Hoe een Lewis-structuur te tekenen

Een Lewis-structuur is een grafische weergave van de elektronenverdeling rond atomen. De reden om Lewis-structuren te leren tekenen is het voorspellen van het aantal en het type bindingen dat rond een atoom kan worden gevormd. Een Lewis-structuur helpt ook om een ​​voorspelling te doen over de geometrie van een molecuul.

Chemiestudenten zijn vaak in de war door de modellen, maar het tekenen van Lewis-structuren kan een eenvoudig proces zijn als de juiste stappen worden gevolgd. Houd er rekening mee dat er verschillende strategieën zijn voor het construeren van Lewis-structuren. Deze instructies beschrijven de Kelter-strategie om te tekenen Lewis-structuren voor moleculen.

Tel in deze stap het totale aantal valentie-elektronen van alle atomen in het molecuul op.

Een atoom wordt als 'gelukkig' beschouwd als het buitenste elektronenschil is gevuld. Elementen tot en met periode vier op het periodiek systeem hebben acht elektronen nodig om hun buitenste elektronenschil te vullen. Deze eigenschap staat vaak bekend als de "

Er worden covalente bindingen gevormd wanneer één elektron van elk atoom een ​​elektronenpaar vormt. Stap 2 vertelt hoeveel elektronen er nodig zijn en stap 1 is hoeveel elektronen je hebt. Als u het getal in stap 1 aftrekt van het getal in stap 2, krijgt u het aantal elektronen dat nodig is om de octetten te voltooien. Elk band gevormd vereist twee elektronen, dus het aantal bindingen is de helft van het aantal benodigde elektronen, of:

(Stap 2 - Stap 1) / 2

De centraal atoom van een molecuul is meestal het minst electronegative atoom of het atoom met de hoogste valentie. Om elektronegativiteit te vinden, vertrouwt u op trends in het periodiek systeem of raadpleegt u een tabel met waarden voor elektronegativiteit. Elektronegativiteit vermindert de verplaatsing van een groep op het periodiek systeem en verhoogt de beweging van links naar rechts over een periode. Waterstof- en halogeenatomen verschijnen meestal aan de buitenkant van het molecuul en zijn zelden het centrale atoom.

Verbind de atomen met het centrale atoom met een rechte lijn die een binding tussen de twee atomen voorstelt. Aan het centrale atoom kunnen maximaal vier andere atomen zijn verbonden.

Voltooi de octetten rond elk van de buitenste atomen. Als er niet genoeg elektronen zijn om de octetten te voltooien, is de skeletstructuur van stap 5 onjuist. Probeer een ander arrangement. In eerste instantie kan dit wat vallen en opstaan ​​vereisen. Naarmate je meer ervaring opdoet, wordt het gemakkelijker om skeletstructuren te voorspellen.

Voltooi het octet voor het centrale atoom met de resterende elektronen. Als er nog obligaties over zijn van stap 3, maak dan aan dubbele obligaties met eenzame paren op externe atomen. Een dubbele binding wordt weergegeven door twee doorgetrokken lijnen tussen een paar atomen. Als er meer dan acht elektronen zijn op het centrale atoom en het atoom niet een van de uitzonderingen op de octetregelis het aantal valentie-atomen in stap 1 mogelijk niet correct geteld. Dit zal de Lewis stip structuur voor het molecuul.

Terwijl Lewis-structuren nuttig zijn - vooral als je leert over valentie, oxidatietoestanden en binding - er zijn veel uitzonderingen op de regels in de echte wereld. Atomen proberen hun valentie-elektronenschil te vullen of half te vullen. Atomen kunnen en zullen echter moleculen vormen die niet ideaal stabiel zijn. In sommige gevallen kan het centrale atoom meer vormen dan andere atomen die ermee verbonden zijn.

Het aantal valentie-elektronen kan de acht overschrijden, vooral voor hogere atoomnummers. Lewis-structuren zijn nuttig voor lichte elementen, maar minder nuttig voor overgangsmetalen zoals lanthaniden en actiniden. Studenten worden gewaarschuwd om te onthouden dat Lewis-structuren een waardevol hulpmiddel zijn om te leren over en het voorspellen van het gedrag van atomen in moleculen, maar het zijn onvolmaakte representaties van echte elektronen werkzaamheid.