Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

1.2: Структура Льюїса

  1. Last updated
  2. Save as PDF
  • Page ID
    24563

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

    Структура Льюїса - це структура, яка показує зв'язок між атомами у вигляді коротких ліній (деякі книги використовують пари точок), а незв'язні валентні електрони як точки.

    1.2.1 Структура двоатомних молекул Льюїса

    Щоб дізнатися про структури Льюїса, почнемо з символу Льюїса. Символ Льюїса є хімічним символом елемента з валентними електронами, представленими у вигляді точок. Символи Льюїса деяких елементів показані тут:

    Структура Льюїса елемента Алюміній малюється символом «AL» та трьома крапками навколо, щоб представляти електрони.
    Малюнок 1.2a Структури Льюїса з алюмінію, олова, азоту, хлору і брому

    Для простих двоатомних молекул поєднання символів Льюїса кожного елемента дає його структуру Льюїса.

    H 2 приклад: (H потрібно лише два електрони; зазвичай називають дуетом. )

    Оскільки молекула водню поділяє свої електрони, зв'язок відображається як коротка лінія між двома символами «H».
    Малюнок 1.2b Структура водню Льюїса

    F 2 приклад:

    Пара зв'язків представлена горизонтальною лінією, а одинокі пари представлені крапками навколо символів «F».
    Малюнок 1.2c Будова Льюїса молекули Флорина

    Терміни, що використовуються в структурах Льюїса (див. Приклад F 2):

    • Сполучна пара: Пара валентних електронів, що беруть участь у ковалентному зв'язку. Ковалентні зв'язки малюються короткими лініями в цій книзі, а один ковалентний зв'язок означає одну пару зв'язкових електронів, тобто 2 електронів. Можуть бути задіяні одиночні та множинні облігації (подвійні або потрійні).
    • Самотня пара: Пари валентних електронів, які не беруть участь у ковалентному зв'язку. Самотні парні електрони також можна назвати незв'язними електронними парами.

    Особлива примітка: Незв'язні електрони також можуть бути непарними (поодинокими) електронами. Вид з одним або декількома непарними (поодинокими) електронами називається радикалом (вільним радикалом). Більше прикладів радикалів з поодинокими електронами буде в розділі 1.2.5 та главі 9.

    Приклад HCl:

    Рисунок 1.2d Структура Льюїса ковалентного зв'язку між воднем і хлором

    O 2 приклад:

    Подвійна зв'язок, присутня в молекулі кисню, представлена двома горизонтальними лініями.
    Малюнок 1.2e Структура Льюїса ковалентного зв'язку між двома атомами кисню

    Вправи 1.3

    Намалюйте структуру Льюїса молекули N 2.

    Відповіді на практичні питання Глава 1

    1.2.2 Структури Льюїса багатоатомних молекул або іонів

    Для більш складних багатоатомних молекул і іонів структури Льюїса неможливо отримати простим розчісуванням символів Льюїса. Необхідно дотримуватися певної процедури з певними кроками. Дуже важливо дотримуватися наступної процедури, щоб отримати правильні структури Льюїса для багатоатомних молекул та іонів.

    Процедура малювання структури Льюїса для багатоатомних молекул та іонів

    1. Обчисліть загальну кількість валентних електронів. Для іонів переконайтеся, що заряди належним чином включені в розрахунок. Наприклад катіону NH 4 +:

    загальна кількість електронів = 5 (N атом) + 4×1 (чотири атоми Н) -1 (мінус заряд для катіону) = 8 валентних електронів

    2. Напишіть правдоподібну структуру скелета, використовуючи наступні кроки:

    а) Напишіть атомні символи для центрального і кінцевого атомів.

    • Атоми водню завжди кінцеві
    • Центральні атоми, як правило, ті, що мають найнижчу електронегативність.
    • Атоми вуглецю завжди центральні

    б) З'єднайте центральний атом з кожним з кінцевих атомів, намалювавши єдиний зв'язок.

    3. Для кожного окремого зв'язку відніміть два електрони із загальної кількості валентних електронів.

    4. Використовуючи інші валентні електрони, завершіть спочатку октети кінцевих атомів, а потім завершіть якомога більше для центральних атомів.

    5. Якщо ви використали всі валентні електрони, щоб завершити октети для всіх атомів, ви закінчили.

    6. Якщо ні, то завершіть октети всіх центральних атомів, переміщаючи одиничні пари від кінцевих атомів, щоб утворити множинні зв'язки.

    7. Обчисліть Формальні заряди на всіх атомах і позначити ненульові формальні заряди в структурі:

    Формальний заряд на атомі = Кількість валентних електронів у вільному атомі—Кількість одиночних парних електронів —½ (Кількість зв'язкових електронів)

    Формула 1.1

    Приклади: Тут ми візьмемо молекулу CO 2 як приклад, щоб пояснити процедуру поетапно:

    1. Загальна кількість валентних електронів: 4 (атом С) + 2×6 (2 атома O) = 16

    Завжди ПОДВІЙНА ПЕРЕВІРКА: У правильній структурі Льюїса загальна кількість задіяних електронів (зв'язок плюс незв'язні електрони) повинна дорівнювати цьому числу, менше або більше обидва неправильні!!

