LEWIS-STRUKTUR: HVA DET ER, HVORDAN LAGE DET, EKSEMPLER - KJEMI - 2025

Den Lewis struktur er alt som representasjon av de kovalente bindinger i et molekyl eller et ion. I den er disse bindingene og elektronene representert av prikker eller lange streker, selv om de fleste av tiden punktene tilsvarer ikke-delte elektroner og bindestrekene til kovalente bindinger.

Men hva er en kovalent binding? Det er delingen av et par elektroner (eller punkter) mellom to atomer i det periodiske systemet. Med disse diagrammer kan det tegnes mange skjeletter for en gitt forbindelse. Hvilken som er riktig vil avhenge av de formelle ladningene og atomenes kjemiske natur.

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

På bildet over har du et eksempel på hva en Lewis-struktur er. I dette tilfellet er den representerte forbindelse 2-bromopropan. Du kan se de svarte prikkene som tilsvarer elektronene, både de som deltar i bindingene og de som ikke er delt (det eneste paret rett over Br).

Hvis parene med prikker ":" ble erstattet av en lang strek "-", ville karbonskjelettet til 2-bromopropan bli representert som: C - C - C. Hvorfor kunne det ikke være C - H - H - C i stedet for det "molekylære rammeverket" tegnet? Svaret ligger i de elektroniske egenskapene til hvert atom.

Fordi hydrogen har et enkelt elektron og en enkelt orbital tilgjengelig for fylling, danner det derfor bare en kovalent binding. Derfor kan den aldri danne to bindinger (for ikke å forveksle med hydrogenbindinger). På den annen side tillater (og krever) den elektroniske konfigurasjonen av karbonatomet dannelse av fire kovalente bindinger.

Av denne grunn må Lewis-strukturene hvor C og H griper inn, være sammenhengende og respektere det som styres av deres elektroniske konfigurasjoner. På denne måten, hvis karbon har mer enn fire bindinger, eller hydrogen mer enn en, kan skissen kastes og en ny til i tråd med virkeligheten.

Det er her et av hovedmotivene eller påtegningene av disse strukturene vises, introdusert av Gilbert Newton Lewis i sitt søk etter molekylære fremstillinger tro mot eksperimentelle data: molekylstrukturen og formelle ladninger.

Alle eksisterende forbindelser kan representeres av Lewis-strukturer, noe som gir en første tilnærming til hvordan molekylet eller ionene kan være.

Hva er Lewis-strukturen?

Det er en representativ struktur for valenselektronene og de kovalente bindinger i et molekyl eller ion som tjener til å få en ide om dens molekylstruktur.

Imidlertid unnlater denne strukturen noen viktige detaljer som molekylær geometri angående et atom og dets miljø (hvis det er kvadrat, trigonalt plan, bipyramidalt, etc.).

Likeledes sier det ikke noe om hva som er den kjemiske hybridiseringen av atomer, men den sier hvor dobbelt- eller trippelbindingen er plassert og om det er resonans i strukturen.

Med denne informasjonen kan man krangle om reaktiviteten til en forbindelse, dens stabilitet, hvordan og hvilken mekanisme molekylet vil følge når den reagerer.

Av denne grunn slutter Lewis-strukturer aldri å bli vurdert og er veldig nyttige, siden ny kjemisk læring kan kondenseres i dem.

Hvordan gjøres det?

For å tegne eller tegne en struktur, formel eller Lewis-diagram, er den kjemiske formelen til forbindelsen essensiell. Uten det kan du ikke engang vite hvilke atomene som utgjør det. Når det er en gang, brukes periodiske tabeller for å finne hvilke grupper de tilhører.

For eksempel, hvis du har forbindelsen C ₁₄ O ₂ N _3, må du lete etter gruppene der karbon, oksygen og nitrogen er. Når dette er gjort, uansett hva forbindelsen er, forblir antallet valenselektroner det samme, før før eller senere blir de lagret.

Dermed tilhører karbon gruppe IVA, oksygen til gruppe VIA og nitrogen til VA. Gruppetallet er lik antall valenselektroner (poeng). De har alle felles en tendens til å fylle ut valensskallokteten.

Hva er oktettregelen?

Dette sier at det er en tendens til atomer fullfører sitt energinivå med åtte elektroner for å oppnå stabilitet. Dette gjelder alle ikke-metalliske elementer eller elementene som finnes i toppblokkene i det periodiske systemet.

Imidlertid overholder ikke alle elementer oktettregelen. Spesielle tilfeller er overgangsmetaller, hvis strukturer er mer basert på formelle ladninger og deres gruppenummer.

Antall elektroner i valensskallet til ikke-metalliske elementer, de der Lewis-strukturen kan betjenes.

