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La teoria VSEPR (acronimo dall'inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion, cioè repulsione delle coppie elettroniche nel guscio di valenza, occasionalmente pronunciata "vesper"^[1]) è usata come metodo per valutare la disposizione geometrica degli atomi di una molecola e si basa sul fatto che i dominî elettronici tendono a disporsi il più lontano possibile fra loro. Ciò è in accordo con la legge di Coulomb, secondo la quale cariche elettriche di segno uguale si respingono.

Tale teoria si basa sull'ipotesi che la distribuzione dei legami attorno ad un atomo dipende dal numero totale di coppie di elettroni che lo circondano, sia quelle che sono coinvolte in legami chimici sia quelle che non sono coinvolte in nessun legame chimico (dette coppie solitarie). Tali coppie di elettroni si dispongono nello spazio in modo da minimizzare le forze di repulsione reciproca. Le forze di repulsione tra due coppie di non legame sono più forti rispetto alle forze di repulsione tra una coppia di non legame e coppia di legame, che sono a loro volta più forti delle forze di repulsione tra due coppie di legame.

Punti principali della teoria |

1. Le coppie di elettroni nel guscio di valenza dell'atomo centrale si respingono a vicenda;


2. Queste coppie di elettroni tendono a occupare la posizione più adatta per minimizzare la repulsione, massimizzando quindi lo spazio interposto tra gli elettroni;


3. Il guscio di valenza è considerato come una sfera sulla cui superficie sono localizzati gli elettroni, che manterranno la massima distanza tra loro;


4. Un legame multiplo è considerato come una singola coppia di elettroni, quindi due o tre coppie di elettroni di un legame multiplo si considerano come una super coppia di elettroni;


5. Il modello VSEPR è applicabile quando due o più strutture di risonanza possono rappresentare una molecola.

Si prendono in considerazione tre tipi di repulsione tra gli elettroni di una molecola:

• La repulsione tra coppia solitaria e coppia solitaria (dall'inglese lone pair-lone pair, lp-lp).


• La repulsione tra coppia solitaria e coppia di elettroni di legame (lone pair-bonding pair, lp-bp).


• La repulsione tra coppia di elettroni di legame e coppia di elettroni di legame (bonding pair-bonding pair, bp-bp).

Una molecola deve minimizzare e stabilizzare ogni tipo di repulsione elettronica; quando ciò non è possibile, è preferibile prendere in considerazione una repulsione debole (che causa una lieve deviazione dalla configurazione ideale).

La repulsione tra coppia solitaria e coppia solitaria (lp-lp) è considerata più forte di quella tra coppia solitaria e coppia di elettroni di legame (lp-bp): infatti la repulsione tra coppia di elettroni di legame e coppia di elettroni di legame (bp-bp) è più debole e quindi più stabile della repulsione tra coppia solitaria e coppia solitaria (lp-lp) o tra coppia solitaria e coppia di elettroni di legame (lp-bp): (lp-lp) > (lp-bp) > (bp-bp).

Confronto con altre teorie e sviluppi |

La teoria VSEPR è spesso comparata e messa in contrasto con la teoria del legame di valenza (anche se non è considerata come una parte di quest'ultima), che definisce la geometria molecolare tramite l'analisi degli orbitali che sono energeticamente adeguati per intraprendere un legame. La teoria del legame di valenza riguarda la formazione di legami sigma e pi greco.

La teoria degli orbitali molecolari è invece un altro modello che consente di prevedere la disposizione spaziale di atomi ed elettroni che costituiscono molecole e ioni poliatomici.

La teoria VSEPR è stata tuttavia spesso criticata per non avere riscontri quantitativi, anche se strutturalmente accurati per le molecole formate da legami covalenti.

Inoltre sono state sviluppate delle teorie sui campi di forza molecolare basati sulla teoria VSEPR.^[2]

Metodo AXE |

Il metodo AXE di conteggio degli elettroni è comunemente usato per l'applicazione della teoria VSEPR. La sigla AXE rappresenta con la lettera A l'atomo centrale e ha sempre come valore sottinteso 1. La X rappresenta quanti legami sigma si formano tra l'atomo centrale e gli atomi ad esso legati. I legami covalenti multipli (doppi, tripli, etc) contano come un X. Infine la E rappresenta il numero di coppie solitarie di elettroni (lone pair) presenti nel guscio di valenza dell'atomo centrale. La somma di X ed E, definita come numero sterico, è associata anche al numero totale di orbitali ibridati considerati dalla teoria del legame di valenza.

Numero sterico	Geometria molecolare con 0 coppie solitarie di elettroni	1 coppia solitaria	2 coppie solitarie	3 coppie solitarie
2	Lineare
3	Trigonale planare	Angolare
4	Tetraedrica	Piramide trigonale	Angolare
5	Trigonale bipiramidale	Ad altalena (Seesaw)	A forma di T (T-shaped)	Lineare
6	Ottaedrica	Piramide a base quadrata	Planare quadrata
7	Bipiramide a base pentagonale	Piramide a base pentagonale	Pentagonale

Tipo di molecola	Forma	disposizione degli elettroni†	Geometria‡	Esempi
AX1En	Diatomica			HF, O2
AX2E0	Lineare			BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1	Angolare			NO2−, SO2, O3
AX2E2	Angolare			H2O, OF2
AX2E3	Lineare			XeF2, I3−
AX3E0	Trigonale planare			BF3, CO32−, NO3−, SO3
AX3E1	Piramide trigonale			NH3, PCl3
AX3E2	a forma di T			ClF3, BrF3
AX4E0	Tetraedrica			CH4, PO43−, SO42−, ClO4−
AX4E1	Ad altalena (Seesaw)			SF4
AX4E2	Quadrato (piana)			XeF4
AX5E0	Bipiramidale trigonale			PCl5
AX5E1	Piramide a base quadrata			ClF5, BrF5
AX5E2	Pentagonale			XeF5-
AX6E0	Ottaedrica			SF6
AX6E1	Piramide a base pentagonale			XeF6
AX7E0	Bipiramide a base pentagonale			IF7

Esempi |

La molecola del biossido di carbonio (CO₂) si disporrà nello spazio in modo lineare (omettendo le 4 coppie di elettroni di non legame) avendo gli ossigeni alle estremità ottenendo così la maggior distanza possibile tra i due doppi legami C=O (e quindi la minor repulsione tra essi) con un angolo di 180°.

Anche il cloruro di berillio presenta forma lineare.

Nel metano i quattro atomi di idrogeno si disporrano come vertici di un tetraedro regolare con al centro l'atomo di carbonio. Gli angoli di legame risultano di 109,5° essendoci infatti quattro coppie di elettroni di legame, le repulsioni sono le stesse per tutti i legami.

Nell'ammoniaca invece si hanno tre coppie di elettroni di legame ed una lone pair, la repulsione lone pair-coppia di legame è maggiore di quella tra le coppie di legame, il tetraedro non è quindi regolare e l'angolo H-N-H diventa di 107,3°.

Infine nell'acqua si hanno due coppie solitarie e due coppie di legame, l'angolo H-O-H è di 104°.

Note |

Voci correlate |

• Legame chimico


• Orbitale molecolare


• Problema di Thomson

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