Štruktúra Lewisa na konsite, ako sa to robí, príklady

Lewisova štruktúra je to celé znázornenie kovalentných väzieb v molekule alebo ióne. V ňom sú tieto väzby a elektróny reprezentované bodkami alebo dlhými spojovníkmi, hoci väčšinu času body zodpovedajú nezdieľaným elektrónom a pomlčkám kovalentných väzieb.

Ale čo je kovalentná väzba? Je to zdieľanie páru elektrónov (alebo bodov) medzi dvomi atómami periodickej tabuľky. Pomocou týchto diagramov môžete načrtnúť mnoho skeletov pre určitú zlúčeninu. Ktorý z nich je správny, bude závisieť od formálnych nábojov a chemickej povahy tých istých atómov.

Na obrázku vyššie máme príklad toho, čo je Lewisova štruktúra. V tomto prípade predstavuje reprezentovaná zlúčenina 2-brómpropán. Čierne bodky zodpovedajúce elektrónom možno oceniť, a to ako tie, ktoré sa podieľajú na prepojeniach, tak na nezdieľaných (jediný pár tesne nad Br).

Ak boli dvojice bodov ":" nahradené dlhou pomlčkou "-", potom uhlíkový skelet 2-brómpropánu bude reprezentovaný ako: C-C-C. Prečo namiesto "molekulárneho rámca" by to nemohlo byť C-H-H-C? Odpoveď spočíva v elektronických charakteristikách každého atómu.

Teda, pretože vodík má len jeden elektrón a jeden orbitál dostupný na naplnenie, tvorí len jednu kovalentnú väzbu. Preto nemôže nikdy tvoriť dve dlhopisy (nezamieňať sa s vodíkovými väzbami). Na druhej strane jej elektronická konfigurácia umožňuje (a vyžaduje) vytvorenie štyroch kovalentných väzieb.

Z tohto dôvodu musia byť Lewisove štruktúry, v ktorých C a H zasahujú, koherentné a rešpektujú to, čo sa riadi ich elektronickými konfiguráciami. Týmto spôsobom, ak má uhlík viac ako štyri väzby, alebo vodík viac ako jeden, potom môže byť obrys vyradený a môže byť spustený nový v súlade s realitou..

Tam sa objavujú niektoré z hlavných dôvodov alebo chrbtov týchto štruktúr, ktoré predstavil Gilbert Newton Lewis vo svojom hľadaní molekulárnych reprezentácií verných experimentálnym údajom: molekulárna štruktúra a formálne náboje.

Všetky existujúce zlúčeniny môžu byť reprezentované Lewisovými štruktúrami, čo poskytuje prvú aproximáciu toho, ako by mohla byť molekula alebo ióny.

index

1 Aká je štruktúra Lewisa?
2 Ako sa to robí??
- 2.1 Použitie matematického vzorca
- 2.2 Kde umiestniť najmenej elektronegatívne atómy
- 2.3 Symetria a formálne obvinenia
3 Obmedzenia oktetového pravidla
4 Príklady Lewisových štruktúr
- 4.1 Jód
- 4.2 Amoniak
- 4,3 C2H6O
- 4.4 Iman manganistan
- 4.5 Dvojchróman iónov
5 Referencie

Aká je štruktúra Lewisa?

Je to reprezentatívna štruktúra valenčných elektrónov a kovalentných väzieb v molekule alebo ióne, ktorá slúži na získanie predstavy o jej molekulárnej štruktúre..

Táto štruktúra však nedokáže predpovedať niektoré dôležité detaily, ako je molekulárna geometria vzhľadom na atóm a jeho prostredie (ak ide o štvorcový, trigonálny, bipyramidový atď.).

Tiež nehovorí nič o tom, čo je chemická hybridizácia jeho atómov, ale kde sú dvojité alebo trojité väzby a ak existuje rezonancia v štruktúre.

S touto informáciou možno argumentovať o reaktivite zlúčeniny, jej stabilite, ako a aký mechanizmus bude molekula nasledovať, keď reaguje.

Z tohto dôvodu sa štruktúry Lewisa nikdy neprestávajú zvažovať a sú veľmi užitočné, pretože v nich môžu nové chemické učenia kondenzovať.

Ako sa to robí??

Na nakreslenie alebo načrtnutie štruktúry, vzorca alebo Lewisovho diagramu je podstatný chemický vzorec zlúčeniny. Bez neho nemôžete ani vedieť, ktoré sú atómy, ktoré tvoria. Akonáhle je s ním, periodická tabuľka sa používa na vyhľadanie skupín, ku ktorým patria..

Napríklad, ak máte zlúčeninu C₁₄O₂N₃ potom by sme mali hľadať skupiny, v ktorých je uhlík, kyslík a dusík. Toto urobilo, bez ohľadu na to, čo je zlúčenina, počet valenčných elektrónov zostáva rovnaký, takže skôr alebo neskôr sa zapamätajú.

Uhlík teda patrí do skupiny DPH, kyslíka do skupiny VIA a dusíka do VA. Číslo skupiny sa rovná počtu valenčných elektrónov (bodov). Všetky majú spoločnú tendenciu dokončiť oktet valenčnej vrstvy.

