Una delle richieste fondamentali in qualsiasi corso di chimica è quella di saper disegnare, partendo dalla formula chimica, la formula di struttura di una molecola. Per fare questo bisogna sapere unire due tipi di approcci differenti: da un lato tenere a mente una serie di regole che vedremo a breve, dall’altro fare esperienza con frequenti esercizi: infatti si scopre presto che vi sono molte molecole tra loro “simili”, che hanno la stessa disposizione dei vari atomi con un numero identico di legami. Dato che le formule di struttura, se pur seguono delle regole, sono comunque un’approssimazione e una generalizzazione delle osservazioni sperimentali, bisogna tenere a mente che spesso un confronto tra formule mai viste e quelle già analizzate può aiutare in maniera decisiva.
Vediamo ora, analizzando subito un esempio pratico, quali sono le regole base da seguire per disegnare la formula di struttura di una molecola. Vogliamo determinare la struttura dell’acido carbonico, H2CO3.
Primo passaggio: si cerca l’atomo meno elettronegativo e si pone al centro della molecola. Nella maggioranza dei casi, l’atomo con la minore elettronegatività si trova al centro della molecola. A questa regola si sottrae l’idrogeno, che, potendo formare un solo legame, si trova sempre in posizione terminale. Nel nostro caso è il carbonio l’atomo meno elettronegativo, che quindi si troverà al centro.
Secondo passaggio: si dispongono gli altri atomi intorno a quello centrale e si disegnano gli elettroni degli orbitali esterni come pallini intorno a ciascun atomo, ricordando che l’idrogeno va sempre in posizione terminale (quindi nel nostro esempio i due idrogeni saranno ciascuno legato a un ossigeno, e non direttamente al carbonio). A questo punto non ci interessa ancora (e non abbiamo nemmeno tutti gli elementi necessari per farlo) determinare la geometria della molecola, ma solo di capire che legami si formeranno. Nel nostro esempio avremo dunque:
Ricordiamoci che abbiamo messo 6 pallini (quindi 6 elettroni) intorno agli atomi di ossigeno poiché la configurazione elettronica esterna di O è 2s22p4, cioè ha 6 elettroni nel guscio esterno che può condividere, mentre il carbonio ne ha 4 e l’idrogeno solo 1.
Terzo passaggio: si uniscono gli atomi tra loro con legami singoli. Ogni atomo si lega a quello o a quelli vicini per ora con legami esclusivamente singoli. Questo impegna un elettrone per ciascun atomo coinvolto nel legame, quindi servono due pallini (uno per atomo) per tracciare una linea tra due atomi vicini. Gli elettroni che non vengono ancora usati si lasciano sotto forma di pallini. Ricordiamo che i pallini del disegno si possono spostare ai vari lati dell’atomo senza problemi, metterli a due a due (quando in numero pari) lungo i lati è solo una convenzione che ci tornerà utile per dopo. Nel nostro esempio:
Quarto passaggio: si determina la geometria della molecola. La configurazione nello spazio che una molecola assume dipende principalmente dai legami che forma l’atomo centrale. Quando è legato a quattro molecole differenti, assume una forma tetraedrica, con angoli di legame di circa 109° e una forma nello spazio tridimensionale. Quando vi sono tre atomi legati la geometria è planare, con angoli di circa 120° (è il caso del nostro esempio). Con due o un solo legame la forma è tendenzialmente lineare (soprattutto se vi sono doppi legami). Ma attenzione! Queste considerazioni generali valgono solo nel caso non vi siano coppie di elettroni di non legame (vedremo oltre cosa significa): per ora diciamo che ogni coppia di non legame conta come fosse un ulteriore atomo, dato che occupa comunque uno spazio intorno all’atomo centrale.
Nel nostro caso avremo dunque la struttura planare:
Quinto passaggio: eventuali doppi legami e formula finale. La nostra struttura è quasi finita: tuttavia, notiamo come il carbonio e l’ossigeno in alto abbiano entrambi un numero dispari di elettroni nel guscio esterno: se lasciati così, formerebbero dei radicali liberi oppure darebbero una carica negativa alla molecola, che invece è neutra. Inoltre, il carbonio raggiunge la sua massima stabilità quando fa 4 legami (che gli permettono di avere i restanti elettroni per arrivare all’ottetto), mentre l’ossigeno quando ne fa 2 (avendo già di suo 6 elettroni). Un doppio legame tra il carbonio e l’ossigeno privo di ulteriori legami permette a entrambi gli atomi di raggiungere la configurazione più stabile.
