MOLECOLE POLIATOMICHE - L'idrogeno nei legami a ponte

Orbitali molecolari localizzati per BeH₂, BH₃ e CH₄:

BeH₂:

Nella molecola BeH₂, per formare orbitali di legame localizzati, bisogna considerare gli orbitali di valenza che nel berillio sono due, questi vanno verso i due idrogeni H_a e H_b.

Questo si ottiene pero ibridizzando cioè mescolando gli orbitali 2s e 2p ottenendo così due orbitali ibridi perfettamente uguali sp_a e sp_b che vanno rispettivamente verso H_a e H_b.

L'orbitale sp_a si sovrappone all'orbitale 1s_a dell'H_a e l'orbitale sp_b si sovrappone all'orbitale 1s_b dell'H_b.

Entrambi gli orbitali ibridi localizzati sp hanno per metà carattere di s e per metà carattere di p e sono sufficienti a legare con i due idrogeni per dar luogo alla molecola.

BH₃:

Nella molecola BH₃ il boro ha tre orbitali di valenza, e il legame secondo la teoria dell'orbitale molecolare localizzato si ottiene ibridizzando l'orbitale 2s con l'orbitale 2p, ottenendo così tre orbitali ibridi equivalenti sp², ciascuno di questi orbitali ibridi avrà per 1/3 carattere di s e per 2/3 di p, questi tre orbitali ibridi si sovrappongono rispettivamente a ciascun orbitale 1s dei tre idrogeni, dando luogo ad una molecola planare trigonale.

CH₄:

Nella molecola CH₄ invece il carbonio ha ben quattro orbitali di valenza per cui ibridizzando gli orbitali 2s e 2p si ottengono quattro orbitali ibridi equivalenti sp³, dove tutti e quattro hanno per ¼ carattere s e per ¾ carattere p e si legano ai quattro idrogeni.

Questa molecola ha forma tetraedrica, e i tre orbitali ibridi sp³ si dicono ibridi tetraedrici.

L'idrogeno nei legami a ponte:

Nelle molecole viste in precedenza CH₄ ha una configurazione a guscio chiuso, a differenza di BeH₂ e BH₃ che usano i loro orbitali vuoti per formare aggregati molecolari più grandi.

Ad esempio l'idruro di berillio (BeH₂) è un solido i cui atomi di idrogeno condividono elettroni con gli atomi di berillio della molecola successiva mediante legami a ponte.

H H H H H H

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Be Be Be Be Be (Legami a Ponte)

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H H H H H H

In un certo senso ciascun berillio nel solido condivide otto elettroni raggiungendo un guscio chiuso.

Il composto invece BH₃ ha formula molecolare B₂H₆ ed è detto diborano, dove due unità di BH₂ sono legate da due legami a ponte.

Teorie dell'orbitale molecolare localizzato per molecole con coppie solitarie di elettroni:

La molecola di ammoniaca NH₃ ha quattro coppie di elettroni di valenza come CH₄, però non tutte le coppie sono equivalenti perché l'ammoniaca non ha quattro legami ma ne ha tre più una coppia solitaria:

   (Struttura di Lewis)

La coppia solitaria si trova nell'orbitale 2s dell'azoto, questa molecola in accordo con il metodo VSEPR ha una forma tetraedrica (piramide trigonale).

Per la sistemazione di una molecola di questo tipo si utilizzano quattro orbitali ibridi sp³, dove tre andranno a formare il legame con gli orbitali 1s dell'idrogeno, e il restante orbitale ibrido ospiterà la coppia di elettroni solitaria.

Legami singoli e legami multipli in composti del carbonio:

Per i composti del carboni gli orbitali ibridi sp³ tetraedrici spiegano molto bene la loro struttura, e questi composti idrocarburi sono detti saturi perché ciascun atomo di carbonio usa tutti e quattro i suoi orbitali di valenza per legare quattro atomi con un legame

Mentre i composti sono insaturi se invece il carbonio utilizza solo due o tre orbitali di valenza per formare un legame

Un esempio di molecola insatura è  C₂H₄ :

questa molecola utilizza tre orbitali ibridi sp² , due di questi legano con i due idrogeni, e l'ultimo lega un legame singolo con l'altro carbonio, mentre il secondo legame con il carbonio è formato dai due orbitali atomici 2p, non ibridizzati che danno luogo ad un orbitale π.

In conclusione nella  molecola C₂H₄ il doppio legame del carbonio consiste in un legame ed un legame π, mentre in C₂H₂ il triplo legame è costituito da un legame e da due legami π.

Benzene ed orbitali delocalizzati:

Con il Benzene (C₆H₆) Il metodo dell'orbitale molecolare localizzato fallisce, e quindi bisogna utilizzare il metodo dell'orbitale delocalizzato.

(Struttura di Lewis)

In una struttura come il benzene che possiede delle strutture di risonanza, ciascun atomo di carbonio possiede un ibridazione sp² dove ogni atomo di carbonio forma un legame con un atomo di idrogeno e due di carbonio, avanzano perciò altri sei elettroni di valenza con altri sei orbitali p.

I sei elettroni di valenza non utilizzati occuperanno i tre orbitali di legame formati dai sei orbitali atomici p e gli elettroni saranno quindi delocalizzati, in modo che nessuna coppia di elettroni appartiene a coppie di atomi di carbonio ma ciascun legame di carbonio consiste in un legame completo e da mezzo legame π, dove i tre legami π sono delocalizzati su tutti e sei gli atomi di carbonio.

Per cui la molecola si rappresenta meglio in questo modo:

Molecole poliatomiche polari e non polari:

Le molecole biatomiche etronucleari sono polari mentre quelle omonucleari non lo sono.

Una molecola non polare ha un momento dipolare uguale a zero.

Nelle molecole poliatomiche vi sono numerosi esempi di molecole che hanno legami che sono polari ma la molecola globale non lo è, ad esempio una molecola di questo tipo è CCl₄ che possiede un piccolo dipolo nel legame C   Cl perché il cloro è più elettronegativo del carbonio eppure la geometria molecolare da luogo ad un momento dipolare uguale a zero e la molecola non è polare.

Mentre la molecola CH₃Cl è polare perché C e H hanno circa la stessa elettronegatività per cui non hanno nessun contributo polare mentre il legame carbonio cloro rende la molecola polare perché cloro e carbonio hanno una differenza di elettronegatività abbastanza elevata e le coppie solitarie presenti sul cloro spiegano il momento dipolare della molecola.

Anche l'acqua è una molecola polare, infatti, l'ossigeno è più elettronegativo dell'idrogeno e in più l'ossigeno ha due coppie solitarie di elettroni.