Struktury Lewisa i ładunek formalny: metoda, którą można sprawdzić

Zliczanie elektronów walencyjnych dla cząsteczek i jonów wieloatomowych

Każda struktura Lewisa zaczyna się od jednej liczby: całkowitej liczby elektronów walencyjnych do rozmieszczenia. Dla pierwiastków grup głównych liczba elektronów walencyjnych równa się ostatniej cyfrze numeru grupy w numeracji 1–18, więc węgiel wnosi 4, azot 5, tlen 6, a każdy fluorowiec 7. Wodór wnosi 1, a hel, z 2, jest jedynym wyjątkiem od reguły numeru grupy.

Ładunek jonu zmienia sumę. Ładunek ujemny oznacza dodatkowe elektrony, więc dodajesz jeden elektron na jednostkę ładunku ujemnego. Ładunek dodatni oznacza brakujące elektrony, więc odejmujesz. Jon amonowy, NH₄⁺, ma 5 + 4(1) − 1 = 8 elektronów walencyjnych, a jon węglanowy, CO₃²⁻, ma 4 + 3(6) + 2 = 24.

Zapisz tę sumę, zanim cokolwiek narysujesz; to liczba, z którą porównasz gotową strukturę.

Budowanie szkieletu i rozmieszczanie par elektronowych

Szkielet to wzór określający, który atom łączy się z którym. Wodór i fluor prawie zawsze tworzą tylko jedno wiązanie, więc są atomami końcowymi. Atom centralny to zwykle atom o najmniejszej elektroujemności inny niż wodór, często ten, który występuje we wzorze jeden raz. W kwasach tlenowych atomy wodoru są zwykle związane z tlenem, a nie z atomem centralnym.

Gdy szkielet jest ustalony, pozostałe kroki rozmieszczają elektrony tak, by każdy atom osiągnął trwałą liczbę. Atomy okresu 2 (C, N, O, F) mogą mieć wokół siebie co najwyżej osiem elektronów, ponieważ mają tylko cztery orbitale walencyjne, dlatego reguła oktetu jest dla nich twardą granicą.

• Połącz każdy atom końcowy z atomem centralnym wiązaniem pojedynczym (po 2 elektrony).
• Uzupełnij oktety atomów końcowych wolnymi parami (wodór potrzebuje tylko 2).
• Umieść pozostałe elektrony na atomie centralnym jako wolne pary.
• Jeśli atom centralny wciąż ma mniej niż 8 elektronów, zamień wolną parę na sąsiednim atomie we wspólną parę, tworząc wiązanie podwójne lub potrójne.
• Kontrola: liczba narysowanych elektronów równa się policzonej sumie, a żaden atom okresu 2 nie ma więcej niż 8.

Ładunek formalny jako test między strukturami kandydującymi

Ładunek formalny pyta, ile elektronów atom posiada w rysunku w porównaniu z obojętnym wolnym atomem, gdyby każdą parę wiążącą podzielić po równo. Wzór to FC = V − N − B/2, gdzie V jest liczbą elektronów walencyjnych atomu, N liczbą elektronów niewiążących (wolnych par) na nim, a B liczbą elektronów w jego wiązaniach. Ładunki formalne w strukturze zawsze sumują się do ładunku całkowitego indywiduum, co daje wbudowaną kontrolę arytmetyczną.

Gdy kilka struktur spełnia liczbę elektronów, wybierz tę, w której ładunki formalne są jak najbliższe zera. Jeśli jakiś ładunek formalny musi pozostać, lepsza struktura umieszcza ujemny ładunek formalny na atomie bardziej elektroujemnym i unika ładunków tego samego znaku na związanych sąsiadach.

Ładunek formalny to księgowanie, a nie zmierzony ładunek. Ponieważ ignoruje elektroujemność, atom o zerowym ładunku formalnym może w rzeczywistej cząsteczce nadal nieść znaczny ładunek cząstkowy.

Przykład rozwiązany: fosgen i jon cyjanianowy

Fosgen, COCl₂. Zliczanie: C wnosi 4, O wnosi 6, a każdy Cl wnosi 7, więc suma to 4 + 6 + 2(7) = 24 elektrony. Węgiel jest atomem centralnym. Trzy wiązania pojedyncze od C do O i do każdego Cl zużywają 6 elektronów. Uzupełnienie oktetów O i obu atomów Cl zużywa kolejne 3 × 6 = 18, razem 24, więc dla węgla nie zostają żadne elektrony. Węgiel ma wokół siebie tylko 6 elektronów, więc zamień jedną wolną parę na drugie wiązanie. Przesunięcie wolnej pary O daje C=O; przesunięcie wolnej pary Cl daje C=Cl.

O wyborze między nimi decyduje ładunek formalny. Przy C=O tlen ma 4 elektrony niewiążące i 4 wiążące: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Każdy Cl ma 6 niewiążących i 2 wiążące: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Węgiel ma 8 elektronów wiążących: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Przy C=Cl zamiast tego ten Cl ma 7 − 4 − 2 = +1, a pojedynczo związany O ma 6 − 6 − 1 = −1. Preferowana jest struktura z samymi zerami i wiązaniem podwójnym C=O.

Jon cyjanianowy, OCN⁻. Zliczanie: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektronów, z węglem w centrum. Trzy układy dają węglowi oktet: O=C=N, O≡C–N i O–C≡N, każdy z wolnymi parami uzupełniającymi oktety na O i N. Dla O=C=N: O = 6 − 4 − 2 = 0 i N = 5 − 4 − 2 = −1. Dla O≡C–N: O = 6 − 2 − 3 = +1 i N = 5 − 6 − 1 = −2. Dla O–C≡N: O = 6 − 6 − 1 = −1 i N = 5 − 2 − 3 = 0. Węgiel ma 0 we wszystkich trzech, a każdy zestaw sumuje się do −1, jak musi.

Postać O≡C–N ma największe ładunki i umieszcza ładunek dodatni na tlenie, atomie najbardziej elektroujemnym, więc wnosi najmniej. Postać O–C≡N umieszcza ładunek ujemny na tlenie i jest najważniejszym składnikiem, a O=C=N jest tuż za nią. Rzeczywisty jon jest mieszanką tych struktur, jak wyjaśnia następna sekcja.

Rezonans, gdy jeden rysunek nie opisuje wiązań

Niektóre indywidua mają dwie lub więcej poprawnych struktur Lewisa, które różnią się tylko rozmieszczeniem elektronów, przy czym każdy atom jest na tym samym miejscu. To struktury rezonansowe, zapisywane z dwugłową strzałką (↔) między nimi. Rzeczywista cząsteczka to pojedyncza struktura, hybryda rezonansowa, której wiązania są średnią składników. Nie przełącza się tam i z powrotem między nimi.

Jon mrówczanowy, HCOO⁻, jest czystym przykładem. Zliczanie: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektronów. Gdy H i oba atomy O są związane z C, a oktety tlenów uzupełnione, zużywa się 18 elektronów, a węgiel ma tylko 6, więc jedna wolna para tlenu staje się wiązaniem C=O. Tlen z wiązaniem podwójnym ma FC = 6 − 4 − 2 = 0, a tlen z wiązaniem pojedynczym ma FC = 6 − 6 − 1 = −1. Wiązanie podwójne mógłby mieć którykolwiek tlen, więc istnieją dwie równoważne struktury.

Ponieważ oba składniki są równoważne, hybryda ma dwa identyczne wiązania węgiel–tlen, każde pośrednie między pojedynczym a podwójnym, a każdy tlen niesie średnio połowę ładunku ujemnego. Zmierzone długości wiązań w jonach karboksylanowych zgadzają się z tym obrazem. Gdy składniki nie są równoważne, jak w cyjanianie, hybryda najbardziej przypomina struktury o niższych ładunkach formalnych.

Gdy reguła oktetu się ugina: liczby nieparzyste, niepełne i rozszerzone

Trzy rodzaje indywiduów nie pasują do wzoru oktetu. Cząsteczki z nieparzystą liczbą elektronów, takie jak tlenek azotu(II), NO, z 5 + 6 = 11 elektronami walencyjnymi, nie mogą dać każdemu atomowi oktetu; jeden atom musi nieść niesparowany elektron. Indywidua tego rodzaju nazywa się rodnikami i są zwykle reaktywne.

Niektóre cząsteczki mają niepełny oktet na atomie centralnym. W fluorku boru, BF₃ (24 elektrony), struktura z trzema wiązaniami pojedynczymi B–F zostawia borowi 6 elektronów, ale daje każdemu atomowi ładunek formalny zero. Utworzenie wiązania podwójnego B=F uzupełniłoby oktet boru tylko kosztem ładunku formalnego +1 na fluorze i −1 na borze, więc zwykłym opisem jest struktura z wiązaniami pojedynczymi.

Atomy okresu 3 i niższych można rysować z więcej niż ośmioma elektronami wokół nich. W PCl₅ (40 elektronów) pięć wiązań daje fosforowi 10 elektronów. W jonie trijodkowym, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektrony), centralny jod ma dwa wiązania i trzy wolne pary, a jego ładunek formalny to 7 − 6 − 2 = −1. Pozostałe elektrony umieszczaj na atomie centralnym dopiero po tym, jak każdy atom końcowy ma swój oktet.

Typowe błędy w strukturach Lewisa i jak je wychwytywać

Większość pomyłek to pomyłki w liczeniu, więc najpewniejszym nawykiem jest zakończenie każdej struktury dwiema kontrolami: policz każdy elektron na rysunku (2 na wiązanie, 2 na wolną parę) i porównaj z zapisaną sumą oraz zsumuj ładunki formalne, aby potwierdzić, że równają się ładunkowi całkowitemu.

Jeśli Twoja suma różni się od sumy innej osoby lub klucza odpowiedzi o dwukrotność ładunku jonu, ładunek prawdopodobnie zastosowano ze złym znakiem. Jeśli rysunek zawiera inną liczbę elektronów niż Twoja suma, poszukaj wiązań policzonych jako jeden elektron zamiast dwóch albo pozostałych elektronów, które nigdy nie zostały umieszczone. Poniższe konkretne błędy odpowiadają za większość błędnych struktur.

• Dodawanie elektronów dla kationu lub odejmowanie ich dla anionu. Ładunek ujemny oznacza więcej elektronów.
• Liczenie wiązania jako jednego elektronu. Każda kreska to wspólna para, czyli 2 elektrony.
• Dawanie wodorowi dwóch wiązań lub czynienie go atomem centralnym. Wodór mieści tylko 2 elektrony.
• Umieszczanie więcej niż 8 elektronów na C, N, O lub F. Rozszerzone liczby są możliwe tylko od okresu 3 w dół.
• Traktowanie ładunku formalnego jako rzeczywistego ładunku atomu lub mylenie go ze stopniem utlenienia, który przypisuje wszystkie elektrony wiążące atomowi bardziej elektroujemnemu.
• Rysowanie struktur rezonansowych przez przesuwanie atomów. Przesunięcie atomu tworzy inny związek, a nie składnik rezonansu.