Structuri Lewis și sarcină formală: o metodă pe care o poți verifica

Numărarea electronilor de valență pentru molecule și ioni poliatomici

Orice structură Lewis pornește de la un singur număr: numărul total de electroni de valență disponibili de plasat. Pentru elementele din grupele principale, numărul electronilor de valență este egal cu ultima cifră a numărului grupei în numerotarea 1–18, deci carbonul contribuie cu 4, azotul cu 5, oxigenul cu 6 și fiecare halogen cu 7. Hidrogenul contribuie cu 1, iar heliul, cu 2, este singura excepție de la regula numărului grupei.

Sarcina unui ion modifică totalul. O sarcină negativă înseamnă electroni în plus, deci adaugi câte un electron pentru fiecare unitate de sarcină negativă. O sarcină pozitivă înseamnă electroni lipsă, deci scazi. Ionul amoniu, NH₄⁺, are 5 + 4(1) − 1 = 8 electroni de valență, în timp ce ionul carbonat, CO₃²⁻, are 4 + 3(6) + 2 = 24.

Notează acest total înainte de a desena ceva; este numărul cu care vei verifica structura finalizată.

Construirea scheletului și plasarea perechilor de electroni

Scheletul este tiparul care arată care atom se leagă de care. Hidrogenul și fluorul formează aproape întotdeauna o singură legătură, deci sunt atomi terminali. Atomul central este de obicei cel mai puțin electronegativ atom în afară de hidrogen, adică adesea atomul care apare o singură dată în formulă. În oxiacizi, atomii de hidrogen sunt în mod normal legați de oxigen, nu de atomul central.

Odată stabilit scheletul, pașii rămași distribuie electronii astfel încât fiecare atom să atingă un număr stabil. Atomii din perioada 2 (C, N, O, F) pot avea în jurul lor cel mult opt electroni, deoarece au doar patru orbitali de valență, motiv pentru care regula octetului este o limită fermă pentru ei.

• Leagă fiecare atom terminal de atomul central printr-o legătură simplă (2 electroni fiecare).
• Completează octeții atomilor terminali cu perechi de electroni neparticipanți (hidrogenul are nevoie doar de 2).
• Plasează electronii rămași pe atomul central ca perechi de electroni neparticipanți.
• Dacă atomul central are încă mai puțin de 8 electroni, transformă o pereche neparticipantă de la un atom vecin într-o pereche comună, pentru a forma o legătură dublă sau triplă.
• Verifică: electronii desenați sunt egali cu totalul numărat, iar fiecare atom din perioada 2 are cel mult 8.

Sarcina formală ca test între structurile candidate

Sarcina formală întreabă câți electroni deține un atom în desen, comparativ cu atomul liber neutru, dacă fiecare pereche de legătură ar fi împărțită egal. Formula este FC = V − N − B/2, unde V este numărul electronilor de valență ai atomului, N este numărul electronilor neparticipanți (perechi libere) de pe el, iar B este numărul electronilor din legăturile lui. Sarcinile formale dintr-o structură însumează întotdeauna sarcina totală a speciei, ceea ce îți oferă o verificare aritmetică încorporată.

Când mai multe structuri respectă numărul de electroni, preferă-o pe cea în care sarcinile formale sunt cât mai apropiate de zero. Dacă trebuie să rămână totuși o sarcină formală, structura mai bună plasează sarcina formală negativă pe atomul mai electronegativ și evită să pună sarcini de același semn pe atomi vecini legați.

Sarcina formală este evidență contabilă, nu o sarcină măsurată. Deoarece ignoră electronegativitatea, un atom cu sarcină formală zero poate totuși purta o sarcină parțială substanțială în molecula reală.

Exemplu rezolvat: fosgenul și ionul cianat

Fosgenul, COCl₂. Numărătoare: C contribuie cu 4, O cu 6, iar fiecare Cl cu 7, deci totalul este 4 + 6 + 2(7) = 24 de electroni. Carbonul este atomul central. Trei legături simple de la C la O și la fiecare Cl folosesc 6 electroni. Completarea octeților lui O și ai ambilor atomi de Cl folosește încă 3 × 6 = 18, în total 24, deci nu mai rămân electroni pentru carbon. Carbonul are în jurul său doar 6 electroni, deci transformă o pereche neparticipantă într-o a doua legătură. Mutarea unei perechi libere de pe O dă C=O; mutarea unei perechi libere de pe Cl dă C=Cl.

