sezioni 43. Atomi polielettronici 44. Livelli energetici negli atomipolielettronici 45. Livelli energetici negli atomipolielettronici 46. Carica nucleare efficace 47. Effetto della carica nucleare e di unelettrone addizionale nello stesso orbitaleCiascuno dei due elettronischerma parzialmente laltro neiconfronti della carica nuclearecompleta e aumenta lenergiadellorbitale.Laumento della caricanucleare fa diminuire lenergiadellorbitale. 48. Effetto di altri elettroni negli orbitali interni Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentano notevolmente lenergia dellorbitale. 49. Effetto della forma dellorbitaleun elettrone 2s trascorre la maggiorparte del suo tempo pi lontano dalnucleo rispetto a un elettrone 2p, mapenetra in prossimit del nucleo. lenergiadellorbitale 2s pi bassa di quella del 2p 50. Numeri quantici 51. Regola dell AUFBAUGli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente 52. Forma degli orbitali atomici Un semplice programma di visualizzazione:Orbital Viewer (lo trovate sul sito del corso) Esercitatevi a visualizzare: Tutti gli orbitali con n=4 dellatomo di H Gli orbitali corrispondenti per latomo di O Usando isosuperfici Usando pseudo volume rendering Fare il clamping Creare una semplice animazione 53. Numeri quantici 54. Regola dell AUFBAU (costruzione)Gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente 55. Principio di Pauli In un atomo non possono esistere due o pi elettroni con i quattro numeri quantici uguali Su uno stesso orbitale (stessi n, l e m) potrannotrovarsi al massimo due elettroni,con spin antiparalleli 56. Regola di HUNDConfigurazioni elettroniche degli elementi 57. http://www.ptable.com/ 58. Configurazioni elettroniche degli atomi 1 periodo 59. 2 periodo 60. 3 periodo 61. Livelli energetici negli atomipolielettronici 62. Un trucco mnemonico per ricordare la successione degli orbitali. Scriveteli come vedete a fianco e poi tracciate una freccia 2p 3s Tutte le altre frecce saranno parallele a questa. Basta seguire le frecce per avere 1s 2s -2p -3s -3p -4s- 3d 4p - 5s 4d 5p 6s ----- 63. Configurazioni elettroniche di atomi appartenenti allo stesso gruppo 64. Relazione tra riempimento degli orbitali etavola periodica 65. Gruppo e periodo di appartenenzadi un atomo Periodo = corrisponde al pi alto livelloenergetico raggiunto dalla configurazioneelettronica, quindi al valore numero quanticoprincipale dellultimo orbitale occupato daelettroni. Gruppo = corrisponde alla somma deglielettroni di valenza, cio quelli che riempiono ilsottoguscio pi esterno.Valenza = corrisponde al numero di elettronispaiati presenti su un atomo 66. Esempi:Periodo 2 Gruppo 4 67. Lab 22232426 68. Premessa al legame chimico La tendenza di due o pi atomi a legarsi spontaneamentefra loro formando legami chimici un aspetto dellatendenza di ogni sistema a diminuire il proprio contenutodi energia. Se due atomi A e B reagiscono fra loro spontanea,ente lareazione :A + B AB + energia Il legame pu essere ELETTROSTATICO, ATOMICO(intramolecolare o intermolecolare) o METALLICO. 69. Forme degli orbitali e Propriet ChimicheQuando gli atomi si combinano per formare molecole:Il legame tra ciascuna coppia di atomi il risultatodella sovrapposizione di orbitali.Solo gli elettroni negli orbitali esterni sono coinvoltinel legame.La maggior parte degli orbitali nella molecola molto simile agli orbitali degli atomi.La forma e lorientazione dei vari orbitali su unamolecola determina il tipo di reazione che una molecolapu subire. 70. Il legame chimico 71. CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI LEGAME IONICO LEGAME COVALENTE LEGAME METALLICO LEGAMI DEBOLI: LEGAME DI IDROGENO EINTERAZIONI DIVAN DER WAALS 72. I tre modelli del legame chimico 73. Legame covalente 2 teorie di legame (+ il modello di Lewis) Valence Bond (VB)Sviluppata da L. Pauling Orbitali molecolari (MO)Sviluppata da R. Mulliken 74. 