La FORMA delle MOLECOLE

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1 La FORMA delle MOLECOLE Quando una molecola è costituita da due soli atomi, non vi è alcun dubbio sulla sua forma: gli atomi sono semplicemente disposti uno accanto all altro. Le molecole formate da tre o più atomi possono invece assumere forme diverse, a volte complesse, ma che derivano quasi sempre da cinque strutture geometriche di base. In una molecola lineare, gli atomi sono disposti in linea retta. Tutte le molecole biatomiche sono lineari. Quando sono presenti tre atomi, l angolo formato dai legami covalenti, noto come angolo di legame, è di 180 : Ogni molecola o ione avente formula generale AX 2 ha una geometria lineare, con i tre atomi disposti in lenea retta. Esempi di specie chimiche aventi questo tipo di geometria sono l acido cianidrico HCN oppure lo ione NO 2+.

2 In una molecola triangolare planare, un atomo centrale si trova al centro di un triangolo i cui vertici sono occupati da altri tre atomi. Tutti gli atomi della molecola si trovano sullo stesso piano e gli angoli di legame sono di 120 : Tutti le specie chimiche aventi formula generale AX 3 hanno geometria trigonale planare; in una molecola o ione del tipo AX 2 E (dove con E abbiamo indicato una coppia di non legame presente sull atomo centrale) uno dei vertici del triangolo è occupato dal doppietto di non legame. L angolo di legame si riduce in questo caso a 118 e la geometria si dice angolare.

3 Il tetraedro è un solido regolare con quattro facce triangolari equilatere. In una molecola tetraedrica, l atomo centrale sta al centro di un tetraedro i cui vertici sono occupati da altri quattro atomi. I quattro legami di una molecola tetraedrica sono uguali fra loro, con angoli di legame di 109,5 : Tutte le molecole o ioni aventi formula generale AX 4 hanno geometria tetraedrica, con angoli di 109,5 ; nelle specie chimiche del tipo AX 3 E uno dei vertici del tetraedro è occupato da un doppietto di non legame: gli angoli si riducono a 107 e la geometria è piramidale triangolare.

4 Il una molecola o ione del tipo AX 2 E 2 due vertici del tetraedro sono occupati da coppie di non legame; l angolo di legame si riduce ulteriormente a 105 e la geometria è piegata: Una bipiramide trigonale si può pensare costituita da due piramidi trigonali (piramidi con tre facce) unite per la base. In una molecola bipiramidale trigonale, l atomo centrale è posto al centro della base condivisa ed è legato ad altri cinque atomi che si trovano ai vertici della figura. I legami e gli angoli di legame di questa struttura non sono tutti uguali. Alcuni angoli di legame sono di 90, altri di 120.

5 Un ottaedro è un solido regolare costituito da otto facce ciascuna delle quali è un triangolo equilatero. In una molecola ottaedrica, un atomo sta al centro dell ottaedro ed è legato ad altri sei atomi che occupano i vertici della figura. Tutti i legami presenti in una molecola ottaedrica sono uguali fra loro, con angoli di legame di 90 : Tutte le molecole o ioni aventi formula generale AX 5 hanno geometria bipiramidale trigonale; le molecole o ioni aventi formula generale AX 6 hanno invece geometria ottaedrica.

6 La TEORIA VSEPR consente di PREVEDERE la FORMA delle MOLECOLE Un buon modello teorico dovrebbe spiegare tutte le osservazioni note e, allo stesso tempo, consentire previsioni accurate. Il modello della repulsione delle coppie di elettroni del livello di valenza (noto come modello VSEPR, dall inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion) soddisfa entrambi i requisiti ed è concettualmente semplice. Si basa, infatti, sul principio che le coppie di elettroni, sia di legame sia non condivise, si respingono reciprocamente e si dispongono perciò nello spazio in modo da essere il più lontano possibile fra loro. Per comprendere il funzionamento di questo modello, è utile distinguere due tipi di domini elettronici: i domini di legame costituiti da elettroni condivisi fra due atomi che formano un legame; i domini di non legame costituiti da elettroni che appartengono a un singolo atomo. La teoria VSEPR si basa sul fatto che i domini elettronici tendono a disporsi il più lontano possibile fra loro, pur rimanendo, allo stesso tempo, il più vicino possibile all atomo centrale. Questa semplice teoria ci consente di prevedere la forma di una molecola.

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9 Le MOLECOLE POLARI sono ASIMMETRICHE La polarità di una molecola influenza molte proprietà fisiche della sostanza a cui appartiene, per esempio i suoi punti di ebollizione e di fusione. Ciò è dovuto al fatto che le molecole polari si attraggono reciprocamente. Come si può osservare nella figura, l estremità positiva di una molecola attrae l estremità negativa dell altra e viceversa. La forza di attrazione dipende sia dalla quantità di carica presente alle due estremità sia dalla distanza fra le cariche. Il grado di polarità è espresso quantitativamente dal vettore momento di dipolo, che si ottiene moltiplicando la carica parziale presente ai due estremi per la distanza fra le cariche.

