מבני לואיס ומטען פורמלי: שיטה שאפשר לבדוק

ספירת אלקטרוני ערכיות למולקולות וליונים רב-אטומיים

כל מבנה לואיס מתחיל במספר אחד: הספירה הכוללת של אלקטרוני הערכיות הזמינים למיקום. ביסודות של קבוצות ראשיות, מספר אלקטרוני הערכיות שווה לספרה האחרונה של מספר הקבוצה בסימון 1–18, ולכן פחמן תורם 4, חנקן 5, חמצן 6, וכל הלוגן 7. מימן תורם 1, והליום, עם 2, הוא היוצא היחיד מן הכלל של מספר הקבוצה.

מטען היון משנה את הסך הכול. מטען שלילי פירושו אלקטרונים עודפים, ולכן מוסיפים אלקטרון אחד לכל יחידת מטען שלילי. מטען חיובי פירושו אלקטרונים חסרים, ולכן מחסירים. ליון האמוניום, NH₄⁺, יש 5 + 4(1) − 1 = 8 אלקטרוני ערכיות, ואילו ליון הפחמתי, CO₃²⁻, יש 4 + 3(6) + 2 = 24.

רשמו את הסך הכול לפני שאתם מציירים משהו; זה המספר שמולו תבדקו את המבנה המוגמר.

בניית השלד והצבת זוגות אלקטרונים

השלד הוא התבנית של איזה אטום מתחבר לאיזה. מימן ופלואור כמעט תמיד יוצרים קשר אחד בלבד, ולכן הם אטומים קצה. האטום המרכזי הוא בדרך כלל האטום הכי פחות אלקטרושלילי מלבד מימן, שהוא לעתים קרובות האטום שמופיע פעם אחת בנוסחה. בחומצות חמצן, אטומי מימן קשורים בדרך כלל לחמצן ולא לאטום המרכזי.

אחרי שהשלד נקבע, שאר השלבים מחלקים אלקטרונים כך שכל אטום יגיע לספירה יציבה. אטומי מחזור 2 (C, N, O, F) יכולים להחזיק לכל היותר שמונה אלקטרונים סביבם כי יש להם רק ארבעה אורביטלי ערכיות, ולכן כלל האוקטט הוא גבול נוקשה עבורם.

• חברו כל אטום קצה לאטום המרכזי בקשר יחיד (2 אלקטרונים כל אחד).
• השלימו את האוקטטים של אטומי הקצה עם זוגות בודדים (מימן צריך רק 2).
• הציבו את האלקטרונים שנותרו על האטום המרכזי כזוגות בודדים.
• אם לאטום המרכזי עדיין יש פחות מ-8 אלקטרונים, הפכו זוג בודד על אטום שכן לזוג משותף ליצירת קשר כפול או משולש.
• בדיקה: מספר האלקטרונים שציירתם שווה לסך שספרתם, ולכל אטום ממחזור 2 אין יותר מ-8.

מטען פורמלי כמבחן בין מבנים מועמדים

מטען פורמלי שואל כמה אלקטרונים אטום מחזיק בציור בהשוואה לאטום החופשי הניטרלי, אם כל זוג קושר היה מתחלק שווה בשווה. הנוסחה היא FC = V − N − B/2, כאשר V הוא מספר אלקטרוני הערכיות של האטום, N הוא מספר האלקטרונים הלא קושרים (זוגות בודדים) עליו, ו-B הוא מספר האלקטרונים בקשריו. המטענים הפורמליים במבנה תמיד מסתכמים במטען הכולל של המין, וזה נותן לכם בדיקה חשבונית מובנית.

כשכמה מבנים מצייתים לספירת האלקטרונים, העדיפו את זה שבו המטענים הפורמליים קרובים לאפס ככל האפשר. אם חלק מהמטען הפורמלי חייב להישאר, המבנה הטוב יותר מציב מטען פורמלי שלילי על האטום האלקטרושלילי יותר ונמנע מהצבת מטענים בעלי אותו סימן על שכנים קשורים.