474642 75. Lez 47505253 76. Teoria di Lewis Lewis propose la teoria dellottetto, per la quale la strutturaelettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo siacircondato da un ottetto di elettroni. Cos ogni atomo assume la configurazione (s2p6) del gas nobileche lo segue. In effetti questa regola non vera in assoluto, anchese stata molto utile per comprendere alcune formule elettronichealtrimenti di difficile descrizione. In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3 periodo, laregola pu non essere valida, come succede, per esempio perPF5, ClF3, SF6,... 77. SIMBOLI DI LEWIS Caso particolare: espansione di valenza Essi sono espressi dalsimbolo dellelementoconsiderato, con intornotanti puntini quanti sono glielettroni di valenzadellatomo e lindicazionedella carica ionica sediversa da zero. 78. Simboli di Lewis Il simbolo dellelemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, ipuntini attorno a esso gli elettroni di valenza, appaiati o spaiati. Il numero di puntini spaiati indica il numero di elettroni ceduti da unatomo metallico, il numero di elettroni acquistati da un atomo nonmetallico, o il numero di legami covalenti formati di solito da un atomonon metallico. 79. Alcune regole1. Nelle strutture di Lewis latomo di H sempre terminale (legato ad un solo atomo).2. Nei composti poliatomici, in genere, latomo centrale quello a pi bassa elettronegativit.3. Tenendo presenti queste due regole si scrive lo scheletro della molecola.4. Si contano gli elettroni di valenza degli atomi nella molecola.5. Si sistemano per primi (a coppie) gli elettroni di legame.6. Si completano gli ottetti degli atomi legati a quello centrale.7. Se avanzano elettroni si collocano sullatomo centrale.8. Se latomo centrale non ha 8 elettroni attorno a se si formano doppi o tripli legami in modo da annullare quante pi cariche formali possibile. 80. esempi 81. 425253 82. Forme molecolari - Teoria VSEPRTeoria della repulsione dei doppietti elettronici di valenza Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repusion) Ciascun gruppo di elettroni di valenza attorno a un atomo centrale situato il pi lontano possibile dagli altri per minimizzare le repulsioni. 83. Forme molecolari - Lineare 84. Forme molecolari Planare Trigonale 85. Forme molecolari - Tetraedrica 86. Espansione di valenza C: 1s22s22p2 bivalente C tetravalente 87. Forme molecolari Bipiramidale Trigonale 88. Forme molecolari - Ottaedrica 89. http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes-basicshttp://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-polarity 90. Legame covalente 2 teorie di legame Valence Bond (VB) Nata con Lewis e sviluppata da Pauling Orbitali molecolari (MO) Nata da Condon, Heitler, London esviluppata da R. Mulliken 91. VALENCE BOND THEORYLinus Pauling orbitali atomici semi occupati si sovrappongono per formare legami le coppie di elettroni di legame sono localizzate tra gli atomi gli elettroni non leganti sono localizzati sugli atomi Il numero massimo di legami che un atomo pu formare pari al numero di orbitali utilizzabili contenenti un elettrone. In generale ogni atomo accoppiando tutti gli elettroni negli orbitali, arriva alla configurazione di guscio completo (regola del gas nobile). 92. Qualche esempio 93. Forze attrattive e repulsiveLe attrazioni nucleo-elettrone e le repulsioni nucleo-nucleo edelettrone-elettrone avvengono simultaneamente.In corrispondenza di una certa distanza ottimale (la lunghezza dilegame), le forze attrattive equilibrano le forze repulsive. Lattrazioneesercitata dai nuclei sugli elettroni condivisi determina lenergia dilegame. 94. La sovrapposizione di orbitali atomici Un legame covalente formato da una coppia di elettroni a spinantiparallelo condivisa da due atomi. Un legame covalente deriva dalla sovrapposizione (ocompenetrazione) di due orbitali di due atomi checomplessivamente contengono due elettroni. Larea in comune ai due orbitali detta area di sovrapposizione. Il legame tanto pi stabile quanto maggiore la sovrapposizionefra gli orbitali. Poich gli elettroni sono indistinguibili, il legame puo essereformato anche dalla sovrapposizione di un orbitale vuoto di unatomo con un orbitale contenente due elettroni di un altro atomo legame dativo 95. La sovrapposizione di orbitali atomici 96. Forza e lunghezza di legame Legame : la zona di ricopertura di due orbitali si trova sullacongiungente i due nuclei ed compresa fra questi. Legame : la zona di ricoperture di due orbitali si trova fuori dellacongiungente dei due nuclei. La ricopertura degli orbitali risulta sempre minore di quella degliorbitali , per cui un legame sempre meno forte di un legame . Allaumentare dellordine di legame aumenta lenergia del legamee diminuisce la lunghezza di legame, per cui diminuisce ladistanza fra i nuclei legati.Es. N N , N=N, NN hanno energie: 946, 418, 160 kJ/mol, edistanze 0,110, 0,125 e 0,145 nm. 97. Es. Molecola di Idrogeno H2H H HHOrbitali s separati Sovrapposizione degli orbitali s H H H HOrbitale di legameLorbitale di legame che deriva dalla fusione di 2 orbitali s si chiamaorbitale e il legame si dice legame . Questo orbitale ha formaelongata e simmetria cilindrica, con lasse pi lungo giacente sulla lineache unisce i due nuclei 98. La molecola di fluoro: F2F : 1s2 2s2 2p51 2s s2 pF F Orbitali p separatiF F Sovrapposizione degli orbitali p F FOrbitale di legame 99. La molecola dellazoto: N2 Ciascun atomo di azoto (1s2 2s2 2p3) mette a comunecon laltro atomo i 3 elettroni p dispari, realizzando lastruttura di ottetto e dando luogo alla formazione di untriplo legame. Poich gli orbitali p sono ortogonali fraloro, i px si ricoprono lungo la congiungente dei duenuclei formando un legame s, mentre gli altri 2 orbitalipy e pz si ricoprono due a due formando 2 legami ditipo .Ppx PpxPpz PpzPpy Ppy 100. Il legame e nelle molecole biatomicheLegami e nella molecola di O2 Legami e nellamolecola di N2OO NN 101. La sovrapposizione di orbitali atomici Legami e 102. ma ci sono dei problemi!La sovrapposizione degliorbitali atomicisuggerisce un angolo dilegame di 90.Levidenza sperimentaledice che langolo HOH di 105. 103. Levidenza sperimentale dice che nellamolecola di metano (CH4) i 4 legami sonouguali e la molecola ha geometria tetraedrica,con angoli di legame HCH di 109,5. 104. La configurazione elettronica a minimaenergia per un atomo di C isolato : 1s2 2s22p2 La configurazione elettronica a minimaenergia per un atomo di C legato : 1s2 2s12p3 con valenza =4 Ma anche in questo stato il C non ha 4orbitali atomici equivalentinon si spiega lageometria del metano! 105. Risolviamo il problema della geometria:libridazione (Pauling 1931)Orbitali ibridi risultano dallincrocio (o ibridizzazione)degli orbitali atomici primitivi propri dellatomo isolato.Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri cheinsieme contribuiscono alla formazione di un orbitaleibrido dipende la forma di questo e la sua orientazionenello spazio.Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsipoich a ci corrisponde la massima sovrapposizione.Dallibridazione di n orbitali atomici puri derivanoaltrettanti orbitali ibridi.Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sonodegeneri) intermedia fra quella degli orbitali di partenza. 