Teoria VSEPR - Dipartimento di Chimica
Teoria VSEPR - Dipartimento di Chimica
Teoria VSEPR - Dipartimento di Chimica
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LEGAMI COVALENTI<br />
POLARI E NONPOLARI<br />
• Legami covalenti non-polari<br />
– Gli elettroni sono con<strong>di</strong>visi in modo uguale<br />
– La <strong>di</strong>stribuzione <strong>di</strong> carica è simmetrica<br />
• DEVONO ESSERE ATOMI UGUALI<br />
PERCHE’ GLI ELETTRONI SIANO<br />
CONDIVISI PERFETTAMENTE<br />
H H N N
LEGAMI COVALENTI<br />
POLARI E NONPOLARI<br />
• Legami covalenti polari<br />
– Elettroni con<strong>di</strong>visi in modo non uguale<br />
– Distribuzione <strong>di</strong> carica asimmetrica<br />
– Atomi aventi <strong>di</strong>versa elettronegatività<br />
Electroneg ativities<br />
H F<br />
2.1 14243 4.0<br />
1.9<br />
Difference = 1.9 very polar bond
LEGAMI COVALENTI<br />
POLARI E NONPOLARI<br />
• Mappa <strong>di</strong> densità<br />
elettronica <strong>di</strong> HF<br />
– Area blu – bassa d.e.<br />
– Area rossa - alta d.e.<br />
• Nelle molecole polari i<br />
centri <strong>di</strong> carica negativa e<br />
positiva sono SEPARATI
Electroneg ativities<br />
Difference<br />
=<br />
• Mappa <strong>di</strong> densità<br />
elettronica <strong>di</strong> HI<br />
0.4<br />
– Area blu – bassa d.e.<br />
– Area rossa - alta d.e.<br />
• La separazione <strong>di</strong> carica è<br />
minore rispetto ad HF. HI<br />
è solo debolmente<br />
POLARE<br />
H<br />
2.1 14243 2.5<br />
0.4<br />
slightly polar bond<br />
I
Legame chimico<br />
• Legame ionico e covalente sono i casi estremi<br />
<strong>di</strong> una situazione generale<br />
• Tutti i legami hanno un po’ <strong>di</strong> carattere<br />
ionico e un po’ <strong>di</strong> carattere covalente<br />
– HI è ionico per circa il 17%<br />
• Il legame è tanto più polare quanto<br />
maggiore è la <strong>di</strong>fferenza <strong>di</strong> elettronegatività<br />
tra i due atomi che si legano
Le sostanze costituite da molecole polari hanno<br />
un valore grande <strong>di</strong> MOMENTO DI DIPOLO.
µ = δ × d<br />
µ (in Debye, D) è il momento <strong>di</strong> <strong>di</strong>polo;<br />
δ (in u.e.s.) è la frazione <strong>di</strong> carica su ogni atomo;<br />
d (in cm) è la <strong>di</strong>stanza <strong>di</strong> separazione q+ ↔ q -
Caso ideale!<br />
Composto biatomicoionico che possiede<br />
su ciascuno dei due atomi una carica elementare;<br />
le due cariche elementarisono alla <strong>di</strong>stanza <strong>di</strong>1angstrom (A).<br />
1carica elementare=<br />
1,6×<br />
10<br />
µ = δ × d =<br />
4,8 × 10<br />
−10<br />
o<br />
1A = 10<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
× 10<br />
−8<br />
−8<br />
-19<br />
cm<br />
C<br />
cm<br />
= 4,8 × 10<br />
= 4,8 × 10<br />
