Le strutture di Lewis sono fondamentali in chimica per rappresentare gli elettroni di valenza di un atomo e i legami covalenti presenti in una molecola.
L’importanza delle strutture di Lewis
Indice Articolo
- Strutture di Lewis nelle molecole
- Esercizi sulle strutture di Lewis
- 1) Struttura di Lewis per il metano (CH4)
- 2) Struttura di Lewis per il biossido di carbonio (CO2)
- Il ruolo del Carbonio nelle Strutture di Lewis
- Ioni Poliatomici e le loro Strutture di Lewis
- Esercizi Pratici
- Lo ione ammonio NH4+
- Lo ione ossidrile OH-
- Specie Stabilizzate per Risonanza
- Esercizi di Scrittura delle Strutture di Lewis
- 1. Lo ione nitrato NO3–
- 2. Lo ione nitrito NO2–
- Strutture di Lewis per Specie Elettron-sovrabbondanti
- Strutture di Lewis: come disegnarle per specie elettron-deficienti
- Esempio con il Pentafluoruro di Fosforo (PF5)
- Strutture di Lewis per specie elettron-deficienti
Le strutture di Lewis ci permettono di visualizzare in modo chiaro come gli atomi condividano elettroni per formare legami e raggiungere la stabilità elettronica. Ad esempio, consideriamo l’ossigeno che ha 6 elettroni nel suo guscio più esterno.
La regola dell’ottetto determina che gli atomi tendono ad acquisire, perdere o condividere elettroni per raggiungere una configurazione elettronica esterna simile a quella dei gas nobili, composta da otto elettroni.
Strutture di Lewis nelle molecole
Quando consideriamo molecole più complesse come l’acqua (H2O), possiamo applicare le strutture di Lewis per rappresentarne i legami covalenti. In questo caso, gli atomi di ossigeno e idrogeno condividono elettroni per formare il composto, garantendo che l’ossigeno abbia otto elettroni nella sua shell esterna.
Esercizi sulle strutture di Lewis
1) Struttura di Lewis per il metano (CH4)
Per il metano, dobbiamo considerare che il carbonio ha 4 elettroni di valenza e ogni atomo di idrogeno ha un elettrone. Ogni atomo di idrogeno formerà un legame con un elettrone del carbonio, ottenendo una struttura come quella seguente.
2) Struttura di Lewis per il biossido di carbonio (CO2)
Nel caso del biossido di carbonio, vediamo che il carbonio condivide due elettroni con ciascun ossigeno per formare i legami necessari, rispettando sempre la regola dell’ottetto.
Applicando le strutture di Lewis siamo in grado di comprendere meglio i legami chimici presenti nelle molecole e come gli atomi si organizzino per raggiungere la stabilità elettronica necessaria.
Il ruolo del Carbonio nelle Strutture di Lewis
Il carbonio, essendo meno elettronegativo dell’ossigeno, assume il ruolo di atomo centrale nelle strutture di Lewis. Con 16 elettroni di valenza, di cui 4 appartenenti al carbonio e 6 ad ogni atomo di ossigeno, si formano legami doppi tra l’ossigeno e il carbonio, mentre i due doppietti elettronici solitari di ciascun ossigeno si posizionano intorno ad essi. Questa configurazione permette di ottenere la struttura di Lewis corretta.
Ioni Poliatomici e le loro Strutture di Lewis
Per quanto riguarda gli ioni poliatomici, la compilazione delle strutture di Lewis segue lo stesso principio di base come per le molecole semplici, con l’aggiunta della considerazione del numero totale di elettroni in relazione alla carica dell’ione poliatomico. Nel caso di cariche negative, gli elettroni vanno aggiunti al totale, mentre per le cariche positive vanno sottratti.
Esercizi Pratici
1)
Lo ione ammonio NH4+
Per lo ione ammonio, con 9 elettroni di valenza e carica positiva, si ottiene una struttura completa in cui ciascun idrogeno si lega all’azoto rispettando la regola dell’ottetto.
2)
Lo ione ossidrile OH-
Nel caso dell’ione ossidrile, con 7 elettroni di valenza e carica negativa, si forma un legame tra ossigeno e idrogeno, garantendo la presenza di 8 elettroni complessivi. La struttura rispetta la regola dell’ottetto e si completa correttamente.
