# 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:
* 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?).
* 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.
* ${\ce {CO2}}$
* ${\ce {CO}}$

## 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:
* ${\ce {sp^2}}$
* ${\ce {sp^3d}}$
* ${\ce {sp}}$
* ${\ce {sp^3d^2}}$

#### 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?
* ${\ce {BeH2}}$
* ${\ce {SF6}}$
* ${\ce {PO4^3-}}$
* ${\ce {PCl5}}$

#### 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?

#### 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:
* Molecola circolare ${\ce {S8}}$
* Molecola ${\ce {SO2}}$
* Molecola ${\ce {SO3}}$
* 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:
* Disegna una struttura di Lewis.
* Prevedi la geometria intorno all'atomo di carbonio.
* 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.
* Qual è la formula empirica di questo composto? (Supponi che questa sia anche la formula molecolare per le risposte alle altre domande).
* Scrivi una struttura di Lewis per il composto.
* Prevedi la forma delle molecole del composto.
* Quale ibridazione è coerente con la forma che hai previsto?

#### Esercizio 18

Considera l'acido nitroso (${\ce {HNO2}}$).
* Scrivi una struttura di Lewis.
* Quali sono la geometria elettronica e molecolare dell'ossigeno interno e dell'azoto nella molecola di ${\ce {HNO2}}$?
* 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.
* Scrivi le strutture di Lewis per ${\ce {P4S3}}$ e l'anione ${\ce {ClO3^-}}$.
* Descrivi la geometria intorno agli atomi di P, S e Cl in queste specie.
* Assegna un'ibridazione agli atomi di P, S e Cl in queste specie.
* 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 ${\ce {N2F2}}$.
* Quali forme prevedi per queste due molecole?
* 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 (${\ce {CO3^2-}}$):
* Disegna tutte le strutture di risonanza.
* 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.
* Scrivi la struttura di Lewis dell'acetonitrile e indica la direzione del momento dipolare nella molecola.
* Identifica gli orbitali ibridi utilizzati dagli atomi di carbonio nella molecola per formare legami σ.
* Descrivi gli orbitali atomici che formano i legami π nella molecola (nota: non è necessario ibridare l'azoto).

#### Esercizio 26

Per la molecola allene (${\ce {H2C=C=CH2}}$):
* Determina l'ibridazione di ciascun atomo di carbonio.
* 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:
* ${\ce {ClNO}}$ (N è l'atomo centrale)
* ${\ce {CS2}}$
* ${\ce {Cl2CO}}$ (C è l'atomo centrale)
* ${\ce {Cl2SO}}$ (S è l'atomo centrale)
* ${\ce {SO2F2}}$ (S è l'atomo centrale)
* ${\ce {XeO2F2}}$ (Xe è l'atomo centrale)
* ${\ce {ClOF2^+}}$ (Cl è l'atomo centrale)

#### Esercizio 28

Descrivi la geometria molecolare e l'ibridazione degli atomi di N, P o S nei seguenti composti:
* ${\ce {H3PO4}}$, acido fosforico, usato nelle bibite gassate.
* ${\ce {NH4NO3}}$, nitrato di ammonio, fertilizzante ed esplosivo.
* ${\ce {S2Cl2}}$, dicloruro di dis zolfo, utilizzato nella vulcanizzazione della gomma.
* ${\ce {K4[O3POPO3]}}$, 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:
* Ozone (${\ce {O3}}$), ibridazione dell'O centrale.
* Dioxide di carbonio (${\ce {CO2}}$), ibridazione del C centrale.
* Dioxide di azoto (${\ce {NO2}}$), ibridazione dell'N centrale.
* 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:
* Ibridazione di ciascun carbonio nell'acetone
* Ibridazione dello zolfo nel diossido di zolfoDiossido di zolfo
* 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?
* Orbitali molecolari σ e π.
* ψ per un orbitale atomico e ψ per un orbitale molecolare.
* 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:
* ${\ce {Na2^2+}}$
* ${\ce {Mg2^2+}}$
* ${\ce {Al2^2+}}$
* ${\ce {Si2^2+}}$
* ${\ce {P2^2+}}$
* ${\ce {S2^2+}}$
* ${\ce {F2^2+}}$
* ${\ce {Ar2^2+}}$

#### 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:
* ${\ce {H2}}$, ${\ce {H2^+}}$, ${\ce {H2^-}}$.
* ${\ce {O2}}$, ${\ce {O2^2+}}$, ${\ce {O2^2-}}$.
* ${\ce {Li2}}$, ${\ce {Be2^+}}$, ${\ce {Be2}}$.
* ${\ce {F2}}$, ${\ce {F2^+}}$, ${\ce {F2^-}}$.
* ${\ce {N2}}$, ${\ce {N2^+}}$, ${\ce {N2^-}}$.

#### 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:
* ${\ce {H}}$ e ${\ce {H2}}$.
* ${\ce {N}}$ e ${\ce {N2}}$.
* ${\ce {O}}$ e ${\ce {O2}}$.
* ${\ce {C}}$ e ${\ce {C2}}$.
* ${\ce {B}}$ 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:
* ${\ce {B2}}$ o ${\ce {B2^+}}$.
* ${\ce {F2}}$ o ${\ce {F2^+}}$.
* ${\ce {O2}}$ o ${\ce {O2^2+}}$.
* ${\ce {C2^+}}$ 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

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

#### Risposta 15

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

#### Risposta 17

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

#### Risposta 19

* Ione clorato; il P$_4$S$_3$ è come nella figura data, con aggiunti gli elettroni di valenza
* 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.
* L'ibridazione degli atomi di P, S e Cl è in tutti i casi sp^3.
* 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

* Struttura di Lewis (l'azoto ha anche un doppietto di elettroni libero che non appare nel disegno qui sotto)
* L'atomo terminale di carbonio utilizza orbitali ibridi sp^3, mentre l'atomo centrale di carbonio è ibridato sp.
* Ciascuno dei due legami π è formato dalla sovrapposizione di un orbitale 2p sul carbonio con un orbitale 2p sull'azoto.

#### Risposta 27

* sp^2.
* sp.
* sp^2.
* sp^3.
* sp^3.
* sp^3d.
* sp^3.

#### Risposta 29

* sp^2, delocalizzati.
* sp, localizzati.
* sp^2, delocalizzati.
* 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

* Somiglianze: Entrambi sono orbitali di legame che possono contenere al massimo due elettroni.
* Somiglianze: Entrambi sono costrutti quantomeccanici che rappresentano la probabilità di trovare un elettrone intorno a un atomo o una molecola.
* Somiglianze: Entrambi sono orbitali che possono contenere due elettroni.

#### 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

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

#### Risposta 43

* ${\ce {H2}}$.
* ${\ce {N2}}$.
* ${\ce {O}}$.
* ${\ce {C2}}$.
* ${\ce {B2}}$.

#### 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.