Lūisa struktūras un formālais lādiņš: metode, ko var pārbaudīt

Valences elektronu skaitīšana molekulām un poliatomiskajiem joniem

Katra Lūisa struktūra sākas ar vienu skaitli: kopējo izvietojamo valences elektronu skaitu. Galveno apakšgrupu elementiem valences elektronu skaits ir vienāds ar grupas numura pēdējo ciparu 1.–18. numerācijā, tāpēc ogleklis dod 4, slāpeklis 5, skābeklis 6 un katrs halogēns 7. Ūdeņradis dod 1, un hēlijs ar 2 ir vienīgais izņēmums no grupas numura noteikuma.

Jona lādiņš maina kopsummu. Negatīvs lādiņš nozīmē papildu elektronus, tāpēc pievienojiet vienu elektronu uz katru negatīvā lādiņa vienību. Pozitīvs lādiņš nozīmē trūkstošus elektronus, tāpēc atņemiet. Amonija jonam NH₄⁺ ir 5 + 4(1) − 1 = 8 valences elektroni, bet karbonāta jonam CO₃²⁻ ir 4 + 3(6) + 2 = 24.

Pierakstiet šo kopsummu, pirms kaut ko zīmējat; tas ir skaitlis, pret kuru pārbaudīsiet gatavo struktūru.

Skeleta veidošana un elektronu pāru izvietošana

Skelets ir shēma, kurš atoms ar kuru savienots. Ūdeņradis un fluors gandrīz vienmēr veido tikai vienu saiti, tāpēc tie ir gala atomi. Centrālais atoms parasti ir vismazāk elektronegatīvais atoms, kas nav ūdeņradis, un bieži tas ir atoms, kas formulā parādās vienu reizi. Skābekļa skābēs ūdeņraža atomi parasti ir saistīti ar skābekli, nevis ar centrālo atomu.

Kad skelets ir noteikts, atlikušie soļi sadala elektronus tā, lai katrs atoms sasniegtu stabilu skaitu. 2. perioda atomi (C, N, O, F) ap sevi var turēt ne vairāk kā astoņus elektronus, jo tiem ir tikai četras valences orbitāles, tāpēc okteta noteikums šiem atomiem ir stingra robeža.

• Savienojiet katru gala atomu ar centrālo atomu ar vienkāršu saiti (katrā 2 elektroni).
• Pabeidziet gala atomu oktetus ar nedalītajiem pāriem (ūdeņradim vajag tikai 2).
• Visus atlikušos elektronus novietojiet uz centrālā atoma kā nedalītos pārus.
• Ja centrālajam atomam joprojām ir mazāk par 8 elektroniem, pārvērtiet kaimiņatoma nedalīto pāri kopīgā pārī, lai izveidotu divkāršo vai trīskāršo saiti.
• Pārbaude: uzzīmēto elektronu skaits ir vienāds ar saskaitīto kopsummu, un katram 2. perioda atomam nav vairāk par 8.

Formālais lādiņš kā tests starp kandidātstruktūrām

Formālais lādiņš jautā, cik elektronu atomam pieder zīmējumā salīdzinājumā ar neitrālu brīvu atomu, ja katrs saites pāris tiktu sadalīts vienādi. Formula ir FC = V − N − B/2, kur V ir atoma valences elektronu skaits, N ir nesaistošo (nedalīto pāru) elektronu skaits uz tā un B ir elektronu skaits tā saitēs. Formālo lādiņu summa struktūrā vienmēr ir vienāda ar daļiņas kopējo lādiņu, kas dod iebūvētu aritmētisku pārbaudi.

Ja vairākas struktūras atbilst elektronu skaitam, dodiet priekšroku tai, kurā formālie lādiņi ir pēc iespējas tuvāk nullei. Ja kādam formālajam lādiņam jāpaliek, labākā struktūra negatīvo formālo lādiņu novieto uz elektronegatīvāka atoma un izvairās no vienādas zīmes lādiņu uzlikšanas saistītiem kaimiņiem.

