Name: molecular shapes from electron pairs
Uploaded: 2025-05-22T09:05:32.000Z
Duration: 2 min 37 s
Channel: JoVE

La teoria della repulsione a coppie di elettroni del guscio di valenza, o VSEPR, presuppone che i gruppi di elettroni coinvolti in legami singoli, legami multipli o coppie solitarie si respingano a vicenda e cerchino di rimanere alla massima distanza possibile l'uno dall'altro. 
La geometria molecolare è dettata dalla disposizione di vari gruppi di elettroni attorno all'atomo centrale.
Ci sono cinque forme molecolari di base: lineare per due gruppi di elettroni di legame, planare trigonale per tre, tetraedrico per quattro, bipiramidale trigonale per cinque e ottaedrico per sei.
Mentre prevedi la geometria molecolare, ricorda che le repulsioni della coppia solitaria-coppia solitaria sono maggiori delle repulsioni della coppia solitaria-coppia di legame e della coppia di legame-coppia di legame.
Si considerino le strutture di Lewis del metano, dell'ammoniaca e dell'acqua. In ciascuno, l'atomo centrale è circondato da quattro gruppi di elettroni.
Nel metano, le quattro coppie di elettroni di legame sono disposte tetraedricamente con un angolo ideale H-C-H di 109,5°.
Nell'ammoniaca, l'atomo di azoto ha tre coppie di legami e una coppia solitaria.
La coppia solitaria di elettroni occupa uno spazio maggiore rispetto alle coppie di legame. Questo perché una coppia solitaria è legata a un solo nucleo, mentre un gruppo di elettroni di legame è condiviso da due nuclei.
Gli angoli di legame H-N-H sono più piccoli dell'angolo tetraedrico previsto di 109,5°, come osservato nel metano. Questa compressione dell'angolo di legame è attribuita alla forza repulsiva esercitata da una coppia solitaria sui gruppi di elettroni di legame adiacenti.
La disposizione delle coppie di elettroni è chiamata geometria della coppia di elettroni. La geometria molecolare descrive la disposizione degli atomi e differisce dalla geometria della coppia di elettroni. La geometria della coppia di elettroni per l'ammoniaca è tetraedrica, mentre la forma molecolare è piramidale trigonale.
Una molecola d'acqua ha anche quattro gruppi di elettroni attorno all'atomo centrale. Anche la geometria della coppia di elettroni è tetraedrica con due gruppi di elettroni di legame e due coppie solitarie.
La maggiore repulsione esercitata da due coppie solitarie comprime ulteriormente l'angolo di legame H-O-H nelle molecole d'acqua. È molto più piccolo dell'angolo di legame tetraedrico ideale e la geometria molecolare è piegata.

teoria vsepr

La teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza (teoria VSEPR) ci consente di prevedere la struttura molecolare attorno ad un atomo centrale da un esame del numero di legami e coppie di elettroni solitari nella sua struttura di Lewis. Il modello VSEPR presuppone che le coppie di elettroni nel guscio di valenza di un atomo centrale si dispongano in modo da minimizzare le repulsioni tra loro massimizzando la distanza. Gli elettroni nel guscio di valenza di un atomo centrale formano coppie di legame, situate principalmente tra atomi legati, o coppie solitarie.

In una molecola, due regioni di densità elettronica sono orientate linearmente sui lati opposti dell'atomo centrale per ridurre al minimo le repulsioni. Allo stesso modo, tre gruppi elettronici assumono una geometria trigonale planare, quattro gruppi elettronici formano un tetraedro, cinque gruppi elettronici preferiscono la geometria trigonale bipiramidale, mentre sei gruppi assumono geometria ottaedrica.

È importante notare che la geometria della coppia di elettroni attorno ad un atomo centrale non è sempre la stessa della sua struttura molecolare. La geometria della coppia di elettroni descrive tutte le regioni in cui si trovano gli elettroni in una molecola, sia nei legami sia nelle coppie solitarie. La struttura molecolare descrive la posizione degli atomi in una molecola, non gli elettroni. Pertanto, la geometria della coppia di elettroni è la stessa della struttura molecolare solo quando non ci sono coppie di elettroni solitarie attorno all'atomo centrale.

Una coppia solitaria di elettroni occupa uno spazio maggiore di una coppia di legame; questo perché una coppia solitaria è legata ad un solo nucleo, mentre un gruppo elettronico di legame è condiviso da due nuclei. Pertanto, le repulsioni di coppie solitarie-coppie solitarie sono maggiori delle repulsioni di coppie solitarie-coppie di legame e delle repulsioni di coppie di legame-coppie di legame.

Secondo la teoria VSEPR, le posizioni degli atomi terminali sono equivalenti nelle geometrie delle coppie di elettroni lineari, trigonali planari, tetraedriche e ottaedriche. Pertanto, qualsiasi posizione può essere occupata da una singola coppia solitaria. Nella geometria bipiramidale trigonale, invece, le due posizioni assiali sono distinte dalle tre posizioni equatoriali. Qui la posizione equatoriale ha più spazio disponibile a causa degli angoli di legame di 120° ed è preferita dalle coppie solitarie più grandi. Allo stesso modo, quando due coppie solitarie e quattro coppie di legame sono disposte secondo una geometria ottaedrica attorno ad un atomo centrale, le due coppie solitarie si trovano a 180°, risultando in una struttura molecolare planare quadrata.

Questo testo è stato adattato da <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/7-6-molecular-structure-and-polarity">Openstax, Chemistry 2e, Section 7.6 Molecular Structure and Polarity</a>.

Teoria VSEPR

La teoria della repulsione della coppia di elettroni del guscio di valenza (teoria VSEPR) ci consente di prevedere la struttura molecolare attorno a un atomo centrale da un esame del ...

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Covalent Bonding and Structure

Legame covalente e struttura

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TERMINI E CONCETTI CHIAVE

VSEPR Theory

molecular shapes from electron pairs

Molecular shape can be predicted from the way electron pairs arrange around a central atom. Valence shell electron-pair repulsion theory, or VSEPR theory, uses a Lewis structure to count bonding pairs and lone electron pairs. The main idea is simple: electron pairs spread out as far as possible to reduce repulsion.

In a molecule, the valence electrons around the central atom can be bonding pairs or lone pairs. Bonding pairs are found mainly between bonded atoms. Lone pairs stay on one atom and take up more space than bonding pairs because they are held by only one nucleus.

The number of electron groups helps determine the electron-pair geometry. Two regions of electron density arrange in a linear shape. Three electron groups form a trigonal planar geometry, four form a tetrahedron, five prefer a trigonal bipyramidal geometry, and six arrange in an octahedral pattern.

Electron-pair geometry is not always the same as molecular structure. Electron-pair geometry includes both bonds and lone pairs. Molecular structure shows only the positions of the atoms, so the two match only when the central atom has no lone pairs.

Lone pair repulsions are not equal to bonding pair repulsions. Lone pair–lone pair repulsions are strongest. Lone pair–bonding pair repulsions are next, and bonding pair–bonding pair repulsions are weakest.

In some geometries, the terminal positions are equivalent. This is true for linear, trigonal planar, tetrahedral, and octahedral electron-pair geometries, so a lone pair can occupy any one of those positions. In a trigonal bipyramidal geometry, the two axial positions are different from the three equatorial positions. The equatorial position has more space because of the 120° bond angles, so larger lone pairs prefer it.

A square planar molecular structure can also form in an octahedral arrangement. When two lone pairs and four bonding pairs are placed octahedrally around a central atom, the lone pairs sit 180° apart. That arrangement leaves the atoms in a square planar shape.

Molecular Shapes from Electron Pairs

what is organic chemistry?

Carbon Compounds in Everyday Life

Organic chemistry focuses on carbon compounds called organic compounds. These compounds may come from living things or be made by chemists. Carbon is the main element in them, and it bonds with other carbon atoms as well as hydrogen, oxygen, nitrogen, and sulfur. Carbon can form up to four strong bonds. That ability lets carbon atoms build chains and rings of many sizes, shapes, and levels of complexity. Not every carbon-containing substance is classified as organic. Carbonates, cyanides, and...

electronic structure of atoms

Atomic Orbitals and Quantum Numbers

Atomic orbitals and quantum numbers describe how electrons are arranged around the nucleus. An atom has a small, positively charged nucleus with electrons surrounding it. The nucleus contains protons and neutrons, and the quantum mechanical model gives a better picture of this structure than older models. Protons carry a +1 charge and have a mass of 1.0073 amu. Neutrons have no charge and have a mass of 1.0087 amu. Electrons carry a −1 charge and have a mass of 0.00055 amu. The number of...

electron configurations

How Electrons Fill Atomic Orbitals

Electron filling in atoms follows a set order based on orbital energy. The Aufbau principle says each new electron enters the lowest-energy subshell available. The Pauli exclusion principle says no two electrons can share the same set of four quantum numbers. Hund’s rule of maximum multiplicity says electrons stay unpaired in equal-energy orbitals when possible. The order of filling follows the relative energies of the subshells. A common sequence is 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, and so on.

chemical bonds

Chemical Bonds: Types and Strength

Chemical bonds help atoms reach a full valence shell like the nearest noble gas. The main bond types are ionic, covalent, and metallic. Bond energy and bond length also help explain how strong a bond is. An ionic bond forms from electrostatic attraction between cations and anions. In many cases, one atom transfers electrons to another atom, and the ions form from that transfer. Ionic bonds have no defined direction because the attraction spreads evenly through three-dimensional space. A...

polar covalent bonds

Electronegativity in Polar Covalent Bonds

Polar covalent bonds form when atoms share electrons unevenly. This happens in covalent bonds between atoms that have similar, but not identical, tendencies to attract electrons. Nonmetal atoms often make these bonds with other nonmetals. Hydrogen gas, H2, is a simple example of a covalent bond between two hydrogen atoms. A covalent bond begins when two atoms move close enough for their valence orbitals to overlap. In hydrogen, the 1s orbitals overlap and the single electrons on each atom...

lewis structures and formal charges

Lewis Structures, Bonds, and Formal Charge

Lewis structures show how atoms share electrons in covalent bonds and in polyatomic ions. Lewis symbols help draw these structures, and the periodic table helps predict how many valence electrons an atom has and how many bonds it can form to reach an octet. Group 18 elements, such as argon and helium, already have filled electron configurations. They rarely take part in chemical bonding. Atoms in group 17, such as bromine and iodine, need one more electron to reach an octet, so they can form...

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Predicting Shape and Molecular Polarity

Molecular shape and molecular polarity can be predicted with VSEPR theory and dipole moments. Start by writing the Lewis structure of the molecule or polyatomic ion. Then count the electron groups around the central atom. Lone pairs and bonds both count as electron groups, and a single, double, or triple bond each counts as one region of electron density. Use that count to identify the electron-pair geometry. Next, use the number of lone pairs to determine the molecular structure. If more than...

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key terms and concepts

Learn how VSEPR theory uses bonding pairs and lone pairs to predict molecular shape, electron-pair geometry, and common arrangements like linear and octahedral.

Molecular Shapes from Electron Pairs | JoVE K12

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