Differenza tra VSEPR e Valence Bond Theory

Main Difference - VSEPR vs Valence Bond Theory

La teoria del VSEPR e del legame di valenza sono due teorie in chimica che sono usate per spiegare le proprietà dei composti covalenti. La teoria VSEPR spiega la disposizione spaziale degli atomi in una molecola. Questa teoria utilizza le repulsioni tra coppie di elettroni solitari e coppie di elettroni di legame al fine di prevedere la forma di una determinata molecola. La teoria del legame di valenza spiega il legame chimico tra gli atomi. Questa teoria spiega la sovrapposizione di orbitali al fine di formare un legame sigma o un legame pi greco. La principale differenza tra la VSEPR e la teoria del legame di valenza è quella VSEPR descrive la geometria di una molecola mentre la teoria della curva di valenza descrive il legame chimico nelle molecole.

Aree chiave coperte

1. Cos'è la teoria VSEPR
      - Definizione, spiegazione, applicazione con esempi
2. Qual è la teoria di Valence Bond
      - Definizione, spiegazione, applicazione con esempi
3. Qual è la differenza tra VSEPR e Valence Bond Theory
      - Confronto tra le principali differenze

Termini chiave: Legame covalente, Geometria, Ibridazione, Pi Bond, Sigma Bond, Teoria del legame di Valence, Teoria VSEPR

Cos'è la teoria VSEPR

VSEPR o Teoria della repulsione di Valence Shell Electron Pair è la teoria che predice la geometria di una molecola. Usando la teoria VSEPR, possiamo proporre disposizioni spaziali per molecole che hanno legami covalenti o legami di coordinazione. Questa teoria si basa sulle repulsioni tra coppie di elettroni nel guscio di valenza degli atomi. Le coppie di elettroni si trovano in due tipi come coppie di legami e coppie solitarie. Vi sono tre tipi di repulsione presenti tra queste coppie di elettroni.

• Bond Pair - repulsione delle coppie di obbligazioni
• Coppia di coppie - repulsione di coppie solitarie
• Lone Pair - repulsione di coppie solitarie

Queste repulsioni si verificano perché tutte queste coppie sono coppie di elettroni; poiché sono tutti carichi negativamente, si respingono a vicenda. È importante notare che queste repulsioni non sono uguali. La repulsione creata da una coppia solitaria è superiore a quella di una coppia di obbligazioni. In altre parole, le coppie solitarie hanno bisogno di più spazio rispetto alle coppie di legami.

• Repulsione per coppia sola> Repulsione per coppia di legami

La teoria VSEPR può essere utilizzata per prevedere sia la geometria elettronica che la geometria molecolare. La geometria dell'elettrone è la forma della molecola che include le coppie solitarie presenti. La geometria molecolare è la forma della molecola considerando solo le coppie di elettroni di legame.

Le seguenti forme sono le forme base delle molecole che possono essere ottenute usando la teoria VSEPR. 

Figura 1: Tabella di geometria molecolare

La geometria di una molecola è determinata dal numero di coppie di legami e coppie solitarie attorno a un atomo centrale. L'atomo centrale è spesso l'atomo meno elettronegativo tra gli altri atomi presenti nella molecola. Tuttavia, il metodo più preciso per determinare l'atomo centrale è calcolare l'elettronegatività relativa di ciascun atomo. Prendiamo in considerazione due esempi.

• BeCl₂ (Cloruro di berillio)

  L'atomo centrale è Be.
  Ha 2 elettroni di valenza.
  L'atomo di Cl può condividere un elettrone per atomo.
  Pertanto, il numero totale di elettroni attorno all'atomo centrale = 2 (da Be) + 1 × 2 (da cl atomi) = 4
  Pertanto, il numero di coppie di elettroni attorno all'atomo di Be = 4/2 = 2
  Numero di singoli legami presenti = 2
  Numero di coppie solitarie presenti = 2 - 2 = 0
  Pertanto, la geometria della molecola di BeCl2 è lineare.

Figura 2: Struttura lineare di BeCl₂ Molecola

• H₂O molecola

L'atomo centrale è O.
Il numero di elettroni di valenza attorno a O è 6.
Il numero di elettroni condivisi da H per un atomo è 1.
Pertanto, il numero totale di elettroni attorno a O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Numero di coppie di elettroni attorno a O = 8/2 = 4
Numero di coppie solitarie presenti intorno a O = 2
Numero di singoli legami presenti attorno a O = 2
Pertanto, la geometria di H2O è angolare.

Figura 3: Geometria di H₂O molecola

Osservando i due esempi precedenti, entrambe le molecole sono composte da 3 atomi. Entrambe le molecole hanno 2 singoli legami covalenti. Ma le geometrie sono diverse l'una dall'altra. La ragione è che H₂O ha 2 coppie solitarie ma BeCl₂ non ha coppie solitarie. Le coppie solitarie sull'atomo O respingono le coppie di elettroni di legame. Questa repulsione fa avvicinare i due legami l'uno all'altro. Ma a causa della repulsione tra due coppie di vincoli, non possono avvicinarsi molto. Ciò significa che c'è una repulsione netta tra le coppie di elettroni attorno all'atomo di ossigeno. Ciò si traduce in una molecola di forma angolare piuttosto che lineare. In BeCl₂ molecola, nessuna repulsione si verifica a causa di coppie solitarie poiché non ci sono coppie solitarie. Pertanto, si verificano solo le repulsioni delle coppie di legami e le obbligazioni si trovano nelle posizioni più lontane in cui si verifica una repulsione minima.

Qual è la teoria di Valence Bond

La teoria del legame di valenza è una teoria che spiega il legame chimico in un composto covalente. I composti covalenti sono composti da atomi che sono legati l'uno all'altro tramite legami covalenti. Un legame covalente è un tipo di legame chimico formato dalla condivisione di elettroni tra due atomi. Questi atomi condividono gli elettroni per riempire i loro orbitali e diventare stabili. Se ci sono elettroni spaiati in un atomo è meno stabile di un atomo che ha elettroni accoppiati. Pertanto, gli atomi formano legami covalenti al fine di accoppiare tutti gli elettroni.

Gli atomi hanno elettroni nei loro gusci. Queste shell sono composte da sotto-shell come s, p, d, ecc. Ad eccezione della sotto-shell s, altre sotto-shell sono composte da orbitali. Il numero di orbitali in ogni sotto-shell è mostrato sotto.

Sub-shell	Numero di orbitali	Nomi di orbitali
S	0	-
p	3	pX, py, pz
d	5	dxz, dxy, dyz, dX2Y2, dZ2

Ogni orbitale può contenere un massimo di due elettroni che hanno spin opposti. La teoria del legame di valenza indica che la condivisione di elettroni si verifica attraverso la sovrapposizione di orbitali. Poiché gli elettroni sono attratti dal nucleo, gli elettroni non possono lasciare completamente l'atomo. Pertanto, questi elettroni sono condivisi tra i due atomi.

Esistono due tipi di legami covalenti noti come sigma bond e pi bonds. Questi legami si formano a causa della sovrapposizione o dell'ibridazione degli orbitali. Dopo questa ibridazione, si forma un nuovo orbitale tra due atomi. Il nuovo orbitale è denominato in base al tipo di ibridazione. Un legame sigma si forma sempre a causa della sovrapposizione di due orbitali s. Un legame pi è formato quando due orbitali p sono sovrapposti.

Ma quando l'orbitale s si sovrappone a un p orbitale, è diverso da sovrapposizione orbitale s-s e sovrapposizione p-p orbitale. Per spiegare questo tipo di legame, l'ibridazione degli orbitali è stata trovata dallo scienziato Linus Pauling. L'ibridazione causa la formazione di orbitali ibridi. Ci sono tre principali tipi di orbitali ibridi come segue.

sp³ Orbitali ibridi

Questo orbitale si forma quando un orbitale s e orbitali 3 p vengono ibridati. (Gli orbitali S sono di forma sferica e gli orbitali p hanno una forma di manubrio³ l'orbitale assume una nuova forma). Pertanto, l'atomo ora ha 4 orbitali ibridi.

sp² Orbitali ibridi

Questo orbitale si forma quando un orbitale s e due orbitali sono ibridati. La forma è diversa da quella degli orbitali e degli orbitali. L'atomo ora ha 3 orbitali ibridi e un p orbitale non ibridato.

sp Orbitali ibridi

Questo orbitale si forma quando un orbitale s e un porbitale sono ibridati. La forma è diversa da quella degli orbitali e degli orbitali. Ora l'atomo ha 2 orbitali ibridi e 2 orbitali p non ibridati.

Figura 04: forme degli Orbitali ibridi

Differenza tra VSEPR e Valence Bond Theory

Definizione

VSEPR: La teoria VSEPR è la teoria che predice la geometria di una molecola.

Teoria del legame di Valence: La teoria del legame di valenza è una teoria che spiega il legame chimico in un composto covalente.

Base

VSEPR: La teoria VSEPR si basa sulle repulsioni tra coppie di elettroni solitari e coppie di elettroni di legame.

Teoria del legame di Valence: La teoria del legame di valenza si basa sulla sovrapposizione di orbitali al fine di formare un legame chimico.

Orbitali

VSEPR: La teoria VSEPR non fornisce dettagli sugli orbitali presenti negli atomi di una molecola.

Teoria del legame di Valence: La teoria del legame di valenza fornisce dettagli sugli orbitali presenti negli atomi di una molecola.

Geometria

VSEPR: La teoria VSEPR dà la geometria delle molecole.

Teoria del legame di Valence: La teoria del legame di valenza non fornisce la geometria delle molecole.

Legame chimico

VSEPR: La teoria VSEPR non indica i tipi di legami presenti tra gli atomi.

Teoria del legame di Valence: La teoria del legame di valenza indica i tipi di legami presenti tra gli atomi.

Conclusione

Sia la teoria VSEPR che la teoria del legame di valenza sono teorie di base che sono state sviluppate per comprendere le forme e il legame delle specie chimiche. Queste teorie sono applicate a composti con legami covalenti. La differenza tra VSEPR e teoria del legame di valenza è che la teoria VSEPR spiega la forma di una molecola mentre la teoria del legame di valenza spiega la creazione di legami chimici tra gli atomi di una molecola.

Riferimenti:

1. Jessie A. Key e David W. Ball. "Introductory Chemistry - 1st Canadian Edition." Valence Bond Theory e Hybrid Orbitals | Introductory Chemistry- 1st Canadian Edition. N., n. Web. Disponibile qui. 28 luglio 2017. 
2. "Spiegazione di Valence Bond Theory - Libro di testo senza limiti." Senza limiti. 19 agosto 2016. Web. Disponibile qui. 28 luglio 2017. 

Cortesia dell'immagine:

1. "Geometrie VSEPR" di Dr. Regina Frey, Washington University di St. Louis - Opera propria (dominio pubblico) via Commons Wikimedia
2. "H2O Lewis Structure PNG" di Daviewales - Opera propria (CC BY-SA 4.0) via Commons Wikimedia
3. "Orbitale orbitali ibridi" (Pubblico dominio) via Commons Wikimedia