Lewis-strukture en formele lading: 'n metode wat jy kan nagaan

Valenselektrone tel vir molekule en poliatomiese ione

Elke Lewis-struktuur begin met een getal: die totale telling van valenselektrone beskikbaar om te plaas. Vir hoofgroepelemente is die valenselektrontelling gelyk aan die laaste syfer van die groepnommer in die 1–18-nommering, dus dra koolstof 4 by, stikstof 5, suurstof 6, en elke halogeen 7. Waterstof dra 1 by, en helium, met 2, is die een uitsondering op die groepnommerreël.

'n Ioon se lading verander die totaal. 'n Negatiewe lading beteken ekstra elektrone, dus voeg jy een elektron per eenheid negatiewe lading by. 'n Positiewe lading beteken ontbrekende elektrone, dus trek jy af. Die ammoniumioon, NH₄⁺, het 5 + 4(1) − 1 = 8 valenselektrone, terwyl die karbonaation, CO₃²⁻, 4 + 3(6) + 2 = 24 het.

Skryf hierdie totaal neer voordat jy enigiets teken; dit is die getal waarteen jy die voltooide struktuur sal toets.

Die skelet bou en elektronpare plaas

Die skelet is die patroon van watter atoom aan watter verbind. Waterstof en fluoor vorm byna altyd net een binding, dus is hulle eindatome. Die sentrale atoom is gewoonlik die minste elektronegatiewe atoom behalwe waterstof, wat dikwels die atoom is wat een keer in die formule voorkom. In oksiësure is waterstofatome gewoonlik aan suurstof gebind, nie aan die sentrale atoom nie.

Sodra die skelet vasgestel is, versprei die oorblywende stappe elektrone sodat elke atoom 'n stabiele telling bereik. Periode 2-atome (C, N, O, F) kan hoogstens agt elektrone rondom hulle hou omdat hulle net vier valensorbitale het, wat is hoekom die oktetreël 'n vaste grens vir hulle is.

• Verbind elke eindatoom met 'n enkelbinding aan die sentrale atoom (2 elektrone elk).
• Voltooi die okette van die eindatome met vrye elektronpare (waterstof het net 2 nodig).
• Plaas enige elektrone wat oorbly as vrye elektronpare op die sentrale atoom.
• As die sentrale atoom nog minder as 8 elektrone het, skakel 'n vrye elektronpaar op 'n naburige atoom om in 'n gedeelde paar om 'n dubbel- of drievoudige binding te maak.
• Kontroleer: elektrone geteken is gelyk aan die totaal getel, en geen periode 2-atoom het meer as 8 nie.

Formele lading as toets tussen kandidaatstrukture

Formele lading vra hoeveel elektrone 'n atoom in die tekening besit in vergelyking met die neutrale vrye atoom, as elke bindingspaar gelykop verdeel word. Die formule is FC = V − N − B/2, waar V die atoom se valenselektrontelling is, N die aantal nie-bindende (vrye-paar-)elektrone daarop is, en B die aantal elektrone in sy bindings is. Die formele ladings in 'n struktuur tel altyd op tot die algehele lading van die spesie, wat jou 'n ingeboude rekenkundige kontrole gee.

Wanneer verskeie strukture die elektrontelling gehoorsaam, verkies die een waarin formele ladings so na as moontlik aan nul is. As enige formele lading moet oorbly, plaas die beter struktuur negatiewe formele lading op die meer elektronegatiewe atoom en vermy om ladings van dieselfde teken op gebinde bure te plaas.

Formele lading is boekhouding, nie 'n gemete lading nie. Omdat dit elektronegatiwiteit ignoreer, kan 'n atoom met nul formele lading steeds 'n aansienlike gedeeltelike lading in die werklike molekuul dra.

Uitgewerkte voorbeeld: fosgeen en die sianaat-ioon

Fosgeen, COCl₂. Tel: C dra 4 by, O dra 6 by, en elke Cl dra 7 by, dus is die totaal 4 + 6 + 2(7) = 24 elektrone. Koolstof is die sentrale atoom. Drie enkelbindings van C na O en na elke Cl gebruik 6 elektrone. Die voltooiing van die okette van O en albei Cl-atome gebruik nog 3 × 6 = 18, vir 24 in totaal, dus bly geen elektrone vir koolstof oor nie. Koolstof het slegs 6 elektrone rondom hom, dus skakel een vrye elektronpaar om in 'n tweede binding. Om 'n O-vrye-paar te skuif gee C=O; om 'n Cl-vrye-paar te skuif gee C=Cl.

Formele lading besluit tussen hulle. Met C=O het suurstof 4 nie-bindende elektrone en 4 bindende elektrone: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Elke Cl het 6 nie-bindende en 2 bindende elektrone: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Koolstof het 8 bindende elektrone: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Met C=Cl in plaas daarvan word daardie Cl 7 − 4 − 2 = +1 en die enkelgebinde O word 6 − 6 − 1 = −1. Die alles-nul-struktuur met die C=O-dubbelbinding verdien voorkeur.

Sianaat-ioon, OCN⁻. Tel: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektrone, met koolstof as sentrale atoom. Drie rangskikkings gee koolstof 'n oktet: O=C=N, O≡C–N en O–C≡N, elk met vrye elektronpare wat die okette op O en N voltooi. Vir O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 en N = 5 − 4 − 2 = −1. Vir O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 en N = 5 − 6 − 1 = −2. Vir O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 en N = 5 − 2 − 3 = 0. Koolstof is 0 in al drie, en elke stel tel op tot −1 soos dit moet.

Die O≡C–N-vorm het die grootste ladings en plaas positiewe lading op suurstof, die mees elektronegatiewe atoom, dus dra dit die minste by. Die O–C≡N-vorm plaas die negatiewe lading op suurstof en is die belangrikste bydraer, met O=C=N amper agterna. Die werklike ioon is 'n mengsel van hierdie strukture, soos die volgende afdeling verduidelik.

Resonansie wanneer een tekening nie die bindings kan beskryf nie

Sommige spesies het twee of meer geldige Lewis-strukture wat slegs verskil in waar elektrone geplaas word, met elke atoom in dieselfde posisie. Dit is resonansiestrukture, geskryf met 'n dubbelkoppyl (↔) tussen hulle. Die werklike molekuul is 'n enkele struktuur, die resonansiehibried, waarvan die bindings 'n gemiddelde van die bydraers is. Dit skakel nie heen en weer tussen hulle nie.

Die formiaat-ioon, HCOO⁻, is 'n duidelike voorbeeld. Tel: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektrone. Met H en albei O-atome aan C gebind en die suurstofokette voltooi, word 18 elektrone gebruik en het koolstof net 6, dus word een suurstof-vrye-paar 'n C=O-binding. Die dubbelgebinde O het FC = 6 − 4 − 2 = 0 en die enkelgebinde O het FC = 6 − 6 − 1 = −1. Enige suurstof kan die dubbelbinding hou, dus is daar twee ekwivalente strukture.

Omdat die twee bydraers ekwivalent is, het die hibried twee identiese koolstof-suurstofbindings, elk tussen 'n enkel- en 'n dubbelbinding in, en elke suurstof dra gemiddeld die helfte van die negatiewe lading. Gemete bindingslengtes in karboksilaat-ione stem met hierdie beeld ooreen. Wanneer bydraers nie ekwivalent is nie, soos in sianaat, lyk die hibried die meeste soos die strukture met laer formele lading.

Wanneer die oktetreël buig: onewe, onvolledige en uitgebreide tellings

Drie soorte spesies pas nie by die oktetpatroon nie. Onewe-elektronmolekule, soos stikstofmonoksied, NO, met 5 + 6 = 11 valenselektrone, kan nie elke atoom 'n oktet gee nie; een atoom moet 'n ongepaarde elektron dra. Spesies van hierdie soort word radikale genoem en is tipies reaktief.

Sommige molekule het 'n onvolledige oktet op die sentrale atoom. In booortrifluoried, BF₃ (24 elektrone), laat die struktuur met drie B–F-enkelbindings boor met 6 elektrone maar gee elke atoom 'n formele lading van nul. Die vorming van 'n B=F-dubbelbinding sou boor se oktet slegs voltooi deur fluoor 'n formele lading van +1 en boor −1 te gee, dus is die enkelgebinde struktuur die gewone beskrywing.

Atome in periode 3 en laer kan met meer as agt elektrone rondom hulle geteken word. In PCl₅ (40 elektrone) gee vyf bindings fosfor 10 elektrone. In die trijodied-ioon, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektrone), hou die sentrale jodium twee bindings en drie vrye elektronpare, en sy formele lading is 7 − 6 − 2 = −1. Plaas oorblywende elektrone eers op die sentrale atoom nadat elke eindatoom sy oktet het.

Algemene foute met Lewis-strukture en hoe om hulle te vang

Die meeste foute is tellingsfoute, dus is die betroubaarste gewoonte om elke struktuur met twee kontroles af te sluit: tel elke elektron in die tekening (2 per binding, 2 per vrye paar) teen jou neergeskrewe totaal, en tel die formele ladings op om te bevestig dat hulle gelyk is aan die algehele lading.

As jou totaal van 'n klasmaat s'n of die memorandum s'n verskil met twee keer die ioon se lading, is die lading waarskynlik met die verkeerde teken toegepas. As die tekening 'n ander getal elektrone hou as jou totaal, soek vir bindings wat as een elektron in plaas van twee getel is, of vir oorblywende elektrone wat nooit geplaas is nie. Die spesifieke foute hieronder verklaar die meeste verkeerde strukture.

• Elektrone byvoeg vir 'n katioon of hulle aftrek vir 'n anioon. Negatiewe lading beteken meer elektrone.
• 'n Binding as een elektron tel. Elke lyn verteenwoordig 'n gedeelde paar, dus is dit 2 elektrone.
• Waterstof twee bindings gee of dit die sentrale atoom maak. Waterstof hou net 2 elektrone.
• Meer as 8 elektrone op C, N, O of F plaas. Uitgebreide tellings is slegs moontlik vir periode 3 en laer.
• Formele lading as die werklike lading op 'n atoom behandel, of dit met oksidasiegetal verwar, wat alle bindingselektrone aan die meer elektronegatiewe atoom toeken.
• Resonansiestrukture teken deur atome te skuif. Om 'n atoom te skuif skep 'n ander verbinding, nie 'n resonansiebydraer nie.