Lezione 10 - Il legame nasce da una sovrapposizione di orbitali, spesso ibridi
Modelli di geometria molecolare Fondati sulla repulsione degli orbitali di valenza degli elementi...
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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