Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura SbF6-Lewis ha un atomo di antimonio (Sb) al centro circondato da sei atomi di fluoro (F). Ci sono 6 legami singoli tra l’atomo di antimonio (Sb) e ciascun atomo di fluoro (F). C’è una carica formale -1 sull’atomo di antimonio (Sb).
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura SbF6-lewis, resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo dopo passo su come disegnare una struttura Lewis dello ione SbF6.
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis dello ione SbF6.
Passi per disegnare la struttura SbF6-Lewis
Passaggio 1: trovare il numero totale di elettroni di valenza nello ione SbF6
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza in uno ione SbF6-, è necessario prima conoscere gli elettroni di valenza presenti nell’atomo di antimonio e nell’atomo di fluoro.
(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 dell’antimonio e del fluoro utilizzando una tavola periodica.
Elettroni di valenza totali nello ione SbF6-
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di antimonio:
L’antimonio è un elemento nel gruppo 15 della tavola periodica. [1] Pertanto gli elettroni di valenza presenti nell’antimonio sono 5 .
Puoi vedere i 5 elettroni di valenza presenti nell’atomo di antimonio, come mostrato nell’immagine sopra.
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di fluoro:
La fluorite è un elemento del gruppo 17 della tavola periodica. [2] Pertanto, l’elettrone di valenza presente nella fluorite è 7 .
Puoi vedere i 7 elettroni di valenza presenti nell’atomo di fluoro come mostrato nell’immagine sopra.
COSÌ,
Elettroni di valenza totali nello ione SbF6- = elettroni di valenza donati da 1 atomo di antimonio + elettroni di valenza donati da 6 atomi di fluoro + 1 elettrone extra aggiunto a causa di 1 carica negativa = 5 + 7(6) + 1 = 48 .
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 SbF6- e contiene atomi di antimonio (Sb) e atomi di fluoro (F).
Puoi vedere i valori di elettronegatività dell’atomo di antimonio (Sb) e dell’atomo di fluoro (F) nella tavola periodica qui sopra.
Se confrontiamo i valori di elettronegatività dell’antimonio (Sb) e del fluoro (F), allora l’ atomo di antimonio è meno elettronegativo .
Qui, l’atomo di antimonio (Sb) è l’atomo centrale e gli atomi di fluoro (F) sono gli atomi esterni.
Passaggio 3: collega ciascun atomo posizionando una coppia di elettroni tra di loro
Ora nella molecola SbF6 dobbiamo mettere le coppie di elettroni tra l’atomo di antimonio (Sb) e gli atomi di fluoro (F).
Ciò indica che l’antimonio (Sb) e il fluoro (F) sono legati chimicamente tra loro in una molecola SbF6.
Passaggio 4: rendere stabili gli atomi esterni
In questo passaggio è necessario verificare la stabilità degli atomi esterni.
Qui nello schizzo della molecola SbF6 puoi vedere che gli atomi esterni sono atomi di fluoro.
Questi atomi di fluoro esterni formano un ottetto e sono quindi stabili.
Inoltre, nel passaggio 1, abbiamo calcolato il numero totale di elettroni di valenza presenti nello ione SbF6-.
Lo ione SbF6- ha un totale di 48 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 di SbF6.
La stabilità della struttura di Lewis può essere verificata utilizzando un concetto formale di carica .
In breve, dobbiamo ora trovare la carica formale degli atomi di antimonio (Sb) e di fluoro (F) presenti nella molecola SbF6.
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 SbF6 nell’immagine qui sotto.
Per l’atomo di antimonio (Sb):
Elettroni di valenza = 5 (perché l’antimonio è nel gruppo 15)
Elettroni di legame = 12
Elettroni non leganti = 0
Per l’atomo di fluorite (F):
Elettroni di valenza = 7 (perché il fluoro è nel gruppo 17)
Elettroni di legame = 2
Elettroni non leganti = 6
| Accusa formale | = | elettroni di valenza | – | (Elettroni leganti)/2 | – | Elettroni non leganti | ||
| Sb | = | 5 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Dai calcoli formali sulla carica di cui sopra, puoi vedere che l’atomo di antimonio (Sb) ha una carica di -1 e gli atomi di fluoro (F) hanno una carica di 0 .
Manteniamo quindi queste cariche sui rispettivi atomi della molecola SbF6.
Questa carica complessiva -1 sulla molecola SbF6 è mostrata nell’immagine qui sotto.
Nella struttura a punti di Lewis sopra dello ione SbF6, puoi anche rappresentare ciascuna coppia di elettroni di legame (:) come un singolo legame (|). In questo modo otterrai la seguente struttura di Lewis dello ione SbF6.
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: