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Teoria di Lewis

Teoria del Legame di Valenza

Teoria degli Orbitali Molecolari

Teoria delle coppie di elettroni

Il legame covalente si forma per condivisione tra due atomi di una o più coppie di elettroni,

fino a raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile.

I simboli di Lewis mettono in evidenza la struttura elettronica esterna degli atomi, cioè permettono di

rappresentare gli elettroni di valenza. Sono espressi dal simbolo dell’elemento considerato, con intorno tanti

puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell’atomo e l’indicazione della carica ionica, se diversa da zero.

(Cl2, Br2, I2)

Necessità elettrone spaiato:

la condizione necessaria per la formazione di un legame covalente è la presenza di un elettrone spaiato in ciascuno dei

due atomi che si combinano

Un legame covalente è presente quando entrambi gli elementi appartengono al blocco p (fatta eccezione per H)

Anche per il legame covalente vale la regola dell’ottetto

Strutture elettroniche o strutture di LewisStrutture elettroniche o strutture di Lewis

(Sistemi insaturi)

σ

π

pm (picometri)=10-12 m

L’energia di legame totale aumenta all’aumentare del numero dei legami tra due atomi, mentre parallelamente diminuisce la distanza di legame.

+

+

(notevole reattività chimica)

(meno elettronegativo)

Pentafluoruro di fosforo Esafluoruro di

zolfoAnione esafluoruro

di silicio

Si osserva a cominciare dagli elementi del terzo periodo

Ione ammonio

donatoreaccettore

Ione ossonio

Qualunque legame dativo una volta formatosi non è distinguibile da un normale legame covalente.

Sovrapposizione di due orbitali atomici 1s

Teoria del legame di valenza (VB – Valence Bond)

IMPORTANTE !!!

Nella situazione finale ciascun elettrone, accoppiandosi con l’altro a spin antiparallelo, non appartiene più soltanto all’uno o all’altro dei due atomi, ma contemporaneamente ad entrambi, cioè

all’intera molecola.

Sovrapposizione di due orbitali atomici 2px

Es.: molecola F2

[He] [He]

[He] [He]

Quindi:

la condizione necessaria per la formazione di un legame covalente è la presenza di un elettrone spaiato in ciascuno dei

due atomi che si combinano

Tale numero non sempre può essere determinato dalla struttura elettronica dell’atomo nel suo stato fondamentale ma molte volte bisogna considerare il suo stato di valenza.

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Tipi di sovrapposizione tra orbitali: legami di tipo e di tipo

Legame : si forma per sovrapposizione tra due orbitali atomici in cui l’asse internucleare non è l’asse di simmetria dei due orbitali (sovrapposizione laterale). Sono presenti in molecole con legami multipli (di cui uno e gli altri ).

Legame : si forma per sovrapposizione tra due orbitali atomici che hanno per asse di simmetria l’asse internucleare (sovrapposizione coassiale). Tutti i legami sono legami singoli.

Sovrapposizione fra due orbitali atomici di tipo s, due di tipo px e tra un orbitale px ed uno s.

Si formano un legame σ e due legami π

elettroni di legame

elettroni di

non legame

elettroni di

non legame

Sovrapposizione di orbitali e forza del legame Energia del legame

Quanto maggiore è la sovrapposizione tra due orbitali atomici tanto più forte è il legame risultante

La sovrapposizione coassiale è maggiore di quella laterale

Legame σ più forte del legame π

composto Ec-c (KJ/mol)

dc-c (Ǻ) Numero e tipi di legami

H3C-CH3 etano 347 1.54 σ

H2C=CH2 etene 611 1.34 σ, π

HC CH etino 837 1.20 σ, π, π

La teoria di Lewis e la teoria del legame di valenza non danno indicazioni sulla struttura geometrica delle molecole pertanto bisognerà

considerare anche gli stati di valenza e l’ibridazione degli atomi

Teoria degli orbitali molecolari(Teoria MO, dall’inglese Molecular Orbital)

Secondo tale teoria un elettrone in una molecola è descritto da una funzione d’onda ψ chiamata orbitale molecolare, soluzione dell’equazione di Schrödinger, a cui corrisponde un definito valore E di energia.

Tale orbitale molecolare è policentrico, cioè la coppia di elettroni che costituisce il legame covalente non è necessariamente localizzata tra i due atomi, ma delocalizzata su tutta la molecola.

L’equazione di Schrödinger non si riesce a risolvereesattamente e, pertanto è necessario ricorrere a metodi di approssimazione, uno dei quali è

Il metodo della combinazione lineare degli orbitali atomici (LCAO)

Anche per gli orbitali molecolari valgono le stesse regole di riempimento elettronico (Principio di esclusione di Pauli e Regola di Hund)

sp3

Per raggiungere lo stato di ibridazione bisogna spendere energia (energia di ibridazione).

L’energia spesa in tale processo è compensata dalla formazione di legami più forti (maggiore sovrapposizione)

Gli orbitali atomici ibridi sono tutti equivalenti tra loro per forma, estensione nello spazio ed energia.

Gli orbitali ibridi spGli orbitali ibridi sp33 sono tutti equivalenti tra loro per sono tutti equivalenti tra loro per formaforma, , estensione nello spazioestensione nello spazio ed ed energiaenergia..Angoli di 109°28’Angoli di 109°28’

Valori di energia intermedi tra gli orbitali s e p che li generano (in particolare risultano tanto più vicini a quelli degli orbitali p quanto maggiore

è il numero di tali orbitali che partecipa all’ibridazione)

Altri tipi di ibridazione

L’ibridazione può interessare tutti i tipi di orbitali atomici: ibridi con orbitali di tipo d si ritrovano generalmente negli

elementi più pesanti, a partire dal terzo periodo, importanti per i metalli di transizione ( che formano i complessi)

Requisito necessario

La differenza di energia tra gli orbitali atomici deve essere piccola

Ibridi tra orbitali con stesso numero quantico principale n ( cioè ns, np, nd o (n-1)d )