Hoe te tekenen Molecules and Chemical Bonds

Hoe te tekenen Molecules and Chemical Bonds lading op de

1 &# Xa0;&# Xa0; Introductie

Ons primaire doel voor vandaag te kunnen schema’s van moleculen te trekken, zoals we zien in figuur&# Xa0; 1.

Deze diagrammen vertelt ons dat de F2 molecuul een enkele binding, de CO2 molecuul heeft twee dubbele bindingen en de HCN molecuul een enkele binding en één drievoudige binding.

Er zijn twee manieren voor het construeren van dergelijke diagrammen.

  • Deel I van dit document beschrijft de slimme manier om het te doen. Het gaat om het tellen van de lijmen en antibindende elektronen, dus we noemen het de BABE-methode. Samenhangend met de BABE methode, hebben we het gat telmethode, die bijzonder gemakkelijk te gebruiken, en geldt voor een groot aantal elektron-rijke moleculen, waaronder veel organische moleculen. We zullen zien dat BABE is netjes in overeenstemming met de theorie, met inbegrip van molecuulorbitaaltheorie.

Deel I is bedoeld om een ​​te &# X201C; schoon&# X201D; en self-contained uitleg van BABE en hole-tellen. Dat betekent dat het geschikt is voor lezers die nog nooit van Lewis dot structuren hebben gehoord.

  • Deel II geeft achtergrondinformatie en context. Met name contrasteert de BABE werkwijze met een oudere, algemeen bekende werkwijze, namelijk &# X201C; Lewis dot&# X201D; methode. Het gaat om het tellen van bonding en niet-bindende elektronen, zodat het kan worden gekarakteriseerd als BNBE. We zullen zien dat de gebruikelijke reden voor het Lewis wijze onverenigbaar is met de beschikbare gegevens, en onverenigbaar met moderne theorie.
  • * Inhoud

    * DEEL I

    2 &# Xa0;&# Xa0; Hoe te tekenen Molecules

    In deze paragraaf bespreken we een manier van diagrammen moleculen die vele voordelen heeft. Het is in alle opzichten voorkeur Lewis puntenwolken.

    De diagrammen bieden voorspellingen over het aantal obligaties. Dit is belangrijk, omdat het betekent, onder meer voorspellingen over het bestaan, niet-bestaan ​​en reactiviteit van moleculen. Dat wil zeggen, als we leren er vier enkele bindingen CH4 en twee dubbele bindingen in CO2. we weten ook dat de reacties die moleculen van CH4 te produceren, zijn veel aannemelijker dan reacties die moleculen van CH2 te produceren. en zo ook moleculen van CO2 zijn geloofwaardiger dan moleculen van CO4.

    2.1 &# Xa0;&# Xa0; Electron-Rich Molecules

    Ons eerste doel is om te tekenen (en te begrijpen!) Een aantal eenvoudige moleculen. Voordat we beginnen te praten over de regels, laat staan ​​theorieën, laat&# X2019; s kijken naar enkele data.

    8 elektronen in de N = 2 shell

    De trend is duidelijk: In dit deel van het periodiek systeem, meer elektronen betekent minder binding. We zullen zien dat deze trend geldt voor een brede klasse van interessante en belangrijke moleculen (maar niet voor alle moleculen).

    We kunnen een eenvoudige regel voor het tekenen van dergelijke moleculen en het voorspellen van het aantal obligaties te construeren. We zullen beginnen met vermelding van de regel en toe te passen op een aantal voorbeelden, en vervolgens in paragraaf&# Xa0; 2.2 zullen we de grondgedachte achter de regel uit te leggen.

    De procedure begint met het cijfer&# Xa0; 2. die kan worden beschouwd als een fragment van een vereenvoudigde periodiek systeem. Waterstof wordt getoond met een punt, die één gat, omdat het een elektron gooi van het helium gesloten ketelopstelling. Evenzo fluor heeft een gat, want het is één elektron shy van neon.

    Dit is slechts het eerbiedwaardige idee van Valence, met de twist dat de stippen vertegenwoordigen hole-Valence, niet elektron-Valence. De elementen in figuur&# Xa0; 2 al hebben de eigenschap dat &# X201C; elektron rijk&# X201D; wat betekent dat ze relatief weinig gaatjes.

    Deze betekenis van het woord &# X201C; gat&# X201D; is in gebruik voor vele decennia. U kunt het hebben ondervonden in verband met de P-type halfgeleiders. Het is vrijwel synoniem met &# X201C; leegstand&# X201D ;. Het betekent niets meer of minder dan een plaats waar een elektron had kunnen zijn, maar is het niet. In het bijzonder zou gaten perfect zijn hooggelegen vacatures, niet alleen laaggelegen vacatures. (Dit staat in tegenstelling tot gewone achtertuin gaten, die altijd neerwaarts uitstrekken onder het algemene terrein.)

    2.1.1 &# Xa0;&# Xa0; Fluor

    We kunnen de fluor molecuul als ons eerste voorbeeld gebruiken. Om de F2-molecuul diagram, beginnen we door het tekenen van de atomen. Figuur&# Xa0; 3 staan ​​twee fluoratomen. Elk draagt ​​een gat, zoals we die kennen uit figuur&# Xa0; 2.

    We zijn vrij om de gaten gaan schuiven. Figuur&# Xa0; 4 toont hetzelfde, met de gaten herschikt naar elkaar gericht.

    Tot slot verbinden we de punten. Twee gaatjes een chemische binding, zoals in figuur&# Xa0; 5.

    In tegenstelling tot een Lewis dot diagram, is dit cijfer geen elektronen, maar eerder gaten portretteren. (Het begrip gaten heeft deel uitgemaakt van de natuurkunde sinds 1930, zoals besproken in paragraaf&# Xa0;. 10,1) betekent dat elke kleine stip in het diagram geeft de afwezigheid van een elektron van een antibindende orbitale.

    Let op de logica hier: In electron-rijke moleculen, wat we terloops noemen &# X201C; bonding&# X201D; misschien logischer afwezigheid van antibindende worden genoemd. Het&# X2019; s een dubbel negatief.

    2.1.2 &# Xa0;&# Xa0; Stikstof

    Als onze volgende voorbeeld, gaan we naar stikstof. De procedure is hetzelfde. Om de N2-molecuul diagram, beginnen we door het tekenen van de atomen. Figuur&# Xa0; 6 staan ​​twee stikstofatomen. Elk draagt ​​drie gaten, zoals we die kennen uit figuur&# Xa0; 2.

    Schuif we de gaten rond zodat ze tegenover elkaar staan. Tot slot verbinden we de punten. Twee gaten maken een chemische binding. De stikstof molecuul een drievoudige binding, zoals in figuur&# Xa0; 7.

    Figuur&# Xa0; 7 is de normale, conventionele manier van diagrammen de N2-molecuul. Ondertussen, figuur&# Xa0; 8 toont hetzelfde met een beetje extra detail. Het toont drie antibindende orbitalen (kleur) draagt ​​elk waarvan twee gaten.

    2.1.3 &# Xa0;&# Xa0; Oxygen

    Laat&# X2019; s interessant zuurstof, hetgeen een enigszins lastig case. Als je blindelings de vereenvoudigde procedure hierboven beschreven volgt, zult u de wind met een dubbele binding. Dat wil zeggen het molecuul wordt schematisch voorgesteld als O = O.

    Toch mogen we aanvullende informatie te gebruiken.

    • We zouden weten uit observatie dat zuurstofmoleculen zijn paramagnetisch.
    • We zouden weten uit observatie dat vloeibare zuurstof is blauw (in tegenstelling tot vloeibare stikstof, dat is kleurloos).
    • We zouden kennen (van theorie of spectroscopie) de twee hoogste niet-lege orbitalen van het zuurstof molecuul dezelfde energie. Er is een regel (Hund&# X2019; s-regel) die zegt dat als twee elektronen kunnen ontkoppelen, zullen ze.

    Voor elk (of alle!) Van die redenen, kunnen we concluderen dat zuurstof bevat ongepaarde elektronen. Daarom diagrammen het molecuul als O&# XF7; O is sterk te verkiezen boven O = O. De aanbevolen schema wordt ook getoond in figuur&# Xa0; 9.

    Figuur&# Xa0; 9 toont de O2-molecuul met een beperkte mate van detail. Ondertussen, figuur&# Xa0; 10 toont hetzelfde met een beetje extra detail. Het is nuttig om dit vergelijken met cijfer&# Xa0; 8. In beide gevallen hebben we drie antibindende orbitalen. Het verschil is dat in stikstof, de orbitalen zijn volledig gevuld, voor een totaal van drie eenheden van de obligatie-sterkte, terwijl in zuurstof, is er enige volledig bevolkt orbitaal en twee halve bevolkt orbitalen, voor een totaal van twee eenheden van de hechting .

    Ik herhaal: hole tellen alleen niet voldoende zijn om ons te vertellen of de O&# XF7, O of O = O is de geprefereerde weergave van het zuurstofmolecuul. We moeten aanvullend bewijs van observatie en / of theorie om ons te vertellen dat de O&# XF7; O is het juiste antwoord. Dit wordt nader besproken in paragraaf&# Xa0; 2.4.

    2.1.4 &# Xa0;&# Xa0; cyaanzuur en isocyaanzuur; Formele aanklacht

    Om te komen tot de meest geschikte structuur te komen, een goede vuistregel is om de banden te verdelen om zo formele aanklacht te minimaliseren. Dit zorgt ervoor dat de elektrostatische potentiële energie, die een energetisch gunstige ding om te doen, overigens gelijkblijvende minimaliseren. 1

    De procedure is om elke binding splitsen in twee gaten. (Dat wil zeggen breken elk dash in twee punten.) Voor de binding tussen atoom A en B. atoom wijs een stip op elk atoom. Vergelijk het aantal stippen zo toegewezen aan het aantal punten het atoom &# X201C; normaal&# X201D; derhalve waar normaal gedefinieerd door de tabel in figuur&# Xa0; 2. Als de opdrachten hetzelfde, het atoom nul formele lading. Als het atoom heeft meer gaten dan normaal, draagt ​​een positieve formele aanklacht, en als het heeft minder gaten dan normaal, draagt ​​een negatieve formele aanklacht. Vergeet niet dat deze punten vertegenwoordigen gaten, niet elektronen, en elke hole levert een positieve bijdrage aan de formele aanklacht.

    Het idee van het toekennen helft van de binding aan elk van de atomen is volkomen logisch symmetrische moleculen, maar is slechts een eerste benadering in niet-symmetrische moleculen. Het is zeker niet een wet van de natuur.

    De toepassing van deze regel geeft ons:

    Het symbool rechts van de O in vergelijking&# Xa0; 2 is geen dash; het is een superscript minteken. Ik ken een minteken lijkt veel op een dashboard, maar in dit geval is het een minteken. Deze herkent als zodanig mede omdat het in de exponent, en deels omdat het niet bij twee atomen.

    Je zou iets als O stel = C = N ((&# X2212;)) (waarin de isocyanaat ion mag worden genoemd), maar omdat zuurstof meer elektronegatief dan stikstof, is het zinvol om de negatieve lading van de zuurstof gezet.

    Let op: Elektronen zijn veel mobieler dan protonen. Het isocyanaat ion zou direct converteren naar het cyanaat ion. Daarentegen unionized isocyaanzuur omzet langzaam of helemaal te cyaanzuur.

    2.1.5 &# Xa0;&# Xa0; azijnzuur

    Laat&# X2019; s overgang naar een grotere en meer complexe moleculen, namelijk azijnzuur. De eerste stap, zoals altijd, is om erachter te komen wat we molecuul&# X2019; re praten over. In dit geval is de systematische naam azijnzuur, en de formule kan worden geschreven CH3COOH.

    Dan gaan we gewoon verbind de punten. Waarneming vertelt ons dit molecuul is non-paramagnetische, zodat de simpele regel &# X201C; twee punten maken een streepje&# X201D; is alles wat we nodig hebben. Het resultaat is:

    Elk streepje staat voor een binding. Voor elektronenrijke moleculen zoals deze, elk binding door gaten (d.w.z. de afwezigheid van elektronen) in een hooggelegen antibindende orbitaal.

    Met een beetje ervaring, ontdek je dat het mogelijk is om wat werk te besparen door het behandelen van de methylgroep functionele groep als een black box, zoals deze:

    Het is ook interessant om te zien wat er gebeurt als het azijnzuur molecuul reageert met water. In de klassieke benadering, kan het resultaat worden getrokken:

    We zien dat het acetaation, er een zuurstof met een formele negatieve lading, en slechts één gat gekoppeld, terwijl de oxoniumionen, er een zuurstof met een formele positieve lading en drie gaten gekoppeld.

    In dit diagram worden de formele aanklacht aangegeven in de dubbele haakjes, omdat ze niet&# X2019; t vertellen je alles wat je don&# X2019; t al weten. Als de aanduidingen ontbraken, kon gemakkelijk reconstrueren op basis van de valentie van elk atoom en het aantal bindingen heeft.

    De rest van deze subsectie raakt aan onze discussie, maar het heeft een enorme praktische consequenties, dus we&# X2019; D beter vermelden: In de klassieke benadering zijn er twee verschillende manieren van het tekenen van de acetaat ion, namelijk

    Elk van de zuurstofatomen kan een dubbele binding te krijgen, terwijl de andere de formele negatieve lading krijgt. In feite geen van deze alternatieven is echt goed, om dezelfde reden dat geen van de Kekul&# XE9; structuren beschrijft correct benzeen. In feite krijg je een quantum-mechanische resonantie. Dat wil zeggen de superpositie van de twee alternatieven een lagere energie dan een van hen afzonderlijk. De werkwijze betreft het verplaatsen resonantie een elektron uit een zuurstof naar de andere. Dit werkt alleen in het ion. Daarentegen, in het neutrale zuurmolecuul, zijn er twee alternatieven, maar de snelheid van kwantummechanische tunneling van de ene naar de andere is verwaarloosbaar klein, omdat het zou moeten verplaatsen van een proton, niet onder elektron. Dit is belangrijk, omdat het betekent dat de ionen&# X2019; s energie wordt resonant verlaagd, terwijl de neutrale molecule&# X2019; s energie wordt niet verlaagd. Dit maakt het zuur veel sterker dan anders het geval zou zijn, doordat het energetisch gunstig voor het zuur te ontdoen van zijn proton.

    2.1.6 &# Xa0;&# Xa0; Zwaveldioxide

    laten we nu eens&# X2019; s te onderzoeken zwaveldioxide. Zoals gewoonlijk is het uitgangspunt voor de atomen tekenen met het juiste aantal punten, dat wil zeggen het juiste aantal holes. Dit geeft ons een ruw idee van wat&# X2019; s aan de hand, zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 11.

    Vervolgens wordt, zoals gebruikelijk, zien we als we de puntjes in obligaties kan combineren, om een ​​bal-en-stok model van het molecuul te creëren. Beide mogelijkheden zijn getoond in figuur&# Xa0; 12.

    Het uiteindelijke antwoord zal een soort van resonantie dat wil zeggen een kwantummechanische superpositie van de twee bal-en-stok modellen. Dit wordt getoond in figuur&# Xa0; 13.

    Als u wilt een halve eenheid van negatieve formele aanklacht toe aan elke zuurstofatoom, en een volledige eenheid van positieve lading aan het zwavelatoom, dat is niet nodig, maar is ongevaarlijk mits u don&# X2019; t neem het te letterlijk. Er is geen goed gedefinieerde scheidingslijn die bepaalt welk deel van de elektronenwolk bepaalt &# X201C; behoort&# X201D; op een of ander atoom.

    In ieder geval weten we uit experiment dat de SO2-molecuul is gebogen en heeft een nul elektrisch dipoolmoment. (Vergelijk dit met CO2 die lineair en heeft geen dipoolmoment.)

    Ook, spectroscopie en moleculaire orbitaal berekeningen vertellen ons dat de 3d orbitalen maken geen waarneembare bijdrage aan de hechting in SO2.

    Zoals altijd, schema’s van het soort dat we hier de bouw te beschrijven covalente binding. Een band tussen ongelijksoortige atomen bepaald percentage van ionisch karakter vertonen. Een enkele binding tussen zwavel en zuurstof moet ongeveer 22% ionische karakter hebben.

    2.1.7 &# Xa0;&# Xa0; sulfaat Ion en zwavelzuur

    Een ander voorbeeld dat de eenvoud en kracht van de hole-bonding aanpak illustreert is het sulfaat-ion, SO4 =. Zoals gebruikelijk, beginnen we door het tekenen van de atomen, met het juiste aantal punten, waarbij elke stip staat voor een gat in een antibindende orbitale. We begonnen met tien punten, omdat elk van de vijf atomen tweewaardig volgens figuur&# Xa0; 2. maar we gewist twee punten door de dubbele negatieve lading van het ion uitgevoerd. Denk aan de stippen vertegenwoordigen gaten, en de twee negatieve ladingen te vullen die gaten.

    Vervolgens hebben we vervangen door paren van punten met streepjes die een twee-hole binding. Het diagram trekt zelf praktisch. Het molecuul is tetraëdrische en volledig symmetrisch:

    Als u denkt dat dit als een 2 lading op de centrale zwavelatoom, en een &# X2212, 1 lading op elk van de vier zuurstofatomen, dat&# X2019; s optioneel, maar ongevaarlijk. Dat stemt overeen met basis ideeën elektronegativiteit en semi-kwantitatief consistent met de elektronen-dichtheid data van gedetailleerde kwantumchemie berekeningen.

    Er is geen moeite tekenen van een verstandige diagram voor zwavelzuur molecule, zoals in figuur&# Xa0; 16.

    Dit staat in tegenstelling tot de gebruikelijke Lewis dot benadering, die enige problemen heeft zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 7.3.

    2.1.8 &# Xa0;&# Xa0; Methaansulfonzuur

    Een diagram van het methaansulfonaat ion wordt getoond in figuur&# Xa0; 17. In het ion, drie zuurstofatomen gelijkwaardig. Daarentegen, in het methaansulfonzuur molecuul, zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 18. de zure waterstof breekt deze symmetrie.

    Toen we controleren de formele aanklacht, vinden we een formele aanklacht van 2 op het zwavelatoom, en een formele aanklacht van &# X2212, 1 op elk van de drie zuurstofatomen het methaansulfonaat ion. Dit komt overeen met de totale lading (&# X2212, 1) op het ion. Dit is ook in overeenstemming met wat we weten over electronegativiteit; zuurstof aanzienlijk meer dan elektronegatieve zwavel.

    Ook in het zuurmolecuul, vinden we een formele lading van 2 op het zwavelatoom, nul formele lading op het zuur zuurstof en een formele lading van &# X2212, 1 op de andere twee zuurstofatomen. Ook dit is in overeenstemming met de totale lading balans, en in overeenstemming met wat we weten over elektronegativiteit.

    Voor een bespreking van hoe onze schema’s afwijken van de stand van de techniek, zie paragraaf&# Xa0; 7.4.

    Benadrukt moet worden dat het minteken in de dubbele haakjes in figuur&# Xa0; 17 strikt tussen haakjes; je kon het wissen en het schema zou dezelfde betekenis hebben. U kunt controleren en / of te reconstrueren de haakjes minteken door optelling van de formele aanklacht op elk atoom in de tekening. Het zou heel verkeerd zijn om de formele aanklacht te berekenen volgens de tekening en voeg de haakjes gratis; dat zou het tellen van dezelfde lading tweemaal.

    Dergelijke haakjes kostenaanduiding staat in contrast met een formule zoals H &# X2212 ;. die een ion, in tegenstelling tot H die een neutraal atoom. Het minteken in de H &# X2212; formule is niet tussen haakjes. Evenzo OCN &# X2212; een empirische formule, en het minteken moet zijn lading te geven, in tegenstelling tot N&# X2261; C&# X2212; O een structureel diagram, en de lading kan worden afgeleid uit de structuur, namelijk N&# X2261; C&# X2212; O ((&# X2212;)).

    In de wiskunde, worden haakjes gebruikt voor het groeperen, zonder implicatie dat de inhoud zijn slechts haakjes.

    In het Engels geschreven, worden haakjes gebruikt voor haakjes opmerkingen.

    Ik gebruik dubbele haakjes wanneer ik wil duidelijk maken dat er iets tussen haakjes, niet een groepering.

    2.1.9 &# Xa0;&# Xa0; Biomoleculen

    Figuur&# Xa0; 19 toont een schets van een molecuul met een eerlijke beetje van biologische betekenis, namelijk glucose.

    Om dit te schetsen, moet je niet alleen de empirische formule, maar ook enkele aanwijzing over welke isomeer gewenst is. De hier getoonde isomeer vrij in de natuur voorkomt. Deze figuur is bedoeld om het aantal banden en de topologie vertonen (d.w.z. hetgeen aangesloten welke); Het is niet bedoeld om alle details van de driedimensionale vorm vertonen.

    De meeste biomoleculen voldoende electron-rijk, dat de eenvoudigste hole tellen begrippen volstaan.

    Figuur&# Xa0; 19 is wat je krijgt met behulp van de hole-telmethode. Het is in overeenstemming met de manier waarop professionele biologen en biochemici schetsen dit molecuul. Als u hieraan twijfelt, ga dan naar http://www.google.com/search?q=glucose~~V en kijken naar de resultaten.

    Wij zijn ervan bewust dat gat-tellen is niet de enige manier om het voorspellen van de topologie en het aantal banden. Er is een andere methode die bijna universeel wordt onderwezen op de middelbare school scheikunde leerboeken. maar het is niet in overeenstemming met de bekende feiten over moleculen, en is niet in overeenstemming met de manier waarop professionals dingen te tekenen. Dit wordt besproken in deel II.

    Hole-tellen is het eens met real-world praktijk.

    2.1.10 &# Xa0;&# Xa0; Samenvatting

    Om dit gedeelte samen te vatten:

    • We beperken onze aandacht op electron-rijke moleculen. We gaan ervan uit dat we hebben gekregen van de fundamentele topologie van het molecuul, en onze eerste taak is om te bepalen welke obligaties alleenstaand bent, die dubbel zijn, et cetera.
    • Vind het aantal holes bijgedragen door elk atoom. U kunt dit doen door te verwijzen naar figuur&# Xa0; 2. of gewoon door af te tellen vanaf de volgende hoogste edelgas element.
    • Elk gat kan worden weergegeven door een punt.
    • Trekken bindingen verbinden de atomen. Een obligatie wordt vertegenwoordigd door een streepje. Een paar puntjes wordt vervangen door een streepje.
    • Indien nodig, herindelen van de obligaties, zodat de formele aanklacht (indien aanwezig) op elk atoom volgt de regels van de elektrostatische:
    • Tegenover formele aanklacht aan te trekken, en mag niet worden gescheiden zonder goede reden, dus H&# X2212; O&# X2212; C&# X2261; N niet H&# X2212; O = C = N niet zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 2.1.4.
    • Net als formele ladingen stoten elkaar af. Voorbeeld: ((&# X2212;)) N = C = N ((&# X2212;)) niet N&# X2261; C&# X2212, N ((=)).
    • Negatieve formele aanklacht, indien aanwezig, is de kans groter te vinden op de meer elektronegatieve atomen. Op dezelfde manier, positieve formele aanklacht, indien aanwezig, is de kans groter te vinden op de elektropositiever atomen. Vandaar dat N&# X2261; C&# X2212; O ((&# X2212;)) niet O = C = N ((&# X2212;)) zoals beschreven in paragraaf&# Xa0; 2.1.4.
  • Het is zeer ongebruikelijk voor atomen in de bovenste rijen van de tabel (N &# X2264, 3, tot en met chloor) om aan meer dan vier bindingen. Er zijn maar een beperkt aantal antibindende orbitalen beschikbaar, dus er zijn maar een beperkt aantal obligaties die u kunt maken, ongeacht hoeveel gaten zijn beschikbaar.

    Als je ooit in de verleiding om deze regel overtreden, kan het betekenen dat andere regels worden ook geschonden. Double-check dat de verbinding is echt electron-rijk, en double-check de regels over formele aanklacht.

  • In sommige gevallen, zoals O2. zal er van halve sterkte bindingen. Elke dergelijke binding wordt weergegeven door een eenzame punt (niet door een streepje, en niet door een paar stippen). (Jij kan&# X2019; t op te sporen dergelijke gevallen gewoon door het tellen van gaten; je nodig hebt om gebruik te maken van de theorie en / of gegevens, zoals paramagnetisme gegevens of spectroscopische gegevens te maken.)
  • Soms, door een symmetrie, zijn er twee op gelijke goede manieren om het molecuul te trekken, zoals in paragraaf&# Xa0; 2.1.5. In dat geval is het waarschijnlijk dat het juiste antwoord een kwantummechanische superpositie van beide mogelijkheden. Er is geen goede manier om een ​​bal-en-stok model van zulk een superpositie te trekken. Meestal is het beste wat je kunt doen is te trekken zowel van de mogelijkheden, en laat het aan de lezers van de superpositie in hun mening te vormen&# X2019; s oog. (Dit is een betreurenswaardige beperking van het hele bal-en-stok modellering streven, de wetten van de fysica beïnvloeden elektronen anders ballen en stokken.)
  • Hole-bonding diagrammen correct voorspellen van het aantal obligaties in alle gevallen waarin Lewis dot diagrammen had enige hoop van het maken van de juiste voorspellingen. en ze hebben het voordeel dat ze kunnen worden uitgebreid tot andere gevallen, plus het voordeel dat in overeenstemming met de data paramagnetisme, de spectroscopische gegevens, et cetera.

