Lewisstructuren en formele lading: een methode die je kunt controleren

Valentie-elektronen tellen voor moleculen en meeratomige ionen

Elke lewisstructuur begint met één getal: het totale aantal valentie-elektronen dat beschikbaar is om te plaatsen. Voor hoofdgroepelementen is het aantal valentie-elektronen gelijk aan het laatste cijfer van het groepsnummer in de nummering 1–18, dus koolstof levert 4, stikstof 5, zuurstof 6 en elk halogeen 7. Waterstof levert 1, en helium, met 2, is de enige uitzondering op de regel van het groepsnummer.

De lading van een ion verandert het totaal. Een negatieve lading betekent extra elektronen, dus je telt één elektron op per eenheid negatieve lading. Een positieve lading betekent ontbrekende elektronen, dus je trekt af. Het ammoniumion, NH₄⁺, heeft 5 + 4(1) − 1 = 8 valentie-elektronen, terwijl het carbonaation, CO₃²⁻, er 4 + 3(6) + 2 = 24 heeft.

Schrijf dit totaal op voordat je iets tekent; het is het getal waartegen je de voltooide structuur controleert.

Het skelet opbouwen en elektronenparen plaatsen

Het skelet is het patroon van welk atoom met welk atoom is verbonden. Waterstof en fluor vormen bijna altijd maar één binding, dus ze zijn eindstandige atomen. Het centrale atoom is meestal het minst elektronegatieve atoom behalve waterstof, wat vaak het atoom is dat één keer in de formule voorkomt. In oxozuren zijn waterstofatomen normaal aan zuurstof gebonden en niet aan het centrale atoom.

Zodra het skelet vaststaat, verdelen de resterende stappen de elektronen zodat elk atoom een stabiel aantal bereikt. Atomen van periode 2 (C, N, O, F) kunnen maximaal acht elektronen om zich heen hebben omdat ze maar vier valentieorbitalen hebben, en daarom is de octetregel voor hen een harde grens.

• Verbind elk eindstandig atoom met een enkele binding (2 elektronen elk) met het centrale atoom.
• Maak de octetten van de eindstandige atomen compleet met vrije elektronenparen (waterstof heeft er maar 2 nodig).
• Plaats eventuele resterende elektronen als vrije elektronenparen op het centrale atoom.
• Als het centrale atoom nog steeds minder dan 8 elektronen heeft, zet dan een vrij elektronenpaar op een naburig atoom om in een gedeeld paar, zodat een dubbele of drievoudige binding ontstaat.
• Controle: het aantal getekende elektronen is gelijk aan het getelde totaal, en geen enkel atoom van periode 2 heeft er meer dan 8.

Formele lading als toets tussen kandidaatstructuren

Formele lading vraagt hoeveel elektronen een atoom in de tekening bezit vergeleken met het neutrale vrije atoom, als elk bindend paar gelijk zou worden verdeeld. De formule is FC = V − N − B/2, waarbij V het aantal valentie-elektronen van het atoom is, N het aantal niet-bindende elektronen (vrije elektronenparen) erop en B het aantal elektronen in zijn bindingen. De formele ladingen in een structuur tellen altijd op tot de totale lading van het deeltje, wat je een ingebouwde rekencontrole geeft.

Wanneer meerdere structuren aan het elektronenaantal voldoen, geef dan de voorkeur aan de structuur waarin de formele ladingen zo dicht mogelijk bij nul liggen. Als er toch formele lading moet overblijven, plaatst de betere structuur negatieve formele lading op het meer elektronegatieve atoom en vermijdt ze ladingen met hetzelfde teken op gebonden buren.

Formele lading is boekhouding, geen gemeten lading. Omdat ze elektronegativiteit negeert, kan een atoom met formele lading nul in het echte molecuul toch een aanzienlijke partiële lading dragen.

Uitgewerkt voorbeeld: fosgeen en het cyanaation

Fosgeen, COCl₂. Tel: C levert 4, O levert 6 en elk Cl levert 7, dus het totaal is 4 + 6 + 2(7) = 24 elektronen. Koolstof is het centrale atoom. Drie enkele bindingen van C naar O en naar elk Cl gebruiken 6 elektronen. Het compleet maken van de octetten van O en beide Cl-atomen gebruikt nog 3 × 6 = 18, samen 24, dus er blijven geen elektronen over voor koolstof. Koolstof heeft maar 6 elektronen om zich heen, dus zet één vrij elektronenpaar om in een tweede binding. Het verplaatsen van een vrij paar van O geeft C=O; het verplaatsen van een vrij paar van Cl geeft C=Cl.

Formele lading beslist tussen beide. Bij C=O heeft zuurstof 4 niet-bindende en 4 bindende elektronen: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Elk Cl heeft 6 niet-bindende en 2 bindende elektronen: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Koolstof heeft 8 bindende elektronen: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Bij C=Cl wordt dat Cl in plaats daarvan 7 − 4 − 2 = +1 en wordt het enkelvoudig gebonden O gelijk aan 6 − 6 − 1 = −1. De structuur met overal nul en de C=O-dubbele binding verdient de voorkeur.

