Lewise struktuur konsensuses, kuidas seda tehakse, näited

The Lewise struktuur on kõik see, mis kujutab endast kovalentseid sidemeid molekulis või ioonis. Selles on neid linke ja elektrone esindatud punktide või pikkade sidekriipsudega, kuigi enamik ajast vastavad punktidele jagamata elektronidele ja kovalentsete sidemete kriipsudele..

Aga mis on kovalentne side? See on elektronide paari (või punktide) jagamine perioodilise tabeli kahe aatomi vahel. Nende diagrammide abil saate joonistada palju ühendeid teatud skelettide jaoks. Milline neist on õige, sõltub ametlikest tasudest ja samade aatomite keemilisest iseloomust.

Ülaltoodud pildil on näide sellest, mis on Lewise struktuur. Sel juhul on esindatud ühendiks 2-bromopropaan. Elektroonidele vastavaid musti punkte saab hinnata nii nendel, kes osalevad linkidel kui ka mitte jagatud (ainult paar, mis on veidi kõrgemal Br-st).

Kui punktide paarid ":" asendati pika sidekriipsuga "-", siis 2-bromopropaani süsinikukarkass oleks esindatud kui: C-C-C. Miks ei saanud "molekulaarse raamistiku" asemel olla C-H-H-C? Vastus peitub iga aatomi elektroonilistes omadustes.

Seega, kuna vesinikul on ainult üks elektron ja üks orbitaal, mida saab täita, moodustab see ainult ühe kovalentse sideme. Seetõttu ei saa see kunagi moodustada kahte võlakirja (mida ei tohi segi ajada vesiniksidemetega). Teisest küljest võimaldab süsinikuaatomi elektrooniline konfiguratsioon (ja nõuab) nelja kovalentse sideme moodustamist.

Sel põhjusel peavad Lewise struktuurid, kus C ja H sekkuvad, olema sidusad ja austama nende elektrooniliste konfiguratsioonide reguleerimist. Sel viisil, kui süsinikul on rohkem kui neli võlakirja või vesinik rohkem kui üks, siis saab kontuuri ära visata ja alustada uut reaalsusega kooskõlas olevat..

Siin ilmnevad mõned nende struktuuride peamised põhjused või seljatoodud, mida tutvustas Gilbert Newton Lewis eksperimentaalsetele andmetele ustavate molekulaarsete esinduste otsimisel: molekulaarstruktuur ja ametlikud laengud.

Kõiki olemasolevaid ühendeid võib esindada Lewise struktuuridega, andes esimese lähenduse sellele, kuidas molekul või ioonid võiksid olla.

Indeks

1 Mis on Lewise struktuur?
2 Kuidas seda tehakse??
- 2.1 Matemaatilise valemi rakendamine
- 2.2 Kus paigutada kõige vähem elektroonegatiivsed aatomid
- 2.3 Sümmeetria ja ametlikud tasud
3 Okteti reegli piirangud
4 Lewise struktuuride näited
- 4.1 Jood
- 4.2 Ammoniaak
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Imani permanganaat
- 4.5 Ioondikromaat
5 Viited

Mis on Lewise struktuur?

See on valentselektronite ja kovalentsete sidemete tüüpiline struktuur molekulis või ioonis, mis aitab saada idee selle molekulaarsest struktuurist.

Siiski ei suuda see struktuur ennustada mõningaid olulisi üksikasju, nagu molekuli geomeetria aatomi ja selle keskkonna suhtes (kui see on ruut, trigonaalne, bipüramidaalne jne).

Samuti ei räägi ta sellest, milline on tema aatomite keemiline hübridisatsioon, kuid kus on kaks- või kolmekordsed sidemed ja kui struktuuris on resonants.

Selle teabega võib väita ühendi reaktiivsust, selle stabiilsust, seda, kuidas ja millise mehhanismi korral molekul reageerib.

Sel põhjusel ei lõpetata Lewise struktuure enam kunagi ja nad on väga kasulikud, sest neis saab uusi keemilisi õppetunde kondenseerida.

Kuidas seda tehakse??

Struktuuri, valemi või Lewise diagrammi joonistamiseks või joonistamiseks on oluline ühendi keemiline valem. Ilma selleta ei saa te isegi teada, millised aatomid seda teevad. Ühel korral kasutatakse perioodilist tabelit rühmade leidmiseks, millesse nad kuuluvad..

Näiteks, kui teil on ühend C₁₄O₂N₃ siis peaksime otsima rühmi, kus süsinik, hapnik ja lämmastik on. See toimus, olenemata sellest, milline ühend on, valentselektronite arv jääb samaks, nii et varem või hiljem mäletatakse neid.

Seega kuulub süsinikdioksiidi käibemaksurühma, hapniku VIA rühma ja lämmastik VA-le. Rühma number on võrdne valentselektronite (punktide) arvuga. Kõigil neil on ühine kalduvus valentsikihi oktetti lõpule viia.

See kehtib kõigi mittemetalsete elementide või perioodilise tabeli plokkides s või p leiduvate elementide kohta. Kuid kõik elemendid ei järgi okteti reeglit. Konkreetsed juhtumid on üleminekumetallid, mille struktuurid põhinevad rohkem ametlikel maksudel ja nende grupi numbril.

Matemaatilise valemi rakendamine

Teades, milline grupp elemendid kuuluvad, ja seega ka linkide loomiseks saadaolevate valentselektronite arvust, jätkame järgmise valemiga, mis on kasulik Lewise struktuuride joonistamiseks:

C = N - D

Kui C tähendab jagatud elektronid, see tähendab neid, kes osalevad kovalentsetes võlakirjades. Kuna iga link koosneb kahest elektronist, siis C / 2 võrdub linkide (või kriipsude) arvuga, mis tuleb tõmmata.

N on vajalikud elektronid, mille valentskesta aatom peab olema sama ajavahemiku jooksul järgmiste väärisgaasidega isoelektrooniline. Kõigi muude elementide kui H (kuna see nõuab kahe elektroni võrdlemist Heiga) puhul vajavad nad kaheksa elektroni.

D on elektronid, mille määravad grupp või valentselektronite arv. Seega, kuna Cl kuulub VIIA gruppi, peab seda ümbritsema seitse musta punkti või elektroni ning pidage meeles, et linki loomiseks on vaja paari..

Kui on aatomid, nende punktid ja C / 2 sidemete arv, siis võib Lewise struktuur olla improviseeritud. Kuid lisaks on vaja mõiste „muud reeglid”.

Kuhu paigutada kõige vähem elektroonegatiivsed aatomid

Vähem elektroonegatiivsed aatomid valdavad enamikku struktuure. Sel põhjusel, kui sul on ühend, mille aatomid on P, O ja F, tuleb P asetada hüpoteetilise struktuuri keskmesse.

Samuti on oluline märkida, et vesiniku aatomid on tavaliselt seotud väga elektroegatiivsete aatomitega. Kui teil on ühend Zn, H ja O, läheb H kõrval O ja mitte Zn (Zn-O-H ja mitte H-Zn-O). Sellest reeglist on erandeid, kuid tavaliselt toimub see mittemetalsete aatomitega.

Sümmeetria ja ametlikud tasud

Loodusel on eelistatud molekulaarstruktuurid võimalikult sümmeetrilised. See aitab vältida ebakorrapäraste struktuuride tekitamist, kusjuures aatomid on paigutatud nii, et nad ei järgi ühtegi nähtavat mustrit.

Näiteks ühendi C puhul₂A₃, kus A on fiktiivne aatom, kõige tõenäolisem struktuur oleks A-C-A-C-A. Pange tähele oma külgede sümmeetriat, mõlema peegeldusi teisest.

Ametlikud tasud mängivad Lewise struktuuride, eriti ioonide struktuuride puhul olulist rolli. Seega võib linke lisada või eemaldada nii, et aatomi ametlik laeng vastab kogu näidatud laengule. See kriteerium on väga kasulik siirdemetallide ühenditele.

Okteti reegli piirangud

Kõik reeglid ei ole täidetud, mis ei tähenda tingimata, et struktuur on vale. Selle tüüpilisi näiteid on täheldatud paljudes ühendites, milles osalevad rühma IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) elemendid. Siin käsitletakse spetsiaalselt alumiiniumtrifluoriidi (AlF)₃).

Rakendades eespool kirjeldatud valemit, on meil:

D = 1 × 3 (üks alumiiniumiaatom) + 7 × 3 (kolm fluoriaatomit) = 24 elektroni

Siin on 3 ja 7 alumiiniumile ja fluorile kättesaadavate valentselektronite vastavad rühmad või arvud. Seejärel, arvestades vajalikke elektrone N:

N = 8 × 1 (üks alumiiniumiaatom) + 8 × 3 (kolm fluoriaatomit) = 32 elektroni

Ja seetõttu on jagatud elektronid järgmised:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroni

C / 2 = 4 linki

Kuna alumiinium on kõige vähem elektronegatiivne aatom, tuleb see asetada keskele ja fluor moodustab ainult sideme. Seda silmas pidades on meil Alfi Lewise struktuur₃ (ülemine pilt) Jagatud elektronid on esile tõstetud roheliste täppidega, et eristada neid jagamata.

Kuigi arvutused ennustavad, et on vaja 4 sidet, mis tuleb moodustada, ei ole alumiiniumil piisavalt elektrone ja lisaks puudub neljas fluoriaatom. Selle tulemusena ei vasta alumiinium okteti reeglist ja see asjaolu arvutustes ei kajastu.

Lewise struktuuride näited

Jood

Jood on halogeen ja kuulub seetõttu VIIA rühma. Sellel on seitse valentselektronit ja seda lihtsat diatomaalset molekuli võib esindada improvisatsiooni või valemiga:

D = 2 × 7 (kaks joodi aatomit) = 14 elektroni

N = 2 × 8 = 16 elektroni

C = 16 - 14 = 2 elektroni

C / 2 = 1 link

14 elektronist 2 osalevad kovalentses sidemises (rohelised punktid ja sidekriipsud), 12 jäävad jagamata; ja kuna nad on kaks joodi aatomit, siis 6 tuleb ühele neist jagada (nende valentselektronid). Selles molekulis on võimalik ainult see struktuur, mille geomeetria on lineaarne.

Ammoniaak

Mis on ammoniaagimolekuli Lewise struktuur? Kuna lämmastik on VA rühmast, on sellel viis valentselektronit ja seejärel:

D = 1 × 5 (üks lämmastikuaatom) + 1 × 3 (kolm vesiniku aatomit) = 8 elektroni

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroni

C = 14 - 8 = 6 elektroni

C / 2 = 3 linki

Seekord õnnestub valemil linkide arv (kolm rohelist linki). Kuna 8-st olemasolevast elektronist 6 osalevad lingid, siis on olemas jagamata paar, mis asub lämmastikuaatomi kohal.

See struktuur ütleb kõike, mis peaks olema ammoniaagi baasi kohta teada. Rakendades TEV ja TRPEV teadmisi, järeldatakse, et geomeetria on tetraedriline, mis on moonutatud vaba lämmastikupaariga ja et selle hübridiseerumine on seega sp.³.

C₂H₆O

Valem vastab orgaanilisele ühendile. Enne valemi rakendamist tuleb meeles pidada, et vesinikud moodustavad ühe sideme, kaks hapnikku, süsinikust neli ja et struktuur peab olema võimalikult sümmeetriline. Jätkates eelmisi näiteid, on meil:

D = 6 × 1 (kuus vesiniku aatomit) + 6 × 1 (üks hapnikuaatom) + 4 × 2 (kaks süsinikuaatomit) = 20 elektroni

N = 6 × 2 (kuus vesiniku aatomit) + 8 × 1 (üks hapnikuaatom) + 8 × 2 (kaks süsinikuaatomit) = 36 elektroni

C = 36 - 20 = 16 elektroni

C / 2 = 8 linki

Roheliste kriipsude arv vastab 8 arvutatud lingile. Kavandatud Lewise struktuur on CH etanooli struktuur₃CH₂OH. Siiski oleks olnud õige esitada ka dimetüüleetri CH struktuur₃OCH₃, mis on veelgi sümmeetrilisem.

Milline neist kahest on õige? Mõlemad on võrdselt, sest struktuurid on tekkinud sama molekulaarse valemiga C struktuuriliste isomeeridena₂H₆O.

Ionpermanganaat

Olukord on keeruline, kui soovitakse muuta Lewise struktuurid siirdemetallühenditele. Mangaan kuulub VIIB gruppi, samuti tuleb olemasolevate elektronide hulgas lisada negatiivse laengu elektron. Valitud valemit rakendades:

D = 7 × 1 (üks mangaani aatom) + 6 × 4 (neli hapniku aatomit) + 1 elektron laengu kohta = 32 elektroni

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroni

C = 40 - 32 = 8 jagatud elektroni

C / 2 = 4 linki

Siiski võib üleminekumetallidel olla rohkem kui kaheksa valentselektrooni. MnO iooni jaoks₄^- on negatiivne laeng, on vaja vähendada hapniku aatomite ametlikke laenguid. Kuidas? Läbi kaksiksidemete.

Kui kõik MnO lingid₄^- olid lihtsad, oksigeenide ametlikud tasud oleksid -1. Kuna on olemas neli, on anioonile saadud tasu -4, mis ilmselt ei ole tõsi. Kui moodustuvad kaksiksidemed, on tagatud, et ühel hapnikul on negatiivne formaalne laeng, mis peegeldub ioonis.

Permanganaadi ioonis on näha, et on olemas resonants. See tähendab, et ühe lihtsa sideme Mn-O on ümber paigutatud nelja O-aatomi vahel..

Ioondikromaat

Lõpuks tekib sarnane juhtum dikromaadi iooniga (Cr₂O₇). Kroom kuulub VIB gruppi, nii et sellel on kuus valentselektronit. Valemi uuesti rakendamine:

D = 6 × 2 (kaks kroomiaatomit) + 6 × 7 (seitse hapniku aatomit) + 2 elektroni kahevalentse laengu korral = 56 elektroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroni

C = 72 - 56 = 16 jagatud elektroni