Background
La premessa dietro le strutture di Lewis è la regola dell’ottetto: che tutti gli atomi vorrebbero essere circondati da un ottetto di elettroni. Naturalmente, ci sono alcune eccezioni: atomi molto piccoli (H, Be e B) hanno meno di un ottetto e alcuni atomi del gruppo principale con orbitali d a bassa energia (P, S, Cl, Br e I) possono avere più di un ottetto. Ciò è particolarmente vero quando questi atomi sono atomi centrali e combinati con atomi altamente elettronegativi.
Disegnare strutture Lewis corrette richiede pratica, ma il processo può essere semplificato seguendo una serie di passaggi:
Passaggio 1. Contare tutti gli elettroni di valenza per ogni atomo. Aggiungere o sottrarre elettroni se la struttura è un anione o catione, rispettivamente.
Punto 2. Determina quali atomi sono legati l’uno all’altro. Disegna una struttura scheletrica.
Punto 3. Collegare gli atomi con una coppia di elettroni in ogni legame. Sottrarre gli elettroni di legame dagli elettroni di valenza totali.
Punto 4. Aggiungi coppie di elettroni per completare gli ottetti per tutti gli atomi periferici collegati all’atomo centrale. Attenzione all’idrogeno-l’idrogeno non ha mai più di un legame o una coppia di elettroni
Passaggio 5. Posizionare gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale, di solito a coppie. La regola dell’ottetto può essere superata per P,S, Cl, Br o I.
Passaggio 6. Se l’atomo centrale non ha un ottetto, formare legami doppi o tripli spostando coppie di elettroni da uno o più atomi periferici per ottenere un ottetto.
Punto 7. Cerca strutture di risonanza riorganizzando i legami. La struttura con gli oneri formali totali più bassi sarà la forma più probabile che si possa trovare in natura. (Vedi sotto per la spiegazione)
Disegnare strutture di Lewis
Diamo un’occhiata a un esempio di come funziona usando una molecola reale. Considera la molecola più responsabile dell’effetto serra, l’anidride carbonica (CO2).
Per disegnare la struttura di Lewis:
Passo 1. Contare tutti gli elettroni di valenza per ogni atomo:
Carbonio 1 x 4 elettroni di valenza = 4 elettroni
Ossigeno 2 x 6 elettroni di valenza = 12 elettroni
Totale = 16 elettroni
Fase 2. Determina quali atomi sono legati l’uno all’altro. Generalmente l’atomo meno elettronegativo è l’atomo centrale. Tuttavia, se l’unica scelta è tra un atomo più elettronegativo e idrogeno, l’atomo più elettronegativo sarà l’atomo centrale (ad esempio acqua). L’idrogeno NON crea MAI più di un legame e quindi NON può MAI essere l’atomo centrale.
Per la CO2, il carbonio è l’atomo meno elettronegativo, quindi dovrebbe essere l’atomo centrale.
Passaggio 3. Collega ogni atomo con una singola coppia di elettroni o un singolo legame: (16 elettroni di valenza – 4 elettroni di legame = 12 elettroni rimasti.)
Passaggio 4. Aggiungi coppie di elettroni agli atomi periferici per gli ottetti:
Punto 5. Non ci sono elettroni rimasti, ma l’atomo centrale non ha un ottetto!
Punto 6. Sposta gli elettroni dagli atomi periferici, formando doppi legami per dare all’atomo centrale un ottetto:
Punto 7. Cercare strutture di risonanza e identificare quello con le più piccole cariche formali:
Per alcune molecole, è possibile disegnare più di una struttura. Si noti che una struttura di Lewis per l’anidride carbonica può essere scritta utilizzando un legame singolo carbonio-ossigeno su un lato e un legame triplo carbonio-ossigeno sull’altro. Come si possono distinguere queste due possibilità? Come si può scegliere la struttura più importante, o sono tutte ugualmente probabili? Quando è possibile disegnare diverse strutture, vengono chiamate strutture di risonanza.
Strutture di risonanza
Nelle strutture di risonanza, tutti gli atomi si trovano nella stessa posizione relativa l’uno all’altro, ma la distribuzione degli elettroni intorno a loro è diversa. Per valutare l’importanza di ciascuna struttura, deve essere determinata la carica formale su ciascun atomo.
