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COME RICAVARE LE FORMULE DI LEWIS,
LE CARICHE FORMALI
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I NUMERI DI OSSIDAZIONE |
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| | La geometria molecolare è la disposizione relativa nello spazio degli atomi costituenti una molecola o un composto covalente a struttura infinita.
La geometria delle molecole si esprime in termini di angoli di legame, cioè degli angoli individuati dagli assi di due legami che hanno un atomo in comune.
La geometria di una molecola o di un composto covalente a struttura infinita è determinata dal fatto di rendere massima l’energia di legame a parità di forze attrattive, ciò si realizza quando si rendono minime le repulsioni elettrostatiche tra le varie coppie elettroniche e tra i nuclei.
Teoria VSEPR. Il modello delle repulsioni fra coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion) permette di prevedere la disposizione spaziale degli atomi legati a un atomo centrale.
La disposizione degli atomi legati attorno all’atomo centrale dipende dal numero di coppie elettroniche esistenti nel guscio di valenza. Ciascuna coppia può essere localizzata fra due atomi (coppia di legame) o su un solo atomo (coppia solitaria).
Si considera che le coppie elettroniche (di legame e solitarie) occupino degli spazi sferici intorno al nucleo (sfere elettroniche).
Le coppe di elettroni in un guscio di valenza si dispongono in modo da rendere massima la distanza di mutua separazione, ovvero, le coppie elettroniche si comportano come se esercitassero un reciproco effetto repulsivo.
Teoria Valence bond (VB). Secondo la teoria VB, la direzione in cui si forma il legame è quella che porta alla massima sovrapposizione fra gli orbitali atomici. La massima stabilizzazione energetica dovuta al legame si ha quando l’asse del legame (asse internucleare) coincide con l’asse principale degli orbitali atomici che si devono sovrapporre. Per tanto la teoria VB utilizza il concetto di ibridizzazione degli orbitali atomici per spiegare (e all’occorrenza) prevedere la geometria delle molecole.
Formule di Lewis. Sono una rappresentazione conveniente degli elettroni di valenza che consente di seguire gli elettroni di valenza durante la formazione dei legami. Consiste nel simbolo chimico dell’elemento, più un punto per ogni elettrone di valenza.
Procedura generale per ricavare le formule di Lewis:
• Somma gli elettroni di valenza di tutti gli atomi (gli elettroni di valenza coincidono col gruppo di appartenenza per ogni elemento)
• Aggiungi un elettrone per ogni carica negativa indicata, sottrai un elettrone per ogni carica positiva indicata
• Individua l’atomo centrale (usualmente quello meno elettronegativo o, meglio, quello che ha bisogno di formare più legami covalenti per raggiungere l’ottetto e/o possiede più orbitali vuoti).
• Scrivi i simboli per gli altri atomi attorno a quello centrale nel modo più simmetrico possibile; in genere se gli atomi esterni (periferici) sono atomi di ossigeno, gli atomi H sono legati a questi e non direttamente all’atomo centrale (tranne eccezioni).
• Distribuisci gli elettroni di valenza totali:
prima i legami singoli tra l’atomo centrale e quelli periferici legame singolo.
poi completa gli ottetti degli atomi legati all’atomo centrale (H ne ha solo due già colocati nel legame singolo con l’ossigeno o l’atomo centrale)
infine colloca qualsiasi elettrone rimanente sull’atomo centrale
• Se non ci sono elettroni sufficienti per dare all’atomo centrale un ottetto, prova legami multipli (usa uno o più doppietti non condivisi di elettroni degli atomi legati all’atomo centrale per formare legami doppi o tripli)
• Somma le coppie solitarie sull’atomo centrale con i legami σ da esso formati = numero sterico. Da questo ricava ibridazione e geometria
• Calcola le cariche formali su ciascun atomo:
CF = il numero di elettroni di valenza dell’atomo isolato – (il numero di elettroni esterni di non legame che circondano l’atomo nella struttura + il numero di legami da esso formati)
Se c’è separazione di cariche formali la molecola è un ibrido di risonanza. Allora si scrivono le possibili strutture limite spostando le coppie di elettroni mobili (cioè gli elettroni dei legami e le coppie di non legame degli atomi periferici) da dove ce ne sono di più (ovvero dove si trovano CF negative) verso dove ce ne sono di meno (ovvero verso CF positive) tenendo presente tuttavia che solo gli atomi dal terzo periodo in poi possono espandere l’ottetto quindi se l’atomo centrale appartiene al secondo periodo della tavola periodica non sono ammesse strutture in cui esso è circondato da più di quattro coppie di elettroni. Le formule limite più probabili, in generale, sono quelle con minor numero di cariche totali.
• Calcola i numeri di ossidazione di ciascun atomo:
N.O = il numero di elettroni di valenza dell’atomo isolato – il numero di elettroni esterni di legame e di non legame che circondano l’atomo nella struttura (assegnando tutti gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo).
Prendiamo due esempi, SO3 e SO32– :
• Per SO3 si ha: 6 elettroni dallo zolfo e 6 x 3 elettroni dall’ossigeno = 24 elettroni = 12 coppie. Per SO32– si aggiungono 2 elettroni per un totale di 13 coppie.
• Nel caso di SO3 ogni O avrà tre doppietti, oltre a quello di legame, mentre S avrà solo i tre doppietti di legame (perciò con soli 6 elettroni attorno); la struttura è trigonale planare. Nel caso di SO32– avremo, in più, un doppietto libero su S: ciò comporterà una repulsione rispetto ai doppietti di legame S–O, con la trasformazione della struttura da trigonale a tetraedrica distorta; ma in questo caso anche S avrà il suo ottetto completo. Le formule limite più probabili per SO3 e SO32–.
In quasi tutte S ha espansione dell'ottetto.
Ogni formula contribuisce tre volte, variando ogni volta gli O.
• Per quanto riguarda il numero di ossidazione, nel caso di SO3 ogni O avrà 8 elettroni (NO = 6 – 8 = –2), oltre a quello di legame, mentre S non ne ha alcuno (NO = 6 – 0 = +6). Nel caso di SO32– avremo: NO(O) = 6 – 8 = –2; NO(S) = 6 – 2 = +4. |
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| Le coppe di elettroni in un guscio di valenza si dispongono in modo da rendere massima la distanza di mutua separazione, ovvero, le coppie elettroniche si comportano come se esercitassero un reciproco effetto repulsivo. |
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| L’ibridizzazione o ibridazione è una ricombinazione dei propri orbitali atomici che un atomo compie all’atto di formazione di un composto al fine di formare un maggior numero di legami covalenti e una distribuzione più simmetrica della densità elettronica e, quindi, una maggiore stabilità nel composto finale. |
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| A = atomo centrale, X = atomo periferico ed E = coppia di non legame sull’atomo centrale. |
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| acido ortofosforoso o fosforoso H3PO3 |
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