Δομή Lewis — Πώς να σχεδιάζετε διαγράμματα με τελείες

Μια δομή Lewis είναι ένα απλό διάγραμμα που δείχνει πού βρίσκονται τα ηλεκτρόνια σθένους σε ένα μόριο ή πολυατομικό ιόν. Οι γραμμές δείχνουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, που τα ονομάζουμε ομοιοπολικούς δεσμούς, και οι τελείες δείχνουν τα μονήρη ζεύγη.

Αν χρειάζεστε μόνο τη γρήγορη εκδοχή, οι δομές Lewis απαντούν σε τρεις ερωτήσεις: ποια άτομα συνδέονται, πόσοι δεσμοί υπάρχουν και πού βρίσκονται τα μονήρη ζεύγη. Αυτό τις κάνει χρήσιμες για τη βασική περιγραφή δεσμών, την πρόβλεψη σχήματος και τον έλεγχο τυπικού φορτίου.

Τι σας λέει πραγματικά μια δομή Lewis

Μια δομή Lewis δεν είναι μια πλήρης εικόνα του πώς κινούνται τα ηλεκτρόνια στον χώρο. Είναι ένα μοντέλο καταγραφής για τα ηλεκτρόνια σθένους.

Αυτή η διάκριση έχει σημασία. Μια δομή Lewis σας βοηθά να παρακολουθείτε τα πρότυπα δεσμών και τον αριθμό ηλεκτρονίων, αλλά δεν αντικαθιστά ένα τρισδιάστατο μοντέλο ούτε περιγράφει κάθε λεπτομέρεια της πραγματικής κατανομής ηλεκτρονίων.

Πώς να σχεδιάσετε μια δομή Lewis

Για τα περισσότερα εισαγωγικά προβλήματα, αυτή η ακολουθία λειτουργεί καλά:

1. Μετρήστε το συνολικό πλήθος ηλεκτρονίων σθένους.
2. Επιλέξτε ένα κεντρικό άτομο. Αυτό είναι συνήθως το λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο, εκτός από το υδρογόνο που δεν είναι κεντρικό άτομο.
3. Σχεδιάστε απλούς δεσμούς από το κεντρικό άτομο προς τα γύρω άτομα.
4. Τοποθετήστε πρώτα τα εναπομείναντα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά άτομα.
5. Τοποθετήστε όσα ηλεκτρόνια απομένουν στο κεντρικό άτομο.
6. Αν το κεντρικό άτομο εξακολουθεί να μην έχει οκτάδα, δημιουργήστε πολλαπλούς δεσμούς μετατρέποντας, όπου είναι κατάλληλο, ένα γειτονικό μονήρες ζεύγος σε δεσμικό ζεύγος.
7. Ελέγξτε τα τυπικά φορτία και δείτε αν πρέπει να παρουσιαστεί συντονισμός.

Για ένα ιόν, προσαρμόστε τον αριθμό ηλεκτρονίων πριν ξεκινήσετε:

$$\text{total valence electrons} = \sum \text{valence electrons} \pm \text{charge adjustment}$$

Προσθέστε ηλεκτρόνια για αρνητικό φορτίο και αφαιρέστε ηλεκτρόνια για θετικό φορτίο.

Λυμένο παράδειγμα: Δομή Lewis του $CO_2$

Το διοξείδιο του άνθρακα είναι ένα καλό παράδειγμα, επειδή δείχνει γιατί δεν αρκεί πάντα να συμπληρώνουμε οκτάδες μόνο με απλούς δεσμούς.

Βήμα 1: Μετρήστε τα ηλεκτρόνια σθένους

Ο άνθρακας συνεισφέρει $4$ ηλεκτρόνια σθένους. Κάθε οξυγόνο συνεισφέρει $6$, άρα το σύνολο είναι

$$4 + 2(6) = 16$$

Βήμα 2: Επιλέξτε το κεντρικό άτομο

Ο άνθρακας είναι το κεντρικό άτομο. Το οξυγόνο είναι συνήθως τελικό άτομο σε αυτού του είδους το ουδέτερο μόριο.

Βήμα 3: Σχεδιάστε απλούς δεσμούς

Ξεκινήστε με $O - C - O$. Δύο απλοί δεσμοί χρησιμοποιούν $4$ ηλεκτρόνια, άρα απομένουν $12$ ηλεκτρόνια.

Βήμα 4: Συμπληρώστε πρώτα τα εξωτερικά άτομα

Δώστε σε κάθε οξυγόνο τρία μονήρη ζεύγη. Αυτό χρησιμοποιεί τα υπόλοιπα $12$ ηλεκτρόνια.

