LEWIS STRUKTUR: VAD DET ÄR, HUR MAN GÖR DET, EXEMPEL - KEMI - 2025

Den elektronformel är allt som representation av de kovalenta bindningarna inom en molekyl eller en jon. I den representeras dessa bindningar och elektroner av prickar eller långa streck, även om de flesta av tiden korresponderar med odelade elektroner och streckarna till kovalenta bindningar.

Men vad är en kovalent bindning? Det är delningen av ett par elektroner (eller punkter) mellan två atomer i det periodiska systemet. Med dessa diagram kan många skelett ritas för en given förening. Vilken som är korrekt beror på de formella laddningarna och atomernas kemiska natur.

2-bromopropanförening. Av Ben Mills, från Wikimedia Commons.

På bilden ovan har du ett exempel på vad en Lewis-struktur är. I detta fall är den representerade föreningen 2-bromopropan. Du kan se de svarta prickarna som motsvarar elektronerna, både de som deltar i bindningarna och de som inte delas (det enda paret precis ovanför Br).

Om paren med prickar ":" ersattes av en lång streck "-", skulle kolskelettet för 2-bromopropan representeras som: C - C - C. Varför kunde det inte vara C - H - H - C istället för det "molekylära ramverket" som ritas? Svaret ligger i de elektroniska egenskaperna hos varje atom.

Eftersom väte har en enda elektron och en enda orbital som är tillgänglig att fylla, bildar det därför endast en kovalent bindning. Därför kan den aldrig bilda två bindningar (inte förväxlas med vätebindningar). Å andra sidan tillåter (och kräver) den elektroniska konfigurationen av kolatomen bildningen av fyra kovalenta bindningar.

Av denna anledning måste Lewis-strukturerna där C och H ingriper måste vara sammanhängande och respektera vad som styrs av deras elektroniska konfigurationer. På detta sätt, om kol har mer än fyra bindningar, eller väte mer än en, kan skissen kasseras och en ny i linje med verkligheten kan startas.

Det är här som ett av de viktigaste motiven eller rekommendationerna för dessa strukturer visas, introducerad av Gilbert Newton Lewis i sin sökning efter molekylära representationer trogen till experimentell data: molekylstrukturen och formella laddningar.

Alla befintliga föreningar kan representeras av Lewis-strukturer, vilket ger en första tillnärmning till hur molekylen eller jonerna kan vara.

Vad är Lewis-strukturen?

Det är en representativ struktur för valenselektronerna och de kovalenta bindningarna i en molekyl eller jon som tjänar till att få en uppfattning om dess molekylstruktur.

Men denna struktur misslyckas med att förutsäga vissa viktiga detaljer såsom molekylär geometri beträffande en atom och dess miljö (om den är kvadratisk, trigonalplan, bipyramidala, etc.).

På samma sätt säger det inget om vad som är den kemiska hybridiseringen av dess atomer, men det säger där dubbla eller trippelbindningarna är belägna och om det finns resonans i strukturen.

Med denna information kan man diskutera reaktiviteten hos en förening, dess stabilitet, hur och vilken mekanism molekylen kommer att följa när den reagerar.

Av denna anledning upphör Lewisstrukturer aldrig att beaktas och är mycket användbara eftersom ny kemisk inlärning kan kondenseras i dem.

Hur görs det?

För att rita eller skissa en struktur, formel eller Lewis-diagram är den kemiska formeln för föreningen väsentlig. Utan det kan du inte ens veta vilka atomer som utgör det. En gång med det används den periodiska tabellen för att hitta vilka grupper de tillhör.

Om du till exempel har föreningen C ₁₄ O ₂ N ₃ måste du leta efter de grupper där kol, syre och kväve är. När detta är gjort, oavsett vad föreningen är, förblir antalet valenselektroner detsamma, så förr eller senare kommer de att memoreras.

Sålunda hör kol till grupp IVA, syre till grupp VIA och kväve till VA. Gruppnumret är lika med antalet valenselektroner (poäng). De har alla gemensamt en tendens att fylla i valensskaloketetten.

Vad är oktetregeln?

Detta säger att det finns en tendens för atomer att slutföra sin energinivå med åtta elektroner för att uppnå stabilitet. Detta gäller alla icke-metalliska element eller de som finns i sopblocken i det periodiska systemet.

Men inte alla element följer oktetregeln. Speciella fall är övergångsmetaller, vars strukturer baseras mer på formella laddningar och deras gruppnummer.

Antal elektroner i valensskalet hos icke-metalliska element, de där Lewis-strukturen kan drivas.

Tillämpa den matematiska formeln

Att veta vilken grupp elementen tillhör, och därför antalet valenselektroner tillgängliga för att bilda bindningar, fortsätt med följande formel, som är användbar för att rita Lewis-strukturer:

C = N - D

Där C betyder delade elektroner, det vill säga de som deltar i kovalenta bindningar. Eftersom varje bindning består av två elektroner är C / 2 lika med antalet bindningar (eller streck) som måste dras.

