ルイス ドット構造 二酸化炭素用 次のように表すことができます:
o=C=o
しかし、これは正確にはどういう意味ですか？ルイス ドット構造とは何ですか?また、二酸化炭素の構造の記号は何を表していますか?ルイス構造を調べて、この二酸化炭素の表現を解釈する方法を見つけましょう。
ルイス ドット構造の読み方
ルイス ドット構造は、要素の原子を表す文字と、これらの文字を囲む多数のドットまたはダッシュで描画されます。ドットは原子の結合内の共有電子を表すために使用できますが、ダッシュは共有結合を表すためにも使用できます。孤立電子対は原子を点で囲み、二重結合は通常分子内で原子を結合する単線ではなく二重線で表します。
ルイス ドット構造の作成
ルイス ドット構造は、分子を構成する原子の周りに電子がどのように分布しているかをグラフで表したものです。ルイスドット構造を描画/作成する理由は、原子の周りに形成できる結合の種類と数を予測するのに役立つためです。ルイス構造を利用して、分子のレイアウトを予測できます。ルイス構造は一見難しそうに見えるかもしれませんが、ルイス構造の作成を単純なステップに分解すれば、ルイス構造を理解し、自分で描くのは実際にはかなり簡単です。
ルイス構造を描くための最初のステップは、分子が合計でいくつの価電子を持つかを決定することです。これには、分子内のすべての価電子を数えることが含まれます。価電子は、原子がその価電子殻または原子の最外殻に持つ電子です。原子にはさまざまな殻または層があり、これらの各層には独自の電子があります。ただし、化学では、通常、原子価殻内の電子のみが化学結合の形成に関与できます。価電子殻の電子は他の原子と結合して分子を形成する電子であるため、価電子の数を知ることはルイス構造図を描く上で重要です。
ルイス ドット図の描画の 2 番目の部分では、原子を満足または「幸せ」にするために必要な電子の数を決定する必要があります。言い換えれば、原子の外側の電子殻を満たすのに必要な原子の数を見つけなければなりません。原子の外側の電子殻が容量いっぱいになると、原子は「幸せ」と見なされ、外側の殻にこれ以上電子を入れたくなくなります。ある元素の原子が何個の電子を必要とするかを知るために従うことができる優れたヒューリスティックは、「オクテット規則」です。オクテット規則は、周期表の周期 4 にある元素までは、原子価殻に 8 個の電子が必要であるという事実に言及しています。
ルイス構造を作成するステップ 3 は、分子が合計でいくつの結合を持っているかを決定することです。共有結合は、1 つの原子からの電子が他の原子からの電子と結合して電子対を形成するときに作成されます。ステップ 2 では、結合を作成するために必要な電子の数が決定され、ステップ 1 では原子価殻に存在する電子の数が決定されました。分子内の結合の数を決定するには、原子の外殻を満たすために必要な電子の数から価電子の総数を差し引く必要があります。これを行うと、オクテットを完成させるのに必要な数のアトムが得られます。すべての結合には 2 つの電子が必要であるため、結合の数は電子の数を半分に割って計算されます。
ルイス ドット構造を作成するステップ 4 は、図の中で他の原子が分岐する中心原子を選択することです。分子の中心原子は、通常、電気陰性度が最も低い原子の電子価が最も高い原子です。原子の電気陰性度を決定するには、特定の値をリストした表を参照するか、周期表の電気陰性度傾向を使用して値を特定します。電気陰性度の傾向とは、一般に、グループを下にたどって周期表を下に移動すると電気陰性度が減少し、表を左から右に読むと電気陰性度が増加する傾向があるという事実を指します。ハロゲン原子と水素原子は、通常、分子の外側に表示されるため、通常は中心原子として選択されません.
中心原子を選択したら、次のステップは骨格構造を描くことです。中心の原子を描いてから、原子同士を結ぶ直線を描いて、他の原子を中心の原子につなぐ必要があります。分子の中心原子は、最大 4 つの他の原子と結合できます。
原子とそれらの間の接続を描画した後、電子を原子の周りに配置し、外側に描画する必要があります。オクテットは、アトムの外側で完了する必要があります。原子の外側には完全なオクテットが必要なため、十分な電子がないことが判明した場合、これはステップ 5 で描かれた骨格構造が不適切に配置されていることを意味します。正しい構造を見つけるには、最初は試行錯誤が必要かもしれませんが、練習すれば簡単になります。
最後に、使用されていない他の電子は、中心原子の周りに配置する必要があります。中心原子のオクテットが完成したら、残りの結合を使用して二重結合を作成する必要があります。二重結合は、1 本の線だけではなく、2 本の平行な直線で表されます。ステップ 1 で原子の数が誤ってカウントされたかどうかは、中心原子が 8 個を超える電子を所有しており、その原子がオクテット規則の注目されている例外の 1 つでない場合にわかります。
ルイス構造は実際の分子とどう違うのですか?
ルイス構造は、原子の構造を理解しやすくするのに役立つモデルです。ただし、すべてのモデルと同様に、ある程度の単純化/抽象化が必要です。したがって、実際の分子とルイス構造の間には注意すべきいくつかの違いがあります。
ルイス構造と実際の分子が異なる可能性のある方法の 1 つは、ルイス構造では、原子が原子価シェルを埋めようとする、または埋めなければならないと想定されているにもかかわらず、原子が不安定な分子を作成できることです。価電子の数は時折 8 を超えることがあります。これは、元素の原子番号が特に高い場合に発生する可能性があります。より高い原子番号の元素は時折 8 を超える価電子を持つため、ルイス構造は軽元素のモデルを作成するほど遷移金属のモデルを作成するのに役立ちません。アクチニドやランタニドなどの遷移金属は、8 個を超える価電子を持つ遷移金属の例です。これらの理由から、ルイス構造は分子内で原子がどのように振る舞うかを理解するのに役立ちますが、ルイス構造が分子の完全な表現であると想定すべきではないことに注意することが重要です.
価電子の数を決定するために周期表を読む
元素の周期表を調べて、特定の元素の価電子の数を決定できます。周期表の元素は特定のパターンで配置されており、表の配置に注目すると、どの元素がいくつの価電子を持っているかを把握するのに役立ちます。周期表では、化学反応性、または価電子が元素の化学活性を決定するため、価電子の数によって元素を並べています。
周期表の列またはグループにはすべて、同じ数の価電子を持つ元素が含まれています。たとえば、周期表の最初のグループまたは列を見てください。このグループには、水素、セシウム、ナトリウム、カリウムなどの元素が含まれています。この最初のグループのすべての要素には、1 つの価電子があります。列を移動すると、マグネシウム、ベリリウム、カルシウムなど、周期表の第 2 族に含まれる元素はすべて、2 つの価電子を持っています。
周期表の中央部分にある遷移金属は、これらの元素の電子配置がどのように機能するかにより、価電子による元素のグループ化でスキップされることに注意してください。遷移金属を除いて、周期表全体の傾向は、表の最後の 8 番目の列に到達するまで当てはまります。最も安定した元素はこのグループまたは列にリストされており、それぞれの原子価殻にすでに 8 つの電子を持っています。これらの元素は希ガスと呼ばれ、アルゴン、ネオン、クリプトンなどの元素が含まれます。