מטען פורמלי הוא חשבונאות, לא מטען שנמדד. מכיוון שהוא מתעלם מאלקטרושליליות, לאטום עם מטען פורמלי אפס עדיין יכול להיות מטען חלקי ניכר במולקולה האמיתית.

דוגמה פתורה: פוסגן ויון הציאנט

פוסגן, COCl₂. ספירה: C תורם 4, O תורם 6, וכל Cl תורם 7, ולכן הסך הכול הוא 4 + 6 + 2(7) = 24 אלקטרונים. פחמן הוא האטום המרכזי. שלושה קשרים יחידים מ-C אל O ואל כל Cl משתמשים ב-6 אלקטרונים. השלמת האוקטטים של O ושני אטומי Cl משתמשת ב-3 × 6 = 18 נוספים, ובסך הכול 24, ולכן לא נותרו אלקטרונים לפחמן. סביב הפחמן יש רק 6 אלקטרונים, ולכן הופכים זוג בודד לקשר שני. העברת זוג בודד של O נותנת C=O; העברת זוג בודד של Cl נותנת C=Cl.

מטען פורמלי מכריע ביניהם. עם C=O, לחמצן יש 4 אלקטרונים לא קושרים ו-4 אלקטרונים קושרים: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. לכל Cl יש 6 אלקטרונים לא קושרים ו-2 קושרים: FC = 7 − 6 − 1 = 0. לפחמן יש 8 אלקטרונים קושרים: FC = 4 − 0 − 4 = 0. עם C=Cl במקום זאת, אותו Cl הופך ל-7 − 4 − 2 = +1 וה-O בקשר היחיד הופך ל-6 − 6 − 1 = −1. המבנה שבו הכול אפס עם הקשר הכפול C=O עדיף.

יון ציאנט, OCN⁻. ספירה: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 אלקטרונים, עם פחמן במרכז. שלושה סידורים נותנים לפחמן אוקטט: O=C=N, O≡C–N ו-O–C≡N, כל אחד עם זוגות בודדים שמשלימים את האוקטטים על O ועל N. עבור O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 ו-N = 5 − 4 − 2 = −1. עבור O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 ו-N = 5 − 6 − 1 = −2. עבור O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 ו-N = 5 − 2 − 3 = 0. פחמן הוא 0 בשלושתם, וכל קבוצה מסתכמת ב-−1 כפי שחייב להיות.

הצורה O≡C–N כוללת את המטענים הגדולים ביותר ומציבה מטען חיובי על חמצן, האטום האלקטרושלילי ביותר, ולכן תורמת הכי פחות. הצורה O–C≡N מציבה את המטען השלילי על חמצן והיא התורמת החשובה ביותר, כש-O=C=N קרובה אחריה. היון האמיתי הוא תערובת של המבנים האלה, כפי שהסעיף הבא מסביר.

תהודה כשציור אחד אינו יכול לתאר את הקשרים

לחלק מהמינים יש שני מבני לואיס תקפים או יותר שנבדלים רק במקום שבו האלקטרונים מוצבים, כשכל אטום באותו מקום. אלה מבני תהודה, שנכתבים עם חץ דו-ראשי (↔) ביניהם. המולקולה האמיתית היא מבנה יחיד, היברידית התהודה, שקשריה הם ממוצע של התורמים. היא אינה עוברת הלוך ושוב ביניהם.

יון הפורמיאט, HCOO⁻, הוא דוגמה נקייה. ספירה: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 אלקטרונים. כש-H ושני אטומי O קשורים ל-C ואוקטטי החמצן הושלמו, 18 אלקטרונים נוצלו ולפחמן יש רק 6, ולכן זוג בודד אחד של חמצן הופך לקשר C=O. ל-O בקשר הכפול FC = 6 − 4 − 2 = 0 ול-O בקשר היחיד FC = 6 − 6 − 1 = −1. כל אחד משני החמצנים יכול להחזיק את הקשר הכפול, ולכן יש שני מבנים שקולים.

מכיוון ששני התורמים שקולים, להיברידית יש שני קשרי פחמן-חמצן זהים, כל אחד בין קשר יחיד לכפול, וכל חמצן נושא בממוצע חצי מהמטען השלילי. אורכי קשר שנמדדו ביוני קרבוקסילט מתאימים לתמונה הזו. כשהתורמים אינם שקולים, כמו בציאנט, ההיברידית דומה ביותר למבנים בעלי המטען הפורמלי הנמוך יותר.

כשכלל האוקטט נכנע: ספירות אי-זוגיות, חלקיות ומורחבות

שלושה סוגי מינים אינם מתאימים לתבנית האוקטט. מולקולות עם מספר אי-זוגי של אלקטרונים, כמו חנקן חד-חמצני, NO, עם 5 + 6 = 11 אלקטרוני ערכיות, אינן יכולות לתת לכל אטום אוקטט; אטום אחד חייב לשאת אלקטרון לא מזווג. מינים כאלה נקראים רדיקלים ובדרך כלל תגובתיים.

לחלק מהמולקולות יש אוקטט חלקי על האטום המרכזי. בבור תלת-פלואורי, BF₃ (24 אלקטרונים), המבנה עם שלושה קשרים יחידים B–F משאיר לבור 6 אלקטרונים אך נותן לכל אטום מטען פורמלי אפס. יצירת קשר כפול B=F הייתה משלימה את האוקטט של הבור רק על ידי מתן מטען פורמלי של +1 לפלואור ו-−1 לבור, ולכן המבנה עם הקשרים היחידים הוא התיאור המקובל.

אטומים ממחזור 3 ומטה אפשר לצייר עם יותר משמונה אלקטרונים סביבם. ב-PCl₅ (40 אלקטרונים), חמישה קשרים נותנים לזרחן 10 אלקטרונים. ביון הטרייודיד, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 אלקטרונים), היוד המרכזי מחזיק שני קשרים ושלושה זוגות בודדים, והמטען הפורמלי שלו הוא 7 − 6 − 2 = −1. הציבו אלקטרונים שנותרו על האטום המרכזי רק אחרי שלכל אטום קצה יש אוקטט.

שגיאות נפוצות במבני לואיס ואיך לתפוס אותן

רוב הטעויות הן טעויות ספירה, ולכן ההרגל האמין ביותר הוא לסיים כל מבנה בשתי בדיקות: ספרו כל אלקטרון בציור (2 לכל קשר, 2 לכל זוג בודד) מול הסך הכתוב שלכם, וחברו את המטענים הפורמליים כדי לאשר שהם שווים למטען הכולל.

אם הסך שלכם שונה מזה של חבר לכיתה או ממפתח התשובות בפעמיים מטען היון, כנראה שהמטען הוחל עם הסימן הלא נכון. אם בציור יש מספר אלקטרונים שונה מהסך שלכם, חפשו קשרים שנספרו כאלקטרון אחד במקום שניים, או אלקטרונים שנותרו ולא הוצבו מעולם. השגיאות הספציפיות שלהלן אחראיות לרוב המבנים השגויים.

• הוספת אלקטרונים לקטיון או הפחתתם מאניון. מטען שלילי פירושו יותר אלקטרונים.
• ספירת קשר כאלקטרון אחד. כל קו מייצג זוג משותף, ולכן הוא 2 אלקטרונים.
• מתן שני קשרים למימן או הפיכתו לאטום מרכזי. מימן מחזיק רק 2 אלקטרונים.
• הצבת יותר מ-8 אלקטרונים על C, N, O או F. ספירות מורחבות אפשריות רק ממחזור 3 ומטה.
• התייחסות למטען פורמלי כאל המטען האמיתי על אטום, או בלבול בינו לבין מספר חמצון, שמקצה את כל אלקטרוני הקשר לאטום האלקטרושלילי יותר.
• ציור מבני תהודה על ידי הזזת אטומים. הזזת אטום יוצרת תרכובת אחרת, לא תורם תהודה.