Структура Левиса у конситију, како се то ради, примери

Тхе Левисова структура је све то представљање ковалентних веза унутар молекула или јона. У њој, ове везе и електрони су представљени тачкама или дугим цртама, иако у већини случајева тачке одговарају неподељеним електронима и цртама ковалентним везама..

Али шта је ковалентна веза? То је дељење пара електрона (или тачака) између било којих два атома периодне табеле. Са овим дијаграмима можете скицирати много скелета за одређено једињење. Која је исправна зависиће од формалних оптужби и хемијске природе истих атома.

На слици изнад имамо пример онога што је Левисова структура. У овом случају, представљено једињење је 2-бромопропан. Црне тачке које одговарају електронима могу се цијенити, и оне које учествују у линковима и оне које нису заједничке (једини пар који се налази изнад Бр).

Ако су парови тачака ":" замењени дугом цртицом "-", онда би угљенични скелет 2-бромопропана био представљен као: Ц-Ц-Ц. Зашто, умјесто цртежа "молекуларног оквира", није ли то могао бити Ц-Х-Х-Ц? Одговор лежи у електронским карактеристикама сваког атома.

Стога, пошто водоник има само један електрон и једну орбиталу за попуњавање, он формира само једну ковалентну везу. Према томе, он никада не може формирати двије везе (не смије се мијешати с водиковим везама). Са друге стране, електронска конфигурација угљениковог атома дозвољава (и захтева) формирање четири ковалентне везе.

Из тог разлога, Левисове структуре у којима Ц и Х интервенишу морају бити кохерентне и поштовати оно што се управља њиховим електронским конфигурацијама. На овај начин, ако угљеник има више од четири везе, или водоник више од једног, онда се обрис може одбацити и може се започети нови који је више у складу са реалношћу..

Ту се појављују неки од главних разлога или леђа ових структура, које је Гилберт Њутн Левис увео у потрази за молекуларним репрезентацијама вјерним експерименталним подацима: молекуларна структура и формалне набоје..

Сва постојећа једињења могу бити представљена Левисовим структурама, што даје прву апроксимацију како би молекул или јони могли бити.

Индек

1 Која је структура Левиса?
2 Како се то ради??
- 2.1 Примена математичке формуле
- 2.2 Где се постављају најмање електронегативни атоми
- 2.3 Симетрија и формалне оптужбе
3 Ограничења правила октета
4 Примери Левисових структура
- 4.1 Јод
- 4.2 Амонијак
- 4.3 Ц2Х6О
- 4.4 Иман перманганат
- 4.5 Ион дикромат
5 Референце

Каква је структура Левиса?

То је репрезентативна структура валентних електрона и ковалентних веза у молекулу или иону који служи за добијање идеје о његовој молекуларној структури..

Међутим, ова структура не успева да предвиди неке важне детаље као што је геометрија молекула у односу на атом и његову околину (ако је квадратна, тригонална, бипирамидална итд.).

Такође, ништа не говори о томе шта је то хемијска хибридизација њених атома, али где су двоструке или троструке везе и ако постоји резонанца у структури.

Са овом информацијом може се расправљати о реактивности једињења, његовој стабилности, начину и механизму који ће молекул пратити када реагује.

Из тог разлога Левисове структуре никада не престају да се разматрају и веома су корисне, јер се у њима нове хемијске спознаје могу кондензовати..

Како се то ради??

За цртање или скицирање структуре, формуле или Левисовог дијаграма неопходна је хемијска формула једињења. Без ње не можете чак ни знати који су то атоми који то чине. Једном с њом, периодни систем се користи за лоцирање група којима припадају..

На пример, ако имате једињење Ц₁₄О₂Н₃ онда треба тражити групе у којима се налазе угљеник, кисеоник и азот. Ово је учињено, без обзира на то шта је једињење, број валентних електрона остаје исти, тако да се пре или касније меморишу.

Тако, угљеник припада групи за ПДВ, кисеонику ВИА групи и азоту ВА. Број група једнак је броју валентних електрона (тачака). Сви они имају заједничку тенденцију да употпуне октет слоја валенције.

