I legami

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