Lewis-strukturer og formel ladning: en metode, du kan kontrollere

Optælling af valenselektroner for molekyler og polyatomare ioner

Enhver Lewis-struktur starter med ét tal: det samlede antal valenselektroner, der skal placeres. For hovedgruppegrundstoffer er antallet af valenselektroner lig med sidste ciffer i gruppenummeret i 1–18-nummereringen, så carbon bidrager med 4, nitrogen med 5, oxygen med 6 og hver halogen med 7. Hydrogen bidrager med 1, og helium, med 2, er den ene undtagelse fra gruppenummerreglen.

En ions ladning ændrer totalen. En negativ ladning betyder ekstra elektroner, så du lægger ét elektron til pr. enhed negativ ladning. En positiv ladning betyder manglende elektroner, så du trækker fra. Ammoniumionen, NH₄⁺, har 5 + 4(1) − 1 = 8 valenselektroner, mens carbonationen, CO₃²⁻, har 4 + 3(6) + 2 = 24.

Skriv denne total ned, før du tegner noget; det er tallet, du skal kontrollere den færdige struktur mod.

Opbygning af skelettet og placering af elektronpar

Skelettet er mønsteret for, hvilket atom der er forbundet med hvilket. Hydrogen og fluor danner næsten altid kun én binding, så de er endeatomer. Centralatomet er som regel det mindst elektronegative atom bortset fra hydrogen, hvilket ofte er det atom, der kun optræder én gang i formlen. I oxosyrer er hydrogenatomer normalt bundet til oxygen, ikke til centralatomet.

Når skelettet er fastlagt, fordeler de resterende trin elektronerne, så hvert atom når et stabilt antal. Atomer i periode 2 (C, N, O, F) kan højst rumme otte elektroner omkring sig, fordi de kun har fire valensorbitaler, og derfor er oktetreglen en fast grænse for dem.

• Forbind hvert endeatom med centralatomet med en enkeltbinding (2 elektroner hver).
• Fuldfør endeatomernes oktetter med frie elektronpar (hydrogen har kun brug for 2).
• Placér eventuelle resterende elektroner på centralatomet som frie elektronpar.
• Hvis centralatomet stadig har færre end 8 elektroner, så omdan et frit elektronpar på et nabatom til et delt par for at danne en dobbelt- eller tripelbinding.
• Kontrol: de tegnede elektroner svarer til den optalte total, og intet atom i periode 2 har mere end 8.

Formel ladning som test mellem kandidatstrukturer

Formel ladning spørger, hvor mange elektroner et atom ejer i tegningen sammenlignet med det neutrale frie atom, hvis hvert bindingspar blev delt ligeligt. Formlen er FC = V − N − B/2, hvor V er atomets antal valenselektroner, N er antallet af ikke-bindende (frie elektronpars) elektroner på det, og B er antallet af elektroner i dets bindinger. De formelle ladninger i en struktur summerer altid til artens samlede ladning, hvilket giver dig en indbygget regnekontrol.

Når flere strukturer overholder elektrontallet, så foretræk den, hvor de formelle ladninger er så tæt på nul som muligt. Hvis en formel ladning må blive tilbage, placerer den bedre struktur negativ formel ladning på det mere elektronegative atom og undgår at sætte ladninger med samme fortegn på bundne naboer.

Formel ladning er regnskab, ikke en målt ladning. Fordi den ser bort fra elektronegativitet, kan et atom med formel ladning nul stadig bære en betydelig partialladning i det virkelige molekyle.

Gennemregnet eksempel: phosgen og cyanationen

Phosgen, COCl₂. Optælling: C bidrager med 4, O med 6 og hver Cl med 7, så totalen er 4 + 6 + 2(7) = 24 elektroner. Carbon er centralatomet. Tre enkeltbindinger fra C til O og til hver Cl bruger 6 elektroner. At fuldføre oktetterne for O og begge Cl-atomer bruger 3 × 6 = 18 mere, i alt 24, så der er ingen elektroner tilbage til carbon. Carbon har kun 6 elektroner omkring sig, så omdan ét frit elektronpar til en anden binding. Flyttes et frit elektronpar på O, fås C=O; flyttes et frit elektronpar på Cl, fås C=Cl.

Formel ladning afgør valget mellem dem. Med C=O har oxygen 4 ikke-bindende elektroner og 4 bindende elektroner: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Hver Cl har 6 ikke-bindende og 2 bindende elektroner: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Carbon har 8 bindende elektroner: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Med C=Cl i stedet bliver den Cl 7 − 4 − 2 = +1, og det enkeltbundne O bliver 6 − 6 − 1 = −1. Strukturen med nuller overalt og dobbeltbindingen C=O foretrækkes.

Cyanationen, OCN⁻. Optælling: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektroner, med carbon som centralatom. Tre opstillinger giver carbon en oktet: O=C=N, O≡C–N og O–C≡N, hver med frie elektronpar, der fuldfører oktetterne på O og N. For O=C=N er O = 6 − 4 − 2 = 0 og N = 5 − 4 − 2 = −1. For O≡C–N er O = 6 − 2 − 3 = +1 og N = 5 − 6 − 1 = −2. For O–C≡N er O = 6 − 6 − 1 = −1 og N = 5 − 2 − 3 = 0. Carbon er 0 i alle tre, og hvert sæt summerer til −1, som det skal.

O≡C–N-formen har de største ladninger og placerer positiv ladning på oxygen, det mest elektronegative atom, så den bidrager mindst. O–C≡N-formen placerer den negative ladning på oxygen og er det vigtigste bidrag, med O=C=N lige efter. Den virkelige ion er en blanding af disse strukturer, som næste afsnit forklarer.

Resonans, når én tegning ikke kan beskrive bindingerne

Nogle arter har to eller flere gyldige Lewis-strukturer, der kun adskiller sig ved, hvor elektronerne er placeret, mens hvert atom sidder det samme sted. Det er resonansstrukturer, skrevet med en dobbeltpil (↔) imellem. Det virkelige molekyle er én struktur, resonanshybriden, hvis bindinger er et gennemsnit af bidragene. Det skifter ikke frem og tilbage mellem dem.

Formiationen, HCOO⁻, er et rent eksempel. Optælling: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektroner. Når H og begge O-atomer er bundet til C, og oxygenoktetterne er fuldført, er 18 elektroner brugt, og carbon har kun 6, så ét frit elektronpar på oxygen bliver til en C=O-binding. Det dobbeltbundne O har FC = 6 − 4 − 2 = 0, og det enkeltbundne O har FC = 6 − 6 − 1 = −1. Begge oxygenatomer kunne have dobbeltbindingen, så der er to ækvivalente strukturer.

Fordi de to bidrag er ækvivalente, har hybriden to identiske carbon–oxygen-bindinger, hver mellem en enkelt- og en dobbeltbinding, og hvert oxygen bærer i gennemsnit halvdelen af den negative ladning. Målte bindingslængder i carboxylationer stemmer overens med dette billede. Når bidragene ikke er ækvivalente, som i cyanat, ligner hybriden mest de strukturer, der har lavere formel ladning.

Når oktetreglen bøjer: ulige, ufuldstændige og udvidede antal

Tre slags arter passer ikke ind i oktetmønsteret. Molekyler med ulige antal elektroner, som nitrogenmonoxid, NO, med 5 + 6 = 11 valenselektroner, kan ikke give hvert atom en oktet; ét atom må bære et uparret elektron. Arter af denne slags kaldes radikaler og er typisk reaktive.

Nogle molekyler har en ufuldstændig oktet på centralatomet. I bortrifluorid, BF₃ (24 elektroner), efterlader strukturen med tre B–F-enkeltbindinger bor med 6 elektroner, men giver alle atomer formel ladning nul. En B=F-dobbeltbinding ville kun fuldføre bors oktet ved at give fluor formel ladning +1 og bor −1, så strukturen med enkeltbindinger er den sædvanlige beskrivelse.

Atomer i periode 3 og derunder kan tegnes med mere end otte elektroner omkring sig. I PCl₅ (40 elektroner) giver fem bindinger phosphor 10 elektroner. I triiodidionen, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektroner), har det centrale iod to bindinger og tre frie elektronpar, og dets formelle ladning er 7 − 6 − 2 = −1. Placér overskydende elektroner på centralatomet først efter, at hvert endeatom har sin oktet.

Almindelige fejl i Lewis-strukturer og hvordan du fanger dem

De fleste fejl er optællingsfejl, så den mest pålidelige vane er at afslutte hver struktur med to kontroller: tæl hvert elektron i tegningen (2 pr. binding, 2 pr. frit elektronpar) op mod din nedskrevne total, og læg de formelle ladninger sammen for at bekræfte, at de er lig med den samlede ladning.

Hvis din total afviger fra en klassekammerats eller facitlistens med to gange ionens ladning, er ladningen sandsynligvis blevet anvendt med forkert fortegn. Hvis tegningen rummer et andet antal elektroner end din total, så led efter bindinger, der er talt som ét elektron i stedet for to, eller efter overskydende elektroner, der aldrig blev placeret. De specifikke fejl nedenfor står for de fleste forkerte strukturer.

• At lægge elektroner til for en kation eller trække dem fra for en anion. Negativ ladning betyder flere elektroner.
• At tælle en binding som ét elektron. Hver streg repræsenterer et delt par, så det er 2 elektroner.
• At give hydrogen to bindinger eller gøre det til centralatom. Hydrogen rummer kun 2 elektroner.
• At placere mere end 8 elektroner på C, N, O eller F. Udvidede antal er kun mulige fra periode 3 og nedefter.
• At behandle formel ladning som den virkelige ladning på et atom eller forveksle den med oxidationstal, som tildeler alle bindingselektroner til det mere elektronegative atom.
• At tegne resonansstrukturer ved at flytte atomer. At flytte et atom skaber en anden forbindelse, ikke et resonansbidrag.