Lewis struktur i övervägande, hur det görs, exempel

den Lewis struktur är all den representationen av de kovalenta bindningarna inom en molekyl eller en jon. I det är dessa länkar och elektroner representerade av prickar eller långa bindestreck, men de flesta punkterna motsvarar de odelade elektronerna och bindestreckarna till de kovalenta bindningarna.

Men vad är en kovalent bindning? Det är delningen av ett par elektroner (eller punkter) mellan några två atomer i det periodiska bordet. Med dessa diagram kan du skissa många skelett för en viss förening. Vilken som är den rätta kommer att bero på de formella laddningarna och den kemiska naturen hos samma atomer.

I bilden ovan har vi ett exempel på vad en Lewis-struktur är. I detta fall är den representerade föreningen 2-bromopropan. De svarta prickarna som motsvarar elektronerna kan uppskattas, både de som deltar i länkarna och de icke-delade (det enda paret precis ovanför Br).

Om parapunkterna ":" ersattes med en lång bindestreck "-" skulle kolskelettet av 2-brompropan representeras som: C-C-C. Varför skulle det inte kunna vara C-H-H-C istället för "molekylära ramar" ritade? Svaret ligger i de elektroniska egenskaperna hos varje atom.

Således, eftersom väte endast har en elektron och en enkel orbital som är tillgänglig för att fylla, bildar den endast en kovalent bindning. Därför kan den aldrig bilda två bindningar (inte förväxlas med vätebindningar). Å andra sidan tillåter den elektroniska konfigurationen av kolatomen den (och kräver) bildandet av fyra kovalenta bindningar.

Därför måste Lewisstrukturerna där C och H ingriper vara sammanhängande och respektera det som styrs av deras elektroniska konfigurationer. På det här sättet, om kolet har mer än fyra bindningar eller väte mer än en, kan konturen kasseras och en ny i linje med verkligheten kan startas..

Det här är några av de viktigaste orsakerna eller baksidorna av dessa strukturer, som introducerades av Gilbert Newton Lewis i hans sökande efter molekylära representationer som är trogen på experimentella data: molekylstruktur och formella laddningar.

Alla befintliga föreningar kan representeras av Lewis-strukturer, vilket ger en första approximation av hur molekylen eller jonerna kan vara.

index

1 Vad är strukturen hos Lewis?
2 Hur är det gjort??
- 2.1 Tillämpa den matematiska formeln
- 2.2 Var ska man placera minst elektronegativa atomer
- 2.3 Symmetri och formella avgifter
3 Begränsningar av oktetregeln
4 Exempel på Lewis-strukturer
- 4,1 jod
- 4.2 Ammoniak
- 4,3 C2H6O
- 4.4 Iman-permanganat
- 4,5-jon-dikromat
5 referenser

Vad är strukturen för Lewis?

Det är en representativ struktur av valenselektroner och kovalenta bindningar i en molekyl eller jon som tjänar till att få en uppfattning om dess molekylstruktur.

Denna struktur misslyckas dock med att förutse några viktiga detaljer såsom molekylär geometri med avseende på en atom och dess omgivning (om den är kvadratisk, trigonal, bipyramidal etc.).

Dessutom står det ingenting om vad som är den kemiska hybridiseringen av dess atomer, men var är de dubbla eller tredubbla bindningarna och om det finns resonans i strukturen.

Med denna information kan man argumentera för en förenings reaktivitet, stabilitet, hur och vilken mekanism molekylen kommer att följa när den reagerar.

Av denna anledning slutar Lewis strukturer aldrig att övervägas och de är mycket användbara, för i dem kan de nya kemiska lärorna kondenseras.

Hur är det gjort??

Att rita eller skissera en struktur, formel eller Lewis-diagram är avgörande för kemiska formel för föreningen. Utan det kan du inte ens veta vilka atomar som gör det. En gång med det används det periodiska bordet för att lokalisera de grupper som de tillhör..

Till exempel, om du har förening C₁₄O₂N₃ då bör vi leta efter de grupper där kolet, syre och kväve är. Detta görs, oavsett vad föreningen är, är antalet valenselektroner förblir desamma, så att de förr eller senare memoreras.

