Структура Льюиса в Констате, как это делается, примеры

Структура Льюиса это все, что представление ковалентных связей в молекуле или ионе. В нем эти связи и электроны представлены точками или длинными дефисами, хотя в большинстве случаев точки соответствуют неразделенным электронам, а штрихи - ковалентным связям..

Но что такое ковалентная связь? Это разделение пары электронов (или точек) между любыми двумя атомами периодической таблицы. С помощью этих диаграмм вы можете набросать множество скелетов для определенного соединения. Какой из них правильный, будет зависеть от формальных зарядов и химической природы тех же атомов.

На изображении выше у нас есть пример структуры Льюиса. В этом случае представленное соединение представляет собой 2-бромпропан. Черные точки, соответствующие электронам, могут быть оценены как участвующими в связях, так и неразделенными (единственная пара чуть выше Br)..

Если бы пары точек ":" были заменены длинным дефисом "-", то углеродный скелет 2-бромпропана был бы представлен как: C-C-C. Почему вместо нарисованного «молекулярного каркаса» это не может быть C-H-H-C? Ответ заключается в электронных характеристиках каждого атома.

Таким образом, поскольку водород имеет только один электрон и одну орбиталь, доступную для заполнения, он образует только одну ковалентную связь. Следовательно, он никогда не может образовывать две связи (не путать с водородными связями). С другой стороны, электронная конфигурация атома углерода позволяет (и требует) образования четырех ковалентных связей.

По этой причине структуры Льюиса, в которые вмешиваются C и H, должны быть согласованными и учитывать то, что регулируется их электронными конфигурациями. Таким образом, если углерод имеет более четырех связей или водород более одной, то контур может быть отброшен, и может быть начат новый, более соответствующий реальности..

Вот где появляются некоторые из основных причин или оснований этих структур, представленные Гилбертом Ньютоном Льюисом в его поиске молекулярных представлений, верных экспериментальным данным: молекулярная структура и формальные заряды.

Все существующие соединения могут быть представлены структурами Льюиса, давая первое приближение к тому, каким образом молекула или ионы могут быть.

индекс

1 Какова структура Льюиса?
2 Как это сделать??
- 2.1 Применение математической формулы
- 2.2 Где разместить наименее электроотрицательные атомы
- 2.3 Симметрия и формальные заряды
3 Ограничения на правило октетов
4 Примеры структур Льюиса
- 4.1 Йод
- 4.2 Аммиак
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Иман перманганат
- 4.5 Ионный дихромат
5 ссылок

Какова структура Льюиса?

Это репрезентативная структура валентных электронов и ковалентных связей в молекуле или ионе, которая служит для понимания ее молекулярной структуры..

Однако эта структура не может предсказать некоторые важные детали, такие как молекулярная геометрия относительно атома и его среды (если он квадратный, тригональный, бипирамидальный и т. Д.).

Кроме того, в нем ничего не говорится о том, что представляет собой химическая гибридизация его атомов, но где находятся двойные или тройные связи и есть ли резонанс в структуре.

С помощью этой информации можно утверждать о реакционной способности соединения, его стабильности, о том, как и по какому механизму будет следовать молекула, когда она реагирует..

По этой причине структуры Льюиса никогда не перестают рассматриваться, и они очень полезны, потому что в них могут быть сведены новые химические знания.

Как это сделать??

Чтобы нарисовать или нарисовать структуру, формула или диаграмма Льюиса, необходима химическая формула соединения. Без этого вы даже не сможете узнать, какие атомы составляют его. Однажды с этим, периодическая таблица используется, чтобы определить местонахождение групп, к которым они принадлежат..

Например, если у вас есть соединение С₁₄О₂N₃ тогда мы должны искать группы, в которых находится углерод, кислород и азот. Это сделано, независимо от того, что соединение является, число валентных электронов остается неизменным, так что рано или поздно они запоминаются.

Таким образом, углерод относится к группе НДС, кислород к группе VIA и азот к VA. Номер группы равен числу валентных электронов (точек). Все они имеют общую тенденцию завершать октет валентного слоя.

