Numero totale di elettroni = numero di elettroni dell’atomo centrale (guscio esterno: corrisponde al numero del gruppo del sistema periodico) + elettroni messi in comune dagli atomi legati.

Questo numero diviso per due corrisponde al numero di coppie di elettroni da sistemare nel livello esterno dell’atomo centrale. La differenza tra questo numero e il numero delle coppie di legame corrisponde al numero dei lone pair. BF3 = 3 + 3 = 6 [3-3=0]

H2O = 6 + 2 = 8 [4-2=2]

PCl5 = 5 + 5 = 10 [5-5=0]

SF6 = 6 + 6 = 12 [6-6=0]

Geometrie molecolari prevedibili con il criterio VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

A causa della maggiore delocalizzazione del lone pair rispetto alle coppie di legame, gli effetti repulsivi l.p.-c.l sono più accentuati di quelli c.l.-c.l. Questo determina una contrazione nell’angolo di legame. Così, mentre nel CH4 l’angolo di legame è 109 °, in NH3 (un l.p.) è 107° e in H2O (2 l.p.) è 105°.

Effetti della presenza di lone pairs sulla geometria molecolare

vedi figura successiva

In quale posizione sistemare il lone pair in una bipiramide triangolare

Nel caso di una bipiramide a base triangolare, la localizzazione del l.p. sul piano equatoriale determina minori effetti repulsivi di una localizzazione sull’asse verticale. Mentre infatti nella prima posizione il l.p. si trova ad interagire con due coppie vicine, nella seconda si troverebbe ad interagire con tre coppie vicine (vedi figura precedente).

In quale posizione sistemare il lone pair in una bipiramide triangolare

Anche quando ci sono due l.p., le posizioni che determinano minori effetti repulsivi sono quelle sul piano equatoriale.

In un ottaedro i due l.p. si posizionano da parti opposte rispetto al piano di base: in posizione adiacente si avrebbero maggiori effetti repulsivi dovuti al fatto che l’interazione l.p.-l.p. è maggiore di quella l.p.-c.l.

in queste formule, E rappresenta il lone pair. Come si vede, a formule uguali (ad esempio, AX2) corrispondono geometrie nettamente diverse in relazione al numero di l.p. presenti sulla molecola.

Effetti di risonanza sul tipo di legame e sulla carica

Effetti di risonanza sul tipo di legame

La struttura della grafite: legami covalenti e interazioni di van der Waals

L’assemblaggio degli strati di atomi di C nella grafite

La struttura del diamante

Come si può notare, molecole con legami fortemente polarizzati a causa della differenza di elettronegatività tra gli atomi (ad esempio, B-F) risultano avere un momento dipolare nullo a causa della simmetria della molecola. Analogamente, negli isomeri cis/trans, la forma trans (due Cl da parti opposte) ha momento dipolare nullo, al contrario della forma cis.

C=CCl

HCl

H

Il momento dipolare risente della geometria molecolare

C=CCl

ClH

H

Una dissimetria nella distribuzione di carica determina le interazioni tra molecole

L’andamento della temperatura di ebollizione di composti omologhi di elementi dello stesso gruppo in funzione della massa molare mostra un’anomalia per gli idruri degli elementi più elettronegativi.

in genere, nella situazione rappresentata in figura, la distanza H…..O è maggiore della distanza H__O. Quanto più vicini sono i due atomi di ossigeno, tanto più forte è il legame idrogeno.

due esempi di legame idrogeno molto forte.

Il legame idrogeno nel ghiaccio