106. Gli orbitali ibridi sp3 in CH4 Espansione di valenza e mescolamentoNel metano, i quattro orbitali sp3 di C sono orientativerso i vertici di un tetraedro e si sovrappongono agliorbitali 1s di quattro atomi di H. 107. Ibridazione ICome si formano i 3 orbitali sp2Come si formano i 2 orbitali spCome si formano i 4 orbitali sp3 108. p s1lp1(2 p x lp ) character character 21 (2 p x Bonding 80% 20%lp1 lp ) 2orbital Lone pair 70% 30%orbital 109. p scharacter characterBonding 77% 23% orbitalLone pair 69% 31% orbital 110. Gli orbitali ibridi sp2 in BF3I tre orbitali ibridi sp2 di B sono orientati a 120 lunorispetto allaltro, e lorbitale 2p non ibridato perpendicolare al piano di legame trigonale. 111. Rotazione limitata delle molecole con legamiA. Il cis- e B. il trans-1,2-dicloroetilene esistono come molecole distinteperch il legame p tra gli atomi di C limita la rotazione e mantiene duedifferenti posizioni relative degli atomi di H e di Cl. 112. 2 2 01s 2 s 2 p Promotion 1s 2 2 s1 2 p1 113. 1a(2s 2 p x ) 2 1b (2s 2 p x )2Carattere Carattere p sOrbitale 50%50%legante 114. Gli orbitali ibridi sp nella molecoladi BeCl2La geometria analoga a quella di BeH2 115. Ibridazione IICome si formano i 6 sp3d2Come si formano i 5 sp3d 116. Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5La molecola bipiramidale trigonale di PCl5 si forma persovrapposizione di un orbitale 3p da ciascuno dei cinqueatomi di Cl con gli orbitali ibridi sp3d di P. 117. Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6La molecola ottaedrica di SF6 si formadalla sovrapposizione di un orbitale 2p daciascuno dei sei atomi di F agli orbitalisp3d2 di S.Durante la formazione del legame, ciascunorbitale sp3d2 si riempie per aggiunta di unelettrone proveniente da F. 118. Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodicomplementari: libridazione d una descrizione degliorbitali che gli elettroni devono usare per fornire gli angolidi legame previsti dalla VSEPR. 119. Risonanza Quando per un dato composto possibile scrivere pi strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la struttura reale sia costituita dallinsieme di esse ibrido di risonanza Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula limiteLibrido di risonanza una media ponderata dellepossibili forme di risonanza 120. 57 121. Lo ione carbonato: CO32- 122. Delocalizzazione elettronica La delocalizzazione di elettroni la formazionedi un insieme di orbitali molecolari che siestendono su pi di due atomi La forma di tali orbitali (molecolari) per lespecie nelle quali si ha delocalizazione deglielettroni pu essere ottenuta combinando tuttigli orbitali atomici coinvolti 123. Lo ione carbonato: CO32- 124. La molecola di benzene: C6H6 125. La molecola di benzene: C6H6 126. Una riflessioneConsiderato che gli elettroni tendono a disporsi in configurazionicon la pi bassa energia possibile, non sorprende che librido dirisonanza rappresenta una molecola pi stabile di tutte quelle dipartenza.Se ricordate il principio di Heisenberg lenergia di un elettronesar pi incerta tanto pi la sua posizione sar determinataprecisamente. Dal momento che lenergia non pu esserenegativa, la maggiore incertezza corrisponde a maggioreenergia. Se un elettrone delocalizzato invece che confinato tradue atomi, la sua esatta posizione meno nota, quindi la suaenergia meno incercta, perci pi bassa. 127. Unaltra riflessione Quanto reale un legame chimico? Esiste qualcosadi simile alla nostra rappresentazione del legamecovalente? 128. Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie!COF2 PF4-HClO CLF3NO2- PO4-S22- SO3 129. Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie!N 2 H4 PF3NO2+ IF4-NO2- NO2ClClO2-CS2 130. Alcune strutture molecolariFate molta attenzione alle coppie solitarie!NH2-CHBr3COCl2SF6