4.7: Малювання структур Льюїса

Last updated
Save as PDF

Page ID: 21456

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Цілі навчання

Намалюйте структури Льюїса для молекул.

Для дуже простих молекул і молекулярних іонів ми можемо записати структури Льюїса, просто з'єднавши непарні електрони на складових атомах. Дивіться ці приклади:

альт

Для більш складних молекул корисно дотримуватися покрокової процедури, викладеної тут:

Впорядкуйте атоми, щоб показати конкретні зв'язки. Коли є центральний атом, він зазвичай є найменш електронегативним елементом у з'єднанні. Хіміки зазвичай перераховують цей центральний атом першим у хімічній формулі (як у cCl ₄ та CO ₃ ^{² -}, які обидва мають C як центральний атом), що є ще одним ключем до структури сполуки. Водень і галогени майже завжди пов'язані лише з одним іншим атомом, тому вони, як правило, термінальні, а не центральні.
Визначте загальну кількість валентних електронів в молекулі або іоні. Складіть разом валентні електрони від кожного атома. (Нагадаємо, що кількість валентних електронів позначається положенням елемента в таблиці Менделєєва.) Якщо вид є багатоатомним іоном, не забудьте додати або відняти кількість електронів, необхідних для отримання загального заряду на іон. Наприклад, для CO ₃ ² ⁻ ми додаємо два електрони до загальної кількості через заряд −2.
Помістіть зв'язкову пару електронів між кожною парою сусідніх атомів, щоб дати єдиний зв'язок. У Н ₂ О, наприклад, є сполучна пара електронів між киснем і кожним воднем.
Починаючи з кінцевих атомів, додайте достатньо електронів до кожного атома, щоб дати кожному атому октет (два для водню). Ці електрони зазвичай будуть одинокими парами.
Якщо якісь електрони залишилися, помістіть їх на центральний атом. Пізніше ми пояснимо, що деякі атоми здатні вмістити більше восьми електронів.
Якщо центральний атом має менше електронів, ніж октет, використовуйте одинокі пари з кінцевих атомів, щоб сформувати множинні (подвійні або потрійні) зв'язки з центральним атомом для досягнення октету. Це не змінить кількість електронів на кінцевих атомах.

Тепер застосуємо цю процедуру до деяких конкретних складів.

Центральний атом, як правило, є найменш електронегативним елементом в молекулі або іоні; водень і галогени, як правило, кінцеві.

\(H_2O\)Молекула

Оскільки атоми H майже завжди кінцеві, розташування всередині молекули повинно бути HOH.
Кожен атом Н (група 1) має 1 валентний електрон, а атом O (група 16) має 6 валентних електронів, всього 8 валентних електронів.
Розміщення однієї сполучної пари електронів між атомом O і кожним атомом H дає H: O: H, при цьому залишилося 4 електронів.
Кожен атом Н має повну валентну оболонку з 2 електронів.
Додавання решти 4 електронів до кисню (у вигляді двох одиноких пар) дає наступну структуру:

Оскільки ця структура дає кисень октет, а кожному водню два електрони, нам не потрібно використовувати крок 6.

\(OCl^−\)Іон

Маючи лише два атоми в молекулі, центрального атома немає.
Кисень (група 16) має 6 валентних електронів, а хлор (група 17) має 7 валентних електронів; треба додати ще один для негативного заряду на іон, даючи в цілому 14 валентних електронів.
Розміщення сполучної пари електронів між O і Cl дає O:Cl, з 12 електронами, що залишилися.
Якщо розмістити шість електронів (у вигляді трьох одиноких пар) на кожному атомі, то отримаємо наступну структуру:

І кисень, і хлор мають 3 електронні пари, намальовані навколо них із зв'язком, проведеним між ними. Молекула має квадратні дужки, розміщені навколо неї і має негативний заряд.

Кожен атом тепер має октет електронів, тому кроки 5 і 6 не потрібні. Електронна структура Льюїса намальована в дужках, як це прийнято для молекулярного іона, із загальним зарядом, вказаним поза дужками, а сполучна пара електронів позначається суцільною лінією. OCl ^- це іон гіпохлориту, активний інгредієнт хлорного відбілювача для білизни та дезінфікуючого засобу для басейну.

