STRUTTURA DI LEWIS: COS'È, COME REALIZZARLA, ESEMPI - CHIMICA - 2026

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

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

Composto di 2-bromopropano. Di Ben Mills, da Wikimedia Commons.

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

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

Pertanto, poiché l'idrogeno ha un singolo elettrone e un singolo orbitale disponibile da riempire, forma solo un legame covalente. Pertanto, non può mai formare due legami (da non confondere con i legami 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 intervengono C e H devono essere coerenti e rispettare quanto governato dalle loro configurazioni elettroniche. In questo modo, se il carbonio ha più di quattro legami, o l'idrogeno più di uno, allora lo schizzo può essere scartato e se ne può iniziare uno nuovo più in linea con la realtà.

È qui che compare uno dei principali motivi o avalli di queste strutture, introdotto da Gilbert Newton Lewis nella sua ricerca di rappresentazioni molecolari fedeli 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 a come potrebbero essere la molecola o gli ioni.

Qual è la struttura di Lewis?

È una struttura rappresentativa degli elettroni di valenza e dei legami covalenti in una molecola o ione che serve per avere un'idea della sua struttura molecolare.

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

Allo stesso modo, non dice nulla su cosa sia l'ibridazione chimica dei suoi atomi, ma dice dove si trovano i doppi o tripli legami e se c'è risonanza nella struttura.

Con queste informazioni, si può discutere sulla reattività di un composto, sulla sua stabilità, su come e quale meccanismo seguirà la molecola quando reagisce.

Per questo motivo, le strutture di Lewis non cessano mai di essere considerate e sono molto utili, poiché in esse si può condensare il nuovo apprendimento chimico.

Com'è fatto?

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

Ad esempio, se hai il composto C ₁₄ O ₂ N _3, dovresti cercare i gruppi in cui si trovano carbonio, ossigeno e azoto. Una volta fatto questo, non importa quale sia il composto, il numero di elettroni di valenza rimane lo stesso, quindi prima o poi vengono 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). Hanno tutti in comune la tendenza a riempire l'ottetto del guscio di valenza.

Qual è la regola dell'ottetto?

Questo dice che c'è una tendenza per gli atomi a completare il loro livello di energia con otto elettroni per raggiungere la stabilità. Questo vale per tutti gli elementi non metallici o quelli che si trovano nei blocchi della tavola periodica.

Tuttavia, non tutti gli elementi obbediscono alla regola dell'ottetto. Casi particolari sono i metalli di transizione, le cui strutture si basano maggiormente su cariche formali e sul loro numero di gruppo.

Numero di elettroni nel guscio di valenza degli elementi non metallici, quelli in cui la struttura di Lewis può essere azionata.

Applicazione della formula matematica

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

C = N - D

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

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

D sono gli elettroni disponibili, che sono determinati dal gruppo o dal numero di elettroni di valenza. Quindi, poiché Cl appartiene al gruppo VIIA, deve essere circondato da sette punti neri o elettroni e tenere presente che è necessaria una coppia per formare un legame.

Avendo gli atomi, i loro punti e il numero di legami C / 2, si può quindi improvvisare una struttura di Lewis. Ma in aggiunta, è necessario avere un'idea 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 e F, la P deve quindi trovarsi al centro dell'ipotetica struttura.

Inoltre, è importante notare che gli idrogeni normalmente si legano ad atomi altamente elettronegativi. Se hai Zn, H e O in un composto, H andrà insieme a O e non a Zn (Zn - O - H e non H - Zn - O). Ci sono eccezioni a questa regola, ma generalmente si verifica con atomi non metallici.

Simmetria e carichi formali

La natura ha un'alta preferenza per la creazione di strutture molecolari che siano il più simmetriche possibile. Questo aiuta a evitare di creare strutture disordinate, con gli atomi disposti in modo tale da non obbedire a nessuno schema apparente.

Ad esempio, per il composto C ₂ A ₃ , dove A è un atomo fittizio, la struttura più probabile sarebbe A - C - A - C - A. Notare la simmetria dei suoi lati, entrambi riflessi dell'altro.

Anche le cariche formali giocano un ruolo importante quando si disegnano le strutture di Lewis, specialmente per gli ioni. Pertanto, i legami 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 di metalli di transizione.

Limitazioni alla regola dell'ottetto

Rappresentazione del trifluoruro di alluminio, un composto instabile. Entrambi gli elementi sono costituiti da sei elettroni, che genera tre legami covalenti, quando dovrebbero essere otto per ottenere la stabilità. Fonte: Gabriel Bolívar

Non tutte le regole vengono seguite, il che non significa necessariamente che la struttura sia sbagliata. Esempi tipici di ciò si osservano in molti composti in cui sono coinvolti elementi del gruppo IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Il trifluoruro di alluminio (AlF ₃ ) è qui specificamente considerato .

