Struktur af Lewis, uanset hvordan det gøres, eksempler

den Lewis struktur er al den repræsentation af de kovalente bindinger i et molekyle eller en ion. I den er disse links og elektroner repræsenteret af prikker eller lange bindestreger, selvom de fleste punkter svarer til de uafbrudte elektroner og bindestregene til de kovalente bindinger.

Men hvad er en kovalent binding? Det er delingen af et par elektroner (eller punkter) mellem to atomer i det periodiske bord. Med disse diagrammer kan du skitsere mange skeletter for en bestemt forbindelse. Hvilket er den rigtige vil afhænge af de formelle ladninger og den kemiske natur af de samme atomer.

I billedet ovenfor har vi et eksempel på, hvad en Lewis-struktur er. I dette tilfælde er den repræsenterede forbindelse 2-brompropan. De sorte prikker svarende til elektronerne kan værdsættes, både dem, der deltager i linkene og de ikke-delte (det eneste par lige over Br).

Hvis parpar af punkter ":" blev erstattet af en lang bindestreg "-", ville carbonskeletet af 2-brompropan være repræsenteret som: C-C-C. Hvorfor kunne det ikke være C-H-H-C i stedet for "molekylære rammer" trukket? Svaret ligger i de enkelte atomers elektroniske egenskaber.

Da hydrogen kun har en elektron og en enkelt kredsløb, der er tilgængelig til at fylde, danner den kun en kovalent binding. Derfor kan det aldrig danne to obligationer (ikke forveksles med hydrogenbindinger). På den anden side tillader den elektroniske konfiguration af carbonatomet det (og kræver) dannelsen af fire kovalente bindinger.

Derfor skal Lewis-strukturerne, hvor C og H intervenerer, være sammenhængende og respektere, hvad der styres af deres elektroniske konfigurationer. Så hvis kulstof har mere end fire links eller brint mere end en, så det kan blive kasseret udkast og starte en ny mere i tråd med virkeligheden.

Det er her, hvor nogle af hovedstrukturerne eller bagsiden af disse strukturer fremkommer, introduceret af Gilbert Newton Lewis i hans søgen efter molekylære repræsentationer, der er tro mod de eksperimentelle data: den molekylære struktur og de formelle ladninger.

Alle eksisterende forbindelser kan repræsenteres ved Lewis strukturer, hvilket giver en første tilnærmelse til, hvordan molekylet eller ionerne kunne være.

indeks

1 Hvad er strukturen af Lewis?
2 Hvordan er det gjort??
- 2.1 Anvendelse af den matematiske formel
- 2.2 Hvor skal de mindst elektronegative atomer placeres
- 2.3 Symmetri og formelle gebyrer
3 Begrænsninger af oktetreglen
4 Eksempler på Lewis strukturer
- 4.1 jod
- 4.2 Ammoniak
- 4,3 C2H6O
- 4.4 Imanpermanganat
- 4,5 Ion dichromat
5 referencer

Hvad er strukturen af Lewis?

Det er en repræsentativ struktur af valenselektroner og kovalente bindinger i et molekyle eller en ion, som tjener til at få en ide om dens molekylære struktur.

Denne struktur undlader imidlertid at forudsige nogle vigtige detaljer såsom molekylær geometri med hensyn til et atom og dets miljø (hvis det er firkantet, trigonalt, bipyramidalt osv.).

Det siger heller ikke noget om, hvad der er den kemiske hybridisering af dets atomer, men hvor er de dobbelte eller tredobbelte bindinger, og hvis der er resonans i strukturen.

Med disse oplysninger kan man argumentere for en forbindelses reaktivitet, stabilitet, hvordan og hvilken mekanisme molekylet vil følge, når det reagerer.

Af denne grund stopper Lewis strukturer aldrig med at blive betragtet, og de er meget nyttige, fordi de nye kemiske læringer i dem kan kondenseres.

Hvordan er det gjort??

At tegne eller skitsere en struktur, formel eller Lewis diagram er essentielt den kemiske formel af forbindelsen. Uden det kan du ikke engang vide, hvilke er de atomer, der gør det op. En gang med det bruges det periodiske bord til at lokalisere de grupper, de tilhører..

For eksempel, hvis du har forbindelse C₁₄O₂N₃ så skal vi se efter de grupper, hvor kulstof, ilt og nitrogen er. Dette gøres, uanset hvad sammensætningen er, er antallet af valenselektroner det samme, så før eller senere bliver de gemt.

