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 CO32- 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;  COCl2NOCl; SO3; Cl2O7 (O al centro); Cl2O6.

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

CH3OH;   CH3CH2OH;  HNO3; H2C2O4;  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- ;  CO32- ;  PO2- ;  NO2- ;  N2H5+ ;  NO2+ ;  H3O+ ; BeF42- ; BF4- ; ICl2+ ; Cr2O72- (O al centro) ClO2- ;  H2PO4- ;  HPO42- ;  PO43- ; H2PO3- ; HPO32- ; PO33- ; HSO4-  ;  SO42- ; HSO3- ;  SO32- ;  ;  ClO3- ; ClO4- ;  IOF2- ; H2AsO3- ;  HAsO32- ; AsO33- ;  H2AsO4- ;  HAsO42- ;  AsO43- ;  BeF3- ICl4- ;  Cr2O72- ;  P2O74- ; HP2O73- ; H2P2O72- ;  H3P2O7- ; BrO3- ; PCl6- ; IF4- ; ICl2-; I3- ; IO65-; SbF52-; 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

 

Doppietti solitari e legami σ sull’atomo centrale.

2

3

4

5

6

7

ibridazione

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

sp3d3

esempi

BeCl2

BCl3

CH4; NH3

PCl5

ClF3

SF6

BrF5

IF7

 

 

 

 

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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