N är de nödvändiga elektronerna, som atomen måste ha i sitt valensskal för att vara isoelektronisk till den ädla gasen som följer den under samma period. För alla andra element än H (eftersom det kräver två elektroner för att jämföra med Han) behöver de åtta elektroner.

D är de tillgängliga elektronerna, som bestäms av gruppen eller antalet valenselektroner. Eftersom Cl tillhör gruppen VIIA måste den således vara omgiven av sju svarta prickar eller elektroner och ha i åtanke att ett par behövs för att bilda en bindning.

Med atomerna, deras poäng och antalet C / 2-bindningar kan en Lewis-struktur sedan improviseras. Men dessutom är det nödvändigt att ha en uppfattning om andra "regler".

Var du ska placera de minst elektronegativa atomerna

De minst elektronegativa atomerna i de allra flesta strukturer upptar centrum. Av denna anledning, om du har en förening med P-, O- och F-atomer, måste P därför placeras i mitten av den hypotetiska strukturen.

Det är också viktigt att notera att väten normalt binder till mycket elektronegativa atomer. Om du har Zn, H och O i en förening kommer H att gå tillsammans med O och inte med Zn (Zn - O - H och inte H - Zn - O). Det finns undantag från denna regel, men den förekommer vanligtvis med icke-metalliska atomer.

Symmetri och formella laster

Naturen har en hög preferens för att skapa molekylära strukturer som är så symmetriska som möjligt. Detta hjälper till att undvika att skapa smutsiga strukturer, med atomerna ordnade på ett sådant sätt att de inte följer något uppenbart mönster.

Till exempel, för förening C ₂ A ₃ , där A är en fiktiv atom, den mest sannolika strukturen skulle vara A - C - A - C - A. Notera symmetrin på dess sidor, båda reflektionerna av den andra.

Formella laddningar spelar också en viktig roll när man ritar Lewis-strukturer, särskilt för joner. Således kan bindningar läggas till eller tas bort så att den formella laddningen för en atom motsvarar den totala laddningen som visas. Detta kriterium är mycket användbart för övergångsmetallföreningar.

Begränsningar av octetregeln

Representation av aluminiumtrifluorid, en förening som är instabil. Båda elementen består av sex elektroner, som genererar tre kovalenta bindningar, när de borde vara åtta för att uppnå stabilitet. Källa: Gabriel Bolívar

Alla regler följs inte, vilket inte nödvändigtvis betyder att strukturen är fel. Typiska exempel på detta observeras i många föreningar där grupp IIIA-element (B, Al, Ga, In, Tl) är involverade. Här beaktas specifikt aluminiumtrifluorid (AlF ₃ ).

Tillämpa sedan formeln som beskrivs ovan har vi:

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

Här är 3 och 7 respektive grupper eller antal valenselektroner tillgängliga för aluminium och fluor. Sedan med tanke på de nödvändiga elektronerna N:

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

Och därför är de delade elektronerna:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektroner

C / 2 = 4 länkar

Eftersom aluminium är den minst elektronegativa atomen måste den placeras i mitten och fluor bildar endast en bindning. Med tanke på detta har vi Lewis-strukturen i AlF ₃ (övre bild). Delade elektroner markeras med gröna prickar för att skilja dem från icke-delade.

Även om beräkningar förutspår att 4 bindningar måste bildas, saknar aluminium tillräckliga elektroner och det finns heller ingen fjärde fluoratom. Som ett resultat följer aluminium inte oktetregeln och detta faktum återspeglas inte i beräkningarna.

Exempel på Lewis-strukturer

Jod

Icke-metaller av jod har sju elektroner vardera, så genom att dela en av dessa elektroner vardera genererar de en kovalent bindning som ger stabilitet. Källa: Gabriel Bolívar

Jod är en halogen och tillhör därför gruppen VIIA. Den har således sju valenselektroner, och denna enkla diatomiska molekyl kan representeras genom att improvisera eller tillämpa formeln:

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

N = 2 × 8 = 16 elektroner

C = 16 - 14 = 2 elektroner

C / 2 = 1 länk

Från 14 elektroner 2 deltar i den kovalenta bindningen (gröna prickar och streck), 12 förblir som icke delade; och eftersom de är två jodatomer, måste 6 delas upp för en av dem (dess valenselektroner). Endast denna struktur är möjlig i denna molekyl, vars geometri är linjär.

Ammoniak

Kväve har 5 elektroner, medan väte endast 1. Tillräckligt för att uppnå stabilitet genom att skapa tre kovalenta bindningar, sammansatta av en elektron från N och en annan från H Källa: Gabriel Bolívar

Vad är Lewis-strukturen för ammoniakmolekylen? Eftersom kväve tillhör gruppen VA har den fem valenselektroner, och sedan:

D = 1 × 5 (en kväveatom) + 1 × 3 (tre väteatomer) = 8 elektroner

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektroner

C = 14 - 8 = 6 elektroner

C / 2 = 3 länkar

Denna gång är formeln korrekt med antalet länkar (tre gröna länkar). Eftersom 6 av de 8 tillgängliga elektronerna deltar i bindningarna kvarstår ett odelat par som är beläget ovanför kväveatomen.

Denna struktur säger allt som behöver kännas om ammoniakbas. Genom att använda kunskapen om TEV och TRPEV dras det att geometrien är tetraedrisk förvrängd av det kvävefria paret och att hybridiseringen av detta därför är sp ³ .

C

Källa: Gabriel Bolívar

Formeln motsvarar en organisk förening. Innan man använder formeln bör man komma ihåg att vätgas bildar en enda bindning, syre två, kol fyra, och att strukturen måste vara så symmetrisk som möjligt. På samma sätt som i de tidigare exemplen har vi:

D = 6 × 1 (sex väteatomer) + 6 × 1 (en syreatom) + 4 × 2 (två kolatomer) = 20 elektroner

N = 6 × 2 (sex väteatomer) + 8 × 1 (en syreatom) + 8 × 2 (två kolatomer) = 36 elektroner

C = 36 - 20 = 16 elektroner

C / 2 = 8 länkar

Antalet gröna streck motsvarar de 8 beräknade länkarna. Den föreslagna Lewis struktur är att etanol CH ₃ CH ₂ OH. Det skulle emellertid också ha varit korrekt att föreslå strukturen av dimetyleter CH ₃ OCHj ₃ , vilket är ännu mer symmetrisk.

Vilken av de två är "mer" korrekt? Båda är lika så, eftersom de strukturer uppstod som strukturella isomerer av samma molekylformel C ₂ H ₆ O.

Permanganatjon

Källa: Gabriel Bolívar

Situationen är komplicerad när det är önskvärt att skapa Lewis-strukturer för övergångsmetallföreningar. Mangan tillhör gruppen VIIB, likaså måste elektronens negativa laddning läggas till bland de tillgängliga elektronerna. Tillämpa formeln vi har:

D = 7 × 1 (en manganatom) + 6 × 4 (fyra syreatomer) + 1 elektron gånger laddning = 32 elektroner

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektroner

C = 40 - 32 = 8 delade elektroner

C / 2 = 4 länkar

Men övergångsmetaller kan ha mer än åtta valenselektroner. Vidare, för MnO ₄ ^- jon för att uppvisa den negativa laddningen, är det nödvändigt att minska de formella laddningar av syreatomerna. Hur? Genom dubbelbindningarna.

Om alla bindningar för MnO ₄ ^- var enkla, skulle de formella laddningarna för oxygner vara lika med -1. Eftersom det finns fyra, skulle den resulterande laddningen vara -4 för anjonen, vilket uppenbarligen inte är sant. När dubbelbindningarna bildas är det garanterat att ett enda syre har en negativ formell laddning, reflekterad i jonen.

I permanganatjonen kan man se att det finns resonans. Detta innebär att den enda enda Mn-O-bindningen är delokaliserad mellan de fyra O-atomerna.

Dikromatjon

Källa: Gabriel Bolívar

Slutligen sker ett liknande fall med dikromat jon (Cr ₂ O ₇ ). Krom tillhör gruppen VIB, så det har sex valenselektroner. Tillämpa formeln igen:

D = 6 × 2 (två kromatomer) + 6 × 7 (sju syreatomer) + 2 elektroner gånger den divalenta laddningen = 56 elektroner

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektroner

C = 72 - 56 = 16 delade elektroner

C / 2 = 8 länkar

Men det finns inte 8 bindningar, utan 12. Av samma skäl som finns, i permanganatjonen måste två oxygner med negativa formella laddningar lämnas som lägger till -2, laddningen av dikromatjonen.

Således läggs så många dubbelbindningar som nödvändigt till. På detta sätt kommer vi fram till Lewis-strukturen i bilden för Cr ₂ O ₇ ^2– .

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, s 251.
2. Lewis strukturer. Hämtad från: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, avdelningen för kemi och biokemi, UCLA. (2017). Lewis struktur. Hämtad från: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Ritning Lewis Strukturer. Hämtad från: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis ("elektronprick") Strukturer. Institutionen för kemi, University of Maine, Orono. Hämtad från: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25 april 2017). Hur man bestämmer hur många prickar finns på ett elements Lewis Dot-struktur. Sciencing. Återställd från: sciencing.com