Lewise struktuurid ja formaalne laeng: meetod, mida saad kontrollida

Valentselektronide lugemine molekulide ja mitmeaatomiliste ioonide jaoks

Iga Lewise struktuur algab ühe arvuga: paigutamiseks saadaolevate valentselektronide koguarv. Peamiste rühmade elementide puhul võrdub valentselektronide arv rühma numbri viimase numbriga 1–18 nummerduses, seega süsinik annab 4, lämmastik 5, hapnik 6 ja iga halogeen 7. Vesinik annab 1 ja heelium, mille arv on 2, on rühma numbri reegli ainus erand.

Iooni laeng muudab kogusummat. Negatiivne laeng tähendab lisaelektrone, seega lisad ühe elektroni iga negatiivse laenguühiku kohta. Positiivne laeng tähendab puuduvaid elektrone, seega lahutad. Ammooniumioonil NH₄⁺ on 5 + 4(1) − 1 = 8 valentselektroni, karbonaatioonil CO₃²⁻ aga 4 + 3(6) + 2 = 24.

Kirjuta see kogusumma üles enne, kui midagi joonistad; see on arv, mille vastu kontrollid valmis struktuuri.

Skeleti ehitamine ja elektronpaaride paigutamine

Skelett on muster, milline aatom millega ühendub. Vesinik ja fluor moodustavad peaaegu alati ainult ühe sideme, seega on nad otsa-aatomid. Keskaatom on tavaliselt vähim elektronegatiivne aatom peale vesiniku, mis on sageli aatom, mis esineb valemis üks kord. Oksohapetes on vesinikuaatomid tavaliselt seotud hapnikuga, mitte keskaatomiga.

Kui skelett on paigas, jaotavad ülejäänud sammud elektronid nii, et iga aatom jõuab stabiilse arvuni. 2. perioodi aatomid (C, N, O, F) mahutavad enda ümber kuni kaheksa elektroni, sest neil on ainult neli valentsorbitaali, mistõttu on oktetireegel nende jaoks kindel piir.

• Ühenda iga otsa-aatom keskaatomiga lihtsideme abil (2 elektroni kumbki).
• Täienda otsa-aatomite oktetid vabade elektronpaaridega (vesinik vajab ainult 2).
• Paiguta kõik ülejäänud elektronid keskaatomile vabade elektronpaaridena.
• Kui keskaatomil on ikka vähem kui 8 elektroni, muuda naaberaatomi vaba elektronpaar jagatud paariks, et moodustada kaksik- või kolmiksiide.
• Kontrolli: joonistatud elektronide arv võrdub loetud kogusummaga ja ühelgi 2. perioodi aatomil ei ole üle 8.

Formaalne laeng kui test kandidaatstruktuuride vahel

Formaalne laeng küsib, mitu elektroni aatom joonistusel omab võrreldes neutraalse vaba aatomiga, kui iga sidemepaar jagataks võrdselt. Valem on FC = V − N − B/2, kus V on aatomi valentselektronide arv, N on selle sidumata (vaba elektronpaari) elektronide arv ja B on selle sidemetes olevate elektronide arv. Struktuuris olevad formaalsed laengud annavad alati kokku liigi üldlaengu, mis annab sisseehitatud aritmeetilise kontrolli.

Kui mitu struktuuri järgivad elektronide arvu, eelista seda, milles formaalsed laengud on nullile nii lähedal kui võimalik. Kui mõni formaalne laeng peab jääma, paigutab parem struktuur negatiivse formaalse laengu elektronegatiivsemale aatomile ja väldib sama märgiga laengute asetamist seotud naabritele.

Formaalne laeng on arvepidamine, mitte mõõdetud laeng. Kuna see eirab elektronegatiivsust, võib nulli formaalse laenguga aatom päris molekulis ikkagi kanda olulist osalaengut.

Lahendatud näide: fosgeen ja tsüanaatioon

Fosgeen, COCl₂. Loendus: C annab 4, O annab 6 ja iga Cl annab 7, seega on kogusumma 4 + 6 + 2(7) = 24 elektroni. Süsinik on keskaatom. Kolm lihtsidet C-st O-ni ja igale Cl-le kasutavad 6 elektroni. O ja mõlema Cl aatomi oktettide täiendamine kasutab veel 3 × 6 = 18, kokku 24, seega ei jää süsinikule elektrone. Süsiniku ümber on ainult 6 elektroni, seega muuda üks vaba elektronpaar teiseks sidemeks. O vaba paari liigutamine annab C=O; Cl vaba paari liigutamine annab C=Cl.

Formaalne laeng otsustab nende vahel. C=O korral on hapnikul 4 sidumata elektroni ja 4 siduvat elektroni: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Igal Cl-l on 6 sidumata ja 2 siduvat elektroni: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Süsinikul on 8 siduvat elektroni: FC = 4 − 0 − 4 = 0. C=Cl korral muutub see Cl väärtuseks 7 − 4 − 2 = +1 ja lihtsidemega O väärtuseks 6 − 6 − 1 = −1. Eelistatud on struktuur, kus kõik on null ja C=O kaksiksidemega.

Tsüanaatioon, OCN⁻. Loendus: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektroni, süsinik keskel. Kolm paigutust annavad süsinikule oktetti: O=C=N, O≡C–N ja O–C≡N, igaühel vabad elektronpaarid O ja N oktettide täiendamiseks. O=C=N korral O = 6 − 4 − 2 = 0 ja N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N korral O = 6 − 2 − 3 = +1 ja N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N korral O = 6 − 6 − 1 = −1 ja N = 5 − 2 − 3 = 0. Süsinik on kõigis kolmes 0 ja iga komplekti summa on −1, nagu peabki.

Vorm O≡C–N omab suurimaid laenguid ja paneb positiivse laengu hapnikule, kõige elektronegatiivsemale aatomile, seega panustab see kõige vähem. Vorm O–C≡N paigutab negatiivse laengu hapnikule ja on kõige olulisem panustaja, O=C=N sellele lähedal järgnemas. Tegelik ioon on nende struktuuride segu, nagu järgmine jaotis selgitab.

Resonants, kui üks joonis ei suuda sidemeid kirjeldada

Mõnel liigil on kaks või rohkem kehtivat Lewise struktuuri, mis erinevad ainult elektronide asukoha poolest, kusjuures iga aatom on samas asendis. Need on resonantsstruktuurid, mida kirjutatakse kahepoolse noolega (↔) nende vahel. Tegelik molekul on üks struktuur, resonantshübriid, mille sidemed on panustajate keskmine. See ei lülitu nende vahel edasi-tagasi.

Formiaatioon HCOO⁻ on selge näide. Loendus: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektroni. Kui H ja mõlemad O aatomid on C-ga seotud ja hapniku oktetid täiendatud, kasutatakse 18 elektroni ja süsinikul on ainult 6, seega muutub üks hapniku vaba paar C=O sidemeks. Kaksiksidemega O-l on FC = 6 − 4 − 2 = 0 ja lihtsidemega O-l on FC = 6 − 6 − 1 = −1. Kumbki hapnik võiks kanda kaksiksidet, seega on kaks samaväärset struktuuri.

Kuna kaks panustajat on samaväärsed, on hübriidil kaks identset süsiniku–hapniku sidet, kumbki lihtsideme ja kaksiksideme vahepealne, ning iga hapnik kannab keskmiselt poole negatiivsest laengust. Mõõdetud sidemepikkused karboksülaatioonides ühtivad selle pildiga. Kui panustajad ei ole samaväärsed, nagu tsüanaadis, sarnaneb hübriid kõige rohkem madalama formaalse laenguga struktuuridega.

Kui oktetireegel paindub: paaritu, mittetäielik ja laiendatud arv

Kolme liiki liigid ei mahu oktetimustrisse. Paaritu elektronide arvuga molekulid, näiteks lämmastikmonooksiid NO, mille valentselektronide arv on 5 + 6 = 11, ei saa anda igale aatomile oktetti; üks aatom peab kandma paardumata elektroni. Seda liiki liike nimetatakse radikaalideks ja need on tavaliselt reaktiivsed.

Mõnel molekulil on keskaatomil mittetäielik oktett. Booritrifluoriidis BF₃ (24 elektroni) jätab struktuur kolme B–F lihtsidemega boorile 6 elektroni, kuid annab igale aatomile formaalse laengu null. B=F kaksiksideme moodustamine täiendaks boori oktetti ainult selle hinnaga, et fluor saab formaalse laengu +1 ja boor −1, seega on lihtsidemetega struktuur tavapärane kirjeldus.

3. perioodi ja sellest allpool olevaid aatomeid võib joonistada rohkem kui kaheksa elektroniga enda ümber. PCl₅ (40 elektroni) puhul annavad viis sidet fosforile 10 elektroni. Trijodiidioonis I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektroni) hoiab keskjood kahte sidet ja kolme vaba paari ning selle formaalne laeng on 7 − 6 − 2 = −1. Paiguta ülejäänud elektronid keskaatomile alles pärast seda, kui iga otsa-aatom on saanud oma oktetti.

Levinud vead Lewise struktuurides ja kuidas neid kinni püüda

Enamik vigu on loendusvead, seega on kõige usaldusväärsem harjumus lõpetada iga struktuur kahe kontrolliga: loe kokku iga joonisel olev elektron (2 sideme kohta, 2 vaba paari kohta) ja võrdle oma kirja pandud kogusummaga ning liida formaalsed laengud, et kinnitada nende võrdumist üldlaenguga.

Kui sinu kogusumma erineb kaasõpilase või vastuse omast kahekordse iooni laengu võrra, rakendati laengut tõenäoliselt vale märgiga. Kui joonisel on teistsugune arv elektrone kui sinu kogusumma, otsi sidemeid, mida loeti ühe elektronina kahe asemel, või ülejäänud elektrone, mis ei saanud kunagi paigutatud. Allpool olevad konkreetsed vead moodustavad enamiku valedest struktuuridest.

• Elektronide lisamine katiooni jaoks või lahutamine aniooni jaoks. Negatiivne laeng tähendab rohkem elektrone.
• Sideme lugemine ühe elektronina. Iga joon esindab jagatud paari, seega on see 2 elektroni.
• Vesinikule kahe sideme andmine või selle keskaatomiks tegemine. Vesinik mahutab ainult 2 elektroni.
• Rohkem kui 8 elektroni paigutamine C, N, O või F ümber. Laiendatud arvud on võimalikud ainult 3. perioodil ja sellest allpool.
• Formaalse laengu käsitlemine aatomi tegeliku laenguna või selle segiajamine oksüdatsiooniastmega, mis omistab kõik sideme elektronid elektronegatiivsemale aatomile.
• Resonantsstruktuuride joonistamine aatomeid liigutades. Aatomi liigutamine loob teise ühendi, mitte resonantsstruktuuri.