La forma delle molecole

Le formule di Lewis sono una rappresentazione conveniente degli elettroni di valenza che  consente di seguire gli elettroni di valenza durante la formazione dei legami. Consiste nel simbolo chimico dell’elemento, più un punto per ogni elettrone di valenza. Ad esempio la configurazione elettronica dello zolfo è [Ne]3s2 3p4 , quindi ha sei elettroni di valenza. Il suo simbolo di Lewis sarà:

I punti (che rappresentano elettroni) si collocano ai quattro lati del simbolo atomico. Ogni lato può accomodare fino a 2 elettroni.

La geometria molecolare è la disposizione relativa nello spazio degli atomi costituenti una molecola o di un composto covalente a struttura infinita. Essa si esprime in termini di angoli di legame.

Il modello delle repulsioni fra coppie elettroniche del guscio di valenza, cioè la VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion, permette di prevedere la disposizione spaziale degli atomi legati a un atomo centrale in base al numero di coppie elettroniche esistenti nel guscio di valenza.A tale scopo, si considera che le coppie elettroniche (di legame e solitarie) occupino degli spazi sferici intorno al nucleo (sfere elettroniche).

Ciascuna coppia può essere localizzata fra due atomi (coppia di legame) o su un solo atomo (coppia solitaria).

Le coppie di elettroni in un guscio di valenza si dispongono in modo da rendere massima la distanza di mutua separazione, ovvero, le coppie elettroniche si comportano come se esercitassero un reciproco effetto repulsivo:

Numero di coppie	Poliedro previsto
2	Lineare
3	Triangolo equilatero
4	Tetraedro
5	Bipiramide Trigonale
6	Ottaedro
7	Ottaedro Monopiramidato
8	Antiprisma quadrato
9	Prisma Trigonale tripiramidato

VIDEO: la VSEPR in musica:

Secondo la teoria del Legame di Valenza, cioè la teoria VB o Valence Bond, la direzione in cui si forma il legame è quella che porta alla massima sovrapposizione fra gli orbitali atomici.

La massima stabilizzazione energetica dovuta al legame si ha, quindi, quando l’asse del legame (asse internucleare) coincide con l’asse principale degli orbitali atomici che si devono sovrapporre. Per tanto la teoria VB utilizza il concetto di ibridizzazione degli orbitali atomici per spiegare (e all’occorrenza) prevedere la geometria delle molecole.

Procedura generale per ricavare le formule di Lewis:

1.           Somma gli elettroni di valenza di tutti gli atomi (gli elettroni di valenza coincidono col gruppo di appartenenza per ogni elemento)

2.           Aggiungi un elettrone per ogni carica negativa indicata, sottrai un elettrone per ogni carica positiva indicata

3.           Individua l’atomo centrale (usualmente quello meno elettronegativo o, meglio, quello che ha bisogno di formare più legami covalenti per raggiungere l’ottetto e/o possiede più orbitali vuoti).

4.           Scrivi i simboli per gli altri atomi attorno a quello centrale nel modo più simmetrico possibile; in genere se gli atomi esterni (periferici) sono atomi di ossigeno, gli atomi H sono legati a questi e non direttamente all’atomo centrale (tranne eccezioni).

5.           Distribuisci gli elettroni di valenza totali nel seguente modo:

ü  prima i legami singoli tra l’atomo centrale e quelli periferici legame singolo.

ü  poi completa gli ottetti degli atomi legati all’atomo centrale (H ne ha solo due già colocati nel legame singolo con l’ossigeno o l’atomo centrale)

ü  infine colloca qualsiasi elettrone rimanente sull’atomo centrale

6.           Se non ci sono elettroni sufficienti per dare all’atomo centrale un ottetto, prova legami multipli (usa uno o più doppietti non condivisi di elettroni degli atomi legati all’atomo centrale per formare legami doppi o tripli)

7.           Somma le coppie solitarie sull’atomo centrale con i legami σ da esso formati = numero sterico. Da questo ricava ibridazione e geometria

8.           Calcola le cariche formali (CF) su ciascun atomo nel seguente modo:

CF = il numero di elettroni di valenza dell’atomo isolato – (il numero di elettroni esterni di non legame che circondano l’atomo nella struttura + il numero di legami da esso formati)

Se c’è separazione di cariche formali la molecola è un ibrido di risonanza. Allora si scrivono le possibili strutture limite spostando le coppie di elettroni mobili (cioè gli elettroni dei legami sigma e le coppie di non legame degli atomi periferici) da dove ce ne sono di più (ovvero dove si trovano CF negative) verso dove ce ne sono di meno (ovvero verso CF positive) tenendo presente tuttavia che solo gli atomi dal terzo periodo in poi possono espandere l’ottetto quindi se l’atomo centrale appartiene al secondo periodo della tavola periodica non sono ammesse strutture in cui esso è circondato da più di quattro coppie di elettroni. Le formule limite più probabili, in generale, sono quelle con minor numero di cariche totali.

numero sterico	ibridizzazione dell’atomo centrale (angolo)	Modello VSEPR	Geometria molecolare
2	sp (180°)	AX2 AXE	Lineare Lineare
3	sp2 (120°)	AX3 AX2E AXE2	Trigonale planare Planare angolata Lineare
4	sp3 (109,5°)	AX4 AX3E AX2E2	Tetraedrica Piramidale a base triangolare Planare angolata
5	dsp3  (90°, 120°)	AX5 AX4E AX3E2 AX2E3	Bipiramidale a base triangolare A cavalletto A “T” Lineare
6	d2sp3 (90°)	AX6 AX5E AX4E2	Ottaedrica Piramidale a base quadrata Quadrata planare

dove A = atomo centrale, X = atomo periferico ed E = coppia di non legame sull’atomo centrale.

9.           Calcola i numeri di ossidazione (N.O.) di ciascun atomo nel seguente modo:

N.O. = il numero di elettroni di valenza dell’atomo isolato – il numero di elettroni esterni di legame e di non legame che circondano l’atomo nella struttura  (assegnando tutti gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo).

Prendiamo due esempi, SO₃ anidride solforica, e SO₃^2– ione solfito:

Per SO₃ si ha: 6 elettroni dallo zolfo e 6 x 3 elettroni dall’ossigeno = 24 elettroni = 12 coppie.

Per SO₃^2– si aggiungono 2 elettroni per un totale di 13 coppie.

Nel caso di SO₃ ogni O avrà tre doppietti, oltre a quello di legame, mentre S avrà solo i tre doppietti di legame (perciò con soli 6 elettroni attorno); la struttura è trigonale planare.

Nel caso di SO₃^2– avremo, in più, un doppietto libero su S: ciò comporterà una repulsione rispetto ai doppietti di legame S–O, con la trasformazione della struttura da trigonale a tetraedrica distorta; ma in questo caso anche S avrà il suo ottetto completo. Le formule limite più probabili per SO₃ e SO₃^2–:

In quasi tutte S ha espansione dell'ottetto.

Ogni formula contribuisce tre volte, variando ogni volta gli O.

Per quanto riguarda il numero di ossidazione, nel caso di SO₃ ogni O avrà 8 elettroni (NO = 6 – 8 = –2), oltre a quello di legame, mentre S non ne ha alcuno (NO = 6 – 0 = +6).

Nel caso di SO₃^2– avremo: NO(O) = 6 – 8 = –2; NO(S) = 6 – 2 = +4.

Fanno eccezione l'Acido ipofosforoso  H₃PO₂, l'Acido ortofosforoso  H₃PO₃, lo ione tiosolfato  S₂O₃^-2 e l'anidride clorosa Cl₂O₃ .