Struttura di Lewis — Come disegnare i diagrammi a punti

Una struttura di Lewis è un semplice diagramma che mostra dove si trovano gli elettroni di valenza in una molecola o in uno ione poliatomico. Le linee mostrano le coppie di elettroni condivise, che chiamiamo legami covalenti, e i punti mostrano le coppie solitarie.

Se ti serve solo la versione rapida, usa le strutture di Lewis per rispondere a tre domande: quali atomi sono collegati, quanti legami sono presenti e dove si trovano le coppie solitarie. Per questo sono utili per le basi del legame chimico, la previsione della forma e il controllo delle cariche formali.

Che cosa ti dice davvero una struttura di Lewis

Una struttura di Lewis non è un'immagine completa di come gli elettroni si muovono nello spazio. È un modello di conteggio degli elettroni di valenza.

Questa distinzione è importante. Una struttura di Lewis ti aiuta a seguire gli schemi di legame e il conteggio degli elettroni, ma non sostituisce un modello tridimensionale né descrive ogni dettaglio della distribuzione reale degli elettroni.

Come disegnare una struttura di Lewis

Per la maggior parte dei problemi introduttivi, questa sequenza funziona bene:

1. Conta il numero totale di elettroni di valenza.
2. Scegli un atomo centrale. Di solito è l'atomo meno elettronegativo, tranne l'idrogeno che non è un atomo centrale.
3. Disegna legami singoli dall'atomo centrale agli atomi circostanti.
4. Metti prima gli elettroni rimanenti sugli atomi esterni.
5. Metti gli eventuali elettroni rimasti sull'atomo centrale.
6. Se l'atomo centrale non ha ancora un ottetto, forma legami multipli convertendo, quando opportuno, una coppia solitaria vicina in una coppia di legame.
7. Controlla le cariche formali e verifica se va mostrata la risonanza.

Per uno ione, correggi il conteggio degli elettroni prima di iniziare:

$$\text{total valence electrons} = \sum \text{valence electrons} \pm \text{charge adjustment}$$

Aggiungi elettroni per una carica negativa e sottrai elettroni per una carica positiva.

Esempio svolto: struttura di Lewis di $CO_2$

L'anidride carbonica è un ottimo esempio perché mostra perché riempire semplicemente gli ottetti con soli legami singoli non basta sempre.

Passo 1: conta gli elettroni di valenza

Il carbonio fornisce $4$ elettroni di valenza. Ogni ossigeno ne fornisce $6$, quindi il totale è

$$4 + 2(6) = 16$$

Passo 2: scegli l'atomo centrale

Il carbonio è l'atomo centrale. In questo tipo di molecola neutra, l'ossigeno è di solito terminale.

Passo 3: disegna i legami singoli

Inizia con $O - C - O$. Due legami singoli usano $4$ elettroni, quindi restano $12$ elettroni.

Passo 4: completa prima gli atomi esterni

Assegna a ciascun ossigeno tre coppie solitarie. Questo usa i $12$ elettroni rimanenti.

A questo punto, ogni ossigeno ha un ottetto, ma il carbonio ha solo quattro elettroni attorno a sé dai due legami singoli. Al carbonio manca l'ottetto.

Passo 5: forma legami multipli

Converti una coppia solitaria di ciascun ossigeno in una coppia di legame con il carbonio. Il risultato è

$$O = C = O$$

Ora il carbonio ha un ottetto, ogni ossigeno ha ancora un ottetto e le cariche formali sono minimizzate. Questa è la struttura di Lewis standard di $CO_2$.

Perché la carica formale è importante

A volte più di una disposizione degli elettroni può soddisfare la regola dell'ottetto. Quando succede, la carica formale ti aiuta a capire quale struttura di Lewis è più ragionevole.

Una regola comune per chi inizia è preferire strutture con cariche formali più piccole e con la carica negativa posta sull'atomo più elettronegativo quando c'è scelta. È una regola utile, ma nei casi più avanzati non sostituisce il contesto chimico.

Errori comuni

Dimenticare di ricontare il totale degli elettroni

Molte strutture sbagliate sembrano plausibili finché non riconti gli elettroni. Un conteggio finale è uno dei controlli più rapidi per trovare errori.

Forzare solo legami singoli

Alcune molecole hanno bisogno di legami doppi o tripli perché l'atomo centrale raggiunga l'ottetto. $CO_2$ è un esempio di base.

Trattare la regola dell'ottetto come universale

La regola dell'ottetto funziona bene per molti composti del gruppo principale, ma non per tutti. L'idrogeno segue la regola del duetto, il boro può essere elettron-deficiente in alcuni composti e alcuni atomi del terzo periodo o successivi possono superare gli otto elettroni.

Ignorare la risonanza

Se più di una struttura di Lewis valida differisce solo per la disposizione degli elettroni, il legame è rappresentato meglio da forme di risonanza piuttosto che affermando che la molecola passi da una struttura non correlata all'altra.

Quando si usano le strutture di Lewis

Le strutture di Lewis si usano in chimica generale per prevedere schemi di legame probabili, stimare la forma molecolare con il VSEPR come passaggio successivo, confrontare le cariche formali e riconoscere la risonanza in molecole e ioni poliatomici.

Sono soprattutto utili come primo modello. Se la molecola presenta legami insoliti, radicali, metalli di transizione o delocalizzazione che il semplice modello a punti non mostra bene, di solito serve una descrizione più avanzata.

Prova una struttura simile

Prova da solo con lo ione carbonato, $CO_3^{2-}$. Conta gli elettroni, disegna una struttura valida, poi controlla se il doppio legame può essere messo in più di una posizione. È un modo chiaro per capire perché la risonanza è importante dopo aver imparato i passaggi di base delle strutture di Lewis.