Bruke den matematiske formelen

Når du vet hvilken gruppe elementene tilhører, og derfor antall valenselektroner som er tilgjengelige for å danne bindinger, fortsett med følgende formel, som er nyttig for å tegne Lewis-strukturer:

C = N - D

Hvor C betyr delte elektroner, det vil si de som deltar i kovalente bindinger. Siden hver binding består av to elektroner, er C / 2 lik antall bindinger (eller streker) som må trekkes.

N er de nødvendige elektronene, som atomet må ha i sitt valensskall for å være isoelektronisk til edelgassen som følger det i samme periode. For alle andre elementer enn H (siden det krever to elektroner for å sammenligne med Han) trenger de åtte elektroner.

D er de tilgjengelige elektronene, som bestemmes av gruppen eller antall valenselektroner. Siden Cl tilhører gruppe VIIA, må den derfor være omgitt av syv sorte prikker eller elektroner, og husk at et par er nødvendig for å danne en binding.

Når du har atomene, poengene deres og antall C / 2-bindinger, kan en Lewis-struktur deretter improviseres. Men i tillegg er det nødvendig å ha en forestilling om andre "regler".

Hvor skal man plassere minst elektronegative atomer

De minst elektronegative atomer i de aller fleste strukturer opptar sentrene. Av denne grunn, hvis du har en forbindelse med P-, O- og F-atomer, må P derfor være lokalisert i sentrum av den hypotetiske strukturen.

Det er også viktig å merke seg at hydrogener normalt binder seg til sterkt 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). Det er unntak fra denne regelen, men den forekommer vanligvis med ikke-metalliske atomer.

Symmetri og formelle belastninger

Naturen har høy preferanse for å lage molekylære strukturer som er så symmetriske som mulig. Dette hjelper til med å unngå å skape rotete strukturer, med atomer som er ordnet på en slik måte at de ikke overholder noe tydelig mønster.

For eksempel, for forbindelsen C- ₂ A ₃ , der A er en fiktiv atom, er det mest sannsynlig at strukturen vil være A - C - A - C - A. Legg merke til symmetrien på sidene, begge refleksjonene av den andre.

Formelle ladninger spiller også en viktig rolle når man tegner Lewis-strukturer, spesielt for ioner. Således kan bindinger tilsettes eller fjernes slik at den formelle ladningen til et atom tilsvarer den totale ladningen som er vist. Dette kriteriet er veldig nyttig for overgangsmetallforbindelser.

Begrensninger i oktettregelen

Representasjon av aluminiumtrifluorid, en forbindelse som er ustabil. Begge elementene består av seks elektroner, som genererer tre kovalente bindinger, når de skal være åtte for å oppnå stabilitet. Kilde: Gabriel Bolívar

Ikke alle regler følges, noe som ikke nødvendigvis betyr at strukturen er feil. Typiske eksempler på dette blir observert i mange forbindelser hvor gruppe IIIA-elementer (B, Al, Ga, In, Tl) er involvert. Aluminiumtrifluorid (AlF ₃ ) er spesielt vurdert her .

Når vi bruker formelen beskrevet over, har vi:

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

Her er 3 og 7 de respektive gruppene eller antall valenselektroner som er tilgjengelige for aluminium og fluor. Deretter med tanke på de nødvendige elektronene N:

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

Og derfor er de delte elektronene:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 lenker

Siden aluminium er det minst elektronegative atomet, må det plasseres i sentrum, og fluor danner bare en binding. Tatt i betraktning dette har vi Lewis-strukturen til AlF ₃ (øvre bilde). Delte elektroner er uthevet med grønne prikker for å skille dem fra ikke-delte.

Selv om beregninger forutsier at det må dannes 4 bindinger, mangler aluminium tilstrekkelige elektroner, og det er heller ikke et fjerde fluoratom. Som et resultat er ikke aluminium i samsvar med oktettregelen, og dette faktum gjenspeiles ikke i beregningene.

Eksempler på Lewis-strukturer

Jod

Ikke-metaller av jod har syv elektroner hver, så ved å dele en av disse elektronene hver, genererer de en kovalent binding som gir stabilitet. Kilde: Gabriel Bolívar

Jod er et halogen og tilhører derfor gruppe VIIA. Den har således syv valenselektroner, og dette enkle diatomiske molekylet kan representeres ved å improvisere eller anvende formelen:

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

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16 - 14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 lenke

Fra 14 elektroner 2 deltar i den kovalente bindingen (grønne prikker og streker), 12 forblir som ikke-delt; og siden de er to jodatomer, må 6 deles for ett av dem (dens valenselektroner). Bare denne strukturen er mulig i dette molekylet, hvis geometri er lineær.

