CHEM 1305 Introduttivo di Chimica

Obiettivi di Apprendimento

alla fine di questa sezione, si sarà in grado di:

  • Scrivere Lewis simboli per atomi neutri e ioni
  • Disegnare le strutture di Lewis raffigurante il legame nelle molecole semplici

finora in questo capitolo, abbiamo discusso i vari tipi di legami che si formano tra gli atomi e/o ioni. In tutti i casi, questi legami comportano la condivisione o il trasferimento di elettroni del guscio di valenza tra gli atomi., In questa sezione, esploreremo il metodo tipico per descrivere gli elettroni del guscio di valenza e i legami chimici, vale a dire i simboli di Lewis e le strutture di Lewis.

Simboli di Lewis

Usiamo simboli di Lewis per descrivere configurazioni di elettroni di valenza di atomi e ioni monatomici. Un simbolo di Lewis è costituito da un simbolo elementare circondato da un punto per ciascuno dei suoi elettroni di valenza:

La figura 1 mostra i simboli di Lewis per gli elementi del terzo periodo della tavola periodica.

Figura 1., Simboli di Lewis che illustrano il numero di elettroni di valenza per ogni elemento nel terzo periodo della tavola periodica.

simboli di Lewis può anche essere usato per illustrare la formazione di cationi da atomi, come mostrato qui di sodio e di calcio:allo stesso modo, essi possono essere utilizzati per mostrare la formazione di anioni da atomi, come illustrato di seguito per cloro e zolfo:Figura 2 viene illustrato l’utilizzo di Lewis simboli per mostrare il trasferimento di elettroni durante la formazione di composti ionici.,

Figura 2. I cationi si formano quando gli atomi perdono elettroni, rappresentati da meno punti di Lewis, mentre gli anioni sono formati da atomi che guadagnano elettroni. Il numero totale di elettroni non cambia.

Strutture di Lewis

Usiamo anche simboli di Lewis per indicare la formazione di legami covalenti, che sono mostrati in strutture di Lewis, disegni che descrivono il legame in molecole e ioni poliatomici., Ad esempio, quando due atomi di cloro formano una molecola di cloro, condividono una coppia di elettroni:

La struttura di Lewis indica che ogni atomo Cl ha tre coppie di elettroni che non sono utilizzati nel legame (chiamate coppie solitarie) e una coppia condivisa di elettroni (scritta tra gli atomi). Un trattino (o linea) è talvolta usato per indicare una coppia condivisa di elettroni:

Una singola coppia condivisa di elettroni è chiamata un singolo legame., Ogni atomo di Cl interagisce con otto elettroni di valenza: i sei nelle coppie solitarie e i due nel singolo legame.

La regola dell’ottetto

Le altre molecole alogene (F2, Br2, I2 e At2) formano legami come quelli della molecola di cloro: un singolo legame tra atomi e tre coppie solitarie di elettroni per atomo. Ciò consente a ciascun atomo alogeno di avere una configurazione elettronica a gas nobile. La tendenza degli atomi del gruppo principale a formare legami sufficienti per ottenere otto elettroni di valenza è nota come regola dell’ottetto.,

Il numero di legami che un atomo può formare può spesso essere previsto dal numero di elettroni necessari per raggiungere un ottetto (otto elettroni di valenza); questo è particolarmente vero per i non metalli del secondo periodo della tavola periodica (C, N, O e F). Ad esempio, ogni atomo di un elemento del gruppo 14 ha quattro elettroni nel suo guscio più esterno e quindi richiede altri quattro elettroni per raggiungere un ottetto. Questi quattro elettroni possono essere ottenuti formando quattro legami covalenti, come illustrato qui per carbonio in CCl4 (tetracloruro di carbonio) e silicio in SiH4 (silano)., Poiché l’idrogeno ha bisogno solo di due elettroni per riempire il suo guscio di valenza, è un’eccezione alla regola dell’ottetto. Anche gli elementi di transizione e gli elementi di transizione interni non seguono la regola dell’ottetto:

