Struttura di Lewis in consite, come è fatta, esempi

il struttura di Lewis è tutta quella rappresentazione dei legami covalenti all'interno di una molecola o di un ione. In esso, questi collegamenti e gli elettroni sono rappresentati da punti o trattini lunghi, sebbene il più delle volte i punti corrispondano agli elettroni non condivisi e ai trattini ai legami covalenti.

Ma cos'è un legame covalente? È la condivisione di una coppia di elettroni (o punti) tra due qualsiasi atomo della tavola periodica. Con questi diagrammi puoi disegnare molti scheletri per un determinato composto. Quale è corretta dipenderà dalle cariche formali e dalla natura chimica degli stessi atomi.

Di Ben Mills [di pubblico dominio], da Wikimedia Commons

Nell'immagine sopra abbiamo un esempio di cosa sia una struttura di Lewis. In questo caso, il composto rappresentato è 2-bromopropano. I punti neri corrispondenti agli elettroni possono essere apprezzati, sia quelli che partecipano ai legami sia quelli che non sono condivisi (l'unica coppia appena sopra il Br).

Se le coppie di punti ":" sono state sostituite da un trattino lungo "-", lo scheletro di carbonio del 2-bromopropano sarebbe rappresentato come: C-C-C. Perché, invece del "quadro molecolare" disegnato, non potrebbe essere C-H-H-C? La risposta sta nelle caratteristiche elettroniche di ciascun atomo.

Pertanto, poiché l'idrogeno ha a disposizione solo un elettrone e un singolo orbitale, forma solo un legame covalente. Pertanto, non può mai formare due legami (da non confondere con i legami a idrogeno). D'altra parte, la configurazione elettronica dell'atomo di carbonio consente (e richiede) la formazione di quattro legami covalenti.

Per questo motivo le strutture di Lewis in cui C e H intervengono devono essere coerenti e rispettare ciò che è governato dalle loro configurazioni elettroniche. In questo modo, se il carbonio ha più di quattro legami, o più di un idrogeno, allora il contorno può essere scartato e uno nuovo più in linea con la realtà può essere avviato.

È qui che appare una delle ragioni principali o back di queste strutture, introdotta da Gilbert Newton Lewis nella sua ricerca di rappresentazioni molecolari fedele ai dati sperimentali: la struttura molecolare e le cariche formali.

Tutti i composti esistenti possono essere rappresentati da strutture di Lewis, dando una prima approssimazione su come potrebbero essere la molecola o gli ioni.

indice

1 Qual è la struttura di Lewis?
2 Come è fatto?
- 2.1 Applicazione della formula matematica
- 2.2 Dove posizionare gli atomi meno elettronegativi
- 2.3 Simmetria e cariche formali
3 Limitazioni sulla regola dell'ottetto
4 Esempi di strutture di Lewis
- 4.1 Iodio
- 4.2 Ammoniaca
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Permanganato di ioni
- 4,5 bicromato di ioni
5 riferimenti

Qual è la struttura di Lewis?

È una struttura rappresentativa di elettroni di valenza e legami covalenti in una molecola o ione che serve a farsi un'idea della sua struttura molecolare.

Tuttavia, questa struttura non riesce a prevedere alcuni dettagli importanti come la geometria molecolare rispetto a un atomo e al suo ambiente (se è quadrata, trigonale, bipiramidale, ecc.).

Inoltre, non dice nulla di ciò che è l'ibridazione chimica dei suoi atomi, ma dove sono i legami doppio o triplo e se c'è una risonanza nella struttura.

Con questa informazione si può argomentare sulla reattività di un composto, sulla sua stabilità, sul come e su quale meccanismo seguirà la molecola quando reagirà.

Per questo motivo le strutture di Lewis non smettono mai di essere considerate e sono molto utili, perché in esse si possono condensare i nuovi apprendimenti chimici.

Come è fatto?

Per disegnare o disegnare una struttura, la formula o il diagramma di Lewis è essenziale la formula chimica del composto. Senza di esso non puoi nemmeno sapere quali sono gli atomi che lo compongono. Una volta con esso, la tabella periodica viene utilizzata per individuare i gruppi a cui appartengono.

Ad esempio, se hai composto C₁₄O₂N₃ allora dovremmo cercare i gruppi dove sono il carbonio, l'ossigeno e l'azoto. Fatto questo, non importa quale sia il composto, il numero di elettroni di valenza rimane lo stesso, in modo che prima o poi vengano memorizzati.

Pertanto, il carbonio appartiene al gruppo IVA, l'ossigeno al gruppo VIA e l'azoto al VA. Il numero del gruppo è uguale al numero di elettroni di valenza (punti). Tutti hanno in comune la tendenza a completare l'ottetto del guscio di valenza.

