ЛЕВИСОВА СТРУКТУРА: ШТА ЈЕ ТО, КАКО СЕ НАПРАВИ, ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Левис Структура је све што заступљеност ковалентне унутар молекула или јона. У њој су ове везе и електрони представљени тачкицама или дугим цртицама, мада већину времена тачке одговарају непошишаним електронима, а цртице ковалентним везама.

Али шта је ковалентна веза? То је дељење пара електрона (или тачака) између било која два атома периодичне табеле. Помоћу ових дијаграма могу се нацртати многи костури за дато једињење. Који је исправан зависиће од формалних набоја и хемијске природе самих атома.

2-бромопропанско једињење. Бен Миллс, из Викимедиа Цоммонс.

На слици изнад имате пример шта је Левисова структура. У овом случају представљено једињење је 2-бромопропан. Можете видети црне тачке које одговарају електронима, и оне које учествују у везама и оне које не деле (једини пар изнад Бр).

Ако би парови тачака ":" били замењени дугим цртицама "-", тада би карбонски скелет 2-бромопропана био представљен као: Ц - Ц - Ц. Зашто то не би могао бити Ц - Х - Х - Ц уместо нацртаног "молекуларног оквира"? Одговор лежи у електронским карактеристикама сваког атома.

Због тога, пошто водоник има на располагању један електрон и једну орбиталу, он формира само једну ковалентну везу. Стога никада не може формирати две везе (да се не меша са водоничним везама). Са друге стране, електронска конфигурација атома угљеника омогућава (и захтева) стварање четири ковалентне везе.

Из тог разлога, Левисове структуре у којима интервенишу Ц и Х морају бити кохерентне и поштовати оно што регулише њихова електронска конфигурација. На овај начин, ако угљеник има више од четири везе, или водоник више од једне, онда се скица може одбацити и може се покренути нова, у складу са стварношћу.

Овде се појављује један од главних мотива или одобравања тих структура, који је увео Гилберт Невтон Левис у потрази за молекуларним репрезентацијама верним експерименталним подацима: молекуларној структури и формалним набојима.

Сва постојећа једињења могу бити представљена Левисовим структурама, што даје прво приближавање ономе што молекул или јони могу бити.

Каква је структура Левиса?

То је репрезентативна структура валентних електрона и ковалентне везе у молекули или јону који служе за добијање представе о њеној молекуларној структури.

Међутим, ова структура не предвиђа неке важне детаље, попут молекуларне геометрије атома и његове околине (ако је квадратна, тригонална равнина, бипирамидална итд.).

Исто тако, не говори ништа о томе шта је хемијска хибридизација његових атома, већ каже где се налазе двоструке или троструке везе и има ли резонанца у структури.

Помоћу ових информација може се расправљати о реактивности једињења, његовој стабилности, како и којим механизмом ће молекул следити када реагује.

Из тог разлога, Левисове структуре никада не престају да се сматрају и веома су корисне, јер се у њима може сажети ново хемијско учење.

Како се то ради?

Да бисте нацртали или скицирали структуру, формулу или Левисов дијаграм, хемијска формула овог једињења је неопходна. Без њега не можете ни знати који су атоми који то чине. Једном када се с њим користи периодична табела за проналажење групама којима припадају.

На пример, ако имате једињење Ц ₁₄ О ₂ Н ₃ онда би морали тражити групе у којима угљеник, кисеоник и азот су. Једном када се ово уради, без обзира на то које једињење је, број валентних електрона остаје исти, пре или касније се меморишу.

Према томе, угљеник припада групи ИВА, кисеоник групи ВИА, а азот ВА. Број групе једнак је броју валентних електрона (тачака). Свима је заједничка тенденција попуњавања октета валентне љуске.

Шта је правило октета?

То говори да постоји тенденција атома да доврше ниво енергије са осам електрона како би постигли стабилност. Ово се односи на све неметалне елементе или на оне који се налазе у сопственим блоковима периодичне табеле.

Међутим, не поштују се сви елементи октета. Посебни су случајеви прелазних метала, чије се структуре више заснивају на формалним набојима и њиховом броју у групи.

Број електрона у валентној љусци неметалних елемената, оних у којима може да се користи Левисова структура.

Примјена математичке формуле

Знајући којој групи припадају елементи, а самим тим и број валентних електрона који су доступни за формирање веза, наставите са следећом формулом која је корисна за цртање Левисових структура:

Ц = Н - Д

Где Ц значи дељене електроне, то јест оне који учествују у ковалентним везама. Пошто се свака веза састоји од два електрона, тада је Ц / 2 једнак броју веза (или цртица) које морају да се повуку.

Н су неопходни електрони које атом мора имати у својој валентној љусци да би били изоелектронски према племенитом гасу који га прати у истом периоду. За све елементе који нису Х (пошто су потребна два електрона да би се упоредили са Хе) потребно им је осам електрона.

Д су расположиви електрони који су одређени групом или бројем валентних електрона. Дакле, пошто Цл припада групи ВИИА, мора бити окружен са седам црних тачкица или електрона, и имајте на уму да је пар потребан за формирање везе.

Имајући атоме, њихове тачке и број Ц / 2 веза, Левисова структура може се затим импровизовати. Али уз то, потребно је имати и појма других "правила".

Где да ставимо најмање електронегативних атома

Најмање електронегативних атома у огромној већини структура заузимају центре. Из тог разлога, ако имате једињење са П, О и Ф атомима, П стога мора бити смештен у центру хипотетичке структуре.

Такође, важно је напоменути да се водоводи нормално везују за високо електронегативне атоме. Ако имате Зн, Х и О у једињењу, Х ће ићи заједно са О, а не са Зн (Зн - О - Х, а не Х - Зн - О). Постоје изузеци од овог правила, али углавном се јавља код неметалних атома.

Симетрија и формална оптерећења

Природа има велику предност за стварање молекуларних структура које су што симетричније. Ово помаже да се избегне стварање неуредних структура, с тим да су атоми распоређени на такав начин да не поштују ниједан очигледан образац.

На пример, за једињење Ц ₂ А ₃ , где је А фиктивна атом, највероватније структуре ће бити А - Ц - А - Ц - А. Имајте на уму симетрију његових страна, оба одраза друге.

Формални набоји такође играју важну улогу при цртању Левисових структура, посебно за јоне. Стога се везе могу додавати или уклањати тако да формални набој атома одговара укупном исказаном набоју. Овај критеријум је веома користан за једињења прелазних метала.

Ограничења у правилу октета

Приказ алуминијум трифлуорида, једињења које је нестабилно. Оба елемента су сачињена од шест електрона, који стварају три ковалентне везе, када би требало да буду осам за постизање стабилности. Извор: Габриел Боливар

Нису поштована сва правила, што не мора нужно значити и да је структура погрешна. Типични примери тога примећени су у многим једињењима у којима су укључени елементи ИИИА групе (Б, Ал, Га, Ин, Тл). Овде се посебно разматра алуминијум трифлуорид (АлФ ₃ ).

Примењујући затим горе описану формулу, имамо:

Д = 1 × 3 (један атом алуминијума) + 7 × 3 (три атома флуора) = 24 електрона

Овде су 3 и 7 одговарајуће групе или бројеви валентних електрона који су доступни за алуминијум и флуор. Затим, узимајући у обзир потребне електроне Н:

Н = 8 × 1 (један атом алуминијума) + 8 × 3 (три атома флуора) = 32 електрона

И зато дељени електрони су:

Ц = Н - Д

Ц = 32 - 24 = 8 електрона

Ц / 2 = 4 везе

Пошто је алуминијум најмање електронегативни атом, он се мора поставити у средиште, а флуор чини само једну везу. С обзиром на то имамо Левисову структуру АлФ ₃ (горња слика). Дељени електрони су означени зеленим тачкицама како би се разликовали од оних који нису заједнички.

Иако прорачуни предвиђају да се морају формирати 4 везе, алуминијуму недостаје довољно електрона и такође не постоји четврти атом флуора. Као резултат тога, алуминијум није у складу са октетним правилом и та се чињеница не одражава у прорачунима.

Примери Левисових структура

Јод

Неметали јода имају по седам електрона, тако да делићи један од тих електрона, они стварају ковалентну везу која обезбеђује стабилност. Извор: Габриел Боливар

Јод је халоген и зато припада групи ВИИА. Тако има седам валентних електрона, а овај једноставни дијатомејски молекул може се представити импровизацијом или применом формуле:

Д = 2 × 7 (два атома јода) = 14 електрона

Н = 2 × 8 = 16 електрона

Ц = 16 - 14 = 2 електрона

Ц / 2 = 1 веза

Пошто 14 електрона 2 учествује у ковалентној вези (зелене тачкице и цртица), 12 остаје неподељено; а пошто су два атома јода, 6 мора бити подељено за један од њих (валентни електрони). Само ова структура је могућа у овом молекулу, чија је геометрија линеарна.

Амонијак

Азот има 5 електрона, док је само водоник 1. Довољно за постизање стабилности успостављањем три ковалентне везе, састављене од једног електрона из Н и другог из Х Извор: Габриел Боливар

Каква је Левисова структура за молекул амонијака? Пошто је азот групе ВА има пет валентних електрона и тада:

Д = 1 × 5 (један атом азота) + 1 × 3 (три атома водоника) = 8 електрона

Н = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 електрона

Ц = 14 - 8 = 6 електрона

Ц / 2 = 3 везе

Овога пута формула је тачна с бројем веза (три зелене везе). Како 6 од 8 расположивих електрона учествује у везама, остаје нерасположени пар који се налази изнад атома азота.

Ова структура каже све што се мора знати о бази амонијака. Примјењујући знање о ТЕВ и ТРПЕВ, закључује се да је геометрија тетраедарска изобличена слободним паром азота и да је хибридизација тога сп ³ .

Ц

Извор: Габриел Боливар

Формула одговара органском једињењу. Пре примене формуле, треба имати на уму да водони формирају једну везу, кисеоник две, угљеник четири и да структура мора бити што симетричнија. Поступајући као у претходним примерима, имамо:

Д = 6 × 1 (шест атома водоника) + 6 × 1 (један атом кисеоника) + 4 × 2 (два атома угљеника) = 20 електрона

Н = 6 × 2 (шест атома водоника) + 8 × 1 (један атом кисеоника) + 8 × 2 (два атома угљеника) = 36 електрона

Ц = 36 - 20 = 16 електрона

Ц / 2 = 8 веза

Број зелених цртица одговара 8 израчунатих веза. Предложена Левис структура је да етанола ЦХ ₃ ЦХ ₂ ОХ. Међутим, било би такође био исправно да предложи структуру диметил етар ЦХ ₃ ОЦХ ₃ , што је још симетрична.

Које од њих је „тачније“ тачно? Оба су подједнако тако, пошто су структуре настали као структурне изомере истог молекулском формулом Ц ₂ Х ₆ О.

Перманганатни јон

Извор: Габриел Боливар

Ситуација је компликована када је потребно направити Левисове структуре за једињења прелазних метала. Манган спада у групу ВИИБ, исто тако, електрон негативног набоја мора се додати међу расположиве електроне. Применом формуле имамо:

Д = 7 × 1 (један атом мангана) + 6 × 4 (четири атома кисеоника) + 1 наелектрисање електрона = 32 електрона

Н = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 електрона

Ц = 40 - 32 = 8 дељених електрона

Ц / 2 = 4 везе

Међутим, прелазни метали могу имати више од осам валентних електрона. Даље, за МнО ₄ ^{- јона} према испољавају негативни набој, неопходно је смањити формалне оптужбе тих атома кисеоника. Како? Кроз двоструке везе.

Ако су све везе у МнО ₄ ^{- били} су једноставни, формалне оптужбе за окигенс би бити једнака -1. Пошто их има четири, резултирајући набој би био -4 за анион, што очигледно није тачно. Када се формирају двоструке везе, загарантовано је да један кисеоник има негативан формални набој, одражен у јону.

У перманганатном јону може се видети да постоји резонанца. Ово имплицира да је једина једнострука Мн - О веза делокализована између четири О атома.

Дихроматни јони

Извор: Габриел Боливар

Коначно, сличан случај настаје са дихромат јона (Цр ₂ О ₇ ). Хром припада групи ВИБ, тако да има шест валентних електрона. Примјена формуле поново:

Д = 6 × 2 (два атома хрома) + 6 × 7 (седам атома кисеоника) + 2 електрона вишеструко двовалентни набој = 56 електрона

Н = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 електрона

Ц = 72 - 56 = 16 дељених електрона

Ц / 2 = 8 веза

Али не постоји 8 веза, већ 12. Из истих разлога, у перманганатном јону морају се оставити два кисеоника са негативним формалним набојима који сачињавају до -2, наелектрисања дихроматног јона.

Тако се додаје онолико двоструких веза колико је потребно. На овај начин долазимо до Левисове структуре слике за Цр ₂ О ₇ ^2– .

Референце

1. Вхиттен, Давис, Пецк и Станлеи. Хемија. (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг, стр. 251.
2. Левисове структуре. Преузето са: цхемед.цхем.пурдуе.еду
3. Стевен А. Хардингер, Одељење за хемију и биохемију, УЦЛА. (2017). Левисова структура. Преузето са: цхем.уцла.еду
4. Ваине Бреслин. (2012). Цртање структура Левиса. Преузето са: терпцоннецт.умд.еду
5. Вебмастер. (2012). Левисове („електронске тачке“) структуре. Департман за хемију на Универзитету Маине, Ороно. Преузето са: цхемистри.умецхе.маине.еду
6. Ланцастер, Сеан. (25. априла 2017.). Како одредити колико тачака је на структури тачке Левиса. Сциацхинг. Опоравило од: сциацхинг.цом