−10<br />
−18<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
o<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
× cm<br />
1Debye<br />
= 10<br />
−18<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
× cm<br />
µ<br />
=<br />
4,8Debye
µ<br />
Caso reale!<br />
HCl<br />
possiede il18,4% <strong>di</strong> carica elementaresu ogni atomo,<br />
= δ × d =<br />
1carica elementare=<br />
x =<br />
0,88×<br />
10<br />
alla <strong>di</strong>stanza <strong>di</strong>1,27 A.<br />
18,4 :100 =<br />
18,4 × 4,8×<br />
10<br />
100<br />
x : 4,8 × 10<br />
1,27 A = 1,27×<br />
10<br />
−10<br />
o<br />
−10<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
× 1,27×<br />
10<br />
4,8 × 10<br />
−8<br />
−8<br />
o<br />
cm<br />
cm<br />
−10<br />
−10<br />
= 0,88×<br />
10<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
−10<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
= 1,12×<br />
10<br />
−18<br />
u.<br />
e.<br />
s.<br />
× cm<br />
µ<br />
= 1,12Debye
%<br />
Legame chimico<br />
• Legame ionico e covalente sono i casi estremi<br />
<strong>di</strong> una situazione generale<br />
• Tutti i legami hanno un po’ <strong>di</strong> carattere<br />
ionico e un po’ <strong>di</strong> carattere covalente<br />
– HI è ionico per circa il 17%<br />
• Il legame è tanto più polare quanto<br />
maggiore è la <strong>di</strong>fferenza <strong>di</strong> elettronegatività<br />
tra i due atomi che si legano<br />
caratt<br />
[ ] 1 e<br />
( −1/<br />
4)( X A − X )<br />
100<br />
= −<br />
B<br />
×<br />
. ionico<br />
2
Momenti <strong>di</strong> Dipolo<br />
δ<br />
+<br />
a<br />
H - Fδ<br />
1.91 Debye units<br />
-<br />
δ<br />
+<br />
a<br />
H - I δ<br />
0.38 Debye units<br />
-<br />
• nelle molecole<br />
– Alcune molecole nonpolari hanno legami polari<br />
• Perché una molecola sia polare devono valere 2<br />
con<strong>di</strong>zioni
Momenti <strong>di</strong> Dipolo<br />
DEVE ESISTERE ALMENO UN<br />
LEGAME POLARE O ALMENO UN<br />
DOPPIETTO ELETTRONICO<br />
I LEGAMI POLARI, SE SONO PIU’ DI<br />
UNO, E I DOPPIETTI ELETTRONICI<br />
DEVONO ESSERE DISPOSTI IN<br />
MODO CHE I MOMENTI DI DIPOLO<br />
DI LEGAME NON SI CANCELLINO A<br />
VICENDA
H N 2<br />
Cl<br />
Pt<br />
H N 2<br />
Cl<br />
H 2<br />
NH 2<br />
N<br />
Cl<br />
Pt<br />
Cl
TEORIA <strong>VSEPR</strong><br />
Gillespie 1950<br />
Valence<br />
Shell<br />
Electron<br />
Pair<br />
Repulsion<br />
• Regioni <strong>di</strong> alta d.e. intorno<br />
all’atomo centrale si <strong>di</strong>spongono<br />
alla massima <strong>di</strong>stanza reciproca<br />
per minimizzare le repulsioni<br />
• 5 geometrie che derivano dal n°<br />
<strong>di</strong> regioni ad alta d.e.<br />
• Le 5 geometrie base danno luogo<br />
ad alcune mo<strong>di</strong>ficazioni
1 2 regioni <strong>di</strong> alta d.e.
