Δομή του Lewis σε συνάμα, πώς γίνεται, παραδείγματα

Το Δομή Lewis είναι όλη αυτή η αναπαράσταση των ομοιοπολικών δεσμών μέσα σε ένα μόριο ή ένα ιόν. Σε αυτό, αυτοί οι δεσμοί και τα ηλεκτρόνια αντιπροσωπεύονται από κουκίδες ή μεγάλες παύλες, αν και οι περισσότερες φορές τα σημεία αντιστοιχούν στα μη συμμεριζόμενα ηλεκτρόνια και οι παύλες στους ομοιοπολικούς δεσμούς.

Αλλά τι είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός; Είναι η κατανομή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων (ή σημείων) μεταξύ οποιωνδήποτε δύο ατόμων του περιοδικού πίνακα. Με αυτά τα διαγράμματα μπορείτε να σχεδιάσετε πολλούς σκελετούς για μια συγκεκριμένη ένωση. Το ποιο είναι το σωστό θα εξαρτηθεί από τα επίσημα φορτία και τη χημική φύση των ίδιων ατόμων.

Στην παραπάνω εικόνα έχουμε ένα παράδειγμα της δομής του Lewis. Στην περίπτωση αυτή, η ένωση που αντιπροσωπεύεται είναι 2-βρωμοπροπάνιο. Οι μαύρες κουκίδες που αντιστοιχούν στα ηλεκτρόνια μπορούν να εκτιμηθούν, τόσο σε εκείνες που συμμετέχουν στις συνδέσεις όσο και στις μη κοινόχρηστες (το μόνο ζεύγος ακριβώς πάνω από το Br).

Εάν τα ζεύγη σημείων ":" αντικαταστάθηκαν από ένα μεγάλο παύλα "-", τότε ο σκελετός άνθρακα του 2-βρωμοπροπανίου θα αντιπροσωπευόταν ως: C-C-C. Γιατί αντί του «μοριακού πλαισίου» που, δεν θα μπορούσε να είναι C-Η-Η-C; Η απάντηση έγκειται στα ηλεκτρονικά χαρακτηριστικά κάθε ατόμου.

Έτσι, επειδή το υδρογόνο έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο και ένα μόνο τροχιακό διαθέσιμο για να γεμίσει, σχηματίζει μόνο έναν ομοιοπολικό δεσμό. Επομένως, δεν μπορεί ποτέ να σχηματίσει δύο δεσμούς (που δεν πρέπει να συγχέονται με δεσμούς υδρογόνου). Από την άλλη πλευρά, η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου άνθρακα το επιτρέπει (και απαιτεί) το σχηματισμό τεσσάρων ομοιοπολικών δεσμών.

Για το λόγο αυτό, οι δομές Lewis στις οποίες παρεμβαίνουν οι C και H πρέπει να είναι συνεπείς και να σέβονται ό, τι διέπεται από τις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις τους. Με αυτό τον τρόπο, εάν ο άνθρακας έχει περισσότερους από τέσσερις δεσμούς, ή υδρογόνο περισσότερο από ένα, τότε το περίγραμμα μπορεί να απορριφθεί και μπορεί να ξεκινήσει ένα νέο που ευθυγραμμίζεται περισσότερο με την πραγματικότητα..

Εδώ εμφανίζονται μερικοί από τους κύριους λόγους ή πλάτη αυτών των δομών που εισήγαγε ο Gilbert Newton Lewis στην αναζήτηση μοριακών παραστάσεων πιστών στα πειραματικά δεδομένα: τη μοριακή δομή και τις τυπικές χρεώσεις.

Όλες οι υπάρχουσες ενώσεις μπορούν να αντιπροσωπεύονται από δομές Lewis, δίνοντας μια πρώτη προσέγγιση για το πώς θα μπορούσαν να είναι το μόριο ή τα ιόντα.

Ευρετήριο

1 Ποια είναι η δομή του Lewis?
2 Πώς γίνεται;?
- 2.1 Εφαρμογή του μαθηματικού τύπου
- 2.2 Πού να τοποθετήσετε τα λιγότερα ηλεκτροαρνητικά άτομα
- 2.3 Συμμετρία και επίσημες επιβαρύνσεις
3 Περιορισμοί στον κανόνα των οκτάδων
4 Παραδείγματα κατασκευών Lewis
- 4.1 Ιώδιο
- 4.2 Αμμωνία
- 4.3 C2H6O
- 4.4 υπερμαγγανικό ιμάν
- 4,5 διχρωμικό ιόν
5 Αναφορές

Ποια είναι η δομή του Lewis?

Είναι μια αντιπροσωπευτική δομή ηλεκτρονίων σθένους και ομοιοπολικών δεσμών σε ένα μόριο ή ιόν που χρησιμεύει για να πάρει μια ιδέα της μοριακής του δομής.

Ωστόσο, αυτή η δομή δεν μπορεί να προβλέψει κάποιες σημαντικές λεπτομέρειες όπως η μοριακή γεωμετρία σε σχέση με ένα άτομο και το περιβάλλον του (εάν είναι τετράγωνο, τριγωνικό, διπυραμιδικό, κ.λπ.).

Επίσης, δεν λέει τίποτα για το τι είναι η χημική υβριδοποίηση των ατόμων του, αλλά πού είναι οι διπλοί ή τριπλοί δεσμοί και αν υπάρχει συντονισμός στη δομή.

Με αυτές τις πληροφορίες μπορεί να υποστηριχθεί η αντίδραση μιας ένωσης, η σταθερότητά της, ο τρόπος και ο μηχανισμός που θα ακολουθήσει το μόριο όταν αντιδρά.

Για το λόγο αυτό, οι δομές του Lewis δεν σταματούν να εξετάζονται και είναι πολύ χρήσιμες, διότι σε αυτές οι νέες χημικές μαθήσεις μπορούν να συμπυκνωθούν.

Πώς γίνεται;?

Για να σχεδιάσετε ή να σχεδιάσετε μια δομή, τύπο ή διάγραμμα Lewis είναι απαραίτητη η χημική φόρμουλα της ένωσης. Χωρίς αυτό δεν μπορείτε καν να γνωρίζετε ποια είναι τα άτομα που το κάνουν. Κάποτε, ο περιοδικός πίνακας χρησιμοποιείται για τον εντοπισμό των ομάδων στις οποίες ανήκουν..

Για παράδειγμα, αν έχετε ένωση C₁₄Ο₂Ν₃ τότε θα πρέπει να αναζητήσουμε τις ομάδες όπου είναι ο άνθρακας, το οξυγόνο και το άζωτο. Αυτό έγινε, ανεξάρτητα από το ποια είναι η ένωση, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους παραμένει ο ίδιος, έτσι ώστε αργά ή γρήγορα να απομνημονευθούν.

Έτσι, ο άνθρακας ανήκει στην ομάδα ΦΠΑ, το οξυγόνο στην ομάδα VIA και το άζωτο στο VA. Ο αριθμός ομάδας είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους (σημεία). Όλοι αυτοί έχουν την κοινή τάση να συμπληρώσουν την οκτάδα του στρώματος σθένους.

Αυτό ισχύει για όλα τα μη μεταλλικά στοιχεία ή αυτά που βρίσκονται στα τετράγωνα s ή p του περιοδικού πίνακα. Ωστόσο, δεν πληρούν όλα τα στοιχεία τον κανόνα των οκτάδων. Ιδιαίτερες περιπτώσεις είναι τα μεταβατικά μέταλλα, οι δομές των οποίων βασίζονται περισσότερο στις επίσημες επιβαρύνσεις και τον αριθμό των ομάδων τους.

Εφαρμογή του μαθηματικού τύπου

Γνωρίζοντας σε ποια ομάδα ανήκουν τα στοιχεία και επομένως τον αριθμό των ηλεκτρόνων σθένους που είναι διαθέσιμα για τη δημιουργία δεσμών, προχωρούμε με τον ακόλουθο τύπο, ο οποίος είναι χρήσιμος για την κατάρτιση των δομών του Lewis:

C = Ν-ϋ

Όπου σημαίνει C κοινά ηλεκτρόνια, δηλαδή, εκείνοι που συμμετέχουν σε ομοιοπολικούς δεσμούς. Δεδομένου ότι κάθε σύνδεσμος αποτελείται από δύο ηλεκτρόνια, τότε το C / 2 είναι ίσο με τον αριθμό των συνδέσεων (ή παύλες) που πρέπει να εξαχθούν.

