Structuur van Lewis in consite, hoe het is gedaan, voorbeelden

de Lewis-structuur is de enige representatie van de covalente bindingen in een molecuul of een ion. Daarin worden deze schakels en elektronen weergegeven door stippen of lange koppeltekens, hoewel de punten meestal overeenkomen met de ongedeelde elektronen en de streepjes met de covalente bindingen.

Maar wat is een covalente band? Het is het delen van een paar elektronen (of punten) tussen twee atomen van het periodiek systeem. Met deze diagrammen kun je veel skeletten schetsen voor een bepaald bestanddeel. Welke de juiste is, hangt af van de formele ladingen en de chemische aard van dezelfde atomen.

In de afbeelding hierboven hebben we een voorbeeld van wat een Lewis-structuur is. In dit geval is de weergegeven verbinding 2-broompropaan. De zwarte punten die overeenkomen met de elektronen kunnen worden gewaardeerd, zowel degenen die deelnemen aan de links als de niet-gedeelde (het enige paar net boven de Br).

Indien de puntenparen ":" worden vervangen door een lange koppelteken "-", vervolgens het koolstofskelet van 2-broompropaan worden weergegeven als: C-C-C. Waarom in plaats van "moleculaire framework" opgesteld, kon niet C-H-H-C? Het antwoord ligt in de eigen elektronische eigenschappen van elk atoom.

Omdat waterstof slechts één elektron en een enkele orbitaal beschikbaar heeft om te vullen, vormt het dus slechts één covalente binding. Daarom kan het nooit twee bindingen vormen (niet te verwarren met waterstofbruggen). Aan de andere kant maakt de elektronische configuratie van het koolstofatoom het mogelijk (en vereist) de vorming van vier covalente bindingen.

Om die reden moeten de Lewis-structuren waar C en H tussenkomen coherent zijn en respecteren wat wordt bepaald door hun elektronische configuraties. Op deze manier kan, als de koolstof meer dan vier bindingen heeft, of waterstof meer dan één, de omtrek worden weggegooid en een nieuwe meer in overeenstemming met de werkelijkheid worden gestart..

Ze lijken is de plaats waar een van de belangrijkste redenen of goedkeuringen van deze structuren, door Gilbert Newton Lewis in hun zoektocht naar de moleculaire voorstellingen trouw aan de experimentele gegevens geïntroduceerd: de moleculaire structuur en de formele aanklacht.

Alle bestaande verbindingen kunnen worden weergegeven door Lewis-structuren, wat een eerste benadering geeft van hoe het molecuul of de ionen zouden kunnen zijn.

index

1 Wat is de structuur van Lewis?
2 Hoe is het gedaan??
- 2.1 Toepassen van de wiskundige formule
- 2.2 Waar de minst elektronegatieve atomen te plaatsen
- 2.3 Symmetrie en formele aanklacht
3 Beperkingen op de octetregel
4 Voorbeelden van Lewis-structuren
- 4.1 Jodium
- 4.2 Ammoniak
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Imaanpermanganaat
- 4.5 Ion dichromaat
5 Referenties

Wat is de structuur van Lewis?

Het is een representatieve structuur van valentie-elektronen en covalente bindingen in een molecule of ion die dient om een idee te krijgen van zijn moleculaire structuur.

Deze structuur faalt echter in het voorspellen van enkele belangrijke details zoals de moleculaire geometrie met betrekking tot een atoom en zijn omgeving (als het vierkant is, trigonaal, bipyramidal, etc.).

Ook zegt het niets over wat de chemische hybridisatie van zijn atomen is, maar waar zijn de dubbele of driedubbele bindingen en of er resonantie in de structuur is.

Met deze informatie kan worden beargumenteerd over de reactiviteit van een verbinding, de stabiliteit ervan, het hoe en welk mechanisme het molecuul zal volgen wanneer het reageert.

Om deze reden worden de structuren van Lewis nooit meer overwogen en zijn ze erg nuttig, omdat daarin de nieuwe chemische lessen kunnen worden gecondenseerd.

Hoe is het gedaan??

Om een structuur, formule of Lewis-diagram te tekenen of te schetsen, is de chemische formule van de verbinding essentieel. Zonder dat kun je niet eens weten welke de atomen zijn die het verzinnen. Eenmaal daarmee wordt het periodiek systeem gebruikt om de groepen waartoe zij behoren te lokaliseren..

Als u bijvoorbeeld verbinding C heeft₁₄O₂N₃ dan moeten we kijken naar de groepen waar de koolstof, zuurstof en stikstof zijn. Dit gebeurt, ongeacht de samenstelling, het aantal valentie-elektronen blijft hetzelfde, zodat ze vroeg of laat onthouden worden.

Zo behoort koolstof tot de btw-groep, zuurstof tot de VIA-groep en stikstof tot de VA. Het groepsnummer is gelijk aan het aantal valentie-elektronen (punten). Allemaal hebben ze de neiging om het octet van de valentie laag te voltooien.