Questo vale per tutti gli elementi non metallici o per quelli trovati nei blocchi s o p della tavola periodica. Tuttavia, non tutti gli elementi obbediscono alla regola dell'ottetto. Casi particolari sono i metalli di transizione, le cui strutture sono basate più sulle cariche formali e sul loro numero di gruppo.

Applicare la formula matematica

Sapendo a quale gruppo appartengono gli elementi e quindi il numero di elettroni di valenza disponibili per formare legami, procediamo con la seguente formula, utile per disegnare le strutture di Lewis:

C = N - D

Dove C significa elettroni condivisi, cioè, quelli che partecipano ai legami covalenti. Poiché ogni collegamento è composto da due elettroni, C / 2 è uguale al numero di collegamenti (o trattini) che devono essere disegnati.

N sono i gli elettroni necessari, che deve avere l'atomo nel suo guscio di valenza per essere isoelettronico al gas nobile che lo segue nello stesso periodo. Per tutti gli elementi diversi da H (dal momento che richiede due elettroni per essere paragonati a He), hanno bisogno di otto elettroni.

D sono i elettroni disponibili, che sono determinati dal gruppo o dai numeri di elettroni di valenza. Pertanto, poiché il Cl appartiene al gruppo VIIA, deve essere circondato da sette punti o elettroni neri e tenere presente che è necessaria una coppia per formare un collegamento.

Avendo gli atomi, i loro punti e il numero di legami C / 2, una struttura di Lewis può essere improvvisata. Ma in aggiunta, è necessario avere una nozione di altre "regole".

Dove posizionare gli atomi meno elettronegativi

Gli atomi meno elettronegativi nella stragrande maggioranza delle strutture occupano i centri. Per questo motivo, se si dispone di un composto con atomi di P, O ed F, P deve quindi essere collocato al centro della struttura ipotetica.

Inoltre, è importante notare che gli atomi di idrogeno sono solitamente collegati ad atomi altamente elettronegativi. Se hai una mescola Zn, H e O, la H andrà vicino alla O e non alla Zn (Zn-O-H e non H-Zn-O). Ci sono eccezioni a questa regola, ma di solito si verifica con atomi non metallici.

Simmetria e cariche formali

La natura ha un'alta preferenza per le strutture molecolari di origine il più simmetriche possibile. Ciò aiuta ad evitare di creare strutture disordinate, con gli atomi disposti in modo tale da non obbedire a nessuno schema apparente.

Ad esempio, per il composto C₂la₃, dove A è un atomo fittizio, la struttura più probabile sarebbe A-C-A-C-A. Notare la simmetria dei suoi lati, entrambi i riflessi dell'altro.

Anche le cariche formali hanno un ruolo importante nel disegnare le strutture di Lewis, specialmente per gli ioni. Pertanto, i collegamenti possono essere aggiunti o rimossi in modo che la carica formale di un atomo corrisponda alla carica totale esibita. Questo criterio è molto utile per i composti dei metalli di transizione.

Limitazioni nella regola dell'ottetto

Non tutte le regole sono soddisfatte, il che non significa necessariamente che la struttura non sia corretta. Esempi tipici di questo sono osservati in molti composti in cui sono coinvolti elementi del gruppo IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Qui il trifluoruro di alluminio (AlF) è considerato in modo specifico₃).

Applicando quindi la formula sopra descritta, abbiamo:

D = 1 × 3 (un atomo di alluminio) + 7 × 3 (tre atomi di fluoro) = 24 elettroni

Qui il 3 e il 7 sono i rispettivi gruppi o numeri di elettroni di valenza disponibili per alluminio e fluoro. Quindi, considerando gli elettroni necessari N:

N = 8 × 1 (un atomo di alluminio) + 8 × 3 (tre atomi di fluoro) = 32 elettroni

E quindi gli elettroni condivisi sono:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elettroni

C / 2 = 4 collegamenti

Poiché l'alluminio è l'atomo meno elettronegativo, deve essere posizionato al centro e il fluoro crea un legame. Considerando questo, abbiamo la struttura Lewis di AlF₃ (immagine in alto) Gli elettroni condivisi sono evidenziati con punti verdi per distinguerli da quelli non condivisi.

Sebbene i calcoli predicono che ci sono 4 legami che devono essere formati, l'alluminio non ha elettroni sufficienti e inoltre non c'è un quarto atomo di fluoro. Di conseguenza, l'alluminio non è conforme alla regola dell'ottetto e questo fatto non si riflette nei calcoli.

