Луисови структури и формален полнеж: метод што можете да го проверите

Броење валентни електрони за молекули и повеќеатомни јони

Секоја Луисова структура почнува со еден број: вкупниот број валентни електрони што треба да се сместат. За елементите од главните групи, бројот на валентни електрони е еднаков на последната цифра од бројот на групата во нумерирањето 1–18, па јаглеродот придонесува 4, азотот 5, кислородот 6, а секој халоген 7. Водородот придонесува 1, а хелиумот, со 2, е единствениот исклучок од правилото за бројот на групата.

Полнежот на јонот го менува збирот. Негативниот полнеж значи вишок електрони, па додавате по еден електрон за секоја единица негативен полнеж. Позитивниот полнеж значи недостаток на електрони, па одземате. Амониумовиот јон, NH₄⁺, има 5 + 4(1) − 1 = 8 валентни електрони, додека карбонатниот јон, CO₃²⁻, има 4 + 3(6) + 2 = 24.

Запишете го овој збир пред да нацртате нешто; тоа е бројот со кој ќе ја проверите готовата структура.

Градење на скелетот и местење на електронските парови

Скелетот е шемата на тоа кој атом со кој се поврзува. Водородот и флуорот речиси секогаш формираат само една врска, па се крајни атоми. Централниот атом обично е најмалку електронегативниот атом освен водородот, што често е атомот што се јавува еднаш во формулата. Во оксикиселините, атомите водород нормално се врзани за кислород, а не за централниот атом.

Откако скелетот е определен, преостанатите чекори ги распоредуваат електроните така што секој атом достигнува стабилен број. Атомите од периодата 2 (C, N, O, F) можат да држат најмногу осум електрони околу себе бидејќи имаат само четири валентни орбитали, затоа правилото за октет е цврста граница за нив.

• Поврзете го секој краен атом со централниот атом со единечна врска (по 2 електрони).
• Дополнете ги октетите на крајните атоми со слободни парови (на водородот му требаат само 2).
• Преостанатите електрони ставете ги на централниот атом како слободни парови.
• Ако централниот атом сè уште има помалку од 8 електрони, претворете слободен пар на соседен атом во споделен пар за да направите двојна или тројна врска.
• Проверка: нацртаните електрони се еднакви на пребројаниот збир, а секој атом од периодата 2 нема повеќе од 8.

Формалниот полнеж како тест меѓу кандидат-структури

Формалниот полнеж прашува колку електрони атомот поседува во цртежот во споредба со неутралниот слободен атом, ако секој врзувачки пар се подели подеднакво. Формулата е FC = V − N − B/2, каде V е бројот на валентни електрони на атомот, N е бројот на неврзувачки (слободнопарни) електрони на него, а B е бројот на електрони во неговите врски. Формалните полнежи во структурата секогаш се собираат во вкупниот полнеж на честичката, што ви дава вградена аритметичка проверка.

Кога неколку структури го почитуваат бројот на електрони, претпочитајте ја онаа во која формалните полнежи се што поблиску до нула. Ако некој формален полнеж мора да остане, подобрата структура го става негативниот формален полнеж на поелектронегативниот атом и избегнува ставање полнежи со ист знак на врзани соседи.

Формалниот полнеж е евиденција, а не измерен полнеж. Бидејќи ја игнорира електронегативноста, атом со нулти формален полнеж сепак може да носи значителен парцијален полнеж во вистинската молекула.

Решен пример: фосген и цијанатниот јон

Фосген, COCl₂. Броење: C придонесува 4, O придонесува 6, а секој Cl придонесува 7, па вкупно е 4 + 6 + 2(7) = 24 електрони. Јаглеродот е централниот атом. Три единечни врски од C до O и до секој Cl трошат 6 електрони. Дополнувањето на октетите на O и на двата атома Cl троши уште 3 × 6 = 18, вкупно 24, па не остануваат електрони за јаглеродот. Јаглеродот има само 6 електрони околу себе, па претворете еден слободен пар во втора врска. Преместувањето на слободен пар на O дава C=O; преместувањето на слободен пар на Cl дава C=Cl.

Формалниот полнеж одлучува меѓу нив. Со C=O, кислородот има 4 неврзувачки и 4 врзувачки електрони: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Секој Cl има 6 неврзувачки и 2 врзувачки електрони: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Јаглеродот има 8 врзувачки електрони: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Наместо тоа, со C=Cl, тој Cl станува 7 − 4 − 2 = +1, а единечно врзаниот O станува 6 − 6 − 1 = −1. Се претпочита структурата со сите нули и двојна врска C=O.

Цијанатен јон, OCN⁻. Броење: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 електрони, со централен јаглерод. Три распореди му даваат октет на јаглеродот: O=C=N, O≡C–N и O–C≡N, секој со слободни парови што ги дополнуваат октетите на O и N. За O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 и N = 5 − 4 − 2 = −1. За O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 и N = 5 − 6 − 1 = −2. За O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 и N = 5 − 2 − 3 = 0. Јаглеродот е 0 во сите три, а секој збир е −1, како што мора.

Обликот O≡C–N ги има најголемите полнежи и става позитивен полнеж на кислородот, најелектронегативниот атом, па придонесува најмалку. Обликот O–C≡N го става негативниот полнеж на кислородот и е најважниот придонесувач, а O=C=N е веднаш зад него. Вистинскиот јон е мешавина од овие структури, како што објаснува следниот дел.

Резонанција кога еден цртеж не може да ги опише врските

Некои честички имаат две или повеќе валидни Луисови структури што се разликуваат само по местото на електроните, а секој атом е на истото место. Тоа се резонантни структури, пишувани со двострана стрелка (↔) меѓу нив. Вистинската молекула е една структура, резонантниот хибрид, чии врски се просек на придонесувачите. Таа не се префрла напред-назад меѓу нив.

Формијатниот јон, HCOO⁻, е јасен пример. Броење: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 електрони. Со H и двата атома O врзани за C и дополнети октети на кислородот, се трошат 18 електрони, а јаглеродот има само 6, па еден слободен пар на кислородот станува врска C=O. Двојно врзаниот O има FC = 6 − 4 − 2 = 0, а единечно врзаниот O има FC = 6 − 6 − 1 = −1. Секој од кислородите може да ја држи двојната врска, па има две еквивалентни структури.

Бидејќи двата придонесувачи се еквивалентни, хибридот има две идентични врски јаглерод–кислород, секоја меѓу единечна и двојна, а секој кислород носи половина од негативниот полнеж во просек. Измерените должини на врските кај карбоксилатните јони се согласуваат со оваа слика. Кога придонесувачите не се еквивалентни, како кај цијанатот, хибридот најмногу личи на структурите со понизок формален полнеж.

Кога правилото за октет отстапува: непарен, нецелосен и проширен број

Три видови честички не се вклопуваат во образецот на октетот. Молекулите со непарен број електрони, како азот моноксидот, NO, со 5 + 6 = 11 валентни електрони, не можат да му дадат октет на секој атом; еден атом мора да носи неспарен електрон. Честичките од овој вид се нарекуваат радикали и обично се реактивни.

Некои молекули имаат нецелосен октет на централниот атом. Кај бор трифлуоридот, BF₃ (24 електрони), структурата со три единечни врски B–F го остава борот со 6 електрони, но му дава на секој атом формален полнеж нула. Формирањето двојна врска B=F би го дополнило октетот на борот само со давање формален полнеж +1 на флуорот и −1 на борот, па структурата со единечни врски е вообичаениот опис.

Атомите од периодата 3 и подолу можат да се цртаат со повеќе од осум електрони околу нив. Кај PCl₅ (40 електрони), пет врски му даваат на фосфорот 10 електрони. Кај тријодидниот јон, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 електрони), централниот јод држи две врски и три слободни пара, а неговиот формален полнеж е 7 − 6 − 2 = −1. Преостанатите електрони ставајте ги на централниот атом дури откако секој краен атом ќе го има својот октет.

Вообичаени грешки со Луисовите структури и како да се фатат

Повеќето грешки се грешки во броењето, па најсигурната навика е секоја структура да се заврши со две проверки: пребројте ги сите електрони во цртежот (2 по врска, 2 по слободен пар) наспроти вашиот запишан збир и соберете ги формалните полнежи за да потврдите дека се еднакви на вкупниот полнеж.

Ако вашиот збир се разликува од оној на колега или од клучот за двапати полнежот на јонот, полнежот веројатно е применет со погрешен знак. Ако цртежот држи поинаков број електрони од вашиот збир, побарајте врски броени како еден електрон наместо два или преостанати електрони што никогаш не се сместени. Конкретните грешки подолу објаснуваат повеќето погрешни структури.

• Додавање електрони за катјон или одземање за анјон. Негативниот полнеж значи повеќе електрони.
• Броење на врска како еден електрон. Секоја црта претставува споделен пар, па тоа е 2 електрони.
• Давање на водородот две врски или правење централен атом. Водородот држи само 2 електрони.
• Ставање повеќе од 8 електрони на C, N, O или F. Проширени броеви се можни само за периодата 3 и подолу.
• Третирање на формалниот полнеж како вистински полнеж на атомот или мешање со оксидацискиот број, кој ги доделува сите врзувачки електрони на поелектронегативниот атом.
• Цртање резонантни структури со преместување на атоми. Преместувањето на атом создава различно соединение, а не резонантен придонесувач.