Dit geldt voor alle niet-metalen elementen of die in blokken s of p van het periodiek systeem. Niet alle elementen voldoen echter aan de octetregel. Bijzondere gevallen zijn de overgangsmetalen, waarvan de structuren meer gebaseerd zijn op formele aanklachten en hun groepsnummer.

De wiskundige formule toepassen

Weten welke groep elementen, en dus het aantal valentie-elektronen beschikbare bindingen, verder met de volgende formule, die bruikbaar is voor het opstellen Lewisstructuren:

C = N - D

Waar C betekent gedeelde elektronen, dat wil zeggen, degenen die deelnemen aan covalente obligaties. Omdat elke link uit twee elektronen bestaat, is C / 2 gelijk aan het aantal links (of streepjes) dat moet worden getekend.

N zijn de elektronen nodig, die het atoom in zijn valentieschil moet hebben om iso-elektronisch te zijn voor het edelgas dat het in dezelfde periode volgt. Voor alle elementen anders dan H (omdat er twee elektronen met He vergeleken moeten worden), hebben ze acht elektronen nodig.

D zijn de elektronen beschikbaar, die worden bepaald door de groep of het aantal valentie-elektronen. Omdat de Cl tot de VIIA-groep behoort, moet deze dus worden omringd door zeven zwarte punten of elektronen en moet er rekening mee worden gehouden dat een paar nodig is om een koppeling te vormen..

Met de atomen, hun punten en het aantal C / 2-bindingen, kan een Lewis-structuur vervolgens worden geïmproviseerd. Maar daarnaast is het noodzakelijk om een idee van andere "regels" te hebben.

Waar de minst elektronegatieve atomen te plaatsen

De minder elektronegatieve atomen in de overgrote meerderheid van de structuren bezetten de centra. Om deze reden, als je een verbinding met atomen van P, O en F hebt, moet de P daarom in het centrum van de hypothetische structuur worden geplaatst.

Het is ook belangrijk op te merken dat waterstofatomen meestal gekoppeld zijn aan hoog-elektronegatieve atomen. Als u een verbinding Zn, H en O hebt, gaat de H naast de O en niet met de Zn (Zn-O-H en niet H-Zn-O). Er zijn uitzonderingen op deze regel, maar meestal gebeurt dit met niet-metallische atomen.

Symmetrie en formele aanklacht

De natuur heeft een grote voorkeur voor moleculaire structuren van oorsprong die zo symmetrisch mogelijk zijn. Dit helpt voorkomen dat er zich gestoorde structuren voordoen, waarbij de atomen zo zijn gerangschikt dat ze niet aan een duidelijk patroon gehoorzamen.

Bijvoorbeeld voor verbinding C₂Een₃, waar A een fictief atoom is, zou de meest waarschijnlijke structuur A-C-A-C-A zijn. Let op de symmetrie van de zijkanten, beide reflecties van de ander.

De formele beschuldigingen spelen ook een belangrijke rol bij het tekenen van de structuren van Lewis, vooral voor die van de ionen. Zo kunnen koppelingen worden toegevoegd of verwijderd zodat de formele lading van een atoom overeenkomt met de totale lading die wordt weergegeven. Dit criterium is zeer nuttig voor verbindingen van overgangsmetalen.

Beperkingen in de regel van het octet

Niet aan alle regels wordt voldaan, wat niet noodzakelijkerwijs betekent dat de structuur onjuist is. Typische voorbeelden hiervan worden waargenomen in veel verbindingen waarbij elementen van groep IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) betrokken zijn. Aluminiumtrifluoride (AlF) wordt hier speciaal overwogen₃).

Door vervolgens de hierboven beschreven formule toe te passen, hebben we:

D = 1 × 3 (één aluminiumatoom) + 7 × 3 (drie fluoratomen) = 24 elektronen

Hier zijn de 3 en de 7 de respectieve groepen of aantallen valentie-elektronen beschikbaar voor aluminium en fluor. Dan, gezien de noodzakelijke elektronen N:

N = 8 × 1 (één aluminiumatoom) + 8 × 3 (drie fluoratomen) = 32 elektronen

En daarom zijn de gedeelde elektronen:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektronen

C / 2 = 4 koppelingen

Aangezien aluminium het minst elektronegatieve atoom is, moet het in het midden worden geplaatst en vormt fluor alleen een binding. Als we dit in overweging nemen, hebben we de Lewis-structuur van de AlF₃ (bovenste afbeelding) Gedeelde elektronen worden gemarkeerd met groene stippen om ze te onderscheiden van niet-gedeelde stippen.

Hoewel de berekeningen voorspellen dat er 4 bindingen zijn die moeten worden gevormd, mist het aluminium voldoende elektronen en daarnaast is er geen vierde fluoratoom. Dientengevolge voldoet aluminium niet aan de octetregel en dit feit wordt niet weerspiegeld in de berekeningen.

