I limiti della teoria di Lewis (2);Il legame chimico secondo la teoria del legame di valenza (3);Le molecole diatomiche secondo la teoria del legame di valenza (4-5);
LE NUOVE TE RIE DEL LEGAME
- L'ibridazione degli orbitali atomici (6-7);
- L'ibridazione del carbonio (8-9);
- La teoria degli orbitali molecolari e i suoi vantaggi (10).
I LIMITI DELLA TEORIA DI LEWIS
Benzene
La condivisione dei doppietti elettronici e la regola dell'ottetto rappresentano i punti principali su cui verte la teoria di Lewis, grazie alla quale possiamo spiegare la formazione dei legami in molecole, in ioni poliatomici e in complessi di coordinazione. Tuttavia non è possibile determinare la geometria molecolare attraverso la teoria di Lewis, che a sua volta è spiegata dalla teoria VSEPR a partire dalle formule di Lewis. Solo grazie ai dati sperimentali di oggi è, infatti, possibile stabilire che, nella zona compresa tra i nuclei degli atomi che si legano, la densità elettronica è superiore a quella delle zone limitrofe.
Gli ibridi di risonanza
Un ibrido di risonanza è una molecola, la cui struttura reale è intermedia tra due o più possibili stutture di Lewis.
Ne è un esempio la molecola di ozono, (O3), la cui formula di struttura non rappresenta la realtà in quanto i due legami tra atomi di ossigeno non sono identici, pertanto facciamo ricorso al concetto di ibrido risonanza scrivendo due strutture (chiamate forme limite) che si differenziano per la posizione del doppio legame. Per rappresentare un ibrido di risonanza utilizziamo una freccia a due punte, la quale indica che alla struttura della molecola contribuiscono entrambe le formule. La possibilità di scrivere formule limite determina una riduzione dell'energia della molecola e un aumento della sua stabilità. Un esempio è il benzene, C6H6, una molecola esagonale a forma di anello che si trova in molti composti organici, per cui possiamo scrivere soltanto due formule limite che differiscono per la posizione dei doppi legami.
Ione Formiato
Ione Carbonato
Ione Nitrato
IL LEGAME CHIMICO...
Nel 1916, Lewis elabora la teoria del legame covalente e la regola dell'ottetto, nonostante le conoscenze limitate sugli elettroni. Il suo modello, semplice ma efficace, può essere ancora oggi utilizzato per descrivere molte molecole. Tuttavia, una descrizione dettagliata del comportamento degli elettroni richiede l'integrazione delle più recenti scoperte teoriche e sperimentali.
Nel 1930, Linus Pauling sviluppa la teoria del legame di valenza (VB), fondata sulla meccanica quantistica. Secondo questa teoria, un legame covalente si forma quando due orbitali atomici si sovrappongono parzialmente, permettendo la condivisione di una coppia di elettroni con spin opposto. Maggiore è la sovrapposizione, più forte e stabile è il legame. Gli atomi si legano per completare i loro orbitali esterni, piuttosto che per raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile, come ipotizzato da Lewis.
... SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
LE MOLECOLE DIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
DEFINIZIONE Tutti i legami covalenti semplici sono legami σ, e si distinguono per la distribuzione elettronica, la quale si concentra lungo l'asse di legame e in modo simmetrico intorno ad esso.
Le molecole diatomiche sono molecole composte da due atomi, che possono essere dello stesso elemento o di elementi diversi. Esistono diversi modi di rappresentare graficamente queste molecole che variano in base alla teoria del legame di valenza. Ad esempio la molecola H2 viene rappresentata per sovrapposizione dei due orbitali 1s, quando gli atomi di idrogeno si avvicinano, gli elettroni si appaiano e gli orbitali si sovrappongono.Per tanto gli elettroni condivisi avendo spin opposto, si trovano nello spazio compreso tra i due nuclei.
