LŪISA STRUKTŪRA: KAS TAS IR, KĀ TO IZVEIDOT, PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Lewis struktūra ir viss, kas attēlojums, kovalento saišu ietvaros molekulā vai jonu. Tajā šīs saites un elektronus attēlo punkti vai garas svītras, lai gan lielākoties punkti atbilst nesadalītiem elektroniem un svītras - kovalentām saitēm.

Bet kas ir kovalentā saite? Tā ir elektronu (vai punktu) pāra dalīšana starp diviem periodiskās tabulas atomiem. Ar šīm diagrammām dotajam savienojumam var tikt uzvilkti daudzi skeleti. Kurš no tiem ir pareizāks, būs atkarīgs no formālajām maksām un pašu atomu ķīmiskās īpašības.

2-brompropāna savienojums. Autors Bens Milss, no Wikimedia Commons.

Augšējā attēlā jums ir piemērs, kas ir Lūisa struktūra. Šajā gadījumā attēlotais savienojums ir 2-bromopropāns. Jūs varat redzēt melnos punktus, kas atbilst elektroniem, gan tos, kas piedalās saitēs, gan tos, kas nav kopīgi (vienīgais pāris tieši virs Br).

Ja punktu pāri ":" tika aizstāti ar garu domuzīmi "-", tad 2-brompropāna oglekļa skelets tiks attēlots šādi: C - C - C. Kāpēc tas nevarētu būt C - H - H - C, nevis uzzīmētais “molekulārais ietvars”? Atbilde slēpjas katra atoma elektroniskajās īpašībās.

Tā kā ūdeņradim ir viens elektrons un viena orbitāla, kas piepildīšanai pieejams, tas veido tikai vienu kovalento saiti. Tāpēc tas nekad nevar veidot divas saites (nejaukt ar ūdeņraža saitēm). No otras puses, oglekļa atoma elektroniskā konfigurācija ļauj (un prasa) četru kovalento saišu veidošanos.

Šī iemesla dēļ Lewis struktūrām, kurās iejaucas C un H, jābūt saskaņotām un jāievēro tas, ko nosaka to elektroniskā konfigurācija. Tādā veidā, ja ogleklis satur vairāk nekā četras saites vai ūdeņradis ir vairāk nekā viens, tad skici var izmest un sākt jaunu, vairāk atbilstošu realitātei.

Tieši šeit parādās viens no galvenajiem šo struktūru motīviem vai apstiprinājumiem, kuru ieviesa Gilberts Ņūtons Lūiss, meklējot eksperimentālos datiem uzticamus molekulārus attēlojumus: molekulāro struktūru un formālos lādiņus.

Visus esošos savienojumus var attēlot Lūisa struktūras, dodot pirmo tuvinājumu tam, kāda varētu būt molekula vai joni.

Kāda ir Lūisa struktūra?

Tā ir valences elektronu un kovalento saišu reprezentatīva struktūra molekulā vai jonā, kas kalpo, lai iegūtu priekšstatu par tā molekulāro struktūru.

Tomēr šī struktūra nespēj paredzēt dažas svarīgas detaļas, piemēram, molekulāro ģeometriju attiecībā uz atomu un tā vidi (ja tā ir kvadrātveida, trigonāla plakne, bipiramidāla utt.).

Tāpat tas neko nesaka par tā atomu ķīmisko hibridizāciju, bet gan saka, kur atrodas dubultās vai trīskāršās saites un vai struktūrā ir rezonanse.

Izmantojot šo informāciju, var strīdēties par savienojuma reaģētspēju, tā stabilitāti, kā un kādu mehānismu molekula ievēros, kad tā reaģēs.

Šī iemesla dēļ Lūisa struktūras nekad nebeidz uzskatīt un ir ļoti noderīgas, jo tajās var kondensēties jauna ķīmisko vielu apguve.

Kā tas tiek darīts?

Lai uzzīmētu vai ieskicētu struktūru, formulu vai Lūisa diagrammu, savienojuma ķīmiskā formula ir būtiska. Bez tā jūs pat nevarat zināt, kuri ir atomi, kas to veido. Pēc tam periodiskā tabula tiek izmantota, lai atrastu, kurām grupām viņi pieder.