\(CH_2O\)Молекула

1. Оскільки вуглець менш електронегативний, ніж кисень, а водень, як правило, термінальний, С повинен бути центральним атомом. Одне з можливих розташування полягає в наступному:

2. Кожен атом водню (група 1) має один валентний електрон, вуглець (група 14) має 4 валентних електронів, а кисень (група 16) має 6 валентних електронів, для всього [(2) (1) + 4 + 6] = 12 валентних електронів.

3. Розміщення зв'язкової пари електронів між кожною парою зв'язаних атомів дає наступне:

Використовується шість електронів, а 6 залишаються.

4. Додавання всіх 6 електронів, що залишилися до кисню (як три одинокі пари) дає наступне:

Хоча кисень зараз має октет і кожен водень має 2 електрони, вуглець має лише 6 електронів.

5. На центральному атомі не залишилося електронів.

6. Щоб дати вуглецю октет електронів, ми використовуємо одну з одиноких пар електронів на кисні, щоб утворити подвійний зв'язок вуглець-кисень:

Зв'язок між киснем і вуглецем замінюється подвійним зв'язком. Кисень також має дві самотні пари.

І кисень, і вуглець тепер мають октет електронів, тому це прийнятна електронна структура Льюїса. O має дві пари склеювання і дві одинокі пари, а C має чотири пари склеювання. Це структура формальдегіду, який використовується в бальзамуючої рідини.

Приклад\(\PageIndex{1}\)

Напишіть електронну структуру Льюїса для кожного виду.

нКл ₃
С ₂ ^{× ² −}
NoCl

Дано: хімічні види

Запитано: Електронні структури Льюїса

Стратегія:

Використовуйте шестиступінчасту процедуру, щоб написати електронну структуру Льюїса для кожного виду.

Рішення:

Азот менш електронегативний, ніж хлор, а атоми галогену, як правило, термінальні, тому азот є центральним атомом. Атом азоту (група 15) має 5 валентних електронів, а кожен атом хлору (група 17) має 7 валентних електронів, загалом 26 валентних електронів. Використання 2 електронів для кожного зв'язку N—Cl і додавання трьох одиноких пар до кожного рахунку Cl для (3 × 2) + (3 × 2 × 3) = 24 електронів. Правило 5 призводить нас до розміщення решти 2 електронів на центральному N:

Трихлорид азоту - це нестабільна масляниста рідина, яка колись використовувалася для відбілювання борошна; це використання зараз заборонено у Сполучених Штатах.
У двоатомній молекулі або іоні нам не потрібно турбуватися про центральний атом. Кожен атом сірки (група 16) містить 6 валентних електронів, і нам потрібно додати 2 електрона для заряду −2, даючи в цілому 14 валентних електронів. Використовуючи 2 електрони для зв'язку S—S, ми організуємо решту 12 електронів у вигляді трьох одиноких пар на кожній сірці, даючи кожному атому S октет електронів:
Оскільки азот менш електронегативний, ніж кисень або хлор, він є центральним атомом. Атом N (група 15) має 5 валентних електронів, атом O (група 16) має 6 валентних електронів, а атом Cl (група 17) має 7 валентних електронів, що дають в цілому 18 валентних електронів. Розміщення однієї сполучної пари електронів між кожною парою зв'язаних атомів використовує 4 електрони і дає наступне:

Додавання трьох одиноких пар до кисню і хлору використовує ще 12 електронів, залишаючи 2 електрони, щоб розмістити як одиноку пару на азоті:

Оскільки ця структура Льюїса має лише 6 електронів навколо центрального азоту, одинока пара електронів на кінцевому атомі повинна бути використана для формування сполучної пари. Ми могли б використовувати самотню пару на O або Cl. Оскільки ми бачили багато структур, в яких O утворює подвійний зв'язок, але жодна з подвійним зв'язком з Cl, розумно вибрати самотню пару з O, щоб дати наступне:

Всі атоми тепер мають октетні конфігурації. Це електронна структура Льюїса нітрозилхлориду, сильно корозійного, червонувато-оранжевого газу.