Lūisa struktūra sakritībā, kā tas tiek darīts, piemēri

The Lūisa struktūra ir viss, kas attēlo kovalentās saites molekulā vai jonā. Tajā šīs saites un elektroni ir attēloti ar punktiem vai gariem defisēm, lai gan lielāko daļu laika punkti sakrīt ar neatdalītiem elektroniem un svītriem uz kovalentajām saitēm.

Bet kas ir kovalentā saite? Tas ir elektronu pāru (vai punktu) koplietošana starp jebkuru periodisko tabulu diviem atomiem. Ar šīm diagrammām var ieskicēt daudzus skeletus noteiktam savienojumam. Kurš no tiem ir pareizais, būs atkarīgs no oficiālajiem maksājumiem un to pašu atomu ķīmiskā rakstura.

Iepriekš redzamajā attēlā ir piemērs tam, kas ir Lewis struktūra. Šajā gadījumā pārstāvētais savienojums ir 2-brompropāns. Melnos punktus, kas atbilst elektroniem, var novērtēt, gan tie, kas piedalās saitēs, gan tie, kas nav kopīgi (vienīgais pāri tieši virs Br).

Ja punktu punkti ":" tika aizstāti ar garu defisi "-", tad 2-bromopropāna oglekļa skelets būtu attēlots kā: C-C-C. Kāpēc, nevis „molekulārā struktūra”, tā nevarēja būt C-H-H-C? Atbilde attiecas uz katra atoma elektroniskajiem raksturlielumiem.

Tādējādi, tā kā ūdeņradis ir tikai viens elektrons un viena orbita ir pieejama, tā veido tikai vienu kovalento saiti. Tāpēc tā nekad nevar veidot divas obligācijas (nedrīkst sajaukt ar ūdeņraža obligācijām). No otras puses, oglekļa atoma elektroniskā konfigurācija ļauj (un pieprasa) četru kovalentu obligāciju veidošanos.

Šā iemesla dēļ Lewis struktūrām, kurās iejaucas C un H, ir jābūt saskaņotām un jāievēro to elektronisko konfigurāciju reglamentētais. Tādā veidā, ja ogleklim ir vairāk nekā četras obligācijas vai vairāk nekā viens ūdeņradis, tad kontūru var izmest un jaunu, kas atbilst realitātei, var sākt..

Šeit parādās daži no šo struktūru galvenajiem iemesliem vai mugurām, ko ieviesa Gilbert Newton Lewis, meklējot molekulāros attēlus, kas ir uzticīgi eksperimentālajiem datiem: molekulārā struktūra un formālie maksājumi.

Visus esošos savienojumus var attēlot ar Lewis struktūru, dodot pirmo tuvinājumu tam, kā varētu būt molekula vai joni.

Indekss

1 Kāda ir Lūisa struktūra?
2 Kā tas tiek darīts??
- 2.1. Matemātiskās formulas piemērošana
- 2.2. Kur izvietot vismazāk elektronegatīvos atomus
- 2.3. Simetrija un oficiālie maksājumi
3 Okteta noteikuma ierobežojumi
4 Lūisa struktūru piemēri
- 4.1. Jods
- 4.2 Amonjaks
- 4.3 C2H6O
- 4.4. Imana permanganāts
- 4.5. Jonu dihromāts
5 Atsauces

Kāda ir Lūisa struktūra?

Tā ir valences elektronu un kovalento saišu reprezentatīva struktūra molekulā vai jonā, kas kalpo, lai iegūtu priekšstatu par tās molekulāro struktūru..

Tomēr šī struktūra nespēj paredzēt dažas svarīgas detaļas, piemēram, molekulāro ģeometriju attiecībā uz atomu un tā vidi (ja tā ir kvadrāts, trigonāls, bipiramīds uc).

Tāpat tā neko nesaka par to, kas ir tā atomu ķīmiskā hibridizācija, bet kur ir divkāršas vai trīskāršas saites un ja ir rezonanses struktūra.

Ar šo informāciju var apgalvot par savienojuma reaktivitāti, tā stabilitāti, to, kā un kādā veidā molekula sekos, reaģējot.

Šā iemesla dēļ Lewis struktūras nekad vairs netiek apturētas, un tās ir ļoti noderīgas, jo jaunās ķīmiskās mācības var saīsināt..

Kā tas tiek darīts??

Lai zīmētu vai ieskicētu struktūru, formula vai Lewis diagramma ir būtiska savienojuma ķīmiskā formula. Bez tā jūs pat nevarat zināt, kas ir atomi, kas to veido. Vienreiz ar to periodiskā tabula tiek izmantota, lai atrastu tās grupas, kurām tās pieder..

Piemēram, ja jums ir savienojums C₁₄O₂N₃ tad mums jāmeklē grupas, kurās ir ogleklis, skābeklis un slāpeklis. To darot, neatkarīgi no tā, kāds ir savienojums, valences elektronu skaits paliek nemainīgs, lai agrāk vai vēlāk tie tiktu iegaumēti.

Tādējādi ogleklis pieder PVN grupai, skābeklis VIA grupai un slāpeklis uz VA. Grupas numurs ir vienāds ar valences elektronu (punktu) skaitu. Visiem tiem ir kopīga tendence pabeigt valences slāņa oktetu.

Tas attiecas uz visiem nemetāliskiem elementiem vai tiem, kas atrodami periodiskās tabulas s vai p blokos. Tomēr ne visi elementi ievēro okteta noteikumu. Īpaši gadījumi ir pārejas metāli, kuru konstrukcijas pamatā ir vairāk par oficiāliem maksājumiem un to grupas numuru.

Matemātiskās formulas piemērošana

Zinot, kuras grupas elementi pieder, un tāpēc valensi elektronu skaits, kas pieejami, lai izveidotu saites, mēs turpinām šādu formulu, kas ir noderīga Lewis struktūru zīmēšanai:

C = N - D

Kur ir C kopīgi elektroni, tas ir, tie, kas piedalās kovalentās obligācijās. Tā kā katra saite sastāv no diviem elektroniem, tad C / 2 ir vienāds ar piesaistīto saišu skaitu (vai domuzīmēm).

N ir elektroniem, kura atomu valences čaulā jābūt izoelektroniskai ar cēlgāzi, kas tajā seko tajā pašā periodā. Visiem citiem elementiem, izņemot H (jo tas prasa divus elektronus salīdzināt ar Viņu), viņiem ir vajadzīgi astoņi elektroni.

D ir elektroniem, ko nosaka grupa vai valences elektronu skaits. Tādējādi, tā kā Cl pieder VIIA grupai, tai jābūt ieskautai septiņiem melniem punktiem vai elektroniem, un jāpatur prātā, ka ir nepieciešams pāris, lai izveidotu saiti.

Pēc tam atomi, to punkti un C / 2 obligāciju skaits var būt improvizēts. Bet turklāt ir nepieciešams jēdziens par citiem "noteikumiem"..

Kur izvietot vismazāk elektronegatīvos atomus

Mazāk elektronegatīvie atomi lielākajā daļā struktūru aizņem centrus. Šī iemesla dēļ, ja jums ir savienojums ar P, O un F atomiem, tad P ir jāatrodas hipotētiskās struktūras centrā..

Tāpat ir svarīgi atzīmēt, ka ūdeņraža atomi parasti ir saistīti ar ļoti elektronegatīviem atomiem. Ja jums ir savienojums Zn, H un O, H aiziet pie O, nevis ar Zn (Zn-O-H, nevis H-Zn-O). Šim noteikumam ir izņēmumi, bet parasti tas notiek ar nemetāliskiem atomiem.

Simetrija un oficiālie maksājumi

Daba lielā mērā izvēlas pēc iespējas simetriskākas izcelsmes molekulārās struktūras. Tas palīdz izvairīties no nesakārtotu struktūru rašanās, jo atomi ir sakārtoti tā, lai tie neko nemainītu.

Piemēram, savienojumam C₂A₃, kur A ir fiktīvs atoms, visticamākā struktūra būtu A-C-A-C-A. Ievērojiet tās sānu simetriju, abas otras puses.

Formālajām apsūdzībām ir arī svarīga loma, veidojot Lūisa struktūras, īpaši attiecībā uz jonu struktūru. Tādējādi saites var pievienot vai noņemt tā, lai atoma formālā uzlāde atbilstu kopējam uzrādītam lādiņam. Šis kritērijs ir ļoti noderīgs pārejas metālu savienojumiem.

Okteta noteikuma ierobežojumi

Ne visi noteikumi ir izpildīti, kas ne vienmēr nozīmē, ka struktūra ir nepareiza. To tipiskie piemēri ir novēroti daudzos savienojumos, kuros ir iesaistīti IIIA grupas elementi (B, Al, Ga, In, Tl). Šeit īpaši aplūkots alumīnija trifluorīds (AlF)₃).

Piemērojot iepriekš aprakstīto formulu, mums ir:

D = 1 × 3 (viens alumīnija atoms) + 7 × 3 (trīs fluora atomi) = 24 elektroni

Šeit 3 un 7 ir attiecīgās valences elektronu grupas vai numuri, kas pieejami alumīnija un fluora grupām. Tad, ņemot vērā nepieciešamos elektronus N:

N = 8 × 1 (viens alumīnija atoms) + 8 × 3 (trīs fluora atomi) = 32 elektroni

Tāpēc kopīgie elektroni ir:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroni

C / 2 = 4 saites

Tā kā alumīnijs ir vismazākais elektronegatīvais atoms, tas jānovieto centrā, un fluors veido tikai saiti. Ņemot to vērā, mums ir Alfas Lewis struktūra₃ (augšējais attēls) Dalītie elektroni ir izcelti ar zaļiem punktiem, lai tos nošķirtu no tiem, kas nav kopīgi.

Lai gan aprēķini paredz, ka ir 4 veidojamas obligācijas, alumīnija trūkst pietiekamu elektronu un turklāt nav ceturtā fluora atoma. Rezultātā alumīnijs neatbilst okteta noteikumam un šis fakts aprēķinos nav atspoguļots.

Lūisa struktūru piemēri

Jods

Jods ir halogēns un tādēļ pieder VIIA grupai. Tajā ir septiņi valences elektroni, un šo vienkāršo diatomisko molekulu var attēlot improvizējot vai piemērojot formulu:

D = 2 × 7 (divi joda atomi) = 14 elektroni

N = 2 × 8 = 16 elektroni

C = 16 - 14 = 2 elektroni

C / 2 = 1 saite

No 14 elektroniem 2 piedalās kovalentā saitē (zaļie punkti un defise), 12 paliek kā kopīgi; un tāpēc, ka tie ir divi joda atomi, 6 ir jāsadala vienam no tiem (to valences elektroniem). Šajā molekulā ir iespējama tikai šī struktūra, kuras ģeometrija ir lineāra.

Amonjaks

Kas ir Lewis struktūra amonjaka molekulai? Tā kā slāpeklis ir no VA grupas, tam ir pieci valences elektroni, un pēc tam:

D = 1 × 5 (viens slāpekļa atoms) + 1 × 3 (trīs ūdeņraža atomi) = 8 elektroni

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroni

C = 14 - 8 = 6 elektroni

C / 2 = 3 saites

Šoreiz formula ir veiksmīga ar saikņu skaitu (trīs zaļās saites). Tā kā no 8 pieejamajiem elektroniem 6 piedalās saitēs, ir kopīgs pāris, kas atrodas virs slāpekļa atoma.

Šī struktūra saka visu, kas būtu jāzina par amonjaka bāzi. Piemērojot zināšanas par TEV un TRPEV, tiek secināts, ka ģeometrija ir tetraedriska, ko izkropļo brīvais slāpekļa pāris, un ka tā hibridizācija ir sp \ t³.

C₂H₆O

Formula atbilst organiskam savienojumam. Pirms formulas pielietošanas jāatceras, ka ūdeņradis veido vienu saiti, divas skābekļa, četras oglekļa, un struktūrai jābūt pēc iespējas simetriskākai. Turpinot iepriekšējos piemērus, mums ir:

D = 6 × 1 (seši ūdeņraža atomi) + 6 × 1 (viens skābekļa atoms) + 4 × 2 (divi oglekļa atomi) = 20 elektroni

N = 6 × 2 (seši ūdeņraža atomi) + 8 × 1 (viens skābekļa atoms) + 8 × 2 (divi oglekļa atomi) = 36 elektroni

C = 36 - 20 = 16 elektroni

C / 2 = 8 saites

Zaļo svītru skaits atbilst 8 aprēķinātajām saitēm. Ierosinātā Lewis struktūra ir CH etanola struktūra₃CH₂OH. Tomēr būtu bijis pareizi arī ierosināt dimetilētera CH struktūru₃OCH₃, kas ir vēl simetriskāka.

Kurš no šiem diviem ir "labāks"? Abas ir vienlīdzīgas, jo struktūras parādījās kā tādas pašas molekulārās formulas C strukturālie izomēri₂H₆O.

Jonu permanganāts

Situācija ir sarežģīta, ja vēlams veikt Lewis struktūras pārejas metālu savienojumiem. Mangāns pieder pie VIIB grupas, tāpat arī pieejamo elektronu vidū jāpievieno negatīvā lādiņa elektrons. Lietojot formulu, jums ir:

D = 7 × 1 (viens mangāna atoms) + 6 × 4 (četri skābekļa atomi) + 1 elektrons uz lādiņu = 32 elektroni

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroni

C = 40 - 32 = 8 kopīgi elektroni

C / 2 = 4 saites

Tomēr pārejas metāliem var būt vairāk nekā astoņi valences elektroni. Arī MnO jonam₄^- ir negatīvs lādiņš, ir nepieciešams samazināt skābekļa atomu formālos lādiņus. Kā? Caur divkāršajām saitēm.

Ja visas MnO saites₄^- bija vienkārši, oksigēnu oficiālie maksājumi būtu -1. Tā kā ir četri, anjonam, kas acīmredzami nav taisnība, iegūtais maksājums būtu -4. Kad veidojas dubultās saites, tiek garantēts, ka vienam skābeklim ir negatīva formāla lādiņa, kas atspoguļojas jonā.

Permanganāta jonā var redzēt, ka pastāv rezonanse. Tas nozīmē, ka viena vienkāršā saite Mn-O tiek pārdalīta starp četriem O atomiem..

Jonu dihromāts

Visbeidzot, līdzīgs gadījums notiek ar dihromāta jonu (Cr₂O₇). Hroms pieder VIB grupai, tāpēc tam ir seši valences elektroni. Formulas piemērošana vēlreiz:

D = 6 × 2 (divi hroma atomi) + 6 × 7 (septiņi skābekļa atomi) + 2 elektroni divvērtīgā lādē = 56 elektroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroni

C = 72 - 56 = 16 kopīgi elektroni