Kulstof tilhører således momsgruppen, ilt til VIA-gruppen og nitrogen til VA. Gruppens nummer er lig med antallet af valenselektroner (point). Alle af dem har til fælles tendens til at fuldføre valentenslagets oktet.

Dette gælder for alle ikke-metalliske elementer eller dem, der findes i blokke s eller p i det periodiske bord. Ikke alle elementer adlyder oktetreglen. Særlige tilfælde er overgangsmetallerne, hvis strukturer er baseret mere på formelle afgifter og deres koncernnummer.

Anvendelse af den matematiske formel

At vide, hvilken gruppe elementerne tilhører, og dermed antallet af valenselektroner, der er tilgængelige for at danne links, går videre med følgende formel, som er nyttig til tegning af Lewis strukturer:

C = N - D

Hvor C betyder delte elektroner, det vil sige dem, der deltager i kovalente bindinger. Da hvert link består af to elektroner, er C / 2 lig med antallet af links (eller bindestreger) der skal tegnes.

N er elektroner nødvendige, som skal have atomet i sin valensskal være isoelektronisk til den ædle gas, der følger den i samme periode. For alle andre elementer end H (da det kræver to elektroner at sammenlignes med He), har de brug for otte elektroner.

D er elektroner tilgængelige, som bestemmes af gruppen eller antallet af valenselektroner. Således, da Cl tilhører VIIA-gruppen, skal den være omgivet af syv svarte punkter eller elektroner, og husk at et par er nødvendigt for at danne et link.

At have atomerne, deres point og antallet af C / 2 bindinger, en Lewis struktur kan så improviseres. Men derudover er det nødvendigt at have en forestilling om andre "regler".

Hvor skal man placere de mindst elektronegative atomer

De mindre elektronegative atomer i det store flertal af strukturerne besætter centrene. Af denne grund, hvis du har en forbindelse med atomer af P, O og F, skal P derfor placeres i midten af den hypotetiske struktur.

Det er også vigtigt at bemærke, at hydrogenatomer normalt er forbundet med højt elektronegative atomer. Hvis du har en forbindelse Zn, H og O, vil H gå ud for O og ikke med Zn (Zn-O-H og ikke H-Zn-O). Der er undtagelser fra denne regel, men det forekommer sædvanligvis med ikke-metalliske atomer.

Symmetri og formelle gebyrer

Naturen har en høj præference for molekylære strukturer med oprindelsesstatus så symmetrisk som muligt. Dette hjælper med at undgå at udgøre uordnede strukturer, med atomer arrangeret på en sådan måde, at de ikke adlyder noget tilsyneladende mønster.

For eksempel for forbindelse C₂En₃, hvor A er et fiktivt atom, vil den mest sandsynlige struktur være A-C-A-C-A. Bemærk symmetrien af siderne, begge refleksioner af den anden.

De formelle afgifter spiller også en vigtig rolle ved tegning af Lewis strukturer, især for ionerne. Således kan links tilføjes eller fjernes, således at den formelle ladning af et atom svarer til den samlede ladning udstillet. Dette kriterium er meget nyttigt for forbindelser af overgangsmetaller.

Begrænsninger i oktetreglen

Ikke alle regler er opfyldt, hvilket ikke nødvendigvis betyder, at strukturen er forkert. Typiske eksempler på dette observeres i mange forbindelser, hvor elementer i gruppe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) er involveret. Aluminiumtrifluorid (AlF) er specifikt overvejet her₃).

Ved anvendelse af den ovenfor beskrevne formel har vi:

D = 1 × 3 (et aluminiumatom) + 7 × 3 (tre fluoratomer) = 24 elektroner

Her er 3 og 7 de respektive grupper eller tal af valenselektroner tilgængelige for aluminium og fluor. Derefter overvejer de nødvendige elektroner N:

N = 8 × 1 (et aluminiumatom) + 8 × 3 (tre fluoratomer) = 32 elektroner

Og derfor er de delte elektroner:

C = N - D

C = 32-24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 links

Da aluminium er det mindste elektronegative atom, skal det placeres i midten, og fluor danner kun en binding. I betragtning af dette har vi Lewis-strukturen i AlF₃ (øverste billede) Delt elektroner fremhæves med grønne prikker for at skelne dem fra ikke-delte.

