Chimica per il liceo/La teoria VB e gli orbitali ibridi/Esercizi

Teoria del legame di valenza

Esercizio 1

Spiega in che modo i legami σ e π sono simili e in che modo sono diversi.

Esercizio 2

Disegna una curva che descriva l'energia di un sistema con atomi di H e Cl a distanze variabili. Trova il minimo energetico di questa curva in due modi:

1. Usa l'energia di legame trovata nella Tabella 8.1 per calcolare l'energia di un singolo legame HCl (Suggerimento: Quanti legami sono in una mole?).
2. Usa l'entalpia di reazione e le energie di legame per ${\ce {H2}}$ e ${\ce {Cl2}}$ per risolvere l'energia di un mole di legami HCl.

${\ce {H2(g) + Cl2(g) -> 2HCl(g)}}$ - △H_(rxn)° = −184.7 kJ/mol

Esercizio 3

Spiega perché i legami avvengono a distanze medie specifiche invece di permettere agli atomi di avvicinarsi infinitamente.

Esercizio 4

Usa la teoria del legame di valenza per spiegare i legami in ${\ce {F2}}$, ${\ce {HF}}$, e ${\ce {ClBr}}$. Disegna la sovrapposizione degli orbitali atomici coinvolti nei legami.

Esercizio 5

Usa la teoria del legame di valenza per spiegare i legami in ${\ce {O2}}$. Disegna la sovrapposizione degli orbitali atomici coinvolti nei legami in ${\ce {O2}}$.

Esercizio 6

Quanti legami σ e π sono presenti nella molecola ${\ce {HCN}}$?

Esercizio 7

Un amico sostiene che ${\ce {N2}}$ abbia tre legami π dovuti alla sovrapposizione dei tre orbitali p su ciascun atomo di azoto. Sei d'accordo? Spiega.

Esercizio 8

Disegna le strutture di Lewis per ${\ce {CO2}}$ e ${\ce {CO}}$, e prevedi il numero di legami σ e π per ciascuna molecola.

1. ${\ce {CO2}}$
2. ${\ce {CO}}$

Orbitali atomici ibridi

Esercizio 9

Perché il concetto di ibridazione è richiesto nella teoria del legame di valenza?

Esercizio 10

Fornisci la forma che descrive ciascun insieme di orbitali ibridi:

1. ${\ce {sp^2}}$
2. ${\ce {sp^3d}}$
3. ${\ce {sp}}$
4. ${\ce {sp^3d^2}}$

Esercizio 11

Spiega perché un atomo di carbonio non può formare cinque legami utilizzando orbitali ibridi ${\ce {sp^3d}}$.

Esercizio 12

Qual è l'ibridazione dell'atomo centrale in ciascuno dei seguenti?

1. ${\ce {BeH2}}$
2. ${\ce {SF6}}$
3. ${\ce {PO4^3-}}$
4. ${\ce {PCl5}}$

Esercizio 13

Una molecola con formula ${\ce {AB3}}$ potrebbe avere una delle quattro forme diverse. Fornisci la forma e l'ibridazione dell'atomo centrale A per ciascuna.

Esercizio 14

La metionina, ${\ce {CH3SCH2CH2CH(NH2)CO2H}}$, è un amminoacido presente nelle proteine. La struttura di Lewis di questo composto è mostrata sotto. Qual è il tipo di ibridazione di ciascun atomo di carbonio, ossigeno, azoto e zolfo?

Amminoacido metionina formula

Esercizio 15

L'acido solforico è prodotto da una serie di reazioni rappresentate dalle seguenti equazioni: ${\ce {S8(s) + 8O2(g) -> 8SO2(g)}}$, poi ${\ce {2SO2(g) + O2(g) -> 2SO3(g)}}$, poi ${\ce {SO3(g) + H2O(l) -> H2SO4(l)}}$

Disegna una struttura di Lewis, prevedi la geometria molecolare con VSEPR e determina l'ibridazione dello zolfo per i seguenti:

1. Molecola circolare ${\ce {S8}}$
2. Molecola ${\ce {SO2}}$
3. Molecola ${\ce {SO3}}$
4. Molecola ${\ce {H2SO4}}$ (gli atomi di idrogeno sono legati agli atomi di ossigeno)

Teoria del legame di valenza

Esercizio 16

Due importanti prodotti chimici industriali, l'etene (${\ce {C2H4}}$) e il propene (${\ce {C3H6}}$), sono prodotti attraverso il processo di cracking termico. Per ciascuno dei quattro composti del carbonio, esegui quanto segue:

1. Disegna una struttura di Lewis.
2. Prevedi la geometria intorno all'atomo di carbonio.
3. Determina l'ibridazione di ciascun tipo di atomo di carbonio.

Esercizio 17

Un'analisi di un composto indica che contiene il 77,55% di Xe e il 22,45% di F in massa.

1. Qual è la formula empirica di questo composto? (Supponi che questa sia anche la formula molecolare per le risposte alle altre domande).
2. Scrivi una struttura di Lewis per il composto.
3. Prevedi la forma delle molecole del composto.
4. Quale ibridazione è coerente con la forma che hai previsto?

Esercizio 18

Considera l'acido nitroso (${\ce {HNO2}}$).

1. Scrivi una struttura di Lewis.
2. Quali sono la geometria elettronica e molecolare dell'ossigeno interno e dell'azoto nella molecola di ${\ce {HNO2}}$?
3. Qual è l'ibridazione dell'ossigeno interno e dell'azoto nella molecola di ${\ce {HNO2}}$?

Esercizio 19

I fiammiferi "strike-anywhere" contengono uno strato di ${\ce {KClO3}}$ e uno strato di ${\ce {P4S3}}$. Il calore prodotto dall'attrito accende una reazione vigorosa tra questi composti.

P₄S₃

1. Scrivi le strutture di Lewis per ${\ce {P4S3}}$ e l'anione ${\ce {ClO3^-}}$.
2. Descrivi la geometria intorno agli atomi di P, S e Cl in queste specie.
3. Assegna un'ibridazione agli atomi di P, S e Cl in queste specie.
4. Determina gli stati di ossidazione e la carica formale degli atomi in ${\ce {P4S3}}$ e nell'anione ${\ce {ClO3^-}}$.

Esercizio 20

Identifica l'ibridazione di ciascun atomo di carbonio nella seguente molecola (viene fornita la disposizione degli atomi; determina quante connessioni hanno tra loro).

Esercizio 21

Scrivi le strutture di Lewis per ${\ce {NF3}}$ e ${\ce {PF5}}$. Basandoti sugli orbitali ibridi, spiega perché ${\ce {NF3}}$, ${\ce {PF3}}$, e ${\ce {PF5}}$ sono molecole stabili, ma ${\ce {NF5}}$ non esiste.

Esercizio 22

Oltre a ${\ce {NF3}}$, sono conosciuti altri due derivati fluorurati dell'azoto: ${\ce {N2F4}}$ e ${\ce {N2F2}}$.

1. Quali forme prevedi per queste due molecole?
2. Qual è l'ibridazione per l'azoto in ciascuna molecola?

Legami multipli

Esercizio 23

L'energia di legame di un singolo legame ${\ce {C-C}}$ è in media 347 kJ/mol, mentre quella di un triplo legame C≡C è in media 839 kJ/mol. Spiega perché il triplo legame non è tre volte più forte di un legame singolo.

Esercizio 24

Per lo ione carbonato (${\ce {CO3^2-}}$):

1. Disegna tutte le strutture di risonanza.
2. Identifica quali orbitali si sovrappongono per creare ciascun legame.

Esercizio 25

Un solvente utile per sciogliere sali e composti organici è l'acetonitrile (${\ce {H3CCN}}$), presente nei solventi per vernici.

1. Scrivi la struttura di Lewis dell'acetonitrile e indica la direzione del momento dipolare nella molecola.
2. Identifica gli orbitali ibridi utilizzati dagli atomi di carbonio nella molecola per formare legami σ.
3. Descrivi gli orbitali atomici che formano i legami π nella molecola (nota: non è necessario ibridare l'azoto).

Esercizio 26

Per la molecola allene (${\ce {H2C=C=CH2}}$):

1. Determina l'ibridazione di ciascun atomo di carbonio.
2. Gli atomi di idrogeno si troveranno sullo stesso piano o su piani perpendicolari?

Esercizio 27

Identifica l'ibridazione dell'atomo centrale nelle seguenti molecole e ioni che contengono legami multipli:

1. ${\ce {ClNO}}$ (N è l'atomo centrale)
2. ${\ce {CS2}}$
3. ${\ce {Cl2CO}}$ (C è l'atomo centrale)
4. ${\ce {Cl2SO}}$ (S è l'atomo centrale)
5. ${\ce {SO2F2}}$ (S è l'atomo centrale)
6. ${\ce {XeO2F2}}$ (Xe è l'atomo centrale)
7. ${\ce {ClOF2^+}}$ (Cl è l'atomo centrale)

Esercizio 28

Descrivi la geometria molecolare e l'ibridazione degli atomi di N, P o S nei seguenti composti:

1. ${\ce {H3PO4}}$, acido fosforico, usato nelle bibite gassate.
2. ${\ce {NH4NO3}}$, nitrato di ammonio, fertilizzante ed esplosivo.
3. ${\ce {S2Cl2}}$, dicloruro di dis zolfo, utilizzato nella vulcanizzazione della gomma.
4. ${\ce {K4[O3POPO3]}}$, pirofosfato di potassio, un ingrediente presente in alcuni dentifrici.

Esercizio 29

Per ciascuna delle seguenti molecole, indica l'ibridazione richiesta e se gli elettroni saranno delocalizzati:

1. Ozone (${\ce {O3}}$), ibridazione dell'O centrale.
2. Dioxide di carbonio (${\ce {CO2}}$), ibridazione del C centrale.
3. Dioxide di azoto (${\ce {NO2}}$), ibridazione dell'N centrale.
4. Ione fosfato (${\ce {PO4^3-}}$), ibridazione del P centrale.

Esercizio 30

Per ciascuna delle seguenti strutture, determina l'ibridazione richiesta e se gli elettroni saranno delocalizzati:

1. Ibridazione di ciascun carbonio nell'acetone

   

2. Ibridazione dello zolfo nel diossido di zolfo

   

   Diossido di zolfo

3. Tutti gli atomi nella piridina

   

Esercizio 31

Disegna il diagramma orbitale per il carbonio in ${\ce {CO2}}$, mostrando quanti elettroni dell'atomo di carbonio si trovano in ciascun orbitale.

Teoria dell’orbitale molecolare

Esercizio 32

Disegna la distribuzione della densità elettronica negli orbitali molecolari di legame e antilegame formati da due orbitali s e da due orbitali p.

Esercizio 33

Come sono simili e come differiscono i seguenti?

1. Orbitali molecolari σ e π.
2. ψ per un orbitale atomico e ψ per un orbitale molecolare.
3. Orbitali di legame e orbitali di antilegame.

Esercizio 34

Se si combinano cinque orbitali atomici da un atomo A e cinque orbitali atomici da un atomo B, quanti orbitali molecolari risultano?

Esercizio 35

Un molecola con un numero dispari di elettroni può mai essere diamagnetica? Spiega il perché.

Esercizio 36

Una molecola con un numero pari di elettroni può mai essere paramagnetica? Spiega il perché.

Esercizio 37

Perché gli orbitali molecolari di legame sono più bassi in energia rispetto agli orbitali atomici da cui derivano?

Esercizio 38

Calcola l'ordine di legame per un ione con la seguente configurazione elettronica: (σ 2s)² (σ 2s*)² (σ 2px)² (π 2py, π 2pz)⁴ (π 2py*, π 2pz*)³

Esercizio 39

Spiega perché un elettrone nell'orbitale molecolare di legame nella molecola ${\ce {H2}}$ ha un'energia più bassa rispetto a un elettrone nell'orbitale atomico 1s di ciascun atomo di idrogeno separato.

Esercizio 40

Prevedi le configurazioni degli orbitali molecolari di valenza per i seguenti ioni e indica se saranno stabili o instabili:

1. ${\ce {Na2^2+}}$
2. ${\ce {Mg2^2+}}$
3. ${\ce {Al2^2+}}$
4. ${\ce {Si2^2+}}$
5. ${\ce {P2^2+}}$
6. ${\ce {S2^2+}}$
7. ${\ce {F2^2+}}$
8. ${\ce {Ar2^2+}}$

Esercizio 41

Determina l'ordine di legame per ciascun membro dei seguenti gruppi e identifica quale membro di ciascun gruppo ha il legame più forte secondo il modello dell'orbitale molecolare:

1. ${\ce {H2}}$, ${\ce {H2^+}}$, ${\ce {H2^-}}$.
2. ${\ce {O2}}$, ${\ce {O2^2+}}$, ${\ce {O2^2-}}$.
3. ${\ce {Li2}}$, ${\ce {Be2^+}}$, ${\ce {Be2}}$.
4. ${\ce {F2}}$, ${\ce {F2^+}}$, ${\ce {F2^-}}$.
5. ${\ce {N2}}$, ${\ce {N2^+}}$, ${\ce {N2^-}}$.

Esercizio 42

Per la prima energia di ionizzazione di una molecola di ${\ce {N2}}$, da quale orbitale molecolare viene rimosso l'elettrone?

Esercizio 43

Confronta i diagrammi di orbitali atomici e molecolari per identificare quale membro di ciascuna delle seguenti coppie ha l'energia di prima ionizzazione più alta (l'elettrone più fortemente legato) in fase gassosa:

1. ${\ce {H}}$ e ${\ce {H2}}$.
2. ${\ce {N}}$ e ${\ce {N2}}$.
3. ${\ce {O}}$ e ${\ce {O2}}$.
4. ${\ce {C}}$ e ${\ce {C2}}$.
5. ${\ce {B}}$ e ${\ce {B2}}$.

Esercizio 44

Quali molecole biatomiche omonucleari del periodo 2 sono previste essere paramagnetiche?

Esercizio 45

Un amico sostiene che l'orbitale 2s del fluoro inizi a un'energia molto più bassa rispetto all'orbitale 2s del litio, quindi l'orbitale molecolare σ 2s nella molecola ${\ce {F2}}$ è più stabile che in ${\ce {Li2}}$. Sei d'accordo? Spiega.

Esercizio 46

Vero o falso: il boro ha elettroni di valenza ${\ce {2s^2 2p^1}}$, quindi è necessario un solo orbitale p per formare orbitali molecolari. Spiega.

Esercizio 47

Quale carica è necessaria sulla molecola ${\ce {F2}}$ per generare un ione con ordine di legame pari a 2?

Esercizio 48

Prevedi se il diagramma degli orbitali molecolari per ${\ce {S2}}$ mostrerà il mescolamento s-p.

Esercizio 49

Spiega perché ${\ce {N2^2+}}$ è diamagnetico, mentre ${\ce {O2^4+}}$, che ha lo stesso numero di elettroni di valenza, è paramagnetico.

Esercizio 50

Utilizzando i diagrammi degli orbitali molecolari, prevedi l'ordine di legame per il legame più forte in ciascuna coppia:

1. ${\ce {B2}}$ o ${\ce {B2^+}}$.
2. ${\ce {F2}}$ o ${\ce {F2^+}}$.
3. ${\ce {O2}}$ o ${\ce {O2^2+}}$.
4. ${\ce {C2^+}}$ o ${\ce {C2^-}}$.

Risposte agli esercizi

Risposta 1

Somiglianze: Entrambi i tipi di legame derivano dalla sovrapposizione degli orbitali atomici di atomi adiacenti e contengono al massimo due elettroni. Differenze: I legami σ sono più forti, risultano dalla sovrapposizione "end-to-end" e tutti i legami singoli sono σ; i legami π tra due atomi sono più deboli perché derivano dalla sovrapposizione "side-by-side" e i legami multipli contengono uno o più legami π (oltre al legame σ).

Risposta 3

La distanza media specifica di legame è quella con la minore energia. A distanze inferiori alla distanza di legame, le cariche positive dei due nuclei si respingono, facendo aumentare l'energia complessiva.

Risposta 5

Legame: Un legame σ e un legame π. Gli orbitali s sono pieni e non si sovrappongono. Gli orbitali p si sovrappongono lungo l'asse per formare un legame σ e lateralmente per formare il legame π.

Risposta 7

No, due degli orbitali p (uno su ciascun atomo di N) saranno orientati "end-to-end" e formeranno un legame σ.

Risposta 9

L'ibridazione è introdotta per spiegare la geometria degli orbitali di legame nella teoria del legame di valenza.

Risposta 11

Non ci sono orbitali d nello strato di valenza del carbonio.

Risposta 13

1. Planare trigonale, sp^2.
2. Piramidale trigonale (una coppia solitaria su A), sp^3.
3. A forma di T (due coppie solitarie su A), sp^3d.
4. Lineare (tre coppie solitarie su A), sp^3d^2.

Risposta 15

1. Ogni atomo di S ha una geometria piegata (109°), sp^3.
2. Geometria piegata (120°), sp^2.
3. Planare trigonale, sp^2.
4. Tetraedrica, sp^3.

Risposta 17

1. ${\ce {XeF2}}$.
2. Lineare.
3. Ibridazione sp^3d.

Risposta 19

1. Ione clorato; il P₄S₃ è come nella figura data, con aggiunti gli elettroni di valenza

   

2. Gli atomi di P hanno geometria piramidale trigonale; gli atomi di S hanno geometria piegata, con due coppie solitarie; gli atomi di Cl hanno geometria piramidale trigonale.
3. L'ibridazione degli atomi di P, S e Cl è in tutti i casi sp^3.
4. Stati di ossidazione: P +1, S -1, Cl +5, O -2. Cariche formali: P 0, S 0, Cl +2, O -1.

