Il Legame Chimico - e

Il Legame Chimico
Il concetto principale introdotto da queste teorie è quello di legame COVALENTE. Le prime tre
teorie si basano sul medesimo principio : il legame covalente come coppia di elettroni
LOCALIZZATI e condivisi tra due atomi. La teoria VSEPR aggiunge alla teoria di Lewis un modo
per predire la geometria molecolare, mentre la teoria VB offre una giustificazione quantistica alla
teoria di Lewis e alle previsioni VSEPR. La quarta teoria è una trattazione quantistica rigorosa e si
basa sul principio della DELOCALIZZAZIONE delle coppie di elettroni.
1. Teoria di Lewis.
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Postulato 1: modello atomico e parte non reattiva (kernel)
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Postulato 2: gusci di valenza e definizione di numero di ossidazione
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Postulato 3: Regola di stabilità del legame: configurazione dei gas nobili. Esempi:
H2OE8; SO42-E32; NO3-E24 (tutti multipli di 8). Eccezioni: NOE11; NO2E17; ClO2E19.
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Postulato 4: interpenetrabilità dei gusci di valenza e concetto di condivisione.
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Postulato 5: mobilità degli elettroni di valenza, ma solo poche posizioni realmente
accessibili a causa di costrizioni più o meno rigide determinate dalla natura degli atomi
che partecipano al legame.
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Postulato 6: abbozzo di un modello teorico: elettroni fermi che alle distanze atomiche
non obbediscono alla legge di Coulomb. Possibilità di interazioni magnetiche tra
elettroni
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Esempi di applicazione dei postulati 3, 4 e 5: composti ionici, trasferimento elettronico
completo (NaCl); composti apolari e condivisione degli elettroni di legame (H2, Cl2);
composti polari e trasferimento parziale degli elettroni condivisi (HCl)
2. Teoria VSEPR: dalle strutture di Lewis alla forma molecolare
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Concetti
Contributo dei legami singoli
Contributo dei legami doppi
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Contributo delle coppie di non legame
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Geometria delle coppie elettroniche e geometria della molecola
Polarità di una molecola  composizione dei momenti di dipoli
3. Teoria del legame di valenza (VB): approccio quantistico alle idee di Lewis
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Concetto di energia di scambio e la molecola ione H2+: legame ad un elettrone.
Legame a due elettroni:
- Legame  omeopolare: H-H, Cl-Cl (Silvestroni)
- Legame  eteropolare, H-Cl, H2S, H2O e NH3. Elettronegatività, scala di Pauling.
Percentuale di carattere ionico (Silvestroni).
- Legame  dativo, NH4+ (Silvestroni)
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Carbonio e ibridizzazione sp3, sp2, sp: legame  e simmetria cis trans.
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Risonanza (O3, NO3-, CO3--, benzene), distanze di legame e ordine di legame
Carica formale e risonanza: previsione di strutture di Lewis (CO, N2O)
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Risoluzione delle eccezioni alla teoria di Lewis:
- Radicali: legame a tre elettroni e caso di He2+, NO e O2.
- Risonanza e ottetto incompleto (BF3)
- Risonanza e ottetto espanso (PCl5, SF6): eventuale ibridizzazione sp3d, sp3d2
4. Teoria dell’orbitale molecolare (MO)
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Concetti e delocalizzazione: alternativa alla risonanza
Molecola di idrogeno
Ordine di legame
Molecole biatomiche omonucleari
- ordine degli orbitali molecolari
- paramagnetismo dell’ossigeno
molecole biatomiche eteronucleari (CO e HF)
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