„Lewis“ struktūra susietoje, kaip tai daroma, pavyzdžiai

The „Lewis“ struktūra yra viskas, kas vaizduoja kovalentinius ryšius molekulėje arba jone. Juose šie ryšiai ir elektronai yra atstovaujami taškais arba ilgomis brūkšnelėmis, nors didžioji laiko dalis taškai atitinka nesuteiktus elektronus ir brūkšnelius prie kovalentinių ryšių.

Bet kas yra kovalentinė obligacija? Tai yra elektronų poros (arba taškų) pasidalijimas tarp bet kokių dviejų periodinio stalo atomų. Su šiomis diagramomis galite piešti daugelį skeletų tam tikram junginiui. Kuris iš jų yra teisingas, priklausys nuo oficialių mokesčių ir tų pačių atomų cheminio pobūdžio.

Aukščiau esančiame paveikslėlyje mes turime pavyzdį, kas yra „Lewis“ struktūra. Šiuo atveju atstovaujamas junginys yra 2-brompropanas. Juodasis taškai, atitinkantys elektronus, gali būti vertinami, tiek tie, kurie dalyvauja nuorodose, tiek ne bendrieji (vienintelė pora virš Br).

Jei taškų poros ":" pakeistos ilgomis brūkšnelėmis "-", 2-brompropano anglies skeletas būtų pavaizduotas kaip: C-C-C. Kodėl vietoj „molekulinės struktūros“ tai negalėjo būti C-H-H-C? Atsakymas priklauso nuo kiekvieno atomo elektroninių savybių.

Taigi, kadangi vandenilis turi tik vieną elektroną ir vieną orbitą užpildyti, jis sudaro tik vieną kovalentinę jungtį. Todėl ji niekada negali sudaryti dviejų obligacijų (negali būti painiojama su vandenilio obligacijomis). Kita vertus, anglies atomo elektroninė konfigūracija leidžia (ir reikalauja) keturių kovalentinių ryšių formavimąsi.

Dėl šios priežasties „Lewis“ struktūros, kuriose įsikiša C ir H, turi būti nuoseklios ir gerbiamos pagal jų elektronines konfigūracijas. Tokiu būdu, jei anglis turi daugiau nei keturias obligacijas arba vandenilį daugiau nei vieną, tada kontūro galima atsisakyti ir pradėti naują, atitinkančią realybę..

Čia atsiranda keletas pagrindinių šių struktūrų priežasčių, kurias pateikė Gilbert Newton Lewis, ieškodamas eksperimentinių duomenų patikimų molekulinių vaizdų: molekulinės struktūros ir formalių krūvių..

Visi esami junginiai gali būti reprezentuojami Lewis struktūromis, suteikiant pirmuosius duomenis apie tai, kaip gali būti molekulė arba jonai.

Indeksas

1 Kas yra Lewis struktūra?
2 Kaip tai daroma??
- 2.1 Matematinės formulės taikymas
- 2.2 Kur įdėti mažiausiai elektronegatyvius atomus
- 2.3 Simetrija ir formalūs mokesčiai
3 Okteto taisyklės apribojimai
4 Lewio struktūrų pavyzdžiai
- 4.1 Jodas
- 4.2 Amoniakas
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Imano permanganatas
- 4.5 Jonų dikromatas
5 Nuorodos

Kas yra Lewis struktūra?

Tai reprezentatyvi valentinių elektronų ir kovalentinių jungčių struktūra molekulėje ar jonijoje, kuri padeda suprasti jo molekulinę struktūrą..

Tačiau ši struktūra neparodo kai kurių svarbių detalių, tokių kaip molekulės geometrija atomo ir jo aplinkos atžvilgiu (jei ji yra kvadratinė, trigoninė, bipiramidinė ir kt.).

Be to, jame nieko nekalbama apie tai, kas yra cheminių jo atominių medžiagų hibridizacija, bet kur yra dvigubos arba trigubos jungtys ir ar yra struktūros rezonansas.

Su šia informacija galima teigti, kad junginio reaktyvumas, jo stabilumas, kaip ir kokiu mechanizmu molekulė seka, kai ji reaguos.

Dėl šios priežasties Lewis'o struktūros niekada nebebus svarstomos ir jos yra labai naudingos, nes jose nauji cheminiai mokymai gali būti sutrumpinti..

Kaip tai daroma??

Struktūros, formulės arba „Lewis“ diagramos braižymas arba eskizas yra esminė junginio cheminė formulė. Be jo jūs net negalite žinoti, kurie yra atomai. Kartą su juo periodinė lentelė naudojama grupėms, kurioms jie priklauso, rasti..

Pavyzdžiui, jei turite junginį C₁₄O₂N₃ tada turėtume ieškoti grupių, kuriose yra anglis, deguonis ir azotas. Tai padaryta, nesvarbu, koks yra junginys, valentinių elektronų skaičius išlieka toks pats, kad anksčiau ar vėliau jie būtų įsiminti.

Taigi anglis priklauso PVM grupei, deguonis į VIA grupę ir azotas į VA. Grupės numeris yra lygus valentinių elektronų (taškų) skaičiui. Visi jie turi bendrą tendenciją užbaigti valentinio sluoksnio oktetą.

Tai taikoma visiems nemetaliniams elementams arba periodinių lentelių s arba p blokams. Tačiau ne visi elementai laikosi okteto taisyklės. Ypatingais atvejais yra pereinamieji metalai, kurių konstrukcijos yra labiau pagrįstos formaliais mokesčiais ir jų grupės numeriu.

Taikant matematinę formulę

Žinant, kurios grupės elementai priklauso, ir dėl to, kiek yra valentinių elektronų, kuriais galima susieti nuorodas, mes tęsiame tokią formulę, kuri yra naudinga Lewis struktūroms:

C = N - D

Kur C reiškia bendras elektronai, tai yra tie, kurie dalyvauja kovalentinėse obligacijose. Kadangi kiekviena nuoroda susideda iš dviejų elektronų, tada C / 2 yra lygus nuorodų (arba brūkšnių) skaičiui, kuris turi būti sudarytas.

N yra elektronai, kuris turi turėti savo valentinio apvalkalo atomą, kad būtų izoelektroninis su ta pačia per tą laikotarpį sekančia tauriųjų dujomis. Visiems kitiems elementams, išskyrus H (nes reikia dviejų elektronų palyginti su Juo), jiems reikia aštuonių elektronų.

D yra elektronų, kuriuos nustato grupė arba valentinių elektronų skaičius. Taigi, kadangi Cl priklauso VIIA grupei, ją turi apsupti septyni juodi taškai arba elektronai, ir reikia nepamiršti, kad norint susieti nuorodą, reikia poros..

Tada atomai, jų taškai ir C / 2 ryšių skaičius gali būti improvizuota. Tačiau būtina turėti ir kitų „taisyklių“ sąvoką..

Kur įdėti mažiausiai elektronegatyvius atomus

Mažiau elektronegatyvių atomų daugumoje struktūrų užima centrus. Dėl šios priežasties, jei turite junginį, turintį P, O ir F atomų, P turi būti dedamas į hipotetinės struktūros centrą..

Be to, svarbu pažymėti, kad vandenilio atomai paprastai yra susiję su labai elektronegatyviais atomais. Jei turite junginį Zn, H ir O, H bus šalia O, o ne su Zn (Zn-O-H, o ne H-Zn-O). Yra šios taisyklės išimčių, tačiau dažniausiai tai vyksta su ne metaliniais atomais.

Simetrija ir formalūs mokesčiai

Gamta turi didelę pirmenybę, kad molekulinės struktūros būtų kuo simetriškesnės. Tai padeda išvengti netvarkingų struktūrų atsiradimo, atomai išdėstomi taip, kad jie neklausytų jokio matomo modelio.

Pavyzdžiui, C junginiui₂A₃, kur A yra fiktyvus atomas, labiausiai tikėtina struktūra būtų A-C-A-C-A. Atkreipkite dėmesį į jos šonų simetriją, abu atspindžius.

Oficialūs mokesčiai taip pat atlieka svarbų vaidmenį, kai rengiami Lewio, ypač jonų, struktūros. Taigi, nuorodos gali būti pridėtos arba pašalintos taip, kad formalus atomo įkrovimas atitiktų bendrą parodytą krūvį. Šis kriterijus yra labai naudingas pereinamųjų metalų junginiams.

Oktetų taisyklės apribojimai

Ne visos taisyklės tenkinamos, o tai nebūtinai reiškia, kad struktūra yra neteisinga. Jų tipiniai pavyzdžiai pastebimi daugelyje junginių, kuriuose dalyvauja IIIA grupės elementai (B, Al, Ga, In, Tl). Čia specialiai aptariamas aliuminio trifluoridas (AlF)₃).

Taikant anksčiau aprašytą formulę turime:

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

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

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

Todėl bendri elektronai yra:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektronai

C / 2 = 4 nuorodos

Kadangi aliuminis yra mažiausiai elektronegatyvus atomas, jis turi būti įdėtas į centrą, o fluoras sudaro tik jungtį. Atsižvelgiant į tai, mes turime „Alf“ Lewis struktūrą₃ (viršutinis vaizdas) Pasidalijami elektronai yra pažymėti žaliais taškais, kad juos būtų galima atskirti nuo bendrų.

Nors skaičiavimai rodo, kad yra 4 obligacijos, kurios turi būti suformuotos, aliuminio trūksta pakankamai elektronų, be to, nėra ketvirtojo fluoro atomo. Dėl to aliuminis neatitinka okteto taisyklės ir šis faktas neatspindi skaičiavimų.

Lewio struktūrų pavyzdžiai

Jodas

Jodas yra halogenas ir todėl priklauso VIIA grupei. Ji turi septynis valentų elektronus, ir ši paprasta diatominė molekulė gali būti atstovaujama improvizuojant arba taikant formulę:

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

N = 2 × 8 = 16 elektronų

C = 16 - 14 = 2 elektronai

C / 2 = 1 nuoroda

Nuo 14 elektronų 2 dalyvauja kovalentinėje obligacijoje (žalieji taškai ir brūkšneliai), 12 lieka nesidalijami; ir kadangi jie yra du jodo atomai, 6 turi būti padalinti vienai iš jų (jų valentų elektronai). Šioje molekulėje galima tik ši struktūra, kurios geometrija yra tiesinė.

Amoniakas

Kas yra Lewis struktūra amoniako molekulei? Kadangi azotas yra iš VA grupės, jis turi penkis valentų 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 nuorodos

Šį kartą formulė pavyksta su nuorodų skaičiumi (trys žalios nuorodos). Kadangi iš 8 galimų elektronų 6 dalyvauja nuorodose, yra ne pasidalinta pora, kuri yra virš azoto atomo.

Ši struktūra pasakoja viską, kas turėtų būti žinoma apie amoniako bazę. Taikant žinias apie TEV ir TRPEV, daroma išvada, kad geometrija yra tetraedrinė, iškraipyta laisvos azoto poros ir kad dėl to jo hibridizacija yra³.

C₂H₆O

Formulė atitinka organinį junginį. Prieš taikant formulę, reikia nepamiršti, kad vandeniliai sudaro vieną jungtį, du deguonį, anglies keturis ir kad struktūra turi būti kuo simetriškesnė. Kaip ir ankstesniuose pavyzdžiuose, 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 nuorodos

Žaliųjų brūkšnelių skaičius atitinka 8 apskaičiuotas nuorodas. Siūloma Lewis struktūra yra CH etanolio struktūra₃CH₂OH. Tačiau taip pat būtų tikslinga pasiūlyti dimetileterio CH struktūrą₃OCH₃, kuri yra dar labiau simetriška.

Kuris iš dviejų yra teisingesnis? Abi yra vienodos, nes struktūros atsirado kaip tos pačios molekulinės formulės C struktūros izomerai₂H₆O.

Jonų permanganatas

Situacija yra sudėtinga, kai norima padaryti Lewis struktūras pereinamojo metalo junginiams. Manganas priklauso VIIB grupei, taip pat turi būti pridedamas neigiamo krūvio elektronas. Taikant formulę:

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

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronų

C = 40 - 32 = 8 bendri elektronai

C / 2 = 4 nuorodos

Tačiau pereinamieji metalai gali turėti daugiau kaip aštuonis valentų elektronus. Be to, MnO jonui₄^- turi neigiamą krūvį, būtina sumažinti oficialius deguonies atomų įkrovimus. Kaip? Per dvigubas obligacijas.

Jei visos MnO nuorodos₄^- buvo paprasti, formalūs oksigenų įkainiai būtų lygūs -1. Kadangi yra keturi, anijonui gaunamas mokestis būtų -4, kuris akivaizdžiai nėra tiesa. Kai susidaro dvigubos jungtys, garantuojama, kad vienas deguonis turi neigiamą formalų įkrovą, atspindėtą jonuose.

Permanganato jonuose matyti, kad yra rezonansas. Tai reiškia, kad vienas paprastas ryšys Mn-O yra perkeliamas tarp keturių O atomų..

Jonų dikromatas

Galiausiai panašus atvejis atsiranda su dichromato jonu (Cr₂O₇). Chromas priklauso VIB grupei, todėl turi šešis valentų elektronus. Dar kartą pritaikius formulę:

D = 6 × 2 (du chromo atomai) + 6 × 7 (septyni deguonies atomai) + 2 elektronai per dvigubą krūvį = 56 elektronai

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektronai

C = 72 - 56 = 16 bendrų elektronų