Это относится ко всем неметаллическим элементам или элементам, найденным в блоках s или p периодической таблицы. Однако не все элементы подчиняются правилу октетов. Частными случаями являются переходные металлы, структура которых основана больше на формальных зарядах и их групповом номере..

Применяя математическую формулу

Зная, к какой группе принадлежат элементы, и, следовательно, число валентных электронов, доступных для образования связей, мы приступим к следующей формуле, которая полезна для рисования структур Льюиса:

C = N - D

Где С означает общие электроны, то есть тех, кто участвует в ковалентных связях. Поскольку каждая ссылка состоит из двух электронов, то C / 2 равно количеству ссылок (или тире), которые должны быть нарисованы.

N являются нужны электроны, который должен иметь атом в своей валентной оболочке, чтобы быть изоэлектронным по отношению к благородному газу, который следует за ним в тот же период. Для всех элементов, кроме H (поскольку для сравнения требуется два электрона с He), им требуется восемь электронов.

D являются электроны доступны, которые определяются группой или числом валентных электронов. Таким образом, поскольку Cl принадлежит к группе VIIA, он должен быть окружен семью черными точками или электронами и иметь в виду, что для формирования связи необходима пара..

Имея атомы, их точки и число связей С / 2, можно затем импровизировать структуру Льюиса. Но кроме того, необходимо иметь представление о других «правилах».

Где разместить наименее электроотрицательные атомы

Менее электроотрицательные атомы в подавляющем большинстве структур занимают центры. По этой причине, если у вас есть соединение с атомами P, O и F, P, следовательно, должен быть расположен в центре гипотетической структуры.

Также важно отметить, что атомы водорода обычно связаны с сильно электроотрицательными атомами. Если у вас есть соединения Zn, H и O, H будет идти рядом с O, а не с Zn (Zn-O-H и не H-Zn-O). Есть исключения из этого правила, но обычно это происходит с неметаллическими атомами.

Симметрия и формальные заряды

Природа предпочитает создавать молекулярные структуры как можно более симметричными. Это помогает избежать создания неупорядоченных структур с атомами, расположенными таким образом, что они не подчиняются какой-либо очевидной структуре.

Например, для соединения C₂₃, где A - фиктивный атом, наиболее вероятной структурой будет A-C-A-C-A. Обратите внимание на симметрию его сторон, оба отражения других.

Формальные заряды также играют важную роль при построении структур Льюиса, особенно для структуры ионов. Таким образом, ссылки могут быть добавлены или удалены, так что формальный заряд атома соответствует выставленному общему заряду. Этот критерий очень полезен для соединений переходных металлов.

Ограничения в правиле октета

Не все правила соблюдаются, что не обязательно означает, что структура неверна. Типичные примеры этого наблюдаются во многих соединениях, в которых участвуют элементы группы IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Трифторид алюминия (AlF) специально рассматривается здесь₃).

Применяя тогда формулу, описанную выше, имеем:

D = 1 × 3 (один атом алюминия) + 7 × 3 (три атома фтора) = 24 электрона

Здесь 3 и 7 являются соответствующими группами или числами валентных электронов, доступных для алюминия и фтора. Тогда с учетом необходимых электронов N:

N = 8 × 1 (один атом алюминия) + 8 × 3 (три атома фтора) = 32 электрона

И поэтому общие электроны:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 электронов

C / 2 = 4 ссылки

Поскольку алюминий является наименее электроотрицательным атомом, он должен находиться в центре, а фтор образует только связь. Учитывая это, мы имеем структуру Льюиса AlF₃ (верхнее изображение) Общие электроны выделены зелеными точками, чтобы отличить их от не-общих.

Хотя расчеты предсказывают, что должны быть сформированы 4 связи, в алюминии не хватает достаточного количества электронов и, кроме того, нет четвертого атома фтора. В результате алюминий не соответствует правилу октета, и этот факт не отражен в расчетах.

