Lewiso struktūros ir formalusis krūvis: metodas, kurį galite patikrinti

Valentinių elektronų skaičiavimas molekulėms ir daugiaatomiams jonams

Kiekviena Lewiso struktūra prasideda nuo vieno skaičiaus: bendro išdėstyti turimų valentinių elektronų skaičiaus. Pagrindinių grupių elementams valentinių elektronų skaičius lygus paskutiniam grupės numerio skaitmeniui 1–18 numeracijoje, todėl anglis duoda 4, azotas 5, deguonis 6, o kiekvienas halogenas 7. Vandenilis duoda 1, o helis, su 2, yra vienintelė grupės numerio taisyklės išimtis.

Jono krūvis keičia bendrą skaičių. Neigiamas krūvis reiškia papildomus elektronus, todėl pridedate po vieną elektroną vienam neigiamo krūvio vienetui. Teigiamas krūvis reiškia trūkstamus elektronus, todėl atimate. Amonio jonas, NH₄⁺, turi 5 + 4(1) − 1 = 8 valentinius elektronus, o karbonato jonas, CO₃²⁻, turi 4 + 3(6) + 2 = 24.

Užrašykite šį bendrą skaičių prieš braižydami bet ką; su juo palyginsite baigtą struktūrą.

Skeleto sudarymas ir elektronų porų išdėstymas

Skeletas yra schema, kuris atomas su kuriuo sujungtas. Vandenilis ir fluoras beveik visada sudaro tik vieną ryšį, todėl yra galiniai atomai. Centrinis atomas paprastai yra mažiausiai elektroneigiamas atomas, išskyrus vandenilį, o tai dažnai yra formulėje vieną kartą pasirodantis atomas. Deguoninėse rūgštyse vandenilio atomai paprastai sujungti su deguonimi, o ne su centriniu atomu.

Nustačius skeletą, likę žingsniai paskirsto elektronus taip, kad kiekvienas atomas pasiektų stabilų skaičių. 2 periodo atomai (C, N, O, F) aplink save gali turėti daugiausia aštuonis elektronus, nes turi tik keturias valentines orbitales, todėl oktetas jiems yra griežta riba.

• Kiekvieną galinį atomą sujunkite su centriniu atomu viengubu ryšiu (po 2 elektronus).
• Galinių atomų oktetus užbaikite nesujungtomis poromis (vandeniliui reikia tik 2).
• Likusius elektronus išdėstykite prie centrinio atomo kaip nesujungtas poras.
• Jei centrinis atomas vis dar turi mažiau nei 8 elektronus, nesujungtą porą kaimyniniame atome paverskite bendra pora, kad gautumėte dvigubą ar trigubą ryšį.
• Patikra: nubraižytų elektronų skaičius lygus suskaičiuotam bendram skaičiui, ir nė vienas 2 periodo atomas neturi daugiau nei 8.

Formalusis krūvis kaip testas tarp kandidatinių struktūrų

Formalusis krūvis klausia, kiek elektronų atomas turi brėžinyje, palyginti su neutraliu laisvu atomu, jei kiekviena ryšio pora būtų padalyta po lygiai. Formulė yra FC = V − N − B/2, kur V yra atomo valentinių elektronų skaičius, N yra jo nesujungtų (laisvųjų porų) elektronų skaičius, o B yra elektronų skaičius jo ryšiuose. Struktūroje esantys formalieji krūviai visada sudeda į bendrą dalelės krūvį, o tai suteikia įmontuotą aritmetinę patikrą.

Kai kelios struktūros atitinka elektronų skaičių, teikite pirmenybę tai, kurioje formalieji krūviai yra kuo artimesni nuliui. Jei kuris nors formalusis krūvis turi likti, geresnė struktūra neigiamą formalųjį krūvį deda ant labiau elektroneigiamo atomo ir vengia to paties ženklo krūvių ant sujungtų kaimynų.

Formalusis krūvis yra apskaita, o ne išmatuotas krūvis. Kadangi jis nepaiso elektroneigiamumo, atomas su nuliniu formaliuoju krūviu tikroje molekulėje vis dar gali turėti didelį dalinį krūvį.

Išspręstas pavyzdys: fosgenas ir cianato jonas

Fosgenas, COCl₂. Skaičiavimas: C duoda 4, O duoda 6, o kiekvienas Cl duoda 7, taigi bendras skaičius yra 4 + 6 + 2(7) = 24 elektronai. Anglis yra centrinis atomas. Trys viengubi ryšiai nuo C iki O ir iki kiekvieno Cl sunaudoja 6 elektronus. O ir abiejų Cl oktetų užbaigimas sunaudoja dar 3 × 6 = 18, iš viso 24, todėl anglies elektronų neliko. Anglis turi aplink save tik 6 elektronus, todėl vieną nesujungtą porą paverskite antruoju ryšiu. Perkėlus O nesujungtą porą, gaunama C=O; perkėlus Cl nesujungtą porą, gaunama C=Cl.

Tarp jų sprendžia formalusis krūvis. Su C=O deguonis turi 4 nesujungtus ir 4 ryšio elektronus: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Kiekvienas Cl turi 6 nesujungtus ir 2 ryšio elektronus: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Anglis turi 8 ryšio elektronus: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Su C=Cl vietoj to tas Cl tampa 7 − 4 − 2 = +1, o viengubai sujungtas O tampa 6 − 6 − 1 = −1. Pirmenybė teikiama struktūrai su visais nuliais ir dvigubu C=O ryšiu.

Cianato jonas, OCN⁻. Skaičiavimas: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektronų, centrinė anglis. Trys išdėstymai suteikia anglies oktetą: O=C=N, O≡C–N ir O–C≡N, kiekvienas su nesujungtomis poromis, užbaigiančiomis O ir N oktetus. O=C=N: O = 6 − 4 − 2 = 0 ir N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N: O = 6 − 2 − 3 = +1 ir N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N: O = 6 − 6 − 1 = −1 ir N = 5 − 2 − 3 = 0. Anglies visuose trijuose yra 0, o kiekvieno rinkinio suma yra −1, kaip ir turi būti.

O≡C–N forma turi didžiausius krūvius ir deda teigiamą krūvį ant deguonies, labiausiai elektroneigiamo atomo, todėl prisideda mažiausiai. O–C≡N forma deda neigiamą krūvį ant deguonies ir yra svarbiausia, o O=C=N yra tuoj už jos. Tikrasis jonas yra šių struktūrų mišinys, kaip paaiškinama kitame skyriuje.

Rezonansas, kai vienas brėžinys negali aprašyti ryšių

Kai kurios dalelės turi dvi ar daugiau galiojančių Lewiso struktūrų, kurios skiriasi tik elektronų išdėstymu, o kiekvienas atomas yra toje pačioje vietoje. Tai rezonansinės struktūros, tarp jų rašoma dvigalė rodyklė (↔). Tikroji molekulė yra viena struktūra, rezonansinis hibridas, kurio ryšiai yra dalyvaujančių struktūrų vidurkis. Ji nešokinėja tarp jų pirmyn atgal.

Formiato jonas, HCOO⁻, yra aiškus pavyzdys. Skaičiavimas: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektronų. Su H ir abiem O atomais, sujungtais su C, ir užbaigtais deguonies oktetais, sunaudojama 18 elektronų, o anglis turi tik 6, todėl viena deguonies nesujungta pora tampa C=O ryšiu. Dvigubai sujungtas O turi FC = 6 − 4 − 2 = 0, o viengubai sujungtas O turi FC = 6 − 6 − 1 = −1. Dvigubą ryšį galėtų turėti bet kuris deguonis, todėl yra dvi lygiavertės struktūros.

