Esempio di Scissione eterolitica

Se invece che l’idrogeno avessimo preso per esempio uno ione HNO3 (acido nitrico), che può liberare un OH- e mi rimane NO2+. Come molecola HNO3 (si parte dalla geometria molecolare), se guardiamo la struttura secondo Lewis è questa: l’azoto ha 5 elettroni esterni, l’ossigeno ne ha 6, l’azoto forma un doppio legame con un ossigeno, poi forma un legame semplice con un altro ossigeno (che però resta con un elettrone spaiato e lo completa con un idrogeno, metto il triangolino) e infine l’azoto ha ancora questo doppietto non di legame con cui può fare un legame dativo e agganciare un terzo ossigeno. Lewis dice questo. La VSEPR dice che c’è un doppietto di non legame che poi fa legame dativo con un ossigeno, e poi ci sono altre due posizioni, quindi gli angoli all’azoto sono angoli di circa 120°, in realtà questi due qua sono un po’ maggiori di 120° perché il doppietto tutto intero respinge il +, e quest’angolo qui è un po’ meno di 120° perché è costretto a chiudersi un pochino a causa della repulsione del doppietto intero. E qui c’è poi ancora un idrogeno legato a un ossigeno. Quindi è una molecola triangolare planare in approssimazione, ma in realtà è un triangolo non equilatero. La teoria di Lewis dunque ci dice quali sono i legami, la VSEPR dice qual è la geometria molecolare, ed è piana triangolare triangolo piuttosto isoscele piuttosto che equilatero. La teoria VB ci dice ancora qualcosa, e ci dice che per fare questo tipo di legami l’azoto deve aver ibridato i suoi orbitali, cioè l’azoto con numero atomico 7, ha 5 elettroni esterni che dovrebbero essere distribuiti 2 sull’orbitale sferico che è pieno e 3 uno per ciascuno orbitale p. Ma questa configurazione di partenza dove c’è l’orbitale sferico pieno e i 3 orbitali p semivacanti non giustifichiamo una geometria triangolare. Per giustificarla dobbiamo prendere questi orbitali e ibridarli, cioè dobbiamo una ibridizzazione sp2 e un pz non ibridato. Qui non c’è promozione elettronica, gli elettroni non si spostano. Prendiamo l’orbitale sferico e i tre orbitali p a clessidra e da questa struttura qua arriviamo ad avere angoli grossomodo di 120°. Per farlo ci serve una ibridazione sp2, cioè si ibridano l’orbitale sferico con due orbitali p e vengono fuori 3 ibridi che hanno un grosso lobo quasi sferico con un piccolo codino, questi 3 orbitali ibridi stanno a 120° tra loro. Poi questo è pieno di elettroni mentre gli altri due no e hanno un elettrone ciascuno, perciò questo qui respinge gli altri un po’ di più e gli angoli non sono più di 120° ma variano un pochino. Questi sono gli ibridi sp2, mi restano il pz non ibridato perpendicolare al piano su cui si è creato il triangolo. Questo orbitale pz non ibridato reagirà con un orbitale pz dell’ossigeno e farà il legame p greca, cioè si uniranno i due lobi sotto e i due lobi sopra e si formerà il legame p greca. Il legame sigma è nell’sp2. Geometria triangolare planare dell’azoto che lega col doppio legame un ossigeno, il legame p greca è sullo stesso asse del legame sigma qui affiancato, l’altro ossigeno è legato di qua e finisce di completare l’ottetto con l’idrogeno. Fatto tutto questo alla fine qua si può fare il legame dativo con un terzo ossigeno quassù. Adesso cosa succede? Che questo ossigeno che ha l’idrogeno può effettuare una scissione eterolitica del suo legame con l’azoto. Quindi l’ossigeno ha già l’idrogeno, ha questo doppietto in comune con l’azoto, lo spezza in modo eterolitico, quindi questo OH viene via come OH-. Quindi questo doppietto viene catturato tutto dall’ossigeno che è più elettronegativo dell’azoto. Ecco che la mia molecola HNO3 in qualche raro caso come questo può scindersi in un OH- e un gruppo NO2 che ha carica +. Quindi questo è ione + perché c’è lacuna elettronica dell’azoto.