LEWISOVA STRUKTURA: ŠTO JE, KAKO SE NAPRAVITI, PRIMJERI - KEMIJA - 2026

Lewis struktura je sve što je prikaz kovalentne veze unutar molekule ili iona. U njoj su ove veze i elektroni predstavljeni točkicama ili dugim crticama, iako većinu vremena točkice odgovaraju neobrijanim elektronima, a crtice kovalentnim vezama.

Ali što je kovalentna veza? To je dijeljenje para elektrona (ili točaka) između bilo koja dva atoma periodičke tablice. Pomoću ovih dijagrama mogu se nacrtati mnogi kosturi za određeni spoj. Koji je ispravan ovisit će o formalnim nabojima i kemijskoj prirodi samih atoma.

2-bromopropanski spoj. Autor Ben Mills, iz Wikimedia Commons.

Na slici iznad imate primjer što je Lewisova struktura. U ovom slučaju predstavljeni spoj je 2-bromopropan. Možete vidjeti crne točke koje odgovaraju elektronima, i one koje sudjeluju u vezama i one koje se ne dijele (jedini par malo iznad Br).

Ako bi parove točkica ":" zamijenili dugom crticom "-", tada bi ugljikov kostur 2-bromopropana bio predstavljen kao: C - C - C. Zašto ne bi mogao biti C - H - H - C umjesto "molekularnog okvira" nacrtanog? Odgovor leži u elektronskim karakteristikama svakog atoma.

Prema tome, budući da vodik ima na raspolaganju jedan elektron i jednu orbitu za ispunjenje, on tvori samo jednu kovalentnu vezu. Stoga se nikada ne mogu tvoriti dvije veze (da se ne brka s vodikovim vezama). S druge strane, elektronička konfiguracija atoma ugljika omogućava (i zahtijeva) stvaranje četiri kovalentne veze.

Zbog toga Lewisove strukture u kojima interveniraju C i H moraju biti koherentne i poštivati ​​ono što uređuje njihova elektronička konfiguracija. Na taj način, ako ugljik ima više od četiri veze, ili vodik više od jedne, onda se skica može odbaciti i pokrenuti novi koji je u skladu sa stvarnošću.

Ovdje se pojavljuje jedan od glavnih motiva ili odobravanja tih struktura, koji je uveo Gilbert Newton Lewis u potrazi za molekularnim reprezentacijama vjeran eksperimentalnim podacima: molekularna struktura i formalni naboji.

Svi postojeći spojevi mogu se predstaviti Lewisovim strukturama, što daje prvo približavanje molekuli ili ionima.

Kakva je struktura Lewisa?

To je reprezentativna struktura valentnih elektrona i kovalentnih veza u molekuli ili ionu koja služi za dobivanje predodžbe o njenoj molekularnoj strukturi.

Međutim, ova struktura ne predviđa neke važne detalje, poput molekularne geometrije u odnosu atoma i njegove okoline (ako je kvadratna, trigonalna ravnina, bipiramidalna itd.).

Isto tako, ne govori ništa o kemijskoj hibridizaciji njegovih atoma, već govori gdje se nalaze dvostruke ili trostruke veze i ima li rezonanca u strukturi.

Pomoću ovih podataka može se raspravljati o reaktivnosti spoja, njegovoj stabilnosti, kako i kojim mehanizmom će molekula slijediti kad reagira.

Zbog toga se Lewisove strukture nikada ne prestaju smatrati i vrlo su korisne, jer se u njima može kondenzirati novo kemijsko učenje.

Kako se to radi?

Za crtanje ili skiciranje strukture, formule ili Lewisovog dijagrama kemijska je formula spoja nužna. Bez njega ne možete ni znati koji su atomi koji čine. Jednom s njim periodična tablica koristi se za pronalaženje skupinama kojima pripadaju.

Na primjer, ako imate spoj C ₁₄ O ₂ N ₃ onda bi tražiti skupine gdje je ugljik, kisik i dušik su. Jednom kada se to učini, bez obzira na spoj, broj valencijskih elektrona ostaje isti, prije ili kasnije oni se pamte.

Dakle, ugljik pripada skupini IVA, kisik skupini VIA, a dušik VA. Broj grupe jednak je broju valentnih elektrona (bodova). Svima je zajednička tendencija popunjavanja okteta valentne ljuske.

Koje je pravilo okteta?

To govori da postoji tendencija atoma da dovrše svoju razinu energije s osam elektrona kako bi postigli stabilnost. Ovo se odnosi na sve nemetalne elemente ili one koji se nalaze u sopstvenim blokovima periodičke tablice.

Međutim, nisu svi elementi u skladu s oktetskim pravilom. Posebni su slučajevi prijelazni metali, čija se struktura više temelji na formalnim nabojima i njihovom broju u grupi.

Broj elektrona u valentnoj ljusci nemetalnih elemenata, onih u kojima može djelovati Lewisova struktura.