    2. Напишіть правдоподібну структуру скелета:

    Атоми вуглецю завжди центральні, тому скелетна структура: O - C - O

    3. До цих пір використовуються чотири електрони, а залишилося 16 - 4 = 12 електронів.

    4. Решта 12 електронів повинні бути використані для завершення октету для обох термінальних атомів O спочатку, і ніяких електронів після цього не залишилося.

    Навколо обох атомів кисню є 6 точок

    Дуже важливо мати на увазі, що інші електрони повинні бути використані, щоб спочатку дати октет кінцевих атомів!

    5. Центральний атом С ще не отримує октет, ми повинні зробити наступний крок.

    6. Переміщаючи по одній одиночній парі від кожного клемного атома O, виходить наступна структура.

    це повна структура Льюїса CO 2.

    Для цілей структури Льюїса одиночні пари можуть бути переміщені лише f від кінцевих атомів до центрального атома, щоб утворити кілька зв'язків, а не навпаки.

    7. Перевірка формальних зарядів: всі атоми мають формальні заряди, рівні 0 в цій структурі.

    ФК (С) = 4 -½ × (4 × 2) = 0

    ФК (О) = 6 -4-½ × (2×2) = 0

    Оскільки два атоми кисню мають однаковий зв'язок, одного розрахунку достатньо для обох атомів кисню.

    1.2.3 Керівні принципи щодо формальних звинувачень у структурах

    Мета формальних зарядів полягає в порівнянні різниці між кількістю валентних електронів у вільному атомі і кількістю електронів, якими атом «володіє» при його зв'язці. Чим менше різниця, тим «щасливіше» (стабільніше) атом. Атом володіє всіма самотніми парами (незв'язними) електронами і половиною зв'язкових (спільних) електронів, тому формула є таким чином, як наведено у Формулі 1.1.

    Формальні заряди можуть бути використані як орієнтири для визначення правдоподібності структур Льюїса шляхом порівняння стійкості нееквівалентних резонансних структур, що особливо важливо для органічних видів. Правила щодо офіційних зборів такі:

    • Сума формальних зарядів повинна дорівнювати загальному заряду на молекулу або іон.
    • Формальні збори повинні бути якомога меншими (порівнюючи абсолютну величину формальних нарахувань для таких цілей).
    • «-» ФК зазвичай з'являється на самих електронегативних атомах (з більш сильною здатністю тягнути спільні електрони; цей атом «виграє» електрони в спільному використанні).
    • «+» FC зазвичай з'являється на найменш електронегативних атомах (при слабшій здатності тягнути спільні електрони; цей атом «втрачає» електрони при спільному використанні).
    • Структури, що мають формальні заряди одного знака на сусідніх атомах малоймовірні.

    Існує похідний спосіб розрахунку формального заряду: оскільки кожен зв'язок містить 2 електрона, половина зв'язкових електронів просто дорівнює кількості зв'язків. Отже, формальний заряд також можна розрахувати виходячи з похідного варіанту формули:

    Формальний заряд на атомі = Кількість валентних електронів у вільному атомі—Кількість одиночних парних електронів — Кількість ковалентних зв'язків навколо атома Формула 1.2

    Подвійні облігації рахуються як 2, а потрійні облігації рахуються як 3 у Формулі 1.2. Для підрахунку формального заряду працюють і Формула 1.1, і 1.2, ви можете вибрати будь-яку з них для вашої зручності. Хоча майже всі інші підручники показують Формулу 1.1 як офіційний спосіб, Формула 1.2 простіша у використанні і може розглядатися як практична, заснована на досвіді.

    Вправи 1.4

    Чому наступна структура не найкращий спосіб показати структуру Льюїса CO 2?

    Лівий атом кисню має 3 самотні пари з 1 парою зв'язку з вуглецем, а правий атом кисню має одну одиноку пару і 3 пари зв'язків

    Відповіді на практичні питання Глава 1

    1.2.4 Структури проти структур Льюїса

    Повна структура Льюїса завжди повинна включати в себе всі сполучні електрони і одинокі пари електронів. Однак органічні види зазвичай показані як структури Kekulé (більше обговорення буде в главі 2), при цьому всі одинокі пари електрони повністю опущені (за винятком одиноких пар, які показані для виділення спеціальних властивостей). Тому, переглядаючи структури Кекуле, дуже корисно мати на увазі, що атоми, крім C і H, повинні мати певну кількість одиноких пар. Приклади структур Kekulé деяких сполук наведені тут:

    Етанол має 2 атома вуглецю, 6 атомів водню і один атом кисню.
    Рисунок 1.2f Структури кекуле етанолу, оцтової кислоти, етиламіну та броміду етилу
    Щоб порахувати, скільки одиноких пар має бути задіяно на певному атомі, застосовують правило октета. Всі атоми (крім H) повинні мати навколо себе 8 електронів, тому N зазвичай має 1 одиноку пару, O має 2 одинокі пари, а галогени - 3 одинокі пари.

