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Das Lewis-Theorie ist eine der ältesten Theorien über chemische Bindung.Schon 1902 Gilbert Newton Lewis, stellten zusammen mit vielen europäischen Chemikern fest, dass die Stabilität von Edelgasen mit dem Besitz von 8 Elektronen in der äußeren Sphäre von . zusammenhängen könnte Thomsons (Johannisbeerknödel) Atommodell.[1]1916 veröffentlichte er einen langen Artikel. In diesem Artikel nahm er einige took Postulate in dem unter anderem beschrieben wird, dass ein neutrales Atom aus einer Atomhülle und einer Anzahl von Elektronen in einer äußeren Hülle besteht. Die Atomhülle bleibt durch chemische Veränderungen unverändert; die Anzahl der Elektronen in dieser Außenschale ist gleich der positiven Ladung der Atomschale und liegt zwischen 0 und 8. Die Elektronen in der Außenschale sind später Valenzelektronen erwähnt. Ein Atom oder Ion hat die Edelgaskonfiguration wenn es 8 Valenzelektronen hat. In derselben Arbeit definierte Lewis die Essenz des kovalente Bindung, die für die Bildung von Molekülen durch Atome verantwortliche Bindung:

eine kovalente Bindung ist ein Elektronenpaar, das von zwei Atomen geteilt wird.[2][3]

In den meisten Fällen trägt jedes Atom ein Elektron zu diesem gemeinsamen Elektronenpaar bei. In manchen Fällen liefert jedoch ein Atom beide Elektronen. Dieses Elektronenpaar heißt jetzt „Elektronenpaar“. In beiden Situationen befindet sich das gemeinsame Elektronenpaar zwischen beiden Atomen. Da dieses Elektronenpaar beide Atomkerne anzieht, werden nach Lewis auch beide Atome zueinander hingezogen, Lewis schlug weiter die Idee vor, dass die Zahl der gemeinsamen Elektronen zwischen den Atomen mit dem Erreichen der Edelgaskonfiguration zusammenhängt.

Dank dieser Theorie lässt sich auf relativ einfache Weise die wahrscheinlichste elektronische Struktur vieler chemischer Substanzen ermitteln. In Kombination mit dem VSEPR-Theorie es ist oft auch möglich, die dreidimensionale Form des Moleküls oder Verbindungsions vorherzusagen und in vielen Fällen auch eine Aussage über die Art der Reaktionen zu treffen, die das Molekül oder das Ion eingehen kann.

Kriterien

Die Theorie geht davon aus, dass die stabilste elektronische Struktur die folgenden Kriterien erfüllt:

  1. Paarung: alle Elektronen sind gepaart.
  2. Oktettzeile: alle Atome streben eine Edelgaskonfiguration an, d. h. ein Duett (2) für H oder ein Oktett (8) für andere Atome, möglicherweise unter Verwendung von Valenzelektronenpaaren Teilen mit einem Nachbaratom.
  3. Lokalisierung: Valenzelektronenpaare sind entweder einsam Elektronenpaare oder geteilt Paare, die eine Bindung zwischen den Atomen bilden, zwischen denen sie geteilt werden. (Also sind Valenzelektronen lokalisiert auf einen oder zwischen zwei Atome.)
  4. Lastminimierung: die stabilste Struktur hat ein Minimum an Formalladungen an allen Atomen. Wenn das Minimum nicht null ist, sollten entgegengesetzte Formalladungen Nachbarn sein und die negativen Ladungen sollten auf den elektronegativsten Atomen liegen.

Die Theorie macht keinen Versuch zu sagen Warum Die Erfüllung dieser Kriterien sollte zu der stabilsten Struktur führen. Die Erfahrung hat jedoch gezeigt, dass insbesondere die räumliche Struktur vieler Moleküle und zusammengesetzter Ionen die Lewis-Theorie unterstützt (siehe auch die oben genannten VSEPR-Theorie). In vielen Fällen reicht die Theorie jedoch nicht aus.

EIN Lewis-Struktur ist eine elektronische Struktur nach der Lewis-Theorie. Der Begriff wird auch für ein Diagramm verwendet, das auf dieser Theorie basiert.

Struktur

Die Kriterien ermöglichen es, mit einer einfachen Rechnung vorherzusagen, wie die Valenzelektronenstruktur eines Moleküls oder Ions aussehen könnte.

  1. Besonders VE, das benötigte Valenzelektronen, d. h. die Anzahl der Atome mal 8. (Außer H, multiplizieren Sie diese Zahl mit 2.)
  2. Summiere die SEIN, das verfügbare Valenzelektronen aller Atome in der Molekül; addiere 1 für jede negative Ladung (in a Anion) und subtrahiere 1 für jede positive Ladung in a Kation;
  3. Teil SEIN durch 2. Dies ergibt die Gesamtzahl der Valenzelektronenpaare TP.
  4. Berechnen Sie die Differenz zwischen VE und SEIN. Dies ergibt die Anzahl der Valenzelektronen, die geteilt müssen in Bindungen sein, um allen Atomen ihre Edelgaskonfiguration zu verleihen. Die Hälfte von (VE-SEIN) gibt die Zahl zurück geteilte PaareGP oder Anleihen.
  5. TP Minus- GP gibt die Zahl an einsame ValenzelektronenpaareEP.
  6. Verwenden Sie ein Valenzelektronenpaar, um eine Bindung zwischen einem beliebigen Paar gebundener Atome zu bilden;
  7. Verteilen Sie die verbleibenden Valenzelektronenpaare so auf die Atome, dass alle Atome die Edelgaskonfiguration haben und die Formalladungen minimal sind.

Elektronen zählen

Es gibt drei verschiedene Möglichkeiten, die Valenzelektronen zu berücksichtigen, die an einem bestimmten Atom gezählt werden. Einsame Paare werden immer vollständig dem Atom zugeordnet, an das sie gebunden sind. Die Behandlung gemeinsam genutzter Paare unterscheidet sich jedoch.

Oktettanzahl

Bei der Bestimmung der Oktettregel werden alle Valenzelektronen um ein Atom herum eingeschlossen, auch wenn sie mit einem Nachbaratom geteilt werden. Geteilte Paare werden also zweimal gezählt, einmal an einem Atom und wieder an dem anderen.

Formale Ladung

sehen Formale Ladung für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Bei der Bestimmung der Formalladung wird anders gerechnet: Alle gemeinsamen Paare werden in zwei Hälften zerhackt und jedem Atom wird ein Elektron zugeordnet. Dann wird es mit der Anzahl der Valenzelektronen verglichen, die ein neutrales Atom beisteuert. Der Unterschied ist der formale Ladung. Idealerweise sind alle Formalladungen null, aber bei einigen Molekülen gibt es dort keine Lewis-Struktur.

Die formale Ladung bestimmt – aufgrund der Annahme der Ladungsminimierung – welche elektronische Struktur als die stabilste anzusehen ist.

Oxidationszahl

Um die formale Oxidationsstufe eines Atoms zu bestimmen, betrachtet man die Elektronegativität der beiden Atome, die sich ein Elektronenpaar teilen, und zählt die Elektronen vollständig zu dem Atom, das am meisten elektronegativ ist. Zum Beispiel in CH4 alle 8 geteilten Elektronen werden mit Kohlenstoff gezählt, da dieses Element etwas elektronegativer ist als Wasserstoff. Dann wird es mit den Valenzelektronen des neutralen Atoms (4 für C) verglichen. Die Oxidationszahl für C beträgt in diesem Fall also -4 (und 1 für die vier Wasserstoffatome). in CO2 die gemeinsamen Paare gehören vollständig zu den Sauerstoffatomen und C hat eine formale Oxidationszahl von 4.

Teilen sich zwei identische Atome ein Elektronenpaar, zum Beispiel C-C oder N-N, werden sie in zwei Teile geteilt, weil dann die Elektronegativität gleich ist.

Die Oxidationszahl ist nicht wichtig, um die wahrscheinlichste elektronische Struktur zu bestimmen, aber sie bestimmt, welche Art von Redoxreaktionen das Molekül oder Ion teilnehmen kann und wie viele Elektronen an einem Redoxprozess beteiligt sind.

Beispiele

Lewis-Struktur von Wasser

Wasser

Im Wasser, huh2Oh, jedes Molekül besteht aus zwei Wasserstoffatome mit jeweils einem und einem Sauerstoffatom mit sechs Valenzelektronen, also zusammen BE =8 und die Gesamtzahl der Paare TP=8/2=4

Die zum Erreichen der Edelgaskonfiguration erforderliche Elektronenzahl beträgt VE= 8 2 2= 12

Die Differenz beträgt 12-8=4. Es gibt also GP=4/2=2 geteilte Paare oder Bindungen und EP=TP-GP= 2 einsame Paare Für die Bindung zwischen dem Sauerstoffatom und den beiden Wasserstoffatomen werden zwei Elektronenpaare benötigt. Jedes Wasserstoffatom hat dann in seiner äußeren Hülle zwei Elektronen, also eine Edelgaskonfiguration. Zusammen mit den vier verbleibenden Elektronen besetzen die acht Elektronen die äußerste Schale in der Nähe des Sauerstoffatoms, also auch eine Edelgaskonfiguration. Die resultierende Struktur ist rechts dargestellt. In diesem Fall gibt es nur eine Möglichkeit. Elektronenpaare werden in dieser Art von Bildern entweder als zwei Kugeln oder als Strich dargestellt.

Formale Ladung

Um die formale Ladung zu bestimmen, werden die Bindungen gespalten und die Valenzelektronen um die Atome herum gezählt. Für Sauerstoff beträgt sie in diesem Fall 6 (2*2 für die einsamen Paare und 2*1 für die durchtrennten Bindungen). Da Sauerstoff 6 Valenzelektronen einführt, ist die formale Ladung in diesem Fall null. Auf die gleiche Weise kann für ein Wasserstoffatom die formale Ladung Null abgeleitet werden.

Oxidationszahlen

Da Sauerstoff elektronegativer ist als Wasserstoff, werden alle 8 Valenzelektronen dem Sauerstoffatom zugeordnet, das also zwei Valenzelektronen mehr hat als ein neutrales Atom. Die Oxidationszahl für O beträgt daher -2. Die Wasserstoffatome in dieser Zählung haben ein Elektron weniger als sie einbringen und somit ist ihre Oxidationszahl 1.

Lachgas

Lachgas

Im Lachgas Nein2Ach, die Situation ist ein bisschen anders. Die Rechnung geht so:

VE: 3 * 8 = 24
BE: 5 5 6 = 16 → TP=8
VE-BE = 8 → GP =4
TP-GP = EP =4

Allerdings können die 4 4 ​​Elektronenpaare in diesem Fall auf unterschiedliche Weise verteilt werden, wie im Bild gezeigt (siehe Mesomerie). Im einen Fall (N≡N-O) gibt es eine Dreifach- und eine Einfachbindung (zusammen GP=4), im anderen (N=N=O) zwei Doppelbindungen (ebenfalls GP=4).

Formale Gebühren

In beiden Fällen sind formelle Anklagen unvermeidlich, wie im Bild gezeigt. In diesem Fall ist die Struktur mit negativer formaler Ladung auf Sauerstoff die stabilere Struktur, da Sauerstoff elektronegativer ist als Stickstoff.

Eine dritte Struktur ist mit einer Dreifachbindung zu Sauerstoff (N-N≡O) möglich. Dieser würde jedoch positiv Formalladung sowohl auf Sauerstoff als auch auf dem Stickstoff daneben und dies ist so ungünstig, dass diese Möglichkeit nicht im Bild enthalten ist.

Oxidationszahlen

In der stabilsten Struktur N≡N-O hat O eine Oxidationszahl von -2, da die Elektronen des mit dem Nachbaratom geteilten Bindungspaares vollständig dem elektronegativeren Sauerstoffatom zugeordnet sind. Da die beiden Stickstoffatome die gleiche Elektronegativität besitzen, wird die Dreifachbindung gespalten, so dass das Zentralatom noch drei Elektronen besitzt. Es hat daher eine formale Oxidationszahl von 2. Dem terminalen Stickstoffatom werden fünf Elektronen zugeordnet, drei von der Dreifachbindung und zwei von seinem einsamen Elektronenpaar. Es hat daher eine Oxidationszahl von Null.

Bei dieser Bestimmung der Oxidationszahlen erhält man also für jedes Atom getrennt einen Wert: Die beiden Stickstoffatome haben a andere Oxidationszahl. Es ist also möglich, dass eine Oxidationszahl Null ist, während es keine gibt nicht abbaubare Substanz.

Ausnahmen

Die Lewis-Annahmen gelten für viele Moleküle und Molekülionen, aber es gibt auch viele Ausnahmen:

  • Moleküle, in denen sich mehrere richtige Lewis-Strukturen aufbauen lassen, die durch Spiegelung oder Rotation ineinander überführt werden können.

Diese entsprechen einzeln nicht den tatsächlichen Eigenschaften des Stoffes. In diesen Fällen spricht man von Resonanz. Die verschiedenen Lewis-Strukturen sind Grenzstruktur erwähnt. Oft geben diese Grenzstrukturen Hinweise auf die Reaktivität der beteiligten Verbindung; Tatsächlich ist dieses Phänomen ein Artefakt der Annahme, dass Elektronen immer nur von einem oder zwei Atomen geteilt werden können. Seit dem Aufkommen der Wellenmechanik wurde erkannt, dass diese Lewis-Annahme nicht richtig ist, da Elektronen auch Welleneigenschaften haben und als solche am besten von vielen weiteren Atomen geteilt werden können

  • Moleküle mit ungerader Elektronenzahl, wie NO;

Es ist dann unmöglich, alles zu paaren, aber dies ist eine stabile -wenn auch reaktive- Verbindung

  • Moleküle wie O2 für die die Lewis-Struktur alle gepaarten Valenzelektronen vorhersagt, die aber tatsächlich ungepaarte Valenzelektronen in ihrem stabilsten Zustand haben;

In diesem Fall sagt Lewis tatsächlich die falsche Struktur voraus: Sauerstoff mit gepaarten Valenzelektronen heißt Singulett-Sauerstoff und ist eine extrem aggressive Form von Sauerstoff. Der Grund dafür, dass die Paarungsannahme hier nicht gilt, ist der Hunds Regel, was besagt, dass die Paarung von Elektronen tatsächlich Energie ist Kosten (nicht: ergibt).

  • Moleküle, in denen ein Atom Weniger als acht Valenzelektronen um ihn herum.
    BF3

Ein gutes Beispiel für ein Molekül, das die Lewis-Annahmen nicht erfüllt, ist BF3. Es kann eine Struktur gezeichnet werden, die die ersten drei Kriterien erfüllt, jedoch nur mit einer Doppelbindung zwischen dem B-Atom und einem F-Atom. Da das F-Atom die Formalladung 1 und das B-Atom die Formalladung -1 hat, widerspricht diese Struktur dem 4. Kriterium.

  • Moleküle, in denen ein Atom Mehr als acht Valenzelektronen um ihn herum.

Auf der anderen Seite gibt es Moleküle wie SF6 mit einer oktaedrischen Struktur, in der das Zentralatom nicht vier ist, sondern sechs Bindungen mit den umgebenden Fluoratomen. Man sollte sich also kein Oktett von 8 Valenzelektronen um Schwefel vorstellen, sondern 12 Valenzelektronen. Besonders bei schwereren Elementen (P,S,Se,As usw.) ist dies ein häufiges Phänomen. Es wurden Versuche unternommen, die Lewis-Theorie, die oft als "hypervalente" Moleküle und Verbindungen bezeichnet wird, zu "erweitern", aber spätere Theorien auf der Grundlage der Wellenmechanik haben gezeigt, dass es für diese Art von Erweiterungsidee wenig theoretische Rechtfertigung gibt.

Die Lewis-Theorie ist für die meisten Elemente einfach ungeeignet und muss durch quantenmechanische Theorien ersetzt werden. Da jedoch für Verbindungen leichterer Elemente, insbesondere Element Kohlenstoff funktioniert normalerweise recht gut und ist auf einem Blatt Papier leicht auszuarbeiten (anstatt mit einem Supercomputer), die Lewis-Theorie ist für die Chemie und insbesondere die especially organische Chemie.

Externe Links