Nel fluoro, F2, prima che i due atomi si combinino, ciascuno di essi possiede un elettrone spaiato nell'orbitale 2pz (rappresentati nella formula di Lewis, dal trattino tra i due atomi di F). Differisce invece la molecola HF, il cui legame avviene per sovrapposizione dell'orbitale atomico 1s (H) con l'orbitale 2pz (F).
Formazione del legame della molecola di idrogeno
Formazione del legame nella molecola di fluoro
LE MOLECOLE DIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
LA TEORIA VB APPLICATA A MOLECOLE POLIATOMICHE
Nella sovrapposizione degli orbitali atomico di tipo p invece non si formano soltanto legami σ.Esiste infatti un altro legame detto π, il quale permette la formazione di legami multipli, e le rappresentazioni non sono coassiali ma parallele.
Un esempio è la molecola H2O, il cui primo legame deriva dalla somma dell'orbitale 1s con l'orbitale 2pz, mentre l'altro legame risulterà dalla combinazione di 1s con 2py. Si andranno così a formare due legami σ, il cui addensamento elettronico è lungo gli assi di legame, con angolo 90°. Ciò però non è in concomitanza con i dati sperimentali. Il metodo utilizzato non è quindi adatto a spiegare le proprietà delle molecole. Pauling ha quindi proposto un metodo per individuare tali funzioni che consiste nel combinare gli orbitali atomici puri, l'incrocio tra essi è detto orbitale ibrido
DEFINIZIONE Nel legame π invece la distribuzione elettronica si concentra in due zone opposte rispetto all'asse di legame.
SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA - Ogni legame semplice è un legame σ; - Ogni legame doppio si forma da un legame σ e un legame π; - Ogni legame triplo ha un legame σ e due legami π.
L'IBRIDAZIONE...
Gli orbitali atomici s, p e d di uno stesso atomo possono essere combinati algebricamente per formare orbitali ibridi, che sono funzioni matematiche derivanti dalla somma di orbitali con energie simili. Gli orbitali ibridati devono avere energie confrontabili, essere utilizzati per formare legami covalenti o ospitare coppie elettroniche libere, e devono orientarsi verso gli atomi esterni per migliorare la sovrapposizione e rafforzare i legami.
Diversi tipi di ibridazione portano a diverse geometrie molecolari. Ad esempio, nel carbonio, l'ibridazione sp³, che combina l'orbitale 2s con tre orbitali 2p, dà origine a una geometria tetraedrica, come nel metano (CH₄), con quattro legami sigma tra gli orbitali sp³ e gli orbitali 1s dell'idrogeno. L'ibridazione sp², che coinvolge due orbitali p e uno s, produce una geometria planare triangolare, mentre l'ibridazione sp, derivata dalla combinazione di un orbitale s e uno p, porta a una geometria lineare.Per determinare l'ibridazione di un atomo centrale, si deve disegnare la struttura di Lewis e predire la geometria con la teoria VSEPR.
... DEGLI ORBITALI ATOMICI
L'IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
ALTRI ORBITALI IBRIDI
Molecola di esacloruro di fosforo a forma di ottaedro
La teoria del legame di valenza ci permette di interpretare anche altre molecole il cui atomo centrale non obbedisce alla regola dell'ottetto. Come nel PCl5, dove il fosforo forma cinque legami covalenti semplici con cinque coppie di elettroni. Secondo la teoria VB, questo richiede la disponibilità di cinque orbitali semiriempiti da parte dell'atomo centrale. Si ricorre quindi alla promozione di un elettrone dall'orbitale 3s a un orbitale 3d, accompagnata da un tipo di ibridazione che riguarda le funzioni d'onda dell'orbitale 3s, 3p e 3d. Ciò ha come risultato cinque orbitali ibridi, definiti sp³d che stabiliscono la molecola, a forma di una bipiramife a base triangolare.
L'esafluoruro di zolfo presenta l'atomo centrale circondato da sei coppie di elettroni, per questo motivo si può dedurre che lo zolfo partecipa alla formazione della molecola con sei orbitali semiriempiti.
Molecola di pentacloruro di fosforo ha la forma di bipiramide a base triangolare
L'IBRIDAZIONE DEL CARBONIO
i casi in alcune molecole
Legami nella molecola dell'etano, CH3CH3
Legami nella molecola dell'etino, C2H2
Ogni atomo di carbonio forma un legame σ (sigma) con l'altro atomo di carbonio e un altro legame σ con un atomo di idrogeno. Gli altri due orbitali p di ciascun atomo di carbonio non sono ibridati e si sovrappongono lateralmente per formare due legami π.
I due atomi di carbonio formano un legame σ tra di loro attraverso la sovrapposizione di due orbitali sp³. Gli altri tre orbitali sp³ su ciascun atomo di carbonio formano legami σ con i tre atomi di idrogeno.
Legami nella molecola dell'etene, C2H4
Legami nella molecola del diossido di carbonio, CO2
Nella molecola del diossido di carbonio, l'atomo di carbonio lega a sé ciascun atomo di ossigeno con un doppio legame covalente. Ogni orbitale sp del carbonio forma un legame σ con l'orbitale py di ciascuno dei due atomi di ossigeno.
Gli orbitali ibridi sp² di ciascun carbonio formano tre legami σ: due con atomi di idrogeno e uno con l'altro atomo di carbonio. Il doppio legame tra i carboni è composto da un legame σ e un legame π .
L'IBRIDAZIONE DEL CARBONIO
I VARI CASI IN BASE ALLA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
Legami nella molecola di benzene, C6H6
Ogni atomo di carbonio del benzene contribuisce all'intelaiatura dell'anello formando tre legami σ: due con gli atomi di carbonio adiacenti e l'altro con uno dei sei atomi di idrogeno. Gli orbitali 2pz non ibridati del carbonio, tutti paralleli, possono formare un legame π con l'uno o con l'altro degli atomi di carbonio adiacenti.
Ione nitrato, NO-3
Benzene, C6H6
La teoria di Lewis e VSEPR spiegano i legami secondo la fisica classica, la teoria VB usa invece la meccanica quantistica. Negli stessi anni di in cui Pauling pubblica la sua teoria nel frattempo altri due fisici Robert Mulliken e Friedrich Hund propongono una teoria alternativa, ossia la teoria degli orbitali molecolari (MO). Secondo questa teoria l’orbitale molecolare di legame è una funzione d’onda che può essere espressa come somma delle funzioni orbitali degli atomi che costituiscono la molecola.
La sostanziale differenza tra le due teorie è che secondo Pauling tutte le rappresentazioni del legame sono basate sulla localizzazione tra gli atomi di coppie di elettroni mentre per la teoria MO gli orbitali possono estendersi su più di due atomi.
Friedrich Hund, 1896 - 1997
Robert Mulliken, 1896 - 1986
LA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI E I SUOI VANTAGGI
MOLECOLA DI OSSIGENO
IL MODELLO
La domanda su quale sia la teoria “giusta” evidenzia che i modelli scientifici non sono definitivi, ma utili strumenti per descrivere la realtà. I modelli sono soggetti a evoluzione e miglioramento con il progredire delle conoscenze, come è accaduto con il modello atomico di Dalton, che è stato superato grazie alla scoperta delle particelle subatomiche. La scienza si distingue perché è aperta a correggersi, evolversi e confutarsi in base alle nuove scoperte.
L’ossigeno liquido, a -183 °C, si presenta come un liquido azzurro pallido che aderisce alle pareti di un magnete. Secondo la struttura di Lewis, tutti gli elettroni dovrebbero essere accoppiati, ma l’evidenza sperimentale mostra la presenza di elettroni spaiati. La teoria degli orbitali molecolari (MO) spiega questo fenomeno: dalla combinazione degli orbitali atomici 2s e 2p degli atomi di ossigeno si formano otto orbitali molecolari, alcuni di legame e altri di antilegame. Gli ultimi due elettroni occupano separatamente i due orbitali antilegame, conferendo alla molecola proprietà paramagnetiche, come spiegato dalla regola di Hund.
