MANUALE FORMULE DI STRUTTURA DI LEWIS

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In questa lezione sarà spiegato passo passo come disegnare le formule di struttura (o formule di struttura di Lewis, dal nome dell’inventore) delle diverse molecole chimiche. Per un maggiore approfondimento di quanto spiegato in questo manuale, si vada alla lezione sulle FORMULE DI STRUTTURA DI LEWIS.

Si ricorda che le formule di struttura possono essere utilizzate solo per le MOLECOLE (composti in cui gli atomi sono legati da LEGAMI COVALENTI), e non per i composti in cui gli atomi sono legati da legame ionico come i SALI (ES. NaCl).

Vediamo ora, in maniera semplice e chiara, come si disegnano le STRUTTURE DI LEWIS.

Innanzitutto, ogni volta che si disegnano le formule di struttura (di Lewis), occorre ricordare che si può avere a che fare con 4 tipi di molecole diverse:

1) molecole neutre binarie: molecole con carica complessiva uguale a 0 e composte da due elementi chimici diversi;

2) molecole neutre ternarie: molecole con carica complessiva uguale a 0 e composte da tre elementi chimici diversi;

3) ioni binari: molecole dotate di una certa carica e composte da due elementi chimici diversi;

4) ioni ternari: molecole dotate di una certa carica e composte da tre elementi chimici diversi;

Partiamo con la situazione più semplice:

  • MOLECOLE NEUTRE BINARIE

Iniziamo con l’imparare a scrivere le strutture delle molecole neutre binarie, che sono appunto le più semplici di tutte.

Ecco quali sono gli step da compiere:

1) Si parte dalla formula bruta o grezza, quella cioè maggiormente utilizzata in chimica, che non permette di discriminare i legami presenti all’interno del composto (esempi di formula bruta: SO3, H2O2, ecc.). La formula bruta ci permette di vedere quali sono gli elementi coinvolti nella formazione della molecola e quanti atomi devono essere disegnati nella struttura di Lewis. Questi sono indicati dal numero scritto sotto, chiamato INDICE o PEDICE (per difficoltà grafiche, in questi esempi l’indice, che normalmente si scrive ai piedi dell’atomo, sarà scritto a destra dell’atomo).

Esempi:

H2O

CO2

e così via.

Nel primo esempio, 2 è l’indice di H, e quindi indica 2 atomi di H (idrogeno).

Nel secondo esempio, 2 è l’indice di O, e quindi indica 2 atomi di O (ossigeno).

2) Si calcola poi il numero totale di elettroni di valenza, cioè gli elettroni presenti sull’orbitale esterno di ciascun atomo e che quindi determinano il numero di legami chimici fra gli elementi. Per gli elementi del gruppo A, gli elettroni di valenza sono uguali al numero romano scritto accanto al gruppo di appartenenza sulla tavola periodica (es. gruppo IA ha valenza 1, gruppo II A ha valenza 2, gruppo III A ha valenza 3, ecc.); per gli elementi di transizione (gruppo B) la valenza corrisponde al loro numero di ossidazione (N.O.). 

3) Nel caso in cui, di un elemento chimico, siano presenti più atomi, la valenza va moltiplicata per il numero di atomi indicato dall’INDICE.

Es. H2SO4

L’idrogeno (H) è del gruppo IA, quindi ha valenza 1; ma siccome vi sono 2 atomi di idrogeno, la valenza complessiva dell’idrogeno è 2 (cioè 1 x 2), perché ciascun idrogeno apporta 1 elettrone da coinvolgere in un legame chimico.

Lo zolfo (S) è del gruppo VI A, quindi ha valenza 6, e siccome vi è un solo atomo di zolfo, non devo moltiplicarlo per nessun numero.

L’ossigeno (O) è anch’esso del gruppo VI A, quindi ha valenza 6. Dal momento che vi sono 4 atomi di ossigeno, la valenza complessiva dell’ossigeno è 24 (cioè 6×4).

La valenza totale è del composto è quindi 2 + 6 + 24 = 32. Questi sono gli elettroni che andranno disegnati più tardi attorno alla molecola.

4) Iniziamo a scrivere lo “scheletro” della formula di struttura, costituito da un ATOMO CENTRALE (chiamiamolo C) e dagli ATOMI ESTERNI (chiamiamoli E). Di tutti gli elementi chimici presenti nella formula bruta, infatti, uno solo sarà l’atomo che andrà disegnato centrale, mentre gli altri si disporranno attorno a esso.

Per sapere quali sono gli atomi centrali e quali quelli esterni, bisogna ricordare che:

– Gli ATOMI CENTRALI sono sempre quelli meno elettronegativi rispetto agli altri presenti nella molecola.

L’elettronegatività di un atomo è ricavabile attraverso la scala di elettronegatività di Pauling presente in tutti i libri di chimica, oppure attraverso la tavola periodica (alcune tavole periodiche, infatti, indicano il valore di elettronegatività), o ancora posso ricordare che l’elettronegatività aumenta sulla tavola periodica da sinistra a destra, e che diminuisce dall’alto verso il basso.

TRUCCHETTO 1: generalmente, l’atomo meno elettronegativo è scritto nella formula bruta con un indice inferiore rispetto agli altri, anche se non è una regola fissa.

In H2SO4, ad esempio, S è l’atomo centrale: lo deduco sia dalla scala di elettronegatività di Pauling sia dal fatto che è l’unico elemento con indice 1.

TRUCCHETTO 2: Il carbonio (C) è sempre CENTRALE, come per esempio negli idrocarburi (formula base degli idrocarburi: CnHn; il carbonio è l’atomo centrale anche se l’idrogeno è meno elettronegativo).

– Gli ATOMI ESTERNI sono costituiti dagli atomi più elettronegativi della molecola, dall’idrogeno (H) e dall’ossigeno (O). L’ossigeno, tuttavia, diventa l’atomo centrale quando presente in quantità inferiore rispetto all’atomo meno elettronegativo (es. Na2O, N2O, K2O, H2O, Cl2O, ecc.: come si può vedere, in queste molecole l’ossigeno è solo 1 atomo mentre gli altri elementi sono 2 atomi, quindi l’ossigeno diventa atomo centrale). Se questo non avviene, l’ossigeno è di norma sempre atomo ESTERNO.

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