Secondo la Teoria del Legame di Valenza (VB), un atomo forma tanti legami covalenti quanti sono gli elettroni disaccoppiati che può condividere. Tuttavia, questa teoria non riesce a spiegare la formazione di alcune molecole, come il metano (CH4). Infatti, secondo il modello, il carbonio dovrebbe formare solo due legami.
Per risolvere questa incongruenza, si considera che il carbonio possiede quattro elettroni di valenza e può potenzialmente formare quattro legami.
Per farlo, assorbe energia e promuove un elettrone dall’orbitale s a uno degli orbitali p a energia più alta. In questo modo si generano quattro elettroni spaiati, pronti a formare quattro legami covalenti con altrettanti atomi di idrogeno. La stabilità della molecola risultante compensa l’energia spesa inizialmente, generando un guadagno energetico complessivo.
Come si formano i legami: il ruolo dell’ibridazione
Il modello a orbitali suggerisce angoli di legame di 90°, in linea con la disposizione spaziale degli orbitali p. Tuttavia, il metano ha una geometria tetraedrica, con angoli di 109,5°. Per descrivere correttamente questa geometria, si modifica il modello: gli orbitali atomici vengono combinati matematicamente (combinazione lineare), generando nuove funzioni chiamate orbitali ibridi. Questo processo è noto come ibridazione.
Teoria del legame e formazione dei legami π (pi greco)
Combinando un orbitale s e tre orbitali p, si formano quattro orbitali sp3, che danno una geometria tetraedrica con angoli di 109,5°. Combinando un s e due p, si ottengono tre orbitali sp2 con geometria trigonale planare (120°). Con un s e un p, si formano due orbitali sp con geometria lineare (180°). Gli orbitali p non ibridati, se contengono elettroni spaiati, possono formare legami di tipo π.
Teoria VSEPR
La Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) afferma che i doppietti elettronici si respingono a causa della loro carica negativa. Per determinare la geometria molecolare, bisogna considerare sia i doppietti di legame che quelli di non-legame. La molecola assume una forma che minimizza queste repulsioni.
Ad esempio, nella molecola dell’ammoniaca (NH3), l’azoto possiede un doppietto non di legame. Questo fa chiudere l’angolo di legame da 109,5° a 107°.
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