Луисови структури и формален заряд: метод, който можете да проверите

Броене на валентните електрони за молекули и многоатомни йони

Всяка Луисова структура започва с едно число: общия брой валентни електрони, които трябва да се разположат. За елементите от главните групи броят на валентните електрони е равен на последната цифра от номера на групата в номерацията 1–18, така че въглеродът дава 4, азотът 5, кислородът 6, а всеки халоген 7. Водородът дава 1, а хелият, с 2, е единственото изключение от правилото за номера на групата.

Зарядът на йона променя общия брой. Отрицателният заряд означава допълнителни електрони, така че добавяте по един електрон за всяка единица отрицателен заряд. Положителният заряд означава липсващи електрони, така че изваждате. Амониевият йон, NH₄⁺, има 5 + 4(1) − 1 = 8 валентни електрона, а карбонатният йон, CO₃²⁻, има 4 + 3(6) + 2 = 24.

Запишете този общ брой, преди да начертаете каквото и да било; това е числото, спрямо което ще проверите готовата структура.

Построяване на скелета и разполагане на електронните двойки

Скелетът е схемата на това кой атом с кой е свързан. Водородът и флуорът почти винаги образуват само една връзка, така че са крайни атоми. Централният атом обикновено е най-малко електроотрицателният атом освен водорода, който често е атомът, срещащ се веднъж във формулата. При кислородните киселини водородните атоми обикновено са свързани с кислорода, а не с централния атом.

След като скелетът е определен, останалите стъпки разпределят електроните така, че всеки атом да достигне устойчив брой. Атомите от период 2 (C, N, O, F) могат да държат най-много осем електрона около себе си, защото имат само четири валентни орбитали, затова правилото на октета е твърдо ограничение за тях.

• Свържете всеки краен атом с централния чрез единична връзка (по 2 електрона).
• Допълнете октетите на крайните атоми с несподелени двойки (водородът се нуждае само от 2).
• Поставете останалите електрони при централния атом като несподелени двойки.
• Ако централният атом все още има по-малко от 8 електрона, превърнете несподелена двойка на съседен атом в споделена, за да получите двойна или тройна връзка.
• Проверка: начертаните електрони са равни на общия преброен брой, а всеки атом от период 2 няма повече от 8.

Формалният заряд като тест между кандидат-структури

Формалният заряд пита колко електрона притежава атомът в чертежа в сравнение с неутралния свободен атом, ако всяка свързваща двойка се раздели поравно. Формулата е FC = V − N − B/2, където V е броят на валентните електрони на атома, N е броят на несвързващите (несподелените) електрони при него, а B е броят на електроните в неговите връзки. Формалните заряди в една структура винаги се сумират до общия заряд на частицата, което ви дава вградена аритметична проверка.

Когато няколко структури отговарят на броя електрони, предпочитайте тази, в която формалните заряди са възможно най-близо до нула. Ако някакъв формален заряд трябва да остане, по-добрата структура поставя отрицателния формален заряд върху по-електроотрицателния атом и избягва заряди с един и същ знак върху свързани съседи.

Формалният заряд е счетоводство, а не измерен заряд. Тъй като пренебрегва електроотрицателността, атом с нулев формален заряд все пак може да носи значителен частичен заряд в реалната молекула.

Решен пример: фосген и цианатният йон

Фосген, COCl₂. Броене: C дава 4, O дава 6, а всеки Cl дава 7, така че общо са 4 + 6 + 2(7) = 24 електрона. Въглеродът е централният атом. Три единични връзки от C към O и към всеки Cl използват 6 електрона. Допълването на октетите на O и на двата Cl атома използва още 3 × 6 = 18, общо 24, така че за въглерода не остават електрони. Въглеродът има около себе си само 6 електрона, затова превърнете една несподелена двойка във втора връзка. Преместването на несподелена двойка на O дава C=O; преместването на несподелена двойка на Cl дава C=Cl.

Формалният заряд решава между тях. При C=O кислородът има 4 несвързващи и 4 свързващи електрона: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Всеки Cl има 6 несвързващи и 2 свързващи електрона: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Въглеродът има 8 свързващи електрона: FC = 4 − 0 − 4 = 0. При C=Cl вместо това този Cl става 7 − 4 − 2 = +1, а единично свързаният O става 6 − 6 − 1 = −1. Предпочита се структурата с всички нули и двойна връзка C=O.

Цианатен йон, OCN⁻. Броене: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 електрона, с въглерод в центъра. Три подреждания дават на въглерода октет: O=C=N, O≡C–N и O–C≡N, всяко с несподелени двойки, допълващи октетите на O и N. За O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 и N = 5 − 4 − 2 = −1. За O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 и N = 5 − 6 − 1 = −2. За O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 и N = 5 − 2 − 3 = 0. Въглеродът е 0 и в трите, а всеки набор се сумира до −1, както трябва.

Формата O≡C–N има най-големите заряди и поставя положителен заряд върху кислорода, най-електроотрицателния атом, така че допринася най-малко. Формата O–C≡N поставя отрицателния заряд върху кислорода и е най-важният принос, а O=C=N е близо зад нея. Реалният йон е смес от тези структури, както обяснява следващият раздел.

Резонанс, когато един чертеж не може да опише връзките

Някои частици имат две или повече валидни Луисови структури, които се различават само по това къде са поставени електроните, като всеки атом е на същото място. Това са резонансни структури, записвани с двойна стрелка (↔) между тях. Реалната молекула е една-единствена структура, резонансният хибрид, чиито връзки са средно от приносите. Тя не прескача напред-назад между тях.

Формиатният йон, HCOO⁻, е ясен пример. Броене: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 електрона. Когато H и двата O атома са свързани с C и октетите на кислорода са допълнени, се използват 18 електрона, а въглеродът има само 6, така че една несподелена двойка на кислорода става връзка C=O. Двойно свързаният O има FC = 6 − 4 − 2 = 0, а единично свързаният O има FC = 6 − 6 − 1 = −1. Двойната връзка би могла да е при който и да е кислород, така че има две еквивалентни структури.

Тъй като двата приноса са еквивалентни, хибридът има две еднакви въглерод–кислородни връзки, всяка междинна между единична и двойна, и всеки кислород носи средно половината от отрицателния заряд. Измерените дължини на връзките в карбоксилатните йони съвпадат с тази картина. Когато приносите не са еквивалентни, както при цианата, хибридът най-много прилича на структурите с по-нисък формален заряд.

Когато правилото на октета се огъва: нечетен, непълен и разширен брой

Три вида частици не се вписват в модела на октета. Молекулите с нечетен брой електрони, като азотния оксид, NO, с 5 + 6 = 11 валентни електрона, не могат да дадат октет на всеки атом; един атом трябва да носи несдвоен електрон. Частици от този вид се наричат радикали и обикновено са реактивни.

Някои молекули имат непълен октет при централния атом. В борния трифлуорид, BF₃ (24 електрона), структурата с три единични връзки B–F оставя бора с 6 електрона, но дава на всеки атом формален заряд нула. Образуването на двойна връзка B=F би допълнило октета на бора само като даде на флуора формален заряд +1, а на бора −1, така че обичайното описание е структурата с единични връзки.

Атомите от период 3 и надолу могат да се чертаят с повече от осем електрона около тях. В PCl₅ (40 електрона) пет връзки дават на фосфора 10 електрона. В трийодидния йон, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 електрона), централният йод държи две връзки и три несподелени двойки, а формалният му заряд е 7 − 6 − 2 = −1. Поставяйте останалите електрони при централния атом едва след като всеки краен атом има своя октет.

Чести грешки в Луисовите структури и как да ги уловите

Повечето грешки са грешки при броенето, така че най-надеждният навик е да завършвате всяка структура с две проверки: пребройте всеки електрон в чертежа (2 на връзка, 2 на несподелена двойка) спрямо записания ви общ брой и съберете формалните заряди, за да потвърдите, че са равни на общия заряд.

Ако общият ви брой се различава от този на съученик или от ключа с два пъти заряда на йона, зарядът вероятно е приложен с грешен знак. Ако чертежът съдържа различен брой електрони от общия ви брой, потърсете връзки, броени като един електрон вместо два, или останали електрони, които никога не са били поставени. Конкретните грешки по-долу обясняват повечето грешни структури.

• Добавяне на електрони за катион или изваждане за анион. Отрицателният заряд означава повече електрони.
• Броене на връзка като един електрон. Всяка черта представлява споделена двойка, така че е 2 електрона.
• Даване на водорода на две връзки или правенето му централен атом. Водородът държи само 2 електрона.
• Поставяне на повече от 8 електрона при C, N, O или F. Разширен брой е възможен само за период 3 и надолу.
• Третиране на формалния заряд като реален заряд на атом или бъркането му със степента на окисление, която приписва всички свързващи електрони на по-електроотрицателния атом.
• Чертане на резонансни структури чрез преместване на атоми. Преместването на атом създава различно съединение, а не резонансен принос.