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FORMULA DI STRUTTURA E FORMA DELLE MOLECOLE

FORMULA DI STRUTTURA E FORMA DELLE MOLECOLE


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FORMULA DI STRUTTURA E FORMA DELLE MOLECOLE


Come ricavare le strutture di Lewis

È importante poter ricavare le strutture delle molecole dal momento che spesso esse sono molto utili per numerosi ragionamenti chimici.

Per prima cosa, partendo dalla formula minima del composto, è necessario stabilire come sono legati fra di loro gli atomi, definendo quindi lo “scheletro” della molecola.

Negli ossiacidi, l’atomo di idrogeno è sempre legato all’ossigeno, il quale a sua volta sarà legato all’altro elemento nonmetallico. Un esempio di ciò può essere HNO3, l’acido nitrico.


O



H ¾ O ¾ N

O

Un buon punto di partenza per determinare quale sia lo scheletro della molecola è quello di sistemare l’elemento meno elettronegativo al centro e gli altri attorno, facendo in modo che gli atomi siano disposti il più simmetricamente possibile.

Una volta determinato lo scheletro della molecola, è necessario stabilire quanti siano, in totale gli elettroni di valenza che si dovranno inserire nella molecola. Tale numero è facilmente ricavabile: per prima cosa si guarda in che gruppo sono gli elementi presenti, il numero del gruppo corrisponde al numero degli elettroni di valenza di quell’elemento. Successivamente si sommano tutti gli elettroni di valenza ed eventualmente, nel caso degli ioni, si tolgono elettroni in base alle cariche positive o si aggiungono elettroni in base alle cariche negative.

Una volta ricavato il numero di elettroni, questi vanno sistemati nello scheletro di valenza della formula sempre  a coppie. Per prima cosa si deve mettere una coppia per ciascun legame attorno all’atomo centrale e successivamente si potranno completare anche gli altri atomi legati all’atomo centrale, avendo cura di sistemare un numero di elettroni pari a quello ricavato prima.

Talvolta però può capitare che o non ci siano sufficienti elettroni per completare tutti gli ottetti o ce ne siano troppi.

Quando non ci sono sufficienti elettroni, si devono creare legami multipli, quando ci sono elettroni in eccesso, questi vanno sempre ad inserirsi nell’atomo centrale della formula.


Risonanza: quando le strutture di Lewis falliscono

Le strutture di Lewis sono di norma molto utili per determinare alcune delle proprietà dei legami chimici; due fra tutte sono la lunghezza di legame, ovvero la distanza fra i nuclei degli atomi legati, e l’energia necessaria per rompere tali legami formando quindi nuovamente particelle neutre.

Tali valori dipendono dalla densità elettronica esistente fra i due atomi di legame: più è alta la densità elettronica, più fortemente i nuclei sono tenuti fortemente ad una minore distanza. Da ciò si dovrà quindi dedurre che un doppio legame sarà più forte di un legame singolo ed analogo ragionamento si dovrà fare per il triplo legame.

Esistono però alcune molecole per le quali non è possibile scrivere delle strutture di Lewis che concordano con i dati sperimentali per quel che riguarda la lunghezza di legame. Un esempio è lo ione (HCO2-), la cui formula di struttura è:

O

H ― C ═ O

Stando a quanto detto prima, la lunghezza dei due legami carbonio ossigeno dovrebbe essere differente, ma sperimentalmente non si ha questo: le lunghezze sono infatti circa la metà di quelle attese.

Ciò avviene per via della presenza di un particolare fenomeno chimico definito come risonanza: la formula di struttura dello ione, quindi, per essere soddisfacente, deve essere rappresentata mediante due formule distinte nelle  quali ci si limita semplicemente a spostare gli elettroni.


O O

│ ║

H ― C ═ O ↔ H ― C ― O

La reale struttura dello ione è quindi definita come ibrido di risonanza derivata dal contributo di due diverse formule di struttura.

Un modo semplice per determinare se un composto ha dei possibili fenomeni di risonanza è quello di considerare se è possibile spostare gli elettroni che formano il doppio legame; a questo punto, il numero delle strutture di risonanza è pari al numero di alternative per spostare il doppio legame.