Formālais lādiņš ir uzskaite, nevis izmērīts lādiņš. Tā kā tas neņem vērā elektronegativitāti, atomam ar nulles formālo lādiņu īstajā molekulā joprojām var būt ievērojams daļējais lādiņš.

Risināti piemēri: fosgēns un cianāta jons

Fosgēns COCl₂. Skaitīšana: C dod 4, O dod 6 un katrs Cl dod 7, tāpēc kopsumma ir 4 + 6 + 2(7) = 24 elektroni. Ogleklis ir centrālais atoms. Trīs vienkāršās saites no C uz O un katru Cl izmanto 6 elektronus. O un abu Cl atomu oktetu pabeigšana izmanto vēl 3 × 6 = 18, kopā 24, tāpēc oglekļa vajadzībām elektronu nepaliek. Ap oglekli ir tikai 6 elektroni, tāpēc pārvērtiet vienu nedalīto pāri par otru saiti. Pārvietojot O nedalīto pāri, iegūst C=O; pārvietojot Cl nedalīto pāri, iegūst C=Cl.

Izvēli starp tām nosaka formālais lādiņš. Ar C=O skābeklim ir 4 nesaistošie elektroni un 4 saistošie elektroni: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Katram Cl ir 6 nesaistošie un 2 saistošie elektroni: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Ogleklim ir 8 saistošie elektroni: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Ar C=Cl šis Cl kļūst 7 − 4 − 2 = +1 un ar vienkāršu saiti saistītais O kļūst 6 − 6 − 1 = −1. Priekšroka dodama struktūrai ar visām nullēm un C=O divkāršo saiti.

Cianāta jons OCN⁻. Skaitīšana: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektroni, ar centrālo oglekli. Trīs izkārtojumi dod oglekļa oktetu: O=C=N, O≡C–N un O–C≡N, katrā ar nedalītajiem pāriem, kas pabeidz O un N oktetus. Struktūrai O=C=N: O = 6 − 4 − 2 = 0 un N = 5 − 4 − 2 = −1. Struktūrai O≡C–N: O = 6 − 2 − 3 = +1 un N = 5 − 6 − 1 = −2. Struktūrai O–C≡N: O = 6 − 6 − 1 = −1 un N = 5 − 2 − 3 = 0. Ogleklis visos trijos ir 0, un katra kopa summējas uz −1, kā tam jābūt.

Forma O≡C–N ir ar vislielākajiem lādiņiem un liek pozitīvu lādiņu uz skābekļa, elektronegatīvākā atoma, tāpēc tā dod vismazāko ieguldījumu. Forma O–C≡N novieto negatīvo lādiņu uz skābekļa un ir svarīgākā ieguldītāja, ar O=C=N tuvu aiz tās. Īstais jons ir šo struktūru sajaukums, kā skaidro nākamā sadaļa.

Rezonanse, kad viens zīmējums nevar aprakstīt saites

Dažām daļiņām ir divas vai vairākas derīgas Lūisa struktūras, kas atšķiras tikai ar elektronu izvietojumu, katram atomam paliekot tajā pašā vietā. Tās ir rezonanses struktūras, kuras starp sevi raksta ar abpusēju bultiņu (↔). Īstā molekula ir viena struktūra, rezonanses hibrīds, kura saites ir ieguldītāju vidējais. Tā nepārslēdzas turp un atpakaļ starp tām.

Formiāta jons HCOO⁻ ir skaidrs piemērs. Skaitīšana: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektroni. Ar H un abiem O atomiem, kas saistīti ar C, un pabeigtiem skābekļa oktetiem, izmantoti 18 elektroni un ogleklim ir tikai 6, tāpēc viens skābekļa nedalītais pāris kļūst par C=O saiti. Skābeklim ar divkāršo saiti FC = 6 − 4 − 2 = 0, un skābeklim ar vienkāršo saiti FC = 6 − 6 − 1 = −1. Divkāršā saite varētu būt jebkuram skābeklim, tāpēc ir divas ekvivalentas struktūras.

Tā kā abi ieguldītāji ir ekvivalenti, hibrīdam ir divas identiskas oglekļa–skābekļa saites, katra starp vienkāršu un divkāršu saiti, un katrs skābeklis vidēji nes pusi no negatīvā lādiņa. Izmērītie saišu garumi karboksilāta jonos atbilst šim attēlam. Ja ieguldītāji nav ekvivalenti, kā cianātā, hibrīds vislielākajā mērā atgādina struktūras ar zemāku formālo lādiņu.

Kad okteta noteikums izlokās: nepāra, nepilni un paplašināti elektronu skaiti

Trīs veidu daļiņas neiekļaujas oktetu shēmā. Molekulas ar nepāra elektronu skaitu, piemēram, slāpekļa monoksīds NO ar 5 + 6 = 11 valences elektroniem, nevar nodrošināt katram atomam oktetu; vienam atomam jānes nesapārots elektrons. Šādas daļiņas sauc par radikāļiem, un tās parasti ir reaktīvas.

Dažām molekulām centrālajam atomam ir nepilns oktets. Bora trifluorīdā BF₃ (24 elektroni) struktūra ar trim B–F vienkāršām saitēm atstāj boram 6 elektronus, bet dod katram atomam nulles formālo lādiņu. B=F divkāršās saites veidošana pabeigtu bora oktetu tikai tad, ja fluoram piešķirtu formālo lādiņu +1 un boram −1, tāpēc parastais apraksts ir struktūra ar vienkāršām saitēm.

3. perioda un zemāko periodu atomiem var zīmēt vairāk nekā astoņus elektronus ap tiem. PCl₅ (40 elektroni) piecas saites dod fosforam 10 elektronus. Trijodīda jonā I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektroni) centrālajam jodam ir divas saites un trīs nedalītie pāri, un tā formālais lādiņš ir 7 − 6 − 2 = −1. Atlikušos elektronus uz centrālā atoma novietojiet tikai tad, kad katram gala atomam ir oktets.

Biežākās Lūisa struktūru kļūdas un kā tās pamanīt

Lielākā daļa kļūdu ir skaitīšanas kļūdas, tāpēc visuzticamākais ieradums ir katru struktūru pabeigt ar divām pārbaudēm: saskaitiet visus zīmējuma elektronus (2 uz saiti, 2 uz nedalīto pāri) un salīdziniet ar pierakstīto kopsummu, un saskaitiet formālos lādiņus, lai apstiprinātu, ka tie ir vienādi ar kopējo lādiņu.

Ja jūsu kopsumma atšķiras no klasesbiedra vai atbilžu atslēgas par divkāršu jona lādiņu, lādiņš, iespējams, piemērots ar nepareizu zīmi. Ja zīmējumā ir cits elektronu skaits nekā jūsu kopsumma, meklējiet saites, kas saskaitītas kā viens elektrons divu vietā, vai atlikušos elektronus, kas nekad netika izvietoti. Tālāk minētās kļūdas izskaidro lielāko daļu nepareizo struktūru.

• Elektronu pievienošana katjonam vai atņemšana anjonam. Negatīvs lādiņš nozīmē vairāk elektronu.
• Saites skaitīšana kā viens elektrons. Katra svītra apzīmē kopīgu pāri, tātad 2 elektronus.
• Ūdeņradim divu saišu piešķiršana vai tā padarīšana par centrālo atomu. Ūdeņradis satur tikai 2 elektronus.
• Vairāk nekā 8 elektronu novietošana uz C, N, O vai F. Paplašināts skaits iespējams tikai 3. periodam un zemākiem.
• Formālā lādiņa uzskatīšana par īsto atoma lādiņu vai sajaukšana ar oksidēšanas pakāpi, kas visus saistošos elektronus piešķir elektronegatīvākajam atomam.
• Rezonanses struktūru zīmēšana, pārvietojot atomus. Atoma pārvietošana rada citu savienojumu, nevis rezonanses ieguldītāju.