Struktura Lewisa — jak rysować wzory kropkowe

Struktura Lewisa to prosty schemat pokazujący, gdzie znajdują się elektrony walencyjne w cząsteczce lub jonie wieloatomowym. Linie oznaczają wspólne pary elektronowe, które nazywamy wiązaniami kowalencyjnymi, a kropki oznaczają wolne pary elektronowe.

Jeśli potrzebujesz tylko szybkiej wersji, użyj struktur Lewisa, aby odpowiedzieć na trzy pytania: które atomy są połączone, ile jest wiązań i gdzie znajdują się wolne pary. Dzięki temu są przydatne przy podstawowej analizie wiązań, przewidywaniu kształtu i sprawdzaniu ładunków formalnych.

Co naprawdę pokazuje struktura Lewisa

Struktura Lewisa nie jest pełnym obrazem tego, jak elektrony poruszają się w przestrzeni. To model ewidencyjny dla elektronów walencyjnych.

To rozróżnienie ma znaczenie. Struktura Lewisa pomaga śledzić układ wiązań i liczbę elektronów, ale nie zastępuje modelu trójwymiarowego ani nie opisuje każdego szczegółu rzeczywistego rozkładu elektronów.

Jak narysować strukturę Lewisa

W większości zadań wprowadzających dobrze działa następująca kolejność:

1. Policz całkowitą liczbę elektronów walencyjnych.
2. Wybierz atom centralny. Zwykle jest to atom o najmniejszej elektroujemności, z wyjątkiem wodoru, który nie jest atomem centralnym.
3. Narysuj wiązania pojedyncze od atomu centralnego do atomów otaczających.
4. Najpierw umieść pozostałe elektrony na atomach zewnętrznych.
5. Wszelkie pozostałe elektrony umieść na atomie centralnym.
6. Jeśli atom centralny nadal nie ma oktetu, utwórz wiązania wielokrotne, zamieniając odpowiednią wolną parę sąsiedniego atomu w parę wiążącą.
7. Sprawdź ładunki formalne i zobacz, czy należy uwzględnić rezonans.

Dla jonu przed rozpoczęciem skoryguj liczbę elektronów:

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

Dla ładunku ujemnego dodaj elektrony, a dla dodatniego odejmij elektrony.

Przykład: struktura Lewisa dla $CO_2$

Dwutlenek węgla jest dobrym przykładem, ponieważ pokazuje, dlaczego samo uzupełnianie oktetów za pomocą wiązań pojedynczych nie zawsze wystarcza.

Krok 1: Policz elektrony walencyjne

Węgiel wnosi $4$ elektrony walencyjne. Każdy atom tlenu wnosi $6$, więc łącznie otrzymujemy

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

Krok 2: Wybierz atom centralny

Atomem centralnym jest węgiel. Tlen w tego typu obojętnej cząsteczce zwykle znajduje się na końcu.

Krok 3: Narysuj wiązania pojedyncze

Zacznij od $O - C - O$. Dwa wiązania pojedyncze zużywają $4$ elektrony, więc pozostaje $12$ elektronów.

Krok 4: Najpierw uzupełnij atomy zewnętrzne

Przydziel każdemu atomowi tlenu po trzy wolne pary. To zużywa pozostałe $12$ elektronów.

Na tym etapie każdy atom tlenu ma oktet, ale wokół węgla są tylko cztery elektrony pochodzące z dwóch wiązań pojedynczych. Węglowi brakuje do oktetu.

Krok 5: Utwórz wiązania wielokrotne

Zamień jedną wolną parę z każdego atomu tlenu w parę wiążącą z węglem. Otrzymujemy

$$O = C = O$$

Teraz węgiel ma oktet, każdy atom tlenu nadal ma oktet, a ładunki formalne są zminimalizowane. To standardowa struktura Lewisa dla $CO_2$.

Dlaczego ładunek formalny ma znaczenie

Czasami więcej niż jedno rozmieszczenie elektronów może spełniać regułę oktetu. W takiej sytuacji ładunek formalny pomaga ocenić, która struktura Lewisa jest bardziej uzasadniona.

Popularna zasada dla początkujących mówi, aby wybierać struktury z mniejszymi ładunkami formalnymi oraz z ładunkiem ujemnym umieszczonym na bardziej elektroujemnym atomie, jeśli jest wybór. To użyteczna zasada, ale w bardziej zaawansowanych przypadkach nie zastępuje kontekstu chemicznego.

Typowe błędy

Zapominanie o ponownym przeliczeniu wszystkich elektronów

Wiele błędnych struktur wygląda wiarygodnie, dopóki nie policzysz elektronów jeszcze raz. Końcowe sprawdzenie to jeden z najszybszych sposobów wykrycia błędu.

Wymuszanie wyłącznie wiązań pojedynczych

Niektóre cząsteczki potrzebują wiązań podwójnych lub potrójnych, aby atom centralny osiągnął oktet. $CO_2$ jest podstawowym przykładem.

Traktowanie reguły oktetu jako uniwersalnej

Reguła oktetu dobrze działa dla wielu związków pierwiastków grup głównych, ale nie dla wszystkich. Wodór spełnia regułę dubletu, bor może mieć niedobór elektronów w niektórych związkach, a niektóre atomy z 3. okresu lub niższych mogą mieć więcej niż osiem elektronów.

Pomijanie rezonansu

Jeśli więcej niż jedna poprawna struktura Lewisa różni się tylko rozmieszczeniem elektronów, wiązanie lepiej przedstawia się za pomocą form rezonansowych, zamiast twierdzić, że cząsteczka przełącza się między niepowiązanymi strukturami.

Kiedy stosuje się struktury Lewisa

Struktury Lewisa stosuje się w chemii ogólnej do przewidywania prawdopodobnych układów wiązań, szacowania kształtu cząsteczki z użyciem VSEPR jako kolejnego kroku, porównywania ładunków formalnych i rozpoznawania rezonansu w cząsteczkach oraz jonach wieloatomowych.

Są najbardziej użyteczne jako pierwszy model. Jeśli cząsteczka obejmuje nietypowe wiązania, rodniki, metale przejściowe lub delokalizację, której prosty model kropkowy nie pokazuje dobrze, zwykle potrzebny jest bardziej zaawansowany opis.

Spróbuj podobnej struktury

Spróbuj samodzielnie narysować jon węglanowy, $CO_3^{2-}$. Policz elektrony, narysuj jedną poprawną strukturę, a następnie sprawdź, czy wiązanie podwójne można umieścić w więcej niż jednym położeniu. To prosty sposób, by zobaczyć, dlaczego rezonans ma znaczenie po opanowaniu podstawowych kroków rysowania struktur Lewisa.