Struktura Lewisa w Consite, jak to się robi, przykłady

The Struktura Lewisa jest to cała reprezentacja wiązań kowalencyjnych w cząsteczce lub jonie. W nich te ogniwa i elektrony są reprezentowane przez kropki lub długie myślniki, chociaż w większości przypadków punkty odpowiadają niedzielonym elektronom i kreskom do wiązań kowalencyjnych.

Ale czym jest wiązanie kowalencyjne? Jest to współdzielenie pary elektronów (lub punktów) pomiędzy dowolnymi dwoma atomami układu okresowego. Za pomocą tych diagramów możesz naszkicować wiele szkieletów dla pewnego związku. Który z nich jest prawidłowy, będzie zależeć od formalnych ładunków i chemicznego charakteru tych samych atomów.

Na obrazku powyżej mamy przykład tego, czym jest struktura Lewisa. W tym przypadku reprezentowanym związkiem jest 2-bromopropan. Czarne kropki odpowiadające elektronom można docenić, zarówno te, które uczestniczą w łączach, jak i te niepodzielone (jedyna para tuż nad Br).

Gdyby pary punktów „:” zostały zastąpione długim łącznikiem „-”, wówczas szkielet węglowy 2-bromopropanu byłby reprezentowany jako: C-C-C. Dlaczego zamiast „narysowanych ram molekularnych” nie może to być C-H-H-C? Odpowiedź leży w elektronicznej charakterystyce każdego atomu.

Zatem, ponieważ wodór ma tylko jeden elektron i jeden orbital dostępny do wypełnienia, tworzy tylko jedno wiązanie kowalencyjne. Dlatego nigdy nie może tworzyć dwóch wiązań (nie mylić z wiązaniami wodorowymi). Z drugiej strony, elektroniczna konfiguracja atomu węgla pozwala (i wymaga) utworzenia czterech wiązań kowalencyjnych.

Z tego powodu struktury Lewisa, w których interweniują C i H, muszą być spójne i szanować to, co regulują ich konfiguracje elektroniczne. W ten sposób, jeśli węgiel ma więcej niż cztery wiązania lub wodór więcej niż jeden, wówczas kontur można odrzucić i można rozpocząć nowy, bardziej zgodny z rzeczywistością..

W tym miejscu pojawiają się niektóre główne przyczyny lub zalety tych struktur, wprowadzone przez Gilberta Newtona Lewisa w jego poszukiwaniach reprezentacji molekularnych wiernych danym eksperymentalnym: struktury molekularnej i ładunków formalnych.

Wszystkie istniejące związki mogą być reprezentowane przez struktury Lewisa, dając pierwsze przybliżenie tego, jak może być cząsteczka lub jony.

Indeks

1 Jaka jest struktura Lewisa?
2 Jak to się robi??
- 2.1 Stosowanie wzoru matematycznego
- 2.2 Gdzie umieścić atomy najmniej elektroujemne
- 2.3 Symetria i opłaty formalne
3 Ograniczenia reguły oktetu
4 Przykłady struktur Lewisa
- 4.1 Jod
- 4.2 Amoniak
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Nadmanganian Iman
- 4.5 Dwuchromian jonowy
5 referencji

Jaka jest struktura Lewisa?

Jest to reprezentatywna struktura elektronów walencyjnych i wiązań kowalencyjnych w cząsteczce lub jonie, która służy do wyobrażenia sobie struktury molekularnej.

Jednak ta struktura nie pozwala przewidzieć pewnych ważnych szczegółów, takich jak geometria molekularna w odniesieniu do atomu i jego środowiska (jeśli jest kwadratowa, trygonalna, dwupiramidowa itp.).

Nie mówi też nic o chemicznej hybrydyzacji jej atomów, ale gdzie są podwójne lub potrójne wiązania i jeśli w strukturze występuje rezonans.

Dzięki tym informacjom można spierać się o reaktywność związku, jego stabilność, sposób i mechanizm działania cząsteczki, gdy zareaguje.

Z tego powodu struktury Lewisa nigdy nie przestają być brane pod uwagę i są bardzo przydatne, ponieważ w nich można uformować nowe nauki chemiczne.

Jak to się robi??

Aby narysować lub naszkicować strukturę, formuła lub diagram Lewisa ma kluczowe znaczenie dla wzoru chemicznego związku. Bez niego nie możesz nawet wiedzieć, które są atomy, które go tworzą. Raz z nią, układ okresowy jest używany do zlokalizowania grup, do których należą..

Na przykład, jeśli masz związek C₁₄O₂N₃ wtedy powinniśmy szukać grup, w których są węgiel, tlen i azot. Zrobione to, bez względu na to, jaki jest związek, liczba elektronów walencyjnych pozostaje taka sama, więc prędzej czy później zostaną one zapamiętane.

W związku z tym węgiel należy do grupy VAT, tlen do grupy VIA i azot do VA. Liczba grup jest równa liczbie elektronów walencyjnych (punktów). Wszystkie mają wspólną tendencję do uzupełniania oktetu warstwy walencyjnej.

Dotyczy to wszystkich elementów niemetalicznych lub tych znalezionych w blokach s lub p układu okresowego. Jednak nie wszystkie elementy są zgodne z regułą oktetu. Szczególnymi przypadkami są metale przejściowe, których struktury opierają się bardziej na opłatach formalnych i liczbie grup.

Zastosowanie wzoru matematycznego

Wiedząc, do której grupy należą te elementy, a zatem liczba elektronów walencyjnych dostępnych do tworzenia połączeń, postępujemy zgodnie z następującą formułą, która jest przydatna do rysowania struktur Lewisa:

C = N - D

Gdzie C oznacza wspólne elektrony, to znaczy tych, którzy uczestniczą w wiązaniach kowalencyjnych. Ponieważ każde łącze składa się z dwóch elektronów, C / 2 jest równe liczbie łączy (lub myślników), które muszą zostać narysowane.

N to potrzebne elektrony, który musi mieć atom w powłoce walencyjnej izoelektroniczny do gazu szlachetnego, który następuje w tym samym okresie. Dla wszystkich elementów innych niż H (ponieważ wymaga dwóch elektronów do porównania z He), potrzebują ośmiu elektronów.

D to dostępne elektrony, które są określone przez grupę lub liczby elektronów walencyjnych. Zatem, ponieważ Cl należy do grupy VIIA, musi być otoczony przez siedem czarnych punktów lub elektronów i należy pamiętać, że do utworzenia łącza potrzebna jest para.

Mając atomy, ich punkty i liczbę wiązań C / 2, struktura Lewisa może być improwizowana. Ale dodatkowo konieczne jest pojęcie innych „reguł”.

Gdzie umieścić najmniej elektroujemne atomy

Mniej elektroujemne atomy w ogromnej większości struktur zajmują centra. Z tego powodu, jeśli masz związek z atomami P, O i F, P musi być zatem umieszczone w środku hipotetycznej struktury.

Ważne jest również, aby pamiętać, że atomy wodoru są zwykle związane z atomami wysoce elektroujemnymi. Jeśli masz związek Zn, H i O, H pójdzie obok O, a nie z Zn (Zn-O-H, a nie H-Zn-O). Istnieją wyjątki od tej reguły, ale zwykle występują w przypadku atomów niemetalicznych.

Symetria i opłaty formalne

Natura ma dużą preferencję do tworzenia struktur molekularnych tak symetrycznych, jak to możliwe. Pomaga to uniknąć tworzenia nieuporządkowanych struktur, z atomami ułożonymi w taki sposób, że nie przestrzegają żadnego widocznego wzoru.

Na przykład dla związku C₂A₃, gdzie A jest fikcyjnym atomem, najbardziej prawdopodobną strukturą byłoby A-C-A-C-A. Zwróć uwagę na symetrię jego boków, oba odbicia drugiego.

Ładunki formalne odgrywają również ważną rolę przy rysowaniu struktur Lewisa, zwłaszcza struktur jonów. W ten sposób można dodawać lub usuwać łącza, aby formalny ładunek atomu odpowiadał całkowitemu ładunkowi wykazanemu. To kryterium jest bardzo pomocne dla związków metali przejściowych.

Ograniczenia reguły oktetu

Nie wszystkie zasady są spełnione, co niekoniecznie oznacza, że struktura jest nieprawidłowa. Typowe przykłady tego można zaobserwować w wielu związkach, w które zaangażowane są elementy grupy IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Szczególnie rozważa się tu trifluorek glinu (AlF)₃).

Stosując powyższą formułę mamy:

D = 1 x 3 (jeden atom glinu) + 7 x 3 (trzy atomy fluoru) = 24 elektrony

Tutaj 3 i 7 są odpowiednimi grupami lub liczbami elektronów walencyjnych dostępnych dla aluminium i fluoru. Następnie, biorąc pod uwagę niezbędne elektrony N:

N = 8 x 1 (jeden atom glinu) + 8 x 3 (trzy atomy fluoru) = 32 elektrony

A zatem wspólne elektrony to:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektronów

C / 2 = 4 linki

Ponieważ aluminium jest najmniej elektroujemnym atomem, musi być umieszczone w środku, a fluor tworzy tylko wiązanie. Biorąc to pod uwagę, mamy strukturę Lewisa w AlF₃ (górne zdjęcie) Wspólne elektrony są podświetlane zielonymi kropkami, aby odróżnić je od niedzielonych.

Chociaż obliczenia przewidują, że muszą powstać 4 wiązania, aluminium nie ma wystarczającej liczby elektronów, a ponadto nie ma czwartego atomu fluoru. W rezultacie aluminium nie jest zgodne z regułą oktetu i fakt ten nie znajduje odzwierciedlenia w obliczeniach.

Przykłady struktur Lewisa

Jod

Jod jest halogenem i dlatego należy do grupy VIIA. Ma wtedy siedem elektronów walencyjnych i ta prosta cząsteczka dwuatomowa może być reprezentowana przez improwizację lub zastosowanie wzoru:

D = 2 x 7 (dwa atomy jodu) = 14 elektronów

N = 2 x 8 = 16 elektronów

C = 16 - 14 = 2 elektrony

C / 2 = 1 link

Począwszy od 14 elektronów 2 uczestniczą w wiązaniu kowalencyjnym (zielone kropki i łącznik), 12 pozostaje bez podziału; a ponieważ są to dwa atomy jodu, 6 należy podzielić na jeden z nich (ich elektrony walencyjne). W tej cząsteczce możliwa jest tylko ta struktura, której geometria jest liniowa.

Amoniak

Jaka jest struktura Lewisa dla cząsteczki amoniaku? Ponieważ azot pochodzi z grupy VA, ma pięć elektronów walencyjnych, a następnie:

D = 1 x 5 (jeden atom azotu) + 1 x 3 (trzy atomy wodoru) = 8 elektronów

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektronów

C = 14 - 8 = 6 elektronów

C / 2 = 3 linki

Tym razem formuła powiodła się z liczbą linków (trzy zielone linki). Ponieważ 8 dostępnych elektronów 6 uczestniczy w łączach, istnieje niepodzielona para, która znajduje się powyżej atomu azotu.

Ta struktura mówi wszystko, co należy wiedzieć o bazie amoniaku. Stosując wiedzę o TEV i TRPEV, wywnioskowano, że geometria jest tetraedryczna zniekształcona przez wolną parę azotu, a zatem hybrydyzacja tego jest sp.³.

C₂H₆O

Wzór odpowiada związkowi organicznemu. Przed zastosowaniem formuły należy pamiętać, że wodory tworzą pojedyncze wiązanie, tlen dwa, węgiel cztery i że struktura musi być możliwie jak najbardziej symetryczna. Postępując jak w poprzednich przykładach, mamy:

D = 6 × 1 (sześć atomów wodoru) + 6 × 1 (jeden atom tlenu) + 4 × 2 (dwa atomy węgla) = 20 elektronów

N = 6 × 2 (sześć atomów wodoru) + 8 × 1 (jeden atom tlenu) + 8 × 2 (dwa atomy węgla) = 36 elektronów

C = 36 - 20 = 16 elektronów

C / 2 = 8 linków

Liczba zielonych kresek odpowiada 8 obliczonym linkom. Proponowaną strukturą Lewisa jest struktura etanolu CH₃CH₂OH. Jednak słuszne byłoby również zaproponowanie struktury eteru dimetylowego CH₃OCH₃, który jest jeszcze bardziej symetryczny.

Który z nich jest „bardziej” poprawny? Oba są jednakowe, ponieważ struktury pojawiły się jako izomery strukturalne o tym samym wzorze cząsteczkowym C₂H₆O.

Nadmanganian jonów

Sytuacja jest skomplikowana, gdy pożądane jest wykonanie struktur Lewisa dla związków metali przejściowych. Mangan należy do grupy VIIB, podobnie jak elektron ładunku ujemnego musi być dodany do dostępnych elektronów. Stosując formułę masz:

D = 7 × 1 (jeden atom manganu) + 6 × 4 (cztery atomy tlenu) + 1 elektron na ładunek = 32 elektrony

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronów

C = 40 - 32 = 8 wspólnych elektronów

C / 2 = 4 linki

Jednakże metale przejściowe mogą mieć więcej niż osiem elektronów walencyjnych. Również dla jonu MnO₄^- wykazują ładunek ujemny, konieczne jest zmniejszenie ładunków formalnych atomów tlenu. Jak? Przez podwójne wiązania.

Jeśli wszystkie linki MnO₄^- były proste, formalne ładunki tlenu byłyby równe -1. Ponieważ są cztery, wynikowy ładunek będzie wynosił -4 dla anionu, co oczywiście nie jest prawdą. Gdy tworzą się wiązania podwójne, gwarantuje się, że pojedynczy tlen ma ujemny ładunek formalny, odzwierciedlony w jonie.

W jonie nadmanganianowym widać, że istnieje rezonans. Oznacza to, że pojedyncze wiązanie proste Mn-O jest delokalizowane między czterema atomami O..

Dichromian jonowy

Wreszcie podobny przypadek występuje w przypadku jonu dwuchromianowego (Cr₂O₇). Chrom należy do grupy VIB, więc ma sześć elektronów walencyjnych. Ponowne zastosowanie formuły:

D = 6 × 2 (dwa atomy chromu) + 6 × 7 (siedem atomów tlenu) + 2 elektrony na ładunek dwuwartościowy = 56 elektronów

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektronów

C = 72 - 56 = 16 wspólnych elektronów