Chimica Organica - sciunisannio.it

a.a. 2012-2013
Maria Grazia Volpe
[email protected]
Cell:3388545393
Orario:
LUNEDI’
09-11
GIOVEDI’
09-11
VENERDI’
09-11
AULA: MAGNA via Calandra
Appelli di esame
,
1 SEMESTRE: 26 gennaio 20 febbraio
2 SEMESTRE: 27
,
giugno 18 luglio
Recupero: 16 settembre, 9 ottobre
TESTI Testi
consigliati
W. H. BROWN, C.S. FOOTE, B. L. IVERSON, E.V.
ANSLYN Chimica Organica, IV Edizione EdiSES,
NAPOLI.
J. G. Smith Chimica Organica, McGraw-Hill, Milano
T.W. Graham Solomons Chimica Organica, Zanichelli, Bologna.
D’Auria, Scafati, Zampella, Guida ragionata allo svolgimento di Esercizi di Chimica
Organica, Loghìa, Napoli
Obiettivi formativi del corso
• Lo scopo del corso di Chimica Organica è quello di introdurre gli studenti
ai principi fondamentali della Chimica Organica e allo studio dei composti
organici attraverso la conoscenza della nomenclatura, della struttura e della
reattività dei principali gruppi funzionali.
• In particolare, verrà affrontato lo studio della struttura e della reattività
cominciando dagli idrocarburi (alcani, cicloalcani, alcheni e alchini) per
finire ai composti organici contenenti eteroatomi come gli alcoli, gli
epossidi e le ammine. Una parte del corso riguarderà lo studio dei sistemi
aromatici (benzene e derivati).
• Verrà dato rilievo anche allo studio dei meccanismi di reazione, attraverso i
quali possono essere razionalizzate le trasformazioni dei composti organici,
e dei principi fondamentali della stereochimica organica.
• Saranno evidenziati gli aspetti applicativi della chimica organica e i suoi
stretti collegamenti con la vita di tutti i giorni, con i processi biologici e con
la struttura.
Generalità
•Fino al 1828 i chimici erano convinti che i composti si dividessero in due
categorie o classi ben distinte:
composti inorganici, provenienti dal mondo minerale, come per esempio il
sale da cucina estratto dalle miniere o dalle acque marine, il cloruro di
sodio
composti organici, provenienti dagli organismi viventi sia animali che
vegetali, come per esempio lo zucchero ottenuto dalla barbabietola o
dalla canna da zucchero.
•I composti inorganici e organici non si differenziano
solo per la diversa origine, ma anche per le loro
proprietà: le molecole inorganiche si decompongono
con più difficoltà, ad esempio è necessario arrivare a
temperature molto elevate prima che i sali si
decompongano;
• le molecole organiche, al contrario, si decompongono
facilmente, ad esempio lo zucchero si degrada a
carbonio e acqua quando viene scaldato
eccessivamente
• In passato, i chimici conoscevano diverse proprietà di
alcune sostanze organiche e sapevano anche manipolarle e
trasformarle: sapevano, ad esempio, estrarre l’alcol dalla
frutta, alcuni zuccheri dalle piante, numerose sostanze
medicamentose e numerosi coloranti.
• Tuttavia, a nessuno era mai venuto in mente di riprodurre
queste sostanze in laboratorio ma tutti si erano limitati a
utilizzare ciò che il mondo vivente e minerale potesse
offrire.
• In effetti, la sintesi dei composti organici presenta
maggiori difficoltà a differenza di molti derivati inorganici
che al contrario possono essere sintetizzati facilmente.
Teoria del Vitalismo
Le difficoltà nella sintesi organica e il fatto che tali
composti derivassero dagli organismi viventi portarono i
primi chimici a ipotizzare che fosse una forza vitale (in
latino vis vitalis) a permettere la loro sintesi. Questa
teoria, nota con il nome di vitalismo, sembra spiegare la
causa per la quale i chimici del XVIII secolo erano incapaci
di sintetizzare in laboratorio materiale organico.
La teoria del vitalismo crollò definitivamente grazie a un
esperimento eseguito in Germania nel 1828 da un
chimico tedesco, Friedrich Wohler (1800-1882).
sintesi del primo composto organico
(l'urea) partendo da sostanze inorganiche.
NH4OCN
Cianato d’ammonio
Urea
•Nel 1828 Friedrich Wöhler scoprì che quando l’ammonio
cianato era dissolto in acqua calda, si convertiva ad urea.
•L’ammonio cianato e l’urea sono isomeri
costituzionali di CH4N2O.
•L’ammonio cianato è “inorganico.” L’Urea è
“organica.” Wöhler ha il merito di aver contribuito a
scardinare la teoria del “vitalismo.”
L'UNITÀ DI MASSA ATOMICA UNIFICATA
• L'unità di massa atomica unificata (u) detta anche dalton
(Da) è un'unità di misura utilizzata solitamente per
esprimere la massa di singoli atomi (massa atomica),
molecole (massa molecolare), ioni e radicali.
• Essa è definita come la dodicesima parte della massa di un
atomo di carbonio-12 (12C). Il suo simbolo è amu
(dall'inglese atomic mass unit) o uma, l'acronimo in lingua
italiana
• Questa unità di misura è particolarmente conveniente
perché un atomo di idrogeno ha una massa circa pari a 1 u
Gli orbitali e i
numeri quantici
Si chiama orbitale la regione dello spazio
intorno al nucleo in cui è massima (almeno il
90%) la probabilità di trovare un elettrone
OGNI ORBITALE E’
CARATTERIZZATO DA UN GRUPPO DI
TRE NUMERI:
-
NUMERO QUANTICO PRINCIPALE
NUMERO QUANTICO SECONDARIO
NUMERO QUANTICO MAGNETICO
Il numero quantico principale
(si indica con la lettera“n”)
Indica
la
distanza
media
dell’elettrone dal nucleo, e quindi
anche il suo stato energetico.
I valori che può assumere sono tutti i
numeri interi positivi (n = 1, 2, 3,
4…..,7….).
Più alto è il valore di n, più l’elettrone è
mediamente lontano dal nucleo e più
alta è la sua energia.
L’insieme
di
tutti
gli
orbitali
caratterizzati dallo stesso valore di n
costituisce un livello elettronico.
Il numero quantico secondario
(si indica con la lettera “l”)
Definisce la forma dell’orbitale in cui l’elettrone si muove.
I valori che può assumere sono tutti i numeri interi positivi compresi tra 0 ed n-1
dove n è il numero quantico principale dell’orbitale.
Quindi:
-
Per n = 1→ l = 0;
-
Per n = 2→ l = 0 ; l = 1;
-
Per n = 3→ l = 0 ; l = 1; l = 2;
-
Per n = 4→ l = 0 ; l = 1; l = 2; l = 3;
Al posto dei valori 0, 1, 2, 3 si possono adoperare, rispettivamente, le lettere
minuscole s, p, d, f (l = 0→ s; l = 1→ p; l = 2→ d; l = 3→ f)
L’ insieme di tutti gli orbitali aventi gli stessi valori del numero quantico principale e
del numero quantico secondario è chiamato sottolivello elettronico.
Per l=0 → orbitale s con simmetria
sferica
Per l = 1 → orbitale p con forma di due
lobi che si espandono ai lati del nucleo
Per l = 2 → orbitale d
Per l = 3 → orbitale f
Le forme di questi tipi di orbitali sono
più complesse di quelle degli orbitali
precedenti
Il numero quantico magnetico
(si indica con la lettera “m”)
Definisce
l’orientazione
dell’orbitale
nello
spazio.
I valori che può assumere sono tutti i numeri
interi compresi tra – l e + l (incluso lo zero).
-
Per l = 0 → m = 0
(esiste 1 orbitale s con una
sola orientazione nello spazio)
-
NOTA: del resto, l’orbitale s ha simmetria sferica
-
Per l = 1 → m = - 1, 0 , + 1 (esistono 3 orbitali p che differiscono
soltanto per la loro orientazione nello spazio. Comunemente si descrivono
come orientati lungo i 3 assi x, y, z di un sistema di coordinate cartesiane e
si indicano come orbitali px, py, pz)
-
Per l = 2→ m = -2, -1, 0, +1, +2 (esistono 5 orbitali d diversamente
orientati nello spazio)
-
Per l = 3→ m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (esistono 7 orbitali f
diversamente orientati nello spazio
p
s
d
f
Il numero quantico di spin
Bisogna immaginare che l’elettrone, mentre si muove nello spazio individuato
dall’orbitale intorno al nucleo, è dotato anche di un movimento rotatorio
intorno al proprio asse.