To platí pre všetky nekovové prvky alebo prvky nachádzajúce sa v blokoch s alebo p periodickej tabuľky. Nie všetky elementy však dodržiavajú oktetové pravidlo. Konkrétnymi prípadmi sú prechodné kovy, ktorých štruktúry sú založené skôr na formálnych poplatkoch a ich skupinovom čísle.

Použitie matematického vzorca

Ak vieme, ktorá skupina prvky patria, a teda počet valenčných elektrónov, ktoré sú k dispozícii na vytvorenie väzieb, pokračujeme nasledujúcim vzorcom, ktorý je užitočný na kreslenie štruktúr Lewis:

C = N-D

Kde C znamená zdieľané elektróny, to znamená tí, ktorí sa podieľajú na kovalentných dlhopisoch. Keďže každé spojenie pozostáva z dvoch elektrónov, potom C / 2 sa rovná počtu odkazov (alebo pomlčiek), ktoré sa musia nakresliť.

N sú potrebné elektróny, ktorý musí mať atóm v jeho valenčnom plášti, aby bol izoelektronický k ušľachtilému plynu, ktorý ho nasleduje v tom istom období. Pre všetky prvky iné ako H (pretože vyžaduje porovnanie dvoch elektrónov s He) potrebujú osem elektrónov.

D sú dostupné elektróny, ktoré sú určené skupinou alebo počtom valenčných elektrónov. Vzhľadom k tomu, že Cl patrí do skupiny VIIA, musí byť obklopený siedmimi čiernymi bodmi alebo elektrónmi a majte na pamäti, že na vytvorenie prepojenia je potrebný pár..

S atómami, ich bodmi a počtom väzieb C / 2 sa potom môže improvizovať Lewisova štruktúra. Okrem toho je potrebné mať pojem iných „pravidiel“.

Kde umiestniť najmenej elektronegatívne atómy

Menej elektronegatívne atómy v prevažnej väčšine štruktúr zaberajú centrá. Z tohto dôvodu, ak máte zlúčeninu s atómami P, O a F, musí byť P umiestnená v strede hypotetickej štruktúry.

Je tiež dôležité poznamenať, že atómy vodíka sú zvyčajne spojené s vysoko elektronegatívnymi atómami. Ak máte zlúčeninu Zn, H a O, H pôjde vedľa O a nie Zn (Zn-O-H a nie H-Zn-O). Existujú výnimky z tohto pravidla, ale zvyčajne sa vyskytujú u nekovových atómov.

Symetria a formálne obvinenia

Príroda má veľkú preferenciu pre pôvodné molekulárne štruktúry čo najsymetrickejšie. To pomáha vyhnúť sa vzniku neusporiadaných štruktúr, pričom atómy sú usporiadané takým spôsobom, že sa nevenujú žiadnemu zdanlivému vzoru.

Napríklad pre zlúčeninu C₂₃, kde A je fiktívny atóm, najpravdepodobnejšia štruktúra by bola A-C-A-C-A. Všimnite si symetriu jeho strán, obe odrazy druhej.

Formálne nálože tiež zohrávajú dôležitú úlohu pri ťahaní štruktúr Lewisov, najmä pre štruktúry iónov. Teda, väzby môžu byť pridané alebo odstránené tak, že formálny náboj atómu zodpovedá celkovému vystavenému náboji. Toto kritérium je veľmi užitočné pre zlúčeniny prechodných kovov.

Obmedzenia v pravidle oktetov

Nie všetky pravidlá sú splnené, čo nevyhnutne neznamená, že štruktúra je nesprávna. Typické príklady sú pozorované v mnohých zlúčeninách, kde sú zahrnuté prvky skupiny IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Špecificky sa tu uvažuje fluorid hlinitý (AlF)₃).

Ak použijeme vyššie uvedený vzorec, máme:

D = 1 x 3 (jeden atóm hliníka) + 7 × 3 (tri atómy fluóru) = 24 elektrónov

Tu sú 3 a 7 príslušné skupiny alebo počty valenčných elektrónov dostupných pre hliník a fluór. Potom vzhľadom na potrebné elektróny N:

N = 8x1 (jeden atóm hliníka) + 8x3 (tri atómy fluóru) = 32 elektrónov

Spoločné elektróny sú preto:

C = N-D

C = 32 - 24 = 8 elektrónov

C / 2 = 4 odkazy

Pretože hliník je najmenej elektronegatívny atóm, musí byť umiestnený v strede a fluór tvorí len väzbu. Vzhľadom na to máme Lewisovu štruktúru AlF₃ (horný obrázok) Zdieľané elektróny sú zvýraznené zelenými bodkami, aby sa odlíšili od nezdieľaných.

Aj keď výpočty predpovedajú, že existujú 4 väzby, ktoré musia byť vytvorené, hliník nemá dostatok elektrónov a navyše nie je prítomný žiadny štvrtý atóm fluóru. V dôsledku toho hliník nespĺňa oktetové pravidlo a táto skutočnosť sa vo výpočtoch neodráža.

