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Struttura di Lewis

modo di rappresentare atomi, molecole o ioni ideato dal chimico Gilbert Lewis
L'anidride carbonica secondo la struttura di Lewis

La struttura di Lewis, o formula di Lewis, è un modo di rappresentare atomi, molecole o ioni ideato dal chimico Gilbert Lewis, basandosi sulla regola dell'ottetto.[1] Consiste in un disegno bidimensionale dove ogni atomo è rappresentato dal suo simbolo chimico, circondato da punti che rappresentano i suoi elettroni di valenza. Gli elettroni spaiati sono rappresentati da un punto singolo, i doppietti elettronici da una coppia di punti (talora, per maggior chiarezza, da un trattino). Gli elettroni che partecipano ad un legame covalente sono disposti tra i simboli dei due atomi che formano il legame: un legame singolo è rappresentato da una coppia di punti, un legame doppio da due coppie di punti, un legame triplo da tre coppie di punti. Accanto ai simboli degli atomi è indicata, se diversa da zero, la loro carica formale. Per rappresentare un doppietto elettronico, anziché una coppia di punti è possibile usare un trattino.[2]

Indice

Costruzione della strutturaModifica

È possibile disegnare una struttura di Lewis per una molecola con il seguente schema:

  1. si contano gli elettroni di valenza di ciascun atomo presente nella formula bruta;
  2. si divide il numero di elettroni per due ottenendo dunque il numero di coppie elettroniche che andranno sistemate nella struttura;
  3. si costruisce uno "scheletro" contenente solamente legami di tipo σ, avendo cura di disporre gli eventuali atomi di idrogeno in posizioni terminali;
  4. dopo aver sottratto dal totale il numero di coppie utilizzate per formare i legami σ si dispongono le restanti coppie in maniera tale da soddisfare la regola dell'ottetto, ad esempio utilizzandole come coppie solitarie oppure come legami multipli;
  5. si verifica che il numero ed il modulo delle cariche formali sia il minore possibile ed inoltre che cariche formali positive non si trovino su elementi elettronegativi.

EsempiModifica

Anidride carbonica, CO2Modifica

Il numero di elettroni di valenza presenti nella molecola è 4+6+6=16 e pertanto 8 coppie. Si costruisce lo scheletro della molecola collegando i due atomi di ossigeno all'atomo di carbonio, O-C-O, utilizzando quindi due coppie; le restanti sei vengono posizionate in maniera da completare l'ottetto sugli atomi di ossigeno più elettronegativi. Dal momento che procedendo in questo modo l'atomo di carbonio avrebbe solo 4 elettroni si sposta una coppia di elettroni da ciascun atomo di ossigeno per formare i due doppi legami di O=C=O.

Monossido d'azoto, NOModifica

Il numero di elettroni di valenza presenti nella molecola è 5+6=11, si hanno dunque 5 coppie ed un elettrone spaiato. Si legano i due atomi utilizzando una coppia, delle restanti 4 se ne posizionano 3 sull'ossigeno più elettronegativo ed una sull'azoto, dal momento che l'ossigeno ha così completato l'ottetto l'elettrone spaiato si sistema sull'azoto. L'atomo di azoto si trova con 7 elettroni nel suo guscio di valenza ed ha una carica formale pari a +1 mentre l'ossigeno ha carica formale -1, per eliminare queste cariche si forma un doppio legame ottenendo ·N=O.

Acido ortofosforico, H3PO4Modifica

La molecola presenta 3+5+4·6=32 elettroni, 16 coppie. Si costruisce lo scheletro della molecola posizionando l'atomo di fosforo al centro, legato singolarmente a quattro atomi di ossigeno con quattro legami singoli, si sistemano gli atomi di idrogeno in posizione terminale su tre ossigeni. In questa maniera sono state utilizzate 7 coppie, le restanti 9 si usano per completare l'ottetto degli atomi di ossigeno. Osservando le cariche formali si vede che P ha +1 e l'ossigeno senza atomo di idrogeno -1, si forma il doppio legame P=O e si ottiene la struttura finale.

Eccezioni alla regola dell'ottettoModifica

Alla regola dell'ottetto sfuggono quattro categorie:

  • Gli elementi del primo periodo: idrogeno ed elio, per questi sono sufficienti due elettroni (raggiungono il duetto).
  • Specie con elettroni dispari, ad esempio NO.
  • Gli acidi di Lewis, ad esempio: BCl3 o AlF3, i quali non raggiungono l'ottetto.
  • I complessi, i composti organometallici o composti quali PCl5 o SCl6, che potendo sfruttare orbitali d disponibili si dice che possiedono "ottetto espanso".

NoteModifica

  1. ^ Gilbert N. Lewis, The Atom and the Molecule, in Journal of the American Chemical Society, vol. 38, nº 4, 1916, pp. 762-785.
  2. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "Lewis formula (electron dot or Lewis structure)"

BibliografiaModifica

  • R.H. Petrucci, W.S. Harwood, F.G. Herring, Chimica Generale - Principi e Moderne Applicazioni, 8ª edizione, Piccin.

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