ساختارهای لوویس و بار صوری: روشی که می‌توانید بررسی‌اش کنید

شمارش الکترون‌های ظرفیت برای مولکول‌ها و یون‌های چنداتمی

هر ساختار لوویس با یک عدد آغاز می‌شود: شمار کل الکترون‌های ظرفیتی که باید جای داده شوند. برای عنصرهای اصلی، تعداد الکترون‌های ظرفیت برابر آخرین رقم شماره گروه در شماره‌گذاری 1 تا 18 است، پس کربن 4، نیتروژن 5، اکسیژن 6 و هر هالوژن 7 می‌دهد. هیدروژن 1 می‌دهد و هلیم، با 2، تنها استثنای قاعده شماره گروه است.

بار یون مجموع را تغییر می‌دهد. بار منفی یعنی الکترون اضافه، پس برای هر واحد بار منفی یک الکترون اضافه می‌کنید. بار مثبت یعنی الکترون کم، پس کم می‌کنید. یون آمونیوم، NH₄⁺، دارای 5 + 4(1) − 1 = 8 الکترون ظرفیت است، در حالی که یون کربنات، CO₃²⁻، دارای 4 + 3(6) + 2 = 24 است.

این مجموع را پیش از رسم هر چیز بنویسید؛ عددی است که ساختار تمام‌شده را با آن می‌سنجید.

ساختن اسکلت و جای‌دادن جفت‌های الکترون

اسکلت الگوی این است که کدام اتم به کدام وصل است. هیدروژن و فلوئور تقریباً همیشه فقط یک پیوند می‌سازند، پس اتم‌های انتهایی‌اند. اتم مرکزی معمولاً کم‌الکترونگاتیوترین اتم به جز هیدروژن است، که اغلب اتمی است که در فرمول یک بار ظاهر می‌شود. در اکسی‌اسیدها، اتم‌های هیدروژن معمولاً به اکسیژن پیوند دارند، نه به اتم مرکزی.

وقتی اسکلت تعیین شد، گام‌های باقی‌مانده الکترون‌ها را طوری توزیع می‌کنند که هر اتم به شمار پایدار برسد. اتم‌های دوره 2 (C, N, O, F) حداکثر هشت الکترون در اطراف خود نگه می‌دارند چون فقط چهار اوربیتال ظرفیت دارند، و به همین دلیل قاعده هشتایی برای آن‌ها حد سخت است.

• هر اتم انتهایی را با یک پیوند ساده (هر کدام 2 الکترون) به اتم مرکزی وصل کنید.
• هشتایی اتم‌های انتهایی را با جفت‌های ناپیوندی کامل کنید (هیدروژن فقط به 2 نیاز دارد).
• الکترون‌های باقی‌مانده را به صورت جفت‌های ناپیوندی روی اتم مرکزی بگذارید.
• اگر اتم مرکزی هنوز کمتر از 8 الکترون دارد، یک جفت ناپیوندی روی اتم مجاور را به جفت مشترک تبدیل کنید تا پیوند دوگانه یا سه‌گانه بسازید.
• بررسی: الکترون‌های رسم‌شده برابر مجموع شمرده‌شده است و هر اتم دوره 2 بیش از 8 ندارد.

بار صوری به عنوان آزمونی میان ساختارهای نامزد

بار صوری می‌پرسد اتم در نمودار در مقایسه با اتم آزاد خنثی چند الکترون دارد، اگر هر جفت پیوندی به طور مساوی تقسیم شود. فرمول آن FC = V − N − B/2 است، که V تعداد الکترون‌های ظرفیت اتم، N شمار الکترون‌های ناپیوندی (جفت ناپیوندی) روی آن و B شمار الکترون‌های پیوندهای آن است. بارهای صوری یک ساختار همیشه به بار کل گونه می‌رسند، که یک بررسی حسابی درونی به شما می‌دهد.

وقتی چند ساختار شمار الکترون را رعایت می‌کنند، آن را ترجیح دهید که بارهای صوری تا حد ممکن به صفر نزدیک‌ترند. اگر باید بار صوری‌ای بماند، ساختار بهتر بار صوری منفی را روی اتم الکترونگاتیوتر می‌گذارد و از قرار دادن بارهای هم‌علامت روی همسایه‌های پیوندی پرهیز می‌کند.

