Lewis-Struktur

Lewis-Strukturen – auch Lewis-Punktformeln , Lewis-Punktstrukturen , Elektronenpunktstrukturen oder Lewis-Elektronenpunktstrukturen ( LEDs )  genannt – sind Diagramme, die die Bindungen zwischen den Atomen eines Moleküls sowie die im Molekül vorhandenen freien Elektronenpaare darstellen. ^{[ 1 ] [ 2 ] [ 3 ]} Eingeführt von Gilbert N. Lewis in seinem 1916 erschienenen Artikel „ Das Atom und das Molekül“ , kann eine Lewis-Struktur für jedes kovalent gebundene Molekül sowie für Koordinationsverbindungen gezeichnet werden . ^{[ 4 ]} Lewis-Strukturen erweitern das Konzept des Elektronenpunktdiagramms durch das Hinzufügen von Linien zwischen Atomen, um die gemeinsamen Elektronenpaare in einer chemischen Bindung darzustellen.

Lewis-Strukturen zeigen jedes Atom und seine Position im Molekülgerüst mithilfe seines chemischen Symbols. Zwischen Atomen, die miteinander verbunden sind, werden Linien gezeichnet (alternativ können Punktpaare verwendet werden). Überschüssige Elektronen, die freie Elektronenpaare bilden, werden als Punktpaare dargestellt und neben den Atomen platziert.

Obwohl die Hauptgruppenelemente der zweiten Periode und darüber hinaus üblicherweise durch Aufnahme, Abgabe oder gemeinsame Nutzung von Elektronen reagieren, bis sie eine Valenzelektronenkonfiguration mit einem vollständigen Oktett von (8) Elektronen erreicht haben, gehorcht Wasserstoff stattdessen der Duplet-Regel und bildet eine Bindung für eine vollständige Valenzschale von zwei Elektronen.

Bei einem neutralen Molekül entspricht die Gesamtzahl der in einer Lewis-Struktur dargestellten Elektronen der Summe der Valenzelektronen jedes einzelnen Atoms, nicht dem maximal möglichen Wert. Nicht-Valenzelektronen werden in Lewis-Strukturen nicht dargestellt, da sie keine Bindungen eingehen.

Sobald die Gesamtzahl der Valenzelektronen bestimmt ist, werden diese nach folgenden Schritten in die Struktur eingefügt:

1. Zunächst wird zwischen jedem Paar verbundener Atome eine Linie (die eine Einfachbindung darstellt) gezeichnet.
2. Jede Bindung besteht aus einem Elektronenpaar. Wenn t die Gesamtzahl der zu platzierenden Elektronen und n die Anzahl der gerade eingezeichneten Einfachbindungen ist, bleiben noch t − 2n Elektronen zu platzieren. Diese werden vorübergehend als Punkte dargestellt, einer pro Elektron, bis maximal acht pro Atom (zwei im Fall von Wasserstoff), abzüglich zwei für jede Bindung.
3. Die Elektronen werden zuerst auf die äußeren Atome verteilt und dann auf die übrigen, bis keine weiteren mehr vorhanden sind.
4. Schließlich wird jedes Atom (außer Wasserstoff), das von weniger als acht Elektronen umgeben ist (wobei jede Bindung als zwei Elektronen gezählt wird), wie folgt verarbeitet: Für je zwei fehlende Elektronen werden zwei Punkte von einem benachbarten Atom entfernt und eine zusätzliche Linie zwischen den beiden Atomen gezeichnet. Dies symbolisiert die Umwandlung eines freien Elektronenpaars in ein bindendes Elektronenpaar, wodurch die Valenzschale des freigesetzten Atoms um zwei Elektronen erweitert wird, während die Elektronenzahl des bindenden Atoms unverändert bleibt.
5. Wenn in den vorhergehenden Schritten nicht genügend Elektronen vorhanden sind, um die Valenzschalen aller Atome zu füllen, werden diejenigen Atome bevorzugt, deren Elektronegativität höher ist.

Lewis-Strukturen für mehratomige Ionen lassen sich nach demselben Verfahren zeichnen. Bei der Elektronenzählung ist jedoch zu beachten, dass negative Ionen zusätzliche Elektronen in ihren Lewis-Strukturen aufweisen; positive Ionen hingegen weniger Elektronen als ein ungeladenes Molekül besitzen. Die Lewis-Struktur eines Ions wird in eckige Klammern gesetzt, und die Ladung wird als hochgestellte Zahl rechts oben außerhalb der Klammern angegeben.

Für die Konstruktion von Lewis-Strukturen wurde eine einfachere Methode vorgeschlagen, die das Zählen von Elektronen überflüssig macht: Die Atome werden so gezeichnet, dass die Valenzelektronen sichtbar sind; Bindungen werden dann durch Paarung der Valenzelektronen der am Bindungsprozess beteiligten Atome gebildet, und Anionen und Kationen entstehen durch Hinzufügen oder Entfernen von Elektronen zu bzw. von den entsprechenden Atomen. ^{[ 5 ]}

Ein Trick besteht darin, die Valenzelektronen zu zählen, dann die Anzahl der Elektronen, die zur Vervollständigung der Oktettregel benötigt werden (bei Wasserstoff also nur 2 Elektronen), und anschließend die Differenz dieser beiden Zahlen zu bilden. Das Ergebnis ist die Anzahl der Elektronen, die die Bindungen bilden. Die restlichen Elektronen füllen die Oktetts aller anderen Atome auf.

Hebelmethode Ein weiteres einfaches und allgemeines Verfahren zum Schreiben von Lewis-Strukturen und Resonanzformen wurde vorgeschlagen. ^{[ 6 ]}

Dieses System funktioniert in fast allen Fällen, es gibt jedoch drei Ausnahmen. Diese Ausnahmen sind in der folgenden Tabelle aufgeführt.

Im Hinblick auf Lewis-Strukturen wird die formale Ladung zur Beschreibung, zum Vergleich und zur Bewertung wahrscheinlicher topologischer und Resonanzstrukturen verwendet ^{[ 7 ].} Dabei wird die scheinbare elektronische Ladung jedes Atoms anhand seiner Elektronenpunktstruktur bestimmt, wobei ausschließlich kovalente oder unpolare Bindungen angenommen werden. Sie findet Anwendung bei der Bestimmung möglicher Elektronenkonfigurationen im Zusammenhang mit Reaktionsmechanismen und hat – mit Ausnahmen – oft dasselbe Vorzeichen wie die partielle Ladung des Atoms. Im Allgemeinen lässt sich die formale Ladung eines Atoms mithilfe der folgenden Formel berechnen, wobei nicht standardisierte Definitionen für die verwendete Markierung angenommen werden: wobei $${\displaystyle C_{\text{f}}=N_{\text{v}}-U_{\text{e}}-{\frac {B_{\text{n}}}{2}},}$$

${\displaystyle C_{\text{f}}}$ist die formelle Anklage,

${\displaystyle N_{\text{v}}}$stellt die Anzahl der Valenzelektronen in einem freien Atom des Elements dar.

${\displaystyle U_{\text{e}}}$stellt die Anzahl der nichtbindenden Elektronen im Atom dar.

${\displaystyle B_{\text{n}}}$stellt die Gesamtzahl der Elektronen in Bindungen dar, die das Atom mit einem anderen Atom eingeht.

Die formale Ladung eines Atoms berechnet sich als Differenz zwischen der Anzahl der Valenzelektronen eines neutralen Atoms und der Anzahl der Elektronen in der Lewis-Struktur. In kovalenten Bindungen verteilen sich die Elektronen gleichmäßig auf die beteiligten Atome. Die Summe der formalen Ladungen eines Ions entspricht seiner Ladung, und die Summe der formalen Ladungen eines neutralen Moleküls ist null.

Bei manchen Molekülen und Ionen ist es schwierig zu bestimmen, welche freien Elektronenpaare zur Bildung von Doppel- oder Dreifachbindungen verschoben werden müssen. Daher können für dasselbe Molekül oder Ion zwei oder mehr verschiedene Resonanzstrukturen dargestellt werden. In solchen Fällen werden diese üblicherweise mit Doppelpfeilen verbunden . Dies ist mitunter der Fall, wenn mehrere Atome desselben Typs das Zentralatom umgeben, und kommt besonders häufig bei mehratomigen Ionen vor.