Voorbeelden van Lewis-structuren

jodium

Jodium is een halogeen en behoort daarom tot de VIIA-groep. Het heeft dan zeven valentie-elektronen en deze eenvoudige diatomische molecule kan worden voorgesteld door de formule te improviseren of toe te passen:

D = 2 x 7 (twee jodiumatomen) = 14 elektronen

N = 2 × 8 = 16 elektronen

C = 16 - 14 = 2 elektronen

C / 2 = 1 koppeling

Vanaf 14 nemen elektronen 2 deel aan de covalente binding (groene stippen en koppelteken), 12 blijven als niet gedeeld; en omdat ze twee jodiumatomen zijn, moeten er 6 voor een van hen worden verdeeld (hun valentie-elektronen). In dit molecuul is alleen deze structuur mogelijk, waarvan de geometrie lineair is.

ammoniak

Wat is de Lewis-structuur voor het ammoniakmolecuul? Omdat stikstof uit de VA-groep komt, heeft het vijf valentie-elektronen en dan:

D = 1 × 5 (één stikstofatoom) + 1 × 3 (drie waterstofatomen) = 8 elektronen

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektronen

C = 14 - 8 = 6 elektronen

C / 2 = 3 koppelingen

Deze keer slaagt de formule met het aantal links (drie groene links). Vanaf de 8 beschikbare elektronen 6 deelnemen aan de links, is er een niet-gedeeld paar dat zich boven het stikstofatoom bevindt.

Deze structuur zegt alles over de ammoniakbasis. Door de kennis van TEV en TRPEV toe te passen, wordt afgeleid dat de geometrie tetraeder is vervormd door het vrije paar stikstof en dat de hybridisatie hiervan daarom sp³.

C₂H₆O

De formule komt overeen met een organische verbinding. Voordat de formule wordt toegepast, moet worden bedacht dat waterstofatomen een enkele binding vormen, zuurstof twee, koolstof vier en dat de structuur zo symmetrisch mogelijk moet zijn. Doorgaand als de vorige voorbeelden, hebben we:

D = 6 × 1 (zes waterstofatomen) + 6 × 1 (één zuurstofatoom) + 4 × 2 (twee koolstofatomen) = 20 elektronen

N = 6 × 2 (zes waterstofatomen) + 8 × 1 (één zuurstofatoom) + 8 × 2 (twee koolstofatomen) = 36 elektronen

C = 36 - 20 = 16 elektronen

C / 2 = 8 koppelingen

Het aantal groene streepjes komt overeen met de 8 berekende koppelingen. De voorgestelde Lewis-structuur is die van CH-ethanol₃CH₂OH. Het zou echter ook correct zijn geweest om de structuur van dimethylether CH voor te stellen₃OCH₃, wat nog meer symmetrisch is.

Welke van de twee is "meer" correct? Beide zijn gelijk, omdat de structuren naar voren kwamen als structurele isomeren met dezelfde molecuulformule C₂H₆O.

Ion permanganaat

De situatie is gecompliceerd wanneer het gewenst is om de Lewis-structuren te maken voor overgangsmetaalverbindingen. Mangaan behoort tot de VIIB-groep, evenals het elektron van de negatieve lading tussen de beschikbare elektronen. De formule toepassen die u heeft:

D = 7 x 1 (één mangaanatoom) + 6 x 4 (vier zuurstofatomen) + 1 elektron per lading = 32 elektronen

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronen

C = 40 - 32 = 8 gedeelde elektronen

C / 2 = 4 koppelingen

Overgangsmetalen kunnen echter meer dan acht valentie-elektronen bevatten. Ook voor het MnO-ion₄^- vertonen de negatieve lading die nodig is om de formele ladingen van de zuurstofatomen te verminderen. Hoe? Door de dubbele banden.

Als alle links van de MnO₄^- waren eenvoudig, de formele ladingen van de zuurstofatomen zouden gelijk zijn aan -1. Aangezien er vier zijn, zou de resulterende lading -4 zijn voor het anion, wat duidelijk niet waar is. Wanneer de dubbele bindingen worden gevormd, wordt gegarandeerd dat een enkele zuurstof een negatieve formele lading heeft, gereflecteerd in het ion.

In het permanganaat ion kan worden gezien dat er resonantie is. Dit impliceert dat de enkele eenvoudige binding Mn-O wordt gedelocaliseerd tussen de vier O-atomen..

Ion dichromaat

Ten slotte doet zich een soortgelijk geval voor met het dichromaat-ion (Cr₂O₇). Chroom behoort tot de VIB-groep, dus het heeft zes valentie-elektronen. De formule opnieuw toepassen:

D = 6 × 2 (twee chroomatomen) + 6 × 7 (zeven zuurstofatomen) + 2 elektronen per tweewaardige lading = 56 elektronen

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektronen

C = 72 - 56 = 16 gedeelde elektronen