2 Tre regioni <strong>di</strong> alta d.e.
3 Quattro regioni <strong>di</strong> alta d.e.
4 Cinque regioni <strong>di</strong> alta d.e.
5 Sei regioni <strong>di</strong> alta d.e.
GEOMETRIA ELETTRONICA<br />
determinata dalle regioni <strong>di</strong> alta d.e. intorno<br />
all’atomo o atomi centrali<br />
GEOMETRIA MOLECOLARE<br />
determinata dalla <strong>di</strong>sposizione degli atomi attorno<br />
all’atomo o atomi centgrali<br />
LE COPPIE ELETTRONICHE NON<br />
VENGONO USATE NEL DETERMINARE<br />
LA GEOMTERIA MOLECOLARE
• CH 4<br />
- metano<br />
• Geometria elettronica<br />
tetraedrica<br />
• Geometria molecolare<br />
tetraedrica
• CH 4<br />
- metano<br />
• Geometria elettronica<br />
tetraedrica<br />
• Geometria molecolare<br />
tetraedrica<br />
Angoli <strong>di</strong> legame = 109.5 o
• H 2<br />
O - acqua<br />
• Geometria elettronica<br />
tetraedrica<br />
• Geometria molecolare<br />
piegata o angolare
• H 2<br />
O - acqua<br />
• Geometria elettronica<br />
tetraedrica<br />
• Geometria molecolare<br />
piegata o angolare<br />
Angolo <strong>di</strong> legame = 104.5 0
• I doppietti non con<strong>di</strong>visi richiedono più spazio<br />
<strong>di</strong> quelli con<strong>di</strong>visi<br />
• Esiste un or<strong>di</strong>ne <strong>di</strong> repulsioni elettroniche<br />
lp/lp > lp/bp > bp/bp<br />
• lp = doppietto non con<strong>di</strong>viso (lone pair)<br />
• bp = doppietto con<strong>di</strong>viso (bond pair)
TEORIA VB – Orbitali ibri<strong>di</strong><br />
PAULING 1930 - 1940<br />
Valence<br />
Bond<br />
• I legami covalenti si formano<br />
per SOVRAPPOSIZIONE <strong>di</strong><br />
orbitali atomici<br />
• Gli orbitali atomici sull’atomo<br />
centrale possono mescolarsi e<br />
scambiarsi il loro carattere -<br />
IBRIDIZZAZIONE
• Gli orbitali ibri<strong>di</strong>zzati descrivono le stesse<br />
forme predette dalla teoria <strong>VSEPR</strong><br />
• Nome degli orbitali<br />
sp 3<br />
sp 2<br />
sp<br />
sp 3 d<br />
sp 3 d 2<br />
Forma degli orbitali<br />
tetraedrica<br />
trigonale planare<br />
lineare<br />
trigonale bipiramidale<br />
ottaedrica
Molecole AB 2<br />
– Nessun LP su A<br />
Molecole lineari<br />
• esempi<br />
BeCl 2<br />
, BeBr 2<br />
, BeI 2<br />
, HgCl 2<br />
, CdCl 2<br />
• sono tutte molecole lineari, nonpolari
Molecole AB 2<br />
• Strutture Elettroniche Formule <strong>di</strong> Lewis<br />
Be<br />
Cl [Ne]<br />
1s<br />
2s<br />
2p<br />
↑↓<br />
↑↓<br />
3s 3p<br />
↑↓<br />
↑↓ ↑↓ ↑<br />
Be ··<br />
··<br />
· Cl<br />
.<br />
··
Molecole AB 2<br />
• Formula a punti<br />
·<br />
··<br />
Cl<br />
·<br />
··<br />
Be<br />
·<br />
··<br />
Cl<br />
··<br />
·
• Formula a punti<br />
·<br />
··<br />
Cl<br />
·<br />
··<br />
Be<br />
·<br />
··<br />
Cl<br />
··<br />
·<br />
Geometria Elettronica<br />
·· ··<br />
· Cl Be Cl<br />
·<br />
·· ··<br />
180 o - linear
• <strong>VSEPR</strong><br />
Cl<br />
·<br />
Be<br />
·<br />
Cl<br />
180 o -linear
• <strong>VSEPR</strong><br />
Cl<br />
·<br />
Be<br />
·<br />
Cl<br />
180 o -linear<br />
Electronegativities<br />
Polarità<br />
Cl - Be - Cl<br />
3.5 14243123<br />
1.5 3.5<br />
2.0<br />
2.0<br />
very polar bonds
• <strong>VSEPR</strong><br />
Cl<br />
·<br />
Be<br />
·<br />
Cl<br />
180 o -linear<br />
Polarità<br />
Cl - - - Be - - - Cl<br />
← →<br />
bond <strong>di</strong>poles are symmetric<br />
nonpolar molecule
• Geometria Molecolare<br />
uguale alla geometria elettronica<br />
simmetrica & nonpolare
• <strong>Teoria</strong> VBond (Ibri<strong>di</strong>zzazione)<br />
1s<br />
Be ↑↓<br />
2s<br />
2p<br />
1s<br />
↑↓ ⇒↑↓<br />
sp hybrid 2p<br />
↑ ↑
• <strong>Teoria</strong> Vbond (Ibri<strong>di</strong>zzazione)<br />
1s<br />
Be ↑↓<br />
Cl [Ne]<br />
2s<br />
2p<br />
1s<br />
↑↓ ⇒↑↓<br />
3s 3p<br />
↑↓<br />
↑↓ ↑↓ ↑<br />
ibri<strong>di</strong> sp 2p<br />
↑ ↑
Molecole AB 3<br />
- Nessun LP su A<br />
- Molecole Trigonali Planari<br />
• esempi<br />
BF 3<br />
, BCl 3<br />
• sono tutte molecole trigonali planari,<br />
nonpolari
• Strutture Eletroniche Formule <strong>di</strong> Lewis<br />
1s 2s 2p<br />
B ↑↓ ↑↓ ↑<br />
B·· .<br />
3s 3p<br />
Cl [Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑<br />
··<br />
.<br />
· Cl<br />
··
• Formula a punti Geometria elettronica<br />
·<br />
··<br />
· Cl<br />
·<br />
··<br />
·· B<br />
Cl ·<br />
··<br />
· Cl<br />
·· ··<br />
·<br />
·<br />
B<br />
··<br />
120-trigonal planar<br />
·
• <strong>VSEPR</strong><br />
Cl<br />
B Cl<br />
Cl<br />
120-trigonal planar<br />
• Geometria Molecolare<br />
Polarità<br />
Electronegativities<br />
Cl<br />
B<br />
Cl<br />
Cl<br />
B - Cl<br />
1.5 14243<br />
3.0<br />
1.5<br />
very polar bonds<br />
bond <strong>di</strong>poles are symmetric<br />
nonpolar molecule
• <strong>Teoria</strong> VB (Ibri<strong>di</strong>zzazione)<br />
1s 2s 2p 1s ibri<strong>di</strong> sp 2<br />
B ↑↓ ↑↓ ↑ ⇒ ↑↓ ↑ ↑ ↑<br />
5s 5p<br />
Cl [Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
Molecole AB 4<br />
- Nessun LP su A<br />
- Molecole Tetraedriche<br />
• esempi<br />
CH 4<br />
, CF 4<br />
, CCl 4<br />
, SiH 4 , SiF 4<br />
• sono tutte molecole tetraedriche,<br />
nonpolari<br />
– finché i 4 sostituenti sono uguali tra loro
H<br />
Cl<br />
Cl<br />
H<br />
H<br />
H<br />
H<br />
H<br />
H<br />
Cl<br />
H<br />
H<br />
Non polari<br />
Polari<br />
Cl<br />
Cl<br />
Cl<br />
Cl<br />
Cl<br />
Cl<br />
H<br />
Cl
• Strutture Elettroniche Formule <strong>di</strong> Lewis<br />
C [He]<br />
H<br />
2s 2p<br />
↑↓ ↑ ↑<br />
1s<br />
↑<br />
..<br />
. C .<br />
H .<br />
• Formula a punti Geometria elettronica<br />
H<br />
H<br />
..<br />
.<br />
. C<br />
C<br />
H<br />
.<br />
..<br />
H<br />
..<br />
..<br />
tetrahedral<br />
109.5 o bond angles<br />
.
