루이스 구조와 형식 전하: 확인할 수 있는 방법

분자와 다원자 이온의 원자가 전자 세기

모든 루이스 구조는 한 가지 수에서 시작합니다. 배치할 수 있는 원자가 전자의 총수입니다. 주족 원소의 원자가 전자 수는 1–18 번호 매김에서 족 번호의 끝자리와 같으므로, 탄소는 4, 질소는 5, 산소는 6, 각 할로젠은 7을 냅니다. 수소는 1을 내며, 2를 내는 헬륨은 족 번호 규칙의 유일한 예외입니다.

이온의 전하는 총수를 바꿉니다. 음전하는 전자가 더 있다는 뜻이므로 음전하 한 단위마다 전자 하나를 더하고, 양전하는 전자가 모자란다는 뜻이므로 뺍니다. 암모늄 이온 NH₄⁺는 5 + 4(1) − 1 = 8개의 원자가 전자를 가지며, 탄산 이온 CO₃²⁻는 4 + 3(6) + 2 = 24개를 가집니다.

무엇이든 그리기 전에 이 총수를 적어 두십시오. 완성된 구조를 이 수와 대조하게 됩니다.

뼈대 세우기와 전자쌍 배치하기

뼈대는 어느 원자가 어느 원자와 연결되는지를 나타내는 모양입니다. 수소와 플루오린은 거의 항상 결합을 하나만 만들므로 말단 원자입니다. 중심 원자는 보통 수소를 제외하고 전기 음성도가 가장 작은 원자이며, 화학식에서 한 번만 나오는 원자인 경우가 많습니다. 산소산에서 수소 원자는 보통 중심 원자가 아니라 산소에 결합해 있습니다.

뼈대가 정해지면 나머지 단계는 각 원자가 안정한 수에 이르도록 전자를 분배합니다. 2주기 원자(C, N, O, F)는 원자가 오비탈이 네 개뿐이어서 주위에 전자를 최대 여덟 개까지만 가질 수 있으며, 그래서 팔전자 규칙이 이들에게는 확고한 한계입니다.

• 각 말단 원자를 중심 원자에 단일 결합(각각 전자 2개)으로 연결합니다.
• 말단 원자의 팔전자를 비공유 전자쌍으로 채웁니다(수소는 2개만 필요합니다).
• 남은 전자는 중심 원자에 비공유 전자쌍으로 놓습니다.
• 중심 원자의 전자가 여전히 8개보다 적으면, 이웃 원자의 비공유 전자쌍 하나를 공유 전자쌍으로 바꾸어 이중 또는 삼중 결합을 만듭니다.
• 점검: 그린 전자의 수가 센 총수와 같고, 2주기 원자마다 8개를 넘지 않아야 합니다.

후보 구조 사이의 시험으로서의 형식 전하

형식 전하는 모든 결합 전자쌍을 똑같이 나눈다고 할 때, 그림 속에서 원자가 소유한 전자가 중성의 자유 원자에 비해 몇 개인지를 묻습니다. 식은 FC = V − N − B/2이며, V는 원자의 원자가 전자 수, N은 그 원자 위의 비결합(비공유 전자쌍) 전자의 수, B는 그 원자의 결합에 있는 전자의 수입니다. 구조 속 형식 전하의 합은 항상 그 화학종의 전체 전하와 같으므로 산술적 점검이 내장되어 있습니다.

여러 구조가 전자 수 규칙을 따를 때는 형식 전하가 가능한 한 0에 가까운 구조를 선호하십시오. 형식 전하가 일부 남아야 한다면, 더 나은 구조는 음의 형식 전하를 전기 음성도가 더 큰 원자에 두고, 결합한 이웃에 같은 부호의 전하를 두지 않습니다.

형식 전하는 측정된 전하가 아니라 장부 정리입니다. 전기 음성도를 무시하므로, 형식 전하가 0인 원자도 실제 분자에서는 상당한 부분 전하를 띨 수 있습니다.

풀이 예제: 포스젠과 사이안산 이온

포스젠, COCl₂. 세기: C는 4, O는 6, Cl은 각각 7을 내므로 총수는 4 + 6 + 2(7) = 24개입니다. 탄소가 중심 원자입니다. C에서 O와 각 Cl로 가는 단일 결합 세 개가 전자 6개를 씁니다. O와 두 Cl 원자의 팔전자를 채우는 데 3 × 6 = 18개가 더 들어 모두 24개가 되므로 탄소에 줄 전자가 남지 않습니다. 탄소 주위에는 전자가 6개뿐이므로 비공유 전자쌍 하나를 두 번째 결합으로 바꿉니다. O의 비공유 전자쌍을 옮기면 C=O가 되고, Cl의 비공유 전자쌍을 옮기면 C=Cl이 됩니다.

형식 전하가 둘 중 하나를 결정합니다. C=O일 때 산소는 비결합 전자 4개와 결합 전자 4개를 가지므로 FC = 6 − 4 − 4/2 = 0입니다. 각 Cl은 비결합 전자 6개와 결합 전자 2개를 가지므로 FC = 7 − 6 − 1 = 0입니다. 탄소는 결합 전자 8개를 가지므로 FC = 4 − 0 − 4 = 0입니다. 대신 C=Cl이면 그 Cl은 7 − 4 − 2 = +1이 되고 단일 결합한 O는 6 − 6 − 1 = −1이 됩니다. C=O 이중 결합을 가진 모두 0인 구조가 선호됩니다.

