Laboratorio di chimica in casa/La forma delle molecole

Le formule di Lewis usate precedentemente non danno indicazioni sulla forma tridimensionale della molecola, cosa che viene invece data dai modelli molecolari.
Essi si basano sul principio di repulsione dei doppietti elettronici abbreviato in VSEPR: quando due atomi mettono in compartecipazione i propri elettroni per formare un legame chimico, gli elettroni nella molecola creata (quelli nei doppietti solitari e quelli di legame) tenderanno a stare il più distante possibile a causa della forza repulsiva fra le loro cariche negative.

L'immagine sopra riportata è la rappresentazione tridimensionale della molecola d'acqua. L'ossigeno è circondato da quattro coppie di elettroni, due solitarie e due formate dall'unione degli elettroni spaiati dell'idrogeno e dell'ossigeno. Secondo la teoria VSEPR le cariche di segno uguale dovranno stare il più distante possibile fra loro. In questo caso, la forma geometrica tridimensionale in cui quattro punti fanno il maggiore angolo fra di loro è la piramide a base triangolare (angoli di 109,5°), e perciò gli elettroni tenderanno a disporsi ai vertici di tale tetraedro, come mostrato in figura. Da ciò deriva la forma piegata della molecola d' acqua (e di altre molecole), con un angolo fra i due idrogeni (misurato per diffrazione di raggi X) di 106,45°.

Geometrie più comuni
Lineare	Triangolare	Tetraedrica	Ottaedrica
Anidride carbonica	Fluoruro di boro	Metano	Ione esaaquorame(II)

Nelle molecole contenenti coppie solitarie i doppietti elettronici (sia di legame che solitari) avranno una disposizione simile a quelle mostrate in precedenza, e la geometria della molecola risulterà "piegata" di conseguenza:

Esempio: geometria tetraedrica
Molecola lineare	Molecola piegata	Molecola piramidale
Acido fluoridrico	Acqua	Ammoniaca

Modello ad asta e sfera		Modello a calotta

Le molecole vengono rappresentate utilizzando simbolismi diversi. Esistono due tipi di modelli tridimensionali:

• a ad asta e sfera: In tale rappresentazione tridimensionale le lunghezze di legame sono in scala, ma non lo sono le dimensioni degli atomi. Sono mostrati il numero di legami ed eventuali risonanze.
• a calotta: In tale rappresentazione tridimensionale sono mostrati gli atomi con il proprio raggio atomico ma non è mostrato il numero di legami che l'atomo fa.

In entrambi i casi, gli atomi hanno un colore specifico (scelto dai produttori del programma di rappresentazione molecolare).

Tabella dei colori usati da Jmol

1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

87 Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Fl

115 Uup

116 Lv

117 Uus

118 Uuo

*

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

**

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Il colore degli atomi comunque non è una convenzione ufficiale e può variare da programma a programma. Solitamente per gli atomi più comuni (H, C, N, O, S) Si tende ad usare i colori adottati per la prima volta da Corey, Pauling e Kourt, o ad associare all'elemento il suo colore naturale o tipico dei suoi composti.

Note

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