• <strong>VSEPR</strong> Polarità<br />
H<br />
H<br />
C<br />
H<br />
H<br />
tetrahedral<br />
• Geometria molecolare<br />
Electronegativities<br />
H<br />
C<br />
H<br />
2.5 14243<br />
2.1<br />
slightly polar bonds<br />
H<br />
C<br />
H<br />
H<br />
-<br />
0.4<br />
symmetric <strong>di</strong>poles<br />
nonpolar molecule
• <strong>Teoria</strong> VB<br />
2s 2p 4 orbitali ibri<strong>di</strong> sp 3<br />
C [He] ↑↓ ↑ ↑ ⇒ C [He] ↑ ↑ ↑ ↑<br />
1s<br />
H ↑
• esempi<br />
Molecole AB U - 1 LP -<br />
3<br />
Molecole Piramidali<br />
NH 3<br />
, NF 3<br />
• il lone pair sull’atomo centrale fa sì che<br />
– le geometria elettronica e molecolare siano<br />
<strong>di</strong>fferenti<br />
– i 3 sostituenti sono uguali ma la molecola è<br />
polare<br />
• NH 3<br />
e NF 3<br />
sono molecole piramidali, polari
Strutture elettroniche Formule <strong>di</strong> Lewis<br />
N [He]<br />
F [He]<br />
H<br />
2s 2p<br />
↑↓ ↑ ↑ ↑<br />
2s 2p<br />
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑<br />
1s<br />
↑<br />
.<br />
..<br />
N<br />
.<br />
.<br />
..<br />
. F .<br />
..<br />
H .
• Formule a punti Geometria elettronica<br />
.<br />
..<br />
H<br />
. N<br />
. H<br />
..<br />
H<br />
.. .. ..<br />
F .<br />
N . F<br />
..<br />
.<br />
. ..<br />
F<br />
..<br />
.<br />
N<br />
..<br />
tetrahedral<br />
.<br />
..<br />
..<br />
.
• <strong>VSEPR</strong> Polarità<br />
1 lone pair<br />
..<br />
H<br />
N<br />
H<br />
H<br />
pyram idal<br />
1 lone pair<br />
..<br />
F<br />
N<br />
F<br />
F<br />
Electronegativities<br />
Electronegativities<br />
N - H<br />
3.0 123 2.1<br />
0.9<br />
very polar bonds<br />
N - F<br />
3.0 123 4.0<br />
1.0<br />
very polar bonds<br />
pyram idal
• <strong>VSEPR</strong> Polarità<br />
1 lone pair<br />
..<br />
N<br />
H H<br />
H<br />
pyram idal<br />
1 lone pair<br />
..<br />
N<br />
F F<br />
F<br />
pyram idal<br />
H<br />
F<br />
..<br />
N<br />
..<br />
N<br />
H<br />
F<br />
H<br />
asymmetrical <strong>di</strong>poles<br />
polar m olecule<br />
µ =1.5 D<br />
asymmetrical <strong>di</strong>poles<br />
polar m olecule<br />
µ =0.2 D<br />
F<br />
bond <strong>di</strong>poles<br />
reinforce effect<br />
of lone pair<br />
bond <strong>di</strong>poles<br />
oppose effect<br />
of lone pair
• Geometria molecolare
• <strong>Teoria</strong> VB<br />
2s 2p quattro ibri<strong>di</strong> sp 3<br />
N [He] ↑↓ ↑ ↑ ↑ ⇒ ↑↓ ↑ ↑ ↑
• Esempio<br />
H 2 O<br />
AB 2 U 2 – 2 LP -<br />
Molecole a V<br />
• L’acqua è una molecola angolare oppure<br />
piegata oppure a forma <strong>di</strong> V, polare
• Strutture elettroniche Formule <strong>di</strong> Lewis<br />
O [He[<br />
He]<br />
H<br />
2s 2p<br />
↑↓<br />
1s<br />
↑<br />
↑↓ ↑ ↑<br />
·<br />
O··<br />
.<br />
H .<br />
• Formula a punti Geometria elettronica<br />
.<br />
·<br />
··<br />
O ··<br />
··<br />
H<br />
H<br />
·<br />
O<br />
··<br />
·<br />
tetrahedral<br />
··
• <strong>VSEPR</strong><br />
H<br />
··<br />
O<br />
H<br />
·<br />
bent, angular<br />
or V-shaped<br />
2 lone pairs<br />
• Geometria Molecolare<br />
Polarità<br />
Electronegativities<br />
H<br />
··<br />
O<br />
H<br />
O<br />
H<br />
3.5 14243<br />
2.1<br />
very polar bonds<br />
·<br />
-<br />
1.4<br />
