Δομές Lewis και τυπικό φορτίο: μια μέθοδος που μπορείτε να ελέγξετε

Μέτρηση των ηλεκτρονίων σθένους για μόρια και πολυατομικά ιόντα

Κάθε δομή Lewis ξεκινά με έναν αριθμό: το συνολικό πλήθος ηλεκτρονίων σθένους που πρέπει να τοποθετηθούν. Για τα στοιχεία των κύριων ομάδων, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους ισούται με το τελευταίο ψηφίο του αριθμού της ομάδας στην αρίθμηση 1–18, άρα ο άνθρακας συνεισφέρει 4, το άζωτο 5, το οξυγόνο 6 και κάθε αλογόνο 7. Το υδρογόνο συνεισφέρει 1 και το ήλιο, με 2, είναι η μοναδική εξαίρεση στον κανόνα του αριθμού της ομάδας.

Το φορτίο ενός ιόντος αλλάζει το σύνολο. Αρνητικό φορτίο σημαίνει επιπλέον ηλεκτρόνια, άρα προσθέτετε ένα ηλεκτρόνιο για κάθε μονάδα αρνητικού φορτίου. Θετικό φορτίο σημαίνει ηλεκτρόνια που λείπουν, άρα αφαιρείτε. Το ιόν αμμωνίου, NH₄⁺, έχει 5 + 4(1) − 1 = 8 ηλεκτρόνια σθένους, ενώ το ανθρακικό ιόν, CO₃²⁻, έχει 4 + 3(6) + 2 = 24.

Γράψτε αυτό το σύνολο πριν σχεδιάσετε οτιδήποτε· είναι ο αριθμός με τον οποίο θα ελέγξετε την ολοκληρωμένη δομή.

Κατασκευή του σκελετού και τοποθέτηση των ζευγών ηλεκτρονίων

Ο σκελετός είναι το μοτίβο του ποιο άτομο συνδέεται με ποιο. Το υδρογόνο και το φθόριο σχεδόν πάντα σχηματίζουν μόνο έναν δεσμό, άρα είναι τερματικά άτομα. Το κεντρικό άτομο είναι συνήθως το λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο εκτός από το υδρογόνο, που συχνά είναι το άτομο που εμφανίζεται μία φορά στον τύπο. Στα οξυοξέα, τα άτομα υδρογόνου είναι κανονικά ενωμένα με οξυγόνο και όχι με το κεντρικό άτομο.

Αφού οριστεί ο σκελετός, τα υπόλοιπα βήματα κατανέμουν τα ηλεκτρόνια ώστε κάθε άτομο να φτάσει σε σταθερό αριθμό. Τα άτομα της περιόδου 2 (C, N, O, F) μπορούν να χωρέσουν το πολύ οκτώ ηλεκτρόνια γύρω τους, επειδή έχουν μόνο τέσσερα τροχιακά σθένους, γι' αυτό ο κανόνας της οκτάδας είναι γι' αυτά αυστηρό όριο.

• Συνδέστε κάθε τερματικό άτομο με το κεντρικό με απλό δεσμό (2 ηλεκτρόνια έκαστος).
• Συμπληρώστε τις οκτάδες των τερματικών ατόμων με μονήρη ζεύγη (το υδρογόνο χρειάζεται μόνο 2).
• Τοποθετήστε τα ηλεκτρόνια που απομένουν στο κεντρικό άτομο ως μονήρη ζεύγη.
• Αν το κεντρικό άτομο έχει ακόμη λιγότερα από 8 ηλεκτρόνια, μετατρέψτε ένα μονήρες ζεύγος ενός γειτονικού ατόμου σε κοινό ζεύγος, ώστε να σχηματιστεί διπλός ή τριπλός δεσμός.
• Έλεγχος: τα ηλεκτρόνια που σχεδιάστηκαν ισούνται με το σύνολο που μετρήθηκε και κάθε άτομο της περιόδου 2 δεν έχει περισσότερα από 8.

Το τυπικό φορτίο ως δοκιμή ανάμεσα σε υποψήφιες δομές

Το τυπικό φορτίο ρωτά πόσα ηλεκτρόνια «ανήκουν» σε ένα άτομο στο σχέδιο σε σύγκριση με το ουδέτερο ελεύθερο άτομο, αν κάθε δεσμικό ζεύγος μοιραζόταν εξίσου. Ο τύπος είναι FC = V − N − B/2, όπου V είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους του ατόμου, N είναι ο αριθμός των μη δεσμικών ηλεκτρονίων (μονήρη ζεύγη) πάνω του και B είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων στους δεσμούς του. Τα τυπικά φορτία σε μια δομή αθροίζουν πάντα στο συνολικό φορτίο του είδους, κάτι που σας δίνει ενσωματωμένο αριθμητικό έλεγχο.

Όταν πολλές δομές υπακούν στην καταμέτρηση των ηλεκτρονίων, προτιμήστε εκείνη στην οποία τα τυπικά φορτία είναι όσο το δυνατόν πιο κοντά στο μηδέν. Αν κάποιο τυπικό φορτίο πρέπει να παραμείνει, η καλύτερη δομή τοποθετεί αρνητικό τυπικό φορτίο στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο και αποφεύγει να βάζει φορτία ίδιου προσήμου σε ενωμένους γείτονες.

Το τυπικό φορτίο είναι λογιστική και όχι μετρημένο φορτίο. Επειδή αγνοεί την ηλεκτραρνητικότητα, ένα άτομο με μηδενικό τυπικό φορτίο μπορεί παρ' όλα αυτά να φέρει σημαντικό μερικό φορτίο στο πραγματικό μόριο.

Λυμένο παράδειγμα: το φωσγένιο και το κυανικό ιόν

Φωσγένιο, COCl₂. Μέτρηση: το C συνεισφέρει 4, το O συνεισφέρει 6 και κάθε Cl συνεισφέρει 7, άρα το σύνολο είναι 4 + 6 + 2(7) = 24 ηλεκτρόνια. Ο άνθρακας είναι το κεντρικό άτομο. Τρεις απλοί δεσμοί από το C προς το O και προς κάθε Cl χρησιμοποιούν 6 ηλεκτρόνια. Η συμπλήρωση των οκτάδων του O και των δύο ατόμων Cl χρησιμοποιεί άλλα 3 × 6 = 18, δηλαδή 24 συνολικά, άρα δεν απομένουν ηλεκτρόνια για τον άνθρακα. Ο άνθρακας έχει γύρω του μόνο 6 ηλεκτρόνια, άρα μετατρέψτε ένα μονήρες ζεύγος σε δεύτερο δεσμό. Η μετακίνηση ενός μονήρους ζεύγους του O δίνει C=O· η μετακίνηση ενός μονήρους ζεύγους του Cl δίνει C=Cl.

Το τυπικό φορτίο αποφασίζει ανάμεσά τους. Με C=O, το οξυγόνο έχει 4 μη δεσμικά και 4 δεσμικά ηλεκτρόνια: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Κάθε Cl έχει 6 μη δεσμικά και 2 δεσμικά ηλεκτρόνια: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Ο άνθρακας έχει 8 δεσμικά ηλεκτρόνια: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Με C=Cl αντί γι' αυτό, το Cl εκείνο γίνεται 7 − 4 − 2 = +1 και το O με τον απλό δεσμό γίνεται 6 − 6 − 1 = −1. Προτιμάται η δομή με όλα μηδέν και τον διπλό δεσμό C=O.

Κυανικό ιόν, OCN⁻. Μέτρηση: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 ηλεκτρόνια, με κεντρικό τον άνθρακα. Τρεις διατάξεις δίνουν οκτάδα στον άνθρακα: O=C=N, O≡C–N και O–C≡N, όλες με μονήρη ζεύγη που συμπληρώνουν τις οκτάδες στα O και N. Για το O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 και N = 5 − 4 − 2 = −1. Για το O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 και N = 5 − 6 − 1 = −2. Για το O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 και N = 5 − 2 − 3 = 0. Ο άνθρακας είναι 0 και στις τρεις, και κάθε σύνολο αθροίζει −1, όπως πρέπει.

