Структура Льюиса

Структуры Льюиса – также называемые формулами точек Льюиса , структурами точек Льюиса , структурами электронных точек или структурами электронных точек Льюиса ( СИД диаграммы, которые показывают связи между атомами молекулы ) – представляют собой , а также неподеленные пары электронов , которые могут существовать в молекула. ^[1]^[2]^[3] 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». ^[4] Структуры Льюиса расширяют концепцию электронной точечной диаграммы , добавляя линии между атомами для обозначения общих пар в химической связи.

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

Хотя элементы основной группы второго периода и последующих периодов обычно реагируют путем приобретения, потери или обмена электронами до тех пор, пока они не достигнут электронной конфигурации валентной оболочки с полным октетом (8) электронов, водород (H) может образовывать только связи, которые имеют только два электрона.

Конструкция и подсчет 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 валентных электронов определено, они помещаются в структуру в соответствии со следующими этапами:

Первоначально между каждой парой связанных атомов проводится одна линия (представляющая одинарную связь).
Каждая связь состоит из пары электронов, поэтому, если t — общее количество электронов, которые необходимо разместить, а n — количество только что нарисованных одинарных связей, t −2 n осталось разместить электронов. Временно они изображаются в виде точек: по одной на электрон, но не более восьми на атом (две в случае водорода), минус две на каждую связь.
Электроны распределяются сначала по внешним атомам, а затем по остальным, пока их больше не останется.
Наконец, каждый атом (кроме водорода), окруженный менее чем восемью электронами (считая каждую связь двумя), обрабатывается следующим образом: на каждые два необходимых электрона две точки удаляются из соседнего атома, и между ними проводится дополнительная линия. два атома. Это представляет собой преобразование неподеленной пары электронов в связывающую пару, которая добавляет два электрона к валентной оболочке первого атома, оставляя при этом количество электронов второго неизменным.
На предыдущих этапах, если электронов недостаточно для заполнения валентных оболочек всех атомов, предпочтение отдается тем атомам, электроотрицательность которых выше.

Структуры Льюиса для многоатомных ионов можно нарисовать тем же методом. При подсчете электронов отрицательные ионы должны иметь дополнительные электроны, помещенные в их структуры Льюиса; положительные ионы должны иметь меньше электронов, чем незаряженная молекула. При записи льюисовской структуры иона вся структура помещается в скобки, а заряд записывается в виде верхнего индекса справа вверху, вне скобок.

Был предложен более простой метод построения структур Льюиса, исключающий необходимость подсчета электронов: атомы рисуются с указанием валентных электронов; связи затем образуются путем спаривания валентных электронов атомов, участвующих в процессе образования связи, а анионы и катионы образуются путем добавления или удаления электронов к/из соответствующих атомов. ^[5]

Хитрость заключается в том, чтобы подсчитать валентные электроны, затем подсчитать количество электронов, необходимое для выполнения правила октетов (или, в случае водорода, всего 2 электрона), а затем взять разницу этих двух чисел. Ответ заключается в количестве электронов, образующих связи. Остальные электроны просто заполнят октеты всех остальных атомов.

Была предложена еще одна простая и общая процедура записи структур Льюиса и резонансных форм. ^[6]

Существует способ надежного построения структур Льюиса с помощью таблицы, аналогичной приведенной ниже:

Льюис Дот из CCl ₄
Молекулярная формула (CCl ₄ )	Октетный электрон (Э)	Общее количество валентных электронов (TVe)
С	8	4
кл.	8	7
кл.	8	7
кл.	8	7
кл.	8	7
общий:	40	32

В столбце «Молекулярная формула» напишите каждый отдельный атом молекулы в отдельных строках. Затем в столбце «Октект электронов» напишите количество электронов, необходимое каждому атому для достижения октекта (это будет 8 для каждого элемента, кроме Водорода, который может содержать только 2 валентных электрона). Наконец, в столбце под названием «Общее количество валентных электронов» напишите количество валентных электронов, которые имеет каждый атом в несвязанном состоянии. Эта информация взята из таблицы Менделеева. Для элементов групп 1–8 (все, кроме переходных металлов, лантаноидов и актинидов) количество валентных электронов равно номеру их группы. Теперь, когда таблица составлена, можно подсчитать количество облигаций и неподеленных пар.

Число облигаций рассчитывается следующим образом: (Oe - TVe) ÷ 2
Для примера CCl ₄ число связей будет: (40 - 32) ÷ 2 = 8 ÷ 2 = 4. Следовательно, CCl ₄ имеет 4 связи.

Неподеленные пары не рассчитываются напрямую, вместо этого рассчитывается количество оставшихся электронов. Делается это следующим образом: TVe - 2(количество облигаций)
Для примера CCl ₄ количество оставшихся электронов будет: 32 - 2(4) = 32 - 8 = 24. Следовательно, у CCl ₄ осталось 24 электрона, что означает, что у него 12 неподеленных пар.

Эта система работает почти во всех случаях, однако есть три случая, когда она не будет работать. Эти исключения представлены в таблице ниже.

Исключения
Исключение	Как это ломает систему	Как исправить структуру Льюиса
Свободные радикалы (молекулы с неспаренными валентными электронами)	Сумма TVe будет нечетным числом. Номер облигации не будет целым числом.	Округлите рассчитанное количество облигаций до ближайшего целого числа. (например, 4,5 облигации округляются до 4 облигаций)
Дефицит валентной оболочки	Не нарушает систему, вместо этого необходимо запоминать, когда это происходит.	BeX ₂ , BX ₃ и AlX ₃ . «X» представляет собой водород или галогены. Когда Be связан с двумя другими атомами или когда B и Al связаны с тремя другими атомами, они не образуют полноценные валентные оболочки. Предположим, что это одинарные связи, и используйте фактическое количество связей для расчета неподеленных пар.
Расширенный октет (встречается только для элементов в группах 3–8)	Расчет связей даст слишком мало связей для количества атомов в молекуле.	Предположим, что это одинарные связи, используйте минимальное количество связей, необходимое для создания молекулы.

Официальное обвинение

В терминах структур Льюиса формальный заряд используется при описании, сравнении и оценке вероятных топологических и резонансных структур. ^[7] 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 реконфигурации электрона, когда речь идет о механизмах реакции , и часто, за исключениями, приводит к тому же знаку, что и частичный заряд атома. В общем случае формальный заряд атома можно рассчитать по следующей формуле, предполагая нестандартные определения используемой разметки:

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

где:

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

Формальный заряд атома вычисляется как разница между количеством валентных электронов, которые имел бы нейтральный атом, и количеством электронов, принадлежащих ему в структуре Льюиса. Электроны в ковалентной связи делятся поровну между атомами, участвующими в связи. Сумма формальных зарядов иона должна быть равна заряду иона, а сумма формальных зарядов нейтральной молекулы должна быть равна нулю.

Резонанс

Для некоторых молекул и ионов трудно определить, какие неподеленные пары следует переместить для образования двойных или тройных связей, и две или более разные резонансные для одной и той же молекулы или иона могут быть записаны структуры. В таких случаях обычно их все пишут с двусторонними стрелками между ними. (см. § Пример ниже) . Иногда это происходит, когда несколько атомов одного типа окружают центральный атом, и это особенно характерно для многоатомных ионов.

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

Нитрат-ион ( NO - 3 ), например, должен образовывать двойную связь между азотом и одним из атомов кислорода, чтобы удовлетворить 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. Выразить резонанс при рисовании структур Льюиса можно либо нарисовав каждую из возможных форм резонанса и поместив между ними двунаправленные стрелки, либо используя пунктирные линии для обозначения частичных связей (хотя последнее является хорошим представлением резонансного гибрида, который формально говоря, это не структура Льюиса).

При сравнении резонансных структур одной и той же молекулы обычно те, у которых 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.

Одиночные связи также можно перемещать таким же образом, чтобы создать резонансные структуры для гипервалентных молекул , таких как гексафторид серы , что является правильным описанием в соответствии с квантово-химическими расчетами вместо обычной модели расширенного октета.

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

Пример

Формула нитрит- иона: НЕТ - 2 .

Азот является наименее электроотрицательным атомом из двух, поэтому по множеству критериев он является центральным атомом.
Посчитайте валентные электроны. Азот имеет 5 валентных электронов; у каждого кислорода их 6, всего (6 × 2) + 5 = 17. Ион имеет заряд -1, что указывает на наличие дополнительного электрона, поэтому общее количество электронов равно 18.
Соедините атомы одинарными связями. Каждый кислород должен быть связан с азотом, который использует четыре электрона — по два в каждой связи.
Разместите одинокие пары. Оставшиеся 14 электронов первоначально должны быть размещены как 7 неподеленных пар. Каждый кислород может иметь максимум 3 неподеленные пары, что дает каждому кислороду 8 электронов, включая связывающую пару. Седьмая неподеленная пара должна располагаться у атома азота.
Соблюдайте правило октетов. Оба атома кислорода в настоящее время имеют по 8 закрепленных за ними электронов. Атом азота имеет только 6 закрепленных за ним электронов. Одна из неподеленных пар атома кислорода должна образовывать двойную связь, но любой атом будет работать одинаково хорошо. Следовательно, существует резонансная структура.
Завяжите 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 иметь одинарную связь с атомом азота. Заключите каждую структуру в скобки и добавьте заряд (-) в правом верхнем углу за скобками. Нарисуйте двустороннюю стрелку между двумя резонансными формами.

