háttér
a Lewis-struktúrák mögött álló előfeltevés az oktett szabály: hogy minden atomot elektronok oktettje vesz körül. Természetesen van néhány kivétel: a nagyon kis atomok (H, Be és B) oktettje kevesebb, mint egy oktett, és néhány főcsoport atomja alacsony energiájú d pályával (P, S, Cl, Br és I) Több lehet, mint egy oktett. Ez különösen igaz, ha ezek az atomok központi atomok, és erősen elektronegatív atomokkal kombinálódnak.
a helyes Lewis-struktúrák rajzolása gyakorlatot igényel, de a folyamat egyszerűsíthető egy sor lépéssel:
1.lépés. Számolja meg az egyes atomok összes vegyértékelektronját. Adjon hozzá vagy vonjon le elektronokat, ha a szerkezet anion vagy kation.
2.lépés. Határozza meg, mely atomok kapcsolódnak egymáshoz. Rajzolj egy csontváz szerkezetet.
3.lépés. Csatlakoztassa az atomokat egy elektronpárral minden kötésben. Vonja le a kötő elektronokat a teljes vegyérték elektronokból.
4.lépés. Adjon hozzá elektronpárokat a teljes oktetthez a központi atomhoz kapcsolódó összes perifériás atomhoz. Óvakodj a hidrogéntől – a hidrogénnek soha nincs egynél több kötése vagy egy elektronpárja
5.lépés. Helyezze a fennmaradó elektronokat a központi atomra, általában párban. Az oktettszabály túlléphető P, S, Cl, Br vagy I.
6.lépés. Ha a központi atomnak nincs oktettje, alakítson ki kettős vagy hármas kötéseket úgy, hogy elektronpárokat mozgat egy vagy több perifériás atomból az oktett elérése érdekében.
7.lépés. Keresse meg a rezonancia struktúrákat a kötések átrendezésével. A legalacsonyabb formális díjakkal rendelkező struktúra lesz a legvalószínűbb forma a természetben. (Lásd alább a magyarázatot)
Lewis struktúrák rajzolása
nézzünk meg egy példát arra, hogyan működik ez egy valódi molekula használatával. Tekintsük az üvegházhatásért leginkább felelős molekulát, a szén-dioxidot (CO2).
a Lewis-struktúra megrajzolása:
1.lépés. Számolja meg az egyes atomok összes vegyértékelektronját:
szén 1 x 4 vegyérték elektron = 4 elektron
oxigén 2 x 6 vegyérték elektron = 12 elektron
összesen = 16 elektron
2.lépés. Határozza meg, mely atomok kapcsolódnak egymáshoz. Általában a legkevésbé elektronegatív atom a központi atom. Ha azonban az egyetlen választás egy elektronegatívabb atom és a hidrogén között van, akkor az elektronegatívabb atom lesz a központi atom (pl. víz). A hidrogén soha nem hoz létre egynél több kötést, így soha nem lehet központi atom.
a CO2 esetében a szén a kevésbé elektronegatív atom, tehát a központi atomnak kell lennie.
3.lépés. Csatlakoztassa az egyes atomokat egyetlen elektronpárral vagy egyetlen kötéssel: (16 vegyérték elektron – 4 kötő elektron = 12 elektron maradt.)
4.lépés. Adjon hozzá elektronpárokat a perifériás atomokhoz oktettekhez:
5. lépés. Nem maradt elektron, de a központi atomnak nincs oktettje!
6.lépés. Mozgassa az elektronokat a perifériás atomokból, kettős kötéseket képezve, hogy a központi atom oktettet kapjon:
7. lépés. Keresse meg a rezonancia struktúrákat, és azonosítsa a legkisebb formális töltést:
egyes molekulák esetében egynél több szerkezet rajzolható. Vegye figyelembe, hogy a szén-dioxid Lewis-szerkezete az egyik oldalon szén-oxigén egykötéssel, a másikon szén-oxigén hármas kötéssel írható. Hogyan lehet megkülönböztetni ezt a két lehetőséget? Hogyan lehet kiválasztani a legfontosabb struktúrát, vagy mindegyik egyformán valószínű? Ha több struktúrát lehet rajzolni, rezonancia struktúráknak nevezzük őket.
rezonancia struktúrák
a rezonancia struktúrákban az összes atom azonos relatív helyzetben van egymással, de az elektronok eloszlása körülöttük eltérő. Az egyes struktúrák fontosságának értékeléséhez meg kell határozni az egyes atomok formális töltését.
formális töltés
a formális töltés kissé önkényes módja annak, hogy leírja, hogy egy atomnak hány elektronja van egy adott vegyületben. Feltételezzük, hogy az atomok közötti kötésekben lévő elektronpárok egyenlően oszlanak meg a két atom között. A nem kötődő elektronpárokat az atomhoz tartozónak kell tekinteni, amelyen tartózkodnak. Ezt bele lehet tenni egy egyenletbe:
vagy
a legstabilabb rezonancia szerkezet az, amelyben:
1. Van egy minimális számú hivatalos díjak;
2. Ha vannak formális díjak, akkor a hasonló díjak elkülönülnek; és
3. A negatív formális töltések az elektronegatívabb atomokon, a pozitív formális töltések pedig a kevésbé elektronegatív atomokon vannak.
a CO2 szerkezet két kettős kötéssel, a formális díjak a következőképpen számíthatók ki:
oxigén: formális Töltés = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
szén: formális töltés = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
az egy-és hármas kötésű CO2 szerkezet esetében:
oxigén (egyetlen): formális Töltés = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
oxigén (hármas): formális Töltés = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
szén: formális töltés = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
tehát, míg mindkét szerkezet Lewis-struktúraként működik, az az atom, amely nulla formális töltést eredményez bármelyik Atom számára, stabilabb, és így nagyobb valószínűséggel létezik a természetben, mint az, amelynek töltése van a két oxigénatomon.
oxidációs számok
a formális töltéseket meg kell különböztetni az oxidációs számoktól (amelyek Lewis-szerkezetekből is meghatározhatók). Az oxidációs számokat arra használják, hogy jelezzék, hogy egy molekula semleges, elektronban gazdag vagy elektronszegény. Az oxidációs számok meghatározásának szabályai megtalálhatók a tankönyvben. E szabályok rövid összefoglalása itt található:
1. Az elemi formájú elem oxidációs száma 0 (igaz az izolált atomokra és a molekuláris elemekre, például a Cl2-re és a P4-re.,)
2. Az egyatomos ion oxidációs száma megegyezik a töltésével (például Na+ = +1 oxidációs száma, S2 – jelentése -2.)
3. Bináris vegyületekben a nagyobb elektronegativitású elem negatív oxidációs számot kap, amely megegyezik a töltésével, ha egyszerű Ionos vegyületekben található (például a PCL3 a klór elektronegatívabb, mint a foszfor. Egyszerű Ionos vegyületekben a Cl Ionos töltése 1 -, tehát oxidációs állapota PCl3 van -1)
4. Az oxidációs számok összege egy elektromosan semleges vegyület esetében nulla, és megegyezik egy ionos faj teljes töltésével.
5. Az alkálifémek csak + 1 oxidációs állapotot mutatnak a vegyületekben.
6. Az alkáliföldfémek csak + 2 oxidációs állapotot mutatnak a vegyületekben.
miután a Lewis-struktúrák sikeresen megrajzolódtak, felhasználhatók az elektronfelhő geometriájának, molekuláris alakjának és polaritásának előrejelzésére molekulák és ionok. Alapos megbeszéléshez olvassa el a tankönyvét. Különösen, nézd meg a 3-dimenziós ábrázolások az összes geometriák és formák.
elektronfelhő-geometria és molekuláris geometria
a központi atom körüli elektronfelhő-geometriát az azt körülvevő elektroncsoportok száma határozza meg. Minden készletnek (2, 3, 4, 5 és 6) eltérő neve és elrendezése van a háromdimenziós térben. Az elektronfelhők, amelyek mindegyike negatív, a legstabilabbak, ha a lehető legtávolabb vannak egymástól. Ezt hívják vegyértékhéj elektronpár repulziós elméletnek (VSEPR). Míg az elektronfelhő geometriája leírja az elektronok orientációját a központi atom körül, a molekuláris geometria a perifériás atomok elrendezését írja le.
a kísérlet
a laboratóriumban hat molekuláris modellt mutatnak be ismeretlenként. A te feladatod lesz megnevezni őket. Arra is felkérik Önt, hogy határozza meg elektronpárjukat és molekuláris geometriájukat a kötési szögek szögmérővel történő mérésével. Rendelkezésre áll egy munkalap, amely további kérdéseket tartalmaz, amelyeket az egyes molekulákhoz ki kell tölteni. Készítsen további öt példányt a munkalapról az osztály során. Ezeket a munkalapokat ezután a laboratóriumi jelentés adatrészeként használják.