Структура Льюиса - Lewis structure

Структура Льюиса молекулы воды.

Структуры Льюиса , также известные как Льюис точка формулы, Льюис точка структуры , электронно - усеивают структуры или Льюис электронного дота структуры (LEDs) , представляют собой диаграмму, показывающие связывание между атомами одного молекул , а также одинокие парами из электронов , которые могут существовать в молекуле. Структуру Льюиса можно нарисовать для любой ковалентно связанной молекулы, а также для координационных соединений . Структура Льюиса была названа в честь Гилберта Н. Льюиса , который представил ее в своей статье 1916 года «Атом и молекула». Структуры Льюиса расширяют концепцию электронной точечной диаграммы , добавляя линии между атомами, чтобы представить общие пары в химической связи.

Структуры Льюиса показывают каждый атом и его положение в структуре молекулы с помощью его химического символа. Линии проводятся между атомами, которые связаны друг с другом (вместо линий можно использовать пары точек). Лишние электроны, образующие неподеленные пары, представлены парами точек и помещены рядом с атомами.

Хотя основные элементы группы по второму периоду и за ее пределами обычно реагируют, получив, потери, или обмена электронами , пока они не достигли электронной конфигурации валентной оболочки с полным октета (8) электронов, водорода (Н) могут образовывать только облигации , которые разделяют лишь два электрона.

Строительство и счет электронов

Общее количество электронов, представленных в структуре Льюиса, равно сумме чисел валентных электронов на каждом отдельном атоме. Невалентные электроны не представлены в структурах Льюиса.

После того, как общее количество доступных электронов будет определено, электроны должны быть помещены в структуру в соответствии со следующими этапами:

1. Сначала атомы связаны одинарными связями.
2. Если t - общее количество электронов, а n - количество одинарных связей, остается t-2n электронов, которые нужно разместить. Их следует размещать как неподеленные пары: по одной паре точек на каждую доступную пару электронов. Первоначально неподеленные пары следует размещать на внешних атомах (кроме водорода) до тех пор, пока каждый внешний атом не будет иметь восемь электронов в связывающих парах и неподеленных парах; тогда на центральный атом могут быть помещены лишние неподеленные пары. Если есть сомнения, сначала следует разместить неподеленные пары на большем количестве электроотрицательных атомов.
3. После размещения всех неподеленных пар атомы (особенно центральные) могут не иметь октета электронов. В этом случае атомы должны образовывать двойную связь; неподеленная пара электронов перемещается, образуя вторую связь между двумя атомами. Поскольку связующая пара используется совместно двумя атомами, атом, у которого изначально была неподеленная пара, все еще имеет октет; у другого атома теперь есть еще два электрона в валентной оболочке.

Таким же методом можно построить структуры Льюиса для многоатомных ионов. При подсчете электронов отрицательные ионы должны иметь дополнительные электроны, помещенные в их структуры Льюиса; положительные ионы должны иметь меньше электронов, чем незаряженная молекула. Когда записывается структура Льюиса иона, вся структура помещается в скобки, а заряд записывается в виде верхнего индекса в правом верхнем углу за скобками.

Был предложен более простой метод построения структур Льюиса, устраняющий необходимость в подсчете электронов: атомы нарисованы с указанием валентных электронов; Затем связи образуются путем спаривания валентных электронов атомов, участвующих в процессе образования связи, а анионы и катионы образуются путем добавления или удаления электронов в / из соответствующих атомов.

Уловка состоит в том, чтобы подсчитать валентные электроны, затем подсчитать количество электронов, необходимое для выполнения правила октетов (или с водородом всего 2 электрона), а затем вычислить разницу этих двух чисел. Ответ - количество электронов, образующих связи. Остальные электроны просто идут, чтобы заполнить октеты всех остальных атомов.

Предложена другая простая и общая процедура записи структур Льюиса и резонансных форм.

Официальное обвинение

Что касается структур Льюиса, формальный заряд используется в описании, сравнении и оценке вероятных топологических и резонансных структур путем определения кажущегося электронного заряда каждого атома внутри на основе его электронной точечной структуры, предполагая исключительную ковалентность или неполярную связь. . Он используется для определения возможной перестройки электрона, когда речь идет о механизмах реакции , и часто приводит к тому же знаку, что и частичный заряд атома, за исключением. В общем, формальный заряд атома можно рассчитать по следующей формуле, исходя из нестандартных определений используемой разметки:

${\ displaystyle C_ {f} = N_ {v} -U_ {e} - {\ frac {B_ {n}} {2}}}$

куда:

• ${\ displaystyle C_ {f}}$ это формальное обвинение.
• ${\ displaystyle N_ {v}}$ представляет собой количество валентных электронов в свободном атоме элемента.
• ${\ displaystyle U_ {e}}$ представляет собой количество неподеленных электронов на атоме.
• ${\ displaystyle B_ {n}}$ представляет собой общее количество электронов в связях атома с другим.

Формальный заряд атома рассчитывается как разница между количеством валентных электронов, которые должен иметь нейтральный атом, и количеством электронов, которые ему принадлежат в структуре Льюиса. Электроны в ковалентных связях поровну распределяются между атомами, участвующими в связи. Сумма формальных зарядов на ионе должна быть равна заряду на ионе, а сумма формальных зарядов на нейтральной молекуле должна быть равна нулю.

Резонанс

Для некоторых молекул и ионов трудно определить, какие неподеленные пары следует переместить, чтобы образовать двойные или тройные связи, и для одной и той же молекулы или иона могут быть записаны две или более различных резонансных структуры. В таких случаях обычно пишут их все с двусторонними стрелками между ними (см. Пример ниже). Иногда это происходит, когда несколько атомов одного и того же типа окружают центральный атом, и это особенно характерно для многоатомных ионов.

Когда возникает такая ситуация, говорят, что структура Льюиса молекулы является резонансной , а молекула существует как резонансный гибрид. Каждая из различных возможностей накладывается на другие, и считается, что молекула имеет структуру Льюиса, эквивалентную некоторой комбинации этих состояний.

Например, нитрат-ион (NO ₃ ^- ) должен образовывать двойную связь между азотом и одним из атомов кислорода, чтобы удовлетворять правилу октетов для азота. Однако, поскольку молекула симметрична, не имеет значения, какой из атомов кислорода образует двойную связь. В этом случае возможны три резонансные структуры. Выражение резонанса при рисовании структур Льюиса может быть выполнено либо путем рисования каждой из возможных форм резонанса и размещения между ними двусторонних стрелок, либо путем использования пунктирных линий для представления частичных связей (хотя последнее является хорошим представлением резонансного гибрида, который является формально не является структурой Льюиса).

При сравнении резонансных структур для одной и той же молекулы обычно те, которые имеют наименьшее количество формальных зарядов, вносят больший вклад в общий резонансный гибрид. Когда необходимы формальные заряды, предпочтение отдается резонансным структурам, которые имеют отрицательные заряды на более электроотрицательных элементах и ​​положительные заряды на менее электроотрицательных элементах.

Одинарные связи также можно перемещать таким же образом для создания резонансных структур для гипервалентных молекул, таких как гексафторид серы , что является правильным описанием в соответствии с квантово-химическими расчетами вместо общей модели расширенного октета.

Резонансную структуру не следует интерпретировать как указание на то, что молекула переключается между формами, а как указание на то, что молекула действует как среднее для множества форм.

Пример

Формула нитрит- иона NO-
2.