    2.2 &# Xa0;&# Xa0; hoe uit te leggen Hole-Bonding

    Op het eenvoudigste niveau kunnen we het gat-bonding methode verklaren door te zeggen dat er een overvloed aan observationeel en theoretisch bewijs dat antibindende orbitalen bestaan.

    Als iemand vraagt ​​wat precies, is het bewijs, kunnen we ofwel hen vertellen, of (indien nodig) zeggen dat de volledige gegevens vallen buiten het bestek van de cursus.

    Als je een mentaal beeld dat mensen kunnen gebruiken om de antibindende idee concreter te maken wilt, kunt u elk model antibindende orbitale als een veer in compressie, in een poging om het molecuul te vernietigen door het indrukken van de atomen uit elkaar. In het bijzonder, gedraagt ​​het zich als een lucht-veer, d.w.z. een pakket van gas onder druk, waardoor de atomen van elkaar. Elke band die we trekken vertegenwoordigt een netto-attractie, omdat het ontbreken van een afstotende kracht portretteert.

    Voor een echt inleidende behandeling, stoppen hier!

    Naar een meer verfijnde publiek, wil ik erop wijzen dat de lucht-veer analogie is echt vrij goed. De druk van het gas afkomstig uit de kinetische energie van de deeltjes. net als, uiteindelijk, de afstotende kracht van de antibindende orbitalen.

    Als mensen kunnen accepteren dat de zon&# X2019; s grootte wordt bepaald door een afweging tussen een aantrekkelijke interactie (zwaartekracht PE) en een buitenwaartse druk (door de KE van de deeltjes), moeten ze in staat zijn om het idee tolereren atomen een afweging maken tussen een aantrekkelijk interactie (elektrostatische PE) en een buitenwaartse druk (KE weer).

    Op het volgende niveau van detail, ik opmerken dat als gevolg van degeneratie, elektronen produceren een grotere hoeveelheid druk dan je zou verwachten op basis van een naï Ve klassieke model. Dat wil zeggen dat een atoom is meer als een neutronenster dan als de zon, zoals besproken in de hand&# Xa0; 1.

    Ook bij de niet-helemaal-inleidend niveau, wil ik erop wijzen dat in vergelijking met F2. O2 heeft minder elektronen maar hechting. Dezelfde opmerking geldt bij elke stap in de reeks NE2 &# X2192; F2 &# X2192; O2 &# X2192; N2. in de zin dat minder elektronen geleidelijk betekent progressief binding. Het aantal banden waarneembaar wat betreft het niet-bestaan ​​van NE2 en het progressief toenemende bindingsenergie in de rest van de sequentie. Dit is direct bewijs ter ondersteuning van de antibindende idee: we zien steeds minder elektronen en steeds meer bond sterkte. Zo. deze fundamentele reactiviteit gegevens levert het bewijs ter ondersteuning van de hole-bonding idee. Wat is er beter dan dat? Het&# X2019; s niet nodig om het ingewikkelder dan dat te maken.

    2.3 &# Xa0;&# Xa0; Spectroscopie en energie Levels

    Op het volgende niveau van detail, wil ik wijzen op de spectroscopische gegevens, die al meer dan 100 jaar is geweest, zo opvallend direct bewijs voor moleculaire orbitalen.

    Een goede manier om de orbitalen, en het vullen van orbitalen, te visualiseren is om energie-niveau diagrammen zoals figuur te tekenen&# Xa0; 20 tot en met figuur&# Xa0; 23. Wilt u meer informatie over wat deze diagrammen betekenen wilt, zie bijvoorbeeld referentie&# Xa0; 2.

    In al deze schema’s, energie vergroot verticaal. De energie is niet op schaal weergegeven, maar de volgorde van het niveau correct weergegeven. De elektronen in de kern niveaus worden grijs weergegeven, omdat ze bijna nooit deelnemen aan chemische reacties.

    De hechting versus antibindende karakter van elk level is coderen op drie manieren in het diagram: De uiteinden van het niveau opdagen voor het verlijmen van levels, en turn down voor antibindende orbitalen. De naam van het niveau heeft een &# X201C; *&# X201D; daarin voor antibindende orbitalen, en niet te verlijmen orbitalen. Tot slot, naar rechts, de niveaus worden expliciet gelabeld &# X201C; antibindende&# X201D; of &# X201C; bonding&# X201D ;.

    De naam van elk niveau vertelt ons iets over de symmetrie van de moleculaire orbitaal golffunctie, en over hoe het kan worden afgeleid uit de atoomorbitalen van de atomen die deel uitmaken van het molecuul.

    In al deze vier gevallen zijn er drie hooggelegen antibindende orbitalen.

    2.4 &# Xa0;&# Xa0; Beperkingen van de naïeve aanpak, en hoe ze te overwinnen

    Voor moleculen die niet zo elektronenrijke, naï Ve tellen doesn&# X2019; t volstaan. De Lewis aanpak heeft geen hoop op het krijgen van het juiste antwoord voor dergelijke moleculen, en kan niet worden gerepareerd of uitgebreid. In aangenaam contrast, de moleculaire orbitaal beschrijving doet natuurlijk het juiste antwoord. De canonieke illustratie van niet-naï Ve tellen is dicarbon. Het octet sprookje voorspelt dat het een viervoudige binding moeten hebben, maar de echte molecule heeft slechts een dubbele binding. Zoals we bewegen langs de reeks F &# X2212, F, O&# XF7; O, N&# X2261; N, elke keer als we verwijderen twee elektronen verhogen we het aantal obligaties, door depopulating antibindende orbitalen, zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 20 tot en met figuur&# Xa0; 22. Toen we breiden de reeks stappen van distikstof tot dicarbon, we twee elektronen verwijderen uit een orbitale binden, zoals in figuur&# Xa0; 23. Daarom is het aantal obligaties daalt tot 2, niet tot 4. Als alles wat we verzorgd over was obligatie-sterkte, zouden we zalig brief C = C. maar dat zou een misleidend beeld van de hole-count geven. In sommige gevallen hebben we een beeld dat de juiste formele aanklacht in dicarbon toewijst. In dergelijke gevallen is de geprefereerde beeld C / = \ C. waarbij

    • De twee horizontale lijnen vertegenwoordigt twee ongevuld antibindende orbitalen, zoals altijd. Dit duidt op twee eenheden van de hechting.
    • De diagonale lijnen geven een paar van orbitalen, een hechting en één antibindende, zowel ongevuld. Deze heffen elkaar op, waardoor er geen netto-effect op de hechtsterkte. Als alles wat we verzorgd over was hechtsterkte, wouldn we&# X2019; t noem deze helemaal niet, en we zouden gewoon schrijven C = C, maar soms geven we de voorkeur aan C / = \ C schrijven, omdat het helpt ons verantwoordelijk voor wat alle gaten aan het doen zijn.

    Het symbool C / = \ C vertelt ons hebben we een totaal van acht gaten, dat wil zeggen vier gaten per koolstof, dat wil zeggen een netto neutrale lading. en een netto hechting van twee.

    Nogmaals: u kunt&# X2019; t krijgt het juiste antwoord voor dicarbon alleen door naï Ve tellen; je moet echt iets over de molecule weten. Dat wil zeggen, moet je kijken naar de energieniveaus van de moleculaire orbitalen, zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 23. Voor meer informatie, zie bijvoorbeeld referentie&# Xa0; 2.

    Ook voor zeer elektronenarme moleculen zoals Li2. je bent beter af te tellen elektronen dan tellen gaten. We verbeelden dat anders, namelijk Li&# X223C; Li, waarbij de gekrulde &# X223C; symbool vertegenwoordigt de aanwezigheid van binding elektronen (tellen van helium) niet in afwezigheid van antibindende elektronen (aftellen van neon).

    Amusingly kan dicarbon worden weergegeven op twee manieren, hetzij als C /&# X2248; \ C (het tellen van helium) of C / = \ C (aftellen van neon):

    • Methode een: Start van alle valentie orbitalen gevuld, en aftellen, tellen gaten. Dit geeft ons een bindingssterkte van 2, als gevolg van gaatjes in drie hooggelegen antibindende orbitalen. plus gaten in één bonding orbitaal.
    • Methode b: Start van alle valentie orbitalen leeg, en tellen, het tellen van elektronen. Dit geeft ons een bindingssterkte van 2, door elektronen in drie laaggelegen bonding orbitalen. plus elektronen in één antibindende orbitale.

    Als een aparte kwestie, naï Ve tellen niet volstaat om dat O voorspellen&# XF7; O is een betere omschrijving van de zuurstof molecuul dan O = O. We beginnen door te overwegen beide mogelijkheden, en vervolgens gebruik maken van de beschikbare experimentele en / of theoretische informatie om te beslissen welke versie beter is. Een optie is om te zien dat vloeibare zuurstof wordt aangetrokken door een magneet. (In tegenstelling tot vloeibare stikstof toont geen vergelijkbare aantrekkingskracht.) U kunt ook je niet&# X2019; t zelfs een magneet nodig hebt, en je don&# X2019; t moet een fancy spectrometer: Als u vloeibare zuurstof en vloeibare stikstof zet in doorzichtige flessen, kunt u zien vanuit de hele kamer dat ze anders zijn. De zuurstof heeft een lichtblauwe kleur, vanwege de ongepaarde elektronen. Een derde optie is te kijken naar de moleculaire orbitaal energie niveau diagram, waarbij ontdekt dat er twee gedegenereerde orbitalen waarin de hoogstgelegen elektronen kunnen worden geplaatst. In overeenstemming met Hund&# X2019; s regel zal de elektronen hebt ontkoppeld wanneer er voldoende energetisch toegankelijk orbitalen om ervoor te ontkoppelen mogelijk. Al met al, we hebben meerdere lijnen van het bewijs ons te vertellen dat de O&# XF7; O is sterk te verkiezen boven O = O.

    Soortgelijke opmerkingen zijn van toepassing op B2. Een blik op figuur&# Xa0; 24 kunnen wij voorspellen dat zij één eenheid hechtsterkte, dat paramagnetisch (wat het is), en dat het spectrum toont een triplet Zeemansplitsing van de grondtoestand (die het doet). Om erachter te komen wat er gaande is in dit molecuul, is het makkelijker om elektronen in plaats van gaten te tellen, tellen van helium in plaats van het aftellen van neon (hoewel aftellen ook het juiste antwoord zou geven). Om dit molecuul op een wijze die de binding toont als de antibindende tonen, kan B \ schrijft; / B. Hier gebruiken we een puntkomma in plaats van een dubbele punt om aan te geven dat we het tellen van elektronen, geen gaten. Op dezelfde manier schrijven we de schuine lijnen de andere kant op (dat wil zeggen \&# Xa0; / in plaats van /&# Xa0, \) om elektronen geen gaten geven.

    In het algemeen, als je constateren dat een molecuul is paramagnetisch, het vertelt iets over de degeneratie van de hoogste energie-niveau moleculaire, en omgekeerd als je weet dat de energie-niveaus kunt u de paramagnetisme voorspellen. Dit staat in schril contrast met de Lewis aanpak, die onherstelbaar verkeerde voorspellingen over O2 maakt. en kan beschrijven B2 helemaal.

    Beschouw het contrast:

    Hier&# X2019; s de centrale centrale gedachte: In het algemeen, moet je nadenken over de moleculaire orbitalen. Je nodig hebt om erachter te komen welke bonding orbitalen bezet zijn en welke antibindende orbitalen bezet zijn.

    Voor elektronenrijke moleculen worden alle bonding orbitalen gevuld, zodat een eenvoudige mechanische hole tellen procedure volstaat. Hole tellen niet volledig algemeen, maar het gebied van toepasbaarheid omvat een opmerkelijk groot aantal moleculen, waaronder de meeste van de moleculen voorkomende in organische chemie.

    Enkele bijzondere extra voorbeelden worden besproken in paragraaf&# Xa0; 5.

    3 &# Xa0;&# Xa0; aantal ondersteunende Ideeën

    3.1 &# Xa0;&# Xa0; Het Aufbau principe

    Aubau is het Duitse woord voor &# X201C; opbouwen&# X201D ;.

    Het Aufbau principe is bekend sinds de vroegste dagen van de kwantummechanica. Het is een vuistregel, niet een rigoureuze stelling. Onder andere dingen, het vertelt ons dat als we gaan van O2 naar F2. we verwachten dat de twee moleculen om kwalitatief vergelijkbaar energie-niveau’s hebben, dat is precies wat we zien in figuur&# Xa0; 21 en figuur&# Xa0; 20. Het belangrijkste verschil is dat in F2. de niveaus zijn meer volledig bezet. Dezelfde levels, meer beroep.

    Er zijn uitzonderingen op de Aufbau principe. Je kunt zien dat in het gaan van N2 naar O2. Er is een paar van de niveaus die opnieuw bestellen zichzelf. Maar de rest van de energie-niveau diagram is vrijwel ongestoord.

    Vermeldenswaard is dat als we gaan van O&# XF7; O om F-F, het aantal obligaties afneemt. F-F heeft meer elektronen maar minder binding. Die consistent is met de Aufbau principe, omdat we niet ontvolkende reeds bestaande bonding orbitalen; we zijn bevolken een nieuwe antibindende orbitale.

    4 &# Xa0;&# Xa0; Geschatte Bond Angles

    4.1 &# Xa0;&# Xa0; Basic Ideeën

    Het is belangrijk om de vorm van moleculen kennen. Bijvoorbeeld, de bekende eigenschappen van water sterk afhangen van het feit dat het molecuul wordt gebogen, niet lineair van vorm.

    Lewis dot structuren worden vaak geprezen als een opstap richting VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), dat is een handige methode voor het voorspellen van obligaties hoeken. Net als Lewis dot diagrammen, is VSEPR gebaseerd op de ongerechtvaardigde idee van moleculaire octetten en een niet te rechtvaardigen focus op bonding orbitalen (aan de verwaarlozing van antibindende orbitalen).

    Het doel van deze sectie is om erop te wijzen dat bij benadering binding hoeken kunnen worden voorspeld zonder de voorspelling op te baseren &# X201C; moleculaire octets&# X201D ;. Dit is de laatste nagel in de doodskist van &# X201C; moleculaire octet&# X201D; begrippen.

    Dit zal worden gepresenteerd als een empirische vuistregel, zonder diepe afleidingen.

    De ideeën die hier in paragraaf&# Xa0; 4 zijn veel minder gegrond is dan in andere delen. Als we zeggen aan een houten molecuul van een koolstofatoom gebruiken, pre-geboord met vier gaten in een tetraëdrische patroon, kun je redelijkerwijs vragen &# X201C; waarom&# X201D; moeten we daar beginnen. Het antwoord is dat empirisch en met terugwerkende kracht, vanaf daar leidt tot kwalitatief-correcte voorspellingen in een flink aantal eenvoudige gevallen.

    Disclaimer: Laat&# X2019; s duidelijk zijn: De modellen hier gepresenteerd in paragraaf&# Xa0; 4 zijn deels nep en deels toeval.

    • Als modellen waar de elektronen zich bevinden en wat ze doen in het molecuul, zoals modellen zijn complete onzin. Je moet me niet voorstellen voor een moment dat een macroscopisch klassieke model correct zoiets ultramicroscopische en volkomen kwantummechanische als de elektronen in een molecuul kunnen vertegenwoordigen.
    • Als voorbeeld van hoe de kernen in het molecuul worden aangebracht, zijn deze modellen gerechtvaardigd achteraf doordat zij kwalitatief correcte voorspellingen een aantal interessante cases. Geldigheid beperkt atomen aan de rechterzijde van de bovenste regel van het periodiek systeem, en zelfs dan is er uitzonderingen zijn.

    u shouldn&# X2019; t spel staat je leven op een voorspellingen van dergelijke modellen &# X2026; maar laten&# X2019; s te houden dingen in perspectief: Deze modellen zijn op geen enkele manier nog erger, en zijn in sommige opzichten beter dan de modellen op basis van Lewis &# X201C; octets&# X201D; in moleculen. De a posteriori rechtvaardiging is ongeveer hetzelfde, en de a priori verkeerde veronderstellingen zijn minder.

    Dus bij deze: De regel van de duim is dat elementen in het N = 2 en N = 3 rijen van het periodiek systeem, zal het bindingspatroon tetraëdrische zijn of een subset van tetraëdrische, tenzij er dwingende reden daarvoor anders zijn.

    4.2 &# Xa0;&# Xa0; Enkele voorbeelden

    4.2.1 &# Xa0;&# Xa0; Methaan

    Als een eerste voorbeeld, methaan is tetraëdrische. Dat&# X2019; s niet erg lastig. Waarom niet moeten&# X2019; t het zijn tetraëdrische? Het is gemakkelijk om een ​​hands-on model van deze op te bouwen, met behulp van houten ballen voor atomen en kleine spiraalveren voor de obligaties. Het koolstofatoom is voorgeboord met vier gaten in een tetraedrisch-symmetrisch patroon. Foto’s zijn te vinden in referentie&# Xa0; 3.

    4.2.2 &# Xa0;&# Xa0; Ammoniak

    Een belangrijk, interessant voorbeeld ammoniak. Laat de hoekpunten van de basis tetraëder genoemd A. B. C en D. In de klassieke benadering worden 2 plaatsen B. C en D bezet door liganden, terwijl de A plaats onbezet. Dit is een voorbeeld van wat ik noem een ​​subset van de tetraëdrische configuratie. Deze specifieke subset genoemd trigonale piramidestructuur. maar dat&# X2019; s gewoon een andere manier om te zeggen tetraëdrische met één vacature. Opnieuw is het gemakkelijk om een ​​praktische model van deze bouwen. Opnieuw koolstofatoom is voorgeboord met vier gaten in een tetraëdrische patroon. Drie van de gaten ontvangt bindingen, terwijl de vierde vacante gaat. Foto’s zijn te vinden in referentie&# Xa0; 3.

    4.2.3 &# Xa0;&# Xa0; Water

    Het volgende voorbeeld is water. De waterstof liganden bezetten gebieden C en D, terwijl plaatsen A en B onbezet. Ik zeg niet dat A en B worden bezet door &# X201C; eenzame paren&# X201D; (dat is wat VSEPR zou zeggen); ik&# X2019; m alleen maar zeggen dat ze zijn onbezet. Deze configuratie goed genoemd gebogen. maar dat&# X2019; s gewoon een andere manier om te zeggen tetraëdrische met twee vacatures.

    4.2.4 &# Xa0;&# Xa0, CO2 en de energie van de dubbele bindingen

    Evenzo kooldioxide lineair. Het is gebruikelijk om het molecuul als O = C = O diagram. maar die enigszins misleidend omdat het suggereert dat alle vier banden recht zijn en evenwijdig aan elkaar. Een iets informatief is afgebeeld in figuur&# Xa0; 25.

    Op dit niveau van de aanpassing, kunnen we zeggen dat de vier obligaties vertrekken de centrale koolstofatoom in de vier tetraëdrische richtingen, en dan buigen als nodig is om te beëindigen op de zuurstofatomen. Twee van de bindingen liggen in het xy-vlak, terwijl de andere twee liggen in het xz vlak.

    Opnieuw is het eenvoudig om een ​​bal-en-veer model van deze bouwen. Het is afhankelijk van het feit dat de banden zijn buigbaar en veerkrachtig. Foto’s van dergelijke modellen kan worden gevonden in de hand&# Xa0; 3.

    Hier&# X2019; s waarom dit belangrijk is: Wij verwachten dat een dubbele binding sterker te zijn dan een enkele binding zijn, maar nergens in de buurt twee keer zo sterk (ceteris paribus). We kunnen dit verklaren door te zeggen dat in een dubbele binding, de obligaties zijn gebogen en onder stress, wat energie kost. We kunnen deze energie zien als volgt: De gaten zijn voorzien van een positieve lading, zodat er wat elektrostatische energie die deze naar elkaar toe buigen. Er is ook een toename van kinetische energie, aangezien momentum direct afhankelijk van de kromming van de golffunctie en kinetische energie afhankelijk momentum kwadraat. Een tetraëdrische rangschikking van gewone obligaties heeft minimale potentiële energie (omdat de banden zo ver mogelijk uit elkaar) en minimale kinetische energie (omdat de bindingen recht).

    4.2.5 &# Xa0;&# Xa0, HCN, C2 H2. en de energie van Triple Obligaties

    HCN molecuul lineair, niet gebogen, en&# X2019; s gemakkelijk om te zien waarom. Er is een drievoudige binding aan het stikstofatoom, in het bijzonder H&# X2212; C&# X2261; N. Hier (zoals altijd) gebruiken we een streepje om twee gaten representeren, d.w.z. de afwezigheid van antibindende elektronen, de aanwezigheid van binding elektronen. We denken over de vorm als volgt: te beginnen met de standaard tetraëdrische configuratie. De waterstof is gebonden aan de A hoekpunt. De stikstof is gebonden aan de B. C en D hoekpunten. De stikstofionen kern zit op een locatie die het gemiddelde of de som van de B. C en D vectoren. Als je kijkt naar de geometrie van de tetraëder, zie je dat dit zet de stikstof direct tegenover de waterstof. dus we hebben een eenvoudig gevisualiseerd model waarom HCN is lineair.

    Evenzo acetyleen (H&# X2212; C &# X2261; C&# X2212 H) lineair.

    Een driedubbele binding is nog sterk benadrukt, energieker, en meer reactief dan een dubbele binding. Onder andere dingen, dit verklaart waarom acetyleen heeft een opmerkelijk hoge brandstofprijzen waarde.

    4.2.6 &# Xa0;&# Xa0; CO3 =

    Denk aan de carbonaat-ion, CO3 =. In de klassieke benadering, kun je het tekenen met een dubbel-gebonden zuurstof en twee single-gebonden zuurstofatomen. Vanuit dit kunt u gemakkelijk (en terecht) voorspellen dat het vlak zal zijn. Op het volgende niveau van verfijning, die verder gaat dan de klassieke benadering, zal er resonantie zijn, dat wil zeggen de drie zuurstofatomen zal &# X201C; om de beurt&# X201D; met een dubbele binding, zodat het molecuul is eigenlijk drieledig symmetrisch. Deze configuratie wordt trigonale vlak. In dit geval kunt u drie verschillende niet-vrij-correcte klassieke modellen te bouwen; de correcte symmetrie wordt verkregen door het gemiddelde van deze drie.

    4.2.7 &# Xa0;&# Xa0; stikstofdioxide Radical

    Laat&# X2019; s blik op NO2. De atomen zijn weergegeven in figuur&# Xa0; 26.

    Er zijn zeven gaten, wat genoeg is om drieënhalf bindingen maken. Merk op dat elk molecuul wanneer niet alle elektronen gepaard wordt een groep. Er zijn vele manieren om de tekening bindingen in dergelijke molecuul. Op dit niveau van detail, is het niet helemaal duidelijk of we het molecuul als lineaire of gebogen moet opstellen. Hier zijn enkele feiten die we kunnen gebruiken als basis voor een analogie:

    • Een triatomisch molecuul met twee enkele bindingen is gebogen. Voorbeeld: H2O (water).
    • Een triatomisch molecuul met één enkele binding en een dubbele binding is gebogen. Voorbeeld: NOCl (nitrosylchloride).
    • Een triatomisch molecuul met twee dubbele bindingen is lineair. Logisch vanwege de symmetrie van de situatie. Voorbeeld: CO2 (kooldioxide).

    Hole-telling theorie niet genoeg informatie om te bepalen of NO2 is lineair of gebogen. De situatie is ergens tussen NOCl en CO2. dus het kan alle kanten op. Echter experiment zegt dat het een nul permanent dipoolmoment, dus het moet worden gebogen. Daarom kiezen we ervoor om basis staten trekken zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 27.

    De eigenlijke molecuul wordt getoond in figuur&# Xa0; 28. Het is een resonante superpositie van de twee basistoestanden in figuur&# Xa0; 27. Elke zuurstof is gebonden aan de stikstof volgens een gewone obligatie plus een gedeeltelijke band met 3 / 4ths van een eenheid van de hechtsterkte.

    We kunnen dit contrasteren met cijfer&# Xa0; 29. waaruit blijkt een hypothetische lineair molecuul. Het heeft vier &# X201C; gedeeltelijke obligaties&# X201D ;, die elk 7 / 8ths van een eenheid bindingssterkte (in totaal 3,5 units). Hole-telling betekent dit niet uit, maar experiment vertelt ons dat deze vorm afgekeurd ten opzichte van de gebogen vorm.

    De physics hier kan gedeeltelijk als volgt worden gerationaliseerd: Er zijn vele bijdragen aan de totale energie. Resonantie bijdraagt ​​dat de neiging heeft de lineaire structuur bevorderen. Ondertussen, obligatie-bending (zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 4.2.4) levert een bijdrage die de neiging heeft om de gebogen structuur te bevorderen. Hole-telling kan niet vertellen welke van deze bijdragen zullen winnen.

    4.2.8 &# Xa0;&# Xa0; andere gevallen

    Dingen krijgen lastiger als we binding die elementen in latere rijen van het periodiek systeem gaat, voorbij N = 3 te overwegen. maar laten&# X2019; s geen zorgen over dat recht nu.

    Sommige moeilijker te verklaren voorbeelden (met inbegrip van SF6 en SF4) worden besproken in paragraaf&# Xa0; 5.

    5 &# Xa0;&# Xa0; Sommige Peculiar Voorbeelden

    Hier zijn enkele voorbeelden die don&# X2019; t paste eenvoudig patroon. Benadrukt moet worden dat er miljoenen van moleculen waarvoor u een bevredigende hechting diagram te tekenen zonder na te denken heel hard, maar er zijn een paar waar u kunt&# X2019; t.

    5.1 &# Xa0;&# Xa0; De Nitro Group

    Een voorbeeld dat een speciale behandeling vereist is nitrogroep, zoals die bijvoorbeeld in nitromethaan (CH3)&# X2212; NO2. Gedachteloos spelen van de connect-the-stippen spel kan het volgende diagram te produceren:

    dat is eenvoudig, elegant, symmetrisch, en kwaad. Het grootste probleem is dat het&# X2019; s in strijd zijn met de IR-spectroscopie gegevens, die floppy, laagfrequente buigen van de O toont&# X2212; N&# X2212; O hoek, in strijd is met de sluiting van de drie leden ring via een O&# X2212; O binding. In plaats daarvan ondersteunt de volgende ringless structuur:

    Ik stel me daar&# X2019; s ook NMR, NQR en reactiviteit data er wordt bevestigd&# X2019; s een positieve lading op de stikstof.

    Om dit resultaat te begrijpen, moet je band hoeken te overwegen, zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 4. De natuurlijke hoek voor de O&# X2212; N&# X2212, O en O&# X2212; O&# X2212; N obligaties moet dicht bij de tetraëdrische hoek (109 graden) zijn. Verstoring van deze hoeken om een ​​60 te vormen&# X2212; 60&# X2212; 60 graden driehoek is niet energetisch haalbaar is.

    Om hetzelfde eenvoudiger zeggen: In de echte molecuul zuurstofatomen aanzienlijk verder uit elkaar dan de bovenstaande tekeningen vermoeden.

    5.2 &# Xa0;&# Xa0; zwavelhexafluoride

    Als tweede eigenaardige Denk bijvoorbeeld aan SF6. Naive hole tellen vertelt ons dit molecuul heeft 8 gaten, wat genoeg is voor vier gewone obligaties. maar daar&# X2019; s een probleem, want er zijn zes liganden. Het is volstrekt onaanvaardbaar tot 6 obligaties met 2 / 3e van een eenheid van obligatie-sterkte per stuk, omdat QM ons vertelt dat het gebruik van s en p orbitalen geeft ons slechts vier obligaties, en slechts vier plaatsen om obligaties te zetten. De enige mogelijke verklaringen voor SF6 moeten bijdragen van sommige betrekken &# X201C; aanvullende&# X201D; orbitalen naast de gebruikelijke valentie orbitalen 3s en 3p. Hypothesen worden beschouwd omvatten 2p, 3d, 4p, en misschien anderen. De energieniveaus van deze aanvullende orbitalen hoog, maar niet zo enorm hoog dat ze volledig ontoegankelijk. Dit verandert volledig de hole-telproces, want er is een geheel nieuwe reeks van lijmen en antibindende molecuulorbitalen te worden beschouwd.

    5.3 &# Xa0;&# Xa0; zwaveltetrafluoride

    Als derde eigenaardige Denk bijvoorbeeld aan SF4. Naive hole tellen vertelt ons dit molecuul heeft zes holes. Dat betekent dat het niet kan hebben vier gewone chemische bindingen; het kan hoogstens drie hebben. alhoewel er vier liganden. Dat&# X2019; s eigenlijk het juiste antwoord. Blijkbaar is de vier fluorines om de beurt is gebonden, met elk zijn gebonden driekwart van de tijd. Dit verschilt niet principieel van de nitrogroep in paragraaf&# Xa0; 2.4. of het carbonaat ion besproken in paragraaf&# Xa0; 4. met dien verstande dat in die gevallen de liganden om de beurt met een tweede band, terwijl in SF4 de liganden om de beurt hun eerste band. Je zou denken dat maakt SF4 enigszins onstabiel tegen desintegratie, en u&# X2019; D gelijk.

    I don&# X2019; t weet van alle nuttige conventie voor het tekenen van een 3/4 sterkte obligatie.

    We moeten ook rekening houden met de hypothese dat SF4 heeft twee gewone obligaties (elk met een paar gaten) en twee half-obligaties (elk via een ongepaarde hole). Echter, het gebrek aan paramagnetisme aangeeft dat dit niet gebeurt. I don&# X2019; heb geen diepe theoretische basis voor het voorspellen van dit, dus voor nu laten&# X2019; s gewoon beschouwen het als een waargenomen feit.

    Ouderwetse VSEPR voorspelt een opmerkelijke &# X201C; wip&# X201D; vorm voor SF4. Dit wordt beschouwd als een succes voor VSEPR, behalve dat moleculaire dynamica studies blijkt dat deze&# X2019; s niet echt een goede beschrijving van wat&# X2019; s aan de hand. I don&# X2019; t weet hoe je de vorm van dit molecuul te beschrijven, en ik zeker don&# X2019; t hebben een eenvoudige manier om het voorspellen van de vorm.

    We moeten ook rekening houden met de hypothese dat de d-orbitalen bij betrokken zijn, wat zou afwerpen het gat tellen.

    * DEEL II

    6 &# Xa0;&# Xa0; Overzicht van het Contrast

    De relatie tussen de verschillende beschikbare methoden weergegeven in figuur&# Xa0; 30. dat is een perceel van &# X201C; wat je uit&# X201D; (Resultaten) als functie van &# X201C; wat je in&# X201D; (inspanning).

    De figuur maakt een aantal belangrijke punten, zoals:

    • Voor geavanceerde problemen, wordt de volledige moleculaire orbitaal aanpak geboden. Voor eenvoudige problemen, deze benadering is niet de moeite waard.
    • Voor de eenvoudigste problemen hole tellen maakt dezelfde voorspellingen als Lewis benadering, met een vergelijkbare kleine hoeveelheid werk. Voor iets meer geavanceerde problemen, hoe meer werk je in het gat-telling te zetten, hoe meer correcte resultaten die je krijgt uit. Hoe verder je het duwen, hoe meer het begint te lijken op de moleculaire orbitaal aanpak.
    • Hoe verder je de Lewis aanpak duwen, hoe slechter het eruit ziet. Het doet niet &# X201C; verbinden&# X201D; de verfijnde moleculaire orbitaal aanpak. Als / wanneer u wilt de verfijnde aanpak te leren, moet je elke notie van octetten in moleculen af ​​te leren. Afleren is altijd moeilijk.
    • Kiezen tussen hole-tellen en molecuulorbitalen impliceert oordeel en vereist afwegingen, handelde uit inspanning versus nauwkeurigheid van de resultaten. In tegenstelling tot de keuze tussen hole-tellen en Lewis octetten is een gemakkelijke beslissing, omdat hole-tellen is Pareto superieur. Dat wil zeggen dat het soms beter en niet slechter.

    In vergelijking met Lewis dot structuren, lijkt het erop dat BABE en hole tellen zijn beter in elk opzicht, om de volgende redenen:

    1. In alle gevallen waarin het Lewis dot methode had geen hoop op het krijgen van het juiste antwoord, gat tellen geeft het juiste antwoord.
    2. In alle gevallen waarin het Lewis dot methode had geen hoop op het krijgen van het juiste antwoord, gat tellen is niet moeilijker. Het is meestal gemakkelijker.
    3. Het hele idee van gevulde Lewis octetten in moleculen is een belemmering om dieper begrip. Het moet volledig worden afgeleerd voordat u een soort van spectroscopie en moleculaire fysica te doen. In tegenstelling hole tellen is een opstapje op weg naar dieper inzicht.
    4. Er zijn eenvoudige gevallen (met inbegrip van de bekende O2 molecuul) waar de Lewis dot aanpak koppig maakt verkeerde voorspellingen. Daarentegen gat tellen maakt het mogelijk schema’s die overeenstemmen met de werkelijkheid te trekken.

    We zullen zien dat het Lewis dot methode zowel beperkt is als het domein en bereik. Per domein, bedoelen we de klasse van moleculen, dat het van toepassing is. Door het bereik, bedoelen we wat het zegt over een bepaald molecuul. De afweging tussen domein en het bereik is weergegeven in tabel&# Xa0; 1. In de tabel domein loopt horizontaal, terwijl het bereik verticaal loopt.

    Vergeet niet dat dit gedeelte is slechts een overzicht; bewijsmateriaal zal worden gepresenteerd in paragraaf&# Xa0; 8 en later secties.

    In tafel&# Xa0; 1. u kunt dat als we ernstig het domein te beperken, waardoor alleen de eerste kolom (namelijk eenvoudige hydriden zoals CH4. NH3 etc.), dan over dit domein de Lewis methode maakt nogal een reeks van succesvolle voorspellingen. Als u wilt dat de methode Lewis als een theorie van eenvoudige hydriden verkopen, zou dat OK zijn. Helaas, mensen vaak proberen om het te verkopen als iets veel meer dan dat.

    De tweede rij van de tabel is belangrijk, omdat zij als niet alleen de CO molecuul maar een brede klasse van elektronenrijke moleculen, waaronder de meeste biomoleculen. De Lewis methode kan het aantal obligaties voor dergelijke moleculen te voorspellen. De gedachte dat atomen in dergelijke moleculen gevuld octets &# X201C; net als neon&# X201D; is onzin, zoals we die kennen uit de spectroscopie data, van moderne theorie, en van vele andere lijnen van bewijs.

    Merk op dat C2 is nog net buiten het domein van electron-rijke moleculen. CO voldoende elektronenrijke, terwijl C2 is.

    We schakelen nu switch van een kolom-voor-kolom discussie om een ​​rij-door-rij bespreking van de tafel.

    Zoals je kunt zien op de bovenste rij van tafel&# Xa0; 1. als we beperken het bereik om voorspellingen met betrekking tot het aantal obligaties en niets anders, het domein wordt groter. Als u wilt dat de Lewis methode te verkopen als een onverklaarbare, gewetenloze ezelsbruggetje voor het voorspellen van slechts bond order in electron-rijke moleculen gemaakt van bepaalde elementen in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem, zou ik zelfs kopen.

    Als een kleine punt van de terminologie wordt de term bond order soms gebruikt om het onderscheid tussen een-, twee- en drievoudige bindingen aan te duiden. In dit verband is de order is maar een getal, zoals in de orde van grootte, of de volgorde van een polynoom; Het verwijst niet naar de sequentie (of &# X201C; bestellen&# X201D;) van de obligaties van links naar rechts of iets dergelijks.

    De situatie wordt al snel lelijk omdat de meeste leerboek auteurs de verleiding niet kan weerstaan &# X201C; uitleggen&# X201D; de methode Lewis in termen van atoomfysica &# X201C; principes&# X201D ;. Ze gooien rond de natuurkunde ideeën, zoals de energie van gevulde schelpen in neon, en dan beweren dat &# X201C; delen&# X201D; Hiermee kan iedere atoom in (bijvoorbeeld) de O2-molecuul of de F2 molecuul aan een gevulde shell hebben &# X201C; net als neon&# X201D ;. Scare citaten zijn nodig omdat meestal bijna elk woord van een dergelijke &# X201C; verklaring&# X201D; is vals. 3

    Er zijn natuurlijk ook andere beperkingen. De basis Lewis methode heeft uiteraard geen hoop op het verklaren van een molecuul zoals SF6. Sommige auteurs proberen deze patch in termen van een &# X201C; uitgebreid octet&# X201D ;. 4 Echter, gezien het feit dat er aren&# X2019; t eigenlijk geen octets in de typische moleculen, lijkt het zinloos om te praten over de uitbreiding van iets dat doesn&# X2019; t bestaan.

    7 &# Xa0;&# Xa0; Fun With Lewis Dot Diagrams. Of niet

    Deze sectie dient voor hole-binding in context ten opzichte van de algemeen onderwezen Lewis dot werkwijze gezet.

    Lewis dot schema’s hebben veel problemen, en het is mogelijk om veel, veel beter doen, met nul extra werk, met behulp van hole-tellen en verwante methoden zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 2.

    7.1 &# Xa0;&# Xa0; Hydriden en andere successen

    Natuurlijk is de Lewis dot methode is niet geheel zonder verdienste. Soms is het juiste voorspellingen. Om te beginnen, voor zover ik kan vertellen, het geeft een goede beschrijving van moleculen in de reeks CH4. NH3. H2O, HF, Ne, die allemaal goed opgevoede moleculen. en omgekeerd correct voorspelt dat verbonden entiteiten zoals CH3 zijn niet goed opgevoede moleculen onder normale omstandigheden. Een ander voorbeeld is redelijk bevredigende NaCl, zoals besproken in paragraaf&# Xa0; 10.2.

    7.2 &# Xa0;&# Xa0; Oxygen

    Er zijn helaas andere gevallen waarin Lewis dot diagrammen koppig en onherstelbaar te maken verkeerde voorspellingen.

    Referentie&# Xa0; 4. van UC Berkeley, toont een conventionele Lewis dot structuur voor het zuurstof molecuul, O2. die ook dizuurstof worden genoemd. Dit is de manier waarop de chemie wordt onderwezen in veel plaatsen, niet alleen Berkeley. Figuur&# Xa0; 31 portretteert hetzelfde idee, met behulp van een stijl die ik liever, want het is iets explicieter. De zwarte stippen vertegenwoordigen elektronen. De roodachtige gearceerde gebieden vertegenwoordigen orbitalen. De voorstanders van dergelijke schema’s graag de aandacht vestigen op de volgende goede punten:

    • Er zijn in totaal 12 valentie-elektronen betrokken, want er moeten.
    • Elk zuurstofatoom is verbonden met vier dubbel bezette orbitalen, overeenkomstig de zogenaamde octetregel. [Zie verwijzing&# Xa0;. 5 voor een overzicht van de octet regel (s)] In het bijzonder, dit bevestigt de DCBO regel (dubbeltelling van bonding orbitalen), die ligt in het hart van het Lewis-methode. Dat wil zeggen, de vier elektronen die deel uitmaken van de twee bindingen worden gerekend de eerste zuurstof&# X2019; s &# X201C; gevuld octet&# X201D; en vervolgens geteld weer als deel van de tweede met zuurstof&# X2019; s &# X201C; gevuld octet&# X201D ;.
    • Het diagram voorspelt dat O2 bevat een dubbele binding.

    Echter, dit diagram is onzin. Het kan onmogelijk correct. De meest voor de hand liggende probleem is dat O2 bekend is paramagnetisch te zijn. Als u vloeibare zuurstof gieten in de spleet van een magneet, zal vasthouden aan de magneet. Er is een geanimeerde GIF-afbeelding van deze in de hand&# Xa0; 6 en prettig stilstaand beeld in de hand&# Xa0; 7. Paramagnetisme voortvloeit uit ongepaarde elektronen. Figuur&# Xa0; 31 voorspelt categorisch dat alle elektronen gepaard. daarom:

    • Het diagram valselijk voorspelt dat O2 niet paramagnetisch.

    Er zijn diverse pogingen gedaan om dit probleem op te lossen zijn. Een poging van de Universiteit van Illinois, is te zien in de hand&# Xa0; 8. Figuur&# Xa0; 32 portretteert hetzelfde idee, met behulp van mijn favoriete stijl.

    Dit lost het paramagnetisme probleem, maar creëert een aantal anderen.

    • Het schendt alle denkbare versie van de &# X201C; octetregel&# X201D ;. Er zijn slechts zeven elektronen in de nabijheid van elk zuurstofatoom. Aangezien octetten is een van de leidende beginselen voor de bouw van Lewis dot diagrammen, als we de octet regel op te offeren in dit geval is het de vraag doet rijzen vrijwel alles wat iemand ooit heeft gedaan met behulp van schema’s van dit soort.
    • De ongepaard elektron uit te steken zou dit maken een venijnig reactieve radicalen, die in strijd is met onze gezamenlijke kennis over het gedrag van de zuurstof molecuul.
    • Voorspelt een enkelvoudige binding op de O2 molecuul. Aangezien het feit dat cijfer&# Xa0; 31 voorspelt een dubbele binding wordt gewoonlijk aangehaald als een van de grote successen van de Lewis dot werkwijze wordt een diagram dat voorspelt een enkelvoudige binding moet worden beschouwd als een mislukking.

    Dus laat&# X2019; s probeer het opnieuw. Hoop doet leven.

    Referentie&# Xa0; 9 toont een zuurstof molecuul met een gewone obligatie en twee half-obligaties. Figuur&# Xa0; 33 portretteert hetzelfde idee, met behulp van mijn favoriete stijl.

    Helaas dit ook heeft zijn problemen.

    • We hebben vijf orbitalen aan elk zuurstofatoom. Dat vraagt ​​serieus in twijfel de conceptuele basis van Lewis dot diagrammen, want het is mathematisch onmogelijk voor een atoom meer dan vier orbitalen in de N = 2 shell hebben. Als u don&# X2019; t volledig wilt geven de notie van bytes, je op zijn minst te geven van de DCBO regel.
    • Als er vijf orbitalen beschikbaar voor O2. waarom zijn er geen vijf orbitalen beschikbaar voor F2. Door de Aufbau principe moeten we mogen twee elektronen toe te voegen aan figuur&# Xa0; 33. en het resultaat moet isoelectronische met F2 is. Dit voorspelt een drievoudige binding in F2. in bruto meningsverschil met conventionele wijsheid.

    Wij zouden liever een theorie van de scheikunde niet te hebben gebaseerd op rote dogma ("vier poten goed, twee benen slecht, acht punten goed. "). In plaats daarvan willen we een regel hebben op basis van de natuurkunde, wiskunde en logica.

    Voor geïsoleerde atomen in de N = 2 en N = 3 rijen, een geldige octetregel, namelijk: er vier orbitalen nabij elk atoom en elke orbitale kan worden ingenomen door ten hoogste twee elektronen (door het uitsluitingsprincipe) . So far so good. Het probleem doet zich alleen wanneer we proberen om deze regel uit te breiden tot de atomen in moleculen. Er ontstaat een kwestie van hoe je het woord te interpreteren &# X201C; in de buurt&# X201D; in deze regel. De Lewis methode kiest voor een interpretatie die leidt tot DCBO (dubbeltelling van bonding orbitalen) en dit is onherstelbaar verkeerd.

    De vijf orbitalen in figuur&# Xa0; 33 betekent ofwel dat het cijfer verkeerd is, of we moeten DCBO geheel te verlaten in het algemeen en Lewis dot schema’s in het bijzonder.

    7.3 &# Xa0;&# Xa0; sulfaat Ion; uitgebreide Octets

    Figuur&# Xa0; 34 toont de Lewis dot diagram voor het sulfaation. Vergeet niet dat in dit gedeelte van de puntjes in de diagrammen stellen elektronen. geen gaten.

    dit isn&# X2019; t bijzonder verschrikkelijk. Het is echter onnodig lelijker en ingewikkelder dan de conventionele schema we in figuur&# Xa0; 15.

    Binnen het Lewis formalisme, net als in andere formalismen, is het gebruikelijk om een ​​band door een streepje te vertegenwoordigen, dus als een paar punten een band voorstelt kunnen we vervangen door een streepje. Bij de sulfaationen, wordt het resultaat weergegeven in figuur&# Xa0; 35.

    Dit kan worden vergeleken en gecontrasteerd met figuur&# Xa0; 15.

    Als u geïnteresseerd bent in formele aanklacht zijn, figuur&# Xa0; 35 kan worden geïnterpreteerd als het toewijzen van een 2 formele lading aan de centrale zwavelatoom, en &# X2212, 1 formele lading op elk van de zuurstofatomen. Dit is dezelfde interpretatie zoals we zagen in paragraaf&# Xa0; 2.1.7. Het in overeenstemming met de bekende elektronegativiteit, en zoals bekend symmetrie.

    Om een ​​of andere reden, figuur&# Xa0; 36 wordt over het algemeen (zij het niet universeel) gepresenteerd als &# X201C; de&# X201D; Lewisstructuur het sulfaation. Het kan worden gevonden in de Encyclopedia Britannica, op wikipedia site, en in vele leerboeken.

    Dit heeft het voordeel dat kleine nul formele lading op het zwavelatoom. In ruil die zij maakt voor het grote nadeel van het overtreden van de &# X201C; Lewis octet&# X201D; regel. Er zijn zes bindingen met de centrale zwavelatoom. Een ander nadeel is dat het in strijd met de bekende symmetrie; het molecuul waargenomen tetraedrische zijn, zijn alle vier zuurstofatomen waargenomen gelijkwaardig. Het lijkt vreemd dat zelfs artikelen die zeggen dat in de tekst die de zuurstofatomen zijn gelijkwaardig en tetraëdrische volharden in het gebruik van een niet-symmetrische tekening.

    Je zou kunnen proberen om de symmetrie te redden door te zeggen dat de uiteindelijke structuur is een kwantummechanische superpositie van de verschillende manieren van het regelen van de enkele en dubbele bindingen, wat leidt tot een gemiddelde hechtsterkte van 1,5 overal.

    Het maakt niet uit wat je doet met de symmetrie, we hebben nog steeds een schending van de &# X201C; Lewis octetregel&# X201D; aangezien er altijd zes bindingen met de centrale zwavelatoom. Soms proberen mensen om weg te wuiven deze schending door te praten over een &# X201C; uitgebreid octet&# X201D ;, vermoedelijk waarbij het zwavelatoom&# X2019; s d orbitalen. Dit is lastig omdat het maakt&# X2019; t uit te leggen waarom een ​​octet zou kunnen zijn &# X201C; uitgebreid&# X201D; in sommige gevallen, maar niet anderen.

    Met name de symmetrie vertelt er kan&# X2019; t worden elke d orbitalen betrokken. De tetraëdrische vorm heeft de symmetrie van een sp 3 hybride; elke triviale mengsel van d orbitalen zou de symmetrie veranderen.

    Omdat er nooit een rationele fysieke basis voor Lewis bytes om te beginnen, don&# X2019; t houd je adem in te wachten op een fysieke basis voor de uitgebreide bytes.

    Een mogelijke Lewisstructuur van zwavelzuur volgt hetzelfde patroon, zoals weergegeven in figuur&# Xa0; 37.

    Ook dit in strijd met de &# X201C; Lewis octet&# X201D; regel.

    De &# X201C; uitgebreid octet&# X201D; probleem is niet beperkt tot sulfaten; de verschillende sulfonzuren worden bijna universeel getekend met zes bindingen met de centrale zwavelatoom. Zie paragraaf&# Xa0; 7.4.

    7.4 &# Xa0;&# Xa0; Methaansulfonzuur

    Vermeldenswaard is dat de opneming van methaansulfonzuur in figuur&# Xa0; 18 (in paragraaf&# Xa0; 2.1.8) toont enkele bindingen overal en slechts vier bindingen aan het centrale zwavelatoom.

    Dat&# X2019; s opmerkelijk, omdat bijna alle verwijzingen tonen dit molecuul met dubbele bindingen met twee zuurstofatomen, voor een totaal van zes bindt aan het zwavelatoom, zoals in figuur&# Xa0; 39.

    Laat&# X2019; s rekening houden met de voors en tegens van figuur&# Xa0; 39. volgens de gebruikelijke Lewis begrippen. We vinden (a) er formele aanklacht neutraliteit overal, wat goed is; (B) er zijn gevuld &# X201C; Lewis octets&# X201D; de zuurstofatomen aan de buitenkant van het molecuul; Hoewel (c) de zogeheten octetregel ernstig is geschonden centraal zwavelatoom.

    Wederom als bedoeld in artikel&# Xa0; 7.3. Soms proberen mensen om weg te wuiven het octet schending door te praten over een &# X201C; uitgebreid octet&# X201D ;, vermoedelijk waarbij d orbitalen.

    In elk geval in de BABE regeling is geen probleem, zoals besproken in sectie&# Xa0; 2.1.8. Omdat we weten dat &# X201C; gevuld Lewis octets&# X201D; nooit bestaan ​​om te beginnen, want we zijn niet dubbel tellen bonding orbitalen, we hebben geen angst voor ongevulde bytes (op de oxygens of ergens anders).

    7.5 &# Xa0;&# Xa0; Uiteenlopende Voorspellingen

    Bedenk dat een plek waar de BABE methode afwijkt van Lewis octetten is dat de Lewis methode hardnekkig voorspelt dat de O2-molecuul heeft de O = O structuur. Het kan niet geschikt voor de O&# XF7; O-structuur.

    Hier hebben we een tweede plaats waar de methodes uiteen. De BABE methode voorspelt hardnekkig enkele bindingen (en niets dan enkelvoudige bindingen) in het sulfaation, zwavelzuur en methaansulfonzuur. In tegenstelling, de Lewis methode (zoals beoefend door ervaren professionals) maakt meestal een andere voorspelling is dan de BABE methode doet met betrekking tot sulfaat, en altijd (voor zover ik kan vertellen) maakt een andere voorspelling met betrekking tot methaansulfonzuur.

    Dit moet waarneembare gevolgen in de elektronendichtheid te hebben. De dubbele binding heeft nul elektronendichtheid langs de middellijn. Is dit waargenomen in het echte leven, of niet? I don&# X2019; t zeker weten, maar ik voorspel niet.

    Hier&# X2019; s een van de redenen waarom de BABE-methode een dubbele binding in deze moleculen niet kunnen voorspellen. In gaande van figuur&# Xa0; 35 figuur&# Xa0; 36. we opnieuw geregeld sommige elektronen. We namen een aantal elektronen uit een &# X201C; eenzaam paar&# X201D; en gebruikte ze om een ​​andere band te maken. Dit kan niet gebeuren in de BABE aanpak, omdat er geen eenzame paren. Het begrip vrije elektronenparen bestaat niet, dus&# X2019; s niets te herschikken. Jij kan&# X2019; t een andere band toe te voegen door het uit de lucht te trekken, omdat dat de totale elektrische lading van het molecuul zou veranderen.

    In het geval je&# X2019; re af of er wellicht gaten in een d baan die kan worden gebruikt om de additionele binding vormen, dat&# X2019; s een slim idee, maar het won&# X2019; t werk. In deze elektron-rijke moleculen, obligaties zijn gaten in antibindende orbitalen. Alle laaggelegen d orbitalen worden bonding, en u kunt&# X2019; t maken obligaties door er gaten in dergelijke orbitalen. Er zijn tal van spellen die je kunt spelen met d-orbitalen, maar geen van hen (voor zover ik kan vertellen) de bond order in deze moleculen te verhogen.

    7.6 &# Xa0;&# Xa0; Aanvullende opmerkingen

    Merk op dat de eenvoudige methode van het tellen van formele aanklacht door het tellen van obligaties, zoals voorgesteld in paragraaf&# Xa0; 2.1.4. werkt alleen binnen de BABE formalisme, dat wil zeggen wanneer de obligaties vertegenwoordigen paren van gaten in antibindende orbitalen in electron-rijke moleculen. In tegenstelling, in de Lewis regeling, het tellen van formele aanklacht zou lastiger zijn, omdat we zouden moeten goed zijn voor alleenstaande paren evenals obligaties. Dit is een van de redenen waarom de BABE-methode is gewoon makkelijker.

    Als u in de bond order alleen geïnteresseerd bent, en je bent zeker van dat u nooit spectroscopie of structuurberekening moleculaire doen, kun je concluderen dat Lewis dot schema’s zijn OK, voor electron-rijke verbindingen (met een paar uitzonderingen, zoals O2).

    Houd er rekening mee dat met uitzondering van de hydriden genoemd in paragraaf&# Xa0; 7.1. Lewis dot diagrammen valse voorspellingen over de spectroscopie en moleculaire orbitalen van bijna alle moleculen, niet alleen zuurstof. O2 is gewoon de kanarie in de kolenmijn, in de zin dat het is waar we eerst het probleem opgemerkt. Maar het duurde niet het probleem veroorzaken en het negeren van de dode kanarie zal het probleem niet oplossen.

    Zoals Kim Philby zei: &# X201C; verraden, moet u eerst hoort.&# X201D; Toegepast op het begrip van gevulde Lewis octetten, het feit dat dit fundamenteel fout gedachte maakt een aantal correcte voorspellingen over obligatie-order is een groot deel van wat het zo verderfelijk maakt.

    8 &# Xa0;&# Xa0; Conceptueel Foundations (of het ontbreken daarvan)

    8.1 &# Xa0;&# Xa0; Contrast: molecuulorbitalen versus Lewis

    De obligatie-sterkte diagrammen besproken in paragraaf&# Xa0; 2 stevig gebaseerd op gedegen theorie, zoals we nu bespreken.

    Dit is de zogenaamde molecuulorbitaaltheorie of MO theorie voor kort. Net als de meeste theorieën, lijkt het simpel als je het begrijpt, en formidabel ingewikkeld als je niet&# X2019; t begrijpen. Zoals elke goede theorie, afgezwakte, bij benadering, kwalitatieve versies beschikbaar zijn. en dat&# X2019; s waar we moeten beginnen. Hier dan zijn enkele van de kwalitatieve dingen die we weten over MO theorie:

    De MO verklaring is consistent met de paramagnetisme data.

    De Lewis dot diagram voorspelt koppig geen paramagnetisme, in tegenstelling tot observaties.

    Laten we dit in contrast met een behoorlijke moleculaire orbitaal verklaring.

    • We beginnen met de would-be-molecuul Be2. De MO diagram legt keurig het ontbreken van Be-Be chemische binding; beide &# X3C3; s bonding orbitaal en de &# X3C3; s * antibindende orbitalen zijn gevuld, wat resulteert in geen netto binding. Dus proberen om Be2 behulp 2s orbitalen te vormen is als het proberen om He2 te vormen met behulp van 1s orbitalen. het&# X2019; s gewoon niet gebeuren. Dit contrasteert goed met de waargenomen Li&# X2212, Li binding, waarin alleen de &# X3C3; s bonding orbitaal gevuld is. (Lewis puntenwolken kan niet beginnen met het patroon gaande van He2 tot Li2 Be2 te leggen.)

    Aan de andere kant van de N = 2 rij, laten we rekening houden met de would-be-molecuul NE2. De MO diagram correct voorspelt geen Ne&# X2212; Ne chemische binding, omdat alle acht molecuulorbitalen zijn gevuld. Verzamel gevuld bonding orbitaal, er een gevulde antibindende orbitaal, dus nul netto voordeel bij het vormen van het molecuul. Dit contrasteert goed met de F2 molecule, waarbij een van de antibindende orbitalen leeg is, wat leidt tot een netto hechtsterkte van 1.

    Als we nog een stap naar links, komen we bij O2. Ten opzichte van F2. Dit heeft twee minder elektronen, ontvolkende nog een antibindende orbitale. (Eigenlijk halve depopulates twee dergelijke orbitalen.) In elk geval is het resultaat een netto hechtsterkte van 2.

    weer in beweging naar links, in N2 hebben we drie volledig ontvolkt antibindende orbitalen, voor een obligatie-sterkte van 3.

    Voor de vier gevallen NE2. F2. O2. en N2. vinden we dat de vergelijking&# Xa0; 3 een samenvatting van de feiten. Let op het woord &# X201C; vat samen&# X201D ;.

    Het punt is dat de vergelijking&# Xa0; 3 vat alleen de vier feiten, zonder uit te leggen feiten dan ook. Het&# X2019; s op zijn best een ezelsbruggetje. Het&# X2019; s iets meer dan numerologie. Om het onderscheid tussen het samenvatten en uitleggen zien, alleen verlengen van de sequentie een stap naar links: Als we in C2. we ontvolken andere orbitale. maar deze keer ontvolken we een bonding orbitaal, het verminderen van de obligatie-kracht om 2.

    De obligatie-sterkte pieken bij 3 bij N2. Vandaar rijdt en zich naar links of rechts veroorzaakt hechtsterkte afnemen.

    Vergelijking&# Xa0; 3 wordt erger en erger als we doorgaan met het verplaatsen naar links over de N = 2 rij.

    Dus laat&# X2019; s te zien hoe de deelnemers hebben gescoord:

    1. Toegepast op paren van atomen vanaf de N = 2 tr, vergelijking&# Xa0; 3 is gelijk over de helft van de tijd. Dit komt door het vergelijken van de formule waargenomen resultaten, en is onafhankelijk van welke afleiding of ratio (eventueel) dat ligt achter de formule.
    2. De Lewis octetregel heeft minder geldig dan de obligatie-order formule. Dat wil zeggen, als we proberen om de vergelijking te interpreteren&# Xa0, 3 in termen van octetten, we gelijk minder dan de helft van de tijd, omdat de octet beeld niet alleen bond orde voorspelt, maar voorspelt valselijk dat alle elektronen in O2 zijn gekoppeld. En het Lewis octet beeld is schromelijk onverenigbaar is met de spectroscopische gegevens.
    3. Als we interpreteren vergelijking&# Xa0; 3 het gebied van de moleculaire orbitalen, beseffen we het van toepassing is if-and-only-als alle vier van het molecuul&# X2019; s bonding orbitalen vol zijn, d.w.z. wanneer we overwogen om elektronen naar nul of meer van de drie antibindende orbitalen die boven de energieladder liggen. Dus in zekere zin is&# X2019; s een antibindende formule, geen binding formule.
    4. Belangrijker is dat de MO verklaring vertelt ons wanneer we moeten en als we niet moeten&# X2019; t aandacht besteden aan vergelijking&# Xa0; 3. De MO uitleg geeft ons een manier om te begrijpen de hele reeks He2. Li2. Be2. B2. C2. N2. O2. F2. NE2 (inclusief de spectroscopische gegevens en de gegevens paramagnetisme).

    Ik herhaal: vergelijking&# Xa0; 3 een overzicht van de gegevens over een smal gebied, maar is niet (op zichzelf) een toelichting. Uitleg over de formule in termen van octetten alleen maar erger. MO theorie verklaart vergelijking&# Xa0; 3. legt zijn beperkingen, en legt veel meer.

    8.4 &# Xa0;&# Xa0; De Aufbau Principle (of niet)

    Dit gaat de discussie die begon in paragraaf&# Xa0; 3.1.

    Het is vermeldenswaard dat de Aufbau principe is volstrekt onverenigbaar is met het Lewis octet idee. Laat&# X2019; s doen een voorbeeld, te beginnen met O2. de Lewis &# X201C; theorie&# X201D; vertelt ons dat elk atoom in het molecuul een octet van elektronen zullen &# X201C; rond&# X201D; het. Als we nu F2 construeren overeenkomstig de Aufbau principe laten we oxygenic elektronen alleen, en voeg twee elektronen. Er zijn nu meer dan acht elektronen &# X201C; rond&# X201D; elk atoom.

    Voor de meeste moleculen, is een onontkoombaar conflict. Ofwel de Aufbau principe verkeerd is, of het Lewis octet idee is verkeerd. (De onjuistheid van de Lewis octet idee wordt besproken in paragraaf&# Xa0; 7).

    De Lewis model verklaart orde bond in termen van binding paren en niet-bindende paren.

    MO theorie verklaart orde band op het gebied van lijmen en antibindende.

    Het is perfect verenigbaar met de Aufbau principe om te zeggen dat als we gaan van O&# XF7; O om F-F, verlaten we de hechting niveaus alleen maar elektronen toe te voegen aan een antibindende niveau.

    Er is een groot verschil tussen antibindende en non-bonding. Er is een groot verschil tussen BABE en BNBE (dat wil zeggen Lewis dot structuren).

    9 &# Xa0;&# Xa0; Discussion

    Bijna alle wetenschappelijke resultaten, experimenteel en theoretisch, zijn bij benadering en onvolkomen.

    Een van de criteria voor het beoordelen van wetenschappelijke benaderingen is dat ze moeten worden gecontroleerd benaderingen. Dat wil zeggen dat de fout zou klein zijn, moeten we een bovengrens van hoe groot de fout te hebben, en we zouden graag een manier om de fout kleiner of en wanneer we nodig hebben.

    • Als bijvoorbeeld de idee dat kinetische energie ½ m v 2 in de niet-relativistische limiet. Dat is een uitstekende benadering in de gewone klas situaties, maar dat&# X2019; s niet het belangrijkste punt. Het punt is dat de onderlinge beter door het beperken van het snelheidsbereik kan worden gemaakt, en / of door het opnemen van hogere orde correctie termen. Overigens volledig relativistische uitdrukking is beschikbaar indien nodig.
    • Als een tegenvoorbeeld, rekening houden met de regel over het eten van oesters in maanden met een &# X201C; R&# X201D; in hen (september tot april). Oesters afhangen logische manieren over het weer, maar er is geen logisch verband uit dat de manier waarop we de spelling van de namen van onze maanden. Dus de oester / R regel, in de mate dat het enige geldigheid helemaal niet, is ergens tussen toeval en een ezelsbruggetje. Zelfs indien een regel werkt in een deel van de wereld, u weinig of geen vertrouwen dat het zal werken in een ander deel van de wereld, omdat het onmogelijk kan gevoelig zijn voor de relevante variabelen.