Kadangi abi dalyvaujančios struktūros lygiavertės, hibridas turi du vienodus anglies ir deguonies ryšius, kiekvienas tarpinis tarp viengubo ir dvigubo, ir kiekvienas deguonis vidutiniškai neša pusę neigiamo krūvio. Karboksilato jonuose išmatuoti ryšių ilgiai atitinka šį vaizdą. Kai dalyvaujančios struktūros nėra lygiavertės, kaip cianate, hibridas labiausiai primena struktūras su mažesniu formaliuoju krūviu.

Kai oktetas lenkiasi: nelyginis, nepilnas ir išplėstas skaičius

Trys dalelių rūšys netelpa į okteto modelį. Nelyginio elektronų skaičiaus molekulės, pavyzdžiui, azoto monoksidas, NO, su 5 + 6 = 11 valentinių elektronų, negali kiekvienam atomui suteikti okteto; vienas atomas turi turėti nesuporuotą elektroną. Tokios dalelės vadinamos radikalais ir paprastai yra reaktyvios.

Kai kurios molekulės centriniame atome turi nepilną oktetą. Boro trifluoride, BF₃ (24 elektronai), struktūra su trimis B–F viengubais ryšiais palieka boro 6 elektronus, bet kiekvienam atomui suteikia nulinį formalųjį krūvį. Suformavus B=F dvigubą ryšį, boro oktetas būtų užbaigtas tik suteikiant fluorui formalųjį krūvį +1, o borui −1, todėl įprastas aprašymas yra struktūra su viengubais ryšiais.

3 periodo ir žemesnių periodų atomus galima braižyti su daugiau nei aštuoniais elektronais aplink juos. PCl₅ (40 elektronų) penki ryšiai fosforui suteikia 10 elektronų. Trijodido jone, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektronai), centrinis jodas turi du ryšius ir tris nesujungtas poras, o jo formalusis krūvis yra 7 − 6 − 2 = −1. Likusius elektronus prie centrinio atomo dėkite tik tada, kai kiekvienas galinis atomas turi savo oktetą.

Dažnos Lewiso struktūrų klaidos ir kaip jas pastebėti

Dauguma klaidų yra skaičiavimo klaidos, todėl patikimiausias įprotis yra baigti kiekvieną struktūrą dviem patikromis: suskaičiuokite kiekvieną brėžinyje esantį elektroną (po 2 vienam ryšiui, po 2 vienai nesujungtai porai) ir palyginkite su savo užrašytu bendru skaičiumi, tada sudėkite formaliuosius krūvius ir patikrinkite, ar jie lygūs bendram krūviui.

Jei jūsų bendras skaičius nuo bendraklasio ar atsakymų skiriasi dvigubu jono krūviu, krūvis tikriausiai pritaikytas neteisingu ženklu. Jei brėžinyje yra kitoks elektronų skaičius nei jūsų bendras skaičius, ieškokite ryšių, suskaičiuotų kaip vienas elektronas, o ne du, arba likusių elektronų, kurie niekada nebuvo išdėstyti. Toliau išvardytos klaidos paaiškina daugumą neteisingų struktūrų.

• Elektronų pridėjimas katijonui arba atėmimas anijonui. Neigiamas krūvis reiškia daugiau elektronų.
• Ryšio skaičiavimas kaip vieno elektrono. Kiekviena linija žymi bendrą porą, taigi tai yra 2 elektronai.
• Vandeniliui suteikiami du ryšiai arba jis padaromas centriniu atomu. Vandenilis talpina tik 2 elektronus.
• Daugiau nei 8 elektronų dėjimas ant C, N, O ar F. Išplėsti skaičiai įmanomi tik 3 ir žemesniems periodams.
• Formaliojo krūvio laikymas tikruoju atomo krūviu arba painiojimas su oksidacijos laipsniu, kuris visus ryšio elektronus priskiria labiau elektroneigiamam atomui.
• Rezonansinių struktūrų braižymas judinant atomus. Perkėlus atomą, gaunamas kitas junginys, o ne rezonansinė struktūra.