Príklady Lewisových štruktúr

jód

Jód je halogén, a preto patrí do skupiny VIIA. Má potom sedem valenčných elektrónov a táto jednoduchá diatomická molekula môže byť reprezentovaná improvizáciou alebo použitím vzorca:

D = 2 × 7 (dva atómy jódu) = 14 elektrónov

N = 2 x 8 = 16 elektrónov

C = 16 - 14 = 2 elektróny

C / 2 = 1 odkaz

Od 14 elektrónov 2 sa podieľajú na kovalentnej väzbe (zelené bodky a spojovník), 12 zostávajú nezmenené; a pretože sú to dva jódové atómy, 6 musí byť rozdelených na jeden z nich (ich valenčné elektróny). V tejto molekule je možná len táto štruktúra, ktorej geometria je lineárna.

čpavkový

Aká je Lewisova štruktúra pre molekulu amoniaku? Keďže dusík je zo skupiny VA, má päť valenčných elektrónov a potom:

D = 1 × 5 (jeden atóm dusíka) + 1 x 3 (tri atómy vodíka) = 8 elektrónov

N = 8 x 1 + 2 × 3 = 14 elektrónov

C = 14 - 8 = 6 elektrónov

C / 2 = 3 odkazy

Tentokrát vzorec uspeje s počtom odkazov (tri zelené odkazy). Ako z ôsmich dostupných elektrónov 6 sa zúčastňujú na spojeniach, je tu nezdieľaný pár, ktorý sa nachádza nad atómom dusíka.

Táto štruktúra hovorí všetko, čo by malo byť známe o báze amoniaku. Použitím poznatkov TEV a TRPEV sa usudzuje, že geometria je tetrahedrálne deformovaná voľným párom dusíka a že hybridizácia je preto spermiálna.³.

C₂H₆O

Vzorec zodpovedá organickej zlúčenine. Pred použitím vzorca je potrebné pripomenúť, že vodíky tvoria jednoduchú väzbu, kyslík dva, uhlík štyri a že štruktúra musí byť čo najviac symetrická. Ako v predchádzajúcich príkladoch máme:

D = 6 × 1 (šesť atómov vodíka) + 6 × 1 (jeden atóm kyslíka) + 4 × 2 (dva atómy uhlíka) = 20 elektrónov

N = 6 × 2 (šesť atómov vodíka) + 8 × 1 (jeden atóm kyslíka) + 8 × 2 (dva atómy uhlíka) = 36 elektrónov

C = 36 - 20 = 16 elektrónov

C / 2 = 8 odkazov

Počet zelených pomlčiek zodpovedá 8 vypočítaným odkazom. Navrhovanou Lewisovou štruktúrou je štruktúra CH etanolu₃CH₂OH. Bolo by však tiež správne navrhnúť štruktúru dimetyl éteru CH₃OCH₃, ktorá je ešte symetrická.

Ktorý z nich je "viac" správny? Obidve sú rovnaké, pretože štruktúry vznikli ako štruktúrne izoméry rovnakého molekulového vzorca C₂H₆O.

Iónový manganistan

Situácia je komplikovaná, keď sa požaduje vytvorenie Lewisových štruktúr pre zlúčeniny prechodných kovov. Mangán patrí do skupiny VIIB, podobne ako elektrón záporného náboja musí byť pridaný medzi dostupné elektróny. Použitie vzorca, ktorý máte:

D = 7 × 1 (jeden atóm mangánu) + 6 × 4 (štyri atómy kyslíka) + 1 elektrón na náboj = 32 elektrónov

N = 8x1 + 8x4 = 40 elektrónov

C = 40 - 32 = 8 spoločných elektrónov

C / 2 = 4 odkazy

Prechodné kovy však môžu mať viac ako osem valenčných elektrónov. Tiež pre ión MnO₄^- vykazujú záporný náboj, je potrebné znížiť formálne náboje atómov kyslíka. Ako? Prostredníctvom dvojitých väzieb.

Ak sú všetky spojenia MnO₄^- boli jednoduché, formálne obvinenia z kyslíka by boli rovné -1. Keďže sú štyri, výsledný náboj by bol -4 pre anión, čo zjavne nie je pravda. Keď sú vytvorené dvojité väzby, je zaručené, že jeden kyslík má negatívny formálny náboj, ktorý sa odráža v ióne.

V manganistanovom ióne je vidieť, že existuje rezonancia. To znamená, že jednoduchá jednoduchá väzba Mn-O sa delokalizuje medzi štyrmi atómami O..

Ion dvojchróman

Nakoniec, podobný prípad nastáva s iónom dichrómanu (Cr₂O₇). Chróm patrí do skupiny VIB, takže má šesť valenčných elektrónov. Opätovné použitie vzorca:

D = 6 × 2 (dva atómy chrómu) + 6 × 7 (sedem atómov kyslíka) + 2 elektróny na dvojmocný náboj = 56 elektrónov

N = 8 x 2 + 8 x 7 = 72 elektrónov

C = 72 - 56 = 16 zdieľaných elektrónov