10 Il momento di dipolo di una molecola può essere determinato sperimentalmente e ciò porta a un interessante osservazione. Esistono molte molecole che mostrano un momento nullo nonostante contengano legami polari. Si tratta, quindi, di molecole non polari che contengono legami polari. Questo fatto può essere spiegato esaminando il ruolo chiave giocato dalla struttura molecolare nel determinare la polarità delle molecole

11 Consideriamo, per esempio, la molecola HCl, in cui sono presenti due soli atomi e quindi un solo legame. Questo legame è polare perché l elettronegatività dei due atomi è diversa; ciò significa che gli atomi alle due estremità del legame presentano un addensamento di carica di segno opposto. Una molecola di questo tipo, con cariche uguali ma di segno opposto alle sue estremità, è una molecola polare. In effetti, qualsiasi molecola formata da due soli atomi con elettronegatività diversa è necessariamente polare. Nel caso di molecole che contengono più di due atomi, occorre invece considerare l effetto combinato di tutti i legami polari. A volte, quando gli atomi legati all atomo centrale sono uguali fra loro, l effetto dei singoli legami polari si annulla e la molecola nel suo insieme è apolare (non polare).

12 Se tutti gli atomi legati all atomo centrale sono uguali, anche le molecole con geometria bipiramidale trigonale e ottaedrica sono apolari. Tutte le forme geometriche di base sono «bilanciate» o simmetriche quando gli atomi periferici sono identici fra loro. Se, invece, l atomo centrale è legato ad atomi diversi fra loro o presenta domini di non legame, la molecola è generalmente polare. Per esempio, in CHCl 3 uno degli atomi della struttura tetraedrica è diverso dagli altri. Il legame C-H ha una polarità diversa rispetto ai legami C-Cl e i dipoli non si annullano. Una struttura «sbilanciata» come questa si dice asimmetrica.

13 Se tutti gli atomi legati all atomo centrale sono uguali, anche le molecole con geometria bipiramidale trigonale e ottaedrica sono apolari. Tutte le forme geometriche di base sono «bilanciate» o simmetriche quando gli atomi periferici sono identici fra loro. Se, invece, l atomo centrale è legato ad atomi diversi fra loro o presenta domini di non legame, la molecola è generalmente polare. Per esempio, in CHCl 3 uno degli atomi della struttura tetraedrica è diverso dagli altri. Il legame C-H ha una polarità diversa rispetto ai legami C-Cl e i dipoli non si annullano. Una struttura «sbilanciata» come questa si dice asimmetrica.

14 POLARITA e SOLUBILITA La polarità delle molecole ne definisce la corrispondente solubilità; i solventi sciolgono infatti le sostanze che hanno polarità simile: solventi polari sciolgono sostanze polari, solventi apolari solubilizzano sostanze apolari.

15 Le forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Si conoscono due tipi di legami intermolecolari: 1. le forze dipolo-dipolo e di London; 2. i legami a idrogeno. Le forze dipolo-dipolo sono forze di attrazione elettrostatica tra dipoli permanenti, che si manifestano allo stato liquido oppure solido. L intensità di queste forze aumenta all aumentare del momento dipolare..

16 Le forze di London o interazioni dipolo istantaneo-dipolo indotto sono invece dovute all attrazione tra i dipoli temporanei di molecole apolari vicine; queste interazioni sono possibili a causa del continuo cambiamento di posizione degli elettroni in una molecola che può dare luogo in un certo istante a un dipolo istantaneo. Quest ultimo può creare per induzione in una molecola adiacente una temporanea polarizzazione (dipolo indotto) portando così alla formazione di forze attrattive.

17 Il legame a idrogeno è una forza attrattiva che si instaura tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera (N, O, F).

18 ESERCIZI Rappresenta la formula di struttura per le seguenti molecole: Br 2, HF, N 2 O 5, HPO 2, HNO 2, ICl, P 2 O 3, HClO, Cl 2 O 3, I 2 O 5, HBrO 3, H 2 SO 4, H 3 AsO 4, P 2 O 5, I 2 O 7, HClO 2, HSbO 3, H 4 P 2 O 7. Rappresenta la struttura di Lewis per i seguenti ioni biatomici: OH -, NO +, NH 2-, HS -, BrO -, NH 4+. Specificare e rappresentare la geometria, precisando l angolo di legame, delle seguenti molecole e ioni poliatomici: H 2 S, SiBr 4, BeF 2, OPCl 3, SO 2-3, PO 3-4, NH 2-, BrO 3-.

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