Configurazione elettronica delle molecole biatomiche

Per ottenere la configurazione elettronica delle molecole biatomiche si devono tenere presenti le seguenti regole:

  • Gli elettroni disponibili devono essere distribuiti sugli orbitali molecolari
  • Il numero di elettroni disponibili deve essere uguale al numero totale di elettroni contenuti negli orbitali atomici combinati
  • Il numero di orbitali molecolari è uguale al numero di orbitali atomici combinati
  • Il riempimento degli orbitali molecolari avviene secondo l’ordine di energia crescente
  • Ciascun orbitale molecolare sia legante che antilegante può ospitare al massimo due elettroni con spin antiparallelo
  • Il riempimento degli orbitali molecolari aventi la stessa energia avviene secondo la regola di Hund o della massima molteplicità procedendo al mezzo riempimento degli orbitali molecolari caratterizzati dalla medesima energia
  • Affinché avvenga un legame tra due atomi deve risultare un eccesso di orbitali leganti rispetto a quelli antileganti
  • Il numero totale di legami tra i due atomi, detto ordine di legame, si ottiene dividendo per due l’eccesso di elettroni leganti

Alla luce delle regole enunciate possiamo prevedere l’esistenza della molecola di idrogeno H2 a partire da due atomi isolati dell’elemento.

L’atomo di idrogeno H ha numero atomico Z = 1 e la sua configurazione elettronica è 1s1.

Appartenendo al gruppo I A del sistema periodico, secondo Lewis, l’idrogeno che ha un solo elettrone di valenza viene rappresentato H·. Se due atomi di idrogeno isolati si avvicinano reciprocamente ad un certo momento si raggiungerà la distanza di legame. Gli atomi si possono avvicinare in qualsiasi direzione in quanto gli orbitali atomici sono di tipo s, cioè sferici, e non hanno alcuna simmetria preferenziale. Secondo Lewis, i due atomi di idrogeno mettono in compartecipazione i loro rispettivi elettroni così da generare la molecola assumendo la configurazione elettronica esterna 1s2 del gas nobile immediatamente seguente, cioè il doppietto elettronico dell’elio. Secondo la teoria degli orbitali molecolari gli elettroni, dopo la formazione del legame, non fanno più parte dei singoli atomi, ma sono redistribuiti su nuovi livelli energetici condivisi, detti orbitali molecolari.

Numero di orbitali atomici di partenza = 2 ( un orbitale atomico per ogni atomo)

Numero di orbitali molecolari ottenuti = 2 ( uno σ1s e uno σ*1s)

Numero di elettroni totali = 2 ( uno per ciascun atomo)

Configurazione elettronica della molecola σ1s ⇅  σ*1s

Dalla quale risulta un eccesso di elettroni leganti uguale a due, e quindi un ordine di legame pari a 2/2 = 1. Pertanto l’esistenza della molecola H2 in cui i due atomi di idrogeno sono legati con un singolo legame di tipo σviene confermata dalla teoria degli orbitali molecolari. L’energia della molecola H2 è minore rispetto alla somma delle energie dei due atomi di idrogeno di partenza.

Orbitali molecolari

Consideriamo ora l’ipotesi dell’esistenza della molecola di elio He2sulla base della teoria degli orbitali molecolari partendo da due atomi isolati di questo elemento. L’elio He ha numero atomico Z =2 e la sua configurazione elettronica è 1s2 quindi l’elio è il gas nobile più semplice in quanto il primo livello energetico è completo. Quando due atomi di elio si avvicinano, poiché è già presente su ogni atomo un doppietto elettronico completo, costituito da due elettroni con spin opposto, secondo quanto previsto dal principio di esclusione di Pauli. Alla luce della teoria degli orbitali molecolari si ha:

Numero di orbitali atomici di partenza = 2 ( un orbitale atomico per ogni atomo)

Numero di orbitali molecolari ottenuti = 2 ( uno σ1s e uno σ*1s)

Numero di elettroni totali = 4 ( due per ciascun atomo)

Configurazione elettronica della molecola σ1s ⇅  σ*1s

Dalla quale non risulta alcun eccesso di elettroni leganti e quindi un ordine di legame uguale a zero. Pertanto sulla base di tale teoria l’esistenza della molecola He2 è poco probabile.

molecola di elio

Con lo stesso ragionamento possiamo valutare se esiste la molecola Li2. L’atomo di litio Li ha numero atomico Z = 3 e la sia configurazione elettronica è 1s2 2s1. Appartenendo al gruppo II A del sistema periodico, secondo Lewis, il litio che ha un solo elettrone di valenza viene rappresentato Li·. Applichiamo agli orbitali 2s il ragionamento fatto per la molecola di idrogeno: quando i due atomi si avvicinano fino alla distanza di legame si avrà la massima attrazione e la minima repulsione. Alla luce della teoria degli orbitali molecolari si ha:

Numero di orbitali atomici di partenza = 4 ( due orbitali atomici per ogni atomo)

Numero di orbitali molecolari ottenuti = 4 ( due σ e due σ*)

Numero di elettroni totali = 6 ( tre per ciascun atomo)

Configurazione elettronica della molecola σ1s ⇅  σ*1s⇅ σ2s ⇅  σ*2s

Dalla quale risulta un eccesso di elettroni leganti uguale a due, e quindi un ordine di legame pari a 2/2 = 1. Pertanto l’esistenza della molecola Li2 in cui i due atomi di litio sono legati con un singolo legame di tipo σviene confermata dalla teoria degli orbitali molecolari.

Valutiamo ora, sulla base della teoria degli orbitali molecolari, se può essere prevista l’esistenza della molecola N2 a partire da due atomi isolati dell’elemento. L’atomo di azoto N ha numero atomico Z = 7 e la sua configurazione elettronica è 1s2, 2s2, 2p3

Numero di orbitali atomici di partenza = 10 ( cinque orbitali atomici per ogni atomo ossia i due orbitali atomici 1s e 2s e i tre orbitali atomici 2p))

Numero di orbitali molecolari ottenuti = 10 ( tre σ , tre σ*, due π e due π*)

Numero di elettroni totali = 14 ( sette per ciascun atomo)

Configurazione elettronica della molecola:

 σ1s ⇅ ,  σ*1s⇅,  σ2s ⇅ ,  σ*2s⇅ , π2py ⇅, π2pz ⇅, σ2px ⇅ ,  π*2py  ▁, π*2pz , σ*2px   ▁

dalla quale risulta un eccesso di elettroni leganti uguale a sei e quindi un ordine di legame uguale a 6/2 = 3. Pertanto l’esistenza della molecola N2 nella quale i due atomi di azoto sono legati con triplo legame, uno di tipo sigma e due di tipo pi, viene confermata dalla teoria degli orbitali molecolari

Avatar

Author: Chimicamo

Share This Post On