Lewise punktstruktuuride (tuntud ka kui Lewise struktuurid või Lewise diagrammid) joonistamine võib tekitada segadust, eriti alustava keemiaõpilase jaoks. Need struktuurid on aga abiks erinevate aatomite ja molekulide sidemete ja valentselektronide konfiguratsioonide mõistmisel. Joonise keerukus sõltub sellest, kas loote Lewise punktstruktuuri kaheaatomilise (2-aatomilise) kovalentse molekuli, suurema kovalentse molekuli või iooniliselt seotud molekulide jaoks.
1
Kirjutage iga aatomi aatomi sümbol. Kirjutage 2 aatomisümbolit kõrvuti. Need sümbolid tähistavad kovalentses sidemes esinevaid aatomeid. Kindlasti jätke aatomite vahele piisavalt ruumi elektronide ja sidemete tõmbamiseks. Kovalentsed sidemed jagavad elektrone ja esinevad tavaliselt kahe mittemetalli vahel.
2
Määrake kahe aatomi vahelise sideme aste. Aatomeid saab koos hoida üksik-, topelt- või kolmiksidemega. Üldiselt määrab selle okteti reegel või iga aatomi soov saavutada 8 elektroni (või vesiniku puhul 2 elektroni) valentskiht. Iga aatomi elektronide arvu määramiseks tehke kindlaks, mitu valentselektroni on molekulis, korrutage see 2-ga (iga side hõlmab 2 elektroni) ja lisage seejärel jagamata elektronide arv. Näiteks O2 (gaashapnik) on 6 valentselektroni. Korrutage 6 2-ga, mis võrdub 12-ga. Et teha kindlaks, kas okteti reegel on täidetud, kasutage iga aatomi ümber olevate valentselektronide tähistamiseks punkte. O2 puhul on ühel hapnikul 8 elektroni (seega on täidetud okteti reegel), teisel aga ainult 6 (seega ei ole oktetireegel täidetud). See tähendab, et kahe hapniku vahel on vaja rohkem kui 1 sidet. Seetõttu on aatomite vahel kaksiksideme loomiseks vaja 2 elektroni, nii et okteti reegel on mõlema jaoks täidetud.
3
Lisage oma võlakirjad joonisele. Iga side on tähistatud joonega kahe aatomi vahel. Üksiksideme jaoks tõmbaksite lihtsalt 1 joone esimesest aatomist teise. Topelt- või kolmiksideme jaoks tõmmake vastavalt 2 või 3 joont. Näiteks N2-l (gaasil lämmastik) on kolmikside, mis ühendab kahte lämmastikuaatomit. Seega märgitakse selle side Lewise diagrammil kolme paralleelse joonena, mis ühendavad 2 N aatomit.
4
Joonistage sidumata elektronid. Mõned valentselektronid ühes või mõlemas aatomis ei pruugi olla seotud sidemega. Kui see juhtub, peaksite iga järelejäänud elektroni tähistama punktiga selle vastava aatomi ümber. Enamikul juhtudel ei tohiks kummalgi aatomil olla seotud rohkem kui 8 elektroni. Saate oma tööd kontrollida, loendades iga punkti 1 elektronina ja iga joone 2 elektronina. Näiteks O2-l (gaasigaasil hapnik) on 2 paralleelset joont, mis ühendavad aatomeid ja mõlemal 2 paari täppe (tuntud kui üksikud elektronpaarid). aatom.
5
Määrake, milline aatom on teie keskne aatom. See aatom on tavaliselt kõige vähem elektronegatiivne. Sellisena on see kõige paremini võimeline moodustama sidemeid paljude teiste aatomitega. Mõistet “keskaatom” kasutatakse seetõttu, et kõik teised molekuli aatomid on seotud selle konkreetse aatomiga (kuid mitte tingimata üksteisega). Sellised aatomid nagu fosfor ja süsinik on sageli kesksed aatomid. Mõnes keerulisemas molekulis on võib olla mitu tsentraalset aatomit.Pange tähele, et perioodilisuse tabelis suureneb elektronegatiivsus vasakult paremale ja väheneb ülalt alla.
6
Mõelge keskse aatomi valentselektronidele. Üldise (kuid mitte kõikehõlmava) reeglina meeldib aatomitele olla ümbritsetud 8 valentselektroniga (okteti reegel). Kui tsentraalsed aatomid seostuvad teiste aatomitega, on madalaim energiakonfiguratsioon see, mis vastab oktetireeglile (enamikul juhtudel). See võib aidata teil määrata keskse aatomi ja teiste aatomite vahel olevate sidemete arvu, sest iga side esindab 2 elektroni. Mõned suured aatomid, näiteks fosfor, võivad oktetireeglit rikkuda. Näiteks süsinikdioksiidis (CO2) on 2 hapnikku tsentraalse aatomiga kovalentselt kaksiksidemega süsinik. See võimaldab oktetireeglit täita kõigi 3 aatomi puhul. Fosforpentakloriid (PCl5) rikub oktetireeglit, moodustades keskaatomi ümber 5 sidepaari. Sellel molekulil on 5 klooriaatomit, mis on kovalentselt üksiksidemega seotud keskse aatomiga, fosforiga. Okteti reegel on täidetud iga 5 klooriaatomi puhul, kuid see on ületatud fosfori aatomi puhul.
7
Kirjutage oma keskse aatomi sümbol. Suuremate kovalentsete molekulide puhul on kõige parem alustada joonistamist keskse aatomiga. Seiske vastu soovile kirjutada kõik aatomisümbolid korraga. Jätke keskse aatomi ümber palju ruumi oma teiste sümbolite paigutamiseks pärast nende koha kindlaksmääramist.
8
Näidake keskse aatomi elektronide geomeetriat. Iga jagamata elektronipaari kohta tõmmake keskaatomi ümber 2 väikest täppi üksteise kõrvale. Iga üksiksideme jaoks tõmmake joon, mis läheb aatomist eemale. Topelt- ja kolmiksidemete jaoks tõmmake 1 joone asemel vastavalt 2 või 3. See kaardistab, kus teised molekulid saavad keskse aatomiga siduda.
9
Lisage ülejäänud aatomid. Iga järelejäänud aatom molekulis kinnitub ühe sidemega, mis pärineb keskaatomist. Kirjutage iga nende aatomite sümbol 1 sideme lõppu, mille te keskaatomi ümber asetasite. See näitab, et selle aatomi ja keskse aatomi vahel jagatakse elektrone.
10
Täitke ülejäänud elektronid. Arvestage iga side 2 elektronina (kaksik- ja kolmikside vastavalt 4 ja 6 elektronina). Seejärel lisage iga aatomi ümber elektronpaarid, kuni okteti reegel on selle aatomi jaoks täidetud. Saate kontrollida oma tööd iga aatomiga, lugedes iga punkti 1 elektroniks ja iga sideme 2 elektroniks. Summa peaks olema 8. Erandite hulka kuuluvad muidugi aatomid, mis ületavad okteti reeglit, ja vesinik, millel on igal ajahetkel ainult 0 või 2 valentselektroni. Kui vesinikumolekul on kovalentselt seotud teise aatomiga, ei ole sellel muid jagamata seda ümbritsevad elektronid.
11
Kirjutage aatomi sümbol. Iooni aatomisümbol on sama, mis selle moodustanud aatomi aatomisümbol. Jätke sümboli ümber paberile piisavalt ruumi, et saaksite hiljem elektrone ja sulgusid lisada. Mõnel juhul on ioonid polüaatomilised (rohkem kui 1 aatom) molekulid ja nende tähistamiseks kirjutatakse molekulis kõigi aatomite jaoks aatomisümbol. Mitmeaatomiliste ioonide (nt NO3- või SO42-) sümboli loomiseks järgige juhiseid “Lewise struktuuride loomine suurte kovalentsete molekulide jaoks” ülaltoodud meetodil.
12
Täida elektronid. Üldiselt on aatomid neutraalsed ega kanna positiivset ega negatiivset laengut. Kui aga aatom kaotab või omandab elektrone, muutub positiivse ja negatiivse laengu tasakaal aatomis. Siis saab aatomist laetud osake, mida tuntakse ioonina. Lisage oma Lewise struktuurile kõik täiendavad elektronid ja eemaldage kõik elektronid, millest loobuti. Elektronide joonistamisel pidage meeles oktetireeglit. Elektronide kadumisel moodustub positiivne ioon (tuntud katioonina). Näiteks liitium kaotab ionisatsiooni käigus oma ühe ja ainsa valentselektroni. Selle Lewise struktuur oleks lihtsalt “Li” ja selle ümber pole punkte. Elektronide kogumisel moodustub negatiivne ioon (tuntud kui anioon). Klooril on 7 valentselektroni ja see saab ionisatsiooni käigus juurde 1 elektroni, andes sellele 8 elektronist koosneva täiskihi. Selle Lewise struktuur oleks ‘Cl’ ja selle ümber oleks 4 paari täppe.
13
Määrake iooni laeng. Punktide loendamine igal aatomil oleks tüütu viis kindlaks teha, kas sellel aatomil on laeng. Struktuuride lugemise hõlbustamiseks peate näitama, et teie struktuur on teatud laenguga ioon. Selle näitamiseks tõmmake aatomi (või polüatomilise) sümboli ümber sulud. Seejärel kirjutage laeng sulgudest väljapoole paremas ülanurgas. Näiteks magneesiumiioonil oleks tühi välimine kest ja see märgitakse kui [Mg]2+.