Альтернативные образования

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

Две разновидности конденсированной структурной формулы, обе содержат бутан.

Скелетная диаграмма бутана

Химические структуры можно записать в более компактной форме, особенно при изображении органических молекул . В сокращенных структурных формулах многие или даже все ковалентные связи могут быть опущены, при этом нижние индексы указывают количество идентичных групп, присоединенных к конкретному атому.Еще одна сокращенная структурная диаграмма — это скелетная формула (также известная как формула линии связи или диаграмма углеродного скелета). В скелетной формуле атомы углерода обозначаются не символом C, а вершинами линий . Атомы водорода, связанные с углеродом, не показаны — их можно определить, подсчитав количество связей с конкретным атомом углерода — предполагается, что каждый углерод имеет в общей сложности 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 свою простоту и развитие в начале двадцатого века, когда понимание химической связи было еще зачаточным, структуры Льюиса отражают многие ключевые особенности электронной структуры ряда молекулярных систем, в том числе те, которые имеют отношение к химической реакционной способности. Таким образом, они продолжают широко использоваться химиками и преподавателями химии. Это особенно верно в области органической химии , где все еще доминирует традиционная модель связи валентной связи, а механизмы часто понимаются в терминах обозначений в виде кривых стрелок, 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 связей, что делает структуры Льюиса сравнительно менее важными (хотя они все еще распространены).

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, о которых экспериментально известно, что они содержат неспаренные электроны (например, O ₂ , NO и ClO ₂ ), приводит к неверным выводам о порядках связей, длинах связей и/или магнитных свойствах. Простая модель Льюиса также не объясняет явление ароматичности . Например, структуры Льюиса не дают объяснения, почему циклический C ₆ H ₆ (бензол) испытывает особую стабилизацию, выходящую за рамки обычных эффектов делокализации, тогда как C ₄ H ₄ (циклобутадиен) фактически испытывает особую дестабилизацию . ^{[ нужна ссылка ]} Теория молекулярных орбиталей дает наиболее простое объяснение этим явлениям. ^{[ оригинальное исследование? ]}

См. также

Ссылки

^ Определение ИЮПАК формулы Льюиса
^ Зумдал, С. (2005) Химические принципы Хоутона-Миффлина ( ISBN 0-618-37206-7 )
^ Г.Л. Мисслер; Д. А. Тарр (2003), Неорганическая химия (2-е изд.), Пирсон Прентис-Холл, ISBN 0-13-035471-6
^ Льюис, Дж. Н. (1916), «Атом и молекула» , J. Am. хим. Соц. , 38 (4): 762–85, doi : 10.1021/ja02261a002 , S2CID 95865413
^ Мибуро, Барнабе Б. (1993), «Упрощенный рисунок структуры Льюиса для ненаучных специальностей», J. Chem. Образование. , 75 (3): 317, Бибкод : 1998ЖЧЭд..75..317М , doi : 10.1021/ed075p317
^ Левер, ABP (1972), «Структуры Льюиса и правило октетов», J. Chem. Образование. , 49 (12): 819, Бибкод : 1972JChEd..49..819L , doi : 10.1021/ed049p819
^ Мисслер, Г.Л. и Тарр, Д.А., Неорганическая химия (2-е изд., Прентис Холл, 1998). ISBN 0-13-841891-8 , стр. 49–53 – Объяснение использования формальных платежей.

Внешние ссылки

[1] Определение ИЮПАК формулы Льюиса

[2] Зумдал, С. (2005) Химические принципы Хоутона-Миффлина ( ISBN 0-618-37206-7 )

[3] Г.Л. Мисслер; Д. А. Тарр (2003), Неорганическая химия (2-е изд.), Пирсон Прентис-Холл, ISBN 0-13-035471-6

[4] Льюис, Дж. Н. (1916), «Атом и молекула» , J. Am. хим. Соц. , 38 (4): 762–85, doi : 10.1021/ja02261a002 , S2CID 95865413

[5] Мибуро, Барнабе Б. (1993), «Упрощенный рисунок структуры Льюиса для ненаучных специальностей», J. Chem. Образование. , 75 (3): 317, Бибкод : 1998ЖЧЭд..75..317М , doi : 10.1021/ed075p317

[6] Левер, ABP (1972), «Структуры Льюиса и правило октетов», J. Chem. Образование. , 49 (12): 819, Бибкод : 1972JChEd..49..819L , doi : 10.1021/ed049p819

[miessler_1-7] Мисслер, Г.Л. и Тарр, Д.А., Неорганическая химия (2-е изд., Прентис Холл, 1998). ISBN 0-13-841891-8 , стр. 49–53 – Объяснение использования формальных платежей.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]