Piemēram, ja jums ir savienojums C ₁₄ O ₂ N _3, jums jāmeklē grupas, kur ir ogleklis, skābeklis un slāpeklis. Kad tas ir izdarīts, neatkarīgi no savienojuma, valences elektronu skaits paliek tāds pats, tāpēc agrāk vai vēlāk tie tiek iegaumēti.

Tādējādi ogleklis pieder IVA grupai, skābeklis - VIA grupai un slāpeklis - VA. Grupas numurs ir vienāds ar valences elektronu (punktu) skaitu. Viņiem visiem ir kopīga tendence aizpildīt valences apvalka oktetu.

Kāds ir okteta noteikums?

Tas saka, ka atomiem ir tendence pabeigt savu enerģijas līmeni ar astoņiem elektroniem, lai sasniegtu stabilitāti. Tas attiecas uz visiem nemetāliskajiem elementiem vai periodiskās tabulas atbilstošajiem blokiem.

Tomēr ne visi elementi ievēro okteta likumu. Īpaši gadījumi ir pārejas metāli, kuru struktūras vairāk balstās uz formālām maksām un to grupas numuru.

Elektronu skaits nemetālisko elementu valences apvalkā, kuros var darbināt Lūisa struktūru.

Matemātiskās formulas piemērošana

Zinot, pie kuras grupas elementi pieder, un līdz ar to valences elektronu skaitu, kas pieejams saišu veidošanai, mēs turpinām ar šādu formulu, kas ir noderīga Lūisa struktūru zīmēšanai:

C = N - D

Kur C nozīmē dalītos elektronus, tas ir, tos, kas piedalās kovalentās saitēs. Tā kā katru saiti veido divi elektroni, tad C / 2 ir vienāds ar novilkto saišu (vai domuzīmju) skaitu.

N ir nepieciešamie elektroni, kuru atoma valences apvalkā jābūt izoelektroniskiem pret cēlgāzi, kas tai seko tajā pašā laika posmā. Visiem elementiem, izņemot H (tā kā, lai salīdzinātu ar He, nepieciešami divi elektroni), tiem nepieciešami astoņi elektroni.

D ir pieejamie elektroni, kurus nosaka pēc valences elektronu grupas vai skaita. Tā kā Cl pieder VIIA grupai, tas jāapņem ar septiņiem melniem punktiem vai elektroniem, un jāpatur prātā, ka saites izveidošanai ir nepieciešams pāris.

Ja ir atomi, to punkti un C / 2 saišu skaits, tad Luisa struktūru var improvizēt. Bet papildus ir nepieciešams priekšstats par citiem "noteikumiem".

Kur novietot vismazāk elektronegatīvos atomus

Vismazāk elektronegatīvie atomi lielākajā daļā struktūru aizņem centrus. Šī iemesla dēļ, ja jums ir savienojums ar P, O un F atomiem, tad P jāatrodas hipotētiskās struktūras centrā.

Ir arī svarīgi atzīmēt, ka ūdeņradis parasti saistās ar ļoti elektronegatīviem atomiem. Ja savienojumā ir Zn, H un O, H iet kopā ar O, nevis ar Zn (Zn-O-H, nevis H-Zn-O). Šim noteikumam ir izņēmumi, bet tas parasti notiek ar nemetāliskiem atomiem.

Simetrija un formālās slodzes

Daba dod priekšroku pēc iespējas simetriskas molekulāru struktūru izveidošanai. Tas palīdz izvairīties no nekārtīgu struktūru veidošanās ar atomiem, kas ir izvietoti tā, lai tie nepakļaujas redzamajam modelim.

Piemēram, savienojumam C ₂ A ₃ , kur A ir fiktīvs atoms, visticamākā struktūra būtu A - C - A - C - A. Ņemiet vērā tā simetriju, abas puses atstarojas.

Formālajām maksām ir arī liela nozīme, zīmējot Lūisa struktūras, it īpaši joniem. Tādējādi saites var pievienot vai noņemt tā, lai formālais atoma lādiņš atbilstu kopējam uzrādītajam lādiņam. Šis kritērijs ir ļoti noderīgs pārejas metālu savienojumiem.

Okteta noteikuma ierobežojumi

Alumīnija trifluorīda, nestabila savienojuma, attēlojums. Abus elementus veido seši elektroni, kas ģenerē trīs kovalentās saites, kad stabilitātes panākšanai vajadzētu būt astoņiem. Avots: Gabriel Bolívar

Ne visi noteikumi tiek ievēroti, un tas nebūt nenozīmē, ka struktūra ir nepareiza. Raksturīgi to piemēri ir novēroti daudzos savienojumos, kuros ir iesaistīti IIIA grupas elementi (B, Al, Ga, In, Tl). Šeit īpaši apskatīts alumīnija trifluorīds (AlF ₃ ).

Izmantojot iepriekš aprakstīto formulu, mums ir:

D = 1 × 3 (viens alumīnija atoms) + 7 × 3 (trīs fluora atomi) = 24 elektroni

Šeit 3 ​​un 7 ir alumīnijam un fluoram pieejamās valences elektronu grupas vai skaits. Tad, ņemot vērā nepieciešamos elektronus N:

N = 8 × 1 (viens alumīnija atoms) + 8 × 3 (trīs fluora atomi) = 32 elektroni

Tāpēc dalītie elektroni ir:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroni

C / 2 = 4 saites

Tā kā alumīnijs ir vismazāk elektronegatīvais atoms, tas jānovieto centrā, un fluors veido tikai vienu saiti. Ņemot to vērā, mums ir Lewis struktūra AlF ₃ (augšējais attēls). Kopīgotie elektroni ir izcelti ar zaļiem punktiem, lai tos atšķirtu no kopīgotajiem.

Lai arī aprēķini paredz, ka jāveido 4 saites, alumīnijam trūkst pietiekami daudz elektronu un nav arī ceturtā fluora atoma. Tā rezultātā alumīnijs neatbilst okteta likumam, un šis fakts nav atspoguļots aprēķinos.

Lūisa struktūru piemēri

Jods

Joda nepastāvīgajos metālos ir septiņi elektroni, tāpēc, daloties pa vienam no šiem elektroniem, katrs rada kovalento saiti, kas nodrošina stabilitāti. Avots: Gabriel Bolívar

Jods ir halogēns un tāpēc pieder VIIA grupai. Tādējādi tai ir septiņi valences elektroni, un šo vienkāršo diatomisko molekulu var attēlot, improvizējot vai izmantojot formulu:

D = 2 × 7 (divi joda atomi) = 14 elektroni

N = 2 × 8 = 16 elektroni

C = 16 - 14 = 2 elektroni

C / 2 = 1 saite

Tā kā 14 elektroni 2 piedalās kovalentajā saitē (zaļi punkti un domuzīme), 12 paliek kā nesadalīti; un tā kā tie ir divi joda atomi, vienam no tiem (tā valences elektroniem) ir jāsadala 6. Šajā molekulā, kuras ģeometrija ir lineāra, ir iespējama tikai šī struktūra.

Amonjaks

Slāpeklim ir 5 elektroni, bet tikai 1 ir ūdeņradis. Pietiek, lai panāktu stabilitāti, izveidojot trīs kovalences saites, kuras sastāv no viena elektrona no N un otra no H Avots: Gabriel Bolívar

Kāda ir Lewis amonjaka molekulas struktūra? Tā kā slāpeklis ir VA grupas, tajā ir pieci valences elektroni, un pēc tam:

D = 1 × 5 (viens slāpekļa atoms) + 1 × 3 (trīs ūdeņraža atomi) = 8 elektroni

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroni

C = 14 - 8 = 6 elektroni

C / 2 = 3 saites

Šoreiz formula ir pareiza ar saišu skaitu (trīs zaļas saites). Tā kā 6 no 8 pieejamajiem elektroniem piedalās saitēs, paliek nesadalīts pāris, kas atrodas virs slāpekļa atoma.

Šī struktūra saka visu, kas jāzina par amonjaka bāzi. Izmantojot zināšanas par TEV un TRPEV, var secināt, ka ģeometrija ir tetraedriski izkropļota bez slāpekļa pāra un tāpēc tā hibridizācija ir sp ³ .

C

Avots: Gabriel Bolívar

Formula atbilst organiskam savienojumam. Pirms formulas pielietošanas jāatceras, ka ūdeņradis veido vienotu saiti, otro skābekli, četru oglekli un ka struktūrai jābūt pēc iespējas simetriskai. Līdzīgi kā iepriekšējos piemēros, mums ir:

D = 6 × 1 (seši ūdeņraža atomi) + 6 × 1 (viens skābekļa atoms) + 4 × 2 (divi oglekļa atomi) = 20 elektroni

N = 6 × 2 (seši ūdeņraža atomi) + 8 × 1 (viens skābekļa atoms) + 8 × 2 (divi oglekļa atomi) = 36 elektroni

C = 36 - 20 = 16 elektroni

C / 2 = 8 saites

Zaļo domuzīmju skaits atbilst 8 aprēķinātajām saitēm. Piedāvātā Lewis struktūra ir tāda, ka no etanols CH ₃ CH ₂ OH. Tomēr būtu arī bijis pareizi ierosināt dimetilētera CH ₃ OCH _{3 struktūru} , kas ir vēl simetriskāka.

Kurš no diviem ir “pareizāks”? Abas ir vienādi, jo struktūras radās kā struktūras izomēri ar vienādu molekulāro formulu C ₂ H ₆ O.

Permanganāta jons

Avots: Gabriel Bolívar

Situācija ir sarežģīta, kad ir vēlams izgatavot Lewis struktūras pārejas metālu savienojumiem. Mangāns pieder VIIB grupai, tāpat starp pieejamajiem elektroniem jāpievieno negatīvās lādiņa elektrons. Piemērojot formulu, kas mums ir:

D = 7 × 1 (viens mangāna atoms) + 6 × 4 (četri skābekļa atomi) + 1 elektronu reizinājums = 32 elektroni

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroni

C = 40 - 32 = 8 dalīti elektroni

C / 2 = 4 saites

Tomēr pārejas metāliem var būt vairāk nekā astoņi valences elektroni. Turklāt, lai MnO ₄ ^- jons uzrādītu negatīvu lādiņu, ir jāsamazina skābekļa atomu formālās lādiņas. Kā? Caur divkāršajām saitēm.

Ja visi obligācijas MTO ₄ ^- bija vienkārši, tad formālu maksa par oxygens būtu vienāds ar -1. Tā kā ir četri, iegūtais lādiņš anjonam būtu -4, kas acīmredzami nav taisnība. Kad veidojas divkāršās saites, tiek garantēts, ka vienam skābeklim ir negatīvs formālais lādiņš, kas atspoguļojas jonā.

Permanganāta jonā var redzēt, ka pastāv rezonanse. Tas nozīmē, ka vienīgā atsevišķā Mn-O saite ir delokalizēta starp četriem O atomiem.

Dihromāta jons

Avots: Gabriel Bolívar

Visbeidzot, līdzīgs gadījums notiek ar dihromāta jonu (Cr ₂ O ₇ ). Hroms pieder VIB grupai, tāpēc tajā ir seši valences elektroni. Atkārtoti pielietot formulu:

D = 6 × 2 (divi hroma atomi) + 6 × 7 (septiņi skābekļa atomi) + 2 elektroni reizina ar divvērtīgo lādiņu = 56 elektroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroni

C = 72 - 56 = 16 dalīti elektroni

C / 2 = 8 saites

Bet nav 8 saites, bet gan 12. Tādu pašu konstatēto iemeslu dēļ permanganāta jonā jāatstāj divi skābekļi ar negatīvu formālo lādiņu, kas veido līdz -2, kas ir dihromāta jona lādiņš.

Tādējādi tiek pievienots tik daudz dubultā saišu, cik nepieciešams. Tādā veidā mēs nonākam pie Lewis attēla struktūras Cr ₂ O ₇ ^2– .

Atsauces

1. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 251. lpp.
2. Lūisa struktūras. Paņemts no: chemed.chem.purdue.edu
3. Stīvens A. Hardingers, UCLA Ķīmijas un bioķīmijas katedra. (2017). Lūisa struktūra. Paņemts no: chem.ucla.edu
4. Veins Breslins. (2012). Lūisa struktūru zīmēšana. Iegūts no: terpconnect.umd.edu
5. Tīmekļa pārzinis. (2012). Lūisa ("elektronu punkta") struktūras. Oronas Meinas universitātes Ķīmijas katedra. Paņemts no: chemics.umeche.maine.edu
6. Lankasters, Šons. (2017. gada 25. aprīlis). Kā noteikt, cik punktu ir uz elementa Lūisa punktu struktūrā. Zinātne. Atgūts no: sciencing.com