Configurazione di Lewis

 

 

 

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Configurazione di Lewis

Formule di struttura di Lewis

Tra gli elementi che incontreremo più spesso possono formare doppi legami: C, N, P, O, S e il Cl, legami tripli C e N. In presenza di più elementi che possono formare legami multipli la precedenza va data all’elemento più elettronegativo.  Tutti i legami, salvo se diversamente prescritto vanno formati con l’atomo centrale. Il  procedimento seguente permette di passare dalla formula molecolare alla struttura di Lewis e alla geometria della molecola o ione.

1. Si sommano gli elettroni di valenza di tutti gli atomi presenti, ogni atomo ha un n° di elettroni di valenza pari al gruppo di appartenenza. Se si tratta di uno ione negativo agli elettroni di valenza si aggiunge un elettrone per ogni carica negativa, se lo ione è positivo si toglie un elettrone per ogni carica.

 

1. Il valore calcolato al punto 1, generalmente pari, si divide per 2 e si ottiene il totale delle coppie elettroniche da rappresentare nella struttura di Lewis.

 

1. Si dispone l’atomo meno elettronegativo, escludendo l’idrogeno, al centro e gli altri intorno in modo simmetrico, si legano tutti gli atomi a quello centrale con legami singoli. Negli ossiacidi l’idrogeno solitamente si lega all’ossigeno

 

1. Dal valore calcolato al punto 2 si sottrae il n° dei doppietti assegnati con i legami e si ottengono i doppietti di non legame.

 

1. Si distribuiscono i doppietti di non legame sugli atomi terminali facendo in modo che ciascuno completi l’ottetto. Se l’atomo centrale completa l’ottetto si passa al punto successivo, se non lo completa, ed è diverso dal Be o dal B, si prende un doppietto di non legame, di un atomo terminale, e si forma un doppio legame con l’atomo centrale.  Per esempio lo ione CO₃^2- ha in totale 24 elettroni di valenza da cui si ottengono 12 doppietti

 

                                         legame.                        

Può anche capitare che dopo aver completato l’ottetto di tutti gli atomi terminali e di quello centrale avanzano uno o più doppietti di non legame, questi doppietti vanno assegnati all’atomo centrale.

 

                    

 

 

Esercizi su molecole e ioni

<Molecole>

S₂F₂;   PCl₃;   F₂O₂;   H₂O₂;  CO₂;   CS₂;   CH₂O;   SCl₂;   SO₂; C₂H₄;  C₂H₂;   N₂H₄;   HCN;   N₂H₂;   CH₂CO;  CH₃COCH₃;  CH₃OCH₃ (ossigeno al centro);  CH₂PH;  ClNO;   NOF₃;   C₆H₆ (esagono con 6 atomi di carbonio ai 6 vertici);   CH₃C₂Cl;   SOCl₂;  SOF₂;   SOFCl;  N₂H₂;  S₂F₂;  N₂O₅ (O _{al centro})  Cl₂O;  COCl₂;  NOCl; SO₃; Cl₂O₇ (O al centro); Cl₂O₆.

Nei composti seguenti l’H è legato all’O (formate più legami O-H possibile):

CH₃OH;   CH₃CH₂OH;  HNO₃; H₂C₂O_4;  H₂CO₃;  HClO;  HPO₂;  NH₂OH;  HNO₂;  CH₃COOH (un solo legame O-H). H₃PO₃;  H₃PO₄;  H₂SO₃; H₂SO₄; HClO₂; HClO₃; HClO₄; H₃AsO₃;  H₃AsO₄;  H₄P₂O₇ ; H₂Cr₂O₇; H₄SiO₄.

<Ioni>

Cl₂PO⁺ ; NH₄⁺  (spiega perché la carica va messa fuori:  [NH₄]⁺ ) ; ClO^- ;  NO₃^-   HCO₃^- ;  CO₃^2- ;  PO₂^- ;  NO₂^- ;  N₂H₅⁺ ;  NO₂⁺ ;  H₃O⁺ ; BeF₄^2- ; BF₄^- ; ICl₂⁺ ; Cr₂O₇^2- (O al centro) ClO₂^- ;  H₂PO₄^- ;  HPO₄^2- ;  PO₄^3- ; H₂PO₃^- ; HPO₃^2- ; PO₃^3- ; HSO₄^-  ;  SO₄^2- ; HSO₃^- ;  SO₃^2- ;  ;  ClO₃^- ; ClO₄^- ;  IOF₂^- ; H₂AsO₃^- ;  HAsO₃^2- ; AsO₃^3- ;  H₂AsO₄^- ;  HAsO₄^2- ;  AsO₄^3- ;  BeF₃^- ICl₄^- ;  Cr₂O₇^2- ;  P₂O₇^4- ; HP₂O₇^3- ; H₂P₂O₇^2- ;  H₃P₂O₇^- ; BrO₃^- ; PCl₆^- ; IF₄^- ; ICl₂^-; I₃^- ; IO₆^5-; SbF₅^2-; IO₂F₂^-; ClF₃.

Geometria e polarità:

H2O – NH₃ -  SOFCl - COCl₂ -  NOF₃ – ClNO (N al centro) – SOCl₂ – SO₃ –SO₂ - CO₂ – O₃ – PBr₃S.

Dalle strutture di Lewis all’ibridazione dell’atomo centrale

 

 

 

 

 

Fonte: http://lnx.istitutocopernico.gov.it/lezioni/download.php?nomefile=1AI201503241803STRUTTUREDILEWISEGEOMETRIA.doc

Sito web da visitare: http://lnx.istitutocopernico.gov.it

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