Lewisovy struktury a formální náboj: postup, který lze ověřit

Počítání valenčních elektronů u molekul a víceatomových iontů

Každá Lewisova struktura začíná jedním číslem: celkovým počtem valenčních elektronů, které je třeba rozmístit. U prvků hlavních skupin se počet valenčních elektronů rovná poslední číslici čísla skupiny v číslování 1–18, takže uhlík přispívá 4, dusík 5, kyslík 6 a každý halogen 7. Vodík přispívá 1 a helium se 2 je jedinou výjimkou z pravidla čísla skupiny.

Náboj iontu mění součet. Záporný náboj znamená elektrony navíc, takže přičtete jeden elektron na jednotku záporného náboje. Kladný náboj znamená chybějící elektrony, takže odečítáte. Amonný ion, NH₄⁺, má 5 + 4(1) − 1 = 8 valenčních elektronů, zatímco uhličitanový ion, CO₃²⁻, má 4 + 3(6) + 2 = 24.

Tento součet si zapište dřív, než cokoli nakreslíte; je to číslo, proti kterému zkontrolujete hotovou strukturu.

Sestavení kostry a rozmístění elektronových párů

Kostra je schéma toho, který atom je spojen s kterým. Vodík a fluor téměř vždy tvoří jen jednu vazbu, takže jsou koncovými atomy. Centrálním atomem je obvykle nejméně elektronegativní atom kromě vodíku, což je často atom, který se ve vzorci vyskytuje jednou. V kyslíkatých kyselinách jsou atomy vodíku obvykle vázány na kyslík, nikoli na centrální atom.

Jakmile je kostra hotová, zbývající kroky rozmístí elektrony tak, aby každý atom dosáhl stabilního počtu. Atomy periody 2 (C, N, O, F) mohou mít kolem sebe nejvýše osm elektronů, protože mají jen čtyři valenční orbitaly, a proto je pravidlo oktetu pro ně pevnou mezí.

• Spojte každý koncový atom s centrálním atomem jednoduchou vazbou (po 2 elektronech).
• Doplňte oktety koncových atomů volnými elektronovými páry (vodík potřebuje jen 2).
• Zbývající elektrony umístěte na centrální atom jako volné elektronové páry.
• Pokud má centrální atom stále méně než 8 elektronů, přeměňte volný pár na sousedním atomu ve sdílený pár a vytvořte dvojnou nebo trojnou vazbu.
• Kontrola: nakreslený počet elektronů se rovná spočtenému součtu a žádný atom periody 2 nemá víc než 8.

Formální náboj jako test mezi kandidátními strukturami

Formální náboj se ptá, kolik elektronů atom v nákresu vlastní ve srovnání s neutrálním volným atomem, kdyby se každý vazebný pár dělil rovným dílem. Vzorec je FC = V − N − B/2, kde V je počet valenčních elektronů atomu, N je počet nevazebných (volných) elektronů na něm a B je počet elektronů v jeho vazbách. Formální náboje ve struktuře se vždy sčítají na celkový náboj částice, což vám dává vestavěnou aritmetickou kontrolu.

Když více struktur vyhovuje počtu elektronů, dávejte přednost té, v níž jsou formální náboje co nejblíže nule. Pokud nějaký formální náboj musí zůstat, lepší struktura umístí záporný formální náboj na elektronegativnější atom a vyhne se stejnému znaménku náboje na sousedních vázaných atomech.

Formální náboj je evidence, nikoli změřený náboj. Protože ignoruje elektronegativitu, může atom s nulovým formálním nábojem ve skutečné molekule nést značný parciální náboj.

Řešený příklad: fosgen a kyanatanový ion

Fosgen, COCl₂. Počet: C přispívá 4, O přispívá 6 a každý Cl přispívá 7, takže součet je 4 + 6 + 2(7) = 24 elektronů. Centrálním atomem je uhlík. Tři jednoduché vazby od C k O a ke každému Cl spotřebují 6 elektronů. Doplnění oktetů O a obou atomů Cl spotřebuje dalších 3 × 6 = 18, tedy dohromady 24, takže pro uhlík nezůstanou žádné elektrony. Uhlík má kolem sebe jen 6 elektronů, proto přeměňte jeden volný pár na druhou vazbu. Přesunem volného páru O vznikne C=O; přesunem volného páru Cl vznikne C=Cl.

Mezi nimi rozhodne formální náboj. U C=O má kyslík 4 nevazebné elektrony a 4 vazebné: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Každý Cl má 6 nevazebných a 2 vazebné elektrony: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Uhlík má 8 vazebných elektronů: FC = 4 − 0 − 4 = 0. U C=Cl by se naopak tento Cl stal 7 − 4 − 2 = +1 a jednoduše vázaný O by se stal 6 − 6 − 1 = −1. Preferuje se struktura se samými nulami s dvojnou vazbou C=O.

Kyanatanový ion, OCN⁻. Počet: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektronů, s uhlíkem uprostřed. Tři uspořádání dávají uhlíku oktet: O=C=N, O≡C–N a O–C≡N, vždy s volnými páry doplňujícími oktety na O a N. Pro O=C=N je O = 6 − 4 − 2 = 0 a N = 5 − 4 − 2 = −1. Pro O≡C–N je O = 6 − 2 − 3 = +1 a N = 5 − 6 − 1 = −2. Pro O–C≡N je O = 6 − 6 − 1 = −1 a N = 5 − 2 − 3 = 0. Uhlík je ve všech třech 0 a každá sada dává součet −1, jak má.

