Lezione ibridazione

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Lezione ibridazione

  1. 1. Risolviamo il problema della geometria: l’ibridazione (Pauling 1931) •Orbitali ibridi risultano dall’incrocio (o ibridizzazione) degli orbitali atomici primitivi propri dell’atomo isolato. •Dal numero e dal tipo degli orbitali atomici puri che insieme contribuiscono alla formazione di un orbitale ibrido dipende la forma di questo e la sua orientazione nello spazio. Solo orbitali atomici con energie vicine possono ibridarsi poiché a ciò corrisponde la massima sovrapposizione. Dall’ibridazione di n orbitali atomici puri derivano altrettanti orbitali ibridi. Gli orbitali ibridi hanno tutti la stessa energia (sono degeneri) intermedia fra quella degli orbitali di partenza.
  2. 2. Gli orbitali ibridi sp3 in CH4 Espansione di valenza e mescolamento •Nel metano, i quattro orbitali sp3 di C sono orientati verso i vertici di un tetraedro e si sovrappongono agli orbitali 1s di quattro atomi di H.
  3. 3. Ibridazione sp
  4. 4. Ibridazione 2 sp
  5. 5. Ibridazione 3 sp
  6. 6. Gli orbitali ibridi sp2 in BF3 •I tre orbitali ibridi sp2 di B sono orientati a 120° l’uno rispetto all’altro, e l’orbitale 2p non ibridato è perpendicolare al piano di legame trigonale.
  7. 7. Esempi di molecole tetraedriche
  8. 8. Etano (C2H4)
  9. 9. Distorsioni della geometria
  10. 10. Distorsioni della geometria
  11. 11. La molecola dell’acqua
  12. 12. Esempi: metanolo
  13. 13. Ibridazione sp3d
  14. 14. Gli orbitali ibridi sp3d in PCl5 •La molecola bipiramidale trigonale di PCl5 si forma per sovrapposizione di un orbitale 3p da ciascuno dei cinque atomi di Cl con gli orbitali ibridi sp3d di P.
  15. 15. Esempi
  16. 16. Esempi di ibridazioni sp3d
  17. 17. Ibridazione sp3d2
  18. 18. Gli orbitali ibridi sp3d2 in SF6 •La molecola ottaedrica di SF6 si forma dalla sovrapposizione di un orbitale 2p da ciascuno dei sei atomi di F agli orbitali sp3d2 di S. •Durante la formazione del legame, ciascun orbitale sp3d2 si riempie per aggiunta di un elettrone proveniente da F.
  19. 19. Esempi di ibridazioni sp3d2
  20. 20. Quando non tutti gli orbitali si ibridano es. il C ibridato sp2
  21. 21. Legami multipli
  22. 22. Etilene C2H4
  23. 23. Rotazione limitata delle molecole con legami A. Il cis- e B. il trans-1,2-dicloroetilene esistono come molecole distinte perché il legame p tra gli atomi di C limita la rotazione e mantiene due differenti posizioni relative degli atomi di H e di Cl.
  24. 24. Acetilene C2H2
  25. 25. Ancora esempi: 2 2 0 1s 2 s 2 p Promotion 1s 2 2 s1 2 p1
  26. 26. a 1 (2s 2 p x ) 2 b 1 (2s 2 p x ) 2 Carattere p Orbitale legante Carattere s 50% 50%
  27. 27. Gli orbitali ibridi sp nella molecola di BeCl2 La geometria è analoga a quella di BeH2
  28. 28. Teoria VSEPR e Ibridazione sono due metodi complementari: l’ibridazione dà una descrizione degli orbitali che gli elettroni devono usare per fornire gli angoli di legame previsti dalla VSEPR.
  29. 29. Risonanza •Quando per un dato composto è possibile scrivere più strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la struttura reale sia costituita dall’insieme di esse → ibrido di risonanza •Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula limite L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle possibili forme di risonanza
  30. 30. Lo ione carbonato: CO32-
  31. 31. Delocalizzazione elettronica • La delocalizzazione di elettroni è la formazione di un insieme di orbitali molecolari che si estendono su più di due atomi • La forma di tali orbitali (molecolari) per le specie nelle quali si ha delocalizazione degli elettroni può essere ottenuta combinando tutti gli orbitali atomici coinvolti
  32. 32. Lo ione carbonato: CO32-
  33. 33. La molecola di benzene: C6H6
  34. 34. La molecola di benzene: C6H6
  35. 35. Una riflessione Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in configurazioni con la più bassa energia possibile, non sorprende che l’ibrido di risonanza rappresenti una molecola più stabile di tutte quelle di partenza. Se ricordate il principio di Heisenberg, l’energia di un elettrone sarà più incerta tanto più la sua posizione sarà determinata precisamente. Dal momento che l’energia non può essere negativa, la maggiore “incertezza” corrisponde a maggiore energia. Se un elettrone è delocalizzato, invece che confinato tra due atomi, la sua esatta posizione è meno nota, quindi la sua energia è meno incerta, perciò più bassa.
  36. 36. Un’altra riflessione • Quanto è reale un legame chimico? Esiste qualcosa di simile alla nostra rappresentazione del legame covalente?
  37. 37. Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! COF2 PF4- HClO CLF3 NO2- PO4- S22- SO3
  38. 38. Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! N2 H 4 PF3 NO2+ IF4- NO2- NO2Cl ClO2- CS2
  39. 39. Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! NH2- COCl2 SF6 CHBr3

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