Gli elementi del gruppo 15 come l’azoto hanno cinque elettroni di valenza nel simbolo di Lewis atomico: una coppia solitaria e tre elettroni spaiati. Per ottenere un ottetto, questi atomi formano tre legami covalenti, come in NH3 (ammoniaca)., L’ossigeno e altri atomi nel gruppo 16 ottengono un ottetto formando due legami covalenti:

Legami doppi e tripli

Come accennato in precedenza, quando una coppia di atomi condivide una coppia di elettroni, lo chiamiamo un singolo legame. Tuttavia, una coppia di atomi potrebbe dover condividere più di una coppia di elettroni per ottenere l’ottetto richiesto.,doppio legame si forma quando due coppie di elettroni sono condivisi tra due atomi, come tra il carbonio e atomi di ossigeno in CH2O (formaldeide) e tra i due atomi di carbonio in C2H4 (etilene):

Un triplo legame si forma quando tre coppie di elettroni sono condivisi da una coppia di atomi, come il monossido di carbonio (CO) e lo ione cianuro (CN–):

la Scrittura di Lewis Strutture, con la Regola dell’Ottetto

Per una semplice molecole e ioni molecolari, possiamo scrivere le strutture di Lewis, semplicemente facendo coppia con l’elettrone spaiato sull’atomi costituenti., Vedi questi esempi:

Per molecole e ioni molecolari più complicati, è utile seguire la procedura passo-passo descritta qui:

  1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza (guscio esterno). Per i cationi, sottrarre un elettrone per ogni carica positiva. Per gli anioni, aggiungere un elettrone per ogni carica negativa.
  2. Disegna una struttura scheletrica della molecola o dello ion, disponendo gli atomi attorno a un atomo centrale. (Generalmente, l’elemento meno elettronegativo dovrebbe essere posizionato al centro.,) Collegare ogni atomo all’atomo centrale con un singolo legame (una coppia di elettroni).
  3. Distribuire gli elettroni rimanenti come coppie solitarie sugli atomi terminali (tranne l’idrogeno), completando un ottetto attorno a ciascun atomo.
  4. Posiziona tutti gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale.
  5. Riorganizzare gli elettroni degli atomi esterni per fare più legami con l’atomo centrale al fine di ottenere ottetti ove possibile.,

Cerchiamo di determinare le strutture di Lewis di SiH4, {\text {CHO}}_{2}^{-}, NO+ e OF2 come esempi nel seguire questa procedura:

Determinare il numero totale di elettroni di valenza (guscio esterno) nella molecola o nello ion.

3. Distribuire gli elettroni rimanenti come coppie solitarie sugli atomi terminali (tranne l’idrogeno) per completare i loro gusci di valenza con un ottetto di elettroni.

  • Non ci sono elettroni rimanenti su SiH4, quindi è invariato:

4. Posiziona tutti gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale.

5., Riorganizzare gli elettroni degli atomi esterni per creare più legami con l’atomo centrale al fine di ottenere ottetti ove possibile.

  • SiH4: Si ha già un ottetto, quindi non è necessario fare nulla.
  • {\testo {CHO}}_{2}^{-}: Abbiamo distribuito gli elettroni di valenza come coppie solitarie sugli atomi di ossigeno, ma un atomo di ossigeno e un atomo di carbonio mancano di ottetti:
  • NO+: Per questo ion, abbiamo aggiunto otto elettroni di valenza, ma nessuno dei due atomi ha un ottetto., Non è possibile aggiungere più elettroni dal momento che abbiamo già utilizzato il totale che abbiamo trovato nel Passaggio 1, quindi dobbiamo spostare elettroni per formare un legame più:

    Questo non è ancora produrre un ottetto, così ci dobbiamo spostare di un’altra coppia, formando un triplo legame:
  • In OF2, ogni atomo ha un ottetto come trafilato, quindi non cambia nulla.