A questo punto possiamo segnare con delle linee le coppie di elettroni residue sugli atomi di ossigeno, e piegare anche il legame tra O e H di circa 120°, come avevamo già fatto con il legame tra C e O. La nostra formula di struttura è quindi la seguente:
Considerazioni successive. Una volta determinata la formula di struttura del nostro composto di interesse, è necessario fare ulteriori considerazioni per essere certi di aver disegnato la formula esatta. Due sono le cose più importanti da fare:
- Carica formale: la carica formale di un atomo è il valore che si calcola sottraendo al numero di elettroni presenti nel guscio esterno dell’atomo libero il numero di elettroni di non legame e il numero di legami dell’atomo nella molecola. Per charirsi meglio, l’ossigeno ha una configurazione elettronica esterna con 6 elettroni. In tutti e tre i casi del nostro esempio, si vedono 4 atomi di non legame (quelli segnati a due a due dai trattini accanto all’atomo) e 2 legami (in un caso c’è il doppio legame con il carbonio, negli altri due un legame con C e uno con H). La carica formale è dunque 6 (elettroni di valenza) – 4 (elettroni di non legame) – 2 (legami) = 0. Per quale motivo si calcola la carica formale degli atomi? Innanzitutto per controllare che la molecola abbia il numero corretto di elettroni: la somma di tutte le cariche formali deve dare la carica della molecola. Nel nostro caso, dato che abbiamo una molecola neutra, la somma deve dare 0. E infatti:
- O: 6 – 4 – 2 = 0
- C: 4 – 0 – 4 = 0
- H: 1 – 0 – 1 = 0
- In alcuni casi (che vedremo oltre), gli atomi possono avere cariche formali diverse da 0 anche se la molecola è neutra: l’importante è infati che la somma dia 0 (quindi se un atomo avesse +2 e un altro -2 tornerebbe comunque). Bisogna ricordare però che una molecola è più stabile quando ha le cariche formali minori possibili. Se possiamo ottenere due strutture, entrambe corrette, ma in un caso con gli atomi con cariche formali, ad esempio, +2, -3 e +1, e in un altro caso +1, 0 e -1, la seconda struttura è da preferire in quanto più stabile.
- Formule di risonanza: ricordiamoci che la formula di struttura è un’astrazione che cerca di descrivere la realtà nel modo più schematico e generalizzato possibile. Ecco perché, in molti casi, non vi è solo una formula di struttura corretta, ma ve ne sono diverse, che possono essere da un punto di vista elettronico equivalenti o meno. In questi casi è opportuno disegnarle tutte (o almeno un paio per far capire in cosa consiste il cambiamento da una all’altra). Vedremo negli esempi successivi casi in cui vi sono più formule di struttura possibili e come si annotano.
Terminato questo procedimento passo passo, il modo migliore per spiegare come ci si comporta nei diversi casi che si possono incontrare, vediamo una serie di formule di struttura, con un commento riguardo agli aspetti che non si sono visti prima.
Nell’acido solforico, H2SO4, l’atomo centrale di zolfo utilizza tutti i suoi 6 elettroni esterni per formare altrettanti legami. Questa è una possibilità che caratterizza gli atomi dal 3° periodo in poi. Nella struttura le due fasce che collegano lo zolfo ai due OH sono normali legami singoli, a volte vengono disegnati in questo modo per indicare che uno sta davanti e l’altro dietro, in modo da sottolineare la distribuzione spaziale della molecola.
L’ammoniaca, NH3, ha una struttura tetraedrica. Infatti, oltre ai tre atomi di idrogeno con cui si lega l’azoto, bisogna considerare che resta su N una coppia di elettroni di non legame (ricordiamo che l’azoto ha in totale 5 elettroni nel suo guscio esterno), che occupa una posizione intorno all’atomo centrale e respinge gli altri legami lontano da sé.
Lo ione nitrato, NO3–, derivato dall’acido nitrico (HNO3), è un anione, con carica -1, e struttura planare. Per questo bisogna racchiudere la struttura in parentesi quadre e segnare la carica totale della molecola a destra. I trattini che affiancano i legami tra azoto e ossigeno stanno a significare che oltre ai legami singoli l’azoto forma con uno degli atomi di ossigeno un doppio legame. Questo doppio legame può trovarsi su qualsiasi dei tre atomi (nella realtà è distribuito tra tutti e tre), per cui i trattini stanno a indicare sinteticamente tutte le possibilità. Per esercizio calcolate le cariche formali di ogni atomo (considerate che uno degli atomi di O si lega con doppio legame all’azoto, gli altri due con legame singolo): dato che la molecola è carica, la loro somma deve tornare -1.
Il monossido di carbonio, CO, è una molecola lineare con un triplo legame tra ossigeno e carbonio. In questo caso vi sono tre legami poiché i legami presenti nella molecola non vedono una partecipazione uguale degli elettroni di ossigeno e carbonio: dei 6 elettroni totali, 4 sono messi dall’ossigeno (che infatti rimane poi con una coppia di non legame a lato) e 2 dal carbonio (che anch’esso quindi rimane con una coppia di non legame, avendo in tutto 4 elettroni nel guscio esterno).
Il tiocianato, SCN–, è un anione che può essere rappresentato da due formule di struttura differenti: si tratta di quelle formule di risonanza a cui abbiamo accennato prima. Quando si hanno più formule di risonanza si disegnano collegate da una doppia freccia e chiuse da parentesi quadre. Per esercizio, calcolate le cariche formali nelle due differenti formule.
Lo ione carbonato, CO32-, deriva proprio dall’acido carbonico la cui struttura abbiamo analizzato passo passo, e a differenza di quello ha perso i due atomi di idrogeno e acquistato quindi due cariche negative. Anche qui si hanno tre possibili formule di risonanza. Notare come in questo esempio e in quello precedente le cariche elettriche sono scritte direttamente sugli atomi che le recano e non tra parentesi quadre: si tratta di convenzioni diverse ma perfettamente equivalenti, e in casi di formule di risonanza si evita confusione tra i due significati delle parentesi quadre. Altra cosa da notare è che sono state omesse le coppie di non legame: quando queste non influenzano la struttura della molecola (come avviene invece ad esempio nell’ammoniaca, vista sopra), si possono anche tralasciare.