Struttura e Forma Molecole PDF

Struttura e forma delle molecole Molte forme Le forme molecolari sono moltissime: piane, lunghe e sottili, estremamente complesse (proteine) In buona misura è la forma delle molecole che determina le proprietà chimiche e fisiche della sostanza La varietà delle forme molecolari...

Struttura e forma delle molecole Molte forme Le forme molecolari sono moltissime: piane, lunghe e sottili, estremamente complesse (proteine) In buona misura è la forma delle molecole che determina le proprietà chimiche e fisiche della sostanza La varietà delle forme molecolari dipende dal fatto che gli atomi possono collegarsi tra loro secondo disposizioni geometriche diverse Sono quindi importanti gli angoli di legame ossia gli angoli che si formano tra le congiungenti dei nuclei  Repulsione tra coppie di elettroni I legami covalenti sono determinati dalla condivisione di un doppietto elettronico Le coppie di e- sono attratte verso i nuclei ma al contempo subiscono la repulsione di altre coppie di e- che circondano i nuclei: Ciascuna coppia tende ad allontanarsi il più possibile dalle altre ma contemporaneamente tende a conservare la propria distanza dai nuclei Nei composti covalenti la situazione più frequente è quella della saturazione dell’ottetto Come possono 4 coppie di e- disporsi attorno ad un atomo per rendere minime le repulsioni?  Se quindi attorno ad un Il tetraedro atomo X ci sono 4 coppie di e- esse si dispongono secondo i vertici di un tetraedro ed anche gli eventuali altri atomi legati ad X si disporranno così attorno ad X stesso Per una determinata distanza dal nucleo si constata che due possibili soluzioni che assicurano le minori repulsioni sono quelle di una struttura tetraedrica o di una struttura piana Da calcoli trigonometrici emerge che l’assetto che permette il massimo distanziamento tra le coppie di e- è quello tetraedrico (angoli = 109,5°) E se attorno all’atomo non c’è un ottetto? Si avranno altre strutture Tali modelli di geometria molecolare sono il campo di studio della Valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR) che si basa sull’assunto che la disposizione delle coppie elettroniche attorno ad un atomo sia determinata dalla repulsione tra le coppie stesse  E quando ci sono coppie non condivise? Le coppie elettroniche hanno dunque un certo fabbisogno di spazio Il fabbisogno delle coppie non condivise è però maggiore di quelle condivise tra due atomi perché gli e- di queste ultime saranno attratte da 2 atomi e quindi la nuvola elettronica sarà più contratta, la nuvola elettronica di una coppia non condivisa sarà invece più espansa Ciò determinerà un cambiamento nei valori degli angoli di legame  Variazione degli angoli quando si hanno atomi circondati da 4 doppietti condivisi e non condivisi Man mano che aumentano i doppietti non condivisi gli angoli di legame si restringono Come si nota l’angolo di legame tra i due H e O è di 104,5°, l’acqua non è quindi una molecola lineare, è anche da ciò (oltre che dalla differenza di elettronegatività tra H e O) che dipende la sue polarità  Forma e polarità delle molecole δ− δ+ δ+ δ− La polarità o meno delle molecole, quindi, non dipende solo dal fatto che ci sia o meno differenza di elettronegatività tra due atomi ma anche dalla forma della molecola Il Δ elettronegatività tra O e C = 3,5 –2,5 = 1 si ha quindi un legame covalente polare La molecola non è però polare, o meglio non ha un momento dipolare perché essendo piana avrà 2 zone parzialmente – nello stesso piano molecolare (si elidono a vicenda) ed una parzialmente + centrale alla molecola stessa e quindi ininfluente (ingombro sterico)  Tutte queste molecole Altri esempi contengono dei legami covalenti polari (la freccia indica l’atomo più elettronegativo) Solo però le molecole asimmetriche sono polari poiché la disposizione simmetrica dei legami impedisce alla molecola di evidenziare estremità + o – Le molecole asimmetriche A determinare la polarità di hanno estremità di segno una molecola, oltre opposto e quindi possono all’esistenza di legami polari, orientarsi se inserite contribuiscono anche i all’interno di un doppietti non condivisi condensatore carico  La sovrapposizione degli orbitali Un legame covalente si forma quando gli atomi condividono e- Questo implica però la concentrazione della densità elettronica tra i due nuclei Ciò si ottiene quando l’orbitale atomico di un atomo si sovrappone (compenetrandosi) ad un orbitale atomico di un altro atomo La coppia di e- condivisi, quindi, va ad occupare uno spazio derivante, in parte, dalla sovrapposizione dei due orbitali preesistente Un esempio: H2 Mentre gli atomi si avvicinano gli uni agli altri aumenta la sovrapposizione di 1s e ciò implica una diminuzione di Ep poiché sugli e- viene progressivamente esercitata attrazione da parte dei due nuclei Quando la distanza tra i due nuclei diminuisce la La lunghezza di legame è quindi una Ep aumenta di nuovo mediazione tra la sovrapposizione per l’insorgere di degli orbitali e le repulsioni repulsioni tra i due internucleari ed interelettroniche e nuclei e tra gli