Struktura Lewisa - Lewis structure

Struktura Lewisa cząsteczki wody.

Struktury Lewisa , znane również jako Lewis dot formuły Lewisa dot struktury , elektronowej DOT struktury lub Lewisa elektronów kropka struktury (LED) , przedstawiają schematy, które pokazują wiązanie pomiędzy atomami o cząsteczki , jak również wolne pary z elektronów , które mogą występować w cząsteczce. Strukturę Lewisa można narysować dla dowolnej cząsteczki związanej kowalencyjnie , jak również dla związków koordynacyjnych . Struktura Lewisa została nazwana na cześć Gilberta N. Lewisa , który przedstawił ją w swoim artykule z 1916 r . Atom i cząsteczka. Struktury Lewisa rozszerzają koncepcję wykresu punktowego elektronów , dodając linie między atomami, aby reprezentować wspólne pary w wiązaniu chemicznym.

Struktury Lewisa pokazują każdy atom i jego pozycję w strukturze cząsteczki za pomocą symbolu chemicznego. Linie są rysowane między połączonymi ze sobą atomami (zamiast linii można użyć par kropek). Nadmiar elektronów, które tworzą samotne pary, są reprezentowane jako pary kropek i są umieszczane obok atomów.

Chociaż główne elementy grupy z drugiego okresu i później zwykle reagują, zyskując, tracąc lub dzieląc się elektronami, dopóki nie osiągną konfiguracji elektronowej powłoki walencyjnej z pełnym oktetem (8) elektronów, wodór (H) może tworzyć tylko wiązania, które dzielą tylko dwa elektrony.

Budowa i liczenie elektronów

Całkowita liczba elektronów reprezentowanych w strukturze Lewisa jest równa sumie liczby elektronów walencyjnych na każdym pojedynczym atomie. Elektrony niewalencyjne nie są reprezentowane w strukturach Lewisa.

Po określeniu całkowitej liczby dostępnych elektronów, elektrony należy umieścić w strukturze zgodnie z następującymi krokami:

1. Atomy są najpierw połączone wiązaniami pojedynczymi.
2. Jeśli t jest całkowitą liczbą elektronów, a n liczbą wiązań pojedynczych, t-2n elektronów pozostaje do umieszczenia. Powinny być one umieszczone jako pojedyncze pary: jedna para kropek na każdą dostępną parę elektronów. Pojedyncze pary powinny być początkowo umieszczone na zewnętrznych atomach (innych niż wodór), aż każdy zewnętrzny atom będzie miał osiem elektronów w parach wiążących i samotnych; dodatkowe samotne pary można następnie umieścić na centralnym atomie. W razie wątpliwości pojedyncze pary należy najpierw umieścić na większej liczbie elektroujemnych atomów.
3. Po umieszczeniu wszystkich wolnych par atomy (zwłaszcza centralne) mogą nie mieć oktetu elektronów. W tym przypadku atomy muszą tworzyć podwójne wiązanie; samotna para elektronów jest przesuwana, aby utworzyć drugie wiązanie między dwoma atomami. Ponieważ para wiążąca jest dzielona między dwa atomy, atom, który pierwotnie miał wolną parę, nadal ma oktet; drugi atom ma teraz w powłoce walencyjnej jeszcze dwa elektrony.

Struktury Lewisa dla jonów wieloatomowych można narysować tą samą metodą. Podczas liczenia elektronów jony ujemne powinny mieć dodatkowe elektrony umieszczone w ich strukturach Lewisa; jony dodatnie powinny mieć mniej elektronów niż cząsteczka nienaładowana. Kiedy zapisana jest struktura Lewisa jonu, cała struktura jest umieszczana w nawiasach, a ładunek jest zapisywany jako indeks górny w prawym górnym rogu, poza nawiasami.

Zaproponowano prostszą metodę konstruowania struktur Lewisa, eliminującą potrzebę liczenia elektronów: atomy są rysowane pokazując elektrony walencyjne; wiązania są następnie tworzone przez łączenie w pary elektronów walencyjnych atomów biorących udział w procesie tworzenia wiązań, a aniony i kationy są tworzone przez dodawanie lub usuwanie elektronów do/z odpowiednich atomów.

Sztuczka polega na tym, aby policzyć elektrony walencyjne, a następnie policzyć liczbę elektronów potrzebną do ukończenia reguły oktetu (lub przy wodorze tylko 2 elektrony), a następnie wziąć różnicę tych dwóch liczb. Odpowiedzią jest liczba elektronów tworzących wiązania. Reszta elektronów po prostu wypełnia oktety wszystkich pozostałych atomów.

Zaproponowano inną prostą i ogólną procedurę zapisywania struktur Lewisa i form rezonansowych.

Opłata formalna

Jeśli chodzi o struktury Lewisa, ładunek formalny jest używany do opisu, porównania i oceny prawdopodobnych struktur topologicznych i rezonansowych poprzez określenie pozornego ładunku elektronowego każdego atomu wewnątrz, w oparciu o jego strukturę kropki elektronowej, zakładając wyłączną kowalencyjność lub wiązanie niepolarne . Ma zastosowanie w określaniu możliwej rekonfiguracji elektronów w odniesieniu do mechanizmów reakcji i często daje ten sam znak, co częściowy ładunek atomu, z wyjątkami. Ogólnie rzecz biorąc, formalny ładunek atomu można obliczyć za pomocą następującego wzoru, przyjmując niestandardowe definicje używanego znacznika:

${\ Displaystyle C_ {f} = N_ {v}-U_ {e}-{\ Frac {B_ {n}} {2}}}$

gdzie:

• ${\ Displaystyle C_ {f}}$ jest formalna opłata.
• ${\ Displaystyle N_ {v}}$ reprezentuje liczbę elektronów walencyjnych w wolnym atomie pierwiastka.
• ${\displaystyle U_{e}}$ reprezentuje liczbę niepodzielonych elektronów na atomie.
• ${\ Displaystyle B_ {n}}$ reprezentuje całkowitą liczbę elektronów w wiązaniach atomu z innym.

Formalny ładunek atomu jest obliczany jako różnica między liczbą elektronów walencyjnych, które miałby atom obojętny, a liczbą elektronów, które należą do niego w strukturze Lewisa. Elektrony w wiązaniach kowalencyjnych są równo podzielone między atomy zaangażowane w wiązanie. Suma ładunków formalnych jonu powinna być równa ładunkowi jonu, a suma ładunków formalnych molekuły obojętnej powinna być równa zeru.

Rezonans

W przypadku niektórych cząsteczek i jonów trudno jest określić, które pojedyncze pary należy przesunąć, aby utworzyć podwójne lub potrójne wiązania, a dla tej samej cząsteczki lub jonu można zapisać dwie lub więcej różnych struktur rezonansowych . W takich przypadkach zwykle zapisuje się je wszystkie z dwukierunkowymi strzałkami pomiędzy (patrz przykład poniżej). Czasami dzieje się tak, gdy wiele atomów tego samego typu otacza atom centralny i jest to szczególnie powszechne w przypadku jonów wieloatomowych.

W takiej sytuacji mówi się, że struktura Lewisa cząsteczki jest strukturą rezonansową , a cząsteczka istnieje jako hybryda rezonansowa. Każda z różnych możliwości nakłada się na inne i uważa się, że cząsteczka ma strukturę Lewisa równoważną pewnej kombinacji tych stanów.

Na przykład jon azotanowy (NO ₃ ^- ) musi tworzyć podwójne wiązanie między azotem a jednym z tlenów, aby spełnić regułę oktetu dla azotu. Ponieważ jednak cząsteczka jest symetryczna, nie ma znaczenia, który z tlenów tworzy wiązanie podwójne. W tym przypadku istnieją trzy możliwe struktury rezonansowe. Wyrażanie rezonansu podczas rysowania struktur Lewisa można wykonać albo rysując każdą z możliwych form rezonansowych i umieszczając między nimi strzałki z dwoma grotami, albo używając linii przerywanych do przedstawienia wiązań częściowych (chociaż to ostatnie jest dobrą reprezentacją hybrydy rezonansowej, która jest formalnie nie jest to struktura Lewisa).

Porównując struktury rezonansowe dla tej samej cząsteczki, zwykle te z najmniejszą liczbą ładunków formalnych mają większy udział w ogólnej hybrydzie rezonansowej. Gdy konieczne są ładunki formalne, preferowane są struktury rezonansowe, które mają ładunki ujemne na elementach bardziej elektroujemnych i ładunki dodatnie na elementach mniej elektroujemnych.

Pojedyncze wiązania można również przesuwać w ten sam sposób, aby tworzyć struktury rezonansowe dla hiperwalentnych cząsteczek, takich jak sześciofluorek siarki , co jest poprawnym opisem zgodnie z obliczeniami chemii kwantowej zamiast powszechnego modelu rozszerzonego oktetu.

Struktura rezonansowa nie powinna być interpretowana jako wskazanie, że cząsteczka przełącza się między formami, ale że cząsteczka działa jako średnia z wielu form.

Przykład

Wzór jonu azotynowego to NO−
2.

1. Azot jest najmniej elektroujemnym atomem z tych dwóch, więc jest centralnym atomem według wielu kryteriów.
2. Policz elektrony walencyjne. Azot ma 5 elektronów walencyjnych; każdy tlen ma 6, w sumie (6 × 2) + 5 = 17. Jon ma ładunek -1, co wskazuje na dodatkowy elektron, więc całkowita liczba elektronów wynosi 18.
3. Połącz atomy wiązaniami pojedynczymi. Każdy tlen musi być związany z azotem, który wykorzystuje cztery elektrony – po dwa w każdym wiązaniu.
4. Umieść pojedyncze pary. 14 pozostałych elektronów należy początkowo umieścić jako 7 samotnych par. Każdy tlen może przyjmować maksymalnie 3 samotne pary, co daje każdemu tlenowi 8 elektronów, łącznie z parą wiążącą. Siódma samotna para musi być umieszczona na atomie azotu.
5. Spełnij regułę oktetu. Oba atomy tlenu mają obecnie przypisanych 8 elektronów. Atom azotu ma przypisanych tylko 6 elektronów. Jedna z wolnych par na atomie tlenu musi tworzyć podwójne wiązanie, ale każdy atom będzie działał równie dobrze. Dlatego istnieje struktura rezonansowa.
6. Zwiąż luźne końce. Należy narysować dwie struktury Lewisa: Każda struktura ma jeden z dwóch atomów tlenu połączonych podwójnie z atomem azotu. Drugi atom tlenu w każdej strukturze będzie związany wiązaniem pojedynczym z atomem azotu. Umieść nawiasy wokół każdej konstrukcji i dodaj ładunek (-) w prawym górnym rogu na zewnątrz nawiasów. Narysuj strzałkę z dwoma grotami między dwiema formami rezonansowymi.

Alternatywne formacje

${\ Displaystyle {\ zacząć {macierz} {\ ce {CH3-CH2-CH2-CH3}} \ \ {\ ce {CH3CH2CH2CH3}} \ koniec {macierz}}}$

Dwie odmiany skondensowanego wzoru strukturalnego, obie wykazujące butan

Schemat szkieletowy butanu

Struktury chemiczne mogą być zapisane w bardziej zwartych formach, szczególnie gdy pokazują cząsteczki organiczne . W skondensowanych wzorach strukturalnych można pominąć wiele lub nawet wszystkie wiązania kowalencyjne, z indeksami wskazującymi liczbę identycznych grup przyłączonych do konkretnego atomu. Innym skrótowym schematem strukturalnym jest wzór szkieletowy (znany również jako wzór linii wiązania lub schemat szkieletu węgla). We wzorze szkieletowym atomy węgla nie są oznaczone symbolem C, ale wierzchołkami linii. Nie pokazano atomów wodoru związanych z węglem — można je wywnioskować, licząc liczbę wiązań z konkretnym atomem węgla — zakłada się, że każdy węgiel ma w sumie cztery wiązania, więc wszelkie nie pokazane wiązania są, w domyśle, atomami wodoru.

Inne diagramy mogą być bardziej złożone niż struktury Lewisa, pokazując wiązania w 3D przy użyciu różnych form, takich jak diagramy wypełniające przestrzeń .

Wykorzystanie i ograniczenia

Pomimo ich prostoty i rozwoju na początku XX wieku, kiedy zrozumienie wiązań chemicznych było jeszcze szczątkowe, struktury Lewisa wychwytują wiele kluczowych cech struktury elektronowej szeregu układów molekularnych, w tym te, które mają znaczenie dla reaktywności chemicznej. W związku z tym nadal cieszą się szerokim zastosowaniem przez chemików i nauczycieli chemii. Jest to szczególnie prawdziwe w dziedzinie chemii organicznej , gdzie nadal dominuje tradycyjny model wiązania walencyjnego, a mechanizmy są często rozumiane w kategoriach notacji krzywo -strzałkowej nałożonej na wzory szkieletowe , które są skróconymi wersjami struktur Lewisa. Ze względu na większą różnorodność schematów wiązań spotykanych w chemii nieorganicznej i metaloorganicznej , wiele napotykanych cząsteczek wymaga użycia w pełni zdelokalizowanych orbitali molekularnych, aby odpowiednio opisać ich wiązania, co sprawia, że ​​struktury Lewisa są stosunkowo mniej ważne (chociaż nadal są powszechne).

Należy zauważyć, że istnieją proste i archetypowe systemy molekularne, dla których opis Lewisa, przynajmniej w niezmodyfikowanej formie, jest mylący lub niedokładny. Warto zauważyć, że naiwne rysowanie struktur Lewisa dla cząsteczek, o których wiadomo eksperymentalnie, że zawierają niesparowane elektrony (np. O ₂ , NO i ClO ₂ ) prowadzi do nieprawidłowych wniosków dotyczących kolejności wiązań, długości wiązań i/lub właściwości magnetycznych. Prosty model Lewisa również nie uwzględnia zjawiska aromatyczności . Na przykład, struktury Lewisa nie oferują wyjaśnienie, dlaczego cykliczny C ₆ H ₆ (benzen) przeżywa specjalnej stabilizacji poza normalnymi skutkami delokalizacji, natomiast C ₄ H ₄ (cyklobutadien) rzeczywiście doświadcza szczególnej destabilizacji . Teoria orbitali molekularnych dostarcza najprostszego wyjaśnienia tych zjawisk.

Zobacz też

• Teoria odpychania par elektronów w powłoce walencyjnej
• Geometria molekularna
• Formuła strukturalna
• Naturalny orbital wiązania

Bibliografia

Zewnętrzne linki

• Wykresy kropkowe Lewisa wybranych elementów