Tvar O≡C–N má největší náboje a dává kladný náboj kyslíku, nejelektronegativnějšímu atomu, takže přispívá nejméně. Tvar O–C≡N umisťuje záporný náboj na kyslík a je nejdůležitějším přispěvatelem, těsně následovaným O=C=N. Skutečný ion je směsí těchto struktur, jak vysvětluje další oddíl.

Rezonance, když jediný nákres vazby nepopíše

Některé částice mají dvě nebo více platných Lewisových struktur, které se liší jen v tom, kde jsou umístěny elektrony, přičemž každý atom je na stejném místě. To jsou rezonanční struktury, zapisované s oboustrannou šipkou (↔) mezi nimi. Skutečná molekula je jediná struktura, rezonanční hybrid, jehož vazby jsou průměrem přispěvatelů. Nepřepíná se mezi nimi tam a zpět.

Mravenčanový ion, HCOO⁻, je čistým příkladem. Počet: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektronů. Když jsou H a oba atomy O vázány na C a oktety kyslíku jsou doplněny, je spotřebováno 18 elektronů a uhlík má jen 6, takže jeden volný pár kyslíku se změní na vazbu C=O. Dvojně vázaný O má FC = 6 − 4 − 2 = 0 a jednoduše vázaný O má FC = 6 − 6 − 1 = −1. Dvojnou vazbu by mohl nést kterýkoli kyslík, takže existují dvě rovnocenné struktury.

Protože jsou oba přispěvatelé rovnocenní, hybrid má dvě stejné vazby uhlík–kyslík, každou mezi jednoduchou a dvojnou, a každý kyslík nese v průměru polovinu záporného náboje. Změřené délky vazeb v karboxylátových iontech s tímto obrazem souhlasí. Když přispěvatelé rovnocenní nejsou, jako u kyanatanu, hybrid se nejvíce podobá strukturám s nižším formálním nábojem.

Když se pravidlo oktetu ohýbá: lichý, neúplný a rozšířený počet

Tři druhy částic do schématu oktetu nezapadají. Molekuly s lichým počtem elektronů, například oxid dusnatý, NO, s 5 + 6 = 11 valenčními elektrony, nemohou dát každému atomu oktet; jeden atom musí nést nepárový elektron. Částice tohoto druhu se nazývají radikály a bývají reaktivní.

Některé molekuly mají na centrálním atomu neúplný oktet. U fluoridu boritého, BF₃ (24 elektronů), struktura se třemi jednoduchými vazbami B–F nechává boru 6 elektronů, ale dává každému atomu nulový formální náboj. Vytvoření dvojné vazby B=F by oktet boru doplnilo jen tím, že by fluor dostal formální náboj +1 a bor −1, takže obvyklým popisem je struktura s jednoduchými vazbami.

Atomy v periodě 3 a níže lze kreslit s více než osmi elektrony kolem sebe. V PCl₅ (40 elektronů) pět vazeb dává fosforu 10 elektronů. V trijodidovém iontu, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektronů), drží centrální jod dvě vazby a tři volné páry a jeho formální náboj je 7 − 6 − 2 = −1. Zbylé elektrony umístěte na centrální atom až poté, co každý koncový atom dostal oktet.

Časté chyby v Lewisových strukturách a jak je odhalit

Většina chyb jsou chyby v počítání, takže nejspolehlivějším návykem je zakončit každou strukturu dvěma kontrolami: spočítejte všechny elektrony v nákresu (2 na vazbu, 2 na volný pár) proti svému zapsanému součtu a sečtěte formální náboje, abyste potvrdili, že se rovnají celkovému náboji.

Pokud se váš součet liší od součtu spolužáka nebo klíče o dvojnásobek náboje iontu, byl náboj pravděpodobně použit s opačným znaménkem. Pokud nákres obsahuje jiný počet elektronů než váš součet, hledejte vazby započítané jako jeden elektron místo dvou nebo zbylé elektrony, které nebyly nikdy umístěny. Níže uvedené konkrétní chyby vysvětlují většinu chybných struktur.

• Přičtení elektronů u kationtu nebo odečtení u aniontu. Záporný náboj znamená více elektronů.
• Započítání vazby jako jednoho elektronu. Každá čára představuje sdílený pár, takže jsou to 2 elektrony.
• Přiřazení dvou vazeb vodíku nebo jeho určení jako centrálního atomu. Vodík pojme jen 2 elektrony.
• Umístění více než 8 elektronů na C, N, O nebo F. Rozšířené počty jsou možné jen od periody 3 níže.
• Zacházení s formálním nábojem jako se skutečným nábojem atomu nebo jeho záměna s oxidačním číslem, které přiřazuje všechny vazebné elektrony elektronegativnějšímu atomu.
• Kreslení rezonančních struktur přesouváním atomů. Přesunutí atomu vytvoří jinou sloučeninu, nikoli rezonančního přispěvatele.