Bakgrunn
forutsetningen bak Lewis-strukturer er oktettregelen: at alle atomer ønsker å være omgitt av en oktett av elektroner. Selvfølgelig er det noen unntak: svært små atomer (H, Be Og B) har mindre enn en oktett, og noen hovedgruppeatomer med lav energi d-orbitaler (P, S, Cl, Br og I) kan ha mer enn en oktett. Dette gjelder spesielt når disse atomene er sentrale atomer og kombinert med svært elektronegative atomer.
Tegning riktige Lewis strukturer tar praksis, men prosessen kan forenkles ved å følge en rekke trinn:
Trinn 1. Telle alle valenselektronene for hvert atom. Legg til eller trekk fra elektroner hvis strukturen er en anion eller kation, henholdsvis.
Trinn 2. Bestem hvilke atomer som er bundet til hverandre. Tegn en skjelettstruktur.
Trinn 3. Koble atomene med et par elektroner i hver binding. Trekk bindingselektronene fra de totale valenselektronene.
Trinn 4. Legg til elektronpar for å fullføre oktetter for alle perifere atomer festet til det sentrale atom. Vokt dere for hydrogen-hydrogen har aldri mer enn en binding eller ett par elektroner
Trinn 5. Plasser gjenværende elektroner på det sentrale atom, vanligvis i par. Oktettregelen kan overskrides For P, S, Cl, Br eller I.
Trinn 6. Hvis det sentrale atom ikke har en oktett, danner dobbelt – eller trippelbindinger ved å flytte elektronpar fra ett eller flere perifere atomer for å oppnå en oktett.
Trinn 7. Se etter resonansstrukturer ved å omorganisere obligasjoner. Strukturen med de laveste totale formelle kostnadene vil være den mest sannsynlige formen som finnes i naturen. (Se nedenfor for forklaring)
Tegning Lewis Strukturer
La oss se på et eksempel på hvordan dette fungerer ved hjelp av et ekte molekyl. Tenk på molekylet som er mest ansvarlig for drivhuseffekten, karbondioksid (CO2).
for å tegne Lewis-strukturen:
Trinn 1. Telle alle valenselektronene for hvert atom:
Karbon 1 x 4 valenselektroner = 4 elektroner
Oksygen 2 x 6 valenselektroner = 12 elektroner
Totalt = 16 elektroner
Trinn 2. Bestem hvilke atomer som er bundet til hverandre. Generelt er det minst elektronegative atomet det sentrale atomet. Men hvis det eneste valget er mellom et mer elektronegativt atom og hydrogen, vil det mer elektronegative atomet være det sentrale atomet (f.eks. vann). Hydrogen gjør ALDRI mer enn en binding og kan DERMED ALDRI være det sentrale atom.
FOR CO2 er karbon det mindre elektronegative atomet, så det skal være det sentrale atom.
Trinn 3. Koble hvert atom med et enkelt par elektroner eller enkeltbinding: (16 valenselektroner-4 bindingselektroner = 12 elektroner igjen.)
Trinn 4. Legg elektronpar til perifere atomer for oktetter:
Trinn 5. Ingen elektroner er igjen, men det sentrale atom har ikke en oktett!
Trinn 6. Flytt elektroner fra perifere atomer, danner dobbeltbindinger for å gi det sentrale atom en oktett:
Trinn 7. Se etter resonansstrukturer og identifiser den med de minste formelle ladningene:
for noen molekyler kan mer enn en struktur trekkes. Merk at En Lewis-struktur for karbondioksid kan skrives ved hjelp av en karbon-oksygen-enkeltbinding på den ene siden og karbon-oksygen-trippelbinding på den andre. Hvordan kan disse to mulighetene skilles? Hvordan kan den viktigste strukturen velges, eller er de alle like sannsynlige? Når flere strukturer kan tegnes, kalles de resonansstrukturer.
Resonansstrukturer
i resonansstrukturer er alle atomene i samme relative posisjon til hverandre, men fordelingen av elektroner rundt dem er forskjellig. For å vurdere betydningen av hver struktur, må den formelle ladningen på hvert atom bestemmes.
Formell Ladning
Formell ladning er en noe vilkårlig måte å beskrive hvor mange elektroner et atom ser ut til å ha i en bestemt forbindelse. Elektronpar i bindinger mellom atomer antas å være delt likt mellom de to atomer. Ikke-bindende elektronpar regnes som tilhørende atomet de bor på. Dette kan settes inn i en ligning:
eller
den mest stabile resonansstrukturen er den der:
1. Det er et minimum antall formelle kostnader;
2. Hvis det er formelle kostnader, som kostnader er skilt; og
3. Negative formelle kostnader er på de mer elektronegative atomer og positive formelle kostnader er på de mindre elektronegative atomer.
FOR CO2-strukturen med to dobbeltbindinger kan de formelle kostnadene beregnes som følger:
Oksygen: Formell Ladning = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Karbon: Formell Kostnad = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
FOR CO2-strukturen med en enkelt-og trippelbinding:
Oksygen( enkelt): Formell Ladning = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Oksygen (trippel): Formell Ladning = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Karbon: Formell Kostnad = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Så, mens begge strukturer fungerer Som Lewis-strukturer, er den som resulterer i null formelle ladninger for noen av atomene mer stabil og dermed mer sannsynlig å eksistere i naturen enn den som har ladninger på de to oksygenatomer.
Oksidasjon Tall
Formelle kostnader må skilles fra oksidasjon tall (som også kan bestemmes Fra Lewis strukturer). Oksidasjon tall brukes til å indikere om et molekyl er nøytral, elektron-rik eller elektron-dårlig. Reglene for å bestemme oksidasjonsnumre finnes i læreboken din. En kort oppsummering av disse reglene er gitt her:
1. Oksidasjonstallet for et element i sin elementære form er 0 (gjelder for isolerte atomer og for molekylære elementer, f. Eks. Cl2 Og P4.,)
2. Oksidasjonsnummeret til et monatomisk ion er det samme som dets ladning (f.eks. oksidasjonsnummeret Til Na+ = +1, Og Det For S2 – er -2.)
3. I binære forbindelser blir elementet med større elektronegativitet tildelt et negativt oksidasjonsnummer som er lik dets ladning hvis det finnes i enkle ioniske forbindelser (f.eks. i Forbindelsen PCl3 er klor mer elektronegativ enn fosforet. I enkle ioniske forbindelser Har Cl en ionisk ladning på 1 -, så oksidasjonstilstanden I PCl3 er -1)
4. Summen av oksidasjonstallene er null for en elektrisk nøytral forbindelse og tilsvarer den totale ladningen for en ionisk art.
5. Alkalimetaller viser bare en oksidasjonstilstand på + 1 i forbindelser.
6. Jordalkalimetaller viser bare en oksidasjonstilstand på + 2 i forbindelser.
Når Lewis strukturer er trukket vellykket, kan De brukes til å forutsi elektron sky geometri, molekylær form og polaritet av molekyler og ioner. For en grundig diskusjon, se læreboken din. Se spesielt på de 3-dimensjonale representasjonene for alle geometrier og former.
Elektronskygeometri Og Molekylær Geometri
elektronskygeometrien rundt et sentralt atom bestemmes av antall elektrongrupper som omgir det. Hvert sett (2, 3, 4, 5 og 6) har et annet navn og arrangement i tredimensjonalt rom. Elektronskyer, som alle er negative, er mest stabile når de skilles så langt fra hverandre som mulig. Dette kalles valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR). Mens elektron sky geometri beskriver retningen av elektronene rundt det sentrale atom, molekylær geometri beskriver arrangement av perifere atomer.
Eksperimentet
i laboratoriet vil du bli presentert med seks molekylære modeller som ukjente. Det vil være din jobb å nevne dem. Du vil også bli bedt om å bestemme deres elektronpar og molekylære geometrier ved å måle deres bindingsvinkler ved hjelp av en vinkelmåler. Et regneark er gitt som inneholder andre spørsmål som skal fylles ut for hver av molekylene. Du bør lage fem ekstra kopier av regnearket som skal brukes i løpet av klassen. Disse regnearkene vil da bli brukt som dataseksjonen i labrapporten din.