Carica formale
Carica formale è un modo un po ‘ arbitrario di descrivere quanti elettroni un atomo sembra avere in un particolare composto. Si presume che le coppie di elettroni nei legami tra gli atomi siano divise equamente tra i due atomi. Le coppie di elettroni non leganti sono contate come appartenenti all’atomo su cui risiedono. Questo può essere messo in un’equazione:
oppure
La struttura di risonanza più stabile è quella in cui:
1. Esiste un numero minimo di oneri formali;
2. Se ci sono addebiti formali, come le spese sono separate; e
3. Le cariche formali negative sono sugli atomi più elettronegativi e le cariche formali positive sono sugli atomi meno elettronegativi.
Per la struttura CO2 con due doppi legami, le cariche formali possono essere calcolate come segue:
Oxygens: Carica Formale = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Carbonio: Carica Formale = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Per la CO2 struttura con un singolo e triplo legame:
Ossigeno (singolo): Carica Formale = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Ossigeno (tripla): Carica Formale = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Carbonio: Carica Formale = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Così, mentre entrambe le strutture operano come strutture di Lewis, l’unico che si traduce in assenza di formale oneri per eventuali degli atomi è più stabile e quindi più probabilità di esistere in natura rispetto a quello con oneri a due atomi di ossigeno.
Numeri di ossidazione
Le cariche formali devono essere distinte dai numeri di ossidazione (che possono anche essere determinati dalle strutture di Lewis). I numeri di ossidazione sono usati per indicare se una molecola è neutra, ricca di elettroni o povera di elettroni. Le regole per determinare i numeri di ossidazione si trovano nel tuo libro di testo. Un breve riassunto di queste regole è dato qui:
1. Il numero di ossidazione per un elemento nella sua forma elementare è 0 (vale per gli atomi isolati e per gli elementi molecolari, ad esempio Cl2 e P4.,)
2. Il numero di ossidazione di uno ion monatomico è lo stesso della sua carica (ad esempio il numero di ossidazione di Na+ = +1 e quello di S2 – è -2.)
3. Nei composti binari all’elemento con maggiore elettronegatività viene assegnato un numero di ossidazione negativo pari alla sua carica se trovato in composti ionici semplici (ad esempio nel composto PCl3 il cloro è più elettronegativo del fosforo. Nei composti ionici semplici Cl ha una carica ionica di 1 -, quindi il suo stato di ossidazione in PCl3 è -1)
4. La somma dei numeri di ossidazione è zero per un composto elettricamente neutro ed è uguale alla carica complessiva per una specie ionica.
5. I metalli alcalini presentano solo uno stato di ossidazione di +1 nei composti.
6. I metalli alcalino-terrosi presentano solo uno stato di ossidazione di +2 nei composti.
Una volta che le strutture di Lewis sono disegnate con successo, possono essere utilizzate per prevedere la geometria della nube di elettroni, la forma molecolare e la polarità di molecole e ioni. Per una discussione approfondita, fai riferimento al tuo libro di testo. In particolare, guarda le rappresentazioni 3-dimensionali per tutte le geometrie e le forme.
Geometria della nube di elettroni e geometria molecolare
La geometria della nube di elettroni attorno a un atomo centrale è determinata dal numero di gruppi di elettroni che lo circondano. Ogni set (2, 3, 4, 5 e 6) ha un nome e una disposizione diversi nello spazio tridimensionale. Le nuvole di elettroni, tutte negative, sono più stabili quando separate l’una dall’altra il più possibile. Questo è chiamato la teoria della repulsione della coppia di elettroni del guscio di valenza (VSEPR). Mentre la geometria della nube di elettroni descrive l’orientamento degli elettroni attorno all’atomo centrale, la geometria molecolare descrive la disposizione degli atomi periferici.
L’esperimento
In laboratorio ti verranno presentati sei modelli molecolari come incognite. Sarà il vostro lavoro per nominarli. Ti verrà anche chiesto di determinare la loro coppia di elettroni e le geometrie molecolari misurando i loro angoli di legame usando un goniometro. Viene fornito un foglio di lavoro contenente altre domande che dovrebbero essere completate per ciascuna delle molecole. Dovresti fare cinque copie aggiuntive del foglio di lavoro da utilizzare durante le lezioni. Questi fogli di lavoro verranno quindi utilizzati come sezione dati del report di laboratorio.