Mga Lewis Structure at Formal Charge: Isang Paraang Masusuri Mo

Pagbibilang ng mga valence electron para sa mga molecule at polyatomic ion

Ang bawat Lewis structure ay nagsisimula sa isang numero: ang kabuuang bilang ng mga valence electron na maaaring ilagay. Para sa mga elemento ng main-group, ang bilang ng valence electron ay katumbas ng huling digit ng numero ng group sa numerong 1–18, kaya ang carbon ay nag-aambag ng 4, ang nitrogen ay 5, ang oxygen ay 6, at ang bawat halogen ay 7. Ang hydrogen ay nag-aambag ng 1, at ang helium, na may 2, ang nag-iisang eksepsyon sa tuntunin ng numero ng group.

Binabago ng karga ng ion ang kabuuan. Ang negatibong karga ay nangangahulugang dagdag na electron, kaya magdagdag ng isang electron sa bawat yunit ng negatibong karga. Ang positibong karga ay nangangahulugang kulang na electron, kaya magbawas. Ang ammonium ion, NH₄⁺, ay may 5 + 4(1) − 1 = 8 valence electron, habang ang carbonate ion, CO₃²⁻, ay may 4 + 3(6) + 2 = 24.

Isulat ang kabuuang ito bago gumuhit ng anuman; ito ang numerong pagtutugmaan mo ng tapos na structure.

Pagbuo ng skeleton at paglalagay ng mga pares ng electron

Ang skeleton ay ang pattern kung aling atom ang nakakabit sa aling atom. Ang hydrogen at fluorine ay halos laging isang bond lang ang binubuo, kaya terminal na atom sila. Ang sentral na atom ay karaniwang ang may pinakamababang electronegativity maliban sa hydrogen, na madalas ay ang atom na minsan lang lumalabas sa formula. Sa mga oxyacid, ang mga atom ng hydrogen ay karaniwang nakabond sa oxygen, hindi sa sentral na atom.

Kapag naitakda na ang skeleton, ipinamamahagi ng natitirang mga hakbang ang mga electron para marating ng bawat atom ang matatag na bilang. Ang mga atom ng period 2 (C, N, O, F) ay may hawak na hanggang walong electron lang sa paligid nila dahil apat lang ang valence orbital nila, kaya mahigpit na hangganan para sa kanila ang octet rule.

• Ikonekta ang bawat terminal na atom sa sentral na atom gamit ang single bond (2 electron bawat isa).
• Kumpletuhin ang mga octet ng mga terminal na atom gamit ang mga lone pair (2 lang ang kailangan ng hydrogen).
• Ilagay ang anumang natitirang electron sa sentral na atom bilang mga lone pair.
• Kung wala pang 8 electron ang sentral na atom, gawing pinagsasaluhang pares ang lone pair sa kalapit na atom para makabuo ng double o triple bond.
• Suriin: ang mga electron na iginuhit ay katumbas ng kabuuang binilang, at ang bawat atom ng period 2 ay walang higit sa 8.

Formal charge bilang pagsubok sa pagitan ng mga kandidatong structure

Tinatanong ng formal charge kung ilang electron ang pag-aari ng atom sa guhit kumpara sa neutral na malayang atom, kung hahatiin nang pantay ang bawat bonding pair. Ang formula ay FC = V − N − B/2, kung saan ang V ay ang bilang ng valence electron ng atom, ang N ay ang bilang ng nonbonding (lone-pair) na electron dito, at ang B ay ang bilang ng electron sa mga bond nito. Ang mga formal charge sa isang structure ay laging nagsasama sa kabuuang karga ng species, na nagbibigay sa iyo ng built-in na pagsusuri sa aritmetika.

Kapag maraming structure ang sumusunod sa bilang ng electron, piliin ang isa kung saan pinakamalapit sa zero ang mga formal charge. Kung may formal charge na dapat manatili, inilalagay ng mas mahusay na structure ang negatibong formal charge sa mas electronegative na atom at iniiwasang maglagay ng magkaparehong tanda ng karga sa magkakabond na magkakapitbahay.

Pagtatala ang formal charge, hindi sinukat na karga. Dahil hindi nito isinasaalang-alang ang electronegativity, ang atom na may zero na formal charge ay maaari pa ring magdala ng malaking bahagyang karga sa totoong molecule.

Halimbawang may solusyon: phosgene at ang cyanate ion

Phosgene, COCl₂. Bilangin: ang C ay nag-aambag ng 4, ang O ay nag-aambag ng 6, at ang bawat Cl ay nag-aambag ng 7, kaya ang kabuuan ay 4 + 6 + 2(7) = 24 electron. Ang carbon ang sentral na atom. Ang tatlong single bond mula C patungong O at sa bawat Cl ay gumagamit ng 6 na electron. Ang pagkumpleto ng mga octet ng O at ng dalawang atom ng Cl ay gumagamit ng 3 × 6 = 18 pa, kaya 24 sa kabuuan, kaya walang natitirang electron para sa carbon. Anim lang ang electron sa paligid ng carbon, kaya gawing ikalawang bond ang isang lone pair. Ang paglipat ng lone pair ng O ay nagbibigay ng C=O; ang paglipat ng lone pair ng Cl ay nagbibigay ng C=Cl.

Ang formal charge ang nagpapasya sa pagitan nila. Sa C=O, ang oxygen ay may 4 na nonbonding na electron at 4 na bonding na electron: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Ang bawat Cl ay may 6 na nonbonding at 2 bonding na electron: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Ang carbon ay may 8 bonding na electron: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Sa C=Cl naman, ang Cl na iyon ay nagiging 7 − 4 − 2 = +1 at ang O na may single bond ay nagiging 6 − 6 − 1 = −1. Mas gusto ang structure na lahat ay zero na may C=O na double bond.

Cyanate ion, OCN⁻. Bilangin: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 electron, na ang carbon ang sentral. Tatlong ayos ang nagbibigay sa carbon ng octet: O=C=N, O≡C–N, at O–C≡N, na bawat isa ay may mga lone pair na kumukumpleto sa mga octet ng O at N. Para sa O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 at N = 5 − 4 − 2 = −1. Para sa O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 at N = 5 − 6 − 1 = −2. Para sa O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 at N = 5 − 2 − 3 = 0. Ang carbon ay 0 sa lahat ng tatlo, at ang bawat set ay nagsasama sa −1 ayon sa dapat.

Ang anyong O≡C–N ay may pinakamalalaking karga at naglalagay ng positibong karga sa oxygen, ang pinakamataas ang electronegativity, kaya pinakamaliit ang ambag nito. Ang anyong O–C≡N ay naglalagay ng negatibong karga sa oxygen at ito ang pinakamahalagang ambag, na malapit na sinusundan ng O=C=N. Ang totoong ion ay halo ng mga structure na ito, ayon sa ipinapaliwanag ng susunod na seksyon.

Resonance kapag hindi kayang ilarawan ng isang guhit ang mga bond

May mga species na may dalawa o higit pang tamang Lewis structure na nagkakaiba lang sa kung saan inilalagay ang mga electron, na ang bawat atom ay nasa parehong posisyon. Ito ang mga resonance structure, na isinusulat na may arrow na may dalawang dulo (↔) sa pagitan nila. Ang totoong molecule ay isang structure, ang resonance hybrid, na ang mga bond ay average ng mga ambag. Hindi ito nagpapalit-palit sa pagitan nila.

Ang formate ion, HCOO⁻, ay malinaw na halimbawa. Bilangin: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 electron. Kapag ang H at ang dalawang atom ng O ay nakabond sa C at kumpleto na ang mga octet ng oxygen, 18 electron ang nagamit at 6 lang ang carbon, kaya ang isang lone pair ng oxygen ay nagiging C=O na bond. Ang O na may double bond ay may FC = 6 − 4 − 2 = 0 at ang O na may single bond ay may FC = 6 − 6 − 1 = −1. Alinman sa dalawang oxygen ang maaaring magkaroon ng double bond, kaya may dalawang magkatumbas na structure.

Dahil magkatumbas ang dalawang ambag, ang hybrid ay may dalawang magkaparehong bond ng carbon–oxygen, bawat isa ay nasa pagitan ng single at double bond, at ang bawat oxygen ay nagdadala ng kalahati ng negatibong karga sa karaniwan. Tugma sa larawang ito ang mga sinukat na haba ng bond sa mga carboxylate ion. Kapag hindi magkatumbas ang mga ambag, tulad sa cyanate, ang hybrid ay pinakakahawig ng mga structure na mas mababa ang formal charge.

Kapag lumuluwag ang octet rule: mga bilang na odd, hindi kumpleto, at pinalawak

Tatlong uri ng species ang hindi akma sa pattern ng octet. Ang mga molecule na odd ang electron, tulad ng nitrogen monoxide, NO, na may 5 + 6 = 11 valence electron, ay hindi makapagbibigay ng octet sa bawat atom; may isang atom na dapat magdala ng unpaired na electron. Tinatawag na radical ang ganitong mga species at karaniwang reaktibo.

May mga molecule na hindi kumpleto ang octet sa sentral na atom. Sa boron trifluoride, BF₃ (24 electron), ang structure na may tatlong B–F single bond ay nag-iiwan sa boron ng 6 na electron ngunit nagbibigay sa bawat atom ng formal charge na zero. Ang pagbuo ng B=F na double bond ay kukumpleto lang sa octet ng boron sa pamamagitan ng pagbibigay sa fluorine ng formal charge na +1 at sa boron ng −1, kaya ang structure na may single bond ang karaniwang paglalarawan.

Ang mga atom sa period 3 pababa ay maaaring iguhit na may higit sa walong electron sa paligid nila. Sa PCl₅ (40 electron), ang limang bond ay nagbibigay sa phosphorus ng 10 electron. Sa triiodide ion, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 electron), ang sentral na iodine ay may hawak na dalawang bond at tatlong lone pair, at ang formal charge nito ay 7 − 6 − 2 = −1. Ilagay ang mga natirang electron sa sentral na atom pagkatapos lang magkaroon ng octet ang bawat terminal na atom.

Karaniwang pagkakamali sa Lewis structure at paano mahuhuli ang mga ito

Karamihan sa mga pagkakamali ay pagkakamali sa pagbibilang, kaya ang pinakamaaasahang gawi ay tapusin ang bawat structure sa dalawang pagsusuri: bilangin ang bawat electron sa guhit (2 bawat bond, 2 bawat lone pair) laban sa isinulat mong kabuuan, at isama ang mga formal charge para tiyaking katumbas ito ng kabuuang karga.

Kung ang kabuuan mo ay naiiba sa kabuuan ng kaklase mo o ng susi ng dalawang beses ng karga ng ion, malamang na mali ang tanda ng karga na ginamit. Kung ang guhit ay may ibang bilang ng electron kaysa sa kabuuan mo, hanapin ang mga bond na binilang na isang electron sa halip na dalawa, o ang mga natirang electron na hindi nailagay. Ang mga partikular na error sa ibaba ang sanhi ng karamihan sa maling structure.

• Pagdaragdag ng mga electron para sa cation o pagbabawas para sa anion. Ang negatibong karga ay nangangahulugang mas maraming electron.
• Pagbibilang sa bond bilang isang electron. Ang bawat guhit ay kumakatawan sa pinagsasaluhang pares, kaya 2 electron ito.
• Pagbibigay sa hydrogen ng dalawang bond o paggawa rito na sentral na atom. Ang hydrogen ay may hawak na 2 electron lang.
• Paglalagay ng higit sa 8 electron sa C, N, O, o F. Posible lang ang mga pinalawak na bilang para sa period 3 pababa.
• Pagturing sa formal charge bilang totoong karga ng atom, o pagkalito rito sa oxidation number, na ibinibigay ang lahat ng bonding electron sa mas electronegative na atom.
• Pagguhit ng mga resonance structure sa pamamagitan ng paglipat ng mga atom. Ang paglipat ng atom ay lumilikha ng ibang compound, hindi ng resonance contributor.