Le geometrie VSEPR: da AX2 a AX6

Una volta capito che sono le coppie elettroniche a respingersi, prevedere la forma di una molecola diventa quasi meccanico: basta contare quante coppie circondano l’atomo centrale e leggere la disposizione corrispondente. Il modello VSEPR si riassume in una manciata di geometrie ideali, dalla lineare all’ottaedrica, codificate nella notazione AX_n.

Vediamo che cosa significa la notazione AX_n, quali sono le cinque geometrie di base da AX₂ a AX₆, perché ciascuna ha quella forma e come si legge la tabella riassuntiva.

La notazione AX_nE_m

Nella notazione VSEPR, A è l’atomo centrale, X ciascun atomo legato ed E ciascuna coppia solitaria. AX₂ indica due atomi legati e nessuna coppia solitaria; AX₃E indica tre atomi legati e una coppia solitaria. La somma degli indici, n+m, è il numero sterico, che fissa la geometria delle coppie elettroniche.

SN = atomi legati + coppie solitarie  →  geometria delle coppie elettroniche

AX₂: lineare

Con due coppie di elettroni la repulsione minima si ottiene disponendole su lati opposti: la geometria è lineare, con angolo di 180°. Esempi tipici sono BeCl₂ e la CO₂ (dove ogni doppio legame conta come un gruppo). È la forma più semplice e non può essere distorta da coppie solitarie sull’atomo centrale, per definizione assenti. Si incontra anche in molti ioni e specie semplici, dallo ione tiocianato agli alogenuri di berillio in fase gassosa, ed è la geometria di riferimento ogni volta che l’atomo centrale impegna tutti i suoi elettroni di valenza in due sole direzioni opposte.

AX₃: trigonale planare

Tre coppie si dispongono ai vertici di un triangolo equilatero sullo stesso piano: geometria trigonale planare, angoli di 120°. È il caso di BF₃ e dello ione carbonato (CO₃²⁻). Quando una delle tre posizioni è una coppia solitaria (AX₂E) la forma diventa angolata, come in SO₂.

AX₄: tetraedrica

Quattro coppie non possono stare su un piano senza avvicinarsi troppo: si dispongono nello spazio ai vertici di un tetraedro, con angoli di 109,5°. È la geometria più diffusa in chimica organica (il carbonio sp³) e inorganica: CH₄, NH₄⁺, SO₄²⁻. Con coppie solitarie dà la piramide (NH₃) e la forma angolata (H₂O).

AX₅: bipiramidale trigonale

Cinque coppie danno una geometria bipiramidale trigonale, l’unica delle cinque a possedere due tipi di posizione: tre posizioni equatoriali (a 120° sul piano) e due assiali (a 90° sopra e sotto). Le posizioni non sono equivalenti, e questo ha conseguenze importanti su dove si collocano le coppie solitarie. Esempio classico: PCl₅.

AX₆: ottaedrica

Sei coppie si dispongono ai vertici di un ottaedro, con tutti gli angoli di 90° e tutte le posizioni equivalenti. È la geometria di SF₆ e di moltissimi complessi di coordinazione dei metalli di transizione, dove l’atomo centrale è circondato da sei leganti. Con coppie solitarie dà forme derivate come la piramide quadrata (AX₅E, ad esempio BrF₅) e il quadrato planare (AX₄E₂, come XeF₄), in cui le coppie solitarie si dispongono nelle posizioni più lontane fra loro per minimizzare la repulsione.

La tabella delle geometrie di base

Le cinque geometrie ideali, senza coppie solitarie, si riassumono così.

Perché conta nella pratica

Conoscere a memoria le cinque geometrie di base — e saperle abbinare al numero sterico — permette di prevedere la forma di quasi ogni molecola di piccole dimensioni in pochi secondi, partendo dalla sola formula di Lewis. È il primo passo per ragionare su polarità, reattività e impacchettamento. Per chi caratterizza composti, progetta sintesi o interpreta dati strutturali, questa tabella mentale è uno strumento di lavoro quotidiano, e si combina con gli articoli su angoli, polarità e ibridazione del cluster.

Domande frequenti

Che cosa indica la notazione AX_nE_m?

A è l’atomo centrale, X ciascun atomo legato ed E ciascuna coppia solitaria. Gli indici n e m contano gli atomi legati e le coppie solitarie. La loro somma è il numero sterico, che fissa la geometria delle coppie elettroniche; sottraendo le posizioni delle coppie solitarie si ottiene la forma effettiva della molecola.

Quali sono le cinque geometrie VSEPR di base?

Lineare (numero sterico 2, 180°), trigonale planare (3, 120°), tetraedrica (4, 109,5°), bipiramidale trigonale (5, angoli di 120° e 90°) e ottaedrica (6, 90°). Sono le disposizioni che massimizzano la distanza fra le coppie elettroniche attorno all’atomo centrale, in assenza di coppie solitarie.

Perché un doppio legame conta come una sola posizione?

Perché il modello VSEPR considera la direzione in cui puntano le coppie di elettroni, non il loro numero esatto. Un doppio o triplo legame è un unico «gruppo» di elettroni che punta verso lo stesso atomo, quindi occupa una sola direzione. Per questo la CO₂, con due doppi legami, ha numero sterico 2 e geometria lineare.

Perché la bipiramidale trigonale è particolare?

Perché è l’unica geometria di base con due tipi di posizione non equivalenti: tre equatoriali (a 120° fra loro) e due assiali (a 90°). Le coppie solitarie preferiscono le posizioni equatoriali, dove sono meno affollate. Questo spiega le forme derivate come l’altalena (SF₄) e la T (ClF₃).

L’ottaedro ha tutte le posizioni equivalenti?

Sì. Nell’ottaedro i sei vertici sono tutti equivalenti, con angoli di 90° fra posizioni adiacenti. Per questo, quando compaiono coppie solitarie, la prima occupa una posizione qualsiasi (piramide quadrata, AX₅E) e la seconda si dispone in trans alla prima, dando il quadrato planare (AX₄E₂), come nello ione XeF₄.