I legami
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GEOMETRIA MOLECOLARE La struttura di Lewis non fornisce alcuna indicazione sulla forma delle molecole in quanto dipende dagli ANGOLI DI LEGAME cioè gli angoli tra le linee che congiungono i nuclei degli atomi nella molecola GEOMETRIA MOLECOLARE La forma della molecola è essenziale nelle proprietà e nella sua di reattività e la struttura di Lewis non fornisce alcuna indicazione sulla struttura tridimensionale della molecola Il legame covalente in cui gli elettroni di legame sono localizzati tra i nuclei dei due atomi legati è DIREZIONALE: il legame ha cioè una precisa orientazione nello spazio tra gli atomi legati Il legame ionico è invece NON-DIREZIONALE: il legame non ha cioè una precisa orientazione nello spazio tra gli atomi legati Chiaramente l’orientazione nel legame covalente impartisce alla molecola una forma caratteristica e ne determina la GEOMETRIA MOLECOLARE MODELLO VSEPR E’ possibile assegnare una geometria molecolare ad una molecola di cui è nota la formula di Lewis facendo uso del modello chiamato VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion = TEORIA DELLA REPULSIONE DELLE COPPIE DI ELETTRONI DI VALENZA) E’ un modello semplice che permette di trarre conclusioni corrette sulla geometria molecolare senza spiegare i legami chimici all’interno della molecola MODELLO VSEPR E’ basato sull’assunzione che le coppie di valenza di un atomo (cioè i doppietti elettronici più esterni) si dispongono in modo tale da rendere MINIMA la repulsione reciproca, e quindi alla MASSIMA DISTANZA POSSIBILE L’atomo centrale sta al centro di una sfera ed i sostituenti sulla sua superficie alla distanza massima MODELLO VSEPR Se si uniscono per una estremità 2, 3 o 4 palloncini questi si dispongono naturalmente come mostrato in figura Per minimizzare le interazioni fra loro, i doppietti elettronici di valenza (carichi negativamente) si dispongono il più lontano possibile l’uno dall’altro in modo da rendere minima la repulsione = maggiore stabilità L’idea di base della VSEPR è he la migliore disposizione di un dato numero di doppietti elettronici è quello che MINIMIZZA LE FORZE DI REPULSIONE TRA LORO Quando scriviamo le strutture di Lewis vi sono i doppietti di legame ed i doppietti di NON LEGAME (IONE PAIRS) La teoria VSEPR prevede che i doppietti solitari tendano ad occupare il volume maggiore rispetto ai doppietti elettronici condivisi (= di legame) ed esercitino una forza repulsiva consequenzialmente più intensa Repulsione tra coppie solitarie> repulsione tra copie solitarie e coppie di legame> repulsione tra coppie di legame Inoltre nella teoria VSEPR i legami doppi e tripli vengono considerati alla stregua di legami semplici e la geometria della molecola dipende unicamente dal numero dei legami e di coppie solitarie che presentano l’atomo centrale (definito STERICO) Numero sterico (NS) = numero dei legami + numero di coppie solitarie Sulla base di semplici considerazioni geometriche si può dimostrare la seguente corrispondenza N di coppie Geometria 2 lineare 3 trigonale planare 4 tetraedrica 5 trigonale bipiramidale 6 ottaedrica In questo conteggio vanno considerate tutte le coppie elettroniche attorno all’atomo centrale sia quelle di legame che quelle solitarie NS = 2 GEOMETRIA LINEARE (AX2) Molecole con due soli legami e nessun doppietto solitario sono LINEARI con le coppie di legame che respingendosi si dispongono equidistanti formando angoli di legame di 180° X-A-X I legami possono essere semplici, doppi o tripli Esempi: BeH2, CO2, HCN NS = 3 GEOMETRIA TRIGONALE PLANARE (AX3, AX2E) a) Molecole con tre legami e nessun doppietto solitario (AX3) sono TRIGONALI PLANARI con le coppie di legame equidistanti su di una piano con angoli di legame di 120° Esempi: BCl3, H2CO NS = 3 GEOMETRIA TRIGONALE PLANARE (AX3, AX2E) b) Molecole con due legami ed un doppietto solitario (AX2E) risultano angolate con un angolo leggermente inferiore a 120° a causa della repulsione del doppietto solitario sii doppietto di legame NS = 4 GEOMETRIA TETRAEDRICA (AX4, AX3E, AX2E2) a) Molecole con quattro legami e nessun doppietto solitario (AX4) risultano TETRAEDRICHE con le coppie di legame disposte equidistanti ed angoli di legame di 109,5° Esempi: CH4 NS = 4 GEOMETRIA TETRAEDRICA (AX4, AX3E, AX2E2) b) Molecole con tre legami ed un doppietto solitario (AX3E) presentano geometria PIRAMIDALE di derivazione TETRAEDRICA con la coppia solitaria ad un Esempi: NH3 vertice del tetraedro che comprime gli angoli di legame (con valore minore rispetto alla struttura tetraedrica 107°) NS = 4 GEOMETRIA TETRAEDRICA (AX4, AX3E, AX2E2) c) Molecole con due legami e due doppietti solitari (AX2E2) presentano geometria angolata di derivazione TETRAEDRICA con le due coppie solitarie ai due vertici del tetraedro che esercitano una forte pressione e comprimono l’angolo ad un valore inferiore rispetto a quello caratteristico Esempi: H2O (104,5°) NS = 5 GEOMETRIA BIPIRAMIDALE TRIGONALE (AX5, AX4E, AX3E2, AX2E3) Molecole con cinque legami e nessun doppietto solitario (AX5) risultano BIPIRAMIDALI TRIGONALI con tre legami su un piano (legami equatoriali) a 120° l’uno dall’altro e gli altri due legami (legami assiali) disposti perpendicolarmente uno sopra e l’altro sotto 0il piano equatoriale a formare due grandi piramide a base triangolare Esempi: PCl5 NS = 6 GEOMETRIA OTTAEDRICA (AX6, AX5E AX4E2, AX3E3, AX2E4) Molecole con sei legami e nessun doppietto solitario (AX6) risultano OTTAEDRICHE con quattro legami equatoriali distanziati di 90° e due legami equatoriali Esempi: SF6 NS = 7 GEOMETRIA BIPIRAMIDALE PENTAGONALE (AX7, AX6E, AX5E2, AX4E3, AX3E4, AX2E5) Molecole con sette legami e nessun doppietto solitario (AX7) risultano BIPIRAMIDALI con cinque legami equatoriali distanziati di 72° e due legami equatoriali Esempi: IF7 La geometria molecolare si riferisce alla posizione degli atomo e non delle coppie solitarie E’ quindi determinata direttamente dalla disposizione delle coppie leganti in quanto solo a queste corrisponde un atomo legato all’atomo centrale Le coppie solitarie influenzano tuttavia indirettamente la geometria molecolare COME PREVEDERE LA GEOMETRIA DI UNA MOLECOLA 1. Disegnare la struttura secondo Lewis 2. Stabilire il numero di coppie elettroniche che circondano l’atomo centrale tenendo presente che un legame multiplo viene equiparato ad una coppia 3. Disporre le coppie elettroniche in modo da minimizzare la repulsione e quindi dedurre la geometria molecolare ESEMPIO: 3 molecole con 4 coppie totali disposte quindi tetraedricamente ma con un diverso numero di coppie leganti: LEGAME COVALENTE POLARE: ELETTRONEGATIVITA’ E MOMENTO DIPOLO Poiché l’elettronegatività si riferisce ad atomi legati ad altri atomi, il suo valore può quindi variare per uno stesso elemento in relazione al tipo ed al numero di atomi di altri elementi con cui è legato Chiaramente sono stati stabiliti dei parametri oggettivi per attribuire il valore dell’elettronegatività si diversi elementi I valori di elettronegatività riportati nella tavola periodica (secondo Pauling) presentano un valore minimo in basso a sinistra (francio = 0,7) e crescono diagonalmente fino ad assumere il valore massimo in alto a destra (fluoro = 4) E’ evidente che tanto maggiore sarà la differenza di elettronegatività tra