Struttura delle molecole Struttura delle molecole La costruzione delle molecole a partire dagli atomi si può affrontare con una serie di teorie a complessità crescente: Teoria di Lewis (1915) Con la regola dell'ottetto, i modelli del legame ionico e omopolare, ed il legame dativo (da interpretare come un artifizio classificatorio per tener conto del numero complessivo degli elettroni presenti in una molecola, e non come corrispondente a una realtà fisica definita) è la teoria più semplice per interpretare la formazione delle molecole. La teoria dell'ottetto cade comunque in difetto con alcune atomi del terzo periodo in cui già per PCl5 o H3PO4 dobbiamo introdurre la regola del decetto Sulla regola dell'ottetto non ci soffermiamo molto poiché reperibile in qualsiasi testo di chimica generale. Ci limitiamo ad osservare che l'idrogeno con l'ossigeno forma l'acqua, con l'azoto, che ha cinque elettroni, forma la molecola NH3 La stechiometria di questi composti può essere prevista facilmente considerando che un atomo di idrogeno può fornire un elettrone per la formazione di un legame covalente. Il numero di atomi di idrogeno che si possono legare a un atomo dell'altro elemento è uguale alla differenza tra il numero di elettroni presenti nell'atomo dell'altro elemento e il numero otto (Si potrebbe pensare ad un angolo di legame di 90°, fra i vari atomi coordinati, ma ciò non è suffragato sperimentalmente da cui la teoria della promozione e ibridazione sp3 che permette una previsione più corretta degli angoli di legame, tipica della teoria del legame di valenza) Nelle molecole HF, H2O, NH3, sugli elementi fluoro, azoto e ossigeno restano delle coppie non condivise che possono essere usate per formare altri legami con elementi, o ioni, che siano capaci di accettarle. Se, per esempio, si considera lo ione H+, si vede che esso ha due vacanze elettroniche nello strato di valenza e quindi può formare un legame accettando un doppietto elettronico. Così, almeno sulla carta, si possono formare le specie H2F+, H3O+, NH4+, rappresentabili dalle formule: Conviene notare che il legame, che formalmente abbiamo descritto come formato dalla sovrapposizione di un doppietto non condiviso dell'elemento centrale con l'orbitale 1s vuoto dell'idrogeno, è in realtà indistinguibile dagli altri e nella scrittura della formula non si è in effetti usato per esso nessun segno grafico particolare. Quello che conta per la descrizione dei legami presenti in una molecola è la natura degli atomi che la costituiscono e il numero complessivo degli elettroni che le appartengono. Scrivere le formule partendo dalle configurazioni elettroniche degli atomi isolati è un artifizio utile per valutare il numero di orbitali e di elettroni complessivamente disponibili per la formazione dei legami, ma non si deve associare ad esso un significato fisico preciso. Così, per esempio, nello scrivere la formula dell'ammoniaca si potrebbe partire da un ipotetico ione N3-, avente otto elettroni esterni, e Continua »