Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura di Lewis di SbF3 ha un atomo di antimonio (Sb) al centro circondato da tre atomi di fluoro (F). Ci sono 3 legami singoli tra l’atomo di antimonio (Sb) e ciascun atomo di fluoro (F). C’è 1 coppia solitaria sull’atomo di antimonio (Sb) e 3 coppie solitarie sui tre atomi di fluoro (F).
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura di Lewis di SbF3, resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo passo su come disegnare una struttura di Lewis di SbF3 .
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis di SbF3.
Passaggi per disegnare la struttura di Lewis SbF3
Passaggio 1: trovare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola SbF3
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola SbF3 , devi 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 nella molecola SbF3
→ 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 nella molecola SbF3 = elettroni di valenza donati da 1 atomo di antimonio + elettroni di valenza donati da 3 atomi di fluoro = 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 SbF3 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 SbF3 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 SbF3.
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 SbF3 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 nella molecola SbF3.
La molecola SbF3 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 SbF3.
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 SbF3 è stabile oppure no.
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 SbF3.
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 antimonio (Sb) che su quelli di fluoro (F) presenti nella molecola SbF3.
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 SbF3 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 fluoro (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 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 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 fluoro (F) hanno carica formale “zero” .
Ciò indica che la struttura di Lewis di SbF3 di cui sopra è stabile e non vi sono ulteriori cambiamenti nella struttura di SbF3 di cui sopra.
Nella struttura a punti di Lewis di SbF3 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 SbF3.
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: