Das Zeichnen von Lewis-Punktstrukturen (auch bekannt als Lewis-Strukturen oder Lewis-Diagramme) kann verwirrend sein, insbesondere für einen beginnenden Chemiestudenten. Diese Strukturen sind jedoch hilfreich, um die Bindungs- und Valenzelektronenkonfigurationen verschiedener Atome und Moleküle zu verstehen. Die Komplexität der Zeichnung hängt davon ab, ob Sie eine Lewis-Punktstruktur für ein zweiatomiges (2-atomiges) kovalentes Molekül, ein größeres kovalentes Molekül oder ionisch gebundene Moleküle erstellen.
Schritte
Methode 1 von 3: Zeichnen von zweiatomigen kovalenten Strukturen
Schritt 1. Schreiben Sie das Atomsymbol für jedes Atom
Schreiben Sie die 2 Atomsymbole nebeneinander. Diese Symbole repräsentieren die Atome, die in der kovalenten Bindung vorhanden sind. Achten Sie darauf, genügend Platz zwischen den Atomen zu lassen, um Ihre Elektronen und Bindungen zu ziehen.
Kovalente Bindungen teilen sich Elektronen und treten im Allgemeinen zwischen 2 Nichtmetallen auf
Schritt 2. Bestimmen Sie den Grad der Bindung zwischen den 2 Atomen
Atome können durch eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung zusammengehalten werden. Im Allgemeinen wird dies durch die Oktettregel oder den Wunsch jedes Atoms bestimmt, eine vollständige Valenzschale mit 8 Elektronen (oder im Fall von Wasserstoff 2 Elektronen) zu erreichen. Um zu bestimmen, wie viele Elektronen jedes Atom haben wird, finden Sie heraus, wie viele Valenzelektronen sich im Molekül befinden, multiplizieren Sie diese mit 2 (jede Bindung umfasst 2 Elektronen) und addieren Sie dann die Anzahl der nicht geteilten Elektronen.
- Zum Beispiel hat O2 (Sauerstoffgas) 6 Valenzelektronen. Multiplizieren Sie 6 mit 2, was 12 ergibt.
- Um festzustellen, ob die Oktettregel erfüllt ist, verwenden Sie Punkte, um die Valenzelektronen um jedes Atom herum darzustellen. Für O2 hat ein Sauerstoff 8 Elektronen (also ist die Oktettregel erfüllt), der andere hat nur 6 (also ist die Oktettregel nicht erfüllt). Dies bedeutet, dass mehr als 1 Bindung zwischen den 2 Sauerstoffatomen erforderlich ist. Daher sind 2 der Elektronen erforderlich, um eine Doppelbindung zwischen den Atomen zu bilden, sodass die Oktettregel für beide erfüllt ist.
Schritt 3. Fügen Sie Ihre Anleihen der Zeichnung hinzu
Jede Bindung wird durch eine Linie zwischen den 2 Atomen dargestellt. Für eine Einfachbindung würden Sie einfach 1 Linie vom ersten Atom zum zweiten ziehen. Für eine Doppel- oder Dreifachbindung würden Sie 2 bzw. 3 Linien zeichnen.
Zum Beispiel hat N2 (Stickstoffgas) eine Dreifachbindung, die die 2 Stickstoffatome verbindet. Daher wird seine Bindung in einem Lewis-Diagramm als 3 parallele Linien notiert, die die 2 N-Atome verbinden
Schritt 4. Zeichnen Sie ungebundene Elektronen
Einige der Valenzelektronen in einem oder beiden Atomen sind möglicherweise nicht an einer Bindung beteiligt. In diesem Fall sollten Sie jedes verbleibende Elektron mit einem Punkt um das jeweilige Atom herum darstellen. In den meisten Fällen sollten an keinem Atom mehr als 8 Elektronen gebunden sein. Sie können Ihre Arbeit überprüfen, indem Sie jeden Punkt als 1 Elektron und jede Linie als 2 Elektronen zählen.
Zum Beispiel hat O2 (Sauerstoffgas) 2 parallele Linien, die die Atome verbinden, mit 2 Punktpaaren (bekannt als einsame Elektronenpaare) auf jedem Atom
Methode 2 von 3: Erstellen von Lewis-Strukturen für größere kovalente Moleküle
Schritt 1. Bestimmen Sie, welches Atom Ihr Zentralatom ist
Dieses Atom ist normalerweise am wenigsten elektronegativ. Als solches ist es am besten in der Lage, mit vielen anderen Atomen Bindungen einzugehen. Der Begriff „Zentralatom“wird verwendet, weil alle anderen Atome im Molekül an dieses bestimmte Atom (aber nicht unbedingt aneinander) gebunden sind.
- Atome wie Phosphor und Kohlenstoff sind oft Zentralatome.
- In einigen komplexeren Molekülen können Sie mehrere Zentralatome haben.
- Beachten Sie, dass im Periodensystem die Elektronegativität von links nach rechts zunimmt und von oben nach unten abnimmt.
Schritt 2. Betrachten Sie die Valenzelektronen des Zentralatoms
Als allgemeine (aber nicht ausschließliche) Regel gilt, dass Atome gerne von 8 Valenzelektronen umgeben sind (Oktettregel). Wenn die Zentralatome an die anderen Atome binden, ist die Konfiguration mit der niedrigsten Energie eine, die (in den meisten Fällen) die Oktettregel erfüllt. Dies kann Ihnen helfen, die Anzahl der Bindungen zwischen dem Zentralatom und den anderen Atomen zu bestimmen, da jede Bindung 2 Elektronen darstellt.
- Einige große Atome wie Phosphor können die Oktettregel brechen.
- Kohlendioxid (CO2) hat 2 kovalent an das Zentralatom Kohlenstoff gebundene Sauerstoffe. Dadurch kann die Oktettregel für alle 3 Atome erfüllt werden.
- Phosphorpentachlorid (PCl5) bricht die Oktettregel, indem sie 5 Bindungspaare um das Zentralatom hat. Dieses Molekül hat 5 Chloratome, die kovalent an das Zentralatom Phosphor gebunden sind. Die Oktettregel wird für jedes der 5 Chloratome erfüllt, aber für das Phosphoratom überschritten.
Schritt 3. Schreiben Sie das Symbol Ihres Zentralatoms
Bei größeren kovalenten Molekülen beginnt die Zeichnung am besten mit dem Zentralatom. Widerstehen Sie dem Drang, alle Atomsymbole gleichzeitig zu schreiben. Lassen Sie viel Platz um das Zentralatom herum, um Ihre anderen Symbole zu platzieren, nachdem Sie ihren Platz bestimmt haben.
Schritt 4. Zeigen Sie die Elektronengeometrie des Zentralatoms
Zeichne für jedes nicht geteilte Elektronenpaar 2 kleine Punkte direkt nebeneinander um das Zentralatom. Zeichne für jede einzelne Bindung eine vom Atom weggehende Linie. Für Doppel- und Dreifachbindungen statt 1 Linie 2 bzw. 3 zeichnen. Dies zeigt, wo die anderen Moleküle an das Zentralatom binden können.
Schritt 5. Fügen Sie die restlichen Atome hinzu
Jedes verbleibende Atom im Molekül bindet sich an eine der Bindungen, die vom Zentralatom kommen. Schreiben Sie das Symbol für jedes dieser Atome an das Ende einer der Bindungen, die Sie um das Zentralatom gelegt haben. Dies zeigt an, dass Elektronen zwischen diesem Atom und dem Zentralatom geteilt werden.
Schritt 6. Füllen Sie die restlichen Elektronen ein
Zählen Sie jede Bindung als 2 Elektronen (Doppel- und Dreifachbindungen als 4 bzw. 6 Elektronen). Fügen Sie dann Elektronenpaare um jedes Atom hinzu, bis die Oktettregel für dieses Atom erfüllt ist. Sie können Ihre Arbeit an jedem Atom überprüfen, indem Sie jeden Punkt als 1 Elektron und jede Bindung als 2 Elektronen zählen. Die Summe sollte 8 betragen.
- Ausnahmen sind natürlich Atome, die die Oktettregel überschreiten, und Wasserstoff, der zu einem bestimmten Zeitpunkt nur 0 oder 2 Valenzelektronen hat.
- Wenn ein Wasserstoffmolekül kovalent an ein anderes Atom gebunden ist, wird es von keinen anderen ungeteilten Elektronen umgeben.
Methode 3 von 3: Erstellen von Lewis-Strukturen für Ionen
Schritt 1. Schreiben Sie das Atomsymbol
Das Atomsymbol für ein Ion ist das gleiche wie das Atomsymbol für das Atom, das es gebildet hat. Lassen Sie auf dem Papier um das Symbol herum genügend Platz, um später Elektronen und Klammern hinzufügen zu können. In einigen Fällen sind Ionen mehratomige (mehr als 1 Atom) Moleküle und werden durch Schreiben des Atomsymbols für alle Atome im Molekül bezeichnet.
Um das Symbol für mehratomige Ionen (wie NO3- oder SO42-) zu erstellen, befolgen Sie die Anweisungen für „Creating Lewis Structures for Large Covalent Molecules“in der obigen Methode
Schritt 2. Füllen Sie die Elektronen aus
Im Allgemeinen sind Atome neutral und tragen keine positive oder negative Ladung. Wenn ein Atom jedoch Elektronen verliert oder aufnimmt, ändert sich das Gleichgewicht der positiven und negativen Ladung im Atom. Dann wird das Atom zu einem geladenen Teilchen, das als Ion bekannt ist. Fügen Sie in Ihrer Lewis-Struktur alle zusätzlichen Elektronen hinzu und entfernen Sie alle aufgegebenen Elektronen.
- Beachten Sie beim Zeichnen der Elektronen die Oktettregel.
- Wenn Elektronen verloren gehen, wird ein positives Ion (bekannt als Kation) gebildet. Lithium verliert beispielsweise bei der Ionisation sein einziges Valenzelektron. Seine Lewis-Struktur wäre einfach "Li" ohne Punkte um ihn herum.
- Bei der Aufnahme von Elektronen entsteht ein negatives Ion (bekannt als Anion). Chlor hat 7 Valenzelektronen und nimmt während der Ionisation 1 Elektron auf, was ihm eine volle Hülle von 8 Elektronen verleiht. Seine Lewis-Struktur wäre „Cl“mit 4 Punktpaaren darum herum.
Schritt 3. Bestimmen Sie die Ladung des Ions
Das Zählen von Punkten auf jedem Atom wäre eine mühsame Methode, um festzustellen, ob dieses Atom eine Ladung hat. Um die Strukturen leichter lesbar zu machen, müssen Sie zeigen, dass Ihre Struktur ein Ion mit einer gewissen Ladung ist. Um dies zu zeigen, ziehen Sie Klammern um das atomare (oder mehratomige) Symbol. Schreiben Sie dann die Ladung außerhalb der Klammern in der oberen rechten Ecke.
- Zum Beispiel hätte das Magnesiumion eine leere äußere Hülle und würde als [Mg] notiert.2+.