Applicando quindi la formula sopra descritta, abbiamo:

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

Qui 3 e 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 maglie

Poiché l'alluminio è l'atomo meno elettronegativo, deve essere posizionato al centro e il fluoro forma solo un legame. Considerando questo, abbiamo la struttura di Lewis di AlF ₃ (immagine in alto). Gli elettroni condivisi sono evidenziati con punti verdi per distinguerli da quelli non condivisi.

Sebbene i calcoli prevedano che devono essere formati 4 legami, l'alluminio manca di elettroni sufficienti e non c'è nemmeno 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

I metalli non metallici di iodio hanno sette elettroni ciascuno, quindi condividendo uno di questi elettroni ciascuno, generano un legame covalente che fornisce stabilità. Fonte: Gabriel Bolívar

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 e trattino verdi), 12 rimangono come non condivisi; e poiché sono due atomi di iodio, 6 deve essere diviso per uno di essi (i suoi elettroni di valenza). Solo questa struttura è possibile in questa molecola, la cui geometria è lineare.

Ammoniaca

L'azoto ha 5 elettroni, mentre l'idrogeno solo 1. Abbastanza per ottenere stabilità stabilendo tre legami covalenti, composti da un elettrone da N e un altro da H Fonte: Gabriel Bolívar

Qual è la struttura di Lewis per la molecola di ammoniaca? Poiché l'azoto è del gruppo VA, ha cinque elettroni di valenza e 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 maglie

Questa volta la formula è corretta con il numero di collegamenti (tre collegamenti verdi). Poiché 6 degli 8 elettroni disponibili partecipano ai legami, rimane una coppia non condivisa che si trova sopra l'atomo di azoto.

Questa struttura dice tutto ciò che è necessario sapere sulla base di ammoniaca. Applicando la conoscenza di TEV e TRPEV, si deduce che la geometria è tetraedrica distorta dalla coppia nitrogen free e che l'ibridazione di questa è quindi sp ³ .

C

Fonte: Gabriel Bolívar

La formula corrisponde a un composto organico. Prima di applicare la formula, va ricordato che gli idrogeni formano un unico legame, ossigeno due, carbonio quattro e che la struttura deve essere il più simmetrica possibile. Procedendo come negli 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 maglie

Il numero di trattini verdi corrisponde agli 8 collegamenti calcolati. La struttura di Lewis proposta è quella dell'etanolo CH ₃ CH ₂ OH. Tuttavia, sarebbe stato corretto proporre anche la struttura del dimetiletere CH ₃ OCH ₃ , che è ancora più simmetrica.

Quale dei due è "più" corretto? Entrambi lo sono allo stesso modo, poiché le strutture sono nate come isomeri strutturali della stessa formula molecolare C ₂ H ₆ O.

Ione permanganato

Fonte: Gabriel Bolívar

La situazione è complicata quando si desidera realizzare strutture di Lewis per composti di metalli di transizione. Il manganese appartiene al gruppo VIIB, allo stesso modo l'elettrone della carica negativa va aggiunto tra gli elettroni disponibili. Applicando la formula abbiamo:

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 maglie

Tuttavia, i metalli di transizione possono avere più di otto elettroni di valenza. Inoltre, per il MnO ₄ ^- ionico per esporre la carica negativa, è necessario ridurre le cariche formali degli atomi di ossigeno. Come? Attraverso i doppi legami.

Se tutti i legami di MnO ₄ ^- fossero semplici, le cariche formali degli ossigeni sarebbero pari a -1. Poiché ce ne sono quattro, la carica risultante sarebbe -4 per l'anione, il che ovviamente non è vero. Quando si formano i doppi legami, è garantito che un singolo ossigeno abbia una carica formale negativa, riflessa nello ione.

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

Ione bicromato

Fonte: Gabriel Bolívar

Infine, un caso simile si verifica con lo ione bicromato (Cr ₂ O ₇ ). 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 la carica bivalente = 56 elettroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elettroni

C = 72-56 = 16 elettroni condivisi

C / 2 = 8 maglie

Ma non ci sono 8 legami, ma 12. Per gli stessi motivi riscontrati, nello ione permanganato devono essere lasciati due ossigeni con cariche formali negative che sommano a -2, la carica dello ione bicromato.

Pertanto, vengono aggiunti tutti i doppi legami necessari. In questo modo arriviamo alla struttura di Lewis dell'immagine per Cr ₂ O ₇ ^2– .

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Learning, p 251.
2. Lewis Structures. Tratto da: chemed.chem.purdue.edu
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6. Lancaster, Sean. (25 aprile 2017). Come determinare quanti punti ci sono sulla struttura a punti di Lewis di un elemento. Sciencing. Estratto da: sciencing.com