Boccardo Antonio - D'Avino Giada - De Luca Francesca - Esposito Raffaele
Le nuove teorie del legame
Boccardo Antonio
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I limiti della teoria di Lewis (2);Il legame chimico secondo la teoria del legame di valenza (3);Le molecole diatomiche secondo la teoria del legame di valenza (4-5);
LE NUOVE TE RIE DEL LEGAME
I LIMITI DELLA TEORIA DI LEWIS
Benzene
La condivisione dei doppietti elettronici e la regola dell'ottetto rappresentano i punti principali su cui verte la teoria di Lewis, grazie alla quale possiamo spiegare la formazione dei legami in molecole, in ioni poliatomici e in complessi di coordinazione. Tuttavia non è possibile determinare la geometria molecolare attraverso la teoria di Lewis, che a sua volta è spiegata dalla teoria VSEPR a partire dalle formule di Lewis. Solo grazie ai dati sperimentali di oggi è, infatti, possibile stabilire che, nella zona compresa tra i nuclei degli atomi che si legano, la densità elettronica è superiore a quella delle zone limitrofe.
Gli ibridi di risonanza
Un ibrido di risonanza è una molecola, la cui struttura reale è intermedia tra due o più possibili stutture di Lewis.
Ne è un esempio la molecola di ozono, (O3), la cui formula di struttura non rappresenta la realtà in quanto i due legami tra atomi di ossigeno non sono identici, pertanto facciamo ricorso al concetto di ibrido risonanza scrivendo due strutture (chiamate forme limite) che si differenziano per la posizione del doppio legame. Per rappresentare un ibrido di risonanza utilizziamo una freccia a due punte, la quale indica che alla struttura della molecola contribuiscono entrambe le formule. La possibilità di scrivere formule limite determina una riduzione dell'energia della molecola e un aumento della sua stabilità. Un esempio è il benzene, C6H6, una molecola esagonale a forma di anello che si trova in molti composti organici, per cui possiamo scrivere soltanto due formule limite che differiscono per la posizione dei doppi legami.
Ione Formiato
Ione Carbonato
Ione Nitrato
IL LEGAME CHIMICO...
Nel 1916, Lewis elabora la teoria del legame covalente e la regola dell'ottetto, nonostante le conoscenze limitate sugli elettroni. Il suo modello, semplice ma efficace, può essere ancora oggi utilizzato per descrivere molte molecole. Tuttavia, una descrizione dettagliata del comportamento degli elettroni richiede l'integrazione delle più recenti scoperte teoriche e sperimentali.
Nel 1930, Linus Pauling sviluppa la teoria del legame di valenza (VB), fondata sulla meccanica quantistica. Secondo questa teoria, un legame covalente si forma quando due orbitali atomici si sovrappongono parzialmente, permettendo la condivisione di una coppia di elettroni con spin opposto. Maggiore è la sovrapposizione, più forte e stabile è il legame. Gli atomi si legano per completare i loro orbitali esterni, piuttosto che per raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile, come ipotizzato da Lewis.
... SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
LE MOLECOLE DIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
DEFINIZIONE Tutti i legami covalenti semplici sono legami σ, e si distinguono per la distribuzione elettronica, la quale si concentra lungo l'asse di legame e in modo simmetrico intorno ad esso.
Le molecole diatomiche sono molecole composte da due atomi, che possono essere dello stesso elemento o di elementi diversi. Esistono diversi modi di rappresentare graficamente queste molecole che variano in base alla teoria del legame di valenza. Ad esempio la molecola H2 viene rappresentata per sovrapposizione dei due orbitali 1s, quando gli atomi di idrogeno si avvicinano, gli elettroni si appaiano e gli orbitali si sovrappongono.Per tanto gli elettroni condivisi avendo spin opposto, si trovano nello spazio compreso tra i due nuclei.
Nel fluoro, F2, prima che i due atomi si combinino, ciascuno di essi possiede un elettrone spaiato nell'orbitale 2pz (rappresentati nella formula di Lewis, dal trattino tra i due atomi di F). Differisce invece la molecola HF, il cui legame avviene per sovrapposizione dell'orbitale atomico 1s (H) con l'orbitale 2pz (F).
Formazione del legame della molecola di idrogeno
Formazione del legame nella molecola di fluoro
LE MOLECOLE DIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
LA TEORIA VB APPLICATA A MOLECOLE POLIATOMICHE
Nella sovrapposizione degli orbitali atomico di tipo p invece non si formano soltanto legami σ.Esiste infatti un altro legame detto π, il quale permette la formazione di legami multipli, e le rappresentazioni non sono coassiali ma parallele.
Un esempio è la molecola H2O, il cui primo legame deriva dalla somma dell'orbitale 1s con l'orbitale 2pz, mentre l'altro legame risulterà dalla combinazione di 1s con 2py. Si andranno così a formare due legami σ, il cui addensamento elettronico è lungo gli assi di legame, con angolo 90°. Ciò però non è in concomitanza con i dati sperimentali. Il metodo utilizzato non è quindi adatto a spiegare le proprietà delle molecole. Pauling ha quindi proposto un metodo per individuare tali funzioni che consiste nel combinare gli orbitali atomici puri, l'incrocio tra essi è detto orbitale ibrido
DEFINIZIONE Nel legame π invece la distribuzione elettronica si concentra in due zone opposte rispetto all'asse di legame.
SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA - Ogni legame semplice è un legame σ; - Ogni legame doppio si forma da un legame σ e un legame π; - Ogni legame triplo ha un legame σ e due legami π.
L'IBRIDAZIONE...
Gli orbitali atomici s, p e d di uno stesso atomo possono essere combinati algebricamente per formare orbitali ibridi, che sono funzioni matematiche derivanti dalla somma di orbitali con energie simili. Gli orbitali ibridati devono avere energie confrontabili, essere utilizzati per formare legami covalenti o ospitare coppie elettroniche libere, e devono orientarsi verso gli atomi esterni per migliorare la sovrapposizione e rafforzare i legami.
Diversi tipi di ibridazione portano a diverse geometrie molecolari. Ad esempio, nel carbonio, l'ibridazione sp³, che combina l'orbitale 2s con tre orbitali 2p, dà origine a una geometria tetraedrica, come nel metano (CH₄), con quattro legami sigma tra gli orbitali sp³ e gli orbitali 1s dell'idrogeno. L'ibridazione sp², che coinvolge due orbitali p e uno s, produce una geometria planare triangolare, mentre l'ibridazione sp, derivata dalla combinazione di un orbitale s e uno p, porta a una geometria lineare.Per determinare l'ibridazione di un atomo centrale, si deve disegnare la struttura di Lewis e predire la geometria con la teoria VSEPR.
... DEGLI ORBITALI ATOMICI
L'IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
ALTRI ORBITALI IBRIDI
Molecola di esacloruro di fosforo a forma di ottaedro
La teoria del legame di valenza ci permette di interpretare anche altre molecole il cui atomo centrale non obbedisce alla regola dell'ottetto. Come nel PCl5, dove il fosforo forma cinque legami covalenti semplici con cinque coppie di elettroni. Secondo la teoria VB, questo richiede la disponibilità di cinque orbitali semiriempiti da parte dell'atomo centrale. Si ricorre quindi alla promozione di un elettrone dall'orbitale 3s a un orbitale 3d, accompagnata da un tipo di ibridazione che riguarda le funzioni d'onda dell'orbitale 3s, 3p e 3d. Ciò ha come risultato cinque orbitali ibridi, definiti sp³d che stabiliscono la molecola, a forma di una bipiramife a base triangolare. L'esafluoruro di zolfo presenta l'atomo centrale circondato da sei coppie di elettroni, per questo motivo si può dedurre che lo zolfo partecipa alla formazione della molecola con sei orbitali semiriempiti.