Selv om beregningerne forudsiger at der er 4 bindinger, der skal dannes, mangler aluminium tilstrækkelige elektroner, og derudover er der ikke noget fjerde fluoratom. Som følge heraf er aluminium ikke i overensstemmelse med oktetreglen, og denne kendsgerning afspejles ikke i beregningerne.

Eksempler på Lewis strukturer

iod

Jod er et halogen og tilhører derfor VIIA-gruppen. Det har så syv valenceelektroner, og dette simple diatomiske molekyle kan repræsenteres ved at improvisere eller anvende formlen:

D = 2 × 7 (to iodatomer) = 14 elektroner

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16-14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 link

Fra 14 elektroner deltager 2 i den kovalente binding (grønne prikker og bindestreg), 12 forbliver som ikke delte; og fordi de er to iodatomer, skal 6 divideres for en af dem (deres valenselektroner). I dette molekyle er kun denne struktur mulig, hvis geometri er lineær.

ammoniak

Hvad er Lewis-strukturen for ammoniakmolekylet? Da nitrogen er fra VA-gruppen, har det fem valenselektroner, og derefter:

D = 1 × 5 (et nitrogenatom) + 1 × 3 (tre hydrogenatomer) = 8 elektroner

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14-8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 links

Denne gang lykkes formlen med antallet af links (tre grønne links). Af de 8 tilgængelige elektroner 6 deltager i linkene, der er et ikke-delt par, som er placeret over nitrogenatomet.

Denne struktur siger alt, hvad der burde være kendt om ammoniakbasen. Anvendelse af viden om TEV og TRPEV er det udledt, at geometrien er tetrahedrisk forvrænget af det frie nitrogenparstof, og at hybridiseringen af dette derfor er sp³.

C₂H₆O

Formlen svarer til en organisk forbindelse. Før man anvender formlen, skal man huske på, at hydrogener danner en enkeltbinding, oxygen to, carbon fire og at strukturen skal være så symmetrisk som muligt. Som de foregående eksempler har vi:

D = 6 × 1 (seks hydrogenatomer) + 6 × 1 (ét oxygenatom) + 4 × 2 (to carbonatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (seks hydrogenatomer) + 8 × 1 (ét oxygenatom) + 8 × 2 (to carbonatomer) = 36 elektroner

C = 36-20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 links

Antallet af grønne bindestreger svarer til de 8 beregnede links. Den foreslåede Lewis-struktur er den af CH-ethanol₃CH₂OH. Det ville imidlertid også have været korrekt at foreslå strukturen af dimethylether CH₃OCH₃, som er endnu mere symmetrisk.

Hvilke af de to er "mere" korrekte? Begge er ens, da strukturerne fremkom som strukturelle isomerer med samme molekylære formel C₂H₆O.

Ionpermanganat

Situationen er kompliceret, når det ønskes at gøre Lewis-strukturerne til overgangsmetallforbindelser. Mangan tilhører VIIB-gruppen; ligeledes skal elektronen af den negative ladning tilsættes blandt de tilgængelige elektroner. Anvendelse af den formel du har:

D = 7 × 1 (et manganatom) + 6 × 4 (fire oxygenatomer) + 1 elektron pr opladning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delte elektroner

C / 2 = 4 links

Overgangsmetaller kan dog have mere end otte valenceelektroner. Også for MnO-ionet₄^- udviser den negative ladning, det er nødvendigt at reducere de formelle ladninger af oxygenatomerne. Hvordan? Gennem de dobbelte obligationer.

Hvis alle links i MnO₄^- var enkle, ville de formelle ladninger af oxygerne være lig med -1. Da der er fire, vil den resulterende ladning være -4 for anionen, hvilket åbenbart ikke er sandt. Når dobbeltbindingerne dannes, er det garanteret, at et enkelt oxygen har en negativ formel ladning reflekteret i ion.

I permanganationen kan det ses, at der er resonans. Dette indebærer, at den enkelt simple binding Mn-O er delokaliseret mellem de fire O-atomer..

Ion dichromate

Endelig forekommer en lignende sag med dichromationen (Cr₂O₇). Chrom tilhører VIB-gruppen, så den har seks valenceelektroner. Anvendelsen af formlen igen:

D = 6 × 2 (to kromatomer) + 6 × 7 (syv oxygenatomer) + 2 elektroner pr. Divalent ladning = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72-56 = 16 delte elektroner