Cyanaation, OCN⁻. Tel: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektronen, met koolstof centraal. Drie rangschikkingen geven koolstof een octet: O=C=N, O≡C–N en O–C≡N, elk met vrije elektronenparen die de octetten op O en N compleet maken. Voor O=C=N: O = 6 − 4 − 2 = 0 en N = 5 − 4 − 2 = −1. Voor O≡C–N: O = 6 − 2 − 3 = +1 en N = 5 − 6 − 1 = −2. Voor O–C≡N: O = 6 − 6 − 1 = −1 en N = 5 − 2 − 3 = 0. Koolstof is in alle drie 0, en elke reeks heeft som −1, zoals het hoort.

De vorm O≡C–N heeft de grootste ladingen en plaatst positieve lading op zuurstof, het meest elektronegatieve atoom, dus draagt het minst bij. De vorm O–C≡N plaatst de negatieve lading op zuurstof en is de belangrijkste bijdrager, met O=C=N dicht erachter. Het echte ion is een mengsel van deze structuren, zoals de volgende paragraaf uitlegt.

Resonantie wanneer één tekening de bindingen niet kan beschrijven

Sommige deeltjes hebben twee of meer geldige lewisstructuren die alleen verschillen in waar de elektronen zijn geplaatst, waarbij elk atoom op dezelfde plek staat. Dit zijn resonantiestructuren, geschreven met een dubbele pijl (↔) ertussen. Het echte molecuul is één structuur, de resonantiehybride, waarvan de bindingen een gemiddelde zijn van de bijdragers. Het wisselt niet heen en weer tussen die structuren.

Het formiaation, HCOO⁻, is een zuiver voorbeeld. Tel: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektronen. Als H en beide O-atomen aan C zijn gebonden en de zuurstofoctetten compleet zijn, zijn 18 elektronen gebruikt en heeft koolstof er maar 6, dus één vrij elektronenpaar van zuurstof wordt een C=O-binding. Het dubbel gebonden O heeft FC = 6 − 4 − 2 = 0 en het enkelvoudig gebonden O heeft FC = 6 − 6 − 1 = −1. Elk van beide zuurstofatomen kan de dubbele binding hebben, dus er zijn twee gelijkwaardige structuren.

Omdat de twee bijdragers gelijkwaardig zijn, heeft de hybride twee identieke koolstof–zuurstofbindingen, elk tussen een enkele en een dubbele binding in, en draagt elk zuurstofatoom gemiddeld de helft van de negatieve lading. Gemeten bindingslengtes in carboxylaationen komen met dit beeld overeen. Wanneer bijdragers niet gelijkwaardig zijn, zoals bij cyanaat, lijkt de hybride het meest op de structuren met de lagere formele lading.

Wanneer de octetregel buigt: oneven, onvolledige en uitgebreide aantallen

Drie soorten deeltjes passen niet in het octetpatroon. Moleculen met een oneven aantal elektronen, zoals stikstofmonoxide, NO, met 5 + 6 = 11 valentie-elektronen, kunnen niet elk atoom een octet geven; één atoom moet een ongepaard elektron dragen. Deeltjes van dit soort heten radicalen en zijn doorgaans reactief.

Sommige moleculen hebben een onvolledig octet op het centrale atoom. In boortrifluoride, BF₃ (24 elektronen), laat de structuur met drie enkele B–F-bindingen boor met 6 elektronen achter, maar geeft elk atoom een formele lading van nul. Een B=F-dubbele binding zou het octet van boor alleen compleet maken door fluor een formele lading van +1 en boor −1 te geven, dus de structuur met enkele bindingen is de gebruikelijke beschrijving.

Atomen in periode 3 en lager kunnen met meer dan acht elektronen eromheen worden getekend. In PCl₅ (40 elektronen) geven vijf bindingen fosfor 10 elektronen. In het trijodide-ion, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektronen), heeft het centrale jood twee bindingen en drie vrije elektronenparen, en is de formele lading 7 − 6 − 2 = −1. Plaats resterende elektronen pas op het centrale atoom nadat elk eindstandig atoom zijn octet heeft.

Veelgemaakte fouten bij lewisstructuren en hoe je ze opspoort

De meeste fouten zijn telfouten, dus de betrouwbaarste gewoonte is elke structuur af te sluiten met twee controles: tel elk elektron in de tekening (2 per binding, 2 per vrij elektronenpaar) tegen je opgeschreven totaal, en tel de formele ladingen op om te bevestigen dat ze gelijk zijn aan de totale lading.

Als je totaal twee keer de lading van het ion afwijkt van dat van een klasgenoot of het antwoordmodel, is de lading waarschijnlijk met het verkeerde teken toegepast. Als de tekening een ander aantal elektronen bevat dan je totaal, zoek dan naar bindingen die als één elektron in plaats van twee zijn geteld, of naar resterende elektronen die nooit zijn geplaatst. De onderstaande specifieke fouten verklaren de meeste verkeerde structuren.

• Elektronen toevoegen voor een kation of aftrekken voor een anion. Negatieve lading betekent meer elektronen.
• Een binding als één elektron tellen. Elke streep is een gedeeld paar, dus 2 elektronen.
• Waterstof twee bindingen geven of het centraal atoom maken. Waterstof bevat slechts 2 elektronen.
• Meer dan 8 elektronen op C, N, O of F plaatsen. Uitgebreide aantallen zijn alleen mogelijk vanaf periode 3.
• Formele lading behandelen als de werkelijke lading op een atoom, of haar verwarren met het oxidatiegetal, dat alle bindende elektronen aan het meer elektronegatieve atoom toewijst.
• Resonantiestructuren tekenen door atomen te verplaatsen. Het verplaatsen van een atoom maakt een andere verbinding, geen resonantiebijdrager.