Questa rotazione può avere due sensi, orario ed antiorario; a questi due
sensi si attribuiscono i valori:
ms = + ½
ms= -½
Quadro riassuntivo sui numeri quantici
Simbolo
Valori
Principale
n
1…..7
Angolare
l
0….n-1
Forma dell’orbitale
Magnetico
m
-l…0…+l
Orientamento e numero degli orbitali
Spin
ms
+ ½; – ½
Senso di rotazione dell’elettrone
Nome
Significato
Dimensioni ed energia dell’orbitale
1° livello energetico n = 1
l=0
n=1
Livello
energetico
1S2
m=0
Un orbitale sferico
Numero di elettroni
presenti nell’orbitale
Tipo di
orbitale
31
2° livello energetico n = 2
l=0
n=2
m=0
Un orbitale
sferico
m = -1
l=1
m=0
2
2S
Tre orbitali a
farfalla
m=1
2P6
Regola di Hund
Avendo a disposizione orbitali con la stessa energia, di cui qualcuno
semiriempito e qualcuno vuoto, un elettrone va ad occupare uno di
quelli vuoti, disponendosi con spin parallelo a quello dell’elettrone o
32
degli elettroni già presenti
3° livello energetico n = 3
l=0
m=0
Un orbitale
sferico
2
3S
m = -1
l=1
m=0
Tre orbitali a
farfalla
3P6
m=1
n=3
m = -2
m = -1
l=2
m=0
cinque orbitali d
3d10
m=1
m=2
33
4° livello
energetico
n=4
l=0
m=0
m = -1
m=0
m=1
l=1
l=2
n=4
l=3
m = -3
m = -2
m = -1
m=0
m=1
m=2
m=3
Un orbitale
sferico
Tre
orbitali a
farfalla
m = -2
cinque orbitali d
m = -1
m=0
m=1
m=2
sette orbitali f
2
4S
4P6
4d10
4f14
34
IL RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI
Inizia dagli orbitali più vicini al nucleo, che sono anche quelli con minore
energia
Deve rispettare il principio di Pauli e la regola di Hund
Entro uno stesso livello energetico si riempiono prima gli orbitali con l
minore
Tuttavia da un certo punto in poi le cose si complicano……
1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3d; 4P, 5S, 4d, 5P, 6S, 4f, 5d, 6P, 7S, 5f, 6d
35
LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
ovvero il modo in cui gli elettroni si dispongono negli orbitali
Ogni atomo si caratterizza per il proprio numero atomico Z (numero dei
protoni e degli elettroni)
La configurazione elettronica di un atomo si ottiene facendone il riempimento
col numero di elettroni che gli competono in base al numero atomico
Configurazione elettronica esterna: configurazione dell’ultimo livello
energetico (il più esterno)
Configurazione elettronica interna: configurazione dei livelli energetici che
stanno sotto all’ultimo livello (più all’interno di questo)
La configurazione elettronica esterna è molto più importante di quella
interna, perché gli atomi interagiscono tra di loro solo attraverso gli elettroni
più esterni
Dalla configurazione elettronica esterna di un atomo dipende il suo
comportamento chimico: con chi reagisce, come reagisce, quali composti
36
forma
Nome
Simbolo
Z
Configurazione elettronica
1° livello energetico
Idrogeno
H
1
1S1
Elio
He
2
1S2
2° livello energetico
Litio
Li
3
1S2 2S1
Berillio
Be
4
1S2 2S2
Boro
B
5
1S2 2S2 2p1
Carbonio
C
6
1S2 2S2 2p2
Azoto
N
7
1S2 2S2 2p3
Ossigeno
O
8
1S2 2S2 2p4
Fluoro
F
9
1S2 2S2 2p5
Neon
Ne
10 1S2 2S2 2p6
Struttura atomica 5
37
La regola dell’ottetto
• Alcuni tipi di atomi si legano facilmente fra loro,
mentre altri rimangono isolati, tutto ciò avviene per
via degli elettroni del guscio più esterno.
• Se un atomo contiene nel guscio esterno 8 elettroni
allora è chimicamente stabile.