    Lewis dot diagrammen niet goed doen in het kader van dit criterium. De Lewis octet regel lijkt een alles-of-niets propositie. Ofwel de O2-molecuul heeft slechts zes molecuulorbitalen, of niet. In feite is het niet, zoals we die kennen uit de paramagnetisme data, de spectroscopie data, et cetera. Dus moet Lewis dot diagrammen in dezelfde categorie als de oester / R geheugensteun worden gezet.

    Een andere regel van good scientific practice is om up-front over alles wat benaderingen worden gemaakt. Dit is waar de meest directe verbeteringen kunnen worden aangebracht. Als je voelt dat je moet Lewis dot diagrammen te trekken, ga je gang, maar zorg ervoor dat het publiek begrijpt dat:

    • Lewis dot diagrammen zijn in het beste geval fenomenologisch en empirische, niet gebaseerd op een stevige theoretische grondslagen.
    • Ze maken veel onjuiste voorspellingen in aanvulling op wat de juiste voorspellingen die ze maken.
    • Veel betere uitleg van wat&# X2019; s gaande zijn beschikbaar.

    Een andere regel van good scientific practice beweert dat het slechte manieren om een ​​resultaat te bekritiseren voor zijn onvolmaakt, tenzij u&# X2019; ve kreeg iets beters te suggereren. In dit geval is de suggestie om de hechtsterkte diagrammen in hoofdstuk beschreven gebruiken&# Xa0; 2. die de voorkeur om Lewis dot diagrammen in alle opzichten zijn.

    Ook de obligatie-orde formule vergelijking&# Xa0; 3 is geldig gedurende een beperkt bereik, maar heeft nog steeds meer dan de geldigheid Lewis octet beeld. Te zien hetzij als uitvloeisel van de smalle moleculaire orbitaal verklaring, of het kan worden gebruikt op zichzelf als empirische / fenomenologisch / mnemonic / numerological regel.

    Het is goed mogelijk om de resultaten van de binding-orde formule visualiseren. U kunt foto’s van moleculen, waaronder F trekken&# X2212, F, O&# XF7; O, N&# X2261, N, C / = \ C, B \; / B en Li&# X223C; Li. zonder verbinding geven dit &# X201C; moleculaire octets&# X201D ;. We sluit deze aan op de juiste theorie door te zeggen dat elke &# X2212; of &# X223C; vormt een eenheid van hechting. EEN &# X223C; stelt een gevulde bonding orbitaal, terwijl een &# X2212; vertegenwoordigt een ongevulde antibindende orbitale.

    Wat is er mis wanneer mensen proberen om de successen van de obligatie-orde formule te gebruiken als bewijs voor het Lewis octet regel, door back-volgen langs pijl (2) in figuur&# Xa0; 40. Het is niet logisch om pijl te volgen (2), terwijl het negeren van de pijlen (1), (3) en (4). Het is niet eerlijk om aandacht te besteden aan de occasionele toevallige successen van de DCBO regel, terwijl het negeren van haar mislukkingen en het negeren van de vele successen van concurrerende hypotheses.

    10 &# Xa0;&# Xa0; Extra Achtergrond en Context

    10.1 &# Xa0;&# Xa0; The Hole Concept

    De notie van gaten staat centraal in elke discussie over solid state. Dit gaat terug naar Peierls&# X2019; s 1929 verklaring van de Hall-effect (referentie&# Xa0; 15).

    Gaten zijn onderdeel van quantumveldtheorie sinds Dirac&# X2019; s baanbrekende werk in 1930 (referentie&# Xa0; 16. pagina 293):

    De vernietiging van negatief-energie elektronen wordt verstaan ​​het ontstaan ​​van een gat in de zee van negatieve energie-elektronen of het creëren van een positron.

    Het idee van gaten in de context van bindingen tussen atomen is niet nieuw, niet. In 1969, Baym (referentie&# Xa0; 17. pagina 454) opgemerkt dat halogeen kan worden beschouwd

    als een zwak gebonden &# X201C; gat&# X201D; die ook gemakkelijk vormen chemische bindingen.

    ik&# X2019; m niet helemaal zeker waarom hij zette het woord gat in schrikken aanhalingstekens.

    10.2 &# Xa0;&# Xa0; Coulomb Models

    Laat&# X2019; s overwegen een kristal van NaCl. Het vertoont ionische binding, in tegenstelling tot de covalente binding van (bijvoorbeeld) een siliciumkristal. Het kan redelijk goed worden beschreven in de klassieke termen: de Na + ion en de Cl &# X2212; ion worden gemodelleerd als klassieke harde bollen (van passende afmetingen), en ze worden samengehouden door Coulomb interacties.

    Dit is consistent met het idee van Lewis octetten, in die zin dat de Na + ionen en de Cl &# X2212; ion kan worden verklaard in termen van gevulde atomaire bytes. (Vergeet niet, atomaire octets hebben eigenlijk een aantal basis in feite, terwijl moleculaire octets bijna nooit doen.)

    Benadrukt moet worden dat de Coulomb interactie tussen ionen is heel anders dan de covalente binding. In de echte wereld, sommige banden vertonen een mengsel van ionische en covalente karakter. NaCl kristallen zijn in de buurt van de ionische extreme, terwijl silicium kristallen zijn bij de covalente extreme.

    Coulomb&# X2019; s wet kan worden uitgedrukt in verschillende equivalente vormen. Deze omvatten:

    waarin F (r) is de kracht op een lading q plaatse r gevolg van een lading Q in de oorsprong. De r / | r | factor is een eenheidsvector in de richting r. De kracht radiaal buitenwaarts wanneer Q en q hetzelfde teken aangegeven.

    De Coulomb interactie afhankelijk van de lading (maar niet de massa) van de deeltjes. Het is een lange afstand kracht, in die zin dat de interactie-energie valt als 1 / r. In tegenstelling, de grootte en sterkte van de covalente binding afhankelijk van de massa (en kosten) van het elektron. De covalente binding is noodzakelijk een kort bereik interactie: op grote afstand van de golffunctie afvalt exponentieel, met een snelheid die wordt bepaald door de massa van het elektron.

    Coulomb&# X2019; s vergelijking vertelt ons de elektrostatische potentiële energie, maar we moeten ook de kinetische energie. We moeten de kinetische energie worden als we enige hoop verklaren veel van de meest bekende en belangrijke chemische gegevens, waaronder:

    • Dat atomen elke grootte nul.
    • Het feit dat sommige obligaties directional. De triviale vorm van alles van watermoleculen DNA-moleculen afhankelijk van het bestaan ​​van directionele obligaties. Coulomb&# X2019; s vergelijking (plus een aantal met de hand zwaaien) geven een aanvaardbare beschrijving van ionische verbindingen zoals NaCl, en voor structuurloze moleculen zoals CH4. maar niet meer gecompliceerde structuren. De Coulomb interactie is puur radiaal, dus het heeft vrijwel geen mogelijkheid om obligaties hoeken te controleren.
    • De niet-rotatie ethyleen (H2C = CH2) tegenover de rotatie in ethaan (H3C&# X2212, CH3).
    • De overkoepelende inversie in de ammoniak molecuul.
    • De niet-triviale variatie van de bond order als een functie van atoomnummer, zoals we zien in de reeks C = C, N&# X2261, N, O&# XF7; O, F&# X2212; F.
    • et cetera.

    Sommige mensen die er genoeg van Lewis dot diagrammen proberen om hun problemen op te lossen door te suggereren kunnen we alles (of bijna alles) beschrijven in termen van &# X201C; Coulomb&# X201D; modellen. Dit is geen goed idee. Laat&# X2019; s zijn duidelijk: Praten over een &# X201C; Coulomb&# X201D; model van het watermolecuul of etheen molecuul hoogstens misleidend. Het is op zijn best een misbruik van de terminologie.

    Coulomb&# X2019; s recht deel van de beschrijving van chemische binding (inclusief covalente en ionische), maar is ook juist dat bouten deel uitmaken van een auto. we don&# X2019; t praten over de &# X201C; bout&# X201D; model van hoe de auto’s werken, en we shouldn&# X2019; t praten over de &# X201C; Coulomb&# X201D; model van bonding, behalve misschien voor de ionische verbindingen zoals NaCl. Coulomb&# X2019; s wet is een wet van de fysica, maar het is slechts één van de vele wet; Het is niet een volledige beschrijving.

    (In tegenstelling, is het OK om te praten over een &# X201C; kwantummechanische&# X201D; model. Dat&# X2019; s omdat QM expliciet bevat alle andere wetten van de fysica. Op de RHS van de Schr&# XF6; dinger vergelijking vinden we de Hamiltoniaan, die alle bijdragen aan de energie omvat. In tegenstelling, de Coulomb energie berekend met vergelijking&# Xa0; 4 is slechts een bijdrage aan de energie, een bijdrage van de vele).

    11 &# Xa0;&# Xa0; Samenvatting

    Er is niets wat je kunt doen via Lewis dot structuren die je kunt&# X2019; t doen minstens zo gemakkelijk en minstens zo nauwkeurig verbindingsgat tellen. Hole tellen, binnen het domein van de toepasbaarheid, is gebaseerd op gedegen theorie, terwijl Lewis dot diagrammen zijn gebaseerd op een sprookje.

    Er is een octet regel voor atomen die redelijkerwijs gegrond is in atoomfysica voor een enkele rij-2 atoom. Echt er is iets bijzonders aan de volledige octet (dat wil zeggen gesloten shell) in neon.

    Chemie is in de eerste plaats over moleculen, niet geïsoleerde atomen, in het bijzonder niet edel-gas atomen. Voor moleculen, de Lewis aanpak koppelt de octet idee om DCBO (dubbeltelling van bonding orbitalen), dat is een ramp.

    In werkelijkheid zijn er acht valentie-shell moleculaire orbitalen in moleculen zoals O2. Dit is het startpunt voor de theorie van de chemie beschreven. Dit is het juiste antwoord.

    De Lewis aanpak zegt O2 heeft slechts zes molecuulorbitalen: twee aan de linkerkant, twee gedeeld, en twee aan de rechterkant. Dit is het verkeerde antwoord.

    Naive-hole tellen won&# X2019; t u vertellen of O&# XF7, O of O = O de voorkeur. Maken geen voorspelling over deze vraag is beter dan het maken van een verkeerde voorspelling. We laten de deur open voor andere theoretische en / of experimentele gegevens om de vraag te beslissen.

    Lewis octets koppig voorspellen O = O, in weerwil van de bekende feiten. Er is geen manier om een ​​Lewis octet dat de feiten past trekken.

    Hole-telling geeft een goede boekhouding van zijn eigen beperkingen. Het is gemakkelijk te begrijpen dat naï Ve hole tellen werkt in electron-rijke moleculen, met inbegrip van een zeer breed scala van belangrijke biomoleculen. Ondertussen, is het gemakkelijk om die enigszins minder na bekijkenï Ve boekhouding nodig is C = C en andere systemen die geen elektronen-rijke verklaren. zonder op enigerlei wijze tegenspreekt werd gezegd elektronenrijke systemen.

    Lewis &# X201C; theorie&# X201D; niet zijn eigen beperkingen leggen. Er is geen manier om C = C in termen van Lewis octetten leggen, noch een goede manier om te verklaren waarom niet. Octets zijn ofwel een fundamenteel principe, of ze&# X2019; re niet. Als het octet &# X201C; principe&# X201D; verklaart N2. waarom doesn&# X2019; t is O2 of C2 uit te leggen.

    Iedereen die zegt dat mijn benadering is identiek aan het Lewis aanpak isn&# X2019; t op te letten.

    In alle gevallen waarin Lewis puntenwolken maken correcte voorspellingen hole tellen maakt dezelfde voorspellingen (d.w.z. de correcte voorspellingen) met dezelfde hoeveelheid inspanning of minder.

    Lewis puntenwolken zijn uiteraard beter dan niets. Het succes van Lewis puntenwolken gebied een deel van het succes van hole tellen.

    Hole-telling is gebaseerd op molecuulorbitaaltheorie. Het is een verkorte, samenvatten (niet verdringen) een aantal gerenommeerde feiten.

    De Lewis dot diagram regeling is gebaseerd op DCBO, en over de verwaarlozing van antibindende, en op andere aannames die in strijd zijn met wat zijn&# X2019; s echt aan de hand in het molecuul. Het is een wonder dat Lewis dot diagrammen maken zo weinig verkeerde voorspellingen zoals ze doen.

    Lewis dot schema’s zijn gemakkelijk te trekken, makkelijk te visualiseren, compact en elegant. maar schering en inslag met fout.

    12 &# Xa0;&# Xa0; Referenties

    Bron: www.av8n.com

    Geef een reactie

    Het e-mailadres wordt niet gepubliceerd. Vereiste velden zijn gemarkeerd met *