Struktur av Lewis, uansett, hvordan det er gjort, eksempler

den Lewis struktur er alt som representerer de kovalente bindingene i et molekyl eller en ion. I det er disse koblingene og elektronene representert ved prikker eller lange bindestreker, selv om det meste av tiden punktene tilsvarer de ikke-delte elektronene og bindestrekene til de kovalente bindingene.

Men hva er et kovalent bånd? Det er delingen av et par elektroner (eller poeng) mellom to atomene i det periodiske bordet. Med disse diagrammene kan du skissere mange skjeletter for en bestemt forbindelse. Hvilken er den rette vil avhenge av de formelle ladningene og den kjemiske naturen til de samme atomer.

I bildet ovenfor har vi et eksempel på hva en Lewis-struktur er. I dette tilfellet er forbindelsen representert 2-brompropan. De svarte punktene som svarer til elektronene kan verdsettes, både de som deltar i koblingene og de ikke-delte segene (det eneste paret like over Br).

Hvis parene av punkter ":" ble erstattet av en lang bindestrek "-", ville karbonskeletet av 2-brompropan bli representert som: C-C-C. Hvorfor kan det ikke være C-H-H-C i stedet for "molekylær rammeverk" trukket? Svaret ligger i de elektroniske egenskapene til hvert atom.

På grunn av at hydrogen kun har en elektron og et enkelt orbital som er tilgjengelig for å fylle, dannes det bare en kovalent binding. Derfor kan det aldri danne to obligasjoner (ikke forveksles med hydrogenbindinger). På den annen side tillater den elektroniske konfigurasjon av karbonatomet det (og krever) dannelsen av fire kovalente bindinger.

Derfor skal Lewis-strukturer hvor C og H griper inn, være sammenhengende og respektere hva som styres av deres elektroniske konfigurasjoner. På denne måten, hvis karbonet har mer enn fire bindinger, eller hydrogen mer enn ett, så kan omrisset kasseres og en ny i tråd med virkeligheten kan startes..

Dette er her noen av de viktigste grunnene eller ryggene til disse strukturene vises, introdusert av Gilbert Newton Lewis i hans søken etter molekylære representasjoner trofaste til eksperimentelle data: molekylær struktur og formelle ladninger.

Alle eksisterende forbindelser kan representeres av Lewis strukturer, noe som gir en første tilnærming til hvordan molekylet eller ioner kan være.

index

1 Hva er strukturen til Lewis?
2 Hvordan er det gjort??
- 2.1 Bruk av matematisk formel
- 2.2 Hvor å plassere minst elektronegative atomer
- 2.3 Symmetri og formelle kostnader
3 Begrensninger på oktetregelen
4 Eksempler på Lewis strukturer
- 4.1 jod
- 4.2 Ammoniak
- 4,3 C2H6O
- 4.4 Imanpermanganat
- 4,5 Ion dikromat
5 referanser

Hva er strukturen til Lewis?

Det er en representativ struktur av valenselektroner og kovalente bindinger i et molekyl eller en ion som tjener til å få en ide om dens molekylære struktur.

Denne strukturen klarer imidlertid ikke å forutsi noen viktige detaljer som molekylær geometri med hensyn til et atom og dets miljø (hvis det er firkantet, trigonalt, bipyramidalt etc.).

Dessuten står det ingenting om hva som er den kjemiske hybridiseringen av atomene, men hvor er de dobbelte eller trippelbindingene og hvis det er resonans i strukturen.

Med denne informasjonen kan det hevdes om reaktiviteten til en forbindelse, dens stabilitet, hvordan og hvilken mekanisme molekylet vil følge når det reagerer.

Av denne grunn slutter strukturen til Lewis aldri å bli vurdert, og de er veldig nyttige, fordi de nye kjemiske læringene i dem kan kondenseres.

Hvordan er det gjort??

Å tegne eller skisse en struktur, formel eller Lewis diagram er avgjørende kjemisk formel av forbindelsen. Uten det kan du ikke engang vite hvilke som er atomer som gjør det opp. En gang med det brukes det periodiske bordet til å lokalisere gruppene de tilhører..

