Come Rappresentare le Strutture di Lewis

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Disegnare le strutture a punti di Lewis (note anche come strutture o diagrammi di Lewis) può essere fonte di confusione, soprattutto per uno studente di chimica alle prime armi. Se stai partendo da zero o si tratta di un semplice ripasso, ecco la guida che fa per te.

Metodo 1

Metodo 1 di 3:

Molecole Covalenti Biatomiche

1
Determina il numero di legami tra i due atomi. Possono essere a singolo, doppio o triplo legame. Generalmente, il legame sarà tale da consentire a entrambi gli atomi di completare un guscio di valenza con otto elettroni (o nel caso dell’idrogeno, con due elettroni). Per sapere quanti elettroni avrà ogni atomo, moltiplica il grado di legame per due (ogni legame coinvolge due elettroni) e aggiungi il numero di elettroni non condivisi.
- Siccome entrambi gli atomi devono riempire i gusci esterni, i legami covalenti tra due atomi avvengono generalmente tra atomi con lo stesso numero di elettroni di valenza o tra un atomo d’idrogeno e un alogeno.
2
Disegna due atomi accanto usando i loro simboli atomici.
3
Disegna tante linee che collegano i due atomi quante sono indicate dal grado del legame.
- Ad esempio, l'azoto - N₂ - ha un triplo legame che collega i suoi due atomi. Così, il legame sarà rappresentato in un diagramma di Lewis con tre linee parallele.
4
Disegna gli altri elettroni intorno a ciascun atomo sotto forma di puntini, assicurandoti che siano in coppia e che circondino uniformemente l'atomo. Questo si riferisce alle doppiette elettroniche non condivise in ogni atomo.
- Per esempio, l'ossigeno biatomico - O₂ - ha due linee parallele che collegano gli atomi, con due coppie di punti su ogni atomo.
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Metodo 2

Metodo 2 di 3:

Molecole Covalenti con tre o più Atomi

1
Determina quale atomo è quello centrale. Per gli esempi di questa guida di base, supponiamo di avere un’unica molecola con un solo atomo centrale. Questo atomo è solitamente meno elettronegativo ed è maggiormente in grado di formare legami con molti altri atomi. Si chiama atomo centrale perché tutti gli altri atomi sono legati ad esso.
2
Studia come la struttura degli elettroni circonda l'atomo centrale (includendo entrambe le doppiette non condivise e quelle di legame). Come regola generale, ma non esclusiva, gli atomi preferiscono essere circondati da otto elettroni di valenza - regola dell'ottetto - che vale per campi di 2 - 4 elettroni, secondo il numero e i tipi di legami.
- Ad esempio, l'ammoniaca - NH₃ - ha tre doppiette di legame (ogni atomo di idrogeno è legato all'azoto con un singolo legame covalente) e una coppia extra non condivisa attorno all'atomo centrale, l’azoto. Questo dà luogo ad una struttura di quattro elettroni e una coppia singola.
- La cosiddetta anidride carbonica - CO₂ - ha due atomi di ossigeno in legame covalente doppio con l'atomo centrale, il carbonio. Questo crea una conformazione a due elettroni e zero doppiette non condivise.
- L'atomo di PCl₅ o pentacloruro di fosforo rompe la regola dell'ottetto, avendo cinque doppiette di legame intorno l'atomo centrale. Questa molecola ha cinque atomi di cloro in legame covalente singolo con l'atomo centrale, il fosforo.
3
Scrivi il simbolo del tuo atomo centrale.
4
Intorno all'atomo centrale, indica la geometria dell'elettrone. Per ogni coppia non condivisa, disegna due piccoli puntini uno accanto all’altro. Per ogni singolo legame, traccia una linea che esce dall'atomo. Per legami doppi e tripli, invece di una sola riga, disegnane due o tre, rispettivamente.
5
Alla fine di ogni riga, scrivi il simbolo dell'atomo collegato.
6
Ora, disegna il resto degli elettroni attorno al resto degli atomi. Contando ogni legame come due elettroni (doppiette e triplette valgono come quattro e sei elettroni, rispettivamente), aggiungi doppiette di elettroni in modo che il numero di elettroni di valenza intorno a ciascun atomo arrivi a otto.
- Naturalmente, le eccezioni includono gli atomi che non seguono la regola dell'ottetto e l’idrogeno, che ha solo zero o due elettroni di valenza. Quando una molecola di idrogeno è legata covalentemente ad un altro atomo, non ci sarà nessun altro elettrone non condiviso intorno ad esso.
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Metodo 3

Metodo 3 di 3:

Ioni

1
Per disegnare la struttura a punti secondo Lewis dello ione monoatomico (un solo atomo), scrivi innanzi tutto il simbolo dell'atomo. Poi, disegna tanti elettroni intorno ad esso quanti sono i suoi originali elettroni di valenza, più o meno quanti elettroni ha guadagnato/perso durante la ionizzazione.
- Ad esempio, il litio perde il suo unico e solo elettrone di valenza durante la ionizzazione. Così, la sua struttura di Lewis sarebbe solo Li, senza puntini intorno ad esso.
- Il cloruro guadagna un elettrone durante la ionizzazione, fornendogli un guscio completo di otto elettroni. Così, la sua struttura di Lewis sarebbe Cl con quattro coppie di punti intorno ad esso.
2
Disegna delle parentesi intorno all'atomo e all'esterno di quella di chiusura, in alto a destra, annota la carica dello ione.
- Ad esempio, lo ione magnesio avrebbe un vuoto guscio esterno e sarebbe scritto come [Mg]²⁺
3
Nel caso di ioni poliatomici, come NO₃^- o SO₄^2-, segui le istruzioni del metodo "Molecole Covalenti con tre o più Atomi" visto sopra, ma aggiungi gli elettroni supplementari per ogni carica negativa laddove si adattano meglio, al fine di riempire i gusci di valenza di ogni atomo. Intorno alla struttura, metti ancora una volta le parentesi e indica la carica dello ione: [NO₃]^- o [SO₄]^2-.

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