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Struttura e forma delle molecole

• Le forme molecolari variano da semplici a complesse, includendo forme piane, lunghe, sottili ed estremamente complesse (come le proteine).
• La forma di una molecola influenza le proprietà chimiche e fisiche della sostanza.
• La varietà delle forme molecolari è dovuta alle disposizioni geometriche in cui gli atomi si legano tra loro.
• Gli angoli di legame, formati tra le congiungenti dei nuclei, sono cruciali.

Repulsione tra coppie di elettroni

• I legami covalenti si formano tramite la condivisione di un doppietto elettronico.
• Le coppie di elettroni sono attratte dai nuclei ma, simultaneamente, subiscono la repulsione delle altre coppie circostanti i nuclei.
• Ogni coppia di elettroni tende ad allontanarsi il più possibile dalle altre, mantenendo la propria distanza dai nuclei.
• Nei composti covalenti, la configurazione più comune è la saturazione dell'ottetto.
• È importante considerare come quattro coppie di elettroni si dispongono attorno a un atomo per minimizzare le repulsioni.

Il tetraedro

• Se un atomo X ha quattro coppie di elettroni attorno, queste si dispongono ai vertici di un tetraedro.
• Gli eventuali altri atomi legati ad X si disporranno attorno ad X nella stessa maniera.
• La geometria tetraedrica e quella piana sono entrambe possibili soluzioni che minimizzano le repulsioni a una data distanza dal nucleo.
• L'assetto tetraedrico massimizza la distanza tra le coppie di elettroni, con angoli di 109,5°.

Geometria molecolare e VSEPR

• Quando un atomo non ha un ottetto completo, si formano altre strutture.
• I modelli di geometria molecolare appartengono al campo di studio della teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).
• La teoria VSEPR si basa sull'assunto che la disposizione delle coppie elettroniche attorno a un atomo è determinata dalla repulsione tra le coppie stesse.
• Se un atomo centrale è lineare, l'angolo di legame è di 180°.
• Se un atomo centrale è trigonale planare, l'angolo di legame è di 120°.
• Se un atomo centrale è tetraedrico, l'angolo di legame è di 109,5°.
• Se un atomo centrale è bipiramidale trigonale, gli angoli di legame sono di 90° o 120°.
• Se un atomo centrale è ottaedrico, l'angolo di legame è di 90°.

Coppie non condivise

• Le coppie elettroniche hanno bisogno di spazio.
• Il fabbisogno di spazio delle coppie non condivise è maggiore rispetto a quelle condivise tra due atomi perché le seconde sono attratte da due atomi.
• La nuvola elettronica di una coppia non condivisa è più espansa rispetto a quella di una coppia condivisa.
• La presenza di coppie non condivise altera i valori degli angoli di legame.
• Gli angoli di legame si restringono al crescere dei doppietti non condivisi.

Variazioni angolari e polarità dell'acqua

• L'acqua è un esempio di molecola non lineare.
• L'angolo di legame tra i due atomi di idrogeno e l'ossigeno (H-O-H) è di 104,5°.
• La polarità dell'acqua dipende sia dalla differenza di elettronegatività tra idrogeno e ossigeno sia dalla sua struttura.

Forma e polarità delle molecole

• La polarità delle molecole dipende sia dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi sia dalla forma molecolare.
• La differenza di elettronegatività (Δ) tra ossigeno (O) e carbonio (C) è 1, rendendo il legame covalente polare.
• Una molecola di CO2 ha due zone parzialmente negative e una zona parzialmente positiva al centro, rendendola una molecola non polare.

Esempi di polarità molecolare

• Le molecole contengono legami covalenti polari, dove la freccia indica l'atomo più elettronegativo.
• Solo le molecole asimmetriche sono polari; la disposizione simmetrica dei legami impedisce alla molecola di avere estremità cariche.
• Le molecole asimmetriche hanno estremità di carica opposta e possono orientarsi all'interno di un condensatore carico.
• A determinare la polarità di una molecola contribuiscono sia l'esistenza di legami polari sia i doppietti non condivisi.

Sovrapposizione degli orbitali

• Un legame covalente si forma quando gli atomi condividono elettroni.
• La condivisione implica la concentrazione della densità elettronica tra i due nuclei.
• Ciò si ottiene quando l'orbitale atomico di un atomo si sovrappone ad un orbitale atomico di un altro atomo.
• La coppia di elettroni condivisi occupa uno spazio derivante dalla sovrapposizione dei due orbitali preesistenti.

Lunghezza del legame

• La lunghezza del legame è una mediazione tra la sovrapposizione degli orbitali e le repulsioni internucleari ed interelettroniche.
• Corrisponde al punto di energia potenziale minima (Ep).
• La sovrapposizione degli orbitali 1s aumenta quando gli atomi si avvicinano, diminuendo l'Ep perché gli elettroni sono attratti dai due nuclei.
• La diminuzione della distanza tra i nuclei aumenta l'Ep a causa dell'insorgere di repulsioni tra i nuclei e tra gli elettroni.

