Modelli di geometria molecolare

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Modelli di geometria molecolare

• Fondati sulla repulsione degli orbitali
• di valenza degli elementi
• partecipanti alla formazione
• della molecola

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Per molecole di composti semplici si può
prevedere la forma nello spazio applicando una
regola pratica che prende in considerazione
lorientamento spaziale dei legami che sono
presenti e degli elettroni dellultimo livello
eventualmente non usati per formare legami
Si possono considerare alcune situazioni
generali presenza di legami(orbitali
usati) presenza di elettroni liberi(orbitali non
usati) attorno allatomo centrale della molecola
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4 orbitali usati,nessuno liberoforma
tetraedrica,angolo 109 3 orbitali usati,1
liberoforma piramidale,angolo 107 2 orbitali
usati,2 liberiforma angolare,angolo 105 3
orbitali usati,0 liberiforma triangolare,angolo
120 2 orbitali usati,0 liberiforma
lineare,angolo 180 nel caso di legami doppi si
considerano come semplici (2 orbitali equivalenti
a 1 orbitale)
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CH4 tetraedrica,angolo 109
4 orbitali di legame 0 orbitali liberi
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H2SO4 ---gt tedraedrica,109
Zolfo Ossigeno Idrogeno
4 orbitali di legame 0 orbitali liberi
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NH3 ---gtpiramidale,angolo 107
Orbitale libero
3 orbitali di legame 1 orbitale libero
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H2O ---gt angolare,angolo 105
Orbitali liberi
2 orbitali di legame 2 orbitali liberi
8
BH3 ---gt triangolare,angolo 120
3 orbitali di legame 0 orbitali liberi
9
HNO3 ---gt triangolare,angolo 120
Azoto Ossigeno Idrogeno
3 orbitali di legame 0 orbitali liberi
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BeH2 ----gtlineare,angolo 180
2 orbitali di legame 0 orbitali liberi
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La geometria molecolare influisce tra laltro
sulla eventuale polarità di una molecola che
presenti legami polari al suo interno e alla
probabilità che si verifichi un urto
efficace nelle reazioni dipendenti
dallorientamento delle molecole reagenti
Perché una molecola risulti polarizzata devono
essere presenti legami di tipo polare e i
baricentri delle cariche positive e negative non
devono coinciderealtrimenti pur esistendo i
legami polari la molecola risulta neutralizzata
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Ossigeno parzialmente carico negativamente Idrogen
o parzialmente carico positivamente essendo
covalenti polari i legami tra ossigeno e idrogeno
Non coincidendo i due baricentri,la molecola
H2O manifesta polarizzazionedipolo elettrico
Baricentro carica negativa
Baricentro cariche positive
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Ossigeno parzialmente carico negativamente carboni
o parzialmente carico positivamente essendo
covalenti polari i legami tra ossigeno e carbonio
coincidendo i due baricentri,la molecola CO2 non
manifesta polarizzazione
Baricentro carica positiva
Baricentro cariche negative
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Perché un urto tra reagenti risulti efficace deve
essere presente una adeguata energia e i reagenti
devono collidere secondo una direzione che prende
in considerazione la forma dei reagenti
stessi non tutte le collisioni risultano
efficaci per la reazione se manca la energia di
attivazione o se lorientamento delle particelle
collidenti non è corretto,in funzione della
geometria dei reagenti,la reazione non avviene
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Esempio di collisione tra Cl-Cl e H-H
Collisione non efficace per orientamento non
corretto
Collisione efficacelurto tra le molecole bene
orientate permette la rottura dei legami
interatomici Cl-Cl e H-H e la formazione di nuovi
legami
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fine presentazione arrivederci