Struktur von Lewis im Vergleich, wie es gemacht wird, Beispiele

Die Struktur von Lewis ist diese ganze Darstellung der kovalenten Bindungen innerhalb eines Moleküls oder eines Ions. In ihm sind diese Verbindungen und Elektronen durch Punkte oder lange Bindestriche dargestellt, obwohl die Punkte meistens den nicht geteilten Elektronen und den Strichen zu den kovalenten Bindungen entsprechen.

Aber was ist eine kovalente Bindung? Es ist die Teilung eines Paares von Elektronen (oder Punkten) zwischen zwei beliebigen Atomen des Periodensystems. Mit diesen Diagrammen können Sie viele Skelette für eine bestimmte Verbindung skizzieren. Welche davon richtig ist, hängt von den formalen Ladungen und der chemischen Natur der Atome selbst ab.

Von Ben Mills [Public domain], von Wikimedia Commons

Im obigen Bild haben wir ein Beispiel dafür, was eine Lewis-Struktur ist. In diesem Fall ist die dargestellte Verbindung 2-Brompropan. Die schwarzen Punkte, die den Elektronen entsprechen, können geschätzt werden, sowohl diejenigen, die an den Bindungen teilnehmen, als auch diejenigen, die nicht geteilt werden (das einzige Paar unmittelbar über dem Br).

Wenn die Punktepaare ":" durch einen langen Bindestrich "-" ersetzt würden, würde das Kohlenstoffgerüst von 2-Brompropan wie folgt dargestellt: C-C-C. Warum, statt des "molekularen Rahmens", könnte es nicht C-H-H-C sein? Die Antwort liegt in den elektronischen Eigenschaften jedes Atoms.

Da Wasserstoff nur ein Elektron und ein einzelnes Orbital zum Füllen zur Verfügung hat, bildet er nur eine kovalente Bindung. Daher kann es niemals zwei Bindungen bilden (nicht zu verwechseln mit Wasserstoffbrücken). Auf der anderen Seite erlaubt die elektronische Konfiguration des Kohlenstoffatoms die Bildung von vier kovalenten Bindungen.

Aus diesem Grund müssen die Lewis-Strukturen, in die C und H eingreifen, kohärent sein und respektieren, was durch ihre elektronischen Konfigurationen gesteuert wird. Auf diese Weise kann, wenn der Kohlenstoff mehr als vier Bindungen oder mehr als einen Wasserstoff aufweist, der Umriß verworfen werden und ein neuer, mehr im Einklang mit der Realität, begonnen werden.

Dies ist einer der Hauptgründe oder Rückgrat dieser Strukturen, der von Gilbert Newton Lewis bei seiner Suche nach molekularen Darstellungen, die den experimentellen Daten entsprechen, eingeführt wurde: die molekulare Struktur und die formalen Ladungen.

Alle existierenden Verbindungen können durch Lewis-Strukturen dargestellt werden, die eine erste Annäherung an die Art und Weise ergeben, wie das Molekül oder die Ionen sein könnten.

Index

1 Was ist Lewis Struktur?
2 Wie wird es gemacht?
- 2.1 Anwenden der mathematischen Formel
- 2.2 Wo werden die am wenigsten elektronegativen Atome platziert?
- 2.3 Symmetrie und formelle Gebühren
3 Einschränkungen der Oktettregel
4 Beispiele für Lewis-Strukturen
- 4.1 Jod
- 4.2 Ammoniak
- 4.3 C2H6O
- 4.4 Ionenpermanganat
- 4.5 Ionendichromat
5 Referenzen

Was ist Lewis Struktur?

Es ist eine repräsentative Struktur von Valenzelektronen und kovalenten Bindungen in einem Molekül oder Ion, das dazu dient, eine Vorstellung von seiner molekularen Struktur zu bekommen.

Diese Struktur kann jedoch einige wichtige Details wie die molekulare Geometrie in Bezug auf ein Atom und seine Umgebung (wenn es quadratisch, trigonal, bipyramidal usw. ist) nicht vorhersagen.

Es sagt auch nichts darüber aus, was die chemische Hybridisierung seiner Atome ist, aber wo sind die Doppel- oder Dreifachbindungen und ob es eine Resonanz in der Struktur gibt.

Mit dieser Information kann über die Reaktivität einer Verbindung, ihre Stabilität, den Wie und welchen Mechanismus das Molekül bei der Reaktion folgen kann, argumentiert werden.

Aus diesem Grund hören die Strukturen von Lewis nie auf, betrachtet zu werden, und sie sind sehr nützlich, weil in ihnen die neuen chemischen Erkenntnisse kondensiert werden können.

Wie wird es gemacht?

Um eine Struktur, Formel oder ein Lewis-Diagramm zu zeichnen oder zu skizzieren, ist die chemische Formel der Verbindung wesentlich. Ohne sie kann man nicht einmal wissen, aus welchen Atomen sie besteht. Einmal damit wird das Periodensystem verwendet, um die Gruppen zu finden, zu denen sie gehören.

Zum Beispiel, wenn Sie Verbindung C haben₁₄O₂N₃ dann sollten wir nach den Gruppen suchen, in denen sich Kohlenstoff, Sauerstoff und Stickstoff befinden. Dies geschieht unabhängig von der Zusammensetzung, die Anzahl der Valenzelektronen bleibt gleich, so dass sie früher oder später gespeichert werden.

Somit gehört Kohlenstoff zur Mehrwertsteuergruppe, Sauerstoff zur VIA-Gruppe und Stickstoff zur VA. Die Gruppennummer ist gleich der Anzahl der Valenzelektronen (Punkte). Allen gemeinsam ist die Tendenz, das Oktett der Valenzschale zu vervollständigen.

Dies gilt für alle nichtmetallischen Elemente oder solche, die in Blöcken s oder p des Periodensystems gefunden werden. Nicht alle Elemente befolgen jedoch die Oktettregel. Besondere Fälle sind die Übergangsmetalle, deren Strukturen sich mehr auf die formalen Gebühren und ihre Gruppenzahl stützen.

Anwenden der mathematischen Formel

Da wir wissen, zu welcher Gruppe die Elemente gehören und daher die Anzahl der Valenzelektronen, die zur Bildung von Bindungen zur Verfügung stehen, gehen wir nach folgender Formel vor, die nützlich ist, um die Lewis-Strukturen zu zeichnen:

C = N - D

Wo C bedeutet geteilte Elektronendas sind diejenigen, die an kovalenten Bindungen teilnehmen. Da jede Verbindung aus zwei Elektronen besteht, ist C / 2 gleich der Anzahl der Verbindungen (oder Bindestriche), die gezeichnet werden müssen.

N sind die Elektronen benötigtDas Atom muss in seiner Valenzschale isoelektronisch zu dem Edelgas sein, das ihm in der gleichen Periode folgt. Für alle Elemente außer H (da zwei Elektronen mit He verglichen werden müssen) benötigen sie acht Elektronen.

D sind die Elektronen verfügbar, die durch die Gruppe oder die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt sind. Da das Cl zur VIIA-Gruppe gehört, muss es daher von sieben schwarzen Punkten oder Elektronen umgeben sein, und bedenken Sie, dass ein Paar benötigt wird, um eine Verbindung zu bilden.

Mit den Atomen, ihren Punkten und der Anzahl der C / 2-Bindungen kann dann eine Lewis-Struktur improvisiert werden. Darüber hinaus ist es notwendig, eine Vorstellung von anderen "Regeln" zu haben.

Wo werden die am wenigsten elektronegativen Atome platziert?

Die weniger elektronegativen Atome in der überwiegenden Mehrheit der Strukturen besetzen die Zentren. Aus diesem Grund muss P, wenn Sie eine Verbindung mit Atomen von P, O und F haben, daher im Zentrum der hypothetischen Struktur platziert werden.

Es ist auch wichtig anzumerken, dass Wasserstoffatome normalerweise an hochelektronegative Atome gebunden sind. Wenn Sie eine Verbindung Zn, H und O haben, wird das H neben dem O und nicht mit dem Zn (Zn-O-H und nicht H-Zn-O) gehen. Es gibt Ausnahmen zu dieser Regel, aber es tritt normalerweise bei nichtmetallischen Atomen auf.

Symmetrie und formelle Gebühren

Die Natur hat eine hohe Präferenz für molekulare Ursprungsstrukturen, die so symmetrisch wie möglich sind. Dies hilft zu vermeiden, dass ungeordnete Strukturen angeordnet werden, wobei die Atome so angeordnet sind, dass sie keinem offensichtlichen Muster folgen.

Zum Beispiel für Verbindung C₂A₃wo A ein fiktives Atom ist, wäre die wahrscheinlichste Struktur A-C-A-C-A. Beachten Sie die Symmetrie ihrer Seiten, beide Reflexionen der anderen.

Die formalen Ladungen spielen auch eine wichtige Rolle beim Zeichnen der Lewis-Strukturen, insbesondere für die Ionen. Somit können Verbindungen hinzugefügt oder entfernt werden, so dass die formale Ladung eines Atoms der gesamten gezeigten Ladung entspricht. Dieses Kriterium ist sehr hilfreich für Verbindungen von Übergangsmetallen.

Einschränkungen in der Oktettregel

Nicht alle Regeln werden erfüllt, was nicht notwendigerweise bedeutet, dass die Struktur falsch ist. Typische Beispiele dafür finden sich in vielen Verbindungen, in denen Elemente der Gruppe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) beteiligt sind. Hier wird speziell Aluminiumtrifluorid (AlF) betrachtet₃).

Wenn wir dann die oben beschriebene Formel anwenden, haben wir:

D = 1 × 3 (ein Aluminiumatom) + 7 × 3 (drei Fluoratome) = 24 Elektronen

Hier sind die 3 und die 7 die jeweiligen Gruppen oder Zahlen von Valenzelektronen, die für Aluminium und Fluor verfügbar sind. Dann, unter Berücksichtigung der notwendigen Elektronen N:

N = 8 × 1 (ein Aluminiumatom) + 8 × 3 (drei Fluoratome) = 32 Elektronen

Und deshalb sind die geteilten Elektronen:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 Elektronen

C / 2 = 4 Links

Da Aluminium das am wenigsten elektronegative Atom ist, muss es in der Mitte platziert werden, und Fluor bildet nur eine Bindung. In Anbetracht dessen haben wir die Lewis-Struktur des AlF₃ (oberes Bild) Die geteilten Elektronen sind mit grünen Punkten markiert, um sie von den nicht geteilten zu unterscheiden.

Obwohl die Berechnungen voraussagen, dass 4 Bindungen gebildet werden müssen, fehlen dem Aluminium genügend Elektronen und zusätzlich gibt es kein viertes Fluoratom. Daher entspricht Aluminium nicht der Oktettregel und diese Tatsache spiegelt sich nicht in den Berechnungen wider.

Beispiele für Lewis-Strukturen

Jod

Jod ist ein Halogen und gehört daher zur VIIA-Gruppe. Es hat dann sieben Valenzelektronen, und dieses einfache zweiatomige Molekül kann durch Improvisieren oder Anwenden der Formel dargestellt werden:

D = 2 × 7 (zwei Iodatome) = 14 Elektronen

N = 2 × 8 = 16 Elektronen

C = 16 - 14 = 2 Elektronen

C / 2 = 1 Verbindung

Von 14 Elektronen nehmen 2 an der kovalenten Bindung teil (grüne Punkte und Bindestrich), 12 bleiben als nicht geteilt; und weil sie zwei Iodatome sind, müssen 6 für eins von ihnen geteilt werden (ihre Valenzelektronen). In diesem Molekül ist nur diese Struktur möglich, deren Geometrie linear ist.

Ammoniak

Was ist die Lewis-Struktur für das Ammoniakmolekül? Da der Stickstoff aus der VA-Gruppe stammt, hat er fünf Valenzelektronen und dann:

D = 1 × 5 (ein Stickstoffatom) + 1 × 3 (drei Wasserstoffatome) = 8 Elektronen

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 Elektronen

C = 14 - 8 = 6 Elektronen

C / 2 = 3 Links

Diesmal gelingt die Formel mit der Anzahl der Links (drei grüne Links). Da die 8 verfügbaren Elektronen 6 an den Verbindungen teilnehmen, gibt es ein nicht-geteiltes Paar, das sich über dem Stickstoffatom befindet.

Diese Struktur sagt alles aus, was über die Ammoniakbasis bekannt sein sollte.Bei Anwendung des Wissens von TEV und TRPEV wird abgeleitet, dass die Geometrie durch das freie Stickstoffpaar tetraedrisch verzerrt ist und dass die Hybridisierung daher sp ist³.

C₂H₆O

Die Formel entspricht einer organischen Verbindung. Vor der Anwendung der Formel muss daran erinnert werden, dass Wasserstoffatome eine Einfachbindung bilden, Sauerstoff zwei, Kohlenstoff vier, und dass die Struktur so symmetrisch wie möglich sein muss. Ausgehend von den vorherigen Beispielen haben wir:

D = 6 × 1 (sechs Wasserstoffatome) + 6 × 1 (ein Sauerstoffatom) + 4 × 2 (zwei Kohlenstoffatome) = 20 Elektronen

N = 6 × 2 (sechs Wasserstoffatome) + 8 × 1 (ein Sauerstoffatom) + 8 × 2 (zwei Kohlenstoffatome) = 36 Elektronen

C = 36 - 20 = 16 Elektronen

C / 2 = 8 Links

Die Anzahl der grünen Striche entspricht den 8 berechneten Verbindungen. Die vorgeschlagene Lewis-Struktur ist die von CH-Ethanol₃CH₂OH. Es wäre jedoch auch richtig gewesen, die Struktur von Dimethylether CH vorzuschlagen₃OCH₃, die noch symmetrischer ist.

Welche der beiden ist "mehr" korrekt? Beide sind gleich, da die Strukturen als Strukturisomere der gleichen Summenformel C aufgefunden wurden₂H₆O.

Ionenpermanganat

Die Situation ist kompliziert, wenn gewünscht wird, Lewis-Strukturen für Übergangsmetallverbindungen herzustellen. Das Mangan gehört zur Gruppe VIIB, auch das Elektron der negativen Ladung muss unter den verfügbaren Elektronen hinzugefügt werden. Anwenden der Formel, die Sie haben:

D = 7 × 1 (ein Manganatom) + 6 × 4 (vier Sauerstoffatome) + 1 Elektron pro Ladung = 32 Elektronen

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 Elektronen

C = 40 - 32 = 8 gemeinsame Elektronen

C / 2 = 4 Links

Übergangsmetalle können jedoch mehr als acht Valenzelektronen aufweisen. Auch für das MnO-Ion₄^- zeigen die negative Ladung, ist es notwendig, die formalen Ladungen der Sauerstoffatome zu verringern. Wie? Durch die Doppelbindungen.

Wenn alle Verbindungen des MnO₄^- waren einfach, die formalen Ladungen der Sauerstoffatome wären gleich -1. Da es vier gibt, wäre die resultierende Ladung -4 für das Anion, was offensichtlich nicht zutrifft. Wenn die Doppelbindungen gebildet werden, ist gewährleistet, dass ein einziger Sauerstoff eine negative formale Ladung aufweist, die in dem Ion reflektiert wird.

Im Permanganation kann man sehen, dass Resonanz vorliegt. Dies impliziert, dass die einfache Bindung Mn-O zwischen den vier O-Atomen delokalisiert ist.

Ionendichromat

Schließlich tritt ein ähnlicher Fall mit dem Dichromation (Cr₂O₇). Chrom gehört zur VIB-Gruppe, also hat es sechs Valenzelektronen. Die Formel erneut anwenden:

D = 6 × 2 (zwei Chromatome) + 6 × 7 (sieben Sauerstoffatome) + 2 Elektronen pro divalente Ladung = 56 Elektronen

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 Elektronen

C = 72 - 56 = 16 geteilte Elektronen