STRUTTURA DI LEWIS ELETTRONI DI VALENZA:

STRUTTURA DI LEWIS

sono gli elettroni del guscio esterno, i responsabili principali delle proprietà chimiche di un atomo e quindi della natura dei legami chimici che vengono a stabilirsi fra esso ed altri atomi.

Si usa rappresentare convenzionalmente gli atomi in modo da evidenziare soltanto la loro configurazione elettronica esterna, trascurando quella dei livelli interni completi.

esempio: atomo di bromo, Br (Z=35) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

Livello più esterno: 4s²4p⁵

esempio: atomo di sodio, Na (Z=11) 1s²2s²2p⁶3s¹ Livello più esterno: 3s¹

esempio: atomo di ossigeno, O (Z=8) 1s²2s²2p⁴

Livello più esterno: 2s²2p⁴

Rappresentazione secondo Lewis:

Il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo (e gli elettroni interni), i puntini attorno al simbolo rappresentano gli elettroni di valenza

 Da notare il numero del gruppo A (1A-8A), sulla tavola periodica, ci dice il numero di elettroni di valenza.

 Si deve collocare un puntino per volta sui quattro lati (superiore, destro, inferiore e sinistro) del simbolo dell’elemento. Se si hanno più di 4 elettroni, allora si deve appaiare i puntini fino a che non sono stati utilizzati tutti.

STRUTTURE di LEWIS o FORMULE di LEWIS

Mostrano come gli atomi sono legati l’uno all’altro all’interno di una molecola (ma non rivela la forma complessiva).

Sono costituite da simboli di Lewis che rappresentano ciascun atomo e gli atomi vicini, le coppie di legame che li tengono uniti e le coppie di elettroni solitarie che riempiono il guscio esterno di ciascun atomo.

ESEMPIO: Scrivere la struttura di Lewis di una molecola (esempio NF3) Strutture di Lewis per molecole con legami singoli

1. Scrivere lo scheletro della struttura molecolare (di solito si mette al centro l’atomo meno elettronegativo)

F N F F

2. Si determina il numero totale di elettroni di valenza disponibili [1 × N (5 e-)] + [3 × F (7 e-)] = 5 e- + 21 e-= 26e-

3. Si disegnano i legami singoli da ciascun atomo circostante a quello centrale e si sottraggono due elettroni di valenza per ciascun legame.

Ogni legame N-F è formato da 2 e- (uno di F e uno di N) = 6 e-

4. Si distribuiscono gli elettroni restanti (26 – 6 = 20) in coppie in modo che ogni atomo ottenga otto elettroni (o due nel caso di H).

Ricorda:

 Gli atomi centrali sono di solito quelli meno elettronegativi o con minore energia di ionizzazione.

 Gli atomi di idrogeno sono sempre terminali.

 Gli atomi di carbonio sono sempre centrali.

 Molecole e ioni poliatomici hanno in genere strutture simmetriche e compatte.

La forma delle molecole: la teoria VSEPR

Molte proprietà delle sostanze dipendono non solo dalla composizione chimica delle molecole, ma anche dalla loro forma. La forma complessiva di una molecola

dipende dalle interazioni tra le forze repulsive e attrattive degli elettroni esterni (sia quelli di legame che i doppietti liberi), che determinano sia la lunghezza sia l’angolo di legame.

La teoria VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion, teoria della repulsione delle coppie di elettroni del “guscio” di valenza) consente di ricavare la geometria, ossia la forma delle molecole, a partire dalle rappresentazioni delle formule di

struttura di Lewis, partendo dal presupposto che le coppie di elettroni esterni tendono a respingersi reciprocamente.

Secondo questa teoria, gli angoli di legame che si vengono a formare tra 3 atomi di una molecola dipendono dal numero di doppietti elettronici presenti intorno all’atomo centrale (sia condivisi, ossia impegnati nei legami, sia liberi), che, per la loro azione repulsiva, tendono a disporsi reciprocamente il più lontano possibile.

 Se sono presenti solo 2 coppie di elettroni di legame, e le coppie di elettroni liberi sono omogenee intorno agli atomi, si formano angoli di 180° e la molecola ha una struttura lineare.

 Se sono presenti 3 coppie di elettroni di legame si formano angoli di 120° con una struttura planare a triangolo equilatero.

 Se sono presenti 4 coppie elettroniche, si formano angoli di 109,5°, con una struttura tetraedrica nella quale l’atomo centrale è equidistante dai vertici, nei quali sono situati gli atomi collegati.

 Le coppie di elettroni liberi si comportano come quelle di elettroni condivisi;

tuttavia, essendo attratte solo dal nucleo dell’atomo centrale (non sono legati ad altri atomi), sono più vicine al nucleo ed esercitano una forza di repulsione maggiore sulle altre coppie di elettroni (quelle coinvolte nei legami), per cui gli angoli di legame sono più stretti rispetto a quanto detto in precedenza.

Così nella molecola di ammoniaca (NH3), dove sono presenti intorno all’atomo di azoto (N) 4 coppie di elettroni (tre coppie condivise nei legami con gli atomi di H e una coppia di elettroni liberi), la presenza della coppia di elettroni liberi riduce gli angoli di legame N–H da 109,5° a 107,3° e si realizza una struttura non più tetraedrica (come accade nella molecola di metano), ma una struttura a piramide triangolare.

L’atomo di ossigeno nella molecola di acqua presenta ben due coppie di

elettroni liberi, per cui gli angoli di legame O–H sono ancora più ristretti: 105°

invece di 109,5° e la struttura che ne risulta è detta piegata.

I legami covalenti doppi e tripli si comportano come i legami semplici, per cui molecole come quella dell’anidride carbonica (CO2) presentano una struttura lineare, con angoli di 180° tra i due legami doppi.

CO2

anidride carbonica