Lewisstruktur

En Lewisstruktur, også kjent som Lewis-punktformel, Lewis-punktstruktur, elektronpunktstruktur eller Lewis-elektronpunktstruktur, er et diagram som viser bindingen mellom atomer i et molekyl, så vel som de ensomme elektronparene som kan være tilstede i molekylet.^[1][2][3] En Lewisstruktur kan tegnes for ethvert kovalent bundet molekyl, så vel som koordinasjonsforbindelser. Lewisstrukturen ble oppkalt etter Gilbert N. Lewis, som introduserte den i sin artikkel fra 1916 The Atom and the Molecule.^[4] Lewisstrukturer utvider konseptet med elektronpunktdiagrammet ved å legge til linjer mellom atomer for å representere delte par i en kjemisk binding.

Lewisstrukturer viser hvert atom og dets posisjon i strukturen til molekylet ved å bruke dets kjemiske symbol. Linjer trekkes mellom atomer som er bundet til hverandre (par med prikker kan brukes i stedet for linjer). Overskytende elektroner som danner ensomme par er representert som par med prikker, og er plassert ved siden av atomene.

Selv om hovedgruppeelementer i den andre perioden og utover vanligvis reagerer ved å få, miste eller dele elektroner inntil de har oppnådd en valensskalelektronkonfigurasjon med en hel oktett av (8) elektroner, kan hydrogen (H) bare danne bindinger som bare deler to elektroner.

Det totale antallet elektroner representert i en Lewis-struktur er lik summen av antallet valenselektroner på hvert enkelt atom. Ikke-valenselektroner er ikke representert i Lewisstrukturer.

Når det totale antallet tilgjengelige elektroner er bestemt, må elektroner plasseres i strukturen i henhold til disse trinnene:

1. Atomene danner først bindinger med enkeltbindinger.
2. Hvis t er det totale antallet elektroner og n antallet enkeltbindinger, gjenstår det å plassere t-2n elektroner. Disse skal plasseres som ensomme par: ett par prikker for hvert tilgjengelig elektronpar. Ensomme par bør i utgangspunktet plasseres på ytre atomer (annet enn hydrogen) inntil hvert ytre atom har åtte elektroner i bindingspar og ensomme par; ekstra ensomme par kan da plasseres på det sentrale atomet. Når du er i tvil, bør ensomme par plasseres på mer elektronegative atomer først.
3. Når alle ensomme par er plassert, kan det hende at atomer (spesielt de sentrale atomene) ikke har en oktett av elektroner. I dette tilfellet må atomene danne en dobbeltbinding; et enslig elektronpar flyttes for å danne en andre binding mellom de to atomene. Siden bindingsparet er delt mellom de to atomene, har atomet som opprinnelig hadde det ensomme paret fortsatt en oktett; det andre atomet har nå ytterligere to elektroner i valensskallet.

Lewisstrukturer for polyatomiske ioner kan tegnes ved samme metode. Når man teller elektroner, bør negative ioner ha ekstra elektroner plassert i sine Lewis-strukturer; positive ioner bør ha færre elektroner enn et uladet molekyl. Når Lewis-strukturen til et ion er skrevet, settes hele strukturen i parentes, og ladningen skrives som en hevet skrift øverst til høyre, utenfor parentesene.

En enklere metode har blitt foreslått for å konstruere Lewis-strukturer, og eliminerer behovet for elektrontelling: atomene er tegnet som viser valenselektronene; bindinger dannes deretter ved å sammenkoble valenselektroner til atomene som er involvert i bindingsprosessen, og anioner og kationer dannes ved å legge til eller fjerne elektroner til/fra de riktige atomene.^[5]

Et triks er å telle opp valenselektroner, deretter telle opp antall elektroner som trengs for å fullføre oktettregelen (eller med hydrogen bare 2 elektroner), og deretter ta forskjellen på disse to tallene. Svaret er antall elektroner som utgjør bindingene. Resten av elektronene går bare for å fylle alle de andre atomenes oktetter.

En annen enkel og generell prosedyre for å skrive Lewis-strukturer og resonansformene som har blitt foreslått.^[6]

Formelen til nitrittionet er NO₂^-

1. Nitrogen er det minst elektronegative atomet av de to, så det er det sentrale atomet etter flere kriterier.
2. Tell valenselektroner. Nitrogen har 5 valenselektroner; hvert oksygen har 6, for totalt (6 × 2) + 5 = 17. Ionet har en ladning på −1, som indikerer et ekstra elektron, så det totale antallet elektroner er 18.
3. Koble atomene sammen med enkeltbindinger. Hvert oksygen må være bundet til nitrogenet, som bruker fire elektroner - to i hver binding.
4. Plasser ensomme par. De 14 gjenværende elektronene skal i utgangspunktet plasseres som 7 ensomme par. Hvert oksygen kan ta maksimalt 3 ensomme par, noe som gir hvert oksygen 8 elektroner inkludert bindingsparet. Det syvende ensomme paret må plasseres på nitrogenatomet.
5. Oppfyll oktettregelen. Begge oksygenatomene har for tiden 8 elektroner tildelt dem. Nitrogenatomet har bare 6 elektroner tilordnet det. Ett av de ensomme parene på et oksygenatom må danne en dobbeltbinding, men begge atomene vil fungere like godt. Derfor er det en resonansstruktur.
6. Bind opp løse ender. To Lewis-strukturer må tegnes: Hver struktur har ett av de to oksygenatomene dobbeltbundet til nitrogenatomet. Det andre oksygenatomet i hver struktur vil være enkeltbundet til nitrogenatomet. Plasser braketter rundt hver struktur, og legg til ladningen (−) øverst til høyre utenfor brakettene. Tegn en tohodet pil mellom de to resonansformene.

Kjemiske strukturer kan skrives i mer kompakte former, spesielt når de viser organiske molekyler. I kondenserte strukturformler kan mange eller til og med alle de kovalente bindingene utelates, med subskripter som indikerer antall identiske grupper knyttet til et bestemt atom. Et annet stenografisk strukturdiagram er skjelettformelen (også kjent som en bindingslinjeformel eller karbonskjelettdiagram). I en skjelettformel er karbonatomer ikke betegnet med symbolet C, men med toppene på linjene. Hydrogenatomer bundet til karbon er ikke vist - de kan utledes ved å telle antall bindinger til et bestemt karbonatom - hvert karbon antas å ha fire bindinger totalt, så alle bindinger som ikke er vist er, implikasjon, til hydrogenatomer.

Andre diagrammer kan være mer komplekse enn Lewis-strukturer, og viser bindinger i 3D ved å bruke forskjellige former som romfyllende diagrammer.