Molecola di pentacloruro di fosforo ha la forma di bipiramide a base triangolare
L'IBRIDAZIONE DEL CARBONIO
i casi in alcune molecole
Legami nella molecola dell'etano, CH3CH3
Legami nella molecola dell'etino, C2H2
Ogni atomo di carbonio forma un legame σ (sigma) con l'altro atomo di carbonio e un altro legame σ con un atomo di idrogeno. Gli altri due orbitali p di ciascun atomo di carbonio non sono ibridati e si sovrappongono lateralmente per formare due legami π.
I due atomi di carbonio formano un legame σ tra di loro attraverso la sovrapposizione di due orbitali sp³. Gli altri tre orbitali sp³ su ciascun atomo di carbonio formano legami σ con i tre atomi di idrogeno.
Legami nella molecola dell'etene, C2H4
Legami nella molecola del diossido di carbonio, CO2
Nella molecola del diossido di carbonio, l'atomo di carbonio lega a sé ciascun atomo di ossigeno con un doppio legame covalente. Ogni orbitale sp del carbonio forma un legame σ con l'orbitale py di ciascuno dei due atomi di ossigeno.
Gli orbitali ibridi sp² di ciascun carbonio formano tre legami σ: due con atomi di idrogeno e uno con l'altro atomo di carbonio. Il doppio legame tra i carboni è composto da un legame σ e un legame π .
L'IBRIDAZIONE DEL CARBONIO
I VARI CASI IN BASE ALLA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
Legami nella molecola di benzene, C6H6
Ogni atomo di carbonio del benzene contribuisce all'intelaiatura dell'anello formando tre legami σ: due con gli atomi di carbonio adiacenti e l'altro con uno dei sei atomi di idrogeno. Gli orbitali 2pz non ibridati del carbonio, tutti paralleli, possono formare un legame π con l'uno o con l'altro degli atomi di carbonio adiacenti.
Ione nitrato, NO-3
Benzene, C6H6
La teoria di Lewis e VSEPR spiegano i legami secondo la fisica classica, la teoria VB usa invece la meccanica quantistica. Negli stessi anni di in cui Pauling pubblica la sua teoria nel frattempo altri due fisici Robert Mulliken e Friedrich Hund propongono una teoria alternativa, ossia la teoria degli orbitali molecolari (MO). Secondo questa teoria l’orbitale molecolare di legame è una funzione d’onda che può essere espressa come somma delle funzioni orbitali degli atomi che costituiscono la molecola.
La sostanziale differenza tra le due teorie è che secondo Pauling tutte le rappresentazioni del legame sono basate sulla localizzazione tra gli atomi di coppie di elettroni mentre per la teoria MO gli orbitali possono estendersi su più di due atomi.
Friedrich Hund, 1896 - 1997
Robert Mulliken, 1896 - 1986
LA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI E I SUOI VANTAGGI
MOLECOLA DI OSSIGENO
IL MODELLO
La domanda su quale sia la teoria “giusta” evidenzia che i modelli scientifici non sono definitivi, ma utili strumenti per descrivere la realtà. I modelli sono soggetti a evoluzione e miglioramento con il progredire delle conoscenze, come è accaduto con il modello atomico di Dalton, che è stato superato grazie alla scoperta delle particelle subatomiche. La scienza si distingue perché è aperta a correggersi, evolversi e confutarsi in base alle nuove scoperte.
L’ossigeno liquido, a -183 °C, si presenta come un liquido azzurro pallido che aderisce alle pareti di un magnete. Secondo la struttura di Lewis, tutti gli elettroni dovrebbero essere accoppiati, ma l’evidenza sperimentale mostra la presenza di elettroni spaiati. La teoria degli orbitali molecolari (MO) spiega questo fenomeno: dalla combinazione degli orbitali atomici 2s e 2p degli atomi di ossigeno si formano otto orbitali molecolari, alcuni di legame e altri di antilegame. Gli ultimi due elettroni occupano separatamente i due orbitali antilegame, conferendo alla molecola proprietà paramagnetiche, come spiegato dalla regola di Hund.
Boccardo Antonio - D'Avino Giada - De Luca Francesca - Esposito Raffaele