LEWIS-STRUKTUR: WAS ES IST, WIE MAN ES MACHT, BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die Lewis-Struktur ist die Darstellung der kovalenten Bindungen innerhalb eines Moleküls oder eines Ions. Darin werden diese Bindungen und Elektronen durch Punkte oder lange Striche dargestellt, obwohl die Punkte meistens den nicht gemeinsam genutzten Elektronen und die Striche den kovalenten Bindungen entsprechen.

Aber was ist eine kovalente Bindung? Es ist die Aufteilung eines Elektronenpaares (oder von Punkten) zwischen zwei beliebigen Atomen des Periodensystems. Mit diesen Diagrammen können viele Skelette für eine bestimmte Verbindung gezeichnet werden. Welches richtig ist, hängt von den formalen Ladungen und der chemischen Natur der Atome selbst ab.

2-Brompropanverbindung. Von Ben Mills aus Wikimedia Commons.

Im obigen Bild haben Sie ein Beispiel für eine Lewis-Struktur. In diesem Fall ist die dargestellte Verbindung 2-Brompropan. Sie können die schwarzen Punkte sehen, die den Elektronen entsprechen, sowohl diejenigen, die an den Bindungen beteiligt sind, als auch diejenigen, die nicht geteilt werden (das einzige Paar direkt über Br).

Wenn die Punktepaare ":" durch einen langen Strich "-" ersetzt würden, würde das Kohlenstoffgerüst von 2-Brompropan wie folgt dargestellt: C - C - C. Warum könnte es nicht CH - H - C anstelle des gezeichneten „molekularen Gerüsts“ sein? Die Antwort liegt in den elektronischen Eigenschaften jedes Atoms.

Da Wasserstoff ein einzelnes Elektron und ein einzelnes Orbital zum Füllen zur Verfügung hat, bildet er nur eine kovalente Bindung. Daher kann es niemals zwei Bindungen bilden (nicht zu verwechseln mit Wasserstoffbrücken). Andererseits ermöglicht (und erfordert) die elektronische Konfiguration des Kohlenstoffatoms die Bildung von vier kovalenten Bindungen.

Aus diesem Grund müssen die Lewis-Strukturen, in denen C und H intervenieren, kohärent sein und berücksichtigen, was durch ihre elektronischen Konfigurationen geregelt wird. Auf diese Weise kann die Skizze verworfen werden, wenn Kohlenstoff mehr als vier Bindungen oder Wasserstoff mehr als eine hat, und eine neue, realitätsnahe Skizze kann gestartet werden.

Hier erscheint eines der Hauptmotive oder Vermerke dieser Strukturen, das Gilbert Newton Lewis auf seiner Suche nach molekularen Darstellungen eingeführt hat, die experimentellen Daten treu bleiben: die molekulare Struktur und die formalen Ladungen.

Alle vorhandenen Verbindungen können durch Lewis-Strukturen dargestellt werden, was eine erste Annäherung an das Molekül oder die Ionen darstellt.

Was ist die Lewis-Struktur?

Es ist eine repräsentative Struktur der Valenzelektronen und der kovalenten Bindungen in einem Molekül oder Ion, die dazu dient, eine Vorstellung von seiner Molekülstruktur zu bekommen.

Diese Struktur kann jedoch einige wichtige Details wie die Molekülgeometrie eines Atoms und seiner Umgebung nicht vorhersagen (wenn es quadratisch, trigonal, bipyramidal usw. ist).

Ebenso sagt es nichts über die chemische Hybridisierung seiner Atome aus, aber es sagt aus, wo sich die Doppel- oder Dreifachbindungen befinden und ob es Resonanz in der Struktur gibt.

Mit diesen Informationen kann man über die Reaktivität einer Verbindung, ihre Stabilität, wie und welchen Mechanismus das Molekül bei seiner Reaktion folgen wird streiten.

Aus diesem Grund werden Lewis-Strukturen immer wieder in Betracht gezogen und sind sehr nützlich, da neues chemisches Lernen in ihnen kondensiert werden kann.

Wie wird es gemacht?

Um eine Struktur, Formel oder ein Lewis-Diagramm zu zeichnen oder zu skizzieren, ist die chemische Formel der Verbindung wesentlich. Ohne sie können Sie nicht einmal wissen, aus welchen Atomen es besteht. Sobald dies erledigt ist, wird das Periodensystem verwendet, um zu lokalisieren, zu welchen Gruppen sie gehören.