بار صوری حساب‌وکتاب است، نه بار اندازه‌گیری‌شده. چون الکترونگاتیویته را نادیده می‌گیرد، اتمی با بار صوری صفر ممکن است در مولکول واقعی بار جزئی قابل‌توجهی داشته باشد.

مثال حل‌شده: فسژن و یون سیانات

فسژن، COCl₂. شمارش: C مقدار 4، O مقدار 6 و هر Cl مقدار 7 می‌دهد، پس مجموع 4 + 6 + 2(7) = 24 الکترون است. کربن اتم مرکزی است. سه پیوند ساده C به O و به هر Cl شش الکترون مصرف می‌کند. کامل‌کردن هشتایی O و هر دو Cl شمار 3 × 6 = 18 الکترون دیگر مصرف می‌کند که در مجموع 24 می‌شود، پس الکترونی برای کربن نمی‌ماند. کربن فقط 6 الکترون در اطراف خود دارد، پس یک جفت ناپیوندی را به پیوند دوم تبدیل کنید. انتقال جفت ناپیوندی O ساختار C=O و انتقال جفت ناپیوندی Cl ساختار C=Cl را می‌دهد.

بار صوری میان آن‌ها تصمیم می‌گیرد. با C=O، اکسیژن 4 الکترون ناپیوندی و 4 الکترون پیوندی دارد: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. هر Cl دارای 6 الکترون ناپیوندی و 2 الکترون پیوندی است: FC = 7 − 6 − 1 = 0. کربن 8 الکترون پیوندی دارد: FC = 4 − 0 − 4 = 0. با C=Cl به جای آن، آن Cl برابر 7 − 4 − 2 = +1 و O با پیوند ساده برابر 6 − 6 − 1 = −1 می‌شود. ساختار تماماً صفر با پیوند دوگانه C=O ترجیح داده می‌شود.

یون سیانات، OCN⁻. شمارش: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 الکترون، با کربن در مرکز. سه آرایش به کربن هشتایی می‌دهند: O=C=N، O≡C–N و O–C≡N، که هر کدام جفت‌های ناپیوندی هشتایی O و N را کامل می‌کنند. برای O=C=N، O = 6 − 4 − 2 = 0 و N = 5 − 4 − 2 = −1. برای O≡C–N، O = 6 − 2 − 3 = +1 و N = 5 − 6 − 1 = −2. برای O–C≡N، O = 6 − 6 − 1 = −1 و N = 5 − 2 − 3 = 0. کربن در هر سه 0 است و مجموع هر مجموعه، همان‌طور که باید، −1 است.

شکل O≡C–N بزرگ‌ترین بارها را دارد و بار مثبت را روی اکسیژن، الکترونگاتیوترین اتم، می‌گذارد، پس کمترین سهم را دارد. شکل O–C≡N بار منفی را روی اکسیژن می‌گذارد و مهم‌ترین سهم‌دهنده است، و O=C=N نزدیک پشت آن قرار دارد. یون واقعی آمیزه‌ای از این ساختارهاست، همان‌طور که بخش بعد توضیح می‌دهد.

رزونانس وقتی یک نمودار نمی‌تواند پیوندها را توصیف کند

برخی گونه‌ها دو یا چند ساختار لوویس معتبر دارند که فقط در جای الکترون‌ها فرق دارند، در حالی که هر اتم در همان جاست. این‌ها ساختارهای رزونانسی‌اند که با پیکان دوسر (↔) میانشان نوشته می‌شوند. مولکول واقعی یک ساختار واحد است، هیبرید رزونانسی، که پیوندهایش میانگین سهم‌دهنده‌هاست. میان آن‌ها جابه‌جا نمی‌شود.

یون فرمات، HCOO⁻، مثال روشنی است. شمارش: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 الکترون. با H و هر دو O پیوندیافته به C و هشتایی اکسیژن‌ها کامل‌شده، 18 الکترون مصرف می‌شود و کربن فقط 6 دارد، پس یک جفت ناپیوندی اکسیژن به پیوند C=O تبدیل می‌شود. O با پیوند دوگانه FC = 6 − 4 − 2 = 0 و O با پیوند ساده FC = 6 − 6 − 1 = −1 دارد. هر کدام از اکسیژن‌ها می‌توانست پیوند دوگانه را داشته باشد، پس دو ساختار هم‌ارز وجود دارد.

