Traccia: T8) Descrivere come dedurre la Polarità delle molecole dalla geometria molecolare La molecola è un’entità con carica elettrica neutra composta da due o più atomi che mettono in comune
delle coppie di elettroni formando un legame chimico covalente.
Viene introdotto un momento di dipolo, quando esiste una distribuzione non uniforme di carica elettrica
all’interno del legame.
I legami covalenti che mostrano un momento di dipolo sono detti legami covalenti polari.
Si parla di polarità quando una molecola polare mostra una parziale carica negativa su una parte della
molecola e una parziale carica positiva su un’altra parte opposta alla molecola. Se quest’ultima non presenta
il fenomeno della polarità viene detta apolare.
Esempio: La molecola dell'anidride carbonica CO2 è apolare poiché i due dipoli sono opposti e si annullano
a vicenda
La molecola dell'OF2 è polare perché i legami covalenti sono polari e disposti in maniera da non annullarsi
Determinare se una molecola è polare o apolare è importante perché le molecole polari tendono a
comportarsi diversamente dalle molecole che non lo sono. Acqua e olio, per esempio, non si mescolano
perché le molecole di acqua sono polari mentre quelle dell’olio sono generalmente apolari.
Le molecole polari interagiscono fortemente con le altre molecole polari perché l’estremità positiva di una
molecola viene attratta dall’estremità negativa di un’altra.
Le forme assunte dalle molecole si possono prevedere combinando la teoria di Lewis con la teoria di
VSEPR(acronimo dall'inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion, cioè repulsione delle coppie
elettroniche nel guscio di valenza) che permette di prevedere la geometria delle molecole, secondo la quale le
coppie di elettroni più esterne, avendo tutte la stessa carica negativa, tendono a respingersi le une con le altre
e a disporsi il più lontano possibile.
Questa repulsione, tra le cariche negative dei gruppi elettronici collocati sull’atomo centrale, determina la
geometria della molecola.
I principi fondamentali della teoria sono i seguenti:
1.
Le coppie elettroniche interessate sono sia quelle impegnate nei legami che l’atomo centrale stabilisce con
gli altri atomi ( coppie condivise), sia quelle libere ( coppie non condivise), purché appartenenti all’ultimo
livello.
2.
I doppi e i tripli legami si considerano come un legame semplice, in quanto la nuvola elettronica del
legame multiplo ha un’unica direzione e l’effetto è quindi lo stesso di un’unica coppia.
3.
Le coppie non condivise, essendo più dilatate nello spazio di quelle impegnate in un legame, esercitano
una forza repulsiva più intensa sulle altre coppie, fattore che influisce sul valore dell’angolo di legame
Sulla base di semplici considerazioni geometriche si può dimostrare la seguente corrispondenza:
N° di coppie
Geometria
2
lineare
3
trigonale planare
4
tetraedrica
5
trigonale bipiramidale
6
ottaedrica
Esempio: Consideriamo la molecola CO2, che ha la seguente struttura di Lewis
La geometria di questa molecola è determinata dalla repulsione fra i due gruppi elettronici(costituiti dai due
legami doppi) presenti sull’atomo centrale. Questi due gruppi elettronici tendono a posizionarsi il più lontano
possibile l’uno dall’altro con un conseguente angolo di legame 180° e una geometria lineare per la molecola
CO2.
Nel caso di quattro coppie elettroniche condivise, come nel caso di CH4 , si ha una geometria tetraedrica con
angoli di legame di 109.28°
Come esempio di tre coppie di legame e una non condivisa, si può citare l’ammoniaca la cui geometria è
piramidale trigonale. Si può immaginare che la coppia elettronica non condivisa completi un tetraedro
distorto come si può vedere in figura: