STRUKTURA LEWISA: CO TO JEST, JAK TO ZROBIĆ, PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Struktura Lewisa to wszystko, co reprezentuje wiązania kowalencyjne w cząsteczce lub jonie. W nim te wiązania i elektrony są reprezentowane przez kropki lub długie kreski, chociaż w większości przypadków kropki odpowiadają niewspółdzielonym elektronom, a kreski wiązaniom kowalencyjnym.

Ale co to jest wiązanie kowalencyjne? Jest to współdzielenie pary elektronów (lub punktów) między dowolnymi dwoma atomami układu okresowego. Za pomocą tych diagramów można narysować wiele szkieletów dla danego związku. Który z nich jest poprawny, będzie zależeć od formalnych ładunków i chemicznej natury samych atomów.

Związek 2-bromopropanu. Ben Mills, źródło Wikimedia Commons.

Na powyższym obrazku masz przykład tego, czym jest struktura Lewisa. W tym przypadku reprezentowanym związkiem jest 2-bromopropan. Możesz zobaczyć czarne kropki odpowiadające elektronom, zarówno tym, które uczestniczą w wiązaniach, jak i tym, które nie są wspólne (jedyna para tuż nad Br).

Gdyby pary kropek „:” zostały zastąpione długim myślnikiem „-”, wówczas szkielet węglowy 2-bromopropanu byłby przedstawiony jako: C - C - C. Dlaczego nie mógł to być C - H - H - C zamiast narysowanego „szkieletu molekularnego”? Odpowiedź tkwi w charakterystyce elektronicznej każdego atomu.

Tak więc, ponieważ wodór ma do wypełnienia pojedynczy elektron i pojedynczy orbital, tworzy tylko jedno wiązanie kowalencyjne. Dlatego nigdy nie może tworzyć dwóch wiązań (nie mylić z wiązaniami wodorowymi). Z drugiej strony, elektroniczna konfiguracja atomu węgla umożliwia (i wymaga) utworzenia czterech wiązań kowalencyjnych.

Z tego powodu struktury Lewisa, w których interweniują C i H, muszą być spójne i szanować to, co jest regulowane przez ich konfiguracje elektroniczne. W ten sposób, jeśli węgiel ma więcej niż cztery wiązania lub wodór więcej niż jedno, wówczas szkic można odrzucić i można rozpocząć nowy, bardziej zgodny z rzeczywistością.

To tutaj pojawia się jeden z głównych motywów lub aprobat tych struktur, wprowadzony przez Gilberta Newtona Lewisa w poszukiwaniu reprezentacji molekularnych wiernych danym eksperymentalnym: struktury molekularnej i ładunków formalnych.

Wszystkie istniejące związki można przedstawić za pomocą struktur Lewisa, co daje pierwsze przybliżenie tego, jak mogą wyglądać cząsteczki lub jony.

Jaka jest struktura Lewisa?

Jest to reprezentatywna struktura elektronów walencyjnych i wiązań kowalencyjnych w cząsteczce lub jonie, która służy do zrozumienia jego struktury molekularnej.

Jednak struktura ta nie pozwala przewidzieć niektórych ważnych szczegółów, takich jak geometria molekularna atomu i jego otoczenia (jeśli jest kwadratowy, płaszczyzna trygonalna, dwipiramidowa itp.).

Podobnie nie mówi nic o chemicznej hybrydyzacji atomów, ale mówi, gdzie znajdują się wiązania podwójne lub potrójne i czy w strukturze występuje rezonans.

Mając te informacje, można spierać się o reaktywność związku, jego stabilność, jak i jaki mechanizm będzie podążał cząsteczka podczas reakcji.

Z tego powodu struktury Lewisa nigdy nie przestają być rozważane i są bardzo przydatne, ponieważ można w nich skondensować nowe uczenie chemiczne.

Jak to jest zrobione?

Aby narysować lub naszkicować strukturę, wzór lub diagram Lewisa, niezbędny jest wzór chemiczny związku. Bez tego nie możesz nawet wiedzieć, z jakich atomów się składa. Raz z nim, okresowy jest używany do zlokalizowania grup, do których należą.

Na przykład, jeśli masz związek C ₁₄ O ₂ N _3, będziesz musiał poszukać grup, w których znajdują się węgiel, tlen i azot. Gdy to nastąpi, niezależnie od tego, jaki jest związek, liczba elektronów walencyjnych pozostaje taka sama, więc prędzej czy później zostają one zapamiętane.

Zatem węgiel należy do grupy IVA, tlen do grupy VIA, a azot do VA. Numer grupy jest równy liczbie elektronów walencyjnych (punktów). Wszystkie mają wspólną tendencję do wypełniania oktetu powłoki walencyjnej.

Jaka jest reguła oktetu?

Oznacza to, że atomy mają tendencję do uzupełniania poziomu energii ośmioma elektronami, aby osiągnąć stabilność. Dotyczy to wszystkich pierwiastków niemetalicznych lub tych znajdujących się w blokach sop układu okresowego.

Jednak nie wszystkie elementy są zgodne z regułą oktetu. Szczególnymi przypadkami są metale przejściowe, których budowa opiera się bardziej na ładunkach formalnych i liczbie ich grup.

Liczba elektronów w powłoce walencyjnej pierwiastków niemetalicznych, w których może działać struktura Lewisa.

Zastosowanie wzoru matematycznego

Wiedząc, do której grupy należą pierwiastki, a więc ile elektronów walencyjnych dostępnych do tworzenia wiązań, postępuj zgodnie z następującym wzorem, który jest przydatny do rysowania struktur Lewisa:

C = N - D

Gdzie C oznacza wspólne elektrony, czyli te, które uczestniczą w wiązaniach kowalencyjnych. Ponieważ każde wiązanie składa się z dwóch elektronów, C / 2 jest równe liczbie wiązań (lub kresek), które należy narysować.

N to niezbędne elektrony, które atom musi mieć w swojej powłoce walencyjnej, aby był izoelektroniczny wobec gazu szlachetnego, który następuje po nim w tym samym okresie. Dla wszystkich pierwiastków innych niż H (ponieważ wymaga dwóch elektronów do porównania z He), potrzebują ośmiu elektronów.

D to dostępne elektrony, które są określane przez grupę lub liczbę elektronów walencyjnych. Tak więc, ponieważ Cl należy do grupy VIIA, musi być otoczony przez siedem czarnych kropek lub elektronów i należy pamiętać, że do utworzenia wiązania potrzebna jest para.

Mając atomy, ich punkty i liczbę wiązań C / 2, można następnie zaimprowizować strukturę Lewisa. Ale dodatkowo trzeba mieć pojęcie o innych „zasadach”.

Gdzie umieścić najmniej elektroujemne atomy

Najmniej elektroujemne atomy w zdecydowanej większości struktur zajmują centra. Z tego powodu, jeśli masz związek z atomami P, O i F, P musi zatem znajdować się w środku hipotetycznej struktury.

Należy również zauważyć, że wodory normalnie wiążą się z silnie elektroujemnymi atomami. Jeśli masz Zn, H i O w związku, H pójdzie razem z O, a nie z Zn (Zn - O - H a nie H - Zn - O). Istnieją wyjątki od tej reguły, ale na ogół występuje ona w przypadku atomów niemetalicznych.

Symetria i obciążenia formalne

Natura preferuje tworzenie struktur molekularnych, które są jak najbardziej symetryczne. Pomaga to uniknąć tworzenia niechlujnych struktur, z atomami ułożonymi w taki sposób, że nie są zgodne z żadnym pozornym wzorcem.

Na przykład dla związku C ₂ A ₃ , gdzie A jest fikcyjnym atomem, najbardziej prawdopodobną strukturą będzie A - C - A - C - A. Zwróć uwagę na symetrię jego boków, oba odbicia w drugim.

Ładunki formalne odgrywają również ważną rolę podczas rysowania struktur Lewisa, zwłaszcza dla jonów. Zatem wiązania można dodawać lub usuwać, tak aby formalny ładunek atomu odpowiadał całkowitemu wykazanemu ładunkowi. To kryterium jest bardzo przydatne w przypadku związków metali przejściowych.

Ograniczenia reguły oktetu

Przedstawienie trifluorku glinu, związku, który jest niestabilny. Oba elementy składają się z sześciu elektronów, które generują trzy wiązania kowalencyjne, podczas gdy powinno ich być osiem, aby uzyskać stabilność. Źródło: Gabriel Bolívar

Nie wszystkie zasady są przestrzegane, co nie musi oznaczać, że konstrukcja jest nieprawidłowa. Typowe przykłady tego obserwuje się w wielu związkach, w których zaangażowane są elementy grupy IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Uwzględniono tutaj szczególnie trifluorek glinu (AlF ₃ ).

Stosując więc powyższy wzór otrzymujemy:

D = 1 × 3 (jeden atom glinu) + 7 × 3 (trzy atomy fluoru) = 24 elektrony

Tutaj 3 i 7 to odpowiednie grupy lub liczby elektronów walencyjnych dostępnych dla aluminium i fluoru. Następnie, biorąc pod uwagę niezbędne elektrony N:

N = 8 × 1 (jeden atom glinu) + 8 × 3 (trzy atomy fluoru) = 32 elektrony

A zatem wspólne elektrony to:

C = N - D

C = 32-24 = 8 elektronów

C / 2 = 4 linki

Ponieważ glin jest najmniej elektroujemnym atomem, musi znajdować się w środku, a fluor tworzy tylko jedno wiązanie. Biorąc to pod uwagę, mamy strukturę Lewisa AlF ₃ (górne zdjęcie). Elektrony udostępnione są zaznaczone zielonymi kropkami, aby odróżnić je od niewspólnych.

Chociaż obliczenia przewidują, że muszą powstać 4 wiązania, aluminium nie ma wystarczającej liczby elektronów i nie ma też czwartego atomu fluoru. W rezultacie aluminium nie spełnia reguły oktetu i fakt ten nie znajduje odzwierciedlenia w obliczeniach.

Przykłady struktur Lewisa

Jod

Niemetale jodu mają po siedem elektronów każdy, więc dzieląc jeden z tych elektronów, generują wiązanie kowalencyjne, które zapewnia stabilność. Źródło: Gabriel Bolívar

Jod jest halogenem i dlatego należy do grupy VIIA. Ma więc siedem elektronów walencyjnych, a tę prostą cząsteczkę dwuatomową można przedstawić, improwizując lub stosując wzór:

D = 2 × 7 (dwa atomy jodu) = 14 elektronów

N = 2 × 8 = 16 elektronów

C = 16 - 14 = 2 elektrony

C / 2 = 1 łącze

Od 14 elektronów 2 uczestniczą w wiązaniu kowalencyjnym (zielone kropki i myślnik), 12 pozostaje niewspólnych; a ponieważ są to dwa atomy jodu, 6 należy podzielić na jeden z nich (jego elektrony walencyjne). Tylko taka struktura jest możliwa w tej cząsteczce, której geometria jest liniowa.

Amoniak

Azot ma 5 elektronów, a wodór tylko 1. Wystarczająco dużo, aby osiągnąć stabilność poprzez ustanowienie trzech wiązań kowalencyjnych, składających się z jednego elektronu z N i drugiego z H. Źródło: Gabriel Bolívar

Jaka jest struktura Lewisa cząsteczki amoniaku? Ponieważ azot należy do grupy VA, ma pięć elektronów walencyjnych, a następnie:

D = 1 × 5 (jeden atom azotu) + 1 × 3 (trzy atomy wodoru) = 8 elektronów

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektronów

C = 14 - 8 = 6 elektronów

C / 2 = 3 linki

Tym razem formuła jest poprawna z liczbą linków (trzy zielone linki). Ponieważ 6 z 8 dostępnych elektronów uczestniczy w wiązaniach, pozostaje nie podzielona para, która znajduje się nad atomem azotu.