Σε αυτό το στάδιο, κάθε οξυγόνο έχει οκτάδα, αλλά ο άνθρακας έχει μόνο τέσσερα ηλεκτρόνια γύρω του από τους δύο απλούς δεσμούς. Ο άνθρακας δεν έχει συμπληρωμένη οκτάδα.

Βήμα 5: Δημιουργήστε πολλαπλούς δεσμούς

Μετατρέψτε ένα μονήρες ζεύγος από κάθε οξυγόνο σε δεσμικό ζεύγος με τον άνθρακα. Το αποτέλεσμα είναι

$$O = C = O$$

Τώρα ο άνθρακας έχει οκτάδα, κάθε οξυγόνο εξακολουθεί να έχει οκτάδα και τα τυπικά φορτία ελαχιστοποιούνται. Αυτή είναι η τυπική δομή Lewis για το $CO_2$.

Γιατί έχει σημασία το τυπικό φορτίο

Περισσότερες από μία διατάξεις ηλεκτρονίων μπορούν μερικές φορές να ικανοποιούν τον κανόνα της οκτάδας. Όταν συμβαίνει αυτό, το τυπικό φορτίο σας βοηθά να κρίνετε ποια δομή Lewis είναι πιο λογική.

Ένας συνηθισμένος κανόνας για αρχάριους είναι να προτιμούν δομές με μικρότερα τυπικά φορτία και με το αρνητικό φορτίο τοποθετημένο στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο όταν υπάρχει επιλογή. Αυτός ο κανόνας είναι χρήσιμος, αλλά δεν αντικαθιστά το χημικό πλαίσιο σε πιο προχωρημένες περιπτώσεις.

Συχνά λάθη

Να ξεχνάτε να ξαναμετρήσετε το συνολικό πλήθος ηλεκτρονίων

Πολλές λανθασμένες δομές φαίνονται λογικές μέχρι να ξαναμετρήσετε τα ηλεκτρόνια. Ένας τελικός έλεγχος είναι ένας από τους πιο γρήγορους τρόπους εντοπισμού σφαλμάτων.

Να επιμένετε μόνο σε απλούς δεσμούς

Ορισμένα μόρια χρειάζονται διπλούς ή τριπλούς δεσμούς ώστε το κεντρικό άτομο να αποκτήσει οκτάδα. Το $CO_2$ είναι ένα βασικό παράδειγμα.

Να θεωρείτε τον κανόνα της οκτάδας καθολικό

Ο κανόνας της οκτάδας λειτουργεί καλά για πολλές ενώσεις των κύριων ομάδων, αλλά όχι για όλες. Το υδρογόνο ακολουθεί δυάδα, το βόριο μπορεί να είναι ηλεκτρονιοπενές σε ορισμένες ενώσεις και ορισμένα άτομα της 3ης περιόδου ή χαμηλότερα μπορούν να ξεπερνούν τα οκτώ ηλεκτρόνια.

Να αγνοείτε τον συντονισμό

Αν περισσότερες από μία έγκυρες δομές Lewis διαφέρουν μόνο στη θέση των ηλεκτρονίων, ο δεσμός αποδίδεται καλύτερα με δομές συντονισμού παρά με τον ισχυρισμό ότι το μόριο εναλλάσσεται ανάμεσα σε άσχετες δομές.

Πότε χρησιμοποιούνται οι δομές Lewis

Οι δομές Lewis χρησιμοποιούνται στη γενική χημεία για να προβλέπουμε πιθανά πρότυπα δεσμών, να εκτιμούμε το μοριακό σχήμα με το VSEPR ως επόμενο βήμα, να συγκρίνουμε τυπικά φορτία και να αναγνωρίζουμε συντονισμό σε μόρια και πολυατομικά ιόντα.

Είναι πιο χρήσιμες ως πρώτο μοντέλο. Αν το μόριο περιλαμβάνει ασυνήθιστο δεσμό, ρίζες, μέταλλα μετάπτωσης ή αποεντοπισμό που το απλό μοντέλο με τελείες δεν αποδίδει καλά, συνήθως χρειάζεστε μια πιο προχωρημένη περιγραφή.

Δοκιμάστε μια παρόμοια δομή

Δοκιμάστε τη δική σας εκδοχή με το ανθρακικό ιόν, $CO_3^{2-}$. Μετρήστε τα ηλεκτρόνια, σχεδιάστε μία έγκυρη δομή και έπειτα ελέγξτε αν ο διπλός δεσμός μπορεί να τοποθετηθεί σε περισσότερες από μία θέσεις. Αυτός είναι ένας καθαρός τρόπος να δείτε γιατί ο συντονισμός έχει σημασία αφού μάθετε τα βασικά βήματα για τις δομές Lewis.