Formule di struttura Lezione 7. Concetti Formule di struttura Geometria delle coppie elettroniche Geometria molecolare Angolo di legame Ordine di legame-distanza.

Formule di struttura

Lezione 7

ConcettiFormule di struttura

Geometria delle coppie elettroniche

Geometria molecolare

Angolo di legame

Ordine di legame-distanza di legame

Regola dell’ottetto

Carica formale

Risonanza

Molecole apolari e molecole polari

Criteri per la scrittura della formule di struttura

1. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica

2. Individua l’atomo centrale3. Lega gli atomi periferici all’atomo centrale con legami

singoli4. Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla

base della regola dell’ottetto5. Disponi le eventuali coppie rimaste sull’atomo centrale6. Disponi i doppi legami in modo da fare rispettare la regola

dell’ottetto anche per l’atomo centrale (qualora si tratti di un elemento del secondo periodo)

7. Se intorno all’atomo centrale ci sono meno coppie rispetto alla regola dell’ottetto, TRASFORMARE le coppie di NON legame degli atomi periferici in doppi legami, fino a che anche l’atomo centrale non arriva all’ottetto.

Criteri per la scrittura della formule di struttura

8. Scrivi tutte le formule di risonanza9. Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale10. Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno11. Individua la geometria della coppie elettroniche12. Individua la geometria della MOLECOLA

Nota:La geometria delle coppie elettroniche dipende dal numero di coppie intorno all’atomo centrale

La geometria della molecola dipende SOLO dalle coppie di legame

Esempi

CH4, NH3, H2O

NOTAAnche le coppie di NON legame degli atomi periferici devono essere disposte in modo opportuno

Regole…Gli ioni carichi possiedono una formula di struttura come le molecole neutre.Il contro totale degli elettroni si ottiene sommando ANCHE la carica formale dello ione!

Es CO32-

C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie

Regole…

Gli atomi dal 3° gruppo in poi hanno a disposizione anche gli orbitali d.Pertanto essi possono avere intorno a se Piu’ di 4 legami.La regola dell’ottetto non vale più.

Es: PCl3, PCl5, XeF2

Risonanza

CO32-, NO3

-, NO2-

Nota:Utilizzando le regole viste in precedenza si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso

Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si puo’ misurare sperimentalmente

Possibilita’ di formazione di legami multipli: l’atome centrale non soddisfa ancora la regola dell’ottetto.

N O

O

O

]

] _

N O

O

O

]

] _

La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomidisposizione spaziale degli atomi

]

] _

N O

O

O

N O

O

O

]

] _

In pratica….1. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie2. Individua l’atomo centrale3. Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno4. Individua la geometria della coppie elettroniche5. Disponi i legami 6. Individua la geometria della MOLECOLA7. Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi

periferici rispettando la regola dell’ottetto8. Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami

9. Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la

regola dell’ottetto (tranne quelli del 3 periodo..)10. Scrivere tutte le possibili formule di risonanza

Formule limiti NON equivalenti

Se le formule limiti sono equivalenti (Es: NO3-) esse

contribuiscono nello stesso modo alla descrizione della struttura molecolare

Se esse NON sono equivalenti, esse contribuiranno DIVERSAMENTE alla descrizione della struttura molecolare. Le formule ad ENERGIA PIU’ BASSA sono quelle che contribuiranno di piu’

Es: 2 formule limite dove una contribuisce al 80% e l’altra al 20%. E’ come se la molecola avesse per 80% del tempo la struttura A e per il 20% la struttura B.

Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura

molecolareLa formula limite con minore separazione di carica formale è quella a minore energia, è cioè la più stabile e contribuisce di più alla descrizione della formula vera del composto

N O

O

O

]] _-1

-1

0+1

La carica formale su un atomo è data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura

La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola

N O

O

O

]

] _

]

] _

N O

O

O

N O

O

O

]

] _-1

-1

0+1

0

+1-1

-1

-1

-1

0

+1

Per lo ione nitrato tutte queste formule limite contribuiscono ugualmente alla descrizione della molecola reale, infatti, hanno tutte la stessa separazione di carica formale

Minore separazione delle cariche formali

N ON N ON+1-1 00 +1 -1

Formula più “favorita” avendo carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo

N ON-2 +1 +1

Formula più “sfavorita” avendo maggiore separazione di carica

formale

Es: N2O

Alcuni esempi svolti…

ma esercitatevi da soli, perché l’esame arriva presto…

XeF2SO3

2- N2O3 N2O5 HCN

H2O2 O3 O22- O2

-

CrO4 2- Cr2O7 2-

ICl3SF4

[Co(NH3)6]2+

[Pt(NH3)2Cl2]

SO2 ClO2-Na2O2HSO4

-

Cl2O7

Formule di struttura

SO2 SO3NO2-

PCl5

NO2 NO2+

SO42- SO3

2-

PCl3 SF6 SF4

ClO4- ClO3

- ClO2- ClO-

O2 O2- O2

2- O2-O3

N2ON2 NO N2O3 NO2 N2O4 N2O5

Formule di struttura: alcuni casiL’atomo centrale non rispetta la regola dell’ottetto BeCl2 BF3

L’atomo centrale non rispetta la regola della carica formale CrO4- MnO4

-

Perossidi S2O82-O2

2- H2O2

Specie con ossigeno a ponte N2O5 Cr2O72-

Specie con legami covalenti tra atomi “centrali” N2O3 N2O4

Acidi H2SO4 HNO3

Altri Composti ternari SOCl2 POCl3

Idrogeni non dissociabili CH4 NH3 H3PO3

Tio composti S2O32-

Sostanze allo stato elementare P4 S8

Composti di coordinazione NiCl4 2- [Co(NH3)6]2+

Geometria molecolare e polarità delle molecole

IMPORTANTE!!