Lezione 10

Ibridazione (II)

Prof. Simona Concilio

Università di Salerno

Lezione 10

• Ibridi sp3d ed sp3d2

• Esempi di molecole e previsione della geometria

• Delocalizzazione elettronica e risonanza

• Numero di ossidazione

• Reazioni redox

Risolviamo il problema della geometria: l’ibridazione (Pauling 1931)

Orbitali ibridi risultano dall’incrocio (o ibridizzazione) degli orbitali atomici primitivi propri dell’atomo isolato.

Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri che insieme contribuiscono alla formazione di un orbitale ibrido dipende la forma di questo e la sua orientazione nello spazio.

Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsi poiché a ciò corrisponde la massima sovrapposizione.

Dall’ibridazione di n orbitali atomici puri derivano altrettanti orbitali ibridi.

Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sono degeneri) intermedia fra quella degli orbitali di partenza.

La geometria è analoga a quella di BeH2

Gli orbitali ibridi sp nella molecola di BeCl2

Ibridazione II

Come si formano i 5 sp3d

Come si formano i 6 sp3d2

Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5

La molecola bipiramidale trigonale di PCl5 si forma per sovrapposizione di un orbitale 3p da ciascuno dei cinque atomi di Cl con gli orbitali ibridi sp3d di P.

Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6

La molecola ottaedrica di SF6 si forma dalla sovrapposizione di un orbitale 2p da ciascuno dei sei atomi di F agli orbitali sp3d2 di S.Durante la formazione del legame, ciascun orbitale sp3d2 si riempie per aggiunta di un elettrone proveniente da F.

Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodi complementari: l’ibridazione dà una descrizione degli orbitali che gli elettroni devono usare per fornire gli angoli di legame previsti dalla VSEPR.

Delocalizzazione elettronica

La delocalizzazione di elettroni è la formazione di un insieme di orbitali molecolari che si estendono su più di due atomi

La forma di tali orbitali (molecolari) per le specie nelle quali si ha delocalizazione degli elettroni può essere ottenuta combinando tutti gli orbitali atomici coinvolti

RisonanzaQuando per un dato composto è possibile scrivere più strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la struttura reale sia costituita dall’insieme di esse → ibrido di risonanza

Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula limite

O OO

O OO

L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle possibili forme di risonanza

Lo ione carbonato: CO32-

Lo ione carbonato: CO32-

La molecola di benzene: C6H6

La molecola di benzene: C6H6

Lezione 11

Prof. Simona ConcilioProf. Simona Concilio

Università di SalernoUniversità di Salerno

Lezione 11

• Cenni sull’elettronegatività

• Numero di ossidazione

• Reazioni redox

• Bilanciamento

Elettronegatività

Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli elettroni che lo tengono unito

ad un altro atomo per formare una molecola. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso).

I motivi di questo andamento sono i seguenti:

L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;

La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento dell’effetto schermo.

Numero di ossidazioneÈ la carica (positiva o negativa) che l’atomo avrebbe se gli elettroni di legame non fossero condivisi bensì fossero trasferiti completamente dalla specie meno elettronegativa (più in basso a sinistra nella tavola periodica) a quella più elettronegativa (più in alto a destra).

Tutte le sostanze elementari (Na, He, O2, Cl2, ecc.) hanno n.o. = 0

Tutti gli ioni monoatomici (K+, Cl-, S2-, O2-, Fe3+, ecc.) hanno n.o. uguale alla carica dello ione

La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in un composto neutro è uguale a 0

La somma dei valori dei numeri di ossidazione degli atomi in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione

Numero di ossidazione

Gruppo IA: n.o. = +1 Gruppo IIA: n.o. = +2 Idrogeno: n.o. = +1 (se combinato con i non

metalli)

n.o. = -1 (se combinato con i metalli e il B)

Fluoro: n.o. = -1 Ossigeno: n.o. = -2

n.o. = -1 (nei perossidi) Gruppo VIIA: n.o. = -1

Esempi. calcolare il numero di ossidazione delle seguenti specie:

MnO4-, KClO4, HAsO3

2-, K2Cr2O7, HCrO4-, Na3AsO3, Al2(SO4)3,

Na2SO3, Ca3(PO4)2

Reazioni di OSSIDO-RIDUZIONE o redox

L’OSSIDAZIONE consiste nell’aumento del numero di ossidazione e corrisponde alla perdita di elettroni.

La RIDUZIONE consiste nella diminuzione del numero di ossidazione e corrisponde ad un acquisto di elettroni.

In una reazione chimica gli elettroni non vengono né creati né distrutti

L’ossidazione e la riduzione avvengono sempre simultaneamente e nella stessa misura

Reazioni redox

Classificazione delle reazioni Redox

Bilanciamento delle reazioni REDOX