Structura lui Lewis în consite, cum se face, exemple

structura lui Lewis reprezintă tocmai reprezentarea legăturilor covalente într-o moleculă sau un ion. În ea, aceste legături și electroni sunt reprezentate prin puncte sau liniuțe lungi, deși în majoritatea cazurilor punctele corespund cu electronii ne-împărțiți și liniuțele cu legăturile covalente.

Dar ce este o legătură covalentă? Este împărțirea unei perechi de electroni (sau puncte) între oricare doi atomi ai mesei periodice. Cu aceste diagrame puteți schița mai multe schelete pentru un anumit compus. Care dintre ele este corectă va depinde de încărcăturile oficiale și natura chimică a atomilor înșiși.

De Ben Mills [Domeniul public], de pe Wikimedia Commons

În imaginea de mai sus avem un exemplu de structură Lewis. În acest caz, compusul reprezentat este 2-brompropan. Punctele negre corespunzătoare electronilor pot fi apreciate, atât cele care participă la legături, cât și cele care nu sunt partajate (singura pereche chiar deasupra lui Br).

Dacă perechile de puncte ":" au fost înlocuite cu o cratimă lungă "-", atunci scheletul de carbon al 2-bromopropanului ar fi reprezentat ca: C-C-C. De ce, în locul "cadrului molecular" desenat, nu ar putea fi C-H-H-C? Răspunsul constă în caracteristicile electronice ale fiecărui atom.

Astfel, deoarece hidrogenul are doar un singur electron și o singură orbitală disponibilă pentru umplere, acesta formează doar o legătură covalentă. Prin urmare, nu poate forma niciodată două legături (nu trebuie confundate cu legăturile de hidrogen). Pe de altă parte, configurația electronică a atomului de carbon permite (și necesită) formarea a patru legături covalente.

Din acest motiv, structurile Lewis unde C și H intervin trebuie să fie coerente și să respecte ceea ce este guvernat de configurațiile lor electronice. În acest fel, dacă carbonul are mai mult de patru legături, sau mai mult de un hidrogen, atunci conturul poate fi aruncat și poate fi pornit un nou unul mai potrivit cu realitatea.

Aici apare unul dintre principalele motive sau spate ale acestor structuri, introdus de Gilbert Newton Lewis în căutarea reprezentărilor moleculare fidele datelor experimentale: structura moleculară și taxele oficiale.

Toți compușii existenți pot fi reprezentați de structurile Lewis, dându-se o primă aproximare a modului în care ar putea fi molecula sau ionii.

index

1 Care este structura lui Lewis?
2 Cum se face?
- 2.1 Aplicarea formulei matematice
- 2.2 Unde se plasează atomii cei mai puțin electronegativi
- 2.3 Simetria și taxele oficiale
3 Limitări privind regula octetului
4 Exemple de structuri Lewis
- 4.1 Iod
- 4.2 Amoniac
- 4,3 C2H6O
- 4.4 Permanganat de ioni
- 4,5 dicromat de ioni
5 Referințe

Care este structura lui Lewis?

Este o structură reprezentativă de electroni de valență și legături covalente într-o moleculă sau ion care servește pentru a obține o idee despre structura sa moleculară.

Cu toate acestea, această structură nu prezice anumite detalii importante, cum ar fi geometria moleculară cu privire la un atom și la mediul său (dacă acesta este patrat, trigonal, bipyramidal etc.).

De asemenea, nu se spune nimic despre hibridizarea chimică a atomilor săi, dar unde sunt legăturile duble sau triple și dacă există rezonanță în structură.

Cu această informație se poate argumenta reactivitatea unui compus, stabilitatea acestuia, cum și ce mecanism va urma molecula atunci când va reacționa.

Din acest motiv, structurile lui Lewis nu mai încearcă să fie luate în considerare și sunt foarte utile, deoarece în ele se pot condensa noile cunoștințe chimice.

Cum se face?

Pentru a desena sau a schița o structură, formula sau diagrama Lewis este esențială formula chimică a compusului. Fără ea nici măcar nu știți care sunt atomii care o fac. O dată cu aceasta, tabelul periodic este folosit pentru a localiza grupurile din care fac parte.

De exemplu, dacă aveți compusul C₁₄O₂N₃ atunci ar trebui să căutăm grupurile în care sunt carbonul, oxigenul și azotul. Acest lucru a fost făcut, indiferent de compuși, numărul de electroni de valență rămâne același, astfel că, mai devreme sau mai târziu, aceștia sunt memorați.