due elementi impegnati in un legame, quanto maggiore sarà la polarità del legame Quando si forma un legame covalente tra due atomi con diversa elettronegatività, la nube elettronica che costituisce il legame covalente risulta spostata verso l’atomo più elettronegativo Questo quindi assume una parziale carica negativa (-) mentre l’altro una parziale carica positiva (+) La distribuzione asimmetrica della nube elettronica produce dunque due poli di carica opposta (DIPOLO) (LEGAME COIVALENTE POLARE) ESEMPIO: HCl L’idrogeno condivide un elettrone con il cloro (più elettronegativo) Maggiore è la differenza di elettronegatività tra i due elementi e MAGGIORE sarà la polarità del legame Quando la differenza supera il valore critico di 1,9 si assume che l’elemento più elettronegativo sia in grado di «strappare» un elettrone all’altro elemento e si forma il LEGAME IONICO STRUTTURE DI LEWIS E POLARITA’ Una molecola è POLARE quando il centro delle cariche positive NON coincide con il centro delle cariche negative Queste molecole se poste in un campo elettrico si allineano con il campo stesso La molecola si comporta da DIPOLO e viene dette POLARE STRUTTURE DI LEWIS E POLARITA’ Una molecola è NON POLARE o APOLARE quando il centro delle cariche positive coincide con il centro delle cariche negative. Esse se poste in un campo elettrico non si allineano con il campo stesso La molecola apolare più semplice è l’idrogeno in cui gli elettroni sono localizzati al centro della molecola e i nuclei si trovano ai due lati STRUTTURE DI LEWIS E POLARITA’ Consideriamo adesso il FLUORURO DI IDROGENO (HF) Il fluoro è l’elemento più elettronegativo e quindi attrae più fortemente gli elettroni rispetto all’idrogeno Di conseguenza la molecola è POLARE e presenta un legame COVALENTE POLARE STRUTTURE DI LEWIS E POLARITA’ Chiaramente una molecola che presenta solo legami non-polari è apolare Tuttavia una molecola con legame polari può essere polare o apolare Sapere la polarità della molecola è determinante per predire la sua solubilità così come i punti di fusione ed ebollizione Per capire se una molecola è polare o apolare possiamo seguire le seguenti linee guida: 1. Le molecole che NON posseggono coppie solitarie di elettroni sull’atomo centrale e sono costituite da atomi terminali tutti uguali, sono APOLARI. Ad esempio CCl4 ha 4 atomi di Cl legati e nessuna coppia solitaria sull’atomo centrale. Geometria tetraedrica apolare 2. Le molecole con una coppia solitaria di elettroni sull’atomo centrale sono POLARI. Ad esempio CCl4 ha 4 atomi di Cl legati e nessuna coppia solitaria sull’atomo centrale. Geometria tetraedrica apolare. Ad esempio NH3, l’azoto legato ai tre idrogeni secondo una geometria piramidale ha una coppia solitaria di elettroni 3. Le molecole che hanno più di una coppia solitaria di elettroni sull’atomo centrale sono generalmente POLARI anche se esistono eccezioni. Ad esempio H2O: l’atomo di ossigeno ha due coppie solitarie di elettroni e lega due atomi di idrogeno TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VALENCE BOND) Alcune aspetti non possono essere spiegati mediante la teoria VSEPR Esempio del legame covalente tra due atomi di idrogeno (H2) e di fluoro (F2) Le due molecole sono descritte allo stesso modo, ma sperimentalmente le energie e lunghezze di legame sono molto diverse TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VALENCE BOND) Per questo motivo si è ricorsi ad ulteriori teorie più sofisticate che tengono conto della meccanica ondulatoria - Teoria di legame di valenza (VB) - Teoria degli orbitali molecolari (MO) TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VALENCE BOND) L’aspetto principale di questa teoria è che tra due atomi si forma un legame covalente quando i loro orbitali atomici si sovrappongono e sono occupati da una coppia di elettroni che ha la MASSIMA PROBABILITA’ di essere localizzata tra i due nuclei LEGAME COVALENTE: TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) Il legame covalente è stato spiegato (secondo la teoria di Lewis) come una condivisione di elettroni, viene invece visto in questa teoria come una sovrapposizione degli orbitali atomici che ospitano i due elettroni spaiati da condividere Le funzioni d’onda dei due orbitali si sommano per dare una nuova funzione d’onda che descrive un nuovo orbitale Quest’ultimo appartiene a entrambi gli atomi legati ed ospita i due elettroni con spin antiparallelo E’ evidente come, nel nuovo orbitale, si ha un massimo della densità elettronica (e cioè della probabilità) tra i due nuclei Si suppone che, quando gli atomi di H si avvicinano, ogni elettrone condiviso possa passare da un nucleo all’altro Quando formano i legami, gli orbitali tendono a massimizzare la regione di sovrapposizione Dalla precedente considerazione ne derivano tre aspetti centrali della teoria VB: 1. Spin opposti degli elettroni di legame: come definito dal principio di esclusione di Pauli, lo spazio formato dalla sovrapposizione degli orbitali può contenere al massimo 2 elettroni con spin antiparallelo 2. Sovrapposizione massima degli orbitali di legame: in quanto maggiore è la sovrapposizione degli orbitali, più stabile sarà il legame. Se la sovrapposizione avviene frontalmente il legame originatosi possiede la densità elettronica massima lungo l’asse di legame ed è definito legame Ad esempio gli orbitali di tipo p, tendono a sovrapporsi lungo il loro asse maggiore Nella molecola del F2 due orbitali 2p si sovrappongono lungo l’asse maggiore utilizzando i lobi aventi il medesimo segno in modo tale che la funzione d’onda tra i due nuclei si rinforzi aumentando la densità elettronica Questo tipo di sovrapposizione genera un legame covalente molto intenso, detto LEGAME LEGAME sigma () Legame semplice con massima densità elettronica lungo la congiungente i nuclei Si ottiene per sovrapposizione di orbitali: 2 di tipo s, 1 s ed 1 p oppure 2 p 3. Se la sovrapposizione avviene lateralmente si forma un legame con una sovrapposizione minima e quindi più debole del legame precedente ed è definito legame Nel caso di legami covalenti doppi o tripli, solo una coppia di orbitali p può generare un legame Gli altri orbitali p, essendo disposti perpendicolarmente tra loro, sono costretti a sovrapporsi lateralmente (lungo l’asse minore) Questo tipo di legame covalente è più debole (minore sovrapposizione) ed è detto LEGAME LEGAME p () Legami multipli con massima densità elettronica sopra e sotto la congiungente i due nuclei Si ottengono per sovrapposizione laterale di orbitali px+ px; py+ py Nelle molecole con un legame doppio, si genera un legame lungo la congiungente i due nuclei ed un legame costituito da due nuvole elettroniche disposte simmetricamente Un doppio legame è una struttura rigida e non consente la rotazione attorno all’asse Nelle molecole con un legame triplo, si genera un legame lungo la congiungente i due nuclei e due legami costituiti da quattro nuvole elettroniche disposte simmetricamente ai quattro lati del legame Anche il triplo legame è una struttura rigida e non consente la rotazione attorno all’asse Nella molecola dell’N2, i due atomi di N sovrappongono tre coppie di orbitali p formando un legame covalente triplo Gli orbitali px si compenetrano lungo la congiungente i due nuclei formando un legame , mentre gli altri orbitali p si sovrappongono lateralmente originando due legami che hanno massima densità elettronica sopra e sotto l’asse dei nuclei In definitiva, se la densità elettronica si concentra sull’asse internucleare si ha un legame Nel caso in cui si concentri sopra o sotto l’asse internucleare si parla di legame I legami hanno simmetria cilindrica che non è presente in quelli 4. IBRIDAZIONE degli orbitali atomici Questo processo, chiamato IBRIDAZIONE, è un procedimento di combinazione matematica delle funzioni d’onda originarie Questo processo interessa orbitali superficiali (di valenza) con contenuto energetico non molto diverso Gli orbitali ibridi sono tutti di eguale energia e forma e sono orientati in modo da interferire il meno possibile fra di loro 4. IBRIDAZIONE degli orbitali atomici. Consideriamo il metano (CH4) dove il carbonio «promuove» un elettrone dall’orbitale 2s all’orbitale 2p (forma eccitata a maggior contenuto energetico) Sulla base della geometria (2s sferico e gli altri bilobati e posti a 90° l’uno rispetto all’altro) non è possibile giustificare il fatto che nel metano i 4 legami C-H sono IDENTICI e che gli angoli di legame H-C-H sono tutti di 109.5° Pauling propose che gli orbitali di valenza nella molecola sono DIVERSI da quelli negli atomi isolati Viene proposto un mescolamento degli orbitali noto come IBRIDAZIONE (o IBRIDIZZAZIONE) ed i nuovi orbitali sono detti ORBITALI IBRIDI C’è un’IBRIDAZIONE (mescolamento) degli orbitali atomici per formare gli orbitali nella molecola Gli orbitali atomici di valenza in una molecola sono diversi da quelli negli atomi isolati IBRIDAZIONE combinazione lineare di n orbitali atomici di tipo s, p, d di uno stesso atomo con contenuto energetico simile n orbitali atomici ibridi degeneri (isoenergetici) orientati secondo la teoria VSEPR e localizzati sull’atomo L’ibridazione è un modo diverso di suddividere la densità elettronica globale degli orbitali di valenza IBRIDAZIONE ORBITALICA Gli orbitali ibridi più importanti sono quelli che si formano dalla combinazione di un orbitale s con un o più orbitali di tipo p La superficie di questi orbitali ibridi è costituita da due lobi contrapposti di diversa dimensione con funzione d’onda di segno opposto Il lobo maggiore è quello utilizzato nei legami IBRIDAZIONE sp3 Avviene il mescolamento di un orbitale di tipo s e tre orbitali di tipo p presenti sullo stesso atomo dando 4 ORBITALI IBRIDI sp3 tutti uguali fra loro e orientati verso i vertici di un tetraedro CH4 (metano) promozione s ibridazione px p y p z a s 3 sp sp3 H H C C H b px py pz H c C H H H d H L’ibridazione sp3 è tipica delle molecole con geometria tetraedrica IBRIDAZIONE sp2 Avviene il mescolamento di un orbitale di tipo s e due orbitali di tipo p presenti sullo stesso atomo dando 3 ORBITALI IBRIDI sp2 tutti uguali fra loro e orientati verso i vertici di un triangolo equilatero L’orbitale 2pz non partecipa all’ibridizzazione e si dispone perpendicolarmente al piano di ibridazione L’ibridazione sp2 è tipica delle molecole con geometria trigonale planare IBRIDAZIONE sp Avviene il mescolamento di un orbitale di tipo s e un orbitale di tipo p presenti sullo stesso atomo dando 2 ORBITALI IBRIDI sp tutti uguali fra loro e orientati a 180° Gli orbitali 2py e 2pz del carbonio non partecipano all’ibridizzazione L’ibridazione sp è tipica delle molecole con geometria lineare ALTRI TIPI DI IBRIDAZIONE 2 sp d: Spiega la geometria delle molecole quadrato planari un orbitale di tipo s, due di tipo p ed uno di tipo d presenti sullo stesso atomo si mescolano per dare 4 orbitali ibridi sp2d ALTRI TIPI DI IBRIDAZIONE 3 sp d: Spiega la geometria delle molecole bipiramide trigonale un orbitale di tipo s, tre di tipo p ed uno di tipo d presenti sullo stesso atomo si mescolano per dare 5 orbitali ibridi sp3d DELOCALIZZAZIONE ELETTRONICA Abbiamo visto in precedenza il fenomeno della risonanza che rappresenta certamente un modo per descrivere un fenomeno di DELOCALIZZAZIONE che interessa i sistemi coniugati E’ infatti la presenza di diverse strutture di risonanza che rende difficile descrivere il legame come localizzato Ad esempio il benzene C6H6 La distanza del legame C-H è pari a 1,4 Å (intermedia tra C-C 1,54 Å e C=C 1,34 Å), la molecola è planare e gli angoli di legame sono tutti 120° In corrispondenza dei doppi legami possiamo formare tre legami ma questi non possono essere in una posizione stabile altrimenti ci sarebbero tre distanze di legame minori delle altre Si suppone quindi che i tre legami siano estesi a tutti e 6 gli atomi di C siano cioè DELOCALIZZATI La conseguenza è una stabilità chiamata AROMATICITA’ DELOCALIZZAZIONE ELETTRONICA Abbiamo visto in precedenza il fenomeno della risonanza che rappresenta certamente un modo per descrivere un fenomeno di DELOCALIZZAZIONE che interessa i sistemi coniugati Un sistema coniugata è costituito da un orbitale p su di un atomo adiacente ad un legame (doppio o triplo) vi sono 4 possibili configurazioni per un sistema coniugato: (1) l’orbitale p è coinvolto nel legame (doppi legami coniugati) -X=Y-Z=W- (2) l’orbitale p è vuoto (tipicamente l’atomo che lo porta è carico positivamente) -X=Y-Z+ (3) l’orbitale p è saturo (tipicamente l’atomo che lo porta è carico negativamente) -X=Y-Z(4) l’orbitale p è semisaturo (radicale coniugato) -X=Y-Z Ogni qualvolta si presenta una delle configurazioni viste in precedenza si ha delocalizzazione elettronica (e quindi strutture di risonanza) tra gli atomi del sistema coniugato Infatti i due orbitali p del doppio legame e l’orbitale p dell’atomo adiacente risultano sovrapposti portando ad una delocalizzazione degli elettroni su 3 atomi A) SISTEMA CONIUGATO - Se rappresentiamo tradizionalmente un sistema di doppi legami coniugati (-X=Y-Z=W-), 2 doppi legami si trovano separati da un legame semplice Gli orbitali p si sovrappongono 2 a 2 e, quindi, è sufficiente una sola formula per descrivere la molecola A) SISTEMA CONIUGATO - In realtà il sistema coniugato presenta 4 orbitali p completamente sovrapposti e gli elettroni risultano delocalizzati su 4 atomi La delocalizzazione viene quindi rappresentata con le seguenti 3 strutture di risonanza: ESEMPIO DEL BENZENE B) SISTEMA CONIUGATO -p In questo sistema coniugato (-X=Y-Z*) l’orbitale p adiacente al doppio legame non è impegnato in alcun legame e può contenere da 0 a 2 elettroni (* = 0, 1, 2 elettroni) B) SISTEMA CONIUGATO -p Anche in questo caso il sistema coniugato presenta in realtà 3 orbitali p tra loro completamente sovrapposti e gli elettroni sono delocalizzati su 3 atomi Questo sistema coniugato vien rappresentato dalle seguenti strutture di risonanza: ESEMPIO DELL’OZONO I due legami O-O hanno una lunghezza di 128 nm, intermedia tra quella di un legame semplice O-O (149 nm) e quella di un legame doppio O=O (121 nm) Se l’orbitale p coniugato al doppio legame contiene una carica, anch’essa è delocalizzata IL LEGAME COVALENTE: TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE La teoria del legame di valenza descrive il legame chimico attraverso le seguenti ipotesi: (i) Si considerano solo gli orbitali di valenza (ii) Ogni legame si genera dalla sovrapposizione di due orbitali di valenza dei due atomo che condividono una coppia di elettroni (iii) A seconda del tipo di sovrapposizione si formano legami di tipo o di tipo (iv) Le