• Se invece un atomo contiene nel guscio esterno meno
di 8 elettroni allora è chimicamente instabile o
reattivo.
• Questa regola si chiama regola dell’ottetto
I gas nobili
• Gli unici atomi stabili sono quelli dei gas nobili che
costituiscono l’8 gruppo della tavola periodica.
• Questi gas si chiamano “nobili” perché non
tendono né a reagire né a combinarsi.
I legami chimici
• Tranne i gas nobili tutti gli altri perdono o
•
•
•
•
ricevono gli elettroni.
Quando due o più atomi si scambiano gli elettroni
formano fra loro dei legami chimici, che possono
essere di tre tipi:
Il legame covalente, che avviene fra gli atomi di
non metallo
Il legame ionico che avviene fra un atomo
metallico e uno non metallico
Il legame metallico che avviene fra due atomi di
metallo
http://www.periodni.com/it/index.html
Legami Ionici
Legame Ionico
•Il legame ionico è la forza di attrazione elettrostatica
tra ioni di carica opposta
Na – eCl + e-
Na+
Cl-
Basso potenziale di ionizzazione
Alta affinità elettronica
Na+ (catione)
Cl– (anione)
Legame Ionico
I legami ionici sono comuni nei composti inorganici
ma rari in quelli organici.
Il carbonio mostra una minore tendenza a formare
cationi rispetto ai metalli, e una minore tendenza a
formare anioni rispetto ai non metalli.
Il Legame Covalente
Il Modello di Lewis dei Legami Chimici
Nel 1916 G. N. Lewis propose che gli atomi
si combinano in modo da raggiungere la piu’
stabile configurazione elettronica
•
• La massima stabilità è raggiunta quando un
atomo è isoelettronico con un gas nobile.
•Una coppia elettronica condivisa tra due atomi
costituisce il legame covalente.
Legame Covalente nell’ H2
Due atomi di idrogeno, ciascuno con 1 elettrone,
H.
.H
Possono condividere questi elettroni in un legame covalente.
H : H
•Ciò conferisce all’idrogeno una configurazione
Elettronica simile all’elio.
Legame Covalente nell’ F2
Due atomi di fluoro, ciascuno con 7 elettroni di valenza,
..
..
: ..F .
. ..F :
possono condividere gli elettroni in un legame covalente.
.. ..
: ..
F : ..
F:
•La condivisione degli elettroni conferisce al fluoro una
configurazione elettronica simile al neon
La Regola Dell’Ottetto
Nel formare i composti, gli atomi guadagnano,
perdono o condividono elettroni per assumere una
configurazione elettronica stabile caratterizzata da
otto elettroni di valenza.
.. ..
: ..
F : ..
F:
•La regola dell’ottetto è la più utile in casi che
coinvolgono legami covalenti per C, N, O, e F.
Esempio
Combinare un atomo di carbonio (4 elettroni di valenza) e
quattro atomi di fluoro (ognuno con 7 elettroni di valenza)
.
.C .
.
..
: F .
..
per scrivere la struttura di Lewis per il composto CF4.
..
: F : ..
..
: F : C : ..F :
.. ..
: F :
..
..
La regola dell’ottetto è soddisfatta sia per il carbonio che per il
fluoro .
Esempio
Il legame covalente è generalmente rappresentato
con una linea. Si può riscrivere
..
.. : ..F : ..
: ..F : C.. : ..F :
: ..F :
..
: F:
come
..
: ..F
C
: ..F :
..
..F :
Doppi Legami eTripli Legami
Esempi Inorganici
..
..
:O : : C : : O :
..
:O
C
..
O:
Diossido di carbonio
H : C
: :: N
:
Acido cianidrico
H
C
N :
Esempi Organici
H
H
..
..
H : C :: C :H
H
H
Etilene
C
C
H
H
H : C
: :: C H
:
Acetilene
H
C
C
H
ORBITALI MOLECOLARI
Dalla sovrapposizione degli orbitali contenenti gli elettroni
condivisi in un legame covalente, nascono gli orbitali molecolari
σ e π.
Legame σ : la nuvola elettronica avvolge omogeneamente la linea
retta ideale che unisce i due nuclei.
Legame π : la nuvola elettronica si trova ai due lati della linea retta
ideale che unisce i due nuclei.