چون دو سهم‌دهنده هم‌ارزند، هیبرید دو پیوند کربن–اکسیژن یکسان دارد که هر کدام میان پیوند ساده و دوگانه است و هر اکسیژن به طور میانگین نیمی از بار منفی را دارد. طول پیوندهای اندازه‌گیری‌شده در یون‌های کربوکسیلات با این تصویر می‌خواند. وقتی سهم‌دهنده‌ها هم‌ارز نیستند، مانند سیانات، هیبرید بیشتر به ساختارهای با بار صوری کمتر شبیه است.

وقتی قاعده هشتایی خم می‌شود: شمارهای فرد، ناقص و گسترده

سه نوع گونه با الگوی هشتایی نمی‌خوانند. مولکول‌های با الکترون فرد، مانند نیتروژن مونوکسید، NO، با 5 + 6 = 11 الکترون ظرفیت، نمی‌توانند به هر اتم هشتایی بدهند؛ یک اتم باید الکترون جفت‌نشده داشته باشد. گونه‌هایی از این دست رادیکال نامیده می‌شوند و معمولاً واکنش‌پذیرند.

برخی مولکول‌ها روی اتم مرکزی هشتایی ناقص دارند. در بور تری‌فلوئورید، BF₃ (24 الکترون)، ساختار با سه پیوند ساده B–F به بور 6 الکترون می‌دهد اما به هر اتم بار صوری صفر می‌دهد. تشکیل پیوند دوگانه B=F هشتایی بور را فقط با دادن بار صوری 1+ به فلوئور و 1− به بور کامل می‌کند، پس ساختار با پیوند ساده توصیف معمول است.

اتم‌های دوره 3 و پایین‌تر را می‌توان با بیش از هشت الکترون در اطرافشان رسم کرد. در PCl₅ (40 الکترون)، پنج پیوند به فسفر 10 الکترون می‌دهد. در یون تری‌یدید، I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 الکترون)، ید مرکزی دو پیوند و سه جفت ناپیوندی دارد و بار صوری‌اش 7 − 6 − 2 = −1 است. الکترون‌های باقی‌مانده را فقط پس از آنکه هر اتم انتهایی هشتایی خود را گرفت روی اتم مرکزی بگذارید.

خطاهای رایج ساختار لوویس و چگونگی گرفتن آن‌ها

بیشتر اشتباه‌ها اشتباه شمارش هستند، پس قابل‌اعتمادترین عادت این است که هر ساختار را با دو بررسی به پایان ببرید: هر الکترون در نمودار (2 برای هر پیوند، 2 برای هر جفت ناپیوندی) را با مجموع نوشته‌شده‌تان مقایسه کنید، و بارهای صوری را جمع کنید تا مطمئن شوید با بار کل برابرند.

اگر مجموع شما با مجموع هم‌کلاسی یا پاسخنامه به اندازه دو برابر بار یون فرق دارد، بار احتمالاً با علامت اشتباه اعمال شده است. اگر نمودار تعداد الکترون متفاوتی از مجموع شما دارد، دنبال پیوندهایی بگردید که یک الکترون به جای دو شمرده شده‌اند یا الکترون‌های باقی‌مانده که هرگز جا داده نشده‌اند. اشتباه‌های مشخص زیر بیشتر ساختارهای نادرست را توضیح می‌دهند.

• افزودن الکترون برای کاتیون یا کم‌کردن آن برای آنیون. بار منفی یعنی الکترون بیشتر.
• شمردن پیوند به صورت یک الکترون. هر خط یک جفت مشترک است، پس 2 الکترون است.
• دادن دو پیوند به هیدروژن یا قراردادن آن در مرکز. هیدروژن فقط 2 الکترون نگه می‌دارد.
• گذاشتن بیش از 8 الکترون روی C، N، O یا F. شمارهای گسترده فقط برای دوره 3 و پایین‌تر ممکن است.
• در نظر گرفتن بار صوری به عنوان بار واقعی روی اتم، یا اشتباه گرفتن آن با عدد اکسایش که همه الکترون‌های پیوندی را به اتم الکترونگاتیوتر نسبت می‌دهد.
• رسم ساختارهای رزونانسی با جابه‌جا کردن اتم‌ها. جابه‌جا کردن اتم ترکیب متفاوتی می‌سازد، نه سهم‌دهنده رزونانسی.