Esempi di strutture di Lewis

iodio

Lo iodio è un alogeno e quindi appartiene al gruppo VIIA. Ha quindi sette elettroni di valenza, e questa semplice molecola biatomica può essere rappresentata improvvisando o applicando la formula:

D = 2 × 7 (due atomi di iodio) = 14 elettroni

N = 2 × 8 = 16 elettroni

C = 16 - 14 = 2 elettroni

C / 2 = 1 collegamento

A partire da 14 elettroni 2 partecipano al legame covalente (punti verdi e trattino), 12 rimangono non condivisi; e poiché sono due atomi di iodio, 6 devono essere divisi per uno di loro (i loro elettroni di valenza). In questa molecola è possibile solo questa struttura, la cui geometria è lineare.

ammoniaca

Qual è la struttura di Lewis per la molecola di ammoniaca? Poiché l'azoto proviene dal gruppo VA, ha cinque elettroni di valenza, quindi:

D = 1 × 5 (un atomo di azoto) + 1 × 3 (tre atomi di idrogeno) = 8 elettroni

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elettroni

C = 14 - 8 = 6 elettroni

C / 2 = 3 collegamenti

Questa volta la formula ha successo con il numero di link (tre link verdi). A partire dagli 8 elettroni disponibili 6 partecipano ai collegamenti, c'è una coppia non condivisa che si trova sopra l'atomo di azoto.

Questa struttura dice tutto ciò che dovrebbe essere conosciuto sulla base di ammoniaca.Applicando la conoscenza di TEV e TRPEV, si deduce che la geometria è tetraedrica distorta dalla coppia libera di azoto e che l'ibridazione di esso è quindi sp³.

C₂H₆O

La formula corrisponde a un composto organico. Prima di applicare la formula, è necessario ricordare che gli idrogeni formano un singolo legame, l'ossigeno due, il carbonio quattro e che la struttura deve essere il più simmetrica possibile. Procedendo come gli esempi precedenti, abbiamo:

D = 6 × 1 (sei atomi di idrogeno) + 6 × 1 (un atomo di ossigeno) + 4 × 2 (due atomi di carbonio) = 20 elettroni

N = 6 × 2 (sei atomi di idrogeno) + 8 × 1 (un atomo di ossigeno) + 8 × 2 (due atomi di carbonio) = 36 elettroni

C = 36 - 20 = 16 elettroni

C / 2 = 8 collegamenti

Il numero di trattini verdi corrisponde agli 8 collegamenti calcolati. La struttura proposta da Lewis è quella dell'etanolo CH₃CH₂OH. Tuttavia, sarebbe stato anche corretto proporre la struttura del dimetiletere CH₃OCH₃, che è ancora più simmetrico.

Quale delle due è "più" corretta? Entrambi sono uguali, poiché le strutture emerse come isomeri strutturali della stessa formula molecolare C₂H₆O.

Permanganato di ioni

La situazione è complicata quando si desidera realizzare le strutture Lewis per i composti di metalli di transizione. Il manganese appartiene al gruppo VIIB, inoltre, l'elettrone della carica negativa deve essere aggiunto tra gli elettroni disponibili. Applicando la formula hai:

D = 7 × 1 (un atomo di manganese) + 6 × 4 (quattro atomi di ossigeno) + 1 elettrone per carica = 32 elettroni

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elettroni

C = 40 - 32 = 8 elettroni condivisi

C / 2 = 4 collegamenti

Tuttavia, i metalli di transizione possono avere più di otto elettroni di valenza. Inoltre, per lo ione MnO₄^- esibire la carica negativa è necessario ridurre le cariche formali degli atomi di ossigeno. Come? Attraverso i doppi legami.

Se tutti i link del MnO₄^- erano semplici, le cariche formali degli oxygens sarebbero state pari a -1. Dato che ce ne sono quattro, la carica risultante sarebbe -4 per l'anione, che ovviamente non è vera. Quando si formano i doppi legami, è garantito che un singolo ossigeno ha una carica formale negativa, riflessa nello ione.

Nello ione permanganato, si può vedere che c'è risonanza. Ciò implica che il singolo legame semplice Mn-O sia delocalizzato tra i quattro atomi di O.

Bicromato di ioni

Infine, un caso simile si verifica con lo ione bicromato (Cr₂O₇). Il cromo appartiene al gruppo VIB, quindi ha sei elettroni di valenza. Applicando nuovamente la formula:

D = 6 × 2 (due atomi di cromo) + 6 × 7 (sette atomi di ossigeno) + 2 elettroni per carica divalente = 56 elettroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elettroni

C = 72 - 56 = 16 elettroni condivisi