Lewis-strukturer og formell ladning: en metode du kan kontrollere

Å telle valenselektroner for molekyler og fleratomige ioner

Hver Lewis-struktur starter med ett tall: det totale antallet valenselektroner som skal plasseres. For hovedgruppegrunnstoffer er antallet valenselektroner lik det siste sifferet i gruppenummeret i 1–18-nummereringen, så karbon bidrar med 4, nitrogen med 5, oksygen med 6 og hvert halogen med 7. Hydrogen bidrar med 1, og helium, med 2, er det ene unntaket fra gruppenummerregelen.

Ladningen til et ion endrer totalen. En negativ ladning betyr ekstra elektroner, så du legger til ett elektron per negativ ladningsenhet. En positiv ladning betyr manglende elektroner, så du trekker fra. Ammoniumionet, NH₄⁺, har 5 + 4(1) − 1 = 8 valenselektroner, mens karbonationet, CO₃²⁻, har 4 + 3(6) + 2 = 24.

Skriv denne totalen ned før du tegner noe; det er tallet du skal kontrollere den ferdige strukturen mot.

Å bygge skjelettet og plassere elektronpar

Skjelettet er mønsteret for hvilket atom som er knyttet til hvilket. Hydrogen og fluor danner nesten alltid bare én binding, så de er endeatomer. Sentralatomet er vanligvis det minst elektronegative atomet bortsett fra hydrogen, som ofte er atomet som forekommer én gang i formelen. I oksosyrer er hydrogenatomene vanligvis bundet til oksygen, ikke til sentralatomet.

Når skjelettet er satt, fordeler de gjenværende trinnene elektronene slik at hvert atom når et stabilt tall. Atomer i periode 2 (C, N, O, F) kan ha høyst åtte elektroner rundt seg fordi de bare har fire valensorbitaler, og derfor er oktettregelen en fast grense for dem.

• Koble hvert endeatom til sentralatomet med en enkeltbinding (2 elektroner hver).
• Fullfør oktettene til endeatomene med frie elektronpar (hydrogen trenger bare 2).
• Plasser eventuelle gjenværende elektroner på sentralatomet som frie elektronpar.
• Hvis sentralatomet fortsatt har færre enn 8 elektroner, gjør du et fritt elektronpar på et naboatom om til et delt par for å lage en dobbelt- eller trippelbinding.
• Kontroller: antall elektroner tegnet er lik totalen du talte, og hvert atom i periode 2 har ikke mer enn 8.

Formell ladning som test mellom kandidatstrukturer

Formell ladning spør hvor mange elektroner et atom eier i tegningen sammenlignet med det nøytrale frie atomet, hvis hvert bindingspar deles likt. Formelen er FC = V − N − B/2, der V er atomets antall valenselektroner, N er antallet ikke-bindende elektroner (frie elektronpar) på det, og B er antallet elektroner i bindingene. De formelle ladningene i en struktur summerer seg alltid til den samlede ladningen til arten, noe som gir en innebygd regnekontroll.

Når flere strukturer følger elektrontallet, bør du foretrekke den der de formelle ladningene er så nær null som mulig. Hvis noe formell ladning må bli igjen, plasserer den beste strukturen negativ formell ladning på det mest elektronegative atomet og unngår å sette ladninger med samme fortegn på bundne naboer.

Formell ladning er regnskap, ikke en målt ladning. Fordi den ser bort fra elektronegativitet, kan et atom med formell ladning null likevel ha en betydelig partialladning i det virkelige molekylet.

Regneeksempel: fosgen og cyanationet

Fosgen, COCl₂. Telling: C bidrar med 4, O bidrar med 6, og hver Cl bidrar med 7, så totalen er 4 + 6 + 2(7) = 24 elektroner. Karbon er sentralatomet. Tre enkeltbindinger fra C til O og til hver Cl bruker 6 elektroner. Å fullføre oktettene til O og begge Cl-atomene bruker 3 × 6 = 18 til, til sammen 24, så det er ingen elektroner igjen til karbon. Karbon har bare 6 elektroner rundt seg, så gjør ett fritt elektronpar om til en andre binding. Å flytte et O-par gir C=O; å flytte et Cl-par gir C=Cl.

Formell ladning avgjør mellom dem. Med C=O har oksygen 4 ikke-bindende og 4 bindende elektroner: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Hver Cl har 6 ikke-bindende og 2 bindende elektroner: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Karbon har 8 bindende elektroner: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Med C=Cl i stedet blir den Cl-en 7 − 4 − 2 = +1 og det enkeltbundne O-et 6 − 6 − 1 = −1. Strukturen med bare nuller og C=O-dobbeltbindingen foretrekkes.

Cyanation, OCN⁻. Telling: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektroner, med karbon i midten. Tre ordninger gir karbon en oktett: O=C=N, O≡C–N og O–C≡N, hver med frie elektronpar som fullfører oktettene på O og N. For O=C=N er O = 6 − 4 − 2 = 0 og N = 5 − 4 − 2 = −1. For O≡C–N er O = 6 − 2 − 3 = +1 og N = 5 − 6 − 1 = −2. For O–C≡N er O = 6 − 6 − 1 = −1 og N = 5 − 2 − 3 = 0. Karbon er 0 i alle tre, og hvert sett summerer seg til −1, slik det må.

O≡C–N-formen har de største ladningene og setter positiv ladning på oksygen, det mest elektronegative atomet, så den bidrar minst. O–C≡N-formen plasserer den negative ladningen på oksygen og er det viktigste bidraget, med O=C=N like bak. Det virkelige ionet er en blanding av disse strukturene, slik neste avsnitt forklarer.

Resonans når én tegning ikke kan beskrive bindingene

Noen arter har to eller flere gyldige Lewis-strukturer som bare skiller seg i hvor elektronene er plassert, mens hvert atom står på samme sted. Dette er resonansstrukturer, skrevet med en dobbeltpil (↔) mellom dem. Det virkelige molekylet er én enkelt struktur, resonanshybriden, der bindingene er et gjennomsnitt av bidragene. Den svinger ikke fram og tilbake mellom dem.

Formationet, HCOO⁻, er et rent eksempel. Telling: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektroner. Når H og begge O-atomene er bundet til C og oksygenoktettene er fullført, er 18 elektroner brukt og karbon har bare 6, så ett fritt oksygenpar blir en C=O-binding. O-et med dobbeltbinding har FC = 6 − 4 − 2 = 0 og O-et med enkeltbinding har FC = 6 − 6 − 1 = −1. Hvilket som helst av oksygenatomene kan ha dobbeltbindingen, så det finnes to likeverdige strukturer.

Fordi de to bidragene er likeverdige, har hybriden to identiske karbon–oksygen-bindinger, hver mellom en enkelt- og en dobbeltbinding, og hvert oksygen bærer i gjennomsnitt halvparten av den negative ladningen. Målte bindingslengder i karboksylationer stemmer med dette bildet. Når bidragene ikke er likeverdige, som i cyanat, ligner hybriden mest på strukturene med lavest formell ladning.

Når oktettregelen svikter: odde, ufullstendige og utvidede tall

Tre typer arter passer ikke inn i oktettmønsteret. Molekyler med odde antall elektroner, som nitrogenmonoksid, NO, med 5 + 6 = 11 valenselektroner, kan ikke gi hvert atom en oktett; ett atom må ha et uparet elektron. Arter av denne typen kalles radikaler og er vanligvis reaktive.

Noen molekyler har en ufullstendig oktett på sentralatomet. I bortrifluorid, BF₃ (24 elektroner), gir strukturen med tre B–F-enkeltbindinger bor 6 elektroner, men gir hvert atom formell ladning null. En B=F-dobbeltbinding ville bare fullføre borets oktett ved å gi fluor formell ladning +1 og bor −1, så strukturen med enkeltbindinger er den vanlige beskrivelsen.

Atomer i periode 3 og nedover kan tegnes med mer enn åtte elektroner rundt seg. I PCl₅ (40 elektroner) gir fem bindinger fosfor 10 elektroner. I trijodidionet, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektroner), har det sentrale jodet to bindinger og tre frie elektronpar, og dets formelle ladning er 7 − 6 − 2 = −1. Plasser overskytende elektroner på sentralatomet først etter at hvert endeatom har fått sin oktett.

Vanlige feil i Lewis-strukturer og hvordan du fanger dem

De fleste feil er tellefeil, så den mest pålitelige vanen er å avslutte hver struktur med to kontroller: tell hvert elektron i tegningen (2 per binding, 2 per fritt elektronpar) mot den nedskrevne totalen, og legg sammen de formelle ladningene for å bekrefte at de er lik den samlede ladningen.

Hvis totalen din avviker fra en medelevs eller fasitens med det dobbelte av ionets ladning, ble ladningen trolig brukt med feil fortegn. Hvis tegningen har et annet antall elektroner enn totalen din, bør du se etter bindinger som er talt som ett elektron i stedet for to, eller overskytende elektroner som aldri ble plassert. De konkrete feilene nedenfor står for de fleste gale strukturer.

• Å legge til elektroner for et kation eller trekke dem fra for et anion. Negativ ladning betyr flere elektroner.
• Å telle en binding som ett elektron. Hver strek er et delt par, altså 2 elektroner.
• Å gi hydrogen to bindinger eller gjøre det til sentralatom. Hydrogen rommer bare 2 elektroner.
• Å plassere mer enn 8 elektroner på C, N, O eller F. Utvidede tall er bare mulig fra periode 3 og nedover.
• Å behandle formell ladning som den virkelige ladningen på et atom, eller å forveksle den med oksidasjonstall, som tildeler alle bindingselektronene til det mest elektronegative atomet.
• Å tegne resonansstrukturer ved å flytte atomer. Å flytte et atom skaper en annen forbindelse, ikke et resonansbidrag.