Esempio 1: Scrivere strutture di Lewis

La missione Cassini-Huygens della NASA ha rilevato una grande nube di cianuro di idrogeno tossico (HCN) su Titano, una delle lune di Saturno., Titan contiene anche etano (H3CCH3), acetilene (HCCH) e ammoniaca (NH3). Quali sono le strutture di Lewis di queste molecole?

Mostra risposta

Passo 1: Calcola il numero di elettroni di valenza.
HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 103CCH3: (1 × 3) + (2 × 4) + (1 × 3) = 14
HCCH: (1 × 1) + (2 × 4) + (1 × 1) = 10H3: (5 × 1) + (3 × 1) = 8

Passaggio 2. Disegna uno scheletro e collega gli atomi con singoli legami.,H3CCH3: no elettroni rimangono
HCCH: quattro elettroni messi in carbonio
NH3: due elettroni posto di azoto
Passo 5: se necessario, riorganizzare gli elettroni per formare più legami, per ottenere un ottetto su ogni atomo di:
HCN: modulo di due C–N obbligazioni
H3CCH3: tutti gli atomi hanno il corretto numero di elettroni
HCCH: forma un triplo legame tra due atomi di carbonio
NH3: tutti gli atomi di avere il corretto numero di elettroni

Verifica il Tuo Apprendimento

Sia il monossido di carbonio, CO, e biossido di carbonio, CO2, sono i prodotti della combustione di combustibili fossili., Entrambi questi gas causano anche problemi: la CO è tossica e la CO2 è stata implicata nel cambiamento climatico globale. Quali sono le strutture di Lewis di queste due molecole?

Mostra la Risposta

Fullerene Chimica

Figura 3. Richard Smalley (1943-2005)., (credit: United States Department of Energy)

La fuliggine di carbonio è stata conosciuta dall’uomo fin dalla preistoria, ma non è stato fino a poco tempo fa che è stata scoperta la struttura molecolare del componente principale della fuliggine. Nel 1996, il premio Nobel per la chimica è stato assegnato a Richard Smalley (Figura 3), Robert Curl e Harold Kroto per il loro lavoro nella scoperta di una nuova forma di carbonio, la molecola C60 buckminsterfullerene. Un’intera classe di composti, comprese sfere e tubi di varie forme, sono stati scoperti sulla base di C60., Questo tipo di molecola, chiamato fullerene, mostra promesse in una varietà di applicazioni. A causa della loro dimensione e forma, i fullereni possono incapsulare altre molecole, quindi hanno dimostrato un potenziale in varie applicazioni, dallo stoccaggio dell’idrogeno ai sistemi di somministrazione di farmaci mirati. Possiedono anche proprietà elettroniche e ottiche uniche che sono state messe a buon uso in dispositivi alimentati a energia solare e sensori chimici. Richard Smalley, professore di fisica, chimica e astronomia alla Rice University, è stato uno dei principali sostenitori della chimica fullerene. Alla sua morte nel 2005, gli Stati Uniti., Senato lo ha onorato come il ” Padre della nanotecnologia.”

Eccezioni alla regola dell’ottetto

Molte molecole covalenti hanno atomi centrali che non hanno otto elettroni nelle loro strutture di Lewis. Queste molecole si dividono in tre categorie:

  • Le molecole di elettroni dispari hanno un numero dispari di elettroni di valenza e quindi hanno un elettrone spaiato.
  • Le molecole elettron-carenti hanno un atomo centrale che ha meno elettroni del necessario per una configurazione di gas nobile.,
  • Le molecole ipervalenti hanno un atomo centrale che ha più elettroni del necessario per una configurazione di gas nobile.