Ν είναι τα ηλεκτρονίων, που πρέπει να έχει το άτομο στο κέλυφος σθένους να είναι ισοηλεκτρονικό στο ευγενές αέριο που ακολουθεί την ίδια περίοδο. Για όλα τα στοιχεία εκτός από το Η (εφόσον απαιτούνται δύο ηλεκτρόνια για να συγκριθεί με αυτόν), χρειάζονται οκτώ ηλεκτρόνια.

D είναι το διαθέσιμα ηλεκτρόνια, που καθορίζονται από την ομάδα ή τους αριθμούς των ηλεκτρονίων σθένους. Έτσι, δεδομένου ότι η Cl ανήκει στην ομάδα VIIA, πρέπει να περιβάλλεται από επτά μαύρα σημεία ή ηλεκτρόνια και να θυμάστε ότι χρειάζεται ένα ζευγάρι για να σχηματίσει ένα σύνδεσμο.

Έχοντας τα άτομα, τα σημεία τους και τον αριθμό των δεσμών C / 2, μπορεί να αυτοσχεδιαστεί μια δομή Lewis. Αλλά επιπλέον, είναι απαραίτητο να έχουμε μια έννοια άλλων "κανόνων".

Πού να τοποθετήσετε τα λιγότερα ηλεκτροαρνητικά άτομα

Τα λιγότερο ηλεκτροαρνητικά άτομα στη μεγάλη πλειοψηφία των δομών καταλαμβάνουν τα κέντρα. Για το λόγο αυτό, αν έχετε μια ένωση με άτομα Ρ, Ο και F, το Ρ πρέπει επομένως να τοποθετηθεί στο κέντρο της υποθετικής δομής.

Επίσης, είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι τα άτομα υδρογόνου συνήθως συνδέονται με άτομα με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα. Εάν έχετε μια ένωση Zn, H και O, το Η θα πάει δίπλα στο Ο και όχι με το Zn (Zn-O-H και όχι H-Zn-O). Υπάρχουν εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα, αλλά συνήθως συμβαίνουν με μη μεταλλικά άτομα.

Συμμετρία και επίσημες χρεώσεις

Η Φύση έχει υψηλή προτίμηση στις καταγόμενες μοριακές δομές όσο το δυνατόν πιο συμμετρικές. Αυτό βοηθάει στην αποφυγή δημιουργίας διαταραγμένων δομών, με τα άτομα να είναι διατεταγμένα κατά τέτοιο τρόπο ώστε να μην υπακούουν σε οποιοδήποτε εμφανές σχέδιο.

Για παράδειγμα, για την ένωση C₂Α₃, όπου το Α είναι ένα πλασματικό άτομο, η πιο πιθανή δομή θα είναι Α-Ο-Α-Ο-Α. Παρατηρήστε τη συμμετρία των πλευρών του, τις δύο αντανακλάσεις του άλλου.

Οι επίσημες χρεώσεις διαδραματίζουν επίσης σημαντικό ρόλο κατά την κατάρτιση των δομών του Lewis, ειδικά για εκείνες των ιόντων. Έτσι, οι δεσμοί μπορούν να προστεθούν ή να αφαιρεθούν έτσι ώστε το επίσημο φορτίο ενός ατόμου να αντιστοιχεί στο συνολικό φορτίο που εκτίθεται. Αυτό το κριτήριο είναι πολύ χρήσιμο για ενώσεις μεταβατικών μετάλλων.

Περιορισμοί στον κανόνα των οκτάδων

Δεν πληρούνται όλοι οι κανόνες, πράγμα που δεν σημαίνει απαραίτητα ότι η δομή είναι λανθασμένη. Τυπικά παραδείγματα αυτού παρατηρούνται σε πολλές ενώσεις όπου εμπλέκονται στοιχεία της ομάδας ΙΙΙΑ (Β, ΑΙ, Ga, In, ΤΙ). Το τριφθοριούχο αργίλιο (AlF) εξετάζεται ειδικά εδώ₃).