Ammoniakk

Nitrogen har 5 elektroner, mens det kun er hydrogen 1. Nok til å oppnå stabilitet ved å etablere tre kovalente bindinger, sammensatt av ett elektron fra N og et annet fra H Kilde: Gabriel Bolívar

Hva er Lewis-strukturen for ammoniakkmolekylet? Siden nitrogen er av gruppen VA har den fem valenselektroner, og deretter:

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

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14 - 8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 lenker

Denne gangen er formelen riktig med antall lenker (tre grønne lenker). Ettersom 6 av de 8 tilgjengelige elektronene deltar i bindingene, gjenstår det et ikke-delt par som er plassert over nitrogenatomet.

Denne strukturen sier alt som trenger å bli kjent om ammoniakkbasen. Ved å anvende kunnskapen om TEV og TRPEV, trekkes det frem at geometrien er tetraedrisk forvrengt av det nitrogenfrie paret, og at hybridiseringen av dette derfor er sp ³ .

C

Kilde: Gabriel Bolívar

Formelen tilsvarer en organisk forbindelse. Før man bruker formelen, må det huskes at hydrogener danner en enkeltbinding, oksygen to, karbon fire, og at strukturen må være så symmetrisk som mulig. Fortsetter som i de foregående eksemplene, har vi:

D = 6 × 1 (seks hydrogenatomer) + 6 × 1 (ett oksygenatom) + 4 × 2 (to karbonatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (seks hydrogenatomer) + 8 × 1 (ett oksygenatom) + 8 × 2 (to karbonatomer) = 36 elektroner

C = 36 - 20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 lenker

Antall grønne streker tilsvarer de 8 beregnede koblingene. Den foreslåtte struktur er Lewis at etanol CH ₃ CH ₂ OH. Imidlertid ville det også ha vært riktig å foreslå strukturen av dimetyleter CH ₃ OCH ₃ , som er enda mer symmetrisk.

Hvilken av de to er "mer" riktig? Begge er like så, ettersom konstruksjonene oppsto som strukturelle isomerer av den samme molekylformelen C ₂ H ₆ O.

Permanganation

Kilde: Gabriel Bolívar

Situasjonen er komplisert når det er ønskelig å lage Lewis-strukturer for overgangsmetallforbindelser. Mangan tilhører gruppe VIIB, også elektronet med negativ ladning må legges til blant de tilgjengelige elektronene. Bruke formelen vi har:

D = 7 × 1 (ett manganatom) + 6 × 4 (fire oksygenatomer) + 1 elektron ganger ladning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delte elektroner

C / 2 = 4 lenker

Overgangsmetaller kan imidlertid ha mer enn åtte valenselektroner. For at MnO ₄ ^- ion skal utvise den negative ladningen, er det dessuten nødvendig å redusere de formelle ladningene til oksygenatomene. Hvordan? Gjennom dobbeltbindingen.

Hvis alle bindingene til MnO ₄ ^- var enkle, ville de formelle ladningene av oksygener være lik -1. Siden det er fire, vil den resulterende ladningen være -4 for anionen, noe som åpenbart ikke er sant. Når dobbeltbindingen dannes, er det garantert at et enkelt oksygen har en negativ formell ladning, reflektert i ionet.

I permanganationet kan det sees at det er resonans. Dette innebærer at den eneste enkelt Mn-O-bindingen er delokalisert mellom de fire O-atomene.

Dikromation

Kilde: Gabriel Bolívar

Endelig forekommer en tilsvarende tilfelle med dikromat ion (Cr ₂ O ₇ ). Krom tilhører gruppe VIB, så den har seks valenselektroner. Bruker formelen på nytt:

D = 6 × 2 (to kromatomer) + 6 × 7 (syv oksygenatomer) + 2 elektroner ganger den divalente ladningen = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72 - 56 = 16 delte elektroner

C / 2 = 8 lenker

Men det er ikke 8 bindinger, men 12. Av de samme grunnene som er funnet, i permanganationet må det være igjen to oksygener med negative formelle ladninger som legger opp til -2, ladningen for dikromationet.

Dermed blir så mange dobbeltbindinger som nødvendig lagt til. På denne måten kommer vi til Lewis-strukturen i bildet for Cr ₂ O ₇ ^2– .

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 251.
2. Lewis Structures. Hentet fra: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Institutt for kjemi og biokjemi, UCLA. (2017). Lewis-struktur. Hentet fra: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Tegning Lewis strukturer. Hentet fra: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis ("elektronprikk") Strukturer. Institutt for kjemi, University of Maine, Orono. Hentet fra: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25. april 2017). Hvordan bestemme hvor mange prikker som er på et elements Lewis Dot Structure. Sciencing. Gjenopprettet fra: sciencing.com