Sarcina formală decide între ele. Cu C=O, oxigenul are 4 electroni neparticipanți și 4 electroni de legătură: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Fiecare Cl are 6 electroni neparticipanți și 2 de legătură: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Carbonul are 8 electroni de legătură: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Cu C=Cl în schimb, acel Cl devine 7 − 4 − 2 = +1, iar O legat simplu devine 6 − 6 − 1 = −1. Structura cu toate valorile zero și cu legătura dublă C=O este preferată.

Ionul cianat, OCN⁻. Numărătoare: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 electroni, cu carbonul central. Trei aranjamente dau carbonului un octet: O=C=N, O≡C–N și O–C≡N, fiecare cu perechi libere care completează octeții pe O și N. Pentru O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 și N = 5 − 4 − 2 = −1. Pentru O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 și N = 5 − 6 − 1 = −2. Pentru O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 și N = 5 − 2 − 3 = 0. Carbonul este 0 în toate trei, iar fiecare set însumează −1, așa cum trebuie.

Forma O≡C–N are cele mai mari sarcini și pune sarcină pozitivă pe oxigen, cel mai electronegativ atom, deci contribuie cel mai puțin. Forma O–C≡N plasează sarcina negativă pe oxigen și este contribuitorul cel mai important, cu O=C=N foarte aproape. Ionul real este un amestec al acestor structuri, așa cum explică secțiunea următoare.

Rezonanța, atunci când un singur desen nu poate descrie legăturile

Unele specii au două sau mai multe structuri Lewis valide, care diferă doar prin locul în care sunt plasați electronii, fiecare atom rămânând în aceeași poziție. Acestea sunt structuri de rezonanță, scrise cu o săgeată cu două capete (↔) între ele. Molecula reală este o singură structură, hibridul de rezonanță, ale cărui legături sunt o medie a contribuitorilor. Ea nu oscilează între aceștia.

Ionul formiat, HCOO⁻, este un exemplu clar. Numărătoare: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 electroni. Cu H și ambii atomi de O legați de C și cu octeții oxigenului completați, se folosesc 18 electroni, iar carbonul are doar 6, deci o pereche liberă de pe un oxigen devine o legătură C=O. Oxigenul cu legătură dublă are FC = 6 − 4 − 2 = 0, iar cel cu legătură simplă are FC = 6 − 6 − 1 = −1. Oricare oxigen ar putea deține legătura dublă, deci există două structuri echivalente.

Deoarece cei doi contribuitori sunt echivalenți, hibridul are două legături carbon–oxigen identice, fiecare intermediară între una simplă și una dublă, iar fiecare oxigen poartă, în medie, jumătate din sarcina negativă. Lungimile de legătură măsurate în ionii carboxilat concordă cu această imagine. Când contribuitorii nu sunt echivalenți, ca în cianat, hibridul seamănă cel mai mult cu structurile cu sarcini formale mai mici.

Când regula octetului se abate: numere impare, incomplete și extinse

Trei tipuri de specii nu se potrivesc tiparului octetului. Moleculele cu număr impar de electroni, precum monoxidul de azot, NO, cu 5 + 6 = 11 electroni de valență, nu pot oferi fiecărui atom un octet; un atom trebuie să poarte un electron nepereche. Speciile de acest fel se numesc radicali și sunt de obicei reactive.

Unele molecule au un octet incomplet pe atomul central. În trifluorura de bor, BF₃ (24 de electroni), structura cu trei legături simple B–F lasă borul cu 6 electroni, dar dă fiecărui atom o sarcină formală zero. Formarea unei legături duble B=F ar completa octetul borului doar dând fluorului o sarcină formală de +1 și borului −1, deci structura cu legături simple este descrierea obișnuită.

Atomii din perioada 3 și de mai jos pot fi desenați cu mai mult de opt electroni în jurul lor. În PCl₅ (40 de electroni), cinci legături dau fosforului 10 electroni. În ionul triiodură, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 de electroni), iodul central are două legături și trei perechi libere, iar sarcina lui formală este 7 − 6 − 2 = −1. Plasează electronii rămași pe atomul central abia după ce fiecare atom terminal are octetul lui.

Erori frecvente la structurile Lewis și cum le prinzi

Cele mai multe greșeli sunt greșeli de numărare, deci cel mai sigur obicei este să închei