Molecole di elettroni dispari

Chiamiamo molecole che contengono un numero dispari di radicali liberi di elettroni. L’ossido nitrico, NO, è un esempio di molecola di elettroni dispari; viene prodotto nei motori a combustione interna quando l’ossigeno e l’azoto reagiscono ad alte temperature.,

Per disegnare la struttura di Lewis per una molecola di elettroni dispari come NO, seguiamo gli stessi sei passaggi che faremmo per altre molecole, ma con alcune piccole modifiche:

  1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza (guscio esterno). La somma degli elettroni di valenza è 5 (da N) + 6 (da O) = 11. Il numero dispari ci dice immediatamente che abbiamo un radicale libero, quindi sappiamo che non tutti gli atomi possono avere otto elettroni nel suo guscio di valenza.
  2. Disegna una struttura scheletrica della molecola., Possiamo facilmente disegnare uno scheletro con un legame N–O singolo: N-O
  3. Distribuire gli elettroni rimanenti come coppie solitarie sugli atomi terminali. In questo caso, non esiste un atomo centrale, quindi distribuiamo gli elettroni attorno a entrambi gli atomi. Diamo otto elettroni all’atomo più elettronegativo in queste situazioni; quindi l’ossigeno ha il guscio di valenza pieno:
  4. Posiziona tutti gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale. Poiché non ci sono elettroni rimanenti, questo passaggio non si applica.,
  5. Riorganizzare gli elettroni per fare più legami con l’atomo centrale al fine di ottenere ottetti ove possibile. Sappiamo che una molecola di elettroni dispari non può avere un ottetto per ogni atomo, ma vogliamo ottenere ogni atomo il più vicino possibile a un ottetto. In questo caso, l’azoto ha solo cinque elettroni attorno ad esso. Per avvicinarci a un ottetto per l’azoto, prendiamo una delle coppie solitarie dall’ossigeno e la usiamo per formare un doppio legame., (Non possiamo prendere un’altra coppia solitaria di elettroni sull’ossigeno e formare un triplo legame, perché l’azoto avrebbe quindi nove elettroni:)

Molecole carenti di elettroni

Incontreremo anche alcune molecole che contengono atomi centrali che non hanno un guscio di valenza pieno. Generalmente, queste sono molecole con atomi centrali dei gruppi 2 e 12, atomi esterni che sono idrogeno o altri atomi che non formano legami multipli., Ad esempio, nelle strutture di Lewis di diidride di berillio, BeH2 e trifluoruro di boro, BF3, gli atomi di berillio e boro hanno ciascuno solo quattro e sei elettroni, rispettivamente. È possibile disegnare una struttura con un doppio legame tra un atomo di boro e un atomo di fluoro in BF3, soddisfacendo la regola dell’ottetto, ma prove sperimentali indicano che le lunghezze del legame sono più vicine a quelle previste per i singoli legami B–F. Ciò suggerisce che la migliore struttura di Lewis ha tre legami singoli B-F e un boro carente di elettroni. La reattività del composto è anche coerente con un boro carente di elettroni., Tuttavia, i legami B-F sono leggermente più brevi di quello che è effettivamente previsto per i singoli legami B–F, indicando che un carattere di doppio legame si trova nella molecola reale.

Un atomo come l’atomo di boro in BF3, che non ha otto elettroni, è molto reattivo. Si combina facilmente con una molecola contenente un atomo con una coppia solitaria di elettroni., Per esempio, NH3 reagisce con BF3 perché la coppia solitaria di azoto può essere condiviso con l’atomo di boro:

Hypervalent Molecole

gli Elementi del secondo periodo della tavola periodica (n = 2) può ospitare solo otto elettroni nel loro valence shell orbitali perché hanno solo quattro orbitali di valenza (una 2s e tre orbitali 2p). Gli elementi nel terzo e più alto periodo (n ≥ 3) hanno più di quattro orbitali di valenza e possono condividere più di quattro coppie di elettroni con altri atomi perché hanno orbitali d vuoti nello stesso guscio., Le molecole formate da questi elementi sono talvolta chiamate molecole ipervalenti. La figura 4 mostra le strutture di Lewis per due molecole ipervalenti, PCl5 e SF6.