Εφαρμόζοντας τότε τον τύπο που περιγράψαμε παραπάνω, έχουμε:

D = 1 × 3 (ένα άτομο αλουμινίου) + 7 × 3 (τρία άτομα φθορίου) = 24 ηλεκτρόνια

Εδώ οι 3 και οι 7 είναι οι αντίστοιχες ομάδες ή αριθμοί ηλεκτρονίων σθένους που είναι διαθέσιμα για αλουμίνιο και φθόριο. Στη συνέχεια, λαμβάνοντας υπόψη τα απαραίτητα ηλεκτρόνια N:

N = 8 × 1 (ένα άτομο αλουμινίου) + 8 × 3 (τρία άτομα φθορίου) = 32 ηλεκτρόνια

Επομένως τα κοινά ηλεκτρόνια είναι:

C = Ν-ϋ

C = 32-24 = 8 ηλεκτρόνια

C / 2 = 4 συνδέσεις

Δεδομένου ότι το αλουμίνιο είναι το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο, πρέπει να τοποθετηθεί στο κέντρο και το φθόριο σχηματίζει μόνο δεσμό. Λαμβάνοντας υπόψη αυτό, έχουμε τη δομή Lewis του AlF₃ (επάνω εικόνα) Τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια επισημαίνονται με πράσινες κουκίδες για να τα διακρίνουν από τα μη κοινόχρηστα.

Αν και οι υπολογισμοί προβλέπουν ότι υπάρχουν 4 δεσμοί που πρέπει να σχηματιστούν, το αλουμίνιο στερείται επαρκών ηλεκτρονίων και επιπλέον δεν υπάρχει τέταρτο άτομο φθορίου. Ως αποτέλεσμα, το αλουμίνιο δεν συμμορφώνεται με τον κανόνα των οκτάδων και αυτό το γεγονός δεν αντικατοπτρίζεται στους υπολογισμούς.

Παραδείγματα κατασκευών Lewis

Ιώδιο

Το ιώδιο είναι ένα αλογόνο και ως εκ τούτου ανήκει στην ομάδα VIIA. Έχει τότε επτά ηλεκτρόνια σθένους και αυτό το απλό διατομικό μόριο μπορεί να αναπαρασταθεί με αυτοσχεδιασμό ή εφαρμογή του τύπου:

D = 2 × 7 (δύο άτομα ιωδίου) = 14 ηλεκτρόνια

Ν = 2 × 8 = 16 ηλεκτρόνια

C = 16 - 14 = 2 ηλεκτρόνια

C / 2 = 1 σύνδεσμος

Από τα 14 ηλεκτρόνια 2 συμμετέχουν στον ομοιοπολικό δεσμό (πράσινες κουκκίδες και παύλα), 12 παραμένουν ως μη διαμοιρασμένα. και επειδή είναι δύο άτομα ιωδίου, 6 πρέπει να χωριστούν για ένα από αυτά (τα ηλεκτρόνια τους). Σε αυτό το μόριο, είναι δυνατή μόνο αυτή η δομή, της οποίας η γεωμετρία είναι γραμμική.

Αμμωνία

Ποια είναι η δομή Lewis για το μόριο αμμωνίας; Δεδομένου ότι το άζωτο είναι από την ομάδα VA, έχει πέντε ηλεκτρόνια σθένους και στη συνέχεια:

D = 1 × 5 (ένα άτομο αζώτου) + 1 × 3 (τρία άτομα υδρογόνου) = 8 ηλεκτρόνια

Ν = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 ηλεκτρόνια

C = 14 - 8 = 6 ηλεκτρόνια

C / 2 = 3 συνδέσεις

Αυτή τη φορά επιτυγχάνεται ο τύπος με τον αριθμό των συνδέσμων (τρεις πράσινοι σύνδεσμοι). Από τα 8 διαθέσιμα ηλεκτρόνια 6 συμμετέχουν στους συνδέσμους, υπάρχει ένα μη κοινόχρηστο ζεύγος που βρίσκεται πάνω από το άτομο αζώτου.

Αυτή η δομή λέει όλα όσα πρέπει να γνωρίζουμε για τη βάση αμμωνίας. Εφαρμόζοντας τη γνώση του TEV και του TRPEV, συμπεραίνεται ότι η γεωμετρία είναι τετραεδρική παραμορφωμένη από το ελεύθερο ζεύγος αζώτου και ότι η υβριδοποίηση αυτού είναι συνεπώς sp³.

