Fine settembre 2026, terza liceo scientifico: se il tuo professore segue l’ordine del manuale, la classe ha appena finito (o sta finendo) configurazione elettronica e tavola periodica, e i legami chimici arrivano nelle prossime settimane, fra fine ottobre e novembre. Questo post arriva un po’ in anticipo di proposito: la geometria delle molecole è il capitolo che segue subito il tipo di legame, e la verifica che la contiene cade tipicamente fra fine novembre e inizio dicembre, quindi fra otto e dieci settimane da adesso. Se ci arrivi fra qualche settimana, il metodo qui sotto è lo stesso; se il tuo prof ha già introdotto Lewis, sei nel posto giusto per il pezzo dopo.
Di atomo, tavola periodica e tipo di legame (ionico, covalente, metallico) ho già scritto in Chimica in terza alle scienze umane: atomo e legami: quel post si ferma al tipo di legame. Qui si parte da lì e si va oltre: come si dispongono nello spazio gli atomi di una molecola, e perché quella disposizione decide se la molecola è polare o no.
Formule di Lewis: il disegno prima della forma
Prima di parlare di geometria serve saper disegnare la molecola con le formule di Lewis, che mostrano gli elettroni di valenza come puntini o coppie attorno al simbolo dell’atomo.
Passo 1 — conta gli elettroni di valenza totali. Somma gli elettroni di valenza di tutti gli atomi della molecola (il numero del gruppo nella tavola periodica, per gli elementi rappresentativi). Per : azoto ha 5 elettroni di valenza, ogni idrogeno ne ha 1, totale .
Passo 2 — disegna lo scheletro. L’atomo centrale è quasi sempre quello meno elettronegativo (esclusi gli idrogeni, che stanno sempre in periferia, mai al centro: hanno un solo elettrone da condividere). Collega ogni atomo periferico al centro con un legame singolo, cioè una coppia di elettroni condivisa.
Passo 3 — completa l’ottetto degli atomi periferici, poi quello dell’atomo centrale, usando le coppie di elettroni rimaste come doppietti solitari (coppie non condivise, che restano su un solo atomo).
Passo 4 — se all’atomo centrale mancano elettroni per l’ottetto, trasforma uno o più doppietti solitari di un atomo periferico in un legame doppio o triplo condiviso con il centro.
Eccezioni principali, in una riga: idrogeno si ferma a 2 elettroni (il “duetto”), il boro può fermarsi a 6 (ottetto incompleto), ed elementi del terzo periodo o successivi (zolfo, fosforo, cloro) possono superare l’ottetto arrivando a 10 o 12 elettroni.
Teoria VSEPR: la forma dipende dalle coppie attorno al centro
La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion, repulsione delle coppie elettroniche del livello di valenza) parte da un’idea semplice: le coppie di elettroni attorno all’atomo centrale — sia quelle di legame sia quelle solitarie — si respingono elettricamente, e si dispongono nello spazio nel modo che le tiene il più lontano possibile l’una dall’altra. La geometria della molecola è la conseguenza diretta di questa disposizione.
Si usa la notazione : è l’atomo centrale, ogni atomo legato ad esso ( volte), ogni doppietto solitario sul centro ( volte). Contano il numero di gruppi di elettroni attorno al centro, non il numero di elettroni singoli: un legame doppio o triplo conta come un gruppo solo, esattamente come un legame singolo, perché occupa comunque una sola direzione nello spazio.
Le geometrie principali
| Notazione | Gruppi attorno al centro | Geometria | Angolo di legame | Esempio |
|---|---|---|---|---|
| 2 di legame, 0 solitarie | lineare | 180° | ||
| 3 di legame, 0 solitarie | trigonale planare | 120° | ||
| 4 di legame, 0 solitarie | tetraedrica | 109,5° | ||
| 3 di legame, 1 solitaria | piramidale (trigonale) | ~107° | ||
| 2 di legame, 2 solitarie | angolata | ~104,5° |
Il punto che genera più confusione: e hanno entrambe 4 gruppi elettronici attorno al centro (come il metano), quindi la disposizione di base è tetraedrica in tutti e tre i casi. Quello che cambia è quanti di quei gruppi sono legami visibili (che definiscono la forma della molecola) e quanti sono doppietti solitari (invisibili nella forma, ma ugualmente ingombranti). Un doppietto solitario occupa più spazio di un legame — non è condiviso con un altro nucleo, quindi resta più vicino all’atomo centrale e “spinge” di più — e per questo comprime leggermente gli angoli fra i legami: da 109,5° del tetraedro perfetto a circa 107° in (un doppietto solitario) e a circa 104,5° in (due doppietti solitari, che comprimono ancora di più).