Η μορφή O≡C–N έχει τα μεγαλύτερα φορτία και βάζει θετικό φορτίο στο οξυγόνο, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, άρα συνεισφέρει λιγότερο. Η μορφή O–C≡N τοποθετεί το αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο και είναι ο σημαντικότερος συντελεστής, με το O=C=N να ακολουθεί κοντά. Το πραγματικό ιόν είναι μείγμα αυτών των δομών, όπως εξηγεί η επόμενη ενότητα.

Συντονισμός όταν ένα σχέδιο δεν μπορεί να περιγράψει τους δεσμούς

Ορισμένα είδη έχουν δύο ή περισσότερες έγκυρες δομές Lewis που διαφέρουν μόνο ως προς το πού τοποθετούνται τα ηλεκτρόνια, με κάθε άτομο στην ίδια θέση. Αυτές είναι οι δομές συντονισμού και γράφονται με διπλό βέλος (↔) ανάμεσά τους. Το πραγματικό μόριο είναι μία δομή, το υβρίδιο συντονισμού, του οποίου οι δεσμοί είναι ο μέσος όρος των συνεισφερόντων. Δεν εναλλάσσεται μεταξύ τους.

Το μυρμηκικό ιόν, HCOO⁻, είναι καθαρό παράδειγμα. Μέτρηση: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 ηλεκτρόνια. Με το H και τα δύο άτομα O ενωμένα με το C και τις οκτάδες του οξυγόνου συμπληρωμένες, χρησιμοποιούνται 18 ηλεκτρόνια και ο άνθρακας έχει μόνο 6, άρα ένα μονήρες ζεύγος οξυγόνου γίνεται δεσμός C=O. Το O με τον διπλό δεσμό έχει FC = 6 − 4 − 2 = 0 και το O με τον απλό δεσμό έχει FC = 6 − 6 − 1 = −1. Οποιοδήποτε από τα δύο οξυγόνα θα μπορούσε να κρατά τον διπλό δεσμό, άρα υπάρχουν δύο ισοδύναμες δομές.

Επειδή οι δύο συνεισφέροντες είναι ισοδύναμοι, το υβρίδιο έχει δύο πανομοιότυπους δεσμούς άνθρακα–οξυγόνου, ο καθένας ενδιάμεσος ανάμεσα σε απλό και διπλό, και κάθε οξυγόνο φέρει κατά μέσο όρο το μισό του αρνητικού φορτίου. Τα μετρημένα μήκη δεσμών στα καρβοξυλικά ιόντα συμφωνούν με αυτή την εικόνα. Όταν οι συνεισφέροντες δεν είναι ισοδύναμοι, όπως στο κυανικό, το υβρίδιο μοιάζει περισσότερο με τις δομές χαμηλότερου τυπικού φορτίου.

Όταν ο κανόνας της οκτάδας λυγίζει: μονός, ελλιπής και διευρυμένος αριθμός

Τρία είδη ουσιών δεν ταιριάζουν στο μοτίβο της οκτάδας. Τα μόρια με μονό αριθμό ηλεκτρονίων, όπως το μονοξείδιο του αζώτου, NO, με 5 + 6 = 11 ηλεκτρόνια σθένους, δεν μπορούν να δώσουν οκτάδα σε κάθε άτομο· ένα άτομο πρέπει να φέρει ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Τέτοια είδη ονομάζονται ρίζες και είναι συνήθως δραστικά.

Ορισμένα μόρια έχουν ελλιπή οκτάδα στο κεντρικό άτομο. Στο τριφθοριούχο βόριο, BF₃ (24 ηλεκτρόνια), η δομή με τρεις απλούς δεσμούς B–F αφήνει το βόριο με 6 ηλεκτρόνια αλλά δίνει σε κάθε άτομο μηδενικό τυπικό φορτίο. Ο σχηματισμός διπλού δεσμού B=F θα συμπλήρωνε την οκτάδα του βορίου μόνο δίνοντας στο φθόριο τυπικό φορτίο +1 και στο βόριο −1, άρα η δομή με τους απλούς δεσμούς είναι η συνηθισμένη περιγραφή.

Τα άτομα της περιόδου 3 και κάτω μπορούν να σχεδιαστούν με περισσότερα από οκτώ ηλεκτρόνια γύρω τους. Στο PCl₅ (40 ηλεκτρόνια), πέντε δεσμοί δίνουν στον φώσφορο 10 ηλεκτρόνια. Στο τριιωδιούχο ιόν, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 ηλεκτρόνια), το κεντρικό ιώδιο κρατά δύο δεσμούς και τρία μονήρη ζεύγη, και το τυπικό φορτίο του είναι 7 − 6 − 2 = −1. Τοποθετήστε τα ηλεκτρόνια που περισσεύουν στο κεντρικό άτομο μόνο αφού κάθε τερματικό άτομο έχει την οκτάδα του.

Συνηθισμένα λάθη στις δομές Lewis και πώς να τα εντοπίζετε

Τα περισσότερα λάθη είναι λάθη καταμέτρησης, άρα η πιο αξιόπιστη συνήθεια είναι να ολοκληρώνετε κάθε δομή με δύο ελέγχους: μετρήστε κάθε ηλεκτρόνιο του σχεδίου (2 ανά δεσμό, 2 ανά μονήρες ζεύγος) και συγκρίνετε το με το γραμμένο σύνολό σας, και προσθέστε τα τυπικά φορτία για να επιβεβαιώσετε ότι ισούνται με το συνολικό φορτίο.

Αν το σύνολό σας διαφέρει από αυτό ενός συμμαθητή ή των λύσεων κατά το διπλάσιο του φορτίου του ιόντος, το φορτίο μάλλον εφαρμόστηκε με λάθος πρόσημο. Αν το σχέδιο περιέχει διαφορετικό αριθμό ηλεκτρονίων από το σύνολό σας, ψάξτε για δεσμούς που μετρήθηκαν ως ένα ηλεκτρόνιο αντί για δύο ή για ηλεκτρόνια που περίσσεψαν και δεν τοποθετήθηκαν ποτέ. Τα συγκεκριμένα λάθη παρακάτω ευθύνονται για τις περισσότερες λάθος δομές.

• Προσθήκη ηλεκτρονίων για κατιόν ή αφαίρεσή τους για ανιόν. Το αρνητικό φορτίο σημαίνει περισσότερα ηλεκτρόνια.
• Μέτρηση ενός δεσμού ως ενός ηλεκτρονίου. Κάθε γραμμή αντιπροσωπεύει ένα κοινό ζεύγος, άρα είναι 2 ηλεκτρόνια.
• Απόδοση δύο δεσμών στο υδρογόνο ή τοποθέτησή του ως κεντρικού ατόμου. Το υδρογόνο χωρά μόνο 2 ηλεκτρόνια.
• Τοποθέτηση περισσότερων από 8 ηλεκτρονίων σε C, N, O ή F. Διευρυμένοι αριθμοί είναι δυνατοί μόνο από την περίοδο 3 και κάτω.
• Αντιμετώπιση του τυπικού φορτίου ως του πραγματικού φορτίου ενός ατόμου ή σύγχυσή του με τον αριθμό οξείδωσης, που αποδίδει όλα τα δεσμικά ηλεκτρόνια στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.
• Σχεδίαση δομών συντονισμού με μετακίνηση ατόμων. Η μετακίνηση ενός ατόμου δημιουργεί διαφορετική ένωση και όχι συνεισφέροντα συντονισμού.