Primjena matematičke formule

Znajući kojoj grupi pripadaju elementi, a samim tim i broj valentnih elektrona na raspolaganju za formiranje veza, nastavite sa sljedećom formulom koja je korisna za crtanje Lewisovih struktura:

C = N - D

Gdje C znači dijeljene elektrone, to jest one koji sudjeluju u kovalentnim vezama. Budući da se svaka veza sastoji od dva elektrona, tada je C / 2 jednak broju veza (ili crtica) koje se moraju povući.

N su potrebni elektroni koje atom mora imati u svojoj valentnoj ljusci da bi bili izoelektronski prema plemenitom plinu koji ga slijedi u istom razdoblju. Za sve elemente koji nisu H (budući da za usporedbu s He trebaju dva elektrona) potrebno im je osam elektrona.

D su raspoloživi elektroni koji su određeni grupom ili brojem valentnih elektrona. Dakle, budući da Cl pripada skupini VIIA, mora biti okružen sa sedam crnih točaka ili elektrona, i imajte na umu da je par potreban za stvaranje veze.

Zbog atoma, njihovih točaka i broja C / 2 veza, Lewisova struktura može se improvizirati. Ali uz to, potrebno je imati predodžbu o drugim „pravilima“.

Gdje staviti najmanje elektronegativnih atoma

Najmanje elektronegativnih atoma u ogromnoj većini struktura zauzimaju centre. Iz tog razloga, ako imate spoj s P, O i F atomima, P se mora stoga nalaziti u središtu hipotetičke strukture.

Također je važno napomenuti da se vodikovi normalno vežu na visoko elektronegativne atome. Ako u spoju imate Zn, H i O, H će ići zajedno s O, a ne sa Zn (Zn - O - H, a ne H - Zn - O). Postoje iznimke od ovog pravila, ali uglavnom se događa s nemetalnim atomima.

Simetrija i formalna opterećenja

Priroda ima veliku prednost pri stvaranju molekularnih struktura koje su što simetričnije. To pomaže da se izbjegne stvaranje neurednih struktura, s tim da su atomi raspoređeni na takav način da ne pokoravaju nikakvom prividnom obrascu.

Na primjer, za spoj C ₂ A ₃, gdje A je atom izmišljeni, najvjerojatnije struktura bi A - C - A - C - A. Primjetite simetriju njegovih strana, oba odraza druge.

Formalni naboji također igraju važnu ulogu pri crtanju Lewisovih struktura, posebno za ione. Dakle, veze se mogu dodati ili ukloniti tako da formalni naboj atoma odgovara ukupnom iskazanom naboju. Ovaj je kriterij vrlo koristan za spojeve prijelaznih metala.

Ograničenja u pravilu okteta

Prikaz aluminij trifluorida, spoja koji je nestabilan. Oba su elementa sastavljena od šest elektrona koji stvaraju tri kovalentne veze kada bi ih trebalo biti osam kako bi postigli stabilnost. Izvor: Gabriel Bolívar

Ne poštuju se sva pravila, što ne mora nužno značiti i da je struktura pogrešna. Tipični primjeri toga primijećeni su u mnogim spojevima u kojima su uključeni elementi IIIA grupe (B, Al, Ga, In, Tl). Ovdje se posebno razmatra aluminijev trifluorid (AlF ₃).

Primjenjujući zatim gore opisanu formulu, imamo:

D = 1 × 3 (jedan atom aluminija) + 7 × 3 (tri atoma fluora) = 24 elektrona

Ovdje su 3 i 7 odgovarajuće skupine ili brojevi valentnih elektrona dostupnih za aluminij i fluor. Zatim, razmatrajući potrebne elektrone N:

N = 8 × 1 (jedan atom aluminija) + 8 × 3 (tri atoma fluora) = 32 elektrona

I zato su zajednički elektroni:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektrona

C / 2 = 4 veze

Budući da je aluminij najmanje elektronegativni atom, on se mora postaviti u središte, a fluor tvori samo jednu vezu. S obzirom na to imamo Lewisovu strukturu AlF ₃ (gornja slika). Dijeljeni elektroni su označeni zelenim točkama kako bi se razlikovali od onih koji nisu dijeljeni.

Iako proračun predviđa da se moraju stvoriti 4 veze, aluminijumu nedostaje dovoljno elektrona i ne postoji ni četvrti atom fluora. Kao rezultat toga, aluminij nije u skladu s oktetskim pravilom i ta se činjenica ne odražava u proračunima.

Primjeri Lewisovih struktura

Jod

Nemetali joda imaju sedam elektrona, tako da, dijeleći jedan od tih elektrona svaki, oni stvaraju kovalentnu vezu koja osigurava stabilnost. Izvor: Gabriel Bolívar

Jod je halogen i stoga spada u skupinu VIIA. Tako ima sedam valentnih elektrona, a ova jednostavna dijatomska molekula može se predstaviti improvizirajući ili primjenjujući formulu:

D = 2 × 7 (dva atoma joda) = 14 elektrona

N = 2 × 8 = 16 elektrona

C = 16 - 14 = 2 elektrona

C / 2 = 1 veza

Od 14 elektrona 2 sudjeluju u kovalentnoj vezi (zelene točke i crtica), 12 ostaje nepodijeljeno; a budući da se radi o dva atoma joda, 6 mora biti podijeljeno za jedan od njih (njegove valentne elektrone). U ovoj molekuli moguća je samo ova struktura, čija je geometrija linearna.

