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Carica formale e struttura di Lewis

I legami covalenti in una molecola e la carica complessiva di una molecola possono essere visualizzati con strutture di punti di Lewis.

Obiettivi formativi

Calcola le cariche formali sugli atomi in un composto

Punti chiave

Punti chiave

  • Le strutture di Lewis, chiamate anche diagrammi di punti di Lewis, modellano il legame covalente tra atomi. Questi diagrammi usano punti intorno agli atomi per indicare elettroni e linee per indicare legami tra atomi.,
  • Le strutture di Lewis incorporano la carica formale di un atomo, che è la carica su un atomo in una molecola, supponendo che gli elettroni in un legame chimico siano condivisi equamente tra gli atomi.
  • Quando più strutture di Lewis possono rappresentare lo stesso composto, le diverse formule di Lewis sono chiamate strutture di risonanza.

Termini chiave

  • carica formale: la carica assegnata a un atomo in una molecola, supponendo che gli elettroni in un legame chimico siano condivisi equamente tra gli atomi. Questo aiuta a determinare quale delle poche strutture di Lewis è più corretta.,
  • regola dell’ottetto: gli atomi perdono, guadagnano o condividono elettroni per avere un guscio di valenza completo di otto elettroni.
  • struttura di risonanza: una molecola o uno ion poliatomico che ha più strutture di Lewis perché il legame può essere mostrato in più modi.

Strutture di Lewis

Le rappresentazioni pittoriche sono spesso utilizzate per visualizzare gli elettroni, così come qualsiasi legame che può verificarsi tra gli atomi in una molecola. In particolare, i chimici usano strutture di Lewis (note anche come diagrammi di punti di Lewis, diagrammi di punti di elettroni o strutture di elettroni) per rappresentare composti covalenti., In questi diagrammi, gli elettroni di valenza sono mostrati come punti che siedono attorno all’atomo; tutti i legami che gli atomi condividono sono rappresentati da linee singole, doppie o triple.

La struttura del punto di Lewis del carbonio: una tipica struttura di Lewis del carbonio, con gli elettroni di valenza indicati come punti attorno all’atomo.

Generalmente, la maggior parte delle strutture di Lewis seguono la regola dell’ottetto; condivideranno elettroni fino a raggiungere 8 elettroni nel loro guscio di valenza più esterno., Tuttavia, ci sono eccezioni alla regola dell’ottetto, come il boro, che è stabile con solo 6 elettroni nel suo guscio di valenza. Gli elementi idrogeno (H) ed elio (He) seguono la regola del duetto, che dice che il loro guscio di valenza più esterno è pieno di 2 elettroni in esso.

Disegnare una struttura di Lewis

Per disegnare una struttura di Lewis, è necessario determinare il numero di elettroni di valenza su ciascun atomo nel composto. Il numero totale di elettroni di valenza nell’intero composto è uguale alla somma degli elettroni di valenza di ciascun atomo nel composto., Gli elettroni di non valenza non sono rappresentati quando si disegnano le strutture di Lewis.

Gli elettroni di valenza sono posti come coppie solitarie (due elettroni) attorno a ciascun atomo. La maggior parte degli atomi può avere un ottetto incompleto di elettroni. Tuttavia, gli atomi possono condividere elettroni tra loro per soddisfare questo requisito di ottetto. Un legame che condivide due elettroni è chiamato un singolo legame ed è significato da una retta, linea orizzontale.

Se la regola dell’ottetto non è ancora soddisfatta, gli atomi possono formare un doppio (4 elettroni condivisi) o un triplo legame (6 elettroni condivisi)., Poiché la coppia di legame è condivisa, l’atomo che aveva la coppia solitaria ha ancora un ottetto, e l’altro atomo guadagna due o più elettroni nel suo guscio di valenza.

Ad esempio, la CO2 è una molecola neutra con 16 elettroni di valenza totali. Nella struttura di Lewis, il carbonio dovrebbe essere doppio legato ad entrambi gli atomi di ossigeno.

La struttura di Lewis per l’anidride carbonica: Questo diagramma mostra le fasi concettuali del disegno della struttura di Lewis per una molecola di anidride carbonica (CO2).

Le strutture di Lewis possono anche essere disegnate per gli ioni., In questi casi, l’intera struttura è posta tra parentesi e la carica è scritta come apice in alto a destra, al di fuori della parentesi.

La struttura di Lewis per lo ion idrossido: nello hydroxide idrossido (OH–), l’intera struttura è circondata da una staffa e la carica è posizionata all’esterno della staffa.

Determinazione della carica formale

Sebbene sappiamo quanti elettroni di valenza sono presenti in un composto, è più difficile determinare attorno a quali atomi risiedono effettivamente gli elettroni., Per aiutare con questo problema, i chimici spesso calcolano la carica formale di ciascun atomo. La carica formale è la carica elettrica che un atomo avrebbe se tutti gli elettroni fossero condivisi allo stesso modo.

La carica formale di un atomo può essere determinato mediante la seguente formula:

FC = V – (N + \frac{B}{2})

In questa formula, V rappresenta il numero di elettroni di valenza dell’atomo in isolamento, N è il numero di non-legame elettroni di valenza, e B è il numero totale di elettroni nei legami covalenti con altri atomi nella molecola.,

Per esempio, calcoliamo la carica formale su un atomo di ossigeno in anidride carbonica (CO2), molecola:

FC = 6 elettroni di valenza – (4 non l’incollaggio di elettroni di valenza + 4/2 elettroni nei legami covalenti)

FC = 6 – 6 = 0

L’atomo di ossigeno in anidride carbonica ha una carica formale di 0.

Strutture di risonanza

A volte più strutture di Lewis possono essere disegnate per rappresentare lo stesso composto. Queste strutture equivalenti sono note come strutture di risonanza e coinvolgono lo spostamento di elettroni e non di atomi reali., A seconda del composto, lo spostamento di elettroni può causare un cambiamento nelle cariche formali. Molto spesso, le strutture di Lewis sono disegnate in modo che la carica formale di ciascun atomo sia ridotta al minimo.

Strutture di risonanza: due delle strutture contributive del biossido di azoto (NO2). Entrambe le formule rappresentano lo stesso numero di atomi ed elettroni, solo in una conformazione leggermente diversa.

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