Orbitali molecolari sigma
• Gli orbitali di due atomi si fondono o si
sovrappongono a formare un nuovo
orbitale, legame sigma σ
Legame sigma tra due orbitali
s
Legame sigma tra un 1s e
2pz
•Legami σ. Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e
quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro
orbitale p.
Es. LEGAME COVALENTE APOLARE :
tra atomi uguali o aventi elettronegatività molto simile.
Es.:
s2 p5
Cl2
Cl
Cl
+
Legame
σ
Es.:
s2 p4
O2
O
O
+
Legame
σ
+
Legame
π
ORBITALI IBRIDI
Gli atomi della stragrande maggioranza degli elementi , nel
momento della formazione di legami covalenti, vanno incontro
ad un rimescolamento dei loro orbitali allo stato fondamentale,
formando i cosiddetti ORBITALI IBRIDI. Prendiamo in
considerazione gli orbitali ibridi sp3, sp2 ed sp.
sp3: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 3 orbitali p.
Sono 4 e sono diretti secondo i vertici di un tetraedro.
sp2: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 2 orbitali
p. Sono 3 e sono diretti a 120° l’uno dall’altro sullo stesso
piano, secondo i vertici di un triangolo.
sp: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 1 orbitali p.
Sono 2 e sono diretti linearmente a 180°.
• Nel caso di ibridazione
sp2, possono rimanere
orbitali p, perpendicolari
al piano dei legami sigma.
• Se essi si sovrappongono
si forma il legame pi
greco, π
Legame p-greco π
Se fra due atomi vi è una sola coppia di elettroni condivisa,
questa si troverà sempre in un orbitale sigma (legame semplice,
più forte); se le coppie condivise sono 2 o 3 (legame doppio o
triplo), la prima è in un orbitale sigma, la seconda e la terza in
uno pi greco.
Riassumendo:
• una atomo ha ibridazione sp3 (tetraedrica) se
nella formula di struttura di Lewis NON partecipa
a legami π
• ha ibridazione sp2 (triangolare) se partecipa ad
un legame π
• ha ibridazione sp (diagonale) se partecipa a
due legami π
Dall’orientamento nello spazio degli orbitali ibridi,
dipende anche la forma delle molecole.
INTERAZIONI TRA MOLECOLE
E TRA IONI E MOLECOLE
Sono attrazioni più deboli dei legami veri e propri, poiché si
instaurano fra molecole che già possiedono legami capaci di
esistere in forma stabile.
Sono importanti nel determinare le proprietà fisiche delle
sostanze (stati di aggregazione, temperature di fusione,
ebollizione,…).
Sono di natura elettrostatica e si dividono in:
1. Forze di van der Waals
2. Legami a idrogeno (o a ponte di idrogeno)
3. Interazioni tra molecole polari (ione-dipolo).
1. Le FORZE DI VAN DER WAALS (o attrazioni fra molecole):
forze elettrostatiche che si esercitano fra molecole non
polari o polari.
- Fra molecole non polari (gas nobili allo stato liquido,
iodio..) si instaurano perché si può ritenere che, in istanti
definiti, il movimento degli elettroni provoca la formazione
di dipoli istantanei che cambiano continuamente e
polarizzano le molecole vicine.
- Fra molecole polari, l’estremità positiva di una molecola
attrae l’estremità negativa di un’altra:
+δ
−δ
+δ
−δ
H ─ Cl l l l l l l l l l lH ─ Cl
L’intensità delle forze di van der Waals aumenta con
l’aumentare delle dimensioni della molecola.
Quando si esercitano fra molecole polari (H2O) e molecole
apolari (gas come O2), si ritiene che le molecole polari
inducano un dipolo nelle molecole apolari. Queste interazioni
spiegano i casi di solubilità di molecole apolari in acqua
(benzene, ossigeno, azoto,…)
2. Il LEGAME A IDROGENO: attrazione che si esercita fra una
atomo di idrogeno, legato covalentemente ad una atomo
N, O, F (fortemente elettronegativi) di una molecola e un
atomo di N, O, F, di un’altra molecola.
Esempi: fra molecole d’acqua, fra molecole di ammoniaca,
fra molecole di alcol e nei legami intramolecolari di
proteine, polisaccaridi o acidi nucleici.
