Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura SeO4 2-Lewis ha un atomo di selenio (Se) al centro circondato da quattro atomi di ossigeno (O). Ci sono 2 legami singoli e 2 doppi legami tra l’atomo di selenio (Se) e ciascun atomo di ossigeno (O). Ci sono 2 coppie solitarie sugli atomi di ossigeno (O) con doppio legame e 3 coppie solitarie sugli atomi di ossigeno (O) con legame singolo.
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura di SeO4 2-Lewis, resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo dopo passo su come disegnare una struttura di Lewis di SeO4 2- ioni .
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis dello ione SeO4 2- .
Passi per disegnare la struttura 2-Lewis di SeO4
Passo 1: Trova il numero totale di elettroni di valenza nello ione SeO4 2
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza nello ione SeO4 2-, è necessario prima conoscere gli elettroni di valenza presenti nell’atomo di selenio e nell’atomo di ossigeno.
(Gli elettroni di valenza sono gli elettroni presenti nell’orbita più esterna di qualsiasi atomo.)
Qui ti dirò come trovare facilmente gli elettroni di valenza del selenio e dell’ossigeno utilizzando una tavola periodica.
Elettroni di valenza totali nello ione SeO4 2
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di selenio:
Il selenio è un elemento del gruppo 16 della tavola periodica. [1] Pertanto, gli elettroni di valenza presenti nel selenio sono 6 .
Puoi vedere i 6 elettroni di valenza presenti nell’atomo di selenio, come mostrato nell’immagine sopra.
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di ossigeno:
L’ossigeno è un elemento del gruppo 16 della tavola periodica. [2] Pertanto, gli elettroni di valenza presenti nell’ossigeno sono 6 .
Puoi vedere i 6 elettroni di valenza presenti nell’atomo di ossigeno come mostrato nell’immagine sopra.
COSÌ,
Elettroni di valenza totali nello ione SeO4 2- = elettroni di valenza donati da 1 atomo di selenio + elettroni di valenza donati da 4 atomi di ossigeno + 2 elettroni extra aggiunti a causa di 2 cariche negative = 6 + 6(4) + 2 = 32 .
Passaggio 2: seleziona l’atomo centrale
Per selezionare l’atomo centrale dobbiamo ricordare che al centro rimane l’atomo meno elettronegativo .
Ora qui lo ione indicato è lo ione SeO4 2- e contiene atomi di selenio (Se) e atomi di ossigeno (O).
Puoi vedere i valori di elettronegatività dell’atomo di selenio (Se) e dell’atomo di ossigeno (O) nella tavola periodica qui sopra.
Se confrontiamo i valori di elettronegatività del selenio (Se) e dell’ossigeno (O), allora l’ atomo di selenio è meno elettronegativo .
Qui, l’atomo di selenio (Se) è l’atomo centrale e gli atomi di ossigeno (O) sono gli atomi esterni.
Passaggio 3: collega ciascun atomo posizionando una coppia di elettroni tra di loro
Ora, nella molecola SeO4, devi mettere le coppie di elettroni tra l’atomo di selenio (Se) e gli atomi di ossigeno (O).
Ciò indica che il selenio (Se) e l’ossigeno (O) sono legati chimicamente tra loro in una molecola di SeO4.
Passaggio 4: rendere stabili gli atomi esterni
In questo passaggio è necessario verificare la stabilità degli atomi esterni.
Qui nello schizzo della molecola SeO4 puoi vedere che gli atomi esterni sono atomi di ossigeno.
Questi atomi di ossigeno esterni formano un ottetto e sono quindi stabili.
Inoltre, nel passaggio 1, abbiamo calcolato il numero totale di elettroni di valenza presenti nello ione SeO4 2- .
Lo ione SeO4 2- ha un totale di 32 elettroni di valenza e tutti questi elettroni di valenza sono utilizzati nel diagramma sopra.
Non ci sono quindi più coppie di elettroni da trattenere sull’atomo centrale.
Quindi ora passiamo al passaggio successivo.
Passaggio 5: verificare la stabilità della struttura di Lewis
Ora sei arrivato all’ultimo passaggio in cui devi verificare la stabilità della struttura di Lewis dello ione SeO4 2- .
La stabilità della struttura di Lewis può essere verificata utilizzando un concetto formale di carica .
In breve, dobbiamo ora trovare la carica formale sia sugli atomi di selenio (Se) che su quelli di ossigeno (O) presenti nella molecola SeO4.
Per calcolare l’imposta formale, è necessario utilizzare la seguente formula:
Carica formale = Elettroni di valenza – (Elettroni di legame)/2 – Elettroni non di legame
Puoi vedere il numero di elettroni di legame e di elettroni non di legame per ciascun atomo della molecola di SeO4 nell’immagine qui sotto.
Per l’atomo di selenio (Se):
Elettroni di valenza = 6 (perché il selenio è nel gruppo 16)
Elettroni di legame = 8
Elettroni non leganti = 0
Per l’atomo di ossigeno (O):
Elettroni di valenza = 6 (perché l’ossigeno è nel gruppo 16)
Elettroni di legame = 2
Elettroni non leganti = 6
| Accusa formale | = | elettroni di valenza | – | (Elettroni leganti)/2 | – | Elettroni non leganti | ||
| Se | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| OH | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Dai calcoli formali sulla carica di cui sopra, puoi vedere che l’atomo di selenio (Se) ha una carica di +2 mentre tutti gli atomi di ossigeno hanno una carica di -1 .
Manteniamo quindi queste cariche sui rispettivi atomi della molecola SeO4.
L’immagine sopra mostra che la struttura di Lewis di SeO4 non è stabile.
Quindi dobbiamo ridurre al minimo queste cariche spostando la coppia di elettroni dall’atomo di ossigeno all’atomo di selenio.
Dopo aver spostato la coppia di elettroni dall’atomo di ossigeno all’atomo di selenio, le cariche del selenio e di due atomi di ossigeno diventano zero. Ed è una struttura di Lewis più stabile. (vedi immagine sotto).
Sugli atomi di ossigeno rimangono due cariche -5 , dando una carica formale -2 alla molecola SeO4.
Questa carica complessiva -2 sulla molecola SeO4 è mostrata nell’immagine qui sotto.
Nella struttura a punti di Lewis sopra dello ione SeO4 2-, puoi anche rappresentare ciascuna coppia di elettroni di legame (:) come un legame singolo (|). In questo modo otterrai la seguente struttura di Lewis dello ione SeO4 2-.
Spero che tu abbia compreso completamente tutti i passaggi precedenti.
Per fare più pratica e comprendere meglio, puoi provare altre strutture di Lewis elencate di seguito.
Prova (o almeno vedi) queste strutture di Lewis per una migliore comprensione: