LEWISO STRUKTŪRA: KAS TAI YRA, KAIP JĮ SUDARYTI, PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Lewis struktūra yra viskas, atvaizdavimas kovalentinių jungčių per molekulės ar jonų. Jame šios jungtys ir elektronai pavaizduoti taškais arba ilgais brūkšniais, nors dažniausiai taškai atitinka nedalijamus elektronus, o brūkšniai - kovalentinius ryšius.

Bet kas yra kovalentinis ryšys? Tai elektronų (arba taškų) poros pasidalijimas tarp dviejų periodinės lentelės atomų. Pagal šias diagramas tam tikram junginiui galima nubrėžti daugybę skeletų. Kuris teisingas, priklausys nuo formalių mokesčių ir pačių atomų cheminės prigimties.

2-bromopropano junginys. Autorius: Benas Millsas iš „Wikimedia Commons“.

Aukščiau esančiame paveikslėlyje turite „Lewis“ struktūros pavyzdį. Šiuo atveju apibūdinamas junginys yra 2-bromopropanas. Galite pamatyti juodus taškus, atitinkančius elektronus - tiek tuos, kurie dalyvauja ryšiuose, tiek tuos, kurie nėra bendrinami (vienintelę porą tiesiai virš Br).

Jei taškų poros ":" būtų pakeistos ilgu brūkšneliu "-", tada 2-bromopropano anglies skeletas būtų pavaizduotas taip: C - C - C. Kodėl tai galėtų būti ne C-H-H-C, o vietoj nubrėžto „molekulinio karkaso“? Atsakymas slypi kiekvieno atomo elektroninėse charakteristikose.

Taigi, kadangi vandenilis turi vieną elektroną ir vieną orbitalę, kurią galima užpildyti, jis sudaro tik vieną kovalentinį ryšį. Todėl jis niekada negali sudaryti dviejų jungčių (nepainioti su vandenilio jungtimis). Kita vertus, elektroninė anglies atomo konfigūracija leidžia (ir reikalauja) suformuoti keturis kovalentinius ryšius.

Dėl šios priežasties Lewis struktūros, kuriose įsikiša C ir H, turi būti nuoseklios ir gerbti tai, ką reglamentuoja jų elektroninės konfigūracijos. Tokiu būdu, jei anglis turi daugiau nei keturis ryšius, arba vandenilis yra daugiau nei vienas, tada eskizo galima atsisakyti ir pradėti kurti naują, labiau atitinkantį tikrovę.

Būtent čia pasirodo vienas iš pagrindinių šių struktūrų motyvų ar patvirtinimų, kuriuos pristatė Gilbertas Newtonas Lewisas, ieškodamas molekulinių reprezentacijų, ištikimų eksperimentiniams duomenims: molekulinės struktūros ir formaliųjų krūvių.

Visi esami junginiai gali būti pavaizduoti Lewis struktūromis, pateikdami pirmąjį apytikslį paaiškinimą, kokia galėtų būti molekulė ar jonai.

Kokia yra Lewiso struktūra?

Tai yra reprezentacinė valentinių elektronų struktūra ir kovalentiniai ryšiai molekulėje arba jone, kurie padeda susidaryti vaizdą apie jo molekulinę struktūrą.

Tačiau ši struktūra nesugeba numatyti kai kurių svarbių detalių, tokių kaip molekulinė atomo ir jo aplinkos geometrija (jei ji yra kvadrato formos, trigonalinė plokštuma, bipiramidinė ir kt.).

Taip pat nieko nesako apie tai, kas yra cheminė jo atomų hibridizacija, tačiau sako, kur yra dvigubi ar trigubi ryšiai ir ar struktūroje yra rezonansas.

Turint šią informaciją, galima ginčytis dėl junginio reaktyvumo, jo stabilumo, kaip ir koks bus molekulės mechanizmas, kai ji sureaguos.

Dėl šios priežasties Lewis struktūros niekada nenutraukiamos ir yra labai naudingos, nes jose gali sutrumpėti naujas chemijos mokymasis.

Kaip tai daroma?

Norint nubraižyti ar eskizuoti struktūrą, formulę arba Lewiso diagramą, būtina cheminė junginio formulė. Be jo net negalite žinoti, kurie atomai ją sudaro. Kartu su ja periodinė lentelė naudojama nustatyti, kurioms grupėms jie priklauso.

Pavyzdžiui, jei turite junginį C ₁₄ O ₂ N _3, tada turėtumėte ieškoti grupių, kuriose yra anglis, deguonis ir azotas. Tai padarius, nesvarbu, koks tai junginys, valentinių elektronų skaičius išlieka tas pats, todėl anksčiau ar vėliau jie įsimenami.

Taigi anglis priklauso IVA grupei, deguonis - VIA grupei, o azotas - VA. Grupės skaičius yra lygus valentinių elektronų (taškų) skaičiui. Jie visi turi bendrą tendenciją užpildyti valentinio apvalkalo oktetą.

Kokia okteto taisyklė?

Tai sako, kad atomai turi tendenciją užpildyti savo energijos lygį aštuoniais elektronais, kad pasiektų stabilumą. Tai taikoma visiems nemetaliniams elementams arba tiems, kurie randami periodinės lentelės blokuose.

Tačiau ne visi elementai paiso okteto taisyklės. Ypatingi atvejai yra pereinamieji metalai, kurių struktūros labiau pagrįstos formaliaisiais mokesčiais ir jų grupės numeriu.

Elektronų skaičius nemetalinių elementų, kuriuose galima valdyti Lewiso struktūrą, valentiniame apvalkale.

Taikant matematinę formulę

Žinodami, kuriai grupei elementai priklauso, ir todėl valentinių elektronų, galinčių sudaryti ryšius, skaičių, mes einame pagal šią formulę, kuri yra naudinga piešiant Lewiso struktūras:

C = N - D

Kur C reiškia bendrus elektronus, tai yra tuos, kurie dalyvauja kovalentinėse jungtyse. Kadangi kiekviena jungtis sudaryta iš dviejų elektronų, tada C / 2 yra lygus jungčių (arba brūkšnių), kurias reikia nubrėžti, skaičiui.

N yra būtini elektronai, kuriuos atomas turi savo valentiniame apvalkale, kad būtų izoelektroninis tame pačiame laikotarpyje paskui jį einančioms taurosioms dujoms. Visiems elementams, išskyrus H (nes norint palyginti su He reikia dviejų elektronų), jiems reikia aštuonių elektronų.

D yra turimi elektronai, kuriuos lemia valentinių elektronų grupė arba skaičius. Taigi, kadangi Cl priklauso VIIA grupei, jis turi būti apsuptas septynių juodų taškų arba elektronų ir atminkite, kad ryšiui sudaryti reikia poros.

Turėdami atomus, jų taškus ir C / 2 jungčių skaičių, Lewiso struktūra gali būti improvizuota. Bet papildomai būtina žinoti ir kitas „taisykles“.

Kur dėti mažiausiai elektroneigiamų atomų

Mažiausiai elektronegatyvūs atomai daugumoje struktūrų užima centrus. Dėl šios priežasties, jei turite junginį su P, O ir F atomais, P turi būti hipotetinės struktūros centre.

Taip pat svarbu atkreipti dėmesį, kad vandenilis paprastai jungiasi prie labai elektroneigiamų atomų. Jei junginyje turite Zn, H ir O, H eis kartu su O, o ne su Zn (Zn - O - H, o ne H - Zn - O). Yra ir šios taisyklės išimčių, tačiau dažniausiai tai įvyksta su nemetalų atomais.

Simetrija ir formalios apkrovos

Gamta teikia pirmenybę kuriant kuo simetriškiausias molekulines struktūras. Tai padeda išvengti netvarkingų struktūrų sukūrimo, kai atomai yra išdėstyti taip, kad nepaklustų jokiam akivaizdžiam modeliui.

Pavyzdžiui, junginiui C ₂ A ₃ , kur A yra fiktyvus atomas, greičiausia struktūra būtų A - C - A - C - A. Atkreipkite dėmesį į jo šonų simetriją, abi pusės atspindžius.

Formalūs mokesčiai taip pat vaidina svarbų vaidmenį piešiant Lewiso struktūras, ypač jonams. Taigi, jungtys gali būti pridėtos arba pašalintos taip, kad oficialus atomo krūvis atitiktų visą parodytą krūvį. Šis kriterijus labai naudingas pereinamųjų metalų junginiams.

Okteto taisyklės apribojimai

Aliuminio trifluorido, junginio, kuris yra nestabilus, vaizdas. Abu elementai yra sudaryti iš šešių elektronų, kurie sukuria tris kovalentinius ryšius, kai stabilumui pasiekti jie turėtų būti aštuoni. Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Ne visų taisyklių laikomasi, o tai nebūtinai reiškia, kad struktūra neteisinga. Tipiški to pavyzdžiai pastebimi daugelyje junginių, kuriuose dalyvauja IIIA grupės elementai (B, Al, Ga, In, Tl). Čia ypač atsižvelgiama į aliuminio trifluoridą (AlF ₃ ).

Taikant aukščiau aprašytą formulę, mes turime:

D = 1 × 3 (vienas aliuminio atomas) + 7 × 3 (trys fluoro atomai) = 24 elektronai

Čia 3 ir 7 yra atitinkamos aliuminio ir fluoro valentų elektronų grupės arba skaičius. Tada, atsižvelgiant į būtinus elektronus N:

N = 8 × 1 (vienas aliuminio atomas) + 8 × 3 (trys fluoro atomai) = 32 elektronai

Todėl pasidalinti elektronai yra:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektronai

C / 2 = 4 saitai

Kadangi aliuminis yra mažiausiai elektroneigiamas atomas, jis turi būti dedamas centre, o fluoras sudaro tik vieną jungtį. Atsižvelgdami į tai, turime „Lewis“ AlF ₃ struktūrą (viršutinis vaizdas). Pasidalinti elektronai yra paryškinti žaliais taškais, kad būtų galima atskirti juos nuo nebendrintų.

Nors skaičiavimai numato, kad turi būti suformuotos 4 jungtys, aliuminiui trūksta pakankamai elektronų, taip pat nėra ketvirtojo fluoro atomo. Dėl to aliuminis neatitinka okteto taisyklės ir šis faktas neatsispindi skaičiavimuose.

Lewis struktūrų pavyzdžiai

Jodas

Jodo nemetaliniai metalai turi po septynis elektronus, taigi, dalijantis po vieną iš šių elektronų, jie sukuria kovalentinę jungtį, užtikrinančią stabilumą. Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Jodas yra halogenas, todėl priklauso VIIA grupei. Taigi ji turi septynis valentinius elektronus, o šią paprastą diatominę molekulę galima pavaizduoti improvizuojant arba pritaikant formulę:

D = 2 × 7 (du jodo atomai) = 14 elektronų

N = 2 × 8 = 16 elektronų

C = 16 - 14 = 2 elektronai

C / 2 = 1 saitas

Iš 14 elektronų 2 dalyvauja kovalentiniame ryšyje (žali taškai ir brūkšnys), 12 lieka kaip nedalijami; ir kadangi jie yra du jodo atomai, 6 iš jų turi būti padalyti (jo valentiniai elektronai). Šioje molekulėje, kurios geometrija yra tiesinė, įmanoma tik tokia struktūra.

Amoniakas

Azotas turi 5 elektronus, o vandenilis - tik 1. Pakanka stabilumui pasiekti sukuriant tris kovalentinius ryšius, kuriuos sudaro vienas elektronas iš N, o kitas iš H Šaltinis: Gabriel Bolívar

Kokia yra Lewiso amoniako molekulės struktūra? Kadangi azotas yra VA grupės, jis turi penkis valentinius elektronus, o tada:

D = 1 × 5 (vienas azoto atomas) + 1 × 3 (trys vandenilio atomai) = 8 elektronai

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektronų

C = 14 - 8 = 6 elektronai

C / 2 = 3 saitai

Šį kartą formulė teisinga nurodant nuorodų skaičių (trys žalios nuorodos). Kadangi 6 iš 8 galimų elektronų dalyvauja jungtyse, lieka nepakitusi pora, esanti virš azoto atomo.

Ši struktūra sako viską, ką reikia žinoti apie amoniako bazę. Taikant TEV ir TRPEV žinias, daroma išvada, kad geometrija yra tetraedrinė, iškreipta azoto neturinčios poros, todėl šios hibridizacijos rezultatas yra sp ³ .

C

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Formulė atitinka organinį junginį. Prieš taikant formulę, reikėtų atsiminti, kad vandenilis sudaro vieną jungtį, du deguonį, anglies ketvertą ir kad struktūra turi būti kiek įmanoma simetriškesnė. Kaip ir ankstesniuose pavyzdžiuose, mes turime:

D = 6 × 1 (šeši vandenilio atomai) + 6 × 1 (vienas deguonies atomas) + 4 × 2 (du anglies atomai) = 20 elektronų

N = 6 × 2 (šeši vandenilio atomai) + 8 × 1 (vienas deguonies atomas) + 8 × 2 (du anglies atomai) = 36 elektronai

C = 36 - 20 = 16 elektronų

C / 2 = 8 saitai

Žaliųjų brūkšnių skaičius atitinka 8 apskaičiuotas nuorodas. Siūloma Lewis struktūra yra etanolio CH ₃ CH ₂ OH struktūra. Tačiau, ji taip pat būtų teisingas, pasiūlyti kurio struktūra dimetilo eteris CH ₃ OCH ₃ , kuris yra dar labiau simetriškas.

Kuris iš dviejų yra „teisingesnis“? Abi jos vienodai, nes struktūros atsirado kaip struktūros izomerai, kurių molekulinė formulė yra C ₂ H ₆ O.

Permanganato jonas

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Padėtis yra sudėtinga, kai norima pagaminti laikinųjų metalų junginių Lewis struktūras. Manganas priklauso VIIB grupei, taip pat neigiamo krūvio elektronas turi būti pridėtas prie galimų elektronų. Taikant formulę, kurią turime:

D = 7 × 1 (vienas mangano atomas) + 6 × 4 (keturi deguonies atomai) + 1 elektronų įkrova = 32 elektronai

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronų

C = 40 - 32 = 8 pasidalinti elektronai

C / 2 = 4 saitai

Tačiau pereinamieji metalai gali turėti daugiau nei aštuonis valentinius elektronus. Be to, dėl MnO ₄ ^- jono ir eksponuoti neigiamą krūvį, būtina sumažinti oficialius mokesčius deguonies atomais. Kaip? Per dvigubus ryšius.

Jei visi MnO obligacijos ₄ ^- buvo paprastas, oficialūs mokesčiai iš deguonies atomų būtų lygus -1. Kadangi jų yra keturi, gautas anijono krūvis būtų –4, o tai akivaizdžiai netiesa. Susidarius dvigubiems ryšiams, garantuojama, kad vienas deguonis turi neigiamą formalųjį krūvį, atsispindintį jonuose.

Nuo permanganato jonų galima pastebėti, kad yra rezonansas. Tai reiškia, kad vienintelis Mn-O ryšys yra delokalizuotas tarp keturių O atomų.

Dichromatinis jonas

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Galiausiai panašus atvejis įvyksta su dichromato jonu (Cr ₂ O ₇ ). Chromas priklauso VIB grupei, todėl turi šešis valentinius elektronus. Vėl pritaikyti formulę:

D = 6 × 2 (du chromo atomai) + 6 × 7 (septyni deguonies atomai) + 2 elektronai, padauginti iš dvivalenčio krūvio = 56 elektronai

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektronai

C = 72 - 56 = 16 pasidalinti elektronai

C / 2 = 8 saitai

Tačiau nėra 8 jungčių, o 12. Dėl tų pačių priežasčių permanganato jone turi būti du deguonys su neigiamais formaliaisiais krūviais, kurie sudaro iki -2, dichromato jonų krūvį.

Taigi pridedama tiek daug dvigubų jungčių, kiek reikia. Tokiu būdu pasiekiame Lewiso atvaizdo struktūrą Cr ₂ O ₇ ^2– .

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis, p. 251.
2. Lewiso struktūros. Paimta iš: chemed.chem.purdue.edu
3. Stevenas A. Hardingeris, UCLA Chemijos ir biochemijos katedra. (2017). Lewiso struktūra. Paimta iš: chem.ucla.edu
4. Wayne'as Breslynas. (2012). Lewiso konstrukcijų piešimas. Paimta iš: terpconnect.umd.edu
5. Žiniatinklio valdytojas. (2012). Lewis („elektronų taško“) struktūros. Meono universiteto Chemijos katedra, Orono. Paimta iš: chemija.umeche.maine.edu
6. Lankasteris, Seanas. (2017 m. Balandžio 25 d.). Kaip nustatyti, kiek taškų yra elemento Lewiso taško struktūroje. Mokslas. Atgauta iš: sciencing.com