Strutture di Lewis, Chimica generale

Strutture di Lewis

Introduzione

Rappresentando un orbitale molecolare come costruito da due orbitali atomici si ottiene uno schema con cui si può descrivere qualcosa che è complicato (orbitale molecolare) in termini di qualcosa più semplice (orbitale atomico). Quest'idea fornisce una regola empirica per prevedere il numero di legami covalenti che un atomo può formare. Il numero dei legami covalenti formato da un atomo dovrebbe essere uguale al numero degli orbitali di valenza semi-occupati che esso può avere.

Uso delle strutture di Lewis

Un modo primitivo, ma utile, di rappresentare la disposizione degli elettroni nelle molecole è di usare le strutture di Lewis in cui ogni elettrone è rappresentato da un punto. Ad esempio:

H · + H · → H:H

Questa equazione rappresenta la formazione di un orbitale legante occupato, dalla sovrapposizione di due orbitali atomici semi-occupati. Per scrivere le strutture di Lewis bisogna seguire alcune regole, la più importante è la regola dell'ottetto che afferma che un atomo, escluso l'idrogeno, tende a formare legami finché risulta circondato da otto elettroni. La regola per gli elementi del secondo periodo è equivalente alla affermazione che il numero di legami covalenti è uguale al numero massimo degli orbitali semi-occupati. Tale regola spesso non è osservata dagli atomi al di fuori del secondo periodo.

Regole pratiche per le strutture di Lewis

• Si sommano gli elettroni di valenza di tutti gli atomi della molecola e la somma viene divisa per 2 ottenendo il numero delle coppie elettroniche.
• Si individui l'atomo centrale in una molecola (di solito l'atomo che ha più bassa energia di ionizzazione) e si dispongano gli altri atomi o gruppi di atomi simmetricamente intorno ad esso. Esempio: SO è OSO e non SOO₂.
• Si ponga una coppia di elettroni tra gli atomi legati.
• Si completi l'ottetto di ciascun atomo (o doppietto per H) utilizzando le coppie elettroniche rimaste.
• Se gli ottetti non si completano, si formano legami multipli.

Esempi di strutture di Lewis

4+ H₂, CO, NO, HCN, OF₂, CH₂, CH₄, Cl₂, NH₃

Risonanza

Esempi di molecole con strutture di risonanza includono CO₃^2-, NO₃^-.

Eccezioni alla regola dell'ottetto

• Numero dispari di elettroni, radicali come CH ·, NO
• Sistemi elettron-deficienti come BF₃, BH₃
• Ottetto espanso, elementi del terzo periodo ed oltre come PCl₅, SF₆

Strutture di risonanza non equivalenti e carica formale (CF)

CF = V - (L + ½ S) dove:

• V = numero degli elettroni di valenza dell'atomo isolato
• L = numero degli elettroni in coppia dell'atomo nella molecola
• S = numero degli elettroni condivisi

Esempi:

• (a) CF = 6 - (4 + ½ * 2) = +2
• (b) CF = 6 - (5 + ½ * 1) = +1
• (c) CF = 6 - (6 + 0) = 0

Le strutture di tipo (c) sono le più stabili!

Geometria molecolare

Definizione

La geometria molecolare (lunghezze ed angoli di legame) è definita dalle posizioni relative dei nuclei, dove è concentrata la massa atomica.

Previsione della geometria molecolare

Il Modello VSEPR (valence shell electron pair repulsion) permette di prevedere la geometria delle molecole considerando le repulsioni coulombiane tra le coppie elettroniche che circondano un atomo centrale.

• La migliore disposizione di un dato numero di coppie elettroniche di valenza è quella che massimizza la distanza tra di esse.
• Una coppia di non legame occupa più spazio sulla superficie di un atomo di una coppia di legame.
• Lo spazio occupato da una coppia di non legame diminuisce con l'aumentare dell'elettronegatività dell'atomo cui appartiene.
• Le coppie elettroniche di un doppio o di un triplo legame occupano approssimativamente lo stesso spazio di una coppia di un legame semplice.

Disposizione delle coppie elettroniche intorno all'atomo centrale

Orientazione delle coppie elettriche...