Tritt diese Situation ein, spricht man von einer Resonanzstruktur des Moleküls , und das Molekül existiert als Resonanzhybrid. Die verschiedenen Möglichkeiten überlagern sich, und das Molekül besitzt eine Lewis-Struktur, die einer Kombination dieser Zustände entspricht.

Das Nitrat-Ion ( NO)−3Beispielsweise muss Stickstoff eine Doppelbindung zwischen einem der Sauerstoffatome ausbilden, um die Oktettregel für Stickstoff zu erfüllen. Da das Molekül jedoch symmetrisch ist, spielt es keine Rolle, welches der Sauerstoffatome die Doppelbindung bildet. In diesem Fall gibt es drei mögliche Resonanzstrukturen. Resonanzen lassen sich beim Zeichnen von Lewis-Strukturen entweder durch Zeichnen der einzelnen Resonanzformen und Verbinden mit Doppelpfeilen oder durch gestrichelte Linien zur Darstellung der partiellen Bindungen veranschaulichen (wobei letztere eine gute Darstellung des Resonanzhybrids ist, das formal keine Lewis-Struktur darstellt).

Beim Vergleich von Resonanzstrukturen desselben Moleküls tragen üblicherweise diejenigen mit den wenigsten formalen Ladungen stärker zur Gesamtresonanz bei. Sind formale Ladungen relevant, werden Resonanzstrukturen bevorzugt, bei denen die elektronegativeren Elemente negative und die weniger elektronegativen Elemente positive Ladungen aufweisen.

Einfachbindungen können auf die gleiche Weise verschoben werden, um Resonanzstrukturen für hypervalente Moleküle wie Schwefelhexafluorid zu erzeugen . Dies ist die korrekte Beschreibung gemäß quantenchemischen Berechnungen anstelle des üblicherweise verwendeten erweiterten Oktettmodells.

Die Resonanzstruktur sollte nicht so interpretiert werden, als ob das Molekül zwischen verschiedenen Formen wechselt, sondern als ob das Molekül als Durchschnitt mehrerer Formen fungiert.

Die Formel des Nitrit- Ions lautet NO.−2Die

1. Stickstoff ist das weniger elektronegative Atom der beiden und ist daher nach mehreren Kriterien das Zentralatom.
2. Zählen wir die Valenzelektronen. Stickstoff hat 5 Valenzelektronen; jedes Sauerstoffatom hat 6, insgesamt also (6 × 2) + 5 = 17. Das Ion hat eine Ladung von −1, was auf ein zusätzliches Elektron hinweist, sodass die Gesamtzahl der Elektronen 18 beträgt.
3. Verbinde die Atome durch Einfachbindungen. Jedes Sauerstoffatom muss an Stickstoff gebunden sein, der vier Elektronen benötigt – zwei in jeder Bindung.
4. Platzieren Sie die freien Elektronenpaare. Die verbleibenden 14 Elektronen sollten zunächst als 7 freie Elektronenpaare verteilt werden. Jedes Sauerstoffatom darf maximal 3 freie Elektronenpaare aufnehmen, sodass jedes Sauerstoffatom insgesamt 8 Elektronen einschließlich des bindenden Elektronenpaars besitzt. Das siebte freie Elektronenpaar muss am Stickstoffatom platziert werden.
5. Die Oktettregel muss erfüllt sein. Beide Sauerstoffatome besitzen derzeit 8 Elektronen. Das Stickstoffatom besitzt hingegen nur 6 Elektronen. Eines der freien Elektronenpaare eines Sauerstoffatoms muss eine Doppelbindung bilden, wobei beide Atome gleichermaßen geeignet sind. Daher liegt eine Resonanzstruktur vor.
6. Schließen Sie die offenen Fragen. Zeichnen Sie zwei Lewis-Strukturen: In jeder Struktur ist eines der beiden Sauerstoffatome über eine Doppelbindung an das Stickstoffatom gebunden. Das zweite Sauerstoffatom ist in jeder Struktur einfach an das Stickstoffatom gebunden. Setzen Sie jede Struktur in eckige Klammern und fügen Sie rechts oben außerhalb der Klammern die negative Ladung (−) hinzu. Zeichnen Sie einen Doppelpfeil zwischen die beiden Resonanzstrukturen.

${\displaystyle {\begin{matrix}{\ce {CH3-CH2-CH2-CH3}}\\{\ce {CH3CH2CH2CH3}}\end{matrix}}}$

Zwei Varianten kondensierter Strukturformeln, beide mit Butan.

Chemische Strukturen lassen sich kompakter darstellen, insbesondere bei organischen Molekülen . In diesen Strukturformeln können viele oder sogar alle kovalenten Bindungen weggelassen werden. Die Indizes geben die Anzahl der an ein bestimmtes Atom gebundenen Molekülgruppen an. Eine weitere Kurzformel ist die Skelettformel (auch Strichformel oder Kohlenstoffskelett genannt). In der Skelettformel werden Kohlenstoffatome nicht durch das Symbol C, sondern durch die Eckpunkte der Linien dargestellt. An Kohlenstoff gebundene Wasserstoffatome werden nicht explizit gezeigt – ihre Anzahl ergibt sich aus der Anzahl der Bindungen zu einem bestimmten Kohlenstoffatom. Jedes Kohlenstoffatom hat implizit vier Bindungen, daher sind alle nicht dargestellten Bindungen implizit zu Wasserstoffatomen gebunden.

Andere Diagramme können komplexer sein als Lewis-Strukturen und zeigen Bindungen in 3D unter Verwendung verschiedener Formen wie beispielsweise raumfüllende Diagramme .

Trotz ihrer Einfachheit und ihrer Entwicklung im frühen 20. Jahrhundert, als das Verständnis chemischer Bindungen noch rudimentär war, erfassen Lewis-Strukturen viele Schlüsseleigenschaften der elektronischen Struktur verschiedenster Molekülsysteme, darunter auch solche, die für die chemische Reaktivität relevant sind. Daher werden sie weiterhin von Chemikern und Chemielehrern häufig verwendet. Dies gilt insbesondere für die organische Chemie , wo das traditionelle Valenzbindungsmodell nach wie vor dominiert und Mechanismen oft mithilfe der Kurven-Pfeil-Notation auf Skelettformeln – Kurzformen von Lewis-Strukturen – dargestellt werden. Aufgrund der größeren Vielfalt an Bindungsschemata in der anorganischen und metallorganischen Chemie erfordern viele der dort vorkommenden Moleküle die Verwendung vollständig delokalisierter Molekülorbitale , um ihre Bindungen adäquat zu beschreiben. Dadurch sind Lewis-Strukturen vergleichsweise weniger wichtig (obwohl sie immer noch gebräuchlich sind).

Es gibt einfache und archetypische Molekülsysteme, für die eine Lewis-Beschreibung, zumindest in ihrer unveränderten Form, irreführend oder ungenau ist. Insbesondere führt die naive Darstellung von Lewis-Strukturen für Moleküle, die experimentell als Träger ungepaarter Elektronen bekannt sind (z. B. O₂ _, NO und ClO₂ ₎ , zu falschen Schlussfolgerungen über Bindungsordnungen, Bindungslängen und/oder magnetische Eigenschaften. Ein einfaches Lewis-Modell erklärt auch nicht das Phänomen der Aromatizität . Beispielsweise liefern Lewis-Strukturen keine Erklärung dafür, warum das cyclische Benzol (C₆H₆ _{) eine besondere Stabilisierung erfährt ,} die über normale Delokalisierungseffekte hinausgeht, während Cyclobutadien ( _C₄H₄ ) tatsächlich eine besondere Destabilisierung erfährt . ^{[ 8 ]} Die Molekülorbitaltheorie bietet die einfachste Erklärung für diese Phänomene.

• Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie
• Molekülgeometrie
• Strukturformel
• Natürliches Bindungsorbital

• Lewis-Punkt-Diagramme ausgewählter Elemente
• Lewis-Strukturen für alle Verbindungen