Strutture di Lewis di composti molecolari e ioni poliatomici

Per disegnare strutture di Lewis per molecole complicate e ioni molecolari, è utile seguire una procedura passo-passo come delineato:

1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza (guscio esterno). Per i ations, sottrarre un elettrone per ogni carica positiva. Per gli anioni, aggiungere un elettrone per ogni carica negativa.
2. Disegna una struttura scheletrica della molecola o dello ione, disponendo gli atomi attorno a un atomo centrale. (Generalmente, l’elemento meno elettronegativo deve essere posizionato al centro.) Collegare ogni atomo all’atomo centrale con un singolo legame (una coppia di elettroni).
3. Distribuire gli elettroni rimanenti come coppie solitarie sugli atomi terminali (eccetto l’idrogeno), completando un ottetto attorno ad ogni atomo.
4. Posizionare tutti gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale.
5. Riorganizzare gli elettroni degli atomi esterni per creare legami multipli con l’atomo centrale al fine di ottenere ottetti ove possibile.

Si consideri, ad esempio, SiH₄, CHO₂^–, NO⁺e OF₂ come esempi per i quali questa linea guida generale può essere applicata per determinare le proprie strutture di Lewis.

1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza (guscio esterno) nella molecola o nello ione.

Per una molecola come SiH₄, viene aggiunto il numero di elettroni di valenza su ogni atomo nella molecola:

= [4 valenza e⁻/Si atomo × 1 Atomo di Si] + [ 1 valenza e⁻/H atomo × 4 Atomi H] = 8 valenza e⁻

CHO₂

Per uno ione negativo, come CHO₂^–, il numero di elettroni di valenza sugli atomi viene aggiunto al numero di cariche negative sullo ione (un elettrone viene guadagnato per ogni singola carica negativa):

= [4 valenza e⁻/C atomo × 1 atomo C] + [1 valenza e⁻/H atomo × 1 atomo H] + [6 valenza e⁻/O atomo × 2 Atomi O] + [1 e^{aggiuntivo −}] = 18 valenza e⁻

NO⁺

Per uno ione positivo, come NO+, vengono aggiunti i numeri di elettroni di valenza sugli atomi nello ione, seguiti dalla sottrazione del numero di cariche positive sullo ione (un elettrone viene perso per ogni singola carica positiva) dal numero totale di elettroni di valenza:

= [5 valenza e⁻/N atomo × 1 N atomo] + [6 valenza e⁻/O atomo × 1 O atomo] + [−1 e⁻] = 10 valenza e⁻

DI₂ 

OF₂ essendo una molecola neutra, il numero di elettroni di valenza viene semplicemente aggiunto:

= [6 valenza e⁻/O atomo × 1 Atomo O] + [7 valenza e⁻/F atomo × 2 Atomi F] = 20 valenza e⁻

2. Disegna una struttura scheletrica della molecola o dello ione, disponendo gli atomi attorno a un atomo centrale e collegando ogni atomo all’atomo centrale con un singolo legame (una coppia di elettroni). (Si noti che gli ioni sono denotati con parentesi attorno alla struttura e la carica ionica al di fuori delle parentesi:)
   
   Nei casi in cui sono possibili diverse disposizioni di atomi, come per CHO₂⁻, l’evidenza sperimentale viene utilizzata per scegliere quella corretta. In generale, gli elementi meno elettronegativi hanno maggiori probabilità di essere atomi centrali. In CHO₂⁻, l’atomo di carbonio meno elettronegativo occupa la posizione centrale con gli atomi di ossigeno e idrogeno che lo circondano. Altri esempi includono P in POCl₃, S in SO₂e Cl in ClO₄⁻.  Un’eccezione è che l’idrogeno non è quasi mai un atomo centrale. Come elemento più elettronegativo, anche il fluoro non può essere un atomo centrale.
3. Distribuire gli elettroni rimanenti come coppie solitarie sugli atomi terminali (eccetto l’idrogeno) per completare i loro gusci di valenza con un ottetto di elettroni. (Senza elettroni rimanenti su SiH₄, la sua struttura è invariata.)
   
4. Posizionare tutti gli elettroni rimanenti sull’atomo centrale.
   • Per SiH₄, CHO₂⁻e NO⁺, non ci sono elettroni rimanenti. Per OF₂, dei 16 elettroni rimanenti, 12 sono posizionati, lasciando così 4 elettroni da posizionare sull’atomo centrale:
     
5. Riorganizzare gli elettroni degli atomi esterni per creare legami multipli con l’atomo centrale, per ottenere ottetti ove possibile.
   • SiH₄: Si ha già un ottetto, quindi non c’è bisogno di fare nulla.
     
   • CHO₂⁻: Gli elettroni di valenza sono distribuiti come coppie solitarie sugli atomi di ossigeno, ma l’atomo di carbonio manca di un ottetto.
     
   • Quindi, una coppia solitaria di elettroni viene donata da uno dell’ossigeno all’atomo di carbonio formando un doppio legame. A seconda di quale atomo di ossigeno ha donato gli elettroni, ci possono essere due possibili strutture, altrimenti chiamate strutture di risonanza.
   • NO⁺: Per questo ione vengono aggiunti otto elettroni di valenza, ma nessuno dei due atomi ha un ottetto. Non è possibile aggiungere elettroni aggiuntivi poiché gli elettroni totali sono già utilizzati. In questo scenario, gli elettroni devono essere spostati per formare legami multipli. L’atomo di azoto ha due coppie solitarie di elettroni e l’atomo di ossigeno ne ha uno.
     
   • Questo ancora non produce un ottetto, quindi un’altra coppia deve essere spostata per formare un triplo legame.
      
   • In OF₂, nulla cambia in quanto ogni atomo ha già un ottetto.
     

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.