For eksempel, hvis du har forbindelse C₁₄O₂N₃ så bør vi se etter gruppene der karbon, oksygen og nitrogen er. Dette gjøres, uansett hva forbindelsen er, antall valenselektroner forblir de samme, slik at de før eller senere blir memorisert.

Kull tilhører således MVA-gruppen, oksygen til VIA-gruppen og nitrogen til VA. Gruppens nummer er lik antall valenselektroner (poeng). Alle sammen har en tendens til å fullføre oktet av valenslaget.

Dette gjelder alle ikke-metalliske elementer eller de som finnes i blokkene s eller p i periodiske tabellen. Ikke alle elementer adlyder oktettregelen. Spesielle tilfeller er overgangsmetallene, hvis strukturer er basert mer på formelle kostnader og deres konsernnummer.

Bruk av matematisk formel

Å vite hvilken gruppe elementene tilhører, og dermed antall valenselektroner som er tilgjengelige for å danne koblinger, fortsetter vi med følgende formel, som er nyttig for å tegne Lewis-strukturer:

C = N - D

Hvor C betyr delte elektroner, det vil si de som deltar i kovalente bindinger. Siden hver lenke består av to elektroner, er C / 2 lik antall koblinger (eller bindestrek) som må tegnes.

N er elektroner som trengs, som må ha atomet i sin valens skal for å være isoelektronisk til den edle gassen som følger den i samme periode. For alle andre elementer enn H (siden det krever at to elektroner skal sammenlignes med He), trenger de åtte elektroner.

D er elektroner tilgjengelig, som bestemmes av gruppen eller antall valenselektroner. Så siden Cl tilhører VIIA-gruppen, må den være omgitt av syv svarte punkter eller elektroner, og husk at et par er nødvendig for å danne en kobling.

Å ha atomer, deres poeng og antall C / 2-bindinger, en Lewis-struktur kan da improviseres. Men i tillegg er det nødvendig å ha en oppfatning av andre "regler".

Hvor å plassere minst elektronegative atomer

De mindre elektronegative atomer i de aller fleste strukturer okkuperer sentrene. Av denne grunn, hvis du har en forbindelse med atomer av P, O og F, må P derfor plasseres i midten av den hypotetiske strukturen.

Det er også viktig å merke seg at hydrogenatomer vanligvis er knyttet til høyt elektronegative atomer. Hvis du har en sammensatt Zn, H og O, vil H gå ved siden av O og ikke med Zn (Zn-O-H og ikke H-Zn-O). Det er unntak fra denne regelen, men det oppstår vanligvis med ikke-metalliske atomer.

Symmetri og formelle kostnader

Naturen har en høy preferanse for opprinnelige molekylære strukturer så symmetrisk som mulig. Dette bidrar til å unngå å utgjøre uordnede strukturer, med atomer som er arrangert på en slik måte at de ikke overholder noe tilsynelatende mønster.

For eksempel, for forbindelse C₂En₃, hvor A er et fiktivt atom, vil den mest sannsynlige strukturen være A-C-A-C-A. Legg merke til symmetrien til sidene, begge refleksjoner av den andre.

De formelle kostnadene spiller også en viktig rolle når man tegner strukturer av Lewis, spesielt for ionsens. Således kan koblinger tilsettes eller fjernes slik at den formelle ladning av et atom tilsvarer den totale ladningen som er utstilt. Dette kriteriet er svært nyttig for forbindelser av overgangsmetaller.

Begrensninger i oktettregelen

Ikke alle regler er oppfylt, noe som ikke nødvendigvis betyr at strukturen er feil. Typiske eksempler på dette observeres i mange forbindelser der elementene i gruppe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) er involvert. Aluminiumtrifluorid (AlF) er spesifikt vurdert her₃).

Ved bruk av formelen beskrevet ovenfor har vi:

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

Her er 3 og 7 de respektive gruppene eller tallene for valenselektroner som er tilgjengelige for aluminium og fluor. Da, vurderer de nødvendige elektronene N:

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

Og derfor er de delte elektronene:

C = N - D

C = 32-24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 koblinger

Siden aluminium er det minste elektronegative atom, må det plasseres i midten, og bare fluor danner et bindemiddel. Med tanke på dette har vi Lewis-strukturen til AlF₃ (toppbilde) Delt elektroner er uthevet med grønne prikker for å skille dem fra ikke-delte.

Selv om beregningene forutser at det er 4 bindinger som må dannes, mangler aluminium nok elektroner, og i tillegg er det ikke noe fjerde fluoratom. Som et resultat er aluminium ikke i samsvar med oktetregelen, og dette faktum reflekteres ikke i beregningene.

Eksempler på Lewis strukturer

jod

Jod er et halogen og tilhører derfor VIIA-gruppen. Den har da syv valenselektroner, og dette enkle diatomiske molekylet kan representeres ved å improvisere eller anvende formelen:

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

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16-14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 kobling

Som av 14 elektroner deltar 2 i kovalent bindingen (grønne prikker og bindestrek), 12 forblir som ikke delte; og fordi de er to jodatomer, må 6 deles for en av dem (deres valenselektroner). I dette molekylet er bare denne strukturen mulig, hvis geometri er lineær.

ammoniac

Hva er Lewis-strukturen for ammoniakkmolekylet? Siden nitrogen er fra VA-gruppen, har det fem valenselektroner, og deretter:

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

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14-8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 koblinger

Denne gangen lykkes formelen med antall koblinger (tre grønne linker). Som av de 8 tilgjengelige elektronene 6 deltar i koblingene, det er et ikke-delt par som ligger over nitrogenatomet.

Denne strukturen sier alt som skal være kjent om ammoniakkbase. Ved å anvende kunnskapen om TEV og TRPEV, er det utledet at geometrien er forvrengt av det frie nitrogenparet, og at hybridiseringen av dette derfor er sp³.

C₂H₆O

Formelen tilsvarer en organisk forbindelse. Før du bruker formelen, må du huske at hydrogener danner et enkeltbinding, oksygen to, karbonfire og at strukturen må være så symmetrisk som mulig. Fortsetter som de foregående eksemplene har vi:

D = 6 × 1 (seks hydrogenatomer) + 6 × 1 (ett oksygenatom) + 4 × 2 (to karbonatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (seks hydrogenatomer) + 8 × 1 (ett oksygenatom) + 8 × 2 (to karbonatomer) = 36 elektroner

C = 36-20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 lenker

Antall grønne bindestrek samsvarer med de 8 beregnede koblingene. Den foreslåtte Lewis-strukturen er den av CH etanol₃CH₂OH. Det ville imidlertid også vært riktig å foreslå strukturen av dimetyleter CH₃OCH₃, som er enda mer symmetrisk.

Hvilke av de to er "mer" korrekte? Begge er like, siden strukturene dukket opp som strukturelle isomerer med samme molekylære formel C₂H₆O.

Ionpermanganat

Situasjonen er komplisert når det er ønskelig å lage Lewis-strukturer for overgangsmetallforbindelser. Mangan tilhører VIIB-gruppen, likevel må elektronen av den negative ladingen legges blant de tilgjengelige elektroner. Bruk av formelen du har:

D = 7 × 1 (ett manganatom) + 6 × 4 (fire oksygenatomer) + 1 elektron per ladning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delte elektroner

C / 2 = 4 koblinger

Overgangsmetaller kan imidlertid ha mer enn åtte valenselektroner. Også for MnO-ionet₄^- oppviser den negative ladningen som er nødvendig for å redusere de formelle ladningene av oksygenatomene. Hvordan? Gjennom dobbeltobligasjonene.

Hvis alle koblingene til MnO₄^- var enkle, ville de formelle ladningene til oksygene være lik -1. Siden det er fire, vil den resulterende ladningen være -4 for anionen, som åpenbart ikke er sant. Når dobbeltbindingene dannes, er det garantert at et enkelt oksygen har en negativ formell ladning, reflektert i ion.

I permanganatjonen kan det ses at det er resonans. Dette innebærer at enkelt enkeltbinding Mn-O delokaliseres mellom de fire O-atomer..

Ion-dikromat

Endelig skjer et lignende tilfelle med dikromat ionet (Cr₂O₇). Krom tilhører VIB-gruppen, så den har seks valenselektroner. Bruk av formelen på nytt:

D = 6 × 2 (to kromatomer) + 6 × 7 (syv oksygenatomer) + 2 elektroner per divalent ladning = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72-56 = 16 delte elektroner