Figura 4. In PCl5, il fosforo dell’atomo centrale condivide cinque coppie di elettroni. In SF6, lo zolfo condivide sei coppie di elettroni.,

In alcune molecole ipervalenti, come IF5 e XeF4, alcuni degli elettroni nel guscio esterno dell’atomo centrale sono coppie solitarie:

Quando scriviamo le strutture di Lewis per queste molecole, scopriamo che abbiamo elettroni rimasti dopo aver riempito i gusci di valenza degli atomi esterni con otto elettroni. Questi elettroni aggiuntivi devono essere assegnati all’atomo centrale.

Esempio 2: Writing Lewis Structures: Octet Rule Violations

Lo xeno è un gas nobile, ma forma un numero di composti stabili. Abbiamo esaminato XeF4 in precedenza., Quali sono le strutture Lewis di XeF2 e XeF6?

Show Answer

Possiamo disegnare la struttura di Lewis di qualsiasi molecola covalente seguendo i sei passaggi discussi in precedenza. In questo caso, possiamo condensare gli ultimi passaggi, poiché non tutti si applicano.

1. Calcola il numero di elettroni di valenza: XeF2: 8 +(2 × 7) = 22XeF6: 8 + (6 × 7) = 50

2. Disegna uno scheletro che unisce gli atomi con singoli legami. Lo xeno sarà l’atomo centrale perché il fluoro non può essere un atomo centrale:

3., Distribuire gli elettroni rimanenti. XeF2: Posizioniamo tre coppie solitarie di elettroni attorno ad ogni atomo F, rappresentando 12 elettroni e dando ad ogni atomo F 8 elettroni. Quindi, rimangono sei elettroni (tre coppie solitarie). Queste coppie solitarie devono essere posizionate sull’atomo Xe. Questo è accettabile perché gli atomi Xe hanno orbitali d del guscio di valenza vuoto e possono ospitare più di otto elettroni. La struttura di Lewis di XeF2 mostra due coppie di legame e tre coppie solitarie di elettroni attorno all’atomo Xe:

4., XeF6: Posizioniamo tre coppie solitarie di elettroni attorno ad ogni atomo F, rappresentando 36 elettroni. Rimangono due elettroni e questa coppia solitaria viene posta sull’atomo Xe:

=”04c3b9b2c1″>

Controlla il tuo apprendimento

Gli alogeni formano una classe di composti chiamati interalogeni, in cui gli atomi di alogeni si legano covalentemente l’uno all’altro. Scrivi le strutture di Lewis per gli interalogeni BrCl3 e {\text {ICl}}_{4}^{-}.,

Mostra la Risposta

Concetti Chiave e Sintesi

Valenza strutture elettroniche possono essere visualizzati dal disegno di Lewis simboli (per monoatomico di atomi e ioni) e Lewis strutture (per molecole e polyatomic ioni). Coppie solitarie, elettroni spaiati e legami singoli, doppi o tripli sono usati per indicare dove gli elettroni di valenza si trovano attorno a ciascun atomo in una struttura di Lewis., La maggior parte delle strutture—specialmente quelle contenenti elementi di seconda fila—obbediscono alla regola dell’ottetto, in cui ogni atomo (tranne H) è circondato da otto elettroni. Eccezioni alla regola dell’ottetto si verificano per le molecole di elettroni dispari (radicali liberi), molecole con carenza di elettroni e molecole ipervalenti., per un elemento o ione monoatomico che utilizza un punto per rappresentare tutti gli elettroni di valenza dell’elemento, o ioni

lone pair: due (un paio di) elettroni di valenza che non sono utilizzati per formare un legame covalente

regola dell’ottetto: linea guida che i membri principali del gruppo di atomi si formano le strutture in cui otto elettroni di valenza di interagire con ogni nucleo, contando gli elettroni di legame come interagire con entrambi gli atomi collegati da vincolo

legame singolo: bond in cui una singola coppia di elettroni condivisi tra due atomi

triplo legame: legame in cui tre coppie di elettroni sono condivisi tra due atomi

Lascia un commento

Il tuo indirizzo email non sarà pubblicato. I campi obbligatori sono contrassegnati *