Risposta 21

Fosforo e azoto possono formare orbitali ibridi sp^3 per formare tre legami e mantenere una coppia solitaria in ${\ce {PF3}}$ e ${\ce {NF3}}$, rispettivamente. Tuttavia, l'azoto non ha orbitali d di valenza, quindi non può formare un insieme di orbitali ibridi sp^3d per legarsi a cinque atomi di fluoro in ${\ce {NF5}}$. Il fosforo possiede orbitali d e può legarsi a cinque atomi di fluoro con orbitali ibridi sp^3d in ${\ce {PF5}}$.

Risposta 23

Un triplo legame consiste in un legame σ e due legami π. Un legame σ è più forte di un legame π a causa della maggiore sovrapposizione.

Risposta 25

1. Struttura di Lewis (l'azoto ha anche un doppietto di elettroni libero che non appare nel disegno qui sotto)

   

2. L'atomo terminale di carbonio utilizza orbitali ibridi sp^3, mentre l'atomo centrale di carbonio è ibridato sp.
3. Ciascuno dei due legami π è formato dalla sovrapposizione di un orbitale 2p sul carbonio con un orbitale 2p sull'azoto.

Risposta 27

1. sp^2.
2. sp.
3. sp^2.
4. sp^3.
5. sp^3.
6. sp^3d.
7. sp^3.

Risposta 29

1. sp^2, delocalizzati.
2. sp, localizzati.
3. sp^2, delocalizzati.
4. sp^3, delocalizzati.

Risposta 31

Ciascuno dei quattro elettroni si trova in un orbitale separato e si sovrappone con un elettrone su un atomo di ossigeno.

Risposta 33

1. Somiglianze: Entrambi sono orbitali di legame che possono contenere al massimo due elettroni.

  Differenze: Gli orbitali σ sono combinazioni "end-to-end" di orbitali atomici, mentre gli orbitali π derivano dalla sovrapposizione "side-by-side".  

1. Somiglianze: Entrambi sono costrutti quantomeccanici che rappresentano la probabilità di trovare un elettrone intorno a un atomo o una molecola.

  Differenze: ψ per un orbitale atomico descrive il comportamento di un elettrone alla volta basandosi sull'atomo. Per una molecola, ψ rappresenta una combinazione matematica di orbitali atomici.  

1. Somiglianze: Entrambi sono orbitali che possono contenere due elettroni.

  Differenze: Gli orbitali di legame contribuiscono a mantenere insieme due o più atomi. Gli orbitali di antilegame destabilizzano i legami che si formano.

Risposta 35

Un numero dispari di elettroni non può mai essere appaiato, indipendentemente dalla disposizione degli orbitali molecolari. Sarà sempre paramagnetico.

Risposta 37

Gli orbitali di legame hanno una densità elettronica in prossimità di più di un nucleo. L'interazione tra i nuclei positivamente caricati e gli elettroni negativi nei legami stabilizza il sistema.

Risposta 39

L'accoppiamento dei due elettroni di legame abbassa l'energia del sistema rispetto all'energia degli elettroni non legati.

Risposta 41

1. Ordine di legame di ${\ce {H2}}$ = 1, ${\ce {H2^+}}$ = 0.5, ${\ce {H2^-}}$ = 0.5. Il legame più forte è ${\ce {H2}}$.
2. Ordine di legame di ${\ce {O2}}$ = 2, ${\ce {O2^2+}}$ = 3, ${\ce {O2^2-}}$ = 1. Il legame più forte è ${\ce {O2^2+}}$.
3. Ordine di legame di ${\ce {Li2}}$ = 1, ${\ce {Be2^+}}$ = 0.5, ${\ce {Be2}}$ = 0. Il legame più forte è ${\ce {Li2}}$.
4. Ordine di legame di ${\ce {F2}}$ = 1, ${\ce {F2^+}}$ = 1.5, ${\ce {F2^-}}$ = 0.5. Il legame più forte è ${\ce {F2^+}}$.
5. Ordine di legame di ${\ce {N2}}$ = 3, ${\ce {N2^+}}$ = 2.5, ${\ce {N2^-}}$ = 2.5. Il legame più forte è ${\ce {N2}}$.

Risposta 43

1. ${\ce {H2}}$.
2. ${\ce {N2}}$.
3. ${\ce {O}}$.
4. ${\ce {C2}}$.
5. ${\ce {B2}}$.

Risposta 45

Sì, il fluoro è un atomo più piccolo del litio, quindi gli orbitali 2s sono più vicini al nucleo e più stabili.

Risposta 47

La carica necessaria è ${\ce {2+}}$.

Risposta 49

${\ce {N2}}$ ha mescolamento s-p, quindi gli orbitali π sono gli ultimi a essere riempiti in ${\ce {N2^2+}}$. ${\ce {O2}}$ non ha mescolamento s-p, quindi l'orbitale σp si riempie prima degli orbitali π.