Kol tillhör därför momsgruppen, syre till VIA-gruppen och kväve till VA. Gruppnumret är lika med antalet valenselektroner (poäng). Alla har gemensamt tendensen att slutföra oktett av valensskiktet.

Detta gäller för alla icke-metalliska element eller de som finns i block s eller p i det periodiska tabellen. Emellertid följer inte alla element oktetregeln. Särskilda fall är övergångsmetallerna, vars strukturer är mer baserade på formella avgifter och deras gruppnummer.

Tillämpa den matematiska formeln

Att veta vilken grupp elementen hör till, och därmed antalet valenselektroner som är tillgängliga för att bilda länkar, fortsätter vi med följande formel, som är användbar för att dra Lewisstrukturerna:

C = N-D

Där C betyder delade elektroner, det vill säga de som deltar i kovalenta bindningar. Eftersom varje länk består av två elektroner, är C / 2 lika med antalet länkar (eller bindestreck) som måste dras.

N är elektroner behövs, som måste ha atomen i sitt valensskal vara isoelektronisk mot den ädelgas som följer den under samma period. För alla andra element än H (eftersom det krävs att två elektroner jämförs med Han), behöver de åtta elektroner.

D är elektroner tillgängliga, vilka bestäms av gruppen eller antalet valenselektroner. Eftersom Cl tillhör VIIA-gruppen måste det därför omges av sju svarta punkter eller elektroner, och tänk på att ett par behövs för att bilda en länk.

Att ha atomerna, deras poäng och antalet C / 2-bindningar, en Lewis-struktur kan sedan improviseras. Men dessutom är det nödvändigt att ha en uppfattning om andra "regler".

Var ska man placera minst elektronegativa atomer

De mindre elektronegativa atomen i de allra flesta av strukturerna upptar centren. Av denna anledning, om du har en förening med atomer av P, O och F, måste P därför placeras i mitten av den hypotetiska strukturen.

Det är också viktigt att notera att väteatomer ofta är kopplade till högt elektronegativa atomer. Om du har en förening Zn, H och O, kommer H att gå bredvid O och inte med Zn (Zn-O-H och inte H-Zn-O). Det finns undantag från denna regel, men det förekommer vanligtvis med icke-metalliska atomer.

Symmetri och formella avgifter

Naturen har en hög preferens för molekylära strukturer som är så symmetriska som möjligt. Detta hjälper till att undvika att skapa oordnade strukturer, med atomerna anordnade på ett sådant sätt att de inte följer något uppenbart mönster.

Till exempel för förening C₂EN₃, där A är en fiktiv atom, är den mest troliga strukturen A-C-A-C-A. Lägg märke till symmetri av dess sidor, båda reflektioner av den andra.

De formella avgifterna spelar också en viktig roll när man bygger Lewis strukturer, speciellt för jonernas. Således kan länkar läggas till eller avlägsnas så att den formella laddningen av en atom motsvarar den totala laddningen som uppvisas. Detta kriterium är mycket användbart för föreningar av övergångsmetaller.

Begränsningar i oktettregeln

Alla regler är inte uppfyllda, vilket inte nödvändigtvis betyder att strukturen är inkorrekt. Typiska exempel på detta observeras i många föreningar där element i grupp IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) är involverade. Aluminiumtrifluorid (AlF) behandlas specifikt här₃).

När vi sedan tillämpar den ovan beskrivna formeln har vi:

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

Här är 3 och 7 de respektive grupperna eller antalet valenselektroner tillgängliga för aluminium och fluor. Då, med tanke på de nödvändiga elektronerna N:

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

Och därför är de delade elektronerna:

C = N-D

C = 32-24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 länkar

Eftersom aluminium är den minst elektronegativa atomen måste den placeras i mitten, och endast fluor bildar en bindning. Med tanke på detta har vi AlFs Lewis-struktur₃ (toppbild) Delade elektroner är markerade med gröna prickar för att skilja dem från icke-delade.