coppie di elettroni sono localizzate tra i due atomi interessati dal legame e si ricorre alla risonanza nel caso in cui sia necessario prevedere una delocalizzazione su più do due atomi IL LEGAME COVALENTE: TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE (v) La geometria delle molecole si prevede con il modello VSEPR e l’introduzione degli orbitali ibridi La teoria VB non spiega tuttavia le proprietà magnetiche di molte molecole semplici (come O2) e nel descrivere gli stati eccitati delle molecole La TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE è una teoria quantomeccanica che spiega lo stato di legame che la teoria VB e non è in grado di giustificare IL LEGAME COVALENTE: TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE La molecola è considerata come un insieme di nuclei ed elettroni e, attraverso la valutazione delle reciproche interazioni, la teoria dell’orbitale molecolare determina le funzioni d’onda che descrivono gli elettroni negli atomi isolati Gli elettroni della molecola sono quindi descritti da funzioni d’onda dette ORBITALI MOLECOLARI, le cui superfici si estendono a tutta la molecola Queste superfici limite abbracciano tutta la molecola e sono policentriche Da ciò ne deriva che gli elettroni risentono dell’attrazione di tutti i nuclei IL LEGAME COVALENTE: TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE La molecola è considerata come un insieme di nuclei ed elettroni e, attraverso la valutazione delle reciproche interazioni, la teoria dell’orbitale molecolare determina le funzioni d’onda che descrivono gli elettroni negli atomi isolati Gli elettroni della molecola sono quindi descritti da funzioni d’onda dette ORBITALI MOLECOLARI, le cui superfici si estendono a tutta la molecola Queste superfici limite abbracciano tutta la molecola e sono policentriche Da ciò ne deriva che gli elettroni risentono dell’attrazione di tutti i nuclei PROPRIETA’ DEFINITE DALLA STRUTTURA ELETTRONICA E DALLA GEOMETRIA MOLECOLARE Esistono 2 tipi di forze attrattive: - forze intramolecolari: che agiscono all’interno della molecola (legami chimici) - Forze intermolecolari: tra le molecole FORZE INTERMOLECOLARI Determinano le proprietà come la solubilità di una sostanza e le temperatura di ebollizione e di congelamento dei liquidi Sono una diretta conseguenza delle forze intramolecolari SOLUBILITA’ Definita come la massima quantità di soluto che si discioglie in una specifica quantità di solvente ad una certa temperatura «il simile scioglie il simile» 1° esempio: ammoniaca e acqua Sono solubili in quanto ambedue polari Il polo negativo dell’ammoniaca è attratto dalla molecola di acqua Al tempo stesso il polo positivo dell’ammoniaca è attratto dal polo negativo dell’acqua 1° esempio: ammoniaca e acqua Queste forze spingono l’ammoniaca a sciogliersi nell’acqua e l’acqua nell’ammonica 2° esempio: olio e acqua Non si sciolgono in quanto l’olio è apolare mentre l’acqua è polare Come conseguenza una molecola di acqua esercita attrazione verso un’altra di acqua ma non sulle molecole di olio che quindi resta insolubile PUNTI DI EBOLLIZIONE DEI LIQUIDI L’ebollizione di un liquido è ottenuta fornendo energia necessaria a vincere le forze attrattive intermolecolari presenti nel liquido Ciò determina che le molecole in uno stato meno aggregato come quello gassoso Quindi la TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE è la quantità di energia per far avvenire questo processo Essa dipende dalle forze attrattive intermolecolari ma anche dalla massa molecolare PUNTI DI FUSIONE DEI SOLIDI Anche la trasformazione del solido in liquido dipende dalle forze attrattive presenti nel solido