Astfel, carbonul aparține grupului de TVA, oxigenului pentru grupul VIA și azotului pentru VA. Numărul grupului este egal cu numărul de electroni de valență (puncte). Toți au în comun tendința de a finaliza octetul învelișului de valență.

Aceasta se aplică tuturor elementelor nemetalice sau celor găsite în blocurile s sau p ale tabelei periodice. Cu toate acestea, nu toate elementele respectă regula octetului. Cazurile particulare sunt metalele tranzitorii, ale căror structuri se bazează mai mult pe taxele oficiale și numărul grupului lor.

Aplicarea formulei matematice

Cunoscând ce grup aparțin elementele și, prin urmare, numărul de electroni de valență disponibili pentru a forma legături, procedăm cu următoarea formulă, care este utilă pentru desenarea structurilor lui Lewis:

C = N-D

Unde înseamnă C electroni partajați, adică cei care participă la legături covalente. Deoarece fiecare legătură este alcătuită din doi electroni, atunci C / 2 este egal cu numărul de legături (sau liniuțe) care trebuie extrase.

N sunt electronii necesari, care trebuie să aibă atomul din cochilia lui de valență să fie izoelectronic față de gazul nobil care îl urmează în aceeași perioadă. Pentru toate elementele, altele decât H (deoarece necesită doi electroni pentru a fi comparați cu El), ei au nevoie de opt electroni.

D sunt electroni disponibili, care sunt determinate de grup sau numerele de electroni de valență. Astfel, din moment ce Cl aparține grupului VIIA, acesta trebuie să fie înconjurat de șapte puncte negre sau electroni și să aibă în vedere că este necesară o pereche pentru a forma o legătură.

Având atomii, punctele lor și numărul de legături C / 2, o structură Lewis poate fi apoi improvizată. Dar, în plus, este necesar să avem o noțiune de alte "reguli".

Unde se plasează atomii cei mai puțin electronegativi

Atomii mai puțin electronegativi din marea majoritate a structurilor ocupă centrele. Din acest motiv, dacă aveți un compus cu atomi de P, O și F, P trebuie așadar plasat în centrul structurii ipotetice.

De asemenea, este important de observat că atomii de hidrogen sunt de obicei legați de atomi cu înaltă electronegativă. Dacă aveți un compus Zn, H și O, H va merge lângă O și nu cu Zn (Zn-O-H și nu H-Zn-O). Există excepții de la această regulă, dar se întâmplă de obicei cu atomi nemetalici.

Simetrie și taxe oficiale

Natură are o preferință înaltă pentru structurile moleculare originale cât mai simetrice posibil. Acest lucru ajută la evitarea structurilor dezordonate, cu atomii aranjați astfel încât să nu se supună oricărui model aparent.

De exemplu, pentru compusul C₂A₃, unde A este un atom fictiv, structura cea mai probabilă ar fi A-C-A-C-A. Observați simetria laturilor sale, ambele reflecții ale celuilalt.

Acuzațiile formale joacă, de asemenea, un rol important în desenarea structurilor Lewis, în special pentru ioni. Astfel, legăturile pot fi adăugate sau eliminate astfel încât sarcina oficială a unui atom să corespundă încărcării totale expuse. Acest criteriu este foarte util pentru compușii metalelor de tranziție.

Limitări în regula octeților

Nu toate regulile sunt îndeplinite, ceea ce nu înseamnă neapărat că structura este incorectă. Exemple tipice de acest lucru sunt observate în numeroși compuși în care sunt implicate elemente ale grupului IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Aici este luată în considerare în mod specific trifluorura de aluminiu (AlF)₃).

Aplicând apoi formula descrisă mai sus, avem:

D = 1 × 3 (un atom de aluminiu) + 7 × 3 (trei atomi de fluor) = 24 de electroni

Aici cele 3 și 7 sunt grupurile sau numerele de electroni de valență disponibili pentru aluminiu și fluor. Apoi, luând în considerare electronii necesari N:

N = 8 × 1 (un atom de aluminiu) + 8 × 3 (trei atomi de fluor) = 32 de electroni

Și, prin urmare, electronii partajați sunt:

C = N-D

C = 32 - 24 = 8 electroni

C / 2 = 4 link-uri

Deoarece aluminiul este atomul cel mai puțin electronegativ, acesta trebuie plasat în centru, iar fluorul formează doar o legătură. Având în vedere acest lucru, avem structura Lewis a AlF₃ (imagine de sus) Electronii partajați sunt evidențiați cu puncte verzi pentru a le distinge de cele nereluate.

Deși calculele prevăd că există 4 legături care trebuie formate, aluminiul nu are suficienți electroni și, în plus, nu există un al patrulea atom de fluor. Ca urmare, aluminiu nu respectă regula octetului și acest fapt nu este reflectat în calcule.

Exemple de structuri Lewis

iod

Iodul este un halogen și, prin urmare, face parte din grupul VIIA. Are apoi șapte electroni de valență, iar această moleculă simplă diatomică poate fi reprezentată prin improvizarea sau aplicarea formulei:

D = 2 × 7 (doi atomi de iod) = 14 electroni

N = 2 × 8 = 16 electroni

C = 16 - 14 = 2 electroni

C / 2 = 1 legătură

Din 14 electroni 2 participă la legătura covalentă (puncte verzi și liniuță), 12 rămân ne-împărțite; și pentru că sunt doi atomi de iod, 6 trebuie împărțiți pentru unul dintre ei (electronii lor de valență). În această moleculă, este posibilă numai această structură, a cărei geometrie este liniară.

ammoniac

Care este structura Lewis pentru molecula de amoniac? Deoarece azotul este din grupul VA, are cinci electroni de valență și apoi:

D = 1 × 5 (un atom de azot) + 1 × 3 (trei atomi de hidrogen) = 8 electroni

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 electroni

C = 14 - 8 = 6 electroni

C / 2 = 3 link-uri

De data aceasta, formula se succede cu numărul de linkuri (trei legături verde). Ca de 8 electroni disponibile 6 implicate în legăturile, este o pereche unshared care este situată deasupra atomului de azot.

Această structură spune tot ce trebuie știut despre baza de amoniac.Aplicând cunoștințele TEV și TRPEV, se deduce că geometria este tetraedrică distorsionată de perechea liberă de azot și că hibridizarea acesteia este prin urmare sp³.

C₂H₆O

Formula corespunde unui compus organic. Înainte de aplicarea formulării, trebuie reținut că hidrogenii formează o singură legătură, oxigenul doi, carbonul patru și că structura trebuie să fie cât mai simetrică posibil. Continuând ca exemplele anterioare, avem:

D = 6 × 1 (șase atomi de hidrogen) + 6 × 1 (un atom de oxigen) + 4 × 2 (doi atomi de carbon) = 20 de electroni

N = 6 × 2 (șase atomi de hidrogen) + 8 × 1 (un atom de oxigen) + 8 × 2 (doi atomi de carbon) = 36 de electroni

C = 36 - 20 = 16 electroni

C / 2 = 8 link-uri

Numărul liniilor verde corespunde celor 8 linkuri calculate. Structura Lewis propusă este cea a etanolului CH₃CH₂OH. Cu toate acestea, ar fi fost corect să se propună structura dimetil eterului CH₃OCH₃, care este și mai simetrică.

Care dintre cele două este "mai" corect? Ambele sunt în mod egal, deoarece structurile au apărut ca izomeri structurali cu aceeași formulă moleculară C₂H₆O.

Permanganat de ioni

Situația este complicată atunci când se dorește realizarea structurilor Lewis pentru compușii de metale tranziționale. Manganul aparține grupului VIIB, de asemenea, electronul dintre sarcina negativă trebuie adăugat printre electronii disponibili. Aplicând formula pe care o aveți:

D = 7 × 1 (un atom de mangan) + 6 × 4 (patru atomi de oxigen) + 1 electron per încărcare = 32 de electroni

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 de electroni

C = 40 - 32 = 8 electroni partajați

C / 2 = 4 link-uri

Cu toate acestea, metalele de tranziție pot avea mai mult de opt electroni de valență. De asemenea, pentru ionul MnO₄^- prezintă încărcătura negativă este necesar să se reducă sarcinile formale ale atomilor de oxigen. Cum? Prin legăturile duble.

Dacă toate legăturile MnO₄^- au fost simple, încărcăturile oficiale ale oxigenului ar fi egale cu -1. Deoarece există patru, sarcina rezultată ar fi -4 pentru anion, ceea ce, evident, nu este adevărat. Când se formează legăturile duble, se garantează că un singur oxigen are o încărcătură formală negativă, reflectată în ion.

În ionul permanganat, se poate observa că există rezonanță. Aceasta implică faptul că singura legătură simplă Mn-O este delocalizată între cei patru atomi de O.

Dicromat de ioni

În cele din urmă, un caz similar apare cu ionul bicromat (Cr₂O₇). Cromul aparține grupului VIB, deci are șase electroni de valență. Aplicarea din nou a formulei:

D = 6 × 2 (doi atomi de crom) + 6 × 7 (șapte atomi de oxigen) + 2 electroni per încărcare divalentă = 56 de electroni

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 de electroni

C = 72 - 56 = 16 electroni partajați