Även om beräkningarna förutsäger att det finns 4 bindningar som måste bildas, saknar aluminium tillräckligt med elektroner och dessutom finns det ingen fjärde fluoratom. Som ett resultat följer inte aluminium med oktettregeln och detta faktum återspeglas inte i beräkningarna.

Exempel på Lewis-strukturer

jod

Jod är en halogen och tillhör därför VIIA-gruppen. Den har då sju valenselektroner, och denna enkla diatomiska molekyl kan representeras genom att improvisera eller använda formeln:

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

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16-14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 länk

Som av 14 elektroner deltar 2 i den kovalenta bindningen (gröna prickar och bindestreck), 12 förblir inte delade. och eftersom de är två jodatomer måste 6 delas upp för en av dem (deras valenselektroner). I denna molekyl är endast denna struktur möjlig, vars geometri är linjär.

ammoniak

Vad är Lewis-strukturen för ammoniakmolekylen? Eftersom kväve är från VA-gruppen har det fem valenselektroner och sedan:

D = 1 × 5 (en kväveatom) + 1 × 3 (tre väteatomer) = 8 elektroner

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14-8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 länkar

Denna gång lyckas formeln med antalet länkar (tre gröna länkar). Av de 8 tillgängliga elektronerna 6 deltar i länkarna, det finns ett icke-delat par som ligger ovanför kväveatomen.

Denna struktur säger allt som borde vara känt om ammoniakbasen. Att tillämpa kunskapen om TEV och TRPEV härleds att geometrin är tetraedralt förvrängd av det fria kväveparet och att hybridiseringen av detta därför är sp³.

C₂H₆O

Formeln motsvarar en organisk förening. Innan man använder formeln måste man komma ihåg att väten bildar ett enkelbindning, syre två, kolfyra och att strukturen måste vara så symmetrisk som möjligt. Förlopp som tidigare exempel har vi:

D = 6 × 1 (sex väteatomer) + 6 × 1 (en syreatom) + 4 × 2 (två kolatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (sex väteatomer) + 8 × 1 (en syreatom) + 8 × 2 (två kolatomer) = 36 elektroner

C = 36-20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 länkar

Antalet gröna bindestreck motsvarar de 8 beräknade länkarna. Den föreslagna Lewis-strukturen är den för CH etanol₃CH₂OH. Det hade emellertid också varit korrekt att föreslå strukturen av dimetyleter CH₃OCH₃, vilket är ännu mer symmetriskt.

Vilket av de två är "mer" korrekta? Båda är lika, eftersom strukturerna framkom som strukturella isomerer med samma molekylformel C₂H₆O.

Jonpermanganat

Situationen är komplicerad när det är önskvärt att göra Lewis-strukturerna för övergångsmetallföreningar. Mangan tillhör VIIB-gruppen; likaså måste den negativa laddningens elektron läggas till bland tillgängliga elektroner. Använda den formel du har:

D = 7 × 1 (en manganatom) + 6 × 4 (fyra syreatomer) + 1 elektron per laddning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delade elektroner

C / 2 = 4 länkar

Övergångsmetaller kan dock ha mer än åtta valenselektroner. Även för MnO-jonen₄^- uppvisa den negativa laddning som är nödvändig för att minska de syreatomernas formella laddningar. Hur? Genom dubbelbindningarna.

Om alla länkar i MnO₄^- var enkla, de oxygens formella laddningar skulle vara lika med -1. Eftersom det finns fyra, skulle den resulterande laddningen vara -4 för anjonen, vilket uppenbarligen inte är sant. När dubbelbindningarna bildas är det garanterat att ett enda syre har en negativ formell laddning, reflekterad i jonen.

I permanganatjonen kan man se att det finns resonans. Detta innebär att den enkla enkla bindningen Mn-O delokaliseras mellan de fyra O-atomer..

Ion-dikromat

Slutligen förekommer ett liknande fall med dikromatjonen (Cr₂O₇). Krom tillhör VIB-gruppen, så det har sex valenselektroner. Använda formeln igen:

D = 6 × 2 (två kromatomer) + 6 × 7 (sju syreatomer) + 2 elektroner per divalent laddning = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72-56 = 16 delade elektroner