Jak narysować strukturę Lewisa (wyjątek reguły oktetu)

Wyjątek reguły oktetu

To jest struktura Lewisa ICl3. Todd Helmenstine

Struktury kropki Lewisa są przydatne do przewidywania geometrii cząsteczki. Czasami jeden z atomów w cząsteczce nie podąża za reguła oktetu do porządkowania elektronów pary wokół atomu. Ten przykład wykorzystuje kroki opisane wJak narysować strukturę Lewisanarysować strukturę Lewisa cząsteczki, w której jeden atom jest wyjątek od reguły oktetu .

Przegląd liczenia elektronów

Całkowita liczba elektronów pokazana w strukturze Lewisa jest sumą elektronów walencyjnych każdego atomu. Pamiętaj: elektrony niewalencyjne nie są pokazane. Po określeniu liczby elektronów walencyjnych, oto lista kroków zwykle wykonywanych w celu umieszczenia kropek wokół atomów:

1. Połącz atomy pojedynczymi wiązaniami chemicznymi.
2. Liczba elektronów do umieszczenia to t-2n , gdzie t to całkowita liczba elektronów i n to liczba wiązań pojedynczych. Umieść te elektrony jako samotne pary, zaczynając od zewnętrznych elektronów (oprócz wodoru), aż każdy zewnętrzny elektron będzie miał 8 elektronów. Najpierw umieść pojedyncze pary na większości elektroujemnych atomów.
3. Po umieszczeniu pojedynczych par atomom centralnym może brakować oktetu. Te atomy tworzą podwójne wiązanie. Przenieś samotną parę, aby utworzyć drugą więź.
   Pytanie:
   Narysuj strukturę Lewisa cząsteczki o wzorze cząsteczkowym ICl₃.
   Rozwiązanie:
   Krok 1: Znajdź całkowitą liczbę elektronów walencyjnych.
   Jod ma 7 elektronów walencyjnych
   Chlor ma 7 elektronów walencyjnych
   Całkowite elektrony walencyjne = 1 jod (7) + 3 chlor (3 x 7)
   Całkowite elektrony walencyjne = 7 + 21
   Całkowite elektrony walencyjne = 28
   Krok 2: Znajdź liczbę elektronów potrzebną, aby atomy były „szczęśliwe”
   Jod potrzebuje 8 elektrony walencyjne
   Chlor potrzebuje 8 elektronów walencyjnych
   Całkowite elektrony walencyjne, które mają być „szczęśliwe” = 1 jod (8) + 3 chlor (3 x 8)
   Całkowite elektrony walencyjne, które mają być „szczęśliwe” = 8 + 24
   Całkowite elektrony walencyjne, które mają być „szczęśliwe” = 32
   Krok 3: Określ liczbę wiązań w cząsteczce.
   liczba wiązań = (Krok 2 - Krok 1)/2
   liczba obligacji = (32 - 28)/2
   liczba obligacji = 4/2
   liczba obligacji = 2
   To jest jak zidentyfikować wyjątek od reguły oktetu . Nie ma wystarczającej liczby wiązań dla liczby atomów w cząsteczce. ICl₃powinien mieć trzy wiązania, aby związać ze sobą cztery atomy. Krok 4: Wybierz centralny atom.
   Halogeny są często zewnętrznymi atomami cząsteczki. W tym przypadku wszystkie atomy są halogenami. Jod jest najmniej elektroujemny z tych dwóch elementów. Posługiwać się jod jako centralny atom .
   Krok 5: Narysuj struktura szkieletowa .
   Ponieważ nie mamy dość obligacji aby połączyć wszystkie cztery atomy razem, połącz centralny atom z pozostałymi trzema trzema pojedyncze obligacje .
   Krok 6: Umieść elektrony wokół atomów na zewnątrz.
   Uzupełnij oktety wokół atomów chloru. Każdy chlor powinien otrzymać sześć elektronów, aby uzupełnić swój oktet.
   Krok 7: Umieść pozostałe elektrony wokół centralnego atomu.
   Umieść pozostałe cztery elektrony wokół atomu jodu, aby uzupełnić strukturę. Ukończona struktura pojawia się na początku przykładu.

Ograniczenia struktur Lewisa

Struktury Lewisa po raz pierwszy weszły do ​​użytku na początku XX wieku, kiedy wiązania chemiczne były słabo poznane. Diagramy kropek elektronowych pomagają zilustrować strukturę elektronową cząsteczek i reaktywność chemiczną. Ich stosowanie jest nadal popularne wśród nauczycieli chemii wprowadzających model wiązań walencyjnych wiązań chemicznych i są często stosowane w chemii organicznej, gdzie model wiązania walencyjnego jest w dużej mierze odpowiedni.

Jednak w dziedzinie chemii nieorganicznej i chemii metaloorganicznej zdelokalizowane orbitale molekularne są powszechne, a struktury Lewisa nie przewidują dokładnie zachowania. Chociaż możliwe jest narysowanie struktury Lewisa dla cząsteczki, o której wiadomo empirycznie, że zawiera niesparowane elektrony, użycie takich struktur prowadzi do błędów w szacowaniu długości wiązania, właściwości magnetycznych i aromatyczności. Przykłady tych cząsteczek obejmują tlen cząsteczkowy (O_dwa), tlenek azotu (NO) i dwutlenek chloru (ClO_dwa).

Chociaż struktury Lewisa mają pewną wartość, zaleca się czytelnikowi teoria wiązań walencyjnych oraz teoria orbitali molekularnych wykonać lepszą pracę opisując zachowanie elektronów powłoki walencyjnej.

Źródła

• Dźwignia, ABP (1972). „Struktury Lewisa i reguła oktetu. Automatyczna procedura pisania formularzy kanonicznych”. J.Chem. Edukacja . 49 (12): 819. doi: 10.1021/ed049p819
• Lewis, GN (1916). „Atom i cząsteczka”. J. Am. Chem. Soc . 38 (4): 762–85. doi: 10.1021/ja02261a002
• Miessler, G.L.; Tarr, D.A. (2003). Chemia nieorganiczna (wyd. 2). Pearson Prentice – Hall. ISBN 0-13-035471-6.
• Zumdahl, S. (2005). Zasady chemiczne . Houghton-Mifflin. ISBN 0-618-37206-7.