bond <strong>di</strong>poles<br />
reinforce lone<br />
pairs<br />
asymetric <strong>di</strong>poles<br />
very polar molecule<br />
µ≈1.7 D
• <strong>Teoria</strong> VB<br />
2s 2p 4 ibri<strong>di</strong> sp 3<br />
O [He] ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ⇒ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
ABU 3 – 3 LP - Molecole<br />
Lineari<br />
• Alogenuri <strong>di</strong> idrogeno - HF, HCl, HBr,<br />
HI<br />
• Formula a punti<br />
Geometria elettronica<br />
H<br />
·<br />
··<br />
F··<br />
·<br />
H<br />
··<br />
F<br />
··<br />
·<br />
tetrahedral
• <strong>VSEPR</strong> Polarità<br />
H<br />
··<br />
F<br />
··<br />
linear<br />
·<br />
3 lone pairs<br />
HF è polare<br />
• Geometria molecolare
AB 5 - Nessun LP -<br />
Molecole Trigonali Bipiramidali<br />
• Esempi<br />
PF 5 , AsF 5 , PCl 5 , etc.<br />
• Sono tutte molecole trigonali bipiramidali,<br />
nonpolari
• Electronic Structures Lewis Formulas<br />
4s 4p<br />
As [Ar] 3d 10 ↑↓ ↑ ↑ ↑<br />
2s 2p<br />
F [He] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑<br />
··<br />
. As .<br />
.<br />
··<br />
· F .<br />
··<br />
• Formula a punti Geometria elettronica<br />
·<br />
··<br />
F<br />
··<br />
··<br />
· F<br />
·<br />
··<br />
· As ·<br />
··<br />
·<br />
· F ··<br />
··<br />
··<br />
F<br />
··<br />
··<br />
F<br />
··<br />
·<br />
·<br />
·<br />
··<br />
As<br />
··<br />
·<br />
·<br />
trigonal bipyramidal
• <strong>VSEPR</strong> Polarità<br />
·<br />
··<br />
· F<br />
· ··<br />
··<br />
F As<br />
F<br />
·· ·<br />
··<br />
·· F<br />
··<br />
··<br />
· F<br />
·<br />
··<br />
trigonal bipyramid<br />
• Geometria molecolare<br />
Electronegativities<br />
·<br />
As<br />
F<br />
2.1 14243<br />
4.0<br />
very polar bonds<br />
··<br />
F<br />
· · ··<br />
··<br />
F<br />
·· ·<br />
F As ··<br />
·· F<br />
··<br />
··<br />
· F<br />
·<br />
··<br />
-<br />
1.9<br />
sym m etric <strong>di</strong>poles cancel<br />
nonpolar m olecule
• VB (Ibri<strong>di</strong>zzazione)<br />
4s 4p 4d<br />
As [Ar] 3d 10 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ___ ___ ___ ___ ___<br />
⇓<br />
cinque ibri<strong>di</strong> sp 3 d 4d<br />
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ___ ___ ___ ___
Variazioni della Forma<br />
Trigonale Bipiramidale<br />
• Se si considerano lp nella struttura<br />
trigonale bipiramidale, , si hanno tre<br />
nuove forme possibili.<br />
• 1 lp - Seesaw<br />
• 2 lp – Forma a T<br />
• 3 lp - Lineare
AB 4 U- 1 LP<br />
• Le molecole AB 4 U hanno una geometria<br />
molecolare a forma <strong>di</strong> “seesaw” e sono polari<br />
SF 4 è un esempio<br />
Il lp occupa una posizione equatoriale<br />
• <strong>VSEPR</strong> Geometria molecolare
AB 3 U 2 - 2 LP<br />
• Le molecole AB 3 U 2 hanno una geometria<br />
molecolare a forma <strong>di</strong> T e sono polari<br />
IF 3 è un esempio<br />
I due lp occupano posizioni equatoriali<br />
• <strong>VSEPR</strong> Geometria molecolare
AB 2 U 3 - 3 LP<br />
• Le molecole AB 2 U 3 hanno una geometria<br />
molecolare lineare e sono nonpolari<br />
XeF 2 è un esempio<br />
I tre lp occupano posizioni equatoriali<br />
• <strong>VSEPR</strong> Geometria molecolare
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