Specie Stabilizzate per Risonanza
Alcune molecole o ioni poliatomici possono presentare strutture stabilizzate per risonanza, caratterizzate da forme equivalenti. Attraverso le strutture di Lewis, si possono rappresentare le varie forme con cui la molecola o l’ione possono esistere. Spesso, per raggiungere l’ottetto, è necessario che atomi come carbonio, azoto e ossigeno formino legami doppi o tripli utilizzando i doppietti elettronici solitari disponibili.
In conclusione, la comprensione delle strutture di Lewis è fondamentale per analizzare la disposizione degli elettroni negli atomi e nelle molecole, offrendo importanti informazioni sulla geometria e sulle proprietà chimiche di queste entità.
Esercizi di Scrittura delle Strutture di Lewis
Di seguito vengono presentate le strutture di Lewis per due ioni poliatomici:
1. Lo ione nitrato NO3–
Per la struttura del nitrato, l’azoto è il centro dell’azione in quanto è meno elettronegativo rispetto all’ossigeno. Considerando che la carica è -1, è necessario aggiungere un elettrone, quindi il totale di elettroni è 24. Gli ossigeni si legano all’azoto utilizzando un totale di sei elettroni. Per soddisfare la regola dell’ottetto, l’azoto forma un doppio legame con uno degli ossigeni, dando luogo a tre diverse strutture di risonanza.
2. Lo ione nitrito NO2–
Anche in questo caso, l’azoto occupa il posto centrale poiché è meno elettronegativo dell’ossigeno. Contando gli elettroni di valenza, che sono 17, con l’aggiunta dell’elettrone extra per la carica, si arriva a 18. Gli ossigeni si legano all’azoto tramite due elettroni. Anche qui, per rispettare l’ottetto, l’azoto forma un doppio legame con uno degli ossigeni, generando due strutture di risonanza.
Strutture di Lewis per Specie Elettron-sovrabbondanti
Elementi con numero atomico superiore a 13 possono formare composti o ioni poliatomici con elettroni extra. Per rappresentare le strutture di Lewis di tali composti, una volta soddisfatta la regola dell’ottetto, si assegnano gli elettroni extra all’atomo in modo da minimizzare la carica formale e massimizzare la stabilità della struttura.
Riferimenti utili:
Strutture di Lewis: come disegnarle per specie elettron-deficienti
Le strutture di Lewis sono utili per rappresentare le modalità in cui gli atomi di una molecola sono legati tra loro attraverso coppie di elettroni condivise. Queste rappresentazioni sono particolarmente utili quando si tratta di specie elettron-deficienti, cioè molecole in cui un atomo non rispetta la regola dell’ottetto.
Esempio con il Pentafluoruro di Fosforo (PF5)
Prendiamo ad esempio il pentafluoruro di fosforo, PF5. Poiché il fluoro è più elettronegativo rispetto al fosforo, quest’ultimo sarà collocato al centro della molecola. I 40 elettroni totali sono distribuiti con 7 elettroni per ogni atomo di fluoro e 5 per il fosforo. Legando ogni atomo di fluoro al fosforo con un legame semplice e distribuendo gli elettroni restanti come doppietti elettronici solitari intorno ai fluoruri si ottengono 40 elettroni.
Strutture di Lewis per specie elettron-deficienti
Per le specie elettron-deficienti, come nel caso del trifluoruro di boro (BF3), il boro è meno elettronegativo del fluoro e si trova al centro della molecola. Con un totale di 24 elettroni (7 per ogni fluoro e 3 per il boro), ponendo un legame semplice tra il boro e ciascun atomo di fluoro e collocando gli elettroni rimanenti come doppietti elettronici solitari attorno ai floruri, si soddisfano gli elettroni totali della molecola. Tuttavia, il boro non rispetta la regola dell’ottetto e risulta elettron-deficiente.
La rappresentazione delle strutture di Lewis è un valido strumento per comprendere la disposizione degli elettroni nelle molecole, specialmente in casi di specie elettron-deficienti come il BF3.
