Bakgrund
förutsättningen bakom Lewis-strukturer är oktettregeln: att alla atomer skulle vilja vara omgivna av en oktett av elektroner. Naturligtvis finns det några undantag: mycket små atomer (H, Be och B) har mindre än en oktett, och vissa huvudgruppatomer med låg energi d-orbitaler (P, S, Cl, Br och I) kan ha mer än en oktett. Detta gäller särskilt när dessa atomer är centrala atomer och kombineras med mycket elektronegativa atomer.
att rita rätt Lewis-strukturer tar övning men processen kan förenklas genom att följa en serie steg:
Steg 1. Räkna alla valenselektroner för varje atom. Lägg till eller subtrahera elektroner om strukturen är en anjon respektive katjon.
steg 2. Bestäm vilka atomer som är bundna till varandra. Rita en skelettstruktur.
steg 3. Anslut atomerna med ett par elektroner i varje bindning. Subtrahera bindningselektronerna från de totala valenselektronerna.
steg 4. Lägg till elektronpar för att slutföra oktetter för alla perifera atomer som är fästa vid den centrala atomen. Akta dig för väte-väte har aldrig mer än en bindning eller ett par elektroner
Steg 5. Placera återstående elektroner på den centrala atomen, vanligtvis i par. Oktettregeln kan överskridas för P, S, Cl, Br eller I.
steg 6. Om den centrala atomen inte har en oktett, bilda dubbel-eller trippelbindningar genom att flytta elektronpar från en eller flera perifera atomer för att uppnå en oktett.
Steg 7. Leta efter resonansstrukturer genom att ordna om bindningar. Strukturen med de lägsta totala formella avgifterna kommer att vara den mest sannolika formen som finns i naturen. (Se nedan för förklaring)
ritning Lewis strukturer
Låt oss titta på ett exempel på hur detta fungerar med en riktig molekyl. Tänk på den molekyl som är mest ansvarig för växthuseffekten, koldioxid (CO2).
för att rita Lewis-strukturen:
Steg 1. Räkna alla valenselektroner för varje atom:
Kol 1 x 4 valenselektroner = 4 elektroner
syre 2 x 6 valenselektroner = 12 elektroner
totalt = 16 elektroner
steg 2. Bestäm vilka atomer som är bundna till varandra. I allmänhet är den minst elektronegativa atomen den centrala atomen. Men om det enda valet är mellan en mer elektronegativ atom och väte, kommer den mer elektronegativa atomen att vara den centrala atomen (t.ex. vatten). Väte gör aldrig mer än en bindning och kan därför aldrig vara den centrala atomen.
för CO2 är kol den mindre elektronegativa atomen så det borde vara den centrala atomen.
steg 3. Anslut varje atom med ett enda par elektroner eller enkelbindning: (16 valenselektroner – 4 bindningselektroner = 12 elektroner kvar.)
steg 4. Lägg elektronpar till perifera atomer för oktetter:
Steg 5. Inga elektroner är kvar, men den centrala atomen har ingen oktett!
steg 6. Flytta elektroner från perifera atomer och bilda dubbelbindningar för att ge den centrala atomen en oktett:
Steg 7. Leta efter resonansstrukturer och identifiera den med de minsta formella avgifterna:
för vissa molekyler kan mer än en struktur dras. Observera att en Lewis-struktur för koldioxid kan skrivas med en kol-syre-enkelbindning på ena sidan och kol-syre-trippelbindning på den andra. Hur kan dessa två möjligheter särskiljas? Hur kan den viktigaste strukturen väljas, eller är de alla lika troliga? När flera strukturer kan dras kallas de resonansstrukturer.
resonansstrukturer
i resonansstrukturer är alla atomer i samma relativa position till varandra, men fördelningen av elektroner runt dem är annorlunda. För att utvärdera vikten av varje struktur måste den formella laddningen på varje atom bestämmas.
formell laddning
formell laddning är ett något godtyckligt sätt att beskriva hur många elektroner en atom verkar ha i en viss förening. Elektronpar i bindningar mellan atomer antas delas lika mellan de två atomerna. Icke-bindande elektronpar räknas som tillhörande atomen som de bor på. Detta kan sättas in i en ekvation:
eller
den mest stabila resonansstrukturen är den där:
1. Det finns ett minimum antal formella avgifter;
2. Om det finns formella avgifter, som avgifter separeras; och
3. Negativa formella laddningar är på de mer elektronegativa atomerna och positiva formella laddningar är på de mindre elektronegativa atomerna.
för CO2-strukturen med två dubbelbindningar kan de formella avgifterna beräknas enligt följande:
oxygener: formell laddning = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
kol: formell laddning = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
för CO2-strukturen med en enkel-och trippelbindning:
syre (singel): formell laddning = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
syre (trippel): formell laddning = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
kol: formell laddning = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
så medan båda strukturerna fungerar som Lewis-strukturer, är den som resulterar i noll formella laddningar för någon av atomerna stabilare och därmed mer sannolikt att existera i naturen än den som har laddningar på de två syreatomerna.
oxidationsnummer
formella laddningar måste särskiljas från oxidationsnummer (som också kan bestämmas från Lewis-strukturer). Oxidationsnummer används för att indikera om en molekyl är neutral, elektronrik eller elektronfattig. Reglerna för att bestämma oxidationsnummer finns i din lärobok. En kort sammanfattning av dessa regler ges här:
1. Oxidationsnumret för ett element i dess elementära form är 0 (gäller för isolerade atomer och för molekylära element, t.ex. Cl2 och P4.,)
2. Oxidationsnumret för en monatomisk Jon är detsamma som dess laddning (t.ex. oxidationsnummer Na+ = +1, och det för S2 – är -2.)
3. I binära föreningar elementet med större elektronegativitet tilldelas ett negativt oxidationsnummer lika med dess laddning om det finns i enkla joniska föreningar (t.ex. i föreningen PCl3 klor är mer elektronegativ än fosfor. I enkla joniska föreningar har Cl en jonisk laddning av 1- , så dess oxidationstillstånd i PCl3 är -1)
4. Summan av oxidationsnumren är noll för en elektriskt neutral förening och är lika med den totala laddningen för en jonisk Art.
5. Alkalimetaller uppvisar endast ett oxidationstillstånd på + 1 i föreningar.
6. Jordalkalimetaller uppvisar endast ett oxidationstillstånd på + 2 i föreningar.
När Lewis-strukturer har ritats framgångsrikt kan de användas för att förutsäga elektronmolngeometri, molekylär form och polaritet hos molekyler och joner. För en grundlig diskussion, se din lärobok. Titta särskilt på de 3-dimensionella representationerna för alla geometrier och former.
Elektronmolngeometri och molekylär geometri
elektronmolngeometrin runt en central atom bestäms av antalet elektrongrupper som omger den. Varje uppsättning (2, 3, 4, 5 och 6) har ett annat namn och arrangemang i tredimensionellt utrymme. Elektronmoln, som alla är negativa, är mest stabila när de separeras så långt från varandra som möjligt. Detta kallas valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR). Medan elektronmolngeometri beskriver orienteringen av elektronerna runt den centrala atomen, beskriver molekylär geometri arrangemanget av perifera atomer.
experimentet
i labbet kommer du att presenteras med sex molekylära modeller som okända. Det blir ditt jobb att namnge dem. Du kommer också att bli ombedd att bestämma deras elektronpar och molekylära geometrier genom att mäta deras bindningsvinklar med hjälp av en gradskiva. Ett kalkylblad tillhandahålls som innehåller andra frågor som bör fyllas i för var och en av molekylerna. Du bör göra ytterligare fem kopior av kalkylbladet som ska användas under lektionen. Dessa kalkylblad kommer sedan att användas som datasektionen i din labbrapport.