Elettronegatività, polarità del legame e polarità della molecola
Un legame covalente è polare quando i due atomi hanno elettronegatività diversa: gli elettroni di legame non sono condivisi in modo uniforme, ma stanno più vicini all’atomo più elettronegativo. La differenza di elettronegatività tra i due atomi indica quanto è polare il singolo legame — la stessa scala già vista per distinguere legame ionico e covalente in Chimica in terza alle scienze umane.
Il punto che la verifica chiede quasi sempre di distinguere è questo: la polarità del legame e la polarità della molecola sono due cose diverse. Una molecola può avere legami polari ed essere, nel suo complesso, apolare — se la geometria è simmetrica e i momenti dipolari dei singoli legami si annullano vettorialmente.
è apolare, pur avendo due legami fortemente polari (l’ossigeno è più elettronegativo del carbonio). La molecola è lineare (geometria ): i due momenti dipolari, uguali in modulo e opposti in direzione, si annullano esattamente.
è polare, pur avendo legami meno polari di quelli di in termini di . La geometria è angolata (~104,5°, non 180°): i due momenti dipolari non sono opposti, e la loro somma vettoriale non si annulla. Il risultato è un dipolo netto, con l’ossigeno dalla parte negativa e i due idrogeni dalla parte positiva.
La regola generale: una molecola è apolare solo se entrambe le condizioni sono vere — legami identici (stesso tipo di atomo periferico, stessa polarità) e geometria simmetrica che permette ai momenti dipolari di annullarsi. Basta che manchi una delle due (un atomo periferico diverso, o una geometria asimmetrica per la presenza di doppietti solitari) perché la molecola diventi polare.
Forze intermolecolari e conseguenze sui punti di ebollizione
La polarità della molecola decide con quale forza le molecole si attraggono a vicenda, e questo si vede direttamente nel punto di ebollizione: più forte l’attrazione fra molecole, più energia (temperatura) serve per separarle e farle passare allo stato gassoso.
- Forze di London (dispersione): presenti in tutte le molecole, anche quelle apolari, dovute a dipoli istantanei temporanei. Sono le più deboli, ma crescono con la dimensione e il numero di elettroni della molecola.
- Forze dipolo-dipolo: fra molecole polari, l’estremità positiva di una molecola attrae l’estremità negativa di un’altra. Più forti delle forze di London a parità di massa molecolare.
- Legame a idrogeno: caso particolare, e particolarmente forte, di attrazione dipolo-dipolo: si forma quando un atomo di idrogeno è legato direttamente a fluoro, ossigeno o azoto (gli atomi più piccoli ed elettronegativi), e quell’idrogeno viene attratto dal doppietto solitario di un atomo elettronegativo di una molecola vicina.
Tre esercizi svolti
1. — Lewis, VSEPR, polarità
Elettroni di valenza: azoto 5, tre idrogeni , totale 8, cioè 4 coppie. Scheletro: N al centro, tre H legati con legame singolo (3 coppie condivise, 6 elettroni). Resta 1 coppia: va sull’azoto come doppietto solitario, che completa il suo ottetto ( elettroni di legame del doppietto ).
Notazione VSEPR: — 3 legami, 1 doppietto solitario, quindi 4 gruppi totali attorno all’azoto. Geometria: piramidale trigonale, angolo di legame ~107° (compresso rispetto ai 109,5° del tetraedro per l’ingombro del doppietto solitario).
Polarità: i tre legami N–H sono polari (l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno), e la geometria piramidale è asimmetrica — i tre momenti dipolari non si annullano, e il doppietto solitario stesso contribuisce con una componente propria. è polare.
2. — perché è apolare nonostante i legami polari
Elettroni di valenza: carbonio 4, due ossigeni , totale 16, cioè 8 coppie. Scheletro: C al centro, un ossigeno per lato. Con legami singoli mancherebbero elettroni per completare l’ottetto del carbonio: si formano due doppi legami, , uno per lato (ciascun ossigeno cede un doppietto solitario per formare il secondo legame con il carbonio). Il carbonio arriva così a 4 legami totali (due doppi), gli ossigeni completano l’ottetto con due doppietti solitari residui ciascuno.
Notazione VSEPR: — 2 gruppi attorno al carbonio (ogni doppio legame conta come un gruppo unico, non due). Geometria: lineare, angolo 180°.
Polarità: i due legami sono polari, ma essendo la molecola lineare e i due ossigeni identici, i due momenti dipolari sono uguali in modulo e opposti in direzione: si annullano vettorialmente. è apolare, nonostante abbia legami polari — è l’esempio che la verifica chiede quasi sempre di argomentare a parole, non solo di disegnare.
Una nota onesta: le nostre simulazioni per il liceo coprono matematica e fisica, non ancora la chimica. Se in terza stai tenendo insieme anche fisica e matematica, lì trovi una verifica simulata per argomento: la risposta corretta di ogni domanda è gratis, la soluzione guidata si sblocca con la prima lezione.
3. — un caso con doppietto solitario sul centro
Elettroni di valenza: zolfo 6, due ossigeni , totale 18, cioè 9 coppie. Scheletro: S al centro, un ossigeno per lato. Con un doppio legame e un legame singolo si completano gli ottetti di entrambi gli ossigeni; sullo zolfo resta un doppietto solitario (lo zolfo, del terzo periodo, tollera anche più di 8 elettroni, ma qui bastano 8: due dal legame singolo, quattro dal doppio, due del doppietto solitario).
Notazione VSEPR: — 2 legami (contando il doppio come un gruppo) più 1 doppietto solitario sullo zolfo, quindi 3 gruppi totali. Con 3 gruppi la disposizione di base è trigonale planare, ma con un doppietto solitario la geometria della molecola (definita solo dagli atomi visibili) è angolata, con angolo di legame leggermente inferiore ai 120° teorici per la repulsione del doppietto.
Polarità: geometria angolata, asimmetrica, legami e polari (l’ossigeno è più elettronegativo dello zolfo): i momenti dipolari non si annullano. è polare.
Confronto punti di ebollizione: contro
bolle a 100 °C, (stessa geometria angolata, stesso gruppo dell’ossigeno nella tavola periodica) bolle a °C circa: quasi 160 gradi di differenza, nonostante abbia massa molecolare maggiore (34 u contro 18 u), che di solito favorirebbe forze di London più forti e quindi un’ebollizione più alta, non più bassa.
La differenza si spiega con il legame a idrogeno: in l’idrogeno è legato all’ossigeno, uno degli atomi che formano legame a idrogeno; in l’idrogeno è legato allo zolfo, che è troppo grande e poco elettronegativo per dare legame a idrogeno significativo. Le molecole di acqua restano quindi “incollate” fra loro molto più fortemente di quelle di , e serve molta più energia per separarle e farle bollire. È l’esempio da tenere a mente ogni volta che il punto di ebollizione sembra “sbagliato” rispetto alla massa molecolare: prima di tutto va controllato se è presente legame a idrogeno.
Errori tipici
- Confondere numero di atomi con numero di gruppi elettronici. Un legame doppio o triplo conta come un solo gruppo nella notazione VSEPR, non come due o tre. Chi conta gli elettroni anziché i gruppi sbaglia sistematicamente la geometria di e simili.
- Dimenticare i doppietti solitari nella conta dei gruppi. La geometria “visibile” (quella con nome: lineare, angolata, piramidale…) dipende solo dagli atomi, ma il numero di gruppi che decide gli angoli include anche i doppietti solitari sul centro.
- Confondere legame polare e molecola polare. Sono due domande diverse: la prima riguarda un singolo legame (), la seconda l’intera molecola (legami più geometria). è l’esempio da citare sempre per mostrare che possono avere risposta opposta.
- Ignorare il legame a idrogeno nel confronto fra punti di ebollizione. Una molecola più leggera con legame a idrogeno può bollire a temperatura molto più alta di una più pesante senza: la massa molecolare da sola non basta a prevedere il punto di ebollizione.
Come lavoro su questo argomento nelle lezioni
Con gli studenti di terza parto sempre dal disegno di Lewis fatto a mano, passo per passo, prima di nominare qualunque geometria: la forma della molecola è una conseguenza logica dello schema di Lewis, non una nuova lista di nomi da imparare a memoria in parallelo. Come lavoro su chimica e biologia lo trovi nella pagina scienze.
Se il capitolo del tipo di legame (ionico, covalente, metallico) non è ancora solido, parti da Chimica in terza alle scienze umane: atomo e legami. Se invece ti serve ripassare la mole e i calcoli stechiometrici, che in molte classi si fanno prima dei legami o in parallelo, trovi il metodo in Mole e stechiometria: il metodo in terza superiore, e per dare il nome corretto ai composti che disegni con Lewis c’è Nomenclatura chimica: tradizionale e IUPAC senza confonderle.
Se vuoi impostare bene geometria e polarità prima della verifica, o hai già un compito corretto da rivedere insieme, parti da una chiamata conoscitiva gratuita di mezz’ora per capire dove concentrare il ripasso.