Estructures de Lewis i càrrega formal: un mètode que pots comprovar

Comptar els electrons de valència de molècules i ions poliatòmics

Totes les estructures de Lewis comencen amb un nombre: el recompte total d'electrons de valència que cal col·locar. Per als elements representatius, el nombre d'electrons de valència és igual a l'últim dígit del nombre del grup en la numeració d'1 a 18, de manera que el carboni n'aporta 4, el nitrogen 5, l'oxigen 6 i cada halogen 7. L'hidrogen n'aporta 1, i l'heli, amb 2, és l'única excepció a la regla del nombre del grup.

La càrrega d'un ió canvia el total. Una càrrega negativa vol dir electrons addicionals, de manera que s'afegeix un electró per cada unitat de càrrega negativa. Una càrrega positiva vol dir electrons que falten, de manera que se'n resta. L'ió amoni, NH₄⁺, té 5 + 4(1) − 1 = 8 electrons de valència, mentre que l'ió carbonat, CO₃²⁻, en té 4 + 3(6) + 2 = 24.

Escriu aquest total abans de dibuixar res; és el nombre amb què comprovaràs l'estructura acabada.

Construir l'esquelet i col·locar els parells d'electrons

L'esquelet és el patró de quin àtom es connecta amb quin. L'hidrogen i el fluor gairebé sempre formen només un enllaç, de manera que són àtoms terminals. L'àtom central sol ser l'àtom menys electronegatiu a part de l'hidrogen, que sovint és l'àtom que apareix una sola vegada a la fórmula. En els oxoàcids, els àtoms d'hidrogen normalment estan units a l'oxigen, no a l'àtom central.

Un cop establert l'esquelet, els passos restants distribueixen els electrons perquè cada àtom arribi a un recompte estable. Els àtoms del període 2 (C, N, O, F) poden tenir com a màxim vuit electrons al seu voltant perquè només tenen quatre orbitals de valència, motiu pel qual la regla de l'octet és un límit ferm per a ells.

• Connecta cada àtom terminal a l'àtom central amb un enllaç simple (2 electrons cadascun).
• Completa els octets dels àtoms terminals amb parells solitaris (l'hidrogen en necessita només 2).
• Col·loca els electrons que sobrin a l'àtom central com a parells solitaris.
• Si l'àtom central encara té menys de 8 electrons, converteix un parell solitari d'un àtom veí en un parell compartit per fer un enllaç doble o triple.
• Comprova: els electrons dibuixats són iguals al total comptat, i cada àtom del període 2 no en té més de 8.

La càrrega formal com a prova entre estructures candidates

La càrrega formal pregunta quants electrons posseeix un àtom en el dibuix en comparació amb l'àtom lliure neutre, si cada parell d'enllaç es repartís a parts iguals. La fórmula és FC = V − N − B/2, on V és el nombre d'electrons de valència de l'àtom, N és el nombre d'electrons no enllaçants (de parells solitaris) que té i B és el nombre d'electrons dels seus enllaços. Les càrregues formals d'una estructura sempre sumen la càrrega total de l'espècie, cosa que et dona una comprovació aritmètica integrada.

Quan diverses estructures compleixen el recompte d'electrons, prefereix aquella en què les càrregues formals són el més properes possible a zero. Si ha de quedar alguna càrrega formal, l'estructura millor situa la càrrega formal negativa a l'àtom més electronegatiu i evita posar càrregues del mateix signe en àtoms veïns units.

La càrrega formal és comptabilitat, no una càrrega mesurada. Com que ignora l'electronegativitat, un àtom amb càrrega formal zero pot tenir igualment una càrrega parcial considerable a la molècula real.

Exemple resolt: el fosgè i l'ió cianat

Fosgè, COCl₂. Recompte: el C n'aporta 4, l'O n'aporta 6 i cada Cl n'aporta 7, de manera que el total és 4 + 6 + 2(7) = 24 electrons. El carboni és l'àtom central. Tres enllaços simples del C a l'O i a cada Cl en gasten 6. Completar els octets de l'O i dels dos Cl en gasta 3 × 6 = 18 més, fins a 24 en total, de manera que no sobra cap electró per al carboni. El carboni només té 6 electrons al seu voltant, de manera que converteix un parell solitari en un segon enllaç. Moure un parell solitari de l'O dona C=O; moure un parell solitari d'un Cl dona C=Cl.

La càrrega formal decideix entre les dues. Amb C=O, l'oxigen té 4 electrons no enllaçants i 4 d'enllaçants: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Cada Cl té 6 electrons no enllaçants i 2 d'enllaçants: FC = 7 − 6 − 1 = 0. El carboni té 8 electrons enllaçants: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Amb C=Cl en lloc d'això, aquest Cl passa a 7 − 4 − 2 = +1 i l'O amb enllaç simple passa a 6 − 6 − 1 = −1. Es prefereix l'estructura de tot zeros amb l'enllaç doble C=O.

Ió cianat, OCN⁻. Recompte: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 electrons, amb el carboni al centre. Tres disposicions donen un octet al carboni: O=C=N, O≡C–N i O–C≡N, cadascuna amb parells solitaris que completen els octets de l'O i del N. Per a O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 i N = 5 − 4 − 2 = −1. Per a O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 i N = 5 − 6 − 1 = −2. Per a O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 i N = 5 − 2 − 3 = 0. El carboni és 0 en les tres, i cada conjunt suma −1 com cal.

La forma O≡C–N té les càrregues més grans i posa càrrega positiva a l'oxigen, l'àtom més electronegatiu, de manera que és la que menys hi contribueix. La forma O–C≡N situa la càrrega negativa a l'oxigen i és el contribuent més important, amb O=C=N a prop. L'ió real és una barreja d'aquestes estructures, com explica la secció següent.

Ressonància quan un sol dibuix no pot descriure els enllaços

Algunes espècies tenen dues o més estructures de Lewis vàlides que només difereixen en el lloc on es col·loquen els electrons, amb tots els àtoms a la mateixa posició. Són estructures ressonants, escrites amb una fletxa de doble punta (↔) entre elles. La molècula real és una única estructura, l'híbrid de ressonància, els enllaços de la qual són una mitjana dels contribuents. No va canviant d'una a l'altra.

L'ió formiat, HCOO⁻, és un exemple net. Recompte: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 electrons. Amb l'H i els dos O units al C i els octets de l'oxigen completats, es gasten 18 electrons i el carboni només en té 6, de manera que un parell solitari d'un oxigen passa a ser un enllaç C=O. L'O d'enllaç doble té FC = 6 − 4 − 2 = 0 i l'O d'enllaç simple té FC = 6 − 6 − 1 = −1. Qualsevol dels dos oxígens podria tenir l'enllaç doble, de manera que hi ha dues estructures equivalents.

Com que els dos contribuents són equivalents, l'híbrid té dos enllaços carboni–oxigen idèntics, cadascun intermedi entre un de simple i un de doble, i cada oxigen porta de mitjana la meitat de la càrrega negativa. Les longituds d'enllaç mesurades en els ions carboxilat concorden amb aquesta imatge. Quan els contribuents no són equivalents, com al cianat, l'híbrid s'assembla sobretot a les estructures de càrrega formal més baixa.

Quan la regla de l'octet cedeix: recomptes senars, incomplets i expandits

Tres tipus d'espècies no encaixen en el patró de l'octet. Les molècules amb un nombre senar d'electrons, com el monòxid de nitrogen, NO, amb 5 + 6 = 11 electrons de valència, no poden donar un octet a tots els àtoms; un àtom ha de portar un electró desaparellat. Les espècies d'aquest tipus s'anomenen radicals i solen ser reactives.

Algunes molècules tenen un octet incomplet a l'àtom central. Al trifluorur de bor, BF₃ (24 electrons), l'estructura amb tres enllaços simples B–F deixa el bor amb 6 electrons però dona a tots els àtoms una càrrega formal de zero. Formar un enllaç doble B=F només completaria l'octet del bor donant al fluor una càrrega formal de +1 i al bor de −1, de manera que l'estructura d'enllaços simples és la descripció habitual.

Els àtoms del període 3 i inferiors es poden dibuixar amb més de vuit electrons al seu voltant. Al PCl₅ (40 electrons), cinc enllaços donen al fòsfor 10 electrons. A l'ió triiodur, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 electrons), l'iode central té dos enllaços i tres parells solitaris, i la seva càrrega formal és 7 − 6 − 2 = −1. Col·loca els electrons sobrants a l'àtom central només després que cada àtom terminal tingui el seu octet.

Errors habituals en les estructures de Lewis i com detectar-los

La majoria dels errors són errors de recompte, de manera que l'hàbit més fiable és acabar cada estructura amb dues comprovacions: comptar tots els electrons del dibuix (2 per enllaç, 2 per parell solitari) amb el total que has escrit, i sumar les càrregues formals per confirmar que són iguals a la càrrega total.

Si el teu total difereix del d'un company o de la clau pel doble de la càrrega de l'ió, probablement la càrrega s'ha aplicat amb el signe equivocat. Si el dibuix té un nombre d'electrons diferent del teu total, busca enllaços comptats com un electró en lloc de dos, o electrons sobrants que no s'han col·locat mai. Els errors concrets següents expliquen la majoria d'estructures errònies.

• Afegir electrons per a un catió o restar-ne per a un anió. Càrrega negativa vol dir més electrons.
• Comptar un enllaç com un electró. Cada ratlla representa un parell compartit, de manera que són 2 electrons.
• Donar dos enllaços a l'hidrogen o fer-lo àtom central. L'hidrogen només pot tenir 2 electrons.
• Col·locar més de 8 electrons al C, N, O o F. Els recomptes expandits només són possibles a partir del període 3.
• Tractar la càrrega formal com la càrrega real d'un àtom, o confondre-la amb el nombre d'oxidació, que assigna tots els electrons d'enllaç a l'àtom més electronegatiu.
• Dibuixar estructures ressonants movent àtoms. Moure un àtom crea un compost diferent, no un contribuent de ressonància.