e- corrisponde al minimo di Ep  Come fanno orbitali p ed s a permettere forme tetraedriche? Se si considera il metano (CH4) risulta difficile pensare ad una simmetria tetraedrica quando il suoi elettroni di valenza (nello stato eccitato) si trovano in 2s e 2p e quelli di H in 1s Gli orbitali s sono infatti sferici mentre quelli p orientati secondo gli assi x,y,z Se quindi si vogliono 4 legami equivalenti tra H e C non si possono usare questi orbitali così come sono È necessario effettuare un rimescolamento matematico degli orbitali dello strato di valenza ossia un mescolamento tra gli orbitali s e i p  Questo rimescolamento matematico è detto ibridazione Nel caso del metano è necessario che per eccitazione la configurazione elettronica del carbonio passi da 2s22p2 a 2s12p3 Poi è necessario combinare insieme le funzioni matematiche che descrivono gli orbitali 2s e 2p tale che gli orbitali ibridi risultanti siano orientati secondo i vertici di un tetraedro Per poter effettuare una ibridazione è necessario che gli orbitali di partenza siano tutti di energia confrontabile ossia devono tutti appartenere ad uno stesso n  3 Ibridazione sp Quando sono tutti e tre gli orbitali p ad ibridarsi con s si parla di ibridazione sp3 I questo caso l’esponente 3 non è relativo al n° di e- presenti nell’orbitale ma al n° di orbitali p che si sono ibridati Ibridazione sp3  E l’energia? Mentre la fase di promozione di e- da 2s a 2p richiede energia (eccitazione) il rimescolamento matematico non la richiede Questo perché ciascuno degli orbitali ibridi ha una energia pari alla media dell’insieme di orbitali originari Di fatto l’intero processo non richiede energia in quanto l’energia richiesta per l’eccitazione iniziale dell’e- è largamente compensata dalla energia prodotta durante la formazione dei legami  3 Altri esempi di sp Anche queste molecole hanno struttura tetraedrica In questi casi però ci sono delle coppie non condivise che riducono l’angolo esistente tra i vari atomi NH3 Tuttavia la formulazione matematica degli orbitali ibridi prevede anche che vi sia un contributo maggiore o minore dell’orbitale s ossia vari livelli di ibridazione cosa che permette agli angoli tra gli atomi di essere prossimi a quelli osservati sperimentalmente H2 O Ibridazioni sp Se una molecola risulta avere una simmetria lineare (180°) con un atomo al centro è chiaro che deve anch’essa avere una specifica ibridazione Infatti sull’ipotetico asse delle x dell’atomo centrale può risiedere un solo orbitale p e non 2 Ma per formare 2 legami a 180° sono necessari due orbitali che giacciono sullo stesso asse Sarà necessario ibridare l’orbitale s con un orbitale p ottenendo due legami a 180° (ibridazione sp)  OK! Ti faccio Prof.! Non un disegnino! ho capito! O qui O qui In questa situazione s p s p s sarà ben difficile per s l’atomo centrale 90° formare 2 legami a Ammesso che 180° non lo impedisca l’ingombro sterico Se, però da 1 s ed 1 p si formano 2 orbitali ibridi sp si possono si 180° tranquillamente formare 2 legami a 180° s sp sp s Negli esempi gli atomi leganti l’atomo centrale sono stati identificati con orbitali s ma sarebbe stata la stessa cosa con orbitali di tipo p  Diverse geometrie = diverse combinazioni di orbitali atomici A seconda della geometria della molecola si avranno diversi tipi di ibridazione Sp2 = si ibridano 1 orbitale s e 2 orbitali p per dare geometrie piane Sp3= si ibridano 1 orbitale s e 3 orbitali p per dare geometrie tetreadriche Per strutture più complesse è necessario ibridare anche gli orbitali d  Ibridazioni e legami multipli Il concetto di ibridazione è fondamentale per la comprensione dei legami multipli Per es. l’etilene (C2H4) è dotato di un doppio legame tra C e C: Esso ha anche struttura piana il che vuol dire che avrà ibridazione sp2 Quindi dopo aver formato tale ibridazione rimane non ibridato 1 orbitale p che assieme all’orbitale p dell’altro carbonio permette la formazione di uno dei due legami C-C Legami σ Il legame fra i 2 C si ottiene tramite sovrapposizione di 2 orbitali sp2 La densità elettronica è quindi concentrata simmetricamente lungo la congiungente dei 2 nuclei Si parla in tal caso di legame σ Di tale tipo sono anche quelli che legano C con H I due orbitali p residui sono in grado di sovrapporsi lateralmente dando luogo ad un secondo legame C-C Legami π Quando si hanno sovrapposizioni laterali la densità elettronica si concentra sopra e sotto il piano molecolare (asse di legame) Non si concentra più Poiché i legami π si intorno all’asse di devono a sovrapposizioni legame laterali, risulteranno più deboli dei legami σ In questo caso si ha un legame π  Tutti i doppi legami sono dati da 1 2 Legami π legame σ ed 1 π, mentre tutti i tripli legami da 1 σ e 2 π L’etino (o acetilene) è una molecola lineare con un legame triplo C-C: Ciascun atomo di C avrà due orbitali ibridi sp che permetteranno la struttura lineare della molecola Avrà anche due orbitali p non ibridati ed orientati a 90° rispetto all’asse dell’insieme di ibridi sp La molecola sarà quindi dotata di 3 legami σ ( 1 C-C e 2 C-H) e 2 legami π (C-C)