Orbitali e forme tetraedriche

• In una molecola di metano (CH4), è difficile spiegare la simmetria tetraedrica considerando che gli elettroni di valenza del carbonio (C) si trovano negli orbitali 2s e 2p, mentre quelli dell'idrogeno (H) nell'orbitale 1s.
• Gli orbitali s sono sferici, mentre gli orbitali p sono orientati secondo gli assi x, y, e z.
• Per formare quattro legami equivalenti tra idrogeno (H) e carbonio (C), non è possibile usare direttamente questi orbitali.
• È quindi necessario un rimescolamento matematico (ibridazione) degli orbitali di valenza, mescolando gli orbitali s e p.

Ibridazione

• Il rimescolamento matematico degli orbitali è chiamato ibridazione.
• Nel caso del metano (CH4), la configurazione elettronica del carbonio (C) deve passare da 2s²2p² a 2s¹2p³.
• È necessario combinare le funzioni matematiche degli orbitali 2s e 2p in modo che gli orbitali ibridi risultanti siano orientati secondo i vertici di un tetraedo.
• Affinché avvenga l'ibridazione, gli orbitali di partenza devono avere energie confrontabili e appartenere allo stesso livello energetico n.

Ibridazione sp³

• L'ibridazione sp³ avviene quando tutti e tre gli orbitali p si ibridano con un orbitale s.
• L'esponente 3 in sp³ indica il numero di orbitali p che partecipano all'ibridazione, non il numero di elettroni presenti nell'orbitale.

Energia di ibridazione

• La fase di promozione degli elettroni da 2s a 2p richiede energia (eccitazione), ma il rimescolamento matematico (ibridazione) non la richiede.
• Ogni orbitale ibrido ha un'energia pari alla media dell'insieme degli orbitali originari.
• L'intero processo non richiede energia netta perché l'energia richiesta per l'eccitazione iniziale è compensata dall'energia prodotta durante la formazione dei legami.

Esempi di ibridazione sp³

• Anche le molecole di ammoniaca (NH₃) e acqua (H₂O) hanno una struttura tetraedrica.
• In questi casi, la presenza di coppie non condivise riduce l'angolo tra i vari atomi.
• La formulazione matematica degli orbitali ibridi prevede un contributo maggiore o minore dell'orbitale s, modificando il livello di ibridazione e permettendo che gli angoli tra gli atomi siano prossimi a quelli osservati sperimentalmente.

Ibridazione sp

• Se una molecola ha una simmetria lineare (180°) con un atomo al centro, deve avere una specifica ibridazione.
• Solo un orbitale p può risiedere sull'ipotetico asse x dell'atomo centrale.
• Per formare due legami a 180° sono necessari due orbitali che giacciono sullo stesso asse.
• È necessario ibridare l'orbitale s con un orbitale p ottenendo due legami a 180° (ibridazione sp).

Geometria e ibridazione

• Combinazioni di geometrie diverse e combinazioni di orbitali atomici diversi.
• Il tipo di ibridazione dipende dalla geometria della molecola.
• Con ibridazione Sp² = si ibridano 1 orbitale s e 2 orbitali p per geometrie piane.
• Con ibridazione Sp³= si ibridano 1 orbitale s e 3 orbitali p per geometrie tetraedriche.
• Per strutture più complesse è necessario ibridare anche gli orbitali d.

Ibridazione e legami multipli

• Il concetto di ibridazione è essenziale per comprendere i legami multipli.
• L'etilene (C₂H₄) ha un doppio legame tra gli atomi di carbonio (C).
• L'etilene ha una struttura piana con ibridazione sp².
• Dopo aver formato l'ibridazione sp², rimane un orbitale p non ibridato che, insieme all'orbitale p dell'altro atomo di carbonio, permette la formazione di uno dei due legami carbonio-carbonio (C-C).

Legami sigma (σ)

• Il legame tra i due atomi di carbonio (C) si forma tramite la sovrapposizione di orbitali sp².
• La densità elettronica è concentrata simmetricamente lungo la congiungente dei due nuclei.
• I legami sigma (σ) sono quelli che legano gli atomi di carbonio (C) con gli atomi di idrogeno (H).
• I due orbitali p residui possono sovrapporsi lateralmente, dando luogo a un secondo legame carbonio-carbonio (C-C).

Legami Pi greco (π)

• Le sovrapposizioni laterali portano alla concentrazione della densità elettronica sopra e sotto il piano molecolare.
• La densità elettronica non si concentra più intorno all'asse di legame.
• In questo caso si ha un legame π.
• I legami π risultano più deboli dei legami σ.

Legami multipli e ibridazione sp

• I doppi legami sono dati da un legame σ e un legame π.
• I tripli legami sono dati da un legame σ e due legami π
• L'etino o acetilene è una molecola lineare con un triplo legame carbonio-carbonio (C-C).
• Ogni atomo di carbonio (C) ha due orbitali ibridi sp che determinano la struttura lineare della molecola.
• Ogni atomo di carbonio (C) ha anche due orbitali p non ibridati orientati a 90° rispetto all'asse degli orbitali ibridi sp.
• La molecola avrà quindi tre legami σ (uno carbonio-carbonio e due carbonio-idrogeno) e due legami π.