A causa della presenza del legame idrogeno, l’acqua ha un
punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi lo
stesso peso molecolare o poco maggiore (H2S).
LEGAME A IDROGENO e PUNTI di EBOLLIZIONE
Si nota come in composti apolari quali CH4, SiH4, il punto di ebollizione
aumenta progressivamente con il peso molecolare, mentre negli altri
composti polari vi sono delle discordanze come nell’NH3, HF e H2O. La
spiegazione di questo fenomeno risiede proprio nel legame idrogeno
3. Le INTERAZIONI FRA IONI E MOLECOLE POLARI: forze
elettrostatiche che si esercitano fra uno ione e più
molecole polari.
Un esempio classico è l’idratazione degli ioni del sale da
cucina NaCl sciolto in acqua: in soluzione, gli ioni sono
circondati da molecole d’acqua che rivolgono la loro
estremità polarizzata di segno opposto alla carica dello
ione:
+δ
H
H
H
+δ
Na+
O
−δ O
−δ
H
Cl-
+δ
H
H
O
−δ
Si dice che in acqua gli ioni non sono nudi, ma circondati da un
guscio di molecole d’acqua legate con interazione ione-dipolo.
In una molecola di questo tipo sono presenti
atomi con elettronegatività simile (C e H: 2,1) ed
atomi con forte elettronegatività (O : 3,5). Nella
molecola vi è una parte apolare ed una polare.
e-
+
+ -
-
+
-
-
e-
+
Il dipolo permanente induce (genera) nell’altra
molecola un dipolo tale da generare interazioni
attrattive. Se le due molecole si allontanano, il
dipolo indotto sparisce.
Concludendo:
•Il legame a ponte d’idrogeno è quello relativamente più forte
• Seguono le interazioni fra molecole polari e poi quelle fra molecole apolari
• I punti di ebollizione e fusione sono tanto più elevati quanto più intense sono
le interazioni fra le molecole di una sostanza
Come scrivere le strutture di Lewis
Step 1: La formula molecolare e le
connettività sono determinate
sperimentalmente.
•
Esempio:
Il nitrito di metile ha formula
molecolare CH3NO2. Tutti gli idrogeni
sono legati al carbonio, e l’ordine delle
connessioni atomiche è CONO.
Come scrivere le strutture di Lewis
•
Step 2:
Contare il numero degli elettroni di valenza.
Per una molecola neutra, esso è uguale al
numero di elettroni di valenza degli atomi
coinvolti.
•
Esempio (CH3NO2):
Ogni idrogeno contribuisce con 1 elettrone di
valenza. Ogni carbonio con 4, azoto 5, e ogni
ossigeno 6 per un totale di 24.
Come scrivere le strutture di Lewis
•
Step 3:
Connettere gli atomi attraverso un
legame covalente indicato come una
linea.
Esempio:
il nitrito di metile ha la seguente struttura
H
parziale:
H
C
H
O
N
O
Come scrivere le strutture di Lewis
•
Step 4:
Sottrarre il numero di elettroni dei legami dal
numero totale degli elettroni di valenza.
•
Esempio:
24 elettroni di valenza – 12 elettroni di legame.
Quindi, 12 elettroni rimanenti da piazzare.
H
H
C
H
O
N
O
Come scrivere le strutture di Lewis
•
Step 5:
Aggiungere coppie di elettroni in maniera che il
maggior numero di atomi abbia 8 elettroni. Iniziare
con gli atomi più elettronegativi.
•
Esempio:
I rimanenti 12 elettroni nel nitrito di metile sono
aggiunti come 6 coppie.
H
H
C
H
..
O
..
N
..
..
O :
..
Come scrivere le strutture di Lewis
•
Step 6:
Se un atomo non ha l’ottetto completo, usare coppie
elettroni su un atomo adiacente per formare un
doppio o un triplo legame.
•
Esempio:
L’azoto ha solo 6 elettroni nella struttura
sottostante:
H
H
C
H
..
O
..
N
..
..
O :
..
Come scrivere le strutture di Lewis
Step 6:
Se un atomo non ha l’ottetto completo, usare coppie
di elettroni su un atomo adiacente per formare un
doppio o un triplo legame.
Esempio:
Tutti gli atomi hanno l’ottetto nella struttura
sottostante:
H
H
C
H
..
O
..
N
..
..
O :