Примеры структур Льюиса

йод

Йод является галогеном и поэтому относится к группе VIIA. Тогда у него семь валентных электронов, и эту простую двухатомную молекулу можно представить импровизацией или применением формулы:

D = 2 × 7 (два атома йода) = 14 электронов

N = 2 × 8 = 16 электронов

C = 16 - 14 = 2 электрона

C / 2 = 1 ссылка

По состоянию на 14 электронов 2 участвуют в ковалентной связи (зеленые точки и дефис), 12 остаются как не общие; и поскольку они представляют собой два атома йода, 6 необходимо разделить для одного из них (их валентных электронов). В этой молекуле возможна только эта структура, геометрия которой линейна.

аммиачный

Какова структура Льюиса для молекулы аммиака? Поскольку азот из группы VA, он имеет пять валентных электронов, а затем:

D = 1 × 5 (один атом азота) + 1 × 3 (три атома водорода) = 8 электронов

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 электронов

C = 14 - 8 = 6 электронов

C / 2 = 3 ссылки

На этот раз формула преуспевает с количеством ссылок (три зеленых ссылки). Поскольку из 8 доступных электронов 6 участвуют в связях, существует неразделенная пара, которая расположена над атомом азота..

Эта структура говорит все, что следует знать об аммиачной основе. Применяя знания о TEV и TRPEV, делается вывод, что геометрия является тетраэдрической, искаженной свободной парой азота, и поэтому ее гибридизация является sp³.

С₂H₆О

Формула соответствует органическому соединению. Перед применением формулы необходимо помнить, что атомы водорода образуют одинарную связь, кислород два, углерод четыре и что структура должна быть максимально симметричной. Исходя из предыдущих примеров, имеем:

D = 6 × 1 (шесть атомов водорода) + 6 × 1 (один атом кислорода) + 4 × 2 (два атома углерода) = 20 электронов

N = 6 × 2 (шесть атомов водорода) + 8 × 1 (один атом кислорода) + 8 × 2 (два атома углерода) = 36 электронов

C = 36 - 20 = 16 электронов

C / 2 = 8 ссылок

Количество зеленых штрихов соответствует 8 рассчитанным ссылкам. Предложенная структура Льюиса является структурой СН этанола₃СН₂ОН. Однако было бы также правильно предложить структуру диметилового эфира СН₃ОСН₃, что еще более симметрично.

Что из двух «правильнее»? Оба одинаковы, так как структуры возникли как структурные изомеры одной и той же молекулярной формулы C₂H₆О.

Ион перманганат

Ситуация осложняется, когда желательно создать структуры Льюиса для соединений переходных металлов. Марганец принадлежит к группе VIIB, аналогично, электрон отрицательного заряда должен быть добавлен среди доступных электронов. Применяя формулу у вас есть:

D = 7 × 1 (один атом марганца) + 6 × 4 (четыре атома кислорода) + 1 электрон на заряд = 32 электрона

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 электронов

C = 40 - 32 = 8 общих электронов

C / 2 = 4 ссылки

Однако переходные металлы могут иметь более восьми валентных электронов. Также для иона MnO₄^- Для проявления отрицательного заряда необходимо уменьшить формальные заряды атомов кислорода. Как? Через двойные связи.

Если все ссылки MnO₄^- были просты, формальные обвинения кислорода были бы равны -1. Поскольку их четыре, итоговый заряд для аниона будет равен -4, что, очевидно, неверно. Когда образуются двойные связи, гарантируется, что один кислород имеет отрицательный формальный заряд, отраженный в ионе.

В перманганат-ионе видно, что существует резонанс. Это означает, что простая простая связь Mn-O делокализована между четырьмя атомами O..

Ионный дихромат

Наконец, аналогичный случай происходит с дихромат-ионом (Cr₂О₇). Хром относится к группе VIB, поэтому у него шесть валентных электронов. Применение формулы снова:

D = 6 × 2 (два атома хрома) + 6 × 7 (семь атомов кислорода) + 2 электрона на двухвалентный заряд = 56 электронов

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 электрона

C = 72 - 56 = 16 общих электронов