Ta struktura mówi wszystko, co należy wiedzieć o bazie amoniaku. Stosując wiedzę o TEV i TRPEV, wywnioskowano, że geometria jest tetraedryczna zniekształcona przez parę wolną od azotu i że hybrydyzacja tego jest zatem sp ³ .

do

Źródło: Gabriel Bolívar

Formuła odpowiada związkowi organicznemu. Przed zastosowaniem wzoru należy pamiętać, że atomy wodoru tworzą wiązanie pojedyncze, tlen dwa, węgiel cztery i że struktura musi być jak najbardziej symetryczna. Postępując jak w poprzednich przykładach, mamy:

D = 6 × 1 (sześć atomów wodoru) + 6 × 1 (jeden atom tlenu) + 4 × 2 (dwa atomy węgla) = 20 elektronów

N = 6 × 2 (sześć atomów wodoru) + 8 × 1 (jeden atom tlenu) + 8 × 2 (dwa atomy węgla) = 36 elektronów

C = 36 - 20 = 16 elektronów

C / 2 = 8 łączy

Liczba zielonych kresek odpowiada 8 obliczonym linkom. Proponowana struktura Lewisa to struktura etanolu CH ₃ CH ₂ OH. Jednak słuszne byłoby również zaproponowanie struktury eteru dimetylowego CH ₃ OCH ₃ , która jest jeszcze bardziej symetryczna.

Która z nich jest „bardziej” poprawna? Obie są jednakowe, ponieważ struktury powstały jako izomery strukturalne o tym samym wzorze cząsteczkowym C ₂ H ₆ O.

Jon nadmanganianowy

Źródło: Gabriel Bolívar

Sytuacja jest skomplikowana, gdy pożądane jest wykonanie struktur Lewisa dla związków metali przejściowych. Mangan należy do grupy VIIB, podobnie elektron o ładunku ujemnym należy dodać do dostępnych elektronów. Stosując formułę mamy:

D = 7 × 1 (jeden atom manganu) + 6 × 4 (cztery atomy tlenu) + 1 elektron razy ładunek = 32 elektrony

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronów

C = 40 - 32 = 8 wspólnych elektronów

C / 2 = 4 linki

Jednak metale przejściowe mogą mieć więcej niż osiem elektronów walencyjnych. Ponadto, aby jon MnO ₄ ^- wykazywał ładunek ujemny, konieczne jest zmniejszenie formalnych ładunków atomów tlenu. W jaki sposób? Poprzez podwójne wiązania.

Gdyby wszystkie wiązania MnO ₄ ^- były proste, formalne ładunki tlenu byłyby równe -1. Ponieważ są cztery, wynikowy ładunek dla anionu wyniesie -4, co oczywiście nie jest prawdą. Kiedy powstają wiązania podwójne, gwarantuje się, że pojedynczy tlen ma ujemny ładunek formalny, odzwierciedlony w jonie.

W jonie nadmanganianowym widać rezonans. Oznacza to, że jedyne pojedyncze wiązanie Mn - O jest zdelokalizowane między czterema atomami O.

Jon dwuchromianowy

Źródło: Gabriel Bolívar

Ostatecznie podobny przypadek ma miejsce w przypadku jonu dwuchromianowego (Cr ₂ O ₇ ). Chrom należy do grupy VIB, więc ma sześć elektronów walencyjnych. Ponowne zastosowanie wzoru:

D = 6 × 2 (dwa atomy chromu) + 6 × 7 (siedem atomów tlenu) + 2 elektrony razy ładunek dwuwartościowy = 56 elektronów

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektrony

C = 72 - 56 = 16 wspólnych elektronów

C / 2 = 8 łączy

Ale nie ma 8 wiązań, ale 12. Z tych samych powodów, które stwierdzono, w jonie nadmanganianowym muszą pozostać dwa atomy tlenu z ujemnymi ładunkami formalnymi, które sumują się do -2, ładunku jonu dichromianowego.

W ten sposób dodaje się tyle podwójnych wiązań, ile potrzeba. W ten sposób dochodzimy do struktury Lewisa obrazu Cr ₂ O ₇ ^2– .

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning, s.251.
2. Struktury Lewisa. Zaczerpnięte z: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Wydział Chemii i Biochemii, UCLA. (2017). Struktura Lewisa. Zaczerpnięte z: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Rysowanie struktur Lewisa. Zaczerpnięte z: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Struktury Lewisa („kropka elektronowa”). Wydział Chemii, University of Maine, Orono. Zaczerpnięte z: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25 kwietnia 2017). Jak określić, ile punktów znajduje się na strukturze kropek Lewisa elementu. Nauka. Odzyskany z: sciencing.com