Amonijak

Dušik ima 5 elektrona, dok je samo vodik 1. Dovoljno za postizanje stabilnosti uspostavljanjem tri kovalentne veze, sastavljene od jednog elektrona iz N i drugog iz H Izvor: Gabriel Bolívar

Kakva je Lewisova struktura za molekulu amonijaka? Budući da je dušik iz skupine VA ima pet valentnih elektrona i tada:

D = 1 × 5 (jedan atom dušika) + 1 × 3 (tri atoma vodika) = 8 elektrona

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektrona

C = 14 - 8 = 6 elektrona

C / 2 = 3 veze

Ovoga puta formula je točna s brojem veza (tri zelene poveznice). Kako 6 od 8 raspoloživih elektrona sudjeluje u vezama, ostaje neobrijani par koji se nalazi iznad dušikovog atoma.

Ova struktura kaže sve što se mora znati o bazi amonijaka. Primjenjujući znanje o TEV-u i TRPEV-u, zaključuje se da je geometrija tetraedarsko izobličena para bez dušika i da je hibridizacija toga sp ³.

C

Izvor: Gabriel Bolívar

Formula odgovara organskom spoju. Prije primjene formule treba imati na umu da vodikovi tvore jednu vezu, kisik dvije, ugljik četiri i da struktura mora biti što simetričnija. Postupajući kao u prethodnim primjerima, imamo:

D = 6 × 1 (šest atoma vodika) + 6 × 1 (jedan atom kisika) + 4 × 2 (dva atoma ugljika) = 20 elektrona

N = 6 × 2 (šest atoma vodika) + 8 × 1 (jedan atom kisika) + 8 × 2 (dva atoma ugljika) = 36 elektrona

C = 36 - 20 = 16 elektrona

C / 2 = 8 veza

Broj zelenih crtica odgovara 8 izračunatih veza. Predloženi Lewis struktura je da etanol CH ₃ CH ₂ OH. Međutim, bilo bi također bio ispravan predložiti strukturu eter CH ₃ OCH ₃, koja je još više simetričan.

Koji je od njih dvojice "više" točan? Oba su jednako tako, budući da su strukture nastao kao strukturne izomere istog molekulske formule C ₂ H ₆ O.

Permanganatni ion

Izvor: Gabriel Bolívar

Situacija je komplicirana kada je potrebno napraviti Lewisove strukture za spojeve prijelaznih metala. Mangan pripada skupini VIIB, isto tako, elektron negativnog naboja mora se dodati među raspoložive elektrone. Primjenom formule imamo:

D = 7 × 1 (jedan atom mangana) + 6 × 4 (četiri atoma kisika) + 1 puta s nabijanjem elektrona = 32 elektrona

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektrona

C = 40 - 32 = 8 dijeljenih elektrona

C / 2 = 4 veze

Međutim, prijelazni metali mogu imati više od osam valentnih elektrona. Nadalje, za MnO ₄ ^- ion koji pokazuju negativan naboj, potrebno je smanjiti formalne optužbe atomima kisika. Kako? Kroz dvostruke veze.

Ako su sve veze MnO ₄ ^- bile su jednostavne, formalne optužbe za atomi kisika će biti jednak -1. Budući da ih ima četiri, rezultirajući naboj bio bi -4 za anion, što očito nije točno. Kad se formiraju dvostruke veze, zajamčeno je da jedan kisik ima negativan formalni naboj, odražen u ionu.

U ionu permanganata vidi se da postoji rezonanca. To implicira da je jedina jednostruka Mn - O veza delokalizirana između četiri O atoma.

Dikromatni ion

Izvor: Gabriel Bolívar

Konačno, sličan slučaj pojavljuje s ionom dikromata (Cr ₂ O ₇). Krom pripada skupini VIB, tako da ima šest valentnih elektrona. Ponovna primjena formule:

D = 6 × 2 (dva atoma kroma) + 6 × 7 (sedam atoma kisika) + 2 elektrona puta dvovalentni naboj = 56 elektrona

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektrona

C = 72 - 56 = 16 dijeljenih elektrona

C / 2 = 8 veza

Ali ne postoji 8 veza, nego 12. Iz istih razloga, u permanganatnom ionu moraju se ostaviti dva kisika s negativnim formalnim nabojima koji dodaju do -2 naboja dikromatnog iona.

Dakle, dodaje se onoliko dvostrukih veza koliko je potrebno. Na ovaj način dolazimo do Lewisove strukture slike za Cr ₂ O ₇ ^2–.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck i Stanley. Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje, str. 251.
2. Lewisove strukture. Preuzeto iz: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Katedra za kemiju i biokemiju, UCLA. (2017). Lewisova struktura. Preuzeto iz: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Crtanje Lewisovih struktura. Preuzeto sa: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewisove ("elektronske točke") strukture. Odjel za kemiju, Sveučilište Maine, Orono. Preuzeto iz: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25. travnja 2017.). Kako odrediti koliko točkica na elementu strukture Lewis točaka. Sciencing. Oporavilo od: sciaching.com