Γ₂H₆Ο

Ο τύπος αντιστοιχεί σε μια οργανική ένωση. Πριν από την εφαρμογή της φόρμουλας, πρέπει να θυμόμαστε ότι τα υδρογόνα σχηματίζουν έναν απλό δεσμό, οξυγόνο δύο, άνθρακα τέσσερα και ότι η δομή πρέπει να είναι όσο το δυνατόν πιο συμμετρική. Συνεχίζοντας ως τα προηγούμενα παραδείγματα, έχουμε:

D = 6 χ 1 (έξι άτομα υδρογόνου) + 6 χ 1 (ένα άτομο οξυγόνου) + 4 χ 2 (δύο άτομα άνθρακα) = 20 ηλεκτρόνια

N = 6 × 2 (έξι άτομα υδρογόνου) + 8 × 1 (ένα άτομο οξυγόνου) + 8 × 2 (δύο άτομα άνθρακα) = 36 ηλεκτρόνια

C = 36-20 = 16 ηλεκτρόνια

C / 2 = 8 συνδέσμους

Ο αριθμός των πράσινων παύσεων αντιστοιχεί στους 8 υπολογιζόμενους συνδέσμους. Η προτεινόμενη δομή Lewis είναι αυτή της CH αιθανόλης₃CH₂OH. Ωστόσο, θα ήταν επίσης σωστό να προτείνεται η δομή του διμεθυλαιθέρα CH₃OCH₃, η οποία είναι ακόμη πιο συμμετρική.

Ποιο από τα δύο είναι "πιο" σωστά; Και οι δύο είναι εξίσου, καθώς οι δομές εμφανίζονται ως δομικά ισομερή του ίδιου μοριακού τύπου C₂H₆Ο.

Υπερμαγγανικό ιόν

Η κατάσταση είναι περίπλοκη όταν είναι επιθυμητή η κατασκευή των δομών Lewis για ενώσεις μεταβατικών μετάλλων. Το μαγγάνιο ανήκει στην ομάδα VIIB · ομοίως, το ηλεκτρόνιο του αρνητικού φορτίου πρέπει να προστεθεί στα διαθέσιμα ηλεκτρόνια. Εφαρμόζοντας τον τύπο που έχετε:

D = 7 × 1 (ένα άτομο μαγγανίου) + 6 × 4 (τέσσερα άτομα οξυγόνου) + 1 ηλεκτρόνιο ανά φόρτιση = 32 ηλεκτρόνια

Ν = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 ηλεκτρόνια

C = 40 - 32 = 8 κοινά ηλεκτρόνια

C / 2 = 4 συνδέσεις

Ωστόσο, τα μεταβατικά μέταλλα μπορούν να έχουν περισσότερα από οκτώ ηλεκτρόνια σθένους. Επίσης, για το ιόν MnO₄^- παρουσιάζουν το αρνητικό φορτίο είναι απαραίτητο να μειωθούν τα φορτία των ατόμων οξυγόνου. Πώς; Μέσω των διπλών δεσμών.

Αν είναι όλες οι συνδέσεις του MnO₄^- ήταν απλά, τα επίσημα φορτία των οξυγόνων θα ήταν ίσα με -1. Δεδομένου ότι υπάρχουν τέσσερις, η προκύπτουσα επιβάρυνση θα ήταν -4 για το ανιόν, κάτι που προφανώς δεν ισχύει. Όταν σχηματίζονται οι διπλοί δεσμοί, διασφαλίζεται ότι ένα μόνο οξυγόνο έχει αρνητικό επίσημο φορτίο, το οποίο αντανακλάται στο ιόν.

Στο υπερμαγγανικό ιόν μπορεί να φανεί ότι υπάρχει συντονισμός. Αυτό σημαίνει ότι ο απλός απλός δεσμός Mn-O απομακρύνεται μεταξύ των τεσσάρων ατόμων Ο..

Διχρωμικό ιόν

Τέλος, μια παρόμοια περίπτωση συμβαίνει με το διχρωμικό ιόν (Cr₂Ο₇). Το χρώμιο ανήκει στην ομάδα VIB, έτσι έχει έξι ηλεκτρόνια σθένους. Εφαρμογή του τύπου ξανά:

D = 6 × 2 (δύο άτομα χρωμίου) + 6 × 7 (επτά άτομα οξυγόνου) + 2 ηλεκτρόνια ανά δισθενή φόρτιση = 56 ηλεκτρόνια

Ν = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 ηλεκτρόνια

C = 72 - 56 = 16 κοινά ηλεκτρόνια