Ово се односи на све неметалне елементе или оне који се налазе у блоковима с или п периодне табеле. Међутим, сви елементи не поштују правило октета. Посебни случајеви су прелазни метали, чије структуре се заснивају више на формалним оптужбама и њиховом броју група.

Примена математичке формуле

Знајући којој групи припадају елементи и стога број доступних валентних електрона за формирање веза, настављамо са следећом формулом, која је корисна за цртање Левисових структура:

Ц = Н - Д

Где Ц значи дељени електрони, то јест, они који учествују у ковалентним везама. Пошто је свака веза састављена од два електрона, Ц / 2 је једнак броју веза (или цртица) које се морају нацртати.

Н су електрони потребни, који мора имати атом у својој валентној љусци бити изоелектронски за племенити гас који га прати у истом периоду. За све друге елементе осим за Х (пошто захтева два електрона да се упореде са Хе), потребна им је осам електрона.

Д су елецтронс аваилабле, који су одређени групом или бројем валентних електрона. Дакле, пошто Цл припада групи ВИИА, она мора бити окружена са седам црних тачака или електрона, и имајте на уму да је пар потребан да би се формирала веза.

Имајући атоме, њихове тачке и број Ц / 2 веза, Левисова структура се може импровизовати. Али, поред тога, потребно је имати појам других "правила".

Где ставити најмање електронегативне атоме

Што мање електонегативних атома у великој већини структура заузимају центри. Из тог разлога, ако имате једињење са атомима П, О и Ф, П се стога мора поставити у центар хипотетске структуре..

Такође, важно је напоменути да су атоми водоника обично повезани са високо електронегативним атомима. Ако имате једињење Зн, Х и О, Х ће ићи поред О, а не са Зн (Зн-О-Х, а не са Х-Зн-О). Постоје изузеци од овог правила, али се обично јавља са неметалним атомима.

Симетрија и формалне оптужбе

Природа има високу склоност ка настајању молекуларних структура што је могуће више симетричних. Ово помаже да се избегне постављање неуређених структура, при чему су атоми распоређени на такав начин да не поштују никакав очигледан образац.

На пример, за једињење Ц₂А₃, где је А фиктивни атом, највјероватнија структура би била А-Ц-А-Ц-А. Обратите пажњу на симетрију његових страна, оба одраза другог.

Формалне набоје такође играју важну улогу при цртању Левисових структура, посебно за оне иона. Дакле, везе се могу додати или уклонити тако да формални набој атома одговара укупној изложености. Овај критеријум је веома користан за једињења прелазних метала.

Ограничења у правилу октета

Нису испуњена сва правила, што не значи нужно да је структура нетачна. Типични примери за то су уочени у многим једињењима где су укључени елементи групе ИИИА (Б, Ал, Га, Ин, Тл). Овде се посебно разматра алуминијум трифлуорид (АлФ)₃).

Примјењујући тада горе описану формулу, имамо:

Д = 1 × 3 (један атом алуминијума) + 7 × 3 (три атома флуора) = 24 електрона

Овде су 3 и 7 одговарајуће групе или бројеви валентних електрона који су доступни за алуминијум и флуор. Затим, узимајући у обзир неопходне електроне Н:

Н = 8 × 1 (један атом алуминијума) + 8 × 3 (три атома флуора) = 32 електрона

Стога су заједнички електрони:

Ц = Н - Д

Ц = 32 - 24 = 8 електрона

Ц / 2 = 4 везе

Будући да је алуминијум најмање електронегативни атом, он се мора поставити у центар, а флуор формира само везу. С обзиром на ово, имамо Левисову структуру АлФ₃ (топ имаге) Заједнички електрони су означени зеленим тачкама како би их разликовали од не-заједничких.

Иако прорачуни предвиђају да постоје 4 везе које морају да се формирају, у алуминијуму недостају довољни електрони и поред тога не постоји ни четврти атом флуора. Као резултат тога, алуминијум није у складу са правилом октета и та чињеница се не одражава у прорачунима.

Примери Левисових структура

Јод

Јод је халоген и стога припада групи ВИИА. Тада има седам валентних електрона, а ова једноставна двоатомска молекула може бити представљена импровизацијом или применом формуле:

Д = 2 × 7 (два атома јода) = 14 електрона

Н = 2 × 8 = 16 електрона

Ц = 16 - 14 = 2 електрона

Ц / 2 = 1 веза

Од 14 електрона 2 учествују у ковалентној вези (зелене тачке и цртице), 12 остају као не дељени; и зато што су два атома јода, 6 мора бити подељено за један од њих (њихови валентни електрони). У овој молекули је могућа само ова структура, чија је геометрија линеарна.

Амонијак

Шта је Левисова структура за молекул амонијака? Пошто је азот из ВА групе, има пет валентних електрона, а затим:

Д = 1 × 5 (један атом азота) + 1 × 3 (три атома водоника) = 8 електрона

Н = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 електрона

Ц = 14 - 8 = 6 електрона

Ц / 2 = 3 везе

Овај пут формула успева са бројем линкова (три зелена линка). Како од 8 доступних електрона 6 учествују у везама, постоји не-дељени пар који се налази изнад атома азота.

Ова структура говори све што би требало знати о бази амонијака. Примјењујући знање ТЕВ и ТРПЕВ, закључује се да је геометрија тетраедарска изобличена слободним паром душика и да је због тога хибридизација сп \ т³.

Ц₂Х₆О

Формула одговара органском једињењу. Пре примене формуле, треба имати на уму да водоници формирају једноструку везу, кисеоник два, угљеник 4 и да структура мора да буде што је више могуће симетрична. Настављајући се као претходни примери, имамо:

Д = 6 × 1 (шест атома водоника) + 6 × 1 (један атом кисеоника) + 4 × 2 (два атома угљеника) = 20 електрона

Н = 6 × 2 (шест атома водоника) + 8 × 1 (један атом кисеоника) + 8 × 2 (два атома угљеника) = 36 електрона

Ц = 36 - 20 = 16 електрона

Ц / 2 = 8 веза

Број зелених цртица одговара 8 израчунатих веза. Предложена Левисова структура је ЦХ етанол₃ЦХ₂ОХ. Међутим, такође би било исправно предложити структуру диметил етра ЦХ₃ОЦХ₃, што је још симетричније.

Који од ова два је "више" тачан? Оба су једнако, јер су се структуре појавиле као структурни изомери исте молекулске формуле Ц₂Х₆О.

Ион перманганате

Ситуација је компликована када се жели направити Левисове структуре за једињења прелазних метала. Манган припада групи ВИИБ, као и електрон негативног набоја мора бити додан међу расположиве електроне. Примјењујући формулу имате:

Д = 7 × 1 (један атом мангана) + 6 × 4 (четири атома кисеоника) + 1 електрон по пуњењу = 32 електрона

Н = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 електрона

Ц = 40 - 32 = 8 заједничких електрона

Ц / 2 = 4 везе

Међутим, прелазни метали могу имати више од осам валентних електрона. Такође, за МнО јон₄^- показати негативни набој неопходно је смањити формалне набоје атома кисеоника. Како? Кроз двоструке везе.

Ако су све везе МнО₄^- били су једноставни, формални набоји кисеоника би били једнаки -1. Пошто постоје четири, резултујућа наплата би била -4 за анион, што очигледно није тачно. Када се формирају двоструке везе, загарантовано је да један кисеоник има негативан формални набој, који се рефлектује у иону.

У перманганатном иону може се видети да постоји резонанца. Ово имплицира да је једноставна једноставна веза Мн-О делокализирана између четири О атома..

Ион дицхромате

На крају, сличан случај се дешава и са дикроматским јоном (Цр₂О₇). Хром припада ВИБ групи, тако да има шест валентних електрона. Поново примена формуле:

Д = 6 × 2 (два атома хрома) + 6 × 7 (седам атома кисеоника) + 2 електрона по двовалентном набоју = 56 електрона

Н = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 електрона

Ц = 72 - 56 = 16 заједничких електрона