    1.2.5 Винятки з правила октету в структурі Льюїса

    Поки ми завжди застосовували правило октету в структурах Льюїса, однак є деякі випадки, коли правило не застосовується. Наприклад, Н потребує всього 2 електрона. Тут ми побачимо деякі інші випадки, коли правило октету порушено.

    • Непарна кількість електронів

    Якщо загальна кількість валентного електрона - непарне число, правило октета не може бути застосовано до всіх атомів виду. Приклади можуть включати NO (окис азоту або оксид азоту), NO 2 (діоксид азоту) та алкільні радикали.??

    NO молекула: Хоча NO є двоатомною молекулою, можна намалювати структуру Льюїса, дотримуючись процедури. Залежно від того, який атом дається октет першим на кроці 4, ви можете отримати дві можливі структури. Застосовуючи формальні настанови щодо заряду, ми можемо вирішити, що перша структура є кращим вибором з нульовими формальними звинуваченнями.

    азот має одну одиноку пару і один електрон з двома парами зв'язку з киснем, який має дві одинокі пари
    Малюнок 1.2g NO молекули Льюїса структура

    Молекула NO 2: Структура Льюїса молекули NO 2 показана нижче.

    лівий O має 3 самотні пари і одну пару зв'язків з N, праворуч O має дві одинокі пари та дві пари зв'язків з N
    Малюнок 1.2h структура молекули NO2 Льюїса

    Для вищевказаних молекул всі вони містять непарні (поодинокі) електрони. Нейтральний вид, який містить непарний електрон, називається радикальним (або вільним радикалом). Коли атом вуглецю алкільної групи має непарний електрон, вид є алкільним радикалом.

    Алкільні радикали: Найпростішим прикладом алкільного радикала є •CH 3, загальна кількість валентного електрона дорівнює 7. Структура буває:

    Вуглець має один електрон і оточений трьома атомами водню, кожен з яких має зв'язкову пару з ним.
    Малюнок 1.2i Структура Льюїса CH3

    Більше дискусій про властивості та реакції радикалів будуть включені в главу 9.

    • Неповний октет

    Неповний октет означає, що атом має менше 8 задіяних електронів. Це може бути тому, що загальна кількість валентних електронів менше 8, або через формальні проблеми заряду.

    Молекула BH 3: Загальна кількість валентних електронів становить 6, тому центральний атом бору не отримує октет.

    бор оточений трьома атомами водню, кожен з яких утворює зв'язкову пару з бором
    Малюнок 1.2j Структура молекули BH3 Льюїса

    BF 3 молекула: Незважаючи на те, що всі атоми мають шанс отримати октети в структурі BF 3, фактична структура BF 3 зберігає неповний октет. Застосування настанови FC пояснює, чому перша структура є кращим вибором. Подібні приклади включають BeF 2, AlCl 3.

    бор оточений трьома атомами флорина з 3 одинокими парами і однією парою зв'язку з бором
    Малюнок 1.2k структура молекули BF3 Льюїса
    F - атом з найвищою електронегативністю, тому F ніколи не має «+» формального заряду в будь-якій правдоподібній структурі Льюїса!

    CH 3 +: Це ще один реактивний проміжний продукт в органічних реакціях (більше обговорень у розділі 8). Розрахунки FC вказують на те, що заряд «+» лежить на атомі С, тому такий вид ще називають карбокатіоном. Вуглець має неповний октет.

    Вуглець з позитивним зарядом має зв'язкову пару з кожним з оточуючих трьох атомів водню.
    Малюнок 1.2л CH3+ структура молекули Льюїса
    • Розширена Валентність Shell

    Для елементів у періоді 3 або вище вони можуть мати більше 8 електронів, якщо це допомагає знизити формальні заряди. Загальні приклади включають види з P, S або Cl тощо як центральні атоми. Іноді для мінімізації формального заряду центрального атома необхідні множинні подвійні зв'язки. Будова фосфатного аніона PO 4 3- наведено тут як приклад.

    P має пару зв'язків з 3 O, які мають 3 самотні пари і є негативними & 2 пари зв'язку з 1 O, який має 2 одиноких пар
    Малюнок 1,2 м фосфат-аніон структура Льюїса
    Елементи в періоді 3 (або вище) мають 3 (або більше 3) принципових оболонок, тому d орбітальна доступна в валентної оболонці. Саме тому вони можуть вмістити більше 8 електронів.

    Ключові виноси

    Для елементів у 2-му періоді C, N, O, F і Ne максимальна кількість електронів, задіяних в структурі Льюїса, становить вісім!!!