Hintergrund
Die Prämisse hinter Lewis-Strukturen ist die Oktettregel: Dass alle Atome mit einem Oktett von Elektronen umgeben sein möchten. Natürlich gibt es einige Ausnahmen: Sehr kleine Atome (H, Be und B) haben weniger als ein Oktett, und einige Hauptgruppenatome mit d-Orbitalen niedriger Energie (P, S, Cl, Br und I) können mehr als ein Oktett haben. Dies gilt insbesondere, wenn diese Atome Zentralatome sind und mit hochelektronegativen Atomen kombiniert werden.
Das Zeichnen korrekter Lewis-Strukturen erfordert Übung, aber der Prozess kann durch Befolgen einer Reihe von Schritten vereinfacht werden:
Schritt 1. Zählen Sie alle Valenzelektronen für jedes Atom. Addieren oder subtrahieren Sie Elektronen, wenn die Struktur ein Anion bzw. ein Kation ist.
Schritt 2. Bestimmen Sie, welche Atome miteinander verbunden sind. Zeichnen Sie eine Skelettstruktur.
Schritt 3. Verbinden Sie die Atome mit einem Elektronenpaar in jeder Bindung. Subtrahieren Sie die Bindungselektronen von den gesamten Valenzelektronen.
Schritt 4. Fügen Sie Elektronenpaare hinzu, um Oktette für alle peripheren Atome zu vervollständigen, die an das Zentralatom gebunden sind. Vorsicht vor Wasserstoff – Wasserstoff hat nie mehr als eine Bindung oder ein Elektronenpaar
Schritt 5. Platzieren Sie die verbleibenden Elektronen normalerweise paarweise auf dem Zentralatom. Die Oktettregel kann für P, S, Cl, Br oder I überschritten werden.
Schritt 6. Wenn das Zentralatom kein Oktett hat, bilden Sie Doppel- oder Dreifachbindungen, indem Sie Elektronenpaare von einem oder mehreren peripheren Atomen bewegen, um ein Oktett zu erreichen.
Schritt 7. Suchen Sie nach Resonanzstrukturen, indem Sie Bindungen neu anordnen. Die Struktur mit den niedrigsten formalen Gesamtkosten wird die wahrscheinlichste Form sein, die in der Natur zu finden ist. (Siehe unten zur Erläuterung)
Lewis-Strukturen zeichnen
Schauen wir uns ein Beispiel an, wie dies mit einem realen Molekül funktioniert. Betrachten Sie das Molekül, das am meisten für den Treibhauseffekt verantwortlich ist, Kohlendioxid (CO2).
So zeichnen Sie die Lewis-Struktur:
Schritt 1. Zählen Sie alle Valenzelektronen für jedes Atom:
Kohlenstoff 1 x 4 Valenzelektronen = 4 Elektronen
Sauerstoff 2 x 6 Valenzelektronen = 12 Elektronen
Gesamt = 16 Elektronen
Schritt 2. Bestimmen Sie, welche Atome miteinander verbunden sind. Im Allgemeinen ist das am wenigsten elektronegative Atom das Zentralatom. Wenn jedoch die einzige Wahl zwischen einem elektronegativeren Atom und Wasserstoff besteht, ist das elektronegativere Atom das Zentralatom (z. B. Wasser). Wasserstoff bildet NIE mehr als eine Bindung und kann daher NIEMALS das Zentralatom sein.
Für CO2 ist Kohlenstoff das weniger elektronegative Atom, daher sollte es das Zentralatom sein.
Schritt 3. Verbinden Sie jedes Atom mit einem einzelnen Elektronenpaar oder einer einzelnen Bindung: (16 Valenzelektronen – 4 Bindungselektronen = 12 Elektronen übrig.)
Schritt 4. Hinzufügen von Elektronenpaaren zu peripheren Atomen für Oktette:
Schritt 5. Es sind keine Elektronen mehr übrig, aber das Zentralatom hat kein Oktett!
Schritt 6. Bewegen Sie Elektronen von peripheren Atomen und bilden Sie Doppelbindungen, um dem Zentralatom ein Oktett zu geben:
Schritt 7. Suchen Sie nach Resonanzstrukturen und identifizieren Sie die mit den kleinsten formalen Ladungen:
Für einige Moleküle kann mehr als eine Struktur gezeichnet werden. Beachten Sie, dass eine Lewis-Struktur für Kohlendioxid unter Verwendung einer Kohlenstoff-Sauerstoff-Einfachbindung auf der einen Seite und einer Kohlenstoff-Sauerstoff-Dreifachbindung auf der anderen Seite geschrieben werden kann. Wie lassen sich diese beiden Möglichkeiten unterscheiden? Wie kann die wichtigste Struktur gewählt werden, oder sind sie alle gleich wahrscheinlich? Wenn mehrere Strukturen gezeichnet werden können, werden sie als Resonanzstrukturen bezeichnet.
Resonanzstrukturen
In Resonanzstrukturen befinden sich alle Atome in der gleichen relativen Position zueinander, aber die Verteilung der Elektronen um sie herum ist unterschiedlich. Um die Bedeutung jeder Struktur zu bewerten, muss die formale Ladung jedes Atoms bestimmt werden.
Formale Ladung
Formale Ladung ist eine etwas willkürliche Art zu beschreiben, wie viele Elektronen ein Atom in einer bestimmten Verbindung zu haben scheint. Es wird angenommen, dass Elektronenpaare in Bindungen zwischen Atomen gleichmäßig zwischen den beiden Atomen aufgeteilt sind. nichtbindende Elektronenpaare werden als zu dem Atom gehörend gezählt, auf dem sie sich befinden. Dies kann in eine Gleichung gestellt werden:
oder
Die stabilste Resonanzstruktur ist diejenige, in der:
1. Es gibt eine Mindestanzahl von formellen Gebühren;
2. Wenn es formelle Gebühren gibt, werden ähnliche Gebühren getrennt; und
3. Negative formale Ladungen befinden sich auf den elektronegativeren Atomen und positive formale Ladungen auf den weniger elektronegativen Atomen.
Für die CO2-Struktur mit zwei Doppelbindungen können die formalen Ladungen wie folgt berechnet werden:
Sauerstoff: Formale Ladung = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Kohlenstoff: Formale Gebühr = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Für die CO2-Struktur mit Einfach- und Dreifachbindung:
Sauerstoff (einfach): Formale Ladung = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Sauerstoff (dreifach): Formale Ladung = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Kohlenstoff: Formale Gebühr = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Während also beide Strukturen als Lewis-Strukturen arbeiten, ist diejenige, die zu null formalen Ladungen für eines der Atome führt, stabiler und daher in der Natur wahrscheinlicher als diejenige, die Ladungen an den beiden Sauerstoffatomen aufweist.
Oxidationszahlen
Formale Ladungen müssen von Oxidationszahlen unterschieden werden (die auch aus Lewis-Strukturen bestimmt werden können). Oxidationszahlen werden verwendet, um anzuzeigen, ob ein Molekül neutral, elektronenreich oder elektronenarm ist. Die Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen finden Sie in Ihrem Lehrbuch. Eine kurze Zusammenfassung dieser Regeln finden Sie hier:
1. Die Oxidationszahl für ein Element in seiner elementaren Form ist 0 (gilt für isolierte Atome und für molekulare Elemente, z.B. Cl2 und P4.,)
2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist die gleiche wie seine Ladung (z. B. Oxidationszahl von Na + = +1 und die von S2- ist -2.)
3. In binären Verbindungen erhält das Element mit größerer Elektronegativität eine negative Oxidationszahl, die seiner Ladung entspricht, wenn es in einfachen ionischen Verbindungen gefunden wird (z. B. in der Verbindung PCl3 ist das Chlor elektronegativer als der Phosphor. In einfachen ionischen Verbindungen hat Cl eine Ionenladung von 1-, so dass seine Oxidationsstufe in PCl3 ist -1)
4. Die Summe der Oxidationszahlen ist für eine elektrisch neutrale Verbindung Null und entspricht der Gesamtladung für eine ionische Spezies.
5. Alkalimetalle zeigen in Verbindungen nur eine Oxidationsstufe von +1.
6. Erdalkalimetalle zeigen in Verbindungen nur eine Oxidationsstufe von +2.
Sobald Lewis-Strukturen erfolgreich gezeichnet wurden, können sie verwendet werden, um die Elektronenwolkengeometrie, die Molekülform und die Polarität von Molekülen und Ionen vorherzusagen. Eine ausführliche Diskussion finden Sie in Ihrem Lehrbuch. Schauen Sie sich insbesondere die 3-dimensionalen Darstellungen für alle Geometrien und Formen an.
Elektronenwolkengeometrie und Molekülgeometrie
Die Elektronenwolkengeometrie um ein Zentralatom wird durch die Anzahl der es umgebenden Elektronengruppen bestimmt. Jeder Satz (2, 3, 4, 5 und 6) hat einen anderen Namen und eine andere Anordnung im dreidimensionalen Raum. Elektronenwolken, die alle negativ sind, sind am stabilsten, wenn sie so weit wie möglich voneinander getrennt sind. Dies wird als Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie (VSEPR) bezeichnet. Während die Elektronenwolkengeometrie die Orientierung der Elektronen um das Zentralatom beschreibt, beschreibt die Molekülgeometrie die Anordnung der peripheren Atome.
Das Experiment
Im Labor werden Ihnen sechs molekulare Modelle als Unbekannte vorgestellt. Es wird Ihre Aufgabe sein, sie zu benennen. Sie werden auch gebeten, ihre Elektronenpaar- und Molekülgeometrien zu bestimmen, indem Sie ihre Bindungswinkel mit einem Winkelmesser messen. Es wird ein Arbeitsblatt bereitgestellt, das weitere Fragen enthält, die für jedes der Moleküle ausgefüllt werden sollten. Sie sollten fünf zusätzliche Kopien des Arbeitsblatts erstellen, um es während des Unterrichts zu verwenden. Diese Arbeitsblätter werden dann als Datenabschnitt Ihres Laborberichts verwendet.