Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura di Lewis di SbCl3 ha un atomo di antimonio (Sb) al centro circondato da tre atomi di cloro (Cl). Ci sono 3 legami singoli tra l’atomo di antimonio (Sb) e ciascun atomo di cloro (Cl). C’è 1 coppia solitaria sull’atomo di antimonio (Sb) e 3 coppie solitarie sui tre atomi di cloro (Cl).
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura di Lewis di SbCl3, resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo passo su come disegnare una struttura di Lewis di SbCl3 .
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis di SbCl3.
Passaggi per disegnare la struttura di Lewis di SbCl3
Passaggio 1: trovare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola SbCl3
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola SbCl3 , è necessario prima conoscere gli elettroni di valenza presenti nell’atomo di antimonio e nell’atomo di cloro.
(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 cloro utilizzando una tavola periodica.
Elettroni di valenza totali nella molecola SbCl3
→ 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 cloro:
Il cloro è un elemento del gruppo 17 della tavola periodica. [2] Pertanto gli elettroni di valenza presenti nel cloro sono 7 .
Puoi vedere i 7 elettroni di valenza presenti nell’atomo di cloro come mostrato nell’immagine sopra.
COSÌ,
Elettroni di valenza totali nella molecola SbCl3 = elettroni di valenza donati da 1 atomo di antimonio + elettroni di valenza donati da 3 atomi di cloro = 5 + 7(3) = 26 .
Passaggio 2: seleziona l’atomo centrale
Per selezionare l’atomo centrale dobbiamo ricordare che al centro rimane l’atomo meno elettronegativo .
Ora qui la molecola data è SbCl3 (tricloruro di antimonio) e contiene atomi di antimonio (Sb) e atomi di cloro (Cl).
Puoi vedere i valori di elettronegatività dell’atomo di antimonio (Sb) e dell’atomo di cloro (Cl) nella tavola periodica qui sopra.
Se confrontiamo i valori di elettronegatività dell’antimonio (Sb) e del cloro (Cl), allora l’ atomo di antimonio è meno elettronegativo .
Qui, l’atomo di antimonio (Sb) è l’atomo centrale e gli atomi di cloro (Cl) sono gli atomi esterni.
Passaggio 3: collega ciascun atomo posizionando una coppia di elettroni tra di loro
Ora nella molecola SbCl3, dobbiamo mettere le coppie di elettroni tra l’atomo di antimonio (Sb) e gli atomi di cloro (Cl).
Ciò indica che l’antimonio (Sb) e il cloro (Cl) sono legati chimicamente tra loro in una molecola SbCl3.
Passaggio 4: rendere stabili gli atomi esterni. Posiziona la coppia di elettroni di valenza rimanente sull’atomo centrale.
In questo passaggio è necessario verificare la stabilità degli atomi esterni.
Qui nello schizzo della molecola SbCl3 puoi vedere che gli atomi esterni sono atomi di cloro.
Questi atomi di cloro esterni formano un ottetto e sono quindi stabili.
Inoltre, nel passaggio 1, abbiamo calcolato il numero totale di elettroni di valenza presenti nella molecola SbCl3.
La molecola SbCl3 ha un totale di 26 elettroni di valenza e di questi, solo 24 elettroni di valenza vengono utilizzati nel diagramma sopra.
Quindi il numero di elettroni rimanenti = 26 – 24 = 2 .
È necessario posizionare questi 2 elettroni sull’atomo di antimonio centrale nel diagramma sopra della molecola SbCl3.
Ora passiamo al passaggio successivo.
Passaggio 5: controlla l’ottetto sull’atomo centrale
In questo passaggio è necessario verificare se l’atomo centrale di antimonio (Sb) è stabile o meno.
Per verificare la stabilità dell’atomo centrale di antimonio (Sb), è necessario verificare se forma un ottetto o meno.
Nell’immagine sopra puoi vedere che l’atomo di antimonio forma un ottetto. Ciò significa che ha 8 elettroni.
E quindi l’atomo centrale di antimonio è stabile.
Passiamo ora all’ultimo passaggio per verificare se la struttura di Lewis di SbCl3 è stabile o meno.
Passaggio 6: verificare la stabilità della struttura di Lewis
Ora sei arrivato all’ultimo passaggio in cui devi verificare la stabilità della struttura di Lewis di SbCl3.
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 cloro (Cl) presenti nella molecola SbCl3.
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 SbCl3 nell’immagine qui sotto.
Per l’atomo di antimonio (Sb):
Elettroni di valenza = 5 (perché l’antimonio è nel gruppo 15)
Elettroni di legame = 6
Elettroni non leganti = 2
Per l’atomo di cloro (Cl):
Elettroni di valenza = 7 (perché il cloro 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 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Dai calcoli sulla carica formale di cui sopra, puoi vedere che l’atomo di antimonio (Sb) così come l’atomo di cloro (Cl) hanno carica formale “zero” .
Ciò indica che la struttura di Lewis di SbCl3 di cui sopra è stabile e non vi sono ulteriori cambiamenti nella struttura di SbCl3 di cui sopra.
Nella struttura puntiforme di Lewis di SbCl3 sopra, puoi anche rappresentare ciascuna coppia di elettroni di legame (:) come un singolo legame (|). In questo modo si otterrà la seguente struttura di Lewis di SbCl3.
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: