LEWIS-STRUKTUR: HVAD DET ER, HVORDAN MAN FREMSTILLER DET, EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den elektronprikmodellen er alt, repræsentation af de kovalente bindinger i et molekyle eller en ion. I det er disse bindinger og elektroner repræsenteret af prikker eller lange streger, selvom prikkerne oftest svarer til de ikke-delte elektroner og stregerne til de kovalente bindinger.

Men hvad er en kovalent binding? Det er delingen af ​​et par elektroner (eller punkter) mellem to to atomer i det periodiske system. Med disse diagrammer kan mange skeletter tegnes for en given forbindelse. Hvilken der er rigtig, vil afhænge af de formelle ladninger og atomernes kemiske karakter.

2-bromopropanforbindelse. Af Ben Mills, fra Wikimedia Commons.

På billedet ovenfor har du et eksempel på, hvad en Lewis-struktur er. I dette tilfælde er den repræsenterede forbindelse 2-bromopropan. Du kan se de sorte prikker, der svarer til elektronerne, både dem, der deltager i bindingerne, og dem, der ikke er delt (det eneste par lige over Br).

Hvis parret med prikker ":" blev erstattet af en lang bindestreg "-", ville carbonskelettet af 2-bromopropan blive repræsenteret som: C - C - C. Hvorfor kunne det ikke være C - H - H - C i stedet for den "molekylære ramme", der tegnes? Svaret ligger i de elektroniske egenskaber ved hvert atom.

Fordi brint har en enkelt elektron og en enkelt orbital til rådighed til at udfylde, danner det kun en kovalent binding. Derfor kan den aldrig danne to bindinger (ikke at forveksle med brintbindinger). På den anden side tillader (og kræver) den elektroniske konfiguration af carbonatomet dannelsen af ​​fire kovalente bindinger.

Af denne grund skal Lewis-strukturer, hvor C og H griber ind, være sammenhængende og respektere, hvad der styres af deres elektroniske konfigurationer. På denne måde, hvis kulstof har mere end fire bindinger, eller brint mere end én, kan skitsen kasseres, og en ny mere i tråd med virkeligheden kan startes.

Det er her, at et af de vigtigste motiver eller påtegninger af disse strukturer vises, introduceret af Gilbert Newton Lewis i hans søgning efter molekylære repræsentationer, der er tro mod eksperimentelle data: molekylstrukturen og formelle ladninger.

Alle eksisterende forbindelser kan repræsenteres ved Lewis-strukturer, hvilket giver en første tilnærmelse til, hvordan molekylet eller ionerne kan være.

Hvad er Lewis-strukturen?

Det er en repræsentativ struktur for valenselektronerne og de kovalente bindinger i et molekyle eller ion, der tjener til at få en idé om dens molekylstruktur.

Denne struktur undlader dog ikke at forudsige nogle vigtige detaljer, såsom molekylær geometri vedrørende et atom og dets miljø (hvis det er kvadratisk, trigonalt plan, bipyramidalt osv.).

Ligeledes siger det ikke noget om, hvad der er den kemiske hybridisering af dets atomer, men det siger, hvor dobbelt- eller tredobbeltbindingerne er placeret, og om der er resonans i strukturen.

Med denne information kan man argumentere for en forbindelses reaktivitet, dens stabilitet, hvordan og hvilken mekanisme molekylet vil følge, når det reagerer.

Af denne grund ophører Lewis-strukturer aldrig med at blive overvejet og er meget nyttige, da ny kemisk indlæring kan kondenseres i dem.

Hvordan gøres det?

For at tegne eller tegne en struktur, formel eller Lewis-diagram er den kemiske formel for forbindelsen væsentlig. Uden det kan du ikke engang vide, hvilke atomer der udgør det. Når det først er gået, bruges den periodiske tabel til at lokalisere, hvilke grupper de hører til.

For eksempel, hvis du har forbindelsen C ₁₄ O ₂ N _3, bliver du nødt til at kigge efter de grupper, hvor kulstof, ilt og nitrogen er. Når dette er gjort, uanset hvad forbindelsen er, forbliver antallet af valenselektroner det samme, så før eller senere lagres de.

Således hører carbon til gruppe IVA, oxygen til gruppe VIA og nitrogen til VA. Gruppenummeret er lig med antallet af valenselektroner (point). De har alle til fælles tendens til at udfylde valensskaloketeten.

Hvad er oktetreglen?

Dette siger, at der er en tendens for atomer til at fuldføre deres energiniveau med otte elektroner for at opnå stabilitet. Dette gælder for alle ikke-metalliske elementer eller dem, der findes i sopblokkene i det periodiske system.

Imidlertid overholder ikke alle elementer octetreglen. Særlige tilfælde er overgangsmetaller, hvis strukturer er mere baseret på formelle ladninger og deres gruppetal.

Antal elektroner i valensskallen af ​​ikke-metalliske elementer, dem, i hvilke Lewis-strukturen kan betjenes.

Anvendelse af den matematiske formel

At vide, hvilken gruppe elementerne hører til, og derfor antallet af valenselektroner, der er til rådighed til at danne bindinger, fortsæt med følgende formel, som er nyttig til at tegne Lewis-strukturer:

C = N - D

Hvor C betyder delte elektroner, det vil sige dem, der deltager i kovalente bindinger. Da hver binding består af to elektroner, er C / 2 lig med antallet af bindinger (eller bindestreger), der skal trækkes.

N er de nødvendige elektroner, som atomet skal have i sin valensskal for at være isoelektronisk over for den ædel gas, der følger det i samme periode. For alle andre elementer end H (da det kræver to elektroner at sammenligne med Han) har de brug for otte elektroner.

D er de tilgængelige elektroner, der bestemmes af gruppen eller antallet af valenselektroner. Da Cl hører til gruppen VIIA, skal den derfor være omgivet af syv sorte prikker eller elektroner, og husk, at der er brug for et par for at danne en binding.

Når man har atomerne, deres punkter og antallet af C / 2-bindinger, kan en Lewis-struktur derefter improviseres. Men derudover er det nødvendigt at have en forestilling om andre "regler".

Hvor skal man placere de mindst elektronegative atomer

De mindst elektronegative atomer i langt de fleste strukturer besætter centrene. Af denne grund, hvis du har en forbindelse med P-, O- og F-atomer, skal P derfor være placeret i midten af ​​den hypotetiske struktur.

Det er også vigtigt at bemærke, at hydrogener normalt binder til stærkt elektronegative atomer. Hvis du har Zn, H og O i en forbindelse, vil H gå sammen med O og ikke med Zn (Zn - O - H og ikke H - Zn - O). Der er undtagelser fra denne regel, men den forekommer generelt med ikke-metalliske atomer.

Symmetri og formelle belastninger

Naturen har en høj præference for at skabe molekylære strukturer, der er så symmetriske som muligt. Dette hjælper med at undgå at skabe rodede strukturer, med atomerne arrangeret på en sådan måde, at de ikke overholder noget tilsyneladende mønster.

For eksempel for forbindelsen C ₂ A ₃, hvor A er en fiktiv atom, den mest sandsynlige struktur ville være A - C - A - C - A. Bemærk symmetrien på dens sider, begge refleksioner af den anden.

Formelle ladninger spiller også en vigtig rolle, når man tegner Lewis-strukturer, især for ioner. Således kan bindinger tilføjes eller fjernes, således at den formelle ladning af et atom svarer til den samlede udvisede ladning. Dette kriterium er meget nyttigt for overgangsmetalforbindelser.

Begrænsninger i oktetreglen

Repræsentation af aluminiumtrifluorid, en forbindelse, der er ustabil. Begge elementer består af seks elektroner, der genererer tre kovalente bindinger, når de skal være otte for at opnå stabilitet. Kilde: Gabriel Bolívar

Ikke alle regler følges, hvilket ikke nødvendigvis betyder, at strukturen er forkert. Typiske eksempler på dette observeres i mange forbindelser, hvor gruppe IIIA-elementer (B, Al, Ga, In, Tl) er involveret. Aluminiumtrifluorid (AlF ₃) betragtes specifikt her.

Anvendelse af formlen beskrevet ovenfor har vi:

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

Her er 3 og 7 de respektive grupper eller antal valenselektroner, der er tilgængelige for aluminium og fluor. Derefter i betragtning af de nødvendige elektroner N:

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

Og derfor er de delte elektroner:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 links

Da aluminium er det mindst elektronegative atom, skal det placeres i midten, og fluor danner kun en binding. I betragtning af dette har vi Lewis-strukturen i AlF ₃ (øverste billede). Delte elektroner er fremhævet med grønne prikker for at skelne dem fra ikke-delte.

Selvom beregninger forudsiger, at der skal dannes 4 bindinger, mangler aluminium tilstrækkelige elektroner, og der er heller ikke et fjerde fluoratom. Som et resultat overholder aluminium ikke octetreglen, og dette faktum afspejles ikke i beregningerne.

Eksempler på Lewis-strukturer

Jod

Ikke-metaller af jod har syv elektroner hver, så ved at dele en af ​​disse elektroner hver genererer de en kovalent binding, der giver stabilitet. Kilde: Gabriel Bolívar

Jod er et halogen og hører derfor til gruppe VIIA. Det har således syv valenselektroner, og dette enkle diatomiske molekyle kan repræsenteres ved at improvisere eller anvende formlen:

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

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16 - 14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 link

Fra 14 elektroner deltager 2 i den kovalente binding (grønne prikker og bindestreg), 12 forbliver som ikke-delte; og da de er to jodatomer, skal 6 deles for et af dem (dens valenselektroner). Kun denne struktur er mulig i dette molekyle, hvis geometri er lineær.

Ammoniak

Kvælstof har 5 elektroner, mens kun brint er 1. Tilstrækkelig til at opnå stabilitet ved at etablere tre kovalente bindinger, der består af en elektron fra N og en anden fra H Kilde: Gabriel Bolívar

Hvad er Lewis-strukturen for ammoniakmolekylet? Da nitrogen er af gruppen VA har det fem valenselektroner, og derefter:

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

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14 - 8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 links

Denne gang er formlen korrekt med antallet af links (tre grønne links). Da 6 af de 8 tilgængelige elektroner deltager i bindingerne, forbliver der et ikke-delt par, der er placeret over nitrogenatomet.

Denne struktur siger alt, hvad der skal kendes om ammoniakbasen. Ved at anvende viden om TEV og TRPEV udledes det, at geometrien er tetrahedrisk forvrænget af det nitrogenfrie par, og at hybridiseringen af ​​dette derfor er sp ³.

C

Kilde: Gabriel Bolívar

Formlen svarer til en organisk forbindelse. Før man anvender formlen, skal det huskes, at hydrogener danner en enkeltbinding, ilt to, kulstof fire, og at strukturen skal være så symmetrisk som muligt. Fortsætter som i de foregående eksempler, har vi:

D = 6 × 1 (seks hydrogenatomer) + 6 × 1 (et oxygenatom) + 4 × 2 (to carbonatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (seks hydrogenatomer) + 8 × 1 (et oxygenatom) + 8 × 2 (to carbonatomer) = 36 elektroner

C = 36 - 20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 links

Antallet af grønne streger svarer til de 8 beregnede links. Den foreslåede elektronprikmodellen er, at ethanol CH ₃ CH ₂ OH. Det ville imidlertid også have været korrekt at foreslå strukturen af dimethylether CH ₃ OCH ₃, som er endnu mere symmetrisk.

Hvilken af ​​de to er "mere" korrekte? Begge er lige så, eftersom de strukturer opstod som strukturelle isomerer af den samme molekylære formel C ₂ H ₆ O.

Permanganation

Kilde: Gabriel Bolívar

Situationen er kompliceret, når det ønskes at fremstille Lewis-strukturer til overgangsmetalforbindelser. Mangan tilhører gruppe VIIB, ligeledes skal elektronet med negativ ladning tilføjes blandt de tilgængelige elektroner. Anvendelse af den formel, vi har:

D = 7 × 1 (et manganatom) + 6 × 4 (fire oxygenatomer) + 1 elektron gange ladning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delte elektroner

C / 2 = 4 links

Overgangsmetaller kan imidlertid have mere end otte valenselektroner. For at MnO ₄ ^- ion skal udvise den negative ladning er det endvidere nødvendigt at reducere de formelle ladninger af oxygenatomer. Hvordan? Gennem dobbeltbindinger.

Hvis alle bindingerne i MnO ₄ ^- var enkle, ville oxygnenes formelle ladninger være lig med -1. Da der er fire, vil den resulterende afgift være -4 for anionen, hvilket naturligvis ikke er sandt. Når dobbeltbindingerne dannes, garanteres det, at et enkelt ilt har en negativ formel ladning, som reflekteres i ion.

I permanganationen kan det ses, at der er resonans. Dette indebærer, at den eneste enkelt Mn-O-binding er delokaliseret mellem de fire O-atomer.

Dichromation

Kilde: Gabriel Bolívar

Endelig en lignende sag forekommer med den dichromation (Cr ₂ O ₇). Krom hører til gruppe VIB, så det har seks valenselektroner. Anvendelse af formlen igen:

D = 6 × 2 (to chromatomer) + 6 × 7 (syv oxygenatomer) + 2 elektroner gange den divalente ladning = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72 - 56 = 16 delte elektroner

C / 2 = 8 links

Men der er ikke 8 bindinger, men 12. Af de samme grunde, der er fundet, skal der i permanganationet være to oxygener med negative formelle ladninger, der tilsætter op til -2, ladningen af ​​dikromationet.

Således tilføjes så mange dobbeltbindinger som nødvendigt. På denne måde ankommer vi Lewis-strukturen i billedet til Cr ₂ O ₇ ^2–.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 251.
2. Lewis strukturer. Taget fra: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Institut for Kemi & Biokemi, UCLA. (2017). Lewis struktur. Taget fra: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Tegning Lewis strukturer. Taget fra: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis ("elektronprik") Strukturer. Institut for Kemi, University of Maine, Orono. Taget fra: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25. april 2017). Sådan bestemmes hvor mange prikker der er på et elements Lewis Dot Struktur. Sciencing. Gendannes fra: sciencing.com