1. Азот - наименее электроотрицательный атом из двух, поэтому по многим критериям он является центральным атомом.
2. Подсчитайте валентные электроны. Азот имеет 5 валентных электронов; у каждого кислорода 6, всего (6 × 2) + 5 = 17. Ион имеет заряд -1, что указывает на дополнительный электрон, поэтому общее количество электронов равно 18.
3. Соедините атомы одинарными связями. Каждый кислород должен быть связан с азотом, который использует четыре электрона - по два в каждой связи.
4. Ставьте одиночные пары. Изначально 14 оставшихся электронов следует разместить как 7 неподеленных пар. Каждый кислород может занимать максимум 3 неподеленных пары, давая каждому кислороду 8 электронов, включая связующую пару. Седьмая неподеленная пара должна располагаться на атоме азота.
5. Удовлетворяйте правилу октетов. Оба атома кислорода в настоящее время имеют по 8 электронов. Атому азота приписано всего 6 электронов. Одна из неподеленных пар на атоме кислорода должна образовывать двойную связь, но любой атом будет работать одинаково хорошо. Следовательно, возникает резонансная структура.
6. Свяжите свободные концы. Необходимо нарисовать две структуры Льюиса: каждая структура имеет один из двух атомов кислорода, связанных двойной связью с атомом азота. Второй атом кислорода в каждой структуре будет связан одинарной связью с атомом азота. Поместите скобки вокруг каждой конструкции и добавьте заряд (-) вверху справа за скобками. Нарисуйте двустороннюю стрелку между двумя резонансными формами.

Альтернативные формации

${\ displaystyle {\ begin {matrix} {\ ce {CH3-CH2-CH2-CH3}} \\ {\ ce {CH3CH2CH2CH3}} \ end {matrix}}}$

Две разновидности конденсированной структурной формулы, обе содержат бутан.

Схема скелета бутана

Химические структуры могут быть записаны в более компактных формах, особенно при отображении органических молекул . В конденсированных структурных формулах многие или даже все ковалентные связи могут быть опущены, а нижние индексы указывают количество идентичных групп, присоединенных к конкретному атому. Другая сокращенная структурная диаграмма - это формула скелета (также известная как формула линии связи или диаграмма углеродного скелета). В формуле скелета атомы углерода обозначаются не символом C, а вершинами линий. Атомы водорода, связанные с углеродом, не показаны - они могут быть выведены путем подсчета количества связей с конкретным атомом углерода - предполагается, что у каждого углерода всего четыре связи, поэтому любые не показанные связи косвенно относятся к атомам водорода.

Другие диаграммы могут быть более сложными, чем структуры Льюиса, показывая связи в 3D с использованием различных форм, таких как диаграммы заполнения пространства .

Использование и ограничения

Несмотря на их простоту и развитие в начале двадцатого века, когда понимание химической связи было еще рудиментарным, структуры Льюиса улавливают многие ключевые особенности электронной структуры ряда молекулярных систем, включая те, которые имеют отношение к химической реакционной способности. Таким образом, они по-прежнему широко используются химиками и преподавателями химии. Это особенно верно в области органической химии , где традиционная модель связывания валентных связей все еще доминирует, а механизмы часто понимаются в терминах обозначений кривой-стрелка, наложенных на скелетные формулы , которые являются сокращенными версиями структур Льюиса. Из-за большего разнообразия схем связывания, встречающихся в неорганической и металлоорганической химии , многие из встречающихся молекул требуют использования полностью делокализованных молекулярных орбиталей для адекватного описания их связывания, что делает структуры Льюиса сравнительно менее важными (хотя они все еще распространены).

Важно отметить, что существуют простые и архетипические молекулярные системы, для которых описание Льюиса, по крайней мере в неизмененной форме, вводит в заблуждение или неточно. Примечательно, что наивное рисование структур Льюиса для молекул, которые, как известно экспериментально, содержат неспаренные электроны (например, O ₂ , NO и ClO ₂ ), приводит к неправильным выводам о порядках связи, длине связи и / или магнитных свойствах. Простая модель Льюиса также не учитывает феномен ароматичности . Например, структуры Льюиса не предлагают объяснения того, почему циклический C ₆ H ₆ (бензол) испытывает особую стабилизацию за пределами обычных эффектов делокализации, в то время как C ₄ H ₄ (циклобутадиен) на самом деле испытывает особую дестабилизацию . Теория молекулярных орбиталей дает наиболее прямое объяснение этим явлениям.

Смотрите также

• Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки
• Молекулярная геометрия
• Структурная формула
• Орбитальная естественная связь

использованная литература

внешние ссылки

• Диаграммы Льюиса выбранных элементов