Jump to content

Լյուիսի կառուցվածք

Վիքիպեդիայից՝ ազատ հանրագիտարանից
A lewis structure of a water molecule, composed of two hydrogen atoms and one oxygen atom sharing valence electrons
Ջրի մոլեկուլի Լյուիսի կառուցվածքը

Լյուիսի կառուցվածքներ, Լյուիսի կետային բանաձևեր, Լյուիսի կետային կառուցվածքներ, էլեկտրոնի կետային կառուցվածքներ, կամ Լյուիսի էլեկտրոնային կետային կառուցվածքները դիագրամներ են, որոնք ցույց են տալիս մոլեկուլի ատոմների միջև կապը, ինչպես նաև էլեկտրոնների միայնակ զույգերը, որոնք կարող են գոյություն ունենալ մոլեկուլում[1][2][3]։ Լյուիսի կառուցվածքը կարող է գծվել ցանկացած կովալենտային կապով մոլեկուլի, ինչպես նաև կոորդինացիոն միացությունների համար։ Լյուիսի կառուցվածքը կոչվել է Գիլբերտ Ն. Լյուիսի պատվին, ով այն ներկայացրել է իր 1916 թվականին «Ատոմը և մոլեկուլը» հոդվածում[4]։ Լյուիսի կառուցվածքները ընդլայնում են էլեկտրոնային կետերի դիագրամի հայեցակարգը՝ ավելացնելով գծեր ատոմների միջև՝ քիմիական կապում ընդհանուր զույգերը ներկայացնելու համար։

Լյուիսի կառուցվածքները ցույց են տալիս յուրաքանչյուր ատոմ և նրա դիրքը մոլեկուլի կառուցվածքում՝ օգտագործելով նրա քիմիական նշանը։ Գծեր են գծվում միմյանց հետ կապված ատոմների միջև (գծերի փոխարեն կարող են օգտագործվել զույգ կետեր)։ Ավելորդ էլեկտրոնները, որոնք կազմում են միայնակ զույգեր, ներկայացված են որպես զույգ կետեր և տեղադրվում են ատոմների կողքին։

Թեև երկրորդ պարբերության և դրանից հետո հիմնական խմբի տարրերը սովորաբար փոխազդում են՝ ձեռք բերելով, կորցնելով կամ կիսելով էլեկտրոնները, մինչև չհասնեն վալենտական թաղանթի էլեկտրոնների կոնֆիգուրացիայի՝ ամբողջական օկտետով (8) էլեկտրոններով, ջրածինը (H) կարող է ձևավորել միայն կապեր, որոնք կիսում են ուղղակի երկու էլեկտրոն.

Կառուցումը և էլէկտրոնների հաշվարկը[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Լյուիսի կառուցվածքում ներկայացված էլեկտրոնների ընդհանուր թիվը հավասար է յուրաքանչյուր առանձին ատոմի վալենտային էլեկտրոնների թվի գումարին։ Ոչ վալենտային էլեկտրոնները ներկայացված չեն Լյուիսի կառուցվածքներում։

Վալենտային էլեկտրոնների ընդհանուր թիվը որոշվելուց հետո դրանք տեղադրվում են կառուցվածքում հետևյալ քայլերի համաձայն.

  1. Սկզբում մեկ գիծ (որը ներկայացնում է մեկ կապ) յուրաքանչյուր զույգ միացված ատոմների միջև գծվում է։
  2. Յուրաքանչյուր կապ բաղկացած է մի զույգ էլեկտրոններից, հետևաբար, եթե t-ն տեղադրվելիք էլեկտրոնների ընդհանուր թիվն է, իսկ n-ը նոր գծված միայնակ կապերի թիվն է, t−2n էլեկտրոնները մնում են տեղադրվելու։ Դրանք ժամանակավորապես գծվում են կետերի տեսքով՝ մեկ էլեկտրոնի համար, մինչև ատոմի համար առավելագույնը ութը (ջրածնի դեպքում՝ երկու), մինուս երկուսը յուրաքանչյուր կապի համար։
  3. Էլեկտրոնները բաշխվում են սկզբում արտաքին ատոմներին, իսկ հետո մյուսներին, այնքան ժամանակ, մինչև որ այլևս չտեղակայվի։
  4. Ի վերջո, յուրաքանչյուր ատոմ (բացի ջրածնից), որը շրջապատված է ութից պակաս էլեկտրոններով (յուրաքանչյուր կապը հաշվելով որպես երկու), մշակվում է հետևյալ կերպ։ Յուրաքանչյուր երկու էլեկտրոնի համար անհրաժեշտ է, երկու կետ ջնջվում է հարևան ատոմից և լրացուցիչ գիծ է գծվում երկու ատոմների միջև։ Սա ներկայացնում է էլեկտրոնների միայնակ զույգի փոխակերպումը կապող զույգի, որը երկու էլեկտրոն է ավելացնում առաջին ատոմի վալենտական թաղանթին՝ վերջինիս էլեկտրոնների քանակը թողնելով անփոփոխ։
  5. Նախորդ քայլերում, եթե բոլոր ատոմների վալենտական թաղանթները լրացնելու համար բավարար էլեկտրոններ չկան, նախապատվությունը տրվում է այն ատոմներին, որոնց էլեկտրաբացասականությունն ավելի բարձր է։

Նույն մեթոդով կարելի է գծել բազմատոմ իոնների Լյուիսի կառուցվածքները։ Էլեկտրոնները հաշվելիս բացասական իոնները պետք է լրացուցիչ էլեկտրոններ ունենան իրենց Լյուիսի կառուցվածքում. դրական իոնները պետք է ունենան ավելի քիչ էլեկտրոններ, քան չլիցքավորված մոլեկուլը։ Երբ գրվում է իոնի Լյուիսի կառուցվածքը, ամբողջ կառուցվածքը տեղադրվում է փակագծերում, իսկ լիցքը գրվում է վերին աջ կողմում՝ փակագծերից դուրս։

Առաջարկվել է ավելի պարզ մեթոդ Լյուիսի կառուցվածքների կառուցման համար՝ վերացնելով էլեկտրոնների հաշվման անհրաժեշտությունը. ատոմները նկարվում են՝ ցույց տալով վալենտային էլեկտրոնները; Այնուհետև կապերը ձևավորվում են կապի ստեղծման գործընթացում ներգրավված ատոմների վալենտային էլեկտրոնների զուգակցմամբ, իսկ անիոններն ու կատիոնները ձևավորվում են համապատասխան ատոմներին էլեկտրոններ ավելացնելով կամ հեռացնելով[5]։

Մեկ այլ հնարք է հաշվել վալենտային էլեկտրոնները, այնուհետև հաշվել էլեկտրոնների քանակը, որոնք անհրաժեշտ են ութնյակի կանոնը ավարտելու համար (կամ ջրածնի դեպքում ընդամենը 2 էլեկտրոն), ապա վերցնել այս երկու թվերի տարբերությունը։ Պատասխանը էլեկտրոնների քանակն է, որոնք կազմում են կապերը։ Մնացած էլեկտրոնները պարզապես գնում են լրացնելու մնացած բոլոր ատոմների օկտետները։

Առաջարկվել է մեկ այլ պարզ և ընդհանուր ընթացակարգ՝ գրելու Լյուիսի կառուցվածքները և ռեզոնանսային ձևեր[6] ը։

Ֆորմալ լիցք[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Լյուիսի կառուցվածքների առումով ֆորմալ լիցքը օգտագործվում է հավանական տոպոլոգիական և ռեզոնանսային կառուցվածքների նկարագրության[7], համեմատության և գնահատման մեջ՝ որոշելով յուրաքանչյուր ատոմի ակնհայտ էլեկտրոնային լիցքը՝ հիմնվելով նրա էլեկտրոնային կետերի կառուցվածքի վրա՝ ենթադրելով բացառիկ կովալենտություն կամ ոչ բևեռային կապ։ Այն օգտագործվում է էլեկտրոնի հնարավոր վերակազմավորումը որոշելու համար, երբ վերաբերում է ռեակցիայի մեխանիզմներին, և հաճախ հանգեցնում է նույն նշանի, ինչ ատոմի մասնակի լիցքը, բացառություններով։ Ընդհանուր առմամբ, ատոմի ֆորմալ լիցքը կարելի է հաշվարկել՝ օգտագործելով հետևյալ բանաձևը՝ ենթադրելով օգտագործվող նշագրման ոչ ստանդարտ սահմանումներ.

որտեղ՝

  • -ը ֆորմալ լիցքն է
  • -ն էլեմենտի ազատ ատոմի վալենտային էլեկրոնների թիվն է
  • -ն ազատ էլեկտրոնների թիվն է ատոմում
  • -ը կապ առաջացնող էլեկտրոնների թիվն է ատոմում

Ատոմի ֆորմալ լիցքը հաշվարկվում է որպես չեզոք ատոմի վալենտային էլեկտրոնների քանակի տարբերություն և Լյուիսի կառուցվածքում նրան պատկանող էլեկտրոնների քանակի միջև։ Կովալենտային կապերում էլեկտրոնները հավասարապես բաժանվում են կապի մեջ ներգրավված ատոմների միջև։ Իոնի ֆորմալ լիցքերի հանրագումարը պետք է հավասար լինի իոնի լիցքին, իսկ չեզոք մոլեկուլի պաշտոնական լիցքերը պետք է հավասար լինեն զրոյի։

Ռեզանանս[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Որոշ մոլեկուլների և իոնների համար դժվար է որոշել, թե որ միայնակ զույգերը պետք է տեղափոխվեն կրկնակի կամ եռակի կապեր ձևավորելու համար, և երկու կամ ավելի տարբեր ռեզոնանսային կառուցվածքներ կարող են գրվել նույն մոլեկուլի կամ իոնի համար։ Նման դեպքերում սովորական է բոլորը գրել երկկողմանի սլաքներով (տե՛ս ստորև բերված Օրինակ բաժինը)։ Սա երբեմն պատահում է, երբ նույն տեսակի մի քանի ատոմներ շրջապատում են կենտրոնական ատոմը և հատկապես տարածված է բազմատոմ իոնների համար։

Երբ այս իրավիճակը տեղի է ունենում, ասում են, որ մոլեկուլի Լյուիսի կառուցվածքը ռեզոնանսային կառուցվածք է, և մոլեկուլը գոյություն ունի որպես ռեզոնանսային հիբրիդ։ Տարբեր հնարավորություններից յուրաքանչյուրը դրվում է մյուսների վրա, և համարվում է, որ մոլեկուլն ունի Լյուիսի կառուցվածք, որը համարժեք է այս վիճակների որոշ համակցությանը։

Նիտրատ իոնը (NO3), օրինակ, պետք է կրկնակի կապ ձևավորի ազոտի և թթվածիններից մեկի միջև՝ բավարարելու ազոտի օկտետի կանոնը։ Այնուամենայնիվ, քանի որ մոլեկուլը սիմետրիկ է, նշանակություն չունի, թե թթվածիններից որն է կազմում կրկնակի կապը։ Այս դեպքում կան երեք հնարավոր ռեզոնանսային կառուցվածքներ։ Լյուիսի կառուցվածքները գծելիս ռեզոնանսի արտահայտումը կարող է իրականացվել կա՛մ հնարավոր ռեզոնանսային ձևերից յուրաքանչյուրը գծելով և դրանց միջև երկգլխանի սլաքներ տեղադրելով, կա՛մ մասնակի կապերը ներկայացնելու համար գծված գծերի միջոցով (չնայած վերջինս լավ արտացոլում է ռեզոնանսային հիբրիդը, որը ոչ, պաշտոնապես ասած, Լյուիսի կառույցն է)։

Միևնույն մոլեկուլի համար ռեզոնանսային կառուցվածքները համեմատելիս, սովորաբար ամենաքիչ ֆորմալ լիցքեր ունեցողները ավելի շատ են նպաստում ընդհանուր ռեզոնանսային հիբրիդին։ Երբ անհրաժեշտ են ֆորմալ լիցքեր, նախընտրելի են ռեզոնանսային կառուցվածքները, որոնք ունեն բացասական լիցքեր ավելի էլեկտրաբացասական տարրերի վրա և դրական լիցքեր ավելի քիչ էլեկտրաբացասական տարրերի վրա։

Միայնակ կապերը կարող են նաև տեղափոխվել նույն կերպ՝ ստեղծելու ռեզոնանսային կառուցվածքներ հիպերվալենտ մոլեկուլների համար, ինչպիսին է ծծմբի հեքսաֆտորիդը, որը ճիշտ նկարագրությունն է՝ ըստ քվանտային քիմիական հաշվարկների՝ ընդհանուր ընդլայնված օկտետ մոդելի փոխարեն։

Ռեզոնանսային կառուցվածքը չպետք է մեկնաբանվի այնպես, որ ցույց տա, որ մոլեկուլն անցնում է ձևերի միջև, այլ այն, որ մոլեկուլը գործում է որպես բազմաթիվ ձևերի միջին։

Օրինակ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Նիտրիտ իոնի բանաձևն է NO2-։

  1. Ազոտը երկուսից ամենաքիչ էլեկտրաբացասական ատոմն է, ուստի այն կենտրոնական ատոմն է բազմաթիվ չափանիշներով։
  2. Հաշվեք վալենտային էլեկտրոնները։ Ազոտն ունի 5 վալենտային էլեկտրոն, յուրաքանչյուր թթվածին ունի 6, ընդհանուր (6 × 2) + 5 = 17: Իոնն ունի −1 լիցք, որը ցույց է տալիս լրացուցիչ էլեկտրոն, ուստի էլեկտրոնների ընդհանուր թիվը 18 է։
  3. Միացրեք ատոմները մի կապով։ Յուրաքանչյուր թթվածին պետք է կապված լինի ազոտի հետ, որն օգտագործում է չորս էլեկտրոն՝ երկուական կապում։
  4. Տեղադրել միայնակ զույգեր։ Մնացած 14 էլեկտրոնները սկզբում պետք է տեղադրվեն որպես 7 միայնակ զույգ։ Յուրաքանչյուր թթվածին կարող է վերցնել առավելագույնը 3 միայնակ զույգ, յուրաքանչյուր թթվածին տալով 8 էլեկտրոն, ներառյալ կապող զույգը։ Յոթերորդ միայնակ զույգը պետք է տեղադրվի ազոտի ատոմի վրա։
  5. Բավարարեք օկտետի կանոնը։ Երկու թթվածնի ատոմներն էլ ներկայումս ունեն իրենց հատկացված 8 էլեկտրոն։ Ազոտի ատոմն ունի իրեն հատկացված ընդամենը 6 էլեկտրոն։ Թթվածնի ատոմի միայնակ զույգերից մեկը պետք է կրկնակի կապ ձևավորի, բայց ատոմներից յուրաքանչյուրը հավասարապես լավ կաշխատի։ Հետեւաբար, կա ռեզոնանսային կառուցվածք։
  6. Կապեք չամրացված ծայրերը։ Պետք է գծել երկու Լյուիսի կառուցվածք. Յուրաքանչյուր կառույց ունի թթվածնի երկու ատոմներից մեկը, որոնք կրկնակի կապ ունեն ազոտի ատոմի հետ։ Յուրաքանչյուր կառուցվածքում թթվածնի երկրորդ ատոմը միապակցված կլինի ազոտի ատոմին։ Տեղադրեք փակագծեր յուրաքանչյուր կառուցվածքի շուրջ և ավելացրեք լիցքը (−) դեպի վերևի աջ՝ փակագծերից դուրս։ Ռեզոնանսային երկու ձևերի միջև գծեք երկգլխանի սլաք։

Այլընտանքային կառուցվածքներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Բութանի խտացված կառուցվածքային բանաձևի երկու տարբերակներ
Բութանի կմախքային դիագրամը

Քիմիական կառուցվածքները կարող են գրվել ավելի կոմպակտ ձևերով, հատկապես, երբ ցույց են տալիս օրգանական մոլեկուլները։ Կառուցվածքային խտացված բանաձևերում կովալենտային կապերից շատերը կամ նույնիսկ բոլորը կարող են դուրս մնալ, իսկ ենթագրերը ցույց են տալիս որոշակի ատոմին կցված նույնական խմբերի թիվը։ Մեկ այլ սղագրության կառուցվածքային դիագրամ է կմախքի բանաձևը (նաև հայտնի է որպես կապի գծի բանաձև կամ ածխածնի կմախքի դիագրամ)։ Կմախքի բանաձևում ածխածնի ատոմները նշանակվում են ոչ թե C նշանով, այլ գծերի գագաթներով։ Ածխածնի հետ կապված ջրածնի ատոմները ցույց չեն տրված, դրանք կարելի է եզրակացնել՝ հաշվելով կապերի քանակը որոշակի ածխածնի ատոմի հետ. յուրաքանչյուր ածխածին ենթադրվում է, որ ընդհանուր առմամբ չորս կապ ունի, ուստի չցուցադրված ցանկացած կապ, ըստ էության, կապված է ջրածնի ատոմների հետ։

Այլ դիագրամներ կարող են լինել ավելի բարդ, քան Լյուիսի կառուցվածքները, որոնք ցույց են տալիս կապերը 3D-ում՝ օգտագործելով տարբեր ձևեր, ինչպիսիք են տարածությունը լցնող դիագրամները։

Օգտագործումներ և սահմանափակումներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Չնայած դրանց պարզությանը և քսաներորդ դարասկզբին զարգացմանը, երբ քիմիական կապի ըմբռնումը դեռ տարրական էր, Լյուիսի կառուցվածքները գրավում են մի շարք մոլեկուլային համակարգերի էլեկտրոնային կառուցվածքի հիմնական առանձնահատկությունները, ներառյալ քիմիական ռեակտիվության հետ կապված։ Այսպիսով, դրանք շարունակում են լայնորեն օգտագործվել քիմիկոսների և քիմիայի մանկավարժների կողմից։ Սա հատկապես ճիշտ է օրգանական քիմիայի բնագավառում, որտեղ դեռևս գերիշխում է կապի ավանդական վալենտային կապի մոդելը, և մեխանիզմները հաճախ ընկալվում են որպես կորի սլաքների նշագրում, որը դրվում է կմախքի բանաձևերի վրա, որոնք Լյուիսի կառուցվածքների սղագրված տարբերակներն են։ Անօրգանական և օրգանամետաղական քիմիայի մեջ հանդիպող կապի սխեմաների ավելի մեծ բազմազանության պատճառով հանդիպող մոլեկուլներից շատերը պահանջում են լիովին ապատեղայնացված մոլեկուլային ուղեծրերի օգտագործում՝ իրենց կապը համարժեք նկարագրելու համար՝ դարձնելով Լյուիսի կառուցվածքները համեմատաբար պակաս կարևոր (չնայած դրանք դեռ տարածված են)։

Կարևոր է նշել, որ կան պարզ և արխետիպային մոլեկուլային համակարգեր, որոնց համար Լյուիսի նկարագրությունը, առնվազն չփոփոխված ձևով, ապակողմնորոշիչ է կամ ոչ ճշգրիտ։ Հատկանշական է, որ Լյուիսի կառուցվածքների միամիտ գծագրումը մոլեկուլների համար, որոնք փորձնականորեն հայտնի են, որ պարունակում են չզույգված էլեկտրոններ (օրինակ՝ O2, NO և ClO2) հանգեցնում է կապերի կարգերի, կապի երկարությունների և/կամ մագնիսական հատկությունների սխալ եզրակացությունների։ Լյուիսի պարզ մոդելը նույնպես հաշվի չի առնում արոմատիկ լինելու երևույթը։ Օրինակ, Լյուիսի կառուցվածքները բացատրություն չեն տալիս, թե ինչու է ցիկլային C6H6 (բենզոլը) հատուկ կայունացում նորմալ տեղաբաշխման ազդեցությունից դուրս, մինչդեռ C4H4-ը (ցիկլոբուտադիեն) իրականում հատուկ ապակայունացում է ցուցադրում։ Մոլեկուլային ուղեծրային տեսությունը տալիս է այս երևույթների ամենապարզ բացատրությունը։

Ծանոթագրություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  1. IUPAC definition of Lewis formula
  2. Zumdahl, S. (2005) Chemical Principles Houghton-Mifflin (0-618-37206-7)
  3. G.L. Miessler; D.A. Tarr (2003), Inorganic Chemistry (2nd ed.), Pearson Prentice–Hall, ISBN 0-13-035471-6
  4. Lewis, G. N. (1916), «The Atom and the Molecule», J. Am. Chem. Soc., 38 (4): 762–85, doi:10.1021/ja02261a002, S2CID 95865413
  5. Miburo, Barnabe B. (1993), «Simplified Lewis Structure Drawing for Non-science Majors», J. Chem. Educ., 75 (3): 317, Bibcode:1998JChEd..75..317M, doi:10.1021/ed075p317
  6. Lever, A. B. P. (1972), «Lewis Structures and the Octet Rule», J. Chem. Educ., 49 (12): 819, Bibcode:1972JChEd..49..819L, doi:10.1021/ed049p819
  7. Miessler, G. L. and Tarr, D. A., Inorganic Chemistry (2nd ed., Prentice Hall 1998) 0-13-841891-8, pp. 49–53 – Explanation of formal charge usage.

Արտաքին հղումներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]