Forme delle molecole: teoria VSEPR

Le forme delle molecole sono molto importanti dal momento che la maggior parte delle proprietà chimiche dei composti dipendono proprio dagli arrangiamenti tridimensionali degli atomi che li compongono.

Le migliori spiegazioni per capire come gli atomi si combinino nelle molecole sono fornite proprio dalla meccanica quantistica e dalla rappresentazione degli orbitali. Fondamentale, in questo senso, è la teoria VSEPR (repulsione delle coppie di elettroni nel livello di valenza) secondo la quale le coppie degli elettroni di valenza stanno il più lontano possibile fra loro, così da determinare il minimo di repulsione.

La forma delle molecole dipende quindi dal numero di coppie di elettroni:


Numero di coppie di elettroni

Forma della molecola

Esempio

2 coppie

Lineare

BeCl2

3 coppie

Triangolo are

BCl3

4 coppie

Tetraedro

CH4

5 coppie

Bipiramide a base triangolare

PCl5

6 coppie

Bipiramide a base quadrata

SF6


Le forme riportate nella tabella si riferiscono a quelle molecole in cui tutte le coppie presenti sono coinvolte in legami.

Può però capitare che le molecole  abbiano anche elettroni accoppiati che non vengono condivisi. In questo caso, a parità di coppie di elettroni, si descrivono delle forme diverse.


Numero coppie

Numero di coppie libere

Forma prevista



Esempio

3 coppie

1 coppia libera

Molecola ricurva

SnCl2

4 coppie

1 coppia libera

Piramide trigonale

NH3


2 coppie libere

Molecola ricurva

H2O

5 coppie

1 coppia libera

Tetraedro asimmetrico

SF4


2 coppie libere

Forma a T

ClF3


3 coppie libere

Molecola lineare

(I3)-

6 coppie

1 coppia libera

Piramide quadrata

BrF5


2 coppie libere

Quadrato are

XeF4


Ci sono due particolarità importanti:

Quando si hanno molecole con cinque coppie di elettroni, si ha, nel momento in cui tutte le coppie sono impiegate, una bipiramide a base triangolare. Nel momento in cui si hanno delle coppie libere, queste vanno sempre a localizzarsi a livello della base triangolare della bipiramide.

Quando si hanno molecole con sei coppie di elettroni, si ha una bipiramide a base quadrata. Nel momento in cui si avranno delle coppie libere, queste andranno a localizzarsi ai vertici della bipiramide.


Per quel che riguarda i doppi ed i tripli legami non si ha alcun tipi di complicazione dal momento che valgono comunque le stesse regole descritte per i legami semplici.


Forme molecolari e polarità delle molecole

Molto spesso le molecole si ritrovano ad avere al loro interno dei legami polari; può però capitare che nelle molecole che hanno più di un legame, i legami stessi siano sistemati in modo da annullare gli effetti polari da essi determinati. Da ciò deriva quindi che anche se la molecola presenta al suo interno legami polari, questa nella sua interezza rimane comunque neutra.

Le strutture stesse delle molecole giocano un ruolo fondamentale nel determinare se queste sono polari oppure no e ciò può essere prevedibile ancora una volta mediante la teoria VSEPR: se tutti gli atomi legati all’atomo centrale sono uguali e disposti simmetricamente, mentre l’atomo centrale stesso non avrà doppietti liberi, la moleco sarà neutra. Se nel livello di valenza dell’atomo centrale sono presenti doppietti elettronici liberi, la molecola solitamente risulta polare.

Quest’ultima affermazione non è però vera in assoluto:

In una molecola lineare in cui i legami polari sono opposti, questi si annulleranno reciprocamente. Ne è un esempio la CO2.

Se gli atomi legati all’atomo centrale occupano i vertici di un quadrato, derivato da una bipiramide a base quadrata in cui l’atomo centrale ha due doppietti liberi, questi doppietti non potranno mai essere polari.

La polarità delle molecole sono fondamentali da conoscere dal momento che da esse dipendono moltissime proprietà fisiche e dal momento che i dipoli si attraggono reciprocamente.




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