Wenn Sie beispielsweise die Verbindung C ₁₄ O ₂ N ₃ haben, müssen Sie nach den Gruppen suchen, in denen sich Kohlenstoff, Sauerstoff und Stickstoff befinden. Sobald dies geschehen ist, bleibt die Anzahl der Valenzelektronen unabhängig von der Verbindung gleich, so dass sie früher oder später gespeichert werden.

Somit gehört Kohlenstoff zur Gruppe IVA, Sauerstoff zur Gruppe VIA und Stickstoff zur VA. Die Gruppennummer entspricht der Anzahl der Valenzelektronen (Punkte). Allen gemeinsam ist die Tendenz, das Valenzschalenoktett auszufüllen.

Was ist die Oktettregel?

Dies besagt, dass Atome dazu neigen, ihr Energieniveau mit acht Elektronen zu vervollständigen, um Stabilität zu erreichen. Dies gilt für alle nichtmetallischen Elemente oder diejenigen, die in den Sop-Blöcken des Periodensystems enthalten sind.

Es gehorchen jedoch nicht alle Elemente der Oktettregel. Besondere Fälle sind Übergangsmetalle, deren Strukturen eher auf formalen Ladungen und deren Gruppennummer beruhen.

Anzahl der Elektronen in der Valenzschale nichtmetallischer Elemente, in denen die Lewis-Struktur betrieben werden kann.

Anwendung der mathematischen Formel

Wenn Sie wissen, zu welcher Gruppe die Elemente gehören und wie viele Valenzelektronen zur Bildung von Bindungen zur Verfügung stehen, fahren Sie mit der folgenden Formel fort, die zum Zeichnen von Lewis-Strukturen nützlich ist:

C = N - D.

Wobei C gemeinsame Elektronen bedeutet, dh solche, die an kovalenten Bindungen beteiligt sind. Da jede Bindung aus zwei Elektronen besteht, entspricht C / 2 der Anzahl der Bindungen (oder Striche), die gezogen werden müssen.

N sind die notwendigen Elektronen, die das Atom in seiner Valenzschale haben muss, um für das Edelgas, das ihm im gleichen Zeitraum folgt, isoelektronisch zu sein. Für alle Elemente außer H (da zum Vergleich mit He zwei Elektronen erforderlich sind) benötigen sie acht Elektronen.

D sind die verfügbaren Elektronen, die durch die Gruppe oder Anzahl der Valenzelektronen bestimmt werden. Da Cl zur Gruppe VIIA gehört, muss es von sieben schwarzen Punkten oder Elektronen umgeben sein und berücksichtigen, dass ein Paar benötigt wird, um eine Bindung zu bilden.

Mit den Atomen, ihren Punkten und der Anzahl der C / 2-Bindungen kann dann eine Lewis-Struktur improvisiert werden. Aber zusätzlich ist es notwendig, eine Vorstellung von anderen "Regeln" zu haben.

Wo sollen die am wenigsten elektronegativen Atome platziert werden?

Die am wenigsten elektronegativen Atome in der überwiegenden Mehrheit der Strukturen besetzen die Zentren. Wenn Sie eine Verbindung mit P-, O- und F-Atomen haben, muss sich das P daher im Zentrum der hypothetischen Struktur befinden.

Es ist auch wichtig zu beachten, dass Wasserstoff normalerweise an hochelektronegative Atome bindet. Wenn Sie Zn, H und O in einer Verbindung haben, wird H zusammen mit O und nicht mit Zn (Zn-OH und nicht H-Zn-O) gehen. Es gibt Ausnahmen von dieser Regel, aber sie tritt im Allgemeinen bei nichtmetallischen Atomen auf.

Symmetrie und formale Belastungen

Die Natur hat eine hohe Präferenz für die Schaffung molekularer Strukturen, die so symmetrisch wie möglich sind. Dies hilft zu vermeiden, dass unordentliche Strukturen entstehen, bei denen die Atome so angeordnet sind, dass sie keinem offensichtlichen Muster folgen.

Beispielsweise wäre für die Verbindung C ₂ A ₃ , bei der A ein fiktives Atom ist, die wahrscheinlichste Struktur A - C - A - C - A. Beachten Sie die Symmetrie seiner Seiten, beide Reflexionen der anderen.

Formale Ladungen spielen auch beim Zeichnen von Lewis-Strukturen eine wichtige Rolle, insbesondere für Ionen. Somit können Bindungen hinzugefügt oder entfernt werden, so dass die formale Ladung eines Atoms der gezeigten Gesamtladung entspricht. Dieses Kriterium ist für Übergangsmetallverbindungen sehr hilfreich.

Einschränkungen der Oktettregel

Darstellung von Aluminiumtrifluorid, einer instabilen Verbindung. Beide Elemente bestehen aus sechs Elektronen, die drei kovalente Bindungen erzeugen, wenn sie acht sein sollten, um Stabilität zu erreichen. Quelle: Gabriel Bolívar

Es werden nicht alle Regeln befolgt, was nicht unbedingt bedeutet, dass die Struktur falsch ist. Typische Beispiele hierfür sind in vielen Verbindungen zu beobachten, an denen Elemente der Gruppe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) beteiligt sind. Aluminiumtrifluorid (AlF ₃ ) wird hier speziell berücksichtigt .

Wenn wir dann die oben beschriebene Formel anwenden, haben wir:

D = 1 × 3 (ein Aluminiumatom) + 7 × 3 (drei Fluoratome) = 24 Elektronen

Hier sind 3 und 7 die jeweiligen Gruppen oder Anzahlen von Valenzelektronen, die für Aluminium und Fluor verfügbar sind. Dann unter Berücksichtigung der notwendigen Elektronen N:

N = 8 × 1 (ein Aluminiumatom) + 8 × 3 (drei Fluoratome) = 32 Elektronen

Und deshalb sind die gemeinsamen Elektronen:

C = N - D.

C = 32 - 24 = 8 Elektronen

C / 2 = 4 Links

Da Aluminium das am wenigsten elektronegative Atom ist, muss es in der Mitte platziert werden, und Fluor bildet nur eine Bindung. In Anbetracht dessen haben wir die Lewis-Struktur von AlF ₃ (oberes Bild). Geteilte Elektronen werden mit grünen Punkten hervorgehoben, um sie von nicht geteilten zu unterscheiden.

Obwohl Berechnungen vorhersagen, dass 4 Bindungen gebildet werden müssen, fehlen Aluminium genügend Elektronen und es gibt auch kein viertes Fluoratom. Infolgedessen entspricht Aluminium nicht der Oktettregel, und diese Tatsache spiegelt sich nicht in den Berechnungen wider.

Beispiele für Lewis-Strukturen

Jod

Nichtmetalle von Jod haben jeweils sieben Elektronen. Wenn sie also jeweils eines dieser Elektronen teilen, erzeugen sie eine kovalente Bindung, die für Stabilität sorgt. Quelle: Gabriel Bolívar

Jod ist ein Halogen und gehört daher zur Gruppe VIIA. Es hat also sieben Valenzelektronen, und dieses einfache zweiatomige Molekül kann dargestellt werden, indem es die Formel improvisiert oder anwendet:

D = 2 × 7 (zwei Iodatome) = 14 Elektronen

N = 2 × 8 = 16 Elektronen

C = 16 - 14 = 2 Elektronen

C / 2 = 1 Link

Ab 14 Elektronen 2, die an der kovalenten Bindung beteiligt sind (grüne Punkte und Strich), bleiben 12 als nicht geteilt; und da es sich um zwei Iodatome handelt, muss 6 für eines von ihnen (seine Valenzelektronen) geteilt werden. Nur diese Struktur ist in diesem Molekül möglich, dessen Geometrie linear ist.

Ammoniak

Stickstoff hat 5 Elektronen, Wasserstoff nur 1. Genug, um Stabilität zu erreichen, indem drei kovalente Bindungen hergestellt werden, die aus einem Elektron aus N und einem anderen aus H bestehen. Quelle: Gabriel Bolívar

Wie ist die Lewis-Struktur für das Ammoniakmolekül? Da Stickstoff zur Gruppe VA gehört, hat er fünf Valenzelektronen und dann:

D = 1 × 5 (ein Stickstoffatom) + 1 × 3 (drei Wasserstoffatome) = 8 Elektronen

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 Elektronen

C = 14 - 8 = 6 Elektronen

C / 2 = 3 Links

Diesmal stimmt die Formel mit der Anzahl der Links (drei grüne Links) überein. Da 6 der 8 verfügbaren Elektronen an den Bindungen beteiligt sind, verbleibt ein ungeteiltes Paar, das sich über dem Stickstoffatom befindet.

Diese Struktur sagt alles aus, was über die Ammoniakbase bekannt sein muss. Unter Anwendung der Kenntnisse von TEV und TRPEV wird geschlossen, dass die Geometrie durch das stickstofffreie Paar tetraedrisch verzerrt ist und dass die Hybridisierung davon daher sp ^{3 ist} .

C.

Quelle: Gabriel Bolívar

Die Formel entspricht einer organischen Verbindung. Vor der Anwendung der Formel sollte beachtet werden, dass Wasserstoffatome eine Einfachbindung bilden, Sauerstoff zwei, Kohlenstoff vier und dass die Struktur so symmetrisch wie möglich sein muss. Gehen Sie wie in den vorherigen Beispielen vor:

D = 6 × 1 (sechs Wasserstoffatome) + 6 × 1 (ein Sauerstoffatom) + 4 × 2 (zwei Kohlenstoffatome) = 20 Elektronen

N = 6 × 2 (sechs Wasserstoffatome) + 8 × 1 (ein Sauerstoffatom) + 8 × 2 (zwei Kohlenstoffatome) = 36 Elektronen

C = 36 - 20 = 16 Elektronen

C / 2 = 8 Links

Die Anzahl der grünen Striche entspricht den 8 berechneten Links. Die vorgeschlagene Lewis-Struktur ist die von Ethanol CH ₃ CH ₂ OH. Es wäre jedoch auch richtig gewesen, die Struktur von Dimethylether CH ₃ OCH ₃ vorzuschlagen , die noch symmetrischer ist.

Welches der beiden ist "mehr" richtig? Beides ist gleich, da die Strukturen als Strukturisomere der gleichen Summenformel C ₂ H ₆ O entstanden sind.

Permanganation

Quelle: Gabriel Bolívar

Die Situation ist kompliziert, wenn Lewis-Strukturen für Übergangsmetallverbindungen hergestellt werden sollen. Mangan gehört zur Gruppe VIIB, ebenso muss das Elektron der negativen Ladung zu den verfügbaren Elektronen addiert werden. Anwendung der Formel, die wir haben:

D = 7 × 1 (ein Manganatom) + 6 × 4 (vier Sauerstoffatome) + 1 Elektron mal Ladung = 32 Elektronen

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 Elektronen

C = 40 - 32 = 8 gemeinsame Elektronen

C / 2 = 4 Links

Übergangsmetalle können jedoch mehr als acht Valenzelektronen aufweisen. Damit das MnO ₄ ^- -Ion die negative Ladung aufweist, müssen die formalen Ladungen der Sauerstoffatome verringert werden. Wie? Durch die Doppelbindungen.

Wenn alle Bindungen von MnO ₄ ^- einfach wären, wären die formalen Ladungen von Sauerstoff gleich -1. Da es vier gibt, wäre die resultierende Ladung für das Anion -4, was offensichtlich nicht wahr ist. Wenn die Doppelbindungen gebildet werden, ist garantiert, dass ein einzelner Sauerstoff eine negative formale Ladung aufweist, die sich im Ion widerspiegelt.

Im Permanganation ist eine Resonanz zu erkennen. Dies impliziert, dass die einzige einzelne Mn-O-Bindung zwischen den vier O-Atomen delokalisiert ist.

Dichromation

Quelle: Gabriel Bolívar

Ein ähnlicher Fall tritt schließlich beim Dichromation (Cr ₂ O ₇ ) auf. Chrom gehört zur Gruppe VIB, hat also sechs Valenzelektronen. Erneutes Anwenden der Formel:

D = 6 × 2 (zwei Chromatome) + 6 × 7 (sieben Sauerstoffatome) + 2 Elektronen mal die zweiwertige Ladung = 56 Elektronen

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 Elektronen

C = 72 - 56 = 16 gemeinsame Elektronen

C / 2 = 8 Links

Es gibt jedoch nicht 8 Bindungen, sondern 12. Aus den gleichen Gründen müssen im Permanganation zwei Sauerstoffatome mit negativen formalen Ladungen verbleiben, die sich zu -2 addieren, der Ladung des Dichromations.

Somit werden so viele Doppelbindungen wie nötig hinzugefügt. Auf diese Weise gelangen wir zur Lewis-Struktur des Bildes für Cr ₂ O ₇ ^2– .

Verweise

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8. Aufl.). CENGAGE Learning, S. 251.
2. Lewis-Strukturen. Entnommen aus: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Institut für Chemie und Biochemie, UCLA. (2017). Lewis-Struktur. Entnommen aus: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Lewis-Strukturen zeichnen. Entnommen aus: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis-Strukturen ("Elektronenpunkt"). Institut für Chemie, Universität von Maine, Orono. Entnommen aus: chemie.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25. April 2017). So bestimmen Sie, wie viele Punkte sich auf der Lewis-Punkt-Struktur eines Elements befinden. Wissenschaft. Wiederhergestellt von: sciencing.com