사이안산 이온, OCN⁻. 세기: 6 + 4 + 5 + 1 = 16개이며 탄소가 중심입니다. 탄소가 팔전자를 갖게 하는 배치는 O=C=N, O≡C–N, O–C≡N 세 가지이며, 각각 O와 N의 팔전자를 비공유 전자쌍으로 채웁니다. O=C=N에서는 O = 6 − 4 − 2 = 0, N = 5 − 4 − 2 = −1입니다. O≡C–N에서는 O = 6 − 2 − 3 = +1, N = 5 − 6 − 1 = −2입니다. O–C≡N에서는 O = 6 − 6 − 1 = −1, N = 5 − 2 − 3 = 0입니다. 탄소는 세 가지 모두 0이며, 각 세트의 합은 −1로 맞습니다.

O≡C–N 형태는 전하가 가장 크고 전기 음성도가 가장 큰 원자인 산소에 양전하를 두므로 기여도가 가장 낮습니다. O–C≡N 형태는 음전하를 산소에 두므로 가장 중요한 기여 구조이고, O=C=N이 그 바로 뒤를 따릅니다. 실제 이온은 이 구조들의 혼합이며, 다음 절에서 설명합니다.

그림 하나로 결합을 설명할 수 없을 때의 공명

어떤 화학종에는 모든 원자의 위치는 같고 전자의 위치만 다른 타당한 루이스 구조가 둘 이상 있습니다. 이것이 공명 구조이며, 사이에 양쪽 화살표(↔)를 써서 나타냅니다. 실제 분자는 하나의 구조인 공명 혼성체이고, 그 결합은 기여 구조들의 평균입니다. 구조 사이를 오가며 바뀌는 것이 아닙니다.

폼산 이온 HCOO⁻가 분명한 예입니다. 세기: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18개. H와 두 O 원자를 C에 결합하고 산소의 팔전자를 채우면 전자 18개를 모두 쓰고 탄소는 6개뿐이므로, 산소의 비공유 전자쌍 하나가 C=O 결합이 됩니다. 이중 결합한 O는 FC = 6 − 4 − 2 = 0이고 단일 결합한 O는 FC = 6 − 6 − 1 = −1입니다. 어느 산소든 이중 결합을 가질 수 있으므로 동등한 구조가 두 개 있습니다.

두 기여 구조가 동등하므로 혼성체에는 단일 결합과 이중 결합의 중간인 똑같은 탄소–산소 결합이 두 개 있고, 각 산소는 평균적으로 음전하의 절반을 지닙니다. 카복실산 이온에서 측정된 결합 길이는 이 그림과 일치합니다. 사이안산 이온처럼 기여 구조가 동등하지 않을 때는 혼성체가 형식 전하가 낮은 구조를 가장 많이 닮습니다.

팔전자 규칙이 휘어질 때: 홀수, 불완전, 확장된 전자 수

세 종류의 화학종은 팔전자 양식에 들어맞지 않습니다. 원자가 전자가 5 + 6 = 11개인 일산화 질소 NO 같은 홀수 전자 분자는 모든 원자에 팔전자를 줄 수 없습니다. 한 원자가 홀전자를 지녀야 합니다. 이런 종류의 화학종을 라디칼이라 하며 보통 반응성이 큽니다.

어떤 분자는 중심 원자의 팔전자가 불완전합니다. 삼플루오린화 붕소 BF₃(전자 24개)에서 B–F 단일 결합 세 개인 구조는 붕소에 전자 6개를 남기지만 모든 원자의 형식 전하를 0으로 만듭니다. B=F 이중 결합을 만들면 붕소의 팔전자는 채워지지만 플루오린의 형식 전하가 +1, 붕소가 −1이 되므로, 단일 결합 구조가 일반적인 기술입니다.

3주기 이하의 원자는 주위에 전자를 여덟 개보다 많이 두고 그릴 수 있습니다. PCl₅(전자 40개)에서는 결합 다섯 개가 인에 전자 10개를 줍니다. 삼아이오딘화 이온 I₃⁻(3 × 7 + 1 = 22개)에서는 중심 아이오딘이 결합 두 개와 비공유 전자쌍 세 개를 가지며 형식 전하는 7 − 6 − 2 = −1입니다. 남은 전자는 모든 말단 원자가 팔전자를 갖춘 뒤에야 중심 원자에 놓으십시오.

흔한 루이스 구조 오류와 이를 잡아내는 방법

실수는 대부분 세기 실수이므로 가장 믿을 만한 습관은 모든 구조를 두 가지 점검으로 마치는 것입니다. 그림 속 모든 전자(결합 하나당 2개, 비공유 전자쌍 하나당 2개)를 세어 적어 둔 총수와 대조하고, 형식 전하를 더해 전체 전하와 같은지 확인하십시오.

총수가 급우나 정답과 이온 전하의 두 배만큼 다르면 전하를 잘못된 부호로 적용했을 가능성이 큽니다. 그림에 들어 있는 전자 수가 총수와 다르면, 결합을 전자 2개가 아닌 1개로 센 곳이나 배치하지 못한 채 남은 전자가 없는지 찾아보십시오. 아래의 구체적인 오류가 틀린 구조의 대부분을 차지합니다.

• 양이온에서 전자를 더하거나 음이온에서 빼는 것. 음전하는 전자가 더 많다는 뜻입니다.
• 결합을 전자 1개로 세는 것. 선 하나는 공유 전자쌍을 나타내므로 전자 2개입니다.
• 수소에 결합을 두 개 주거나 중심 원자로 삼는 것. 수소는 전자를 2개만 가질 수 있습니다.
• C, N, O, F에 전자를 8개보다 많이 놓는 것. 확장된 전자 수는 3주기 이하에서만 가능합니다.
• 형식 전하를 원자의 실제 전하로 취급하거나, 모든 결합 전자를 전기 음성도가 더 큰 원자에 배정하는 산화수와 혼동하는 것.
• 원자를 옮겨서 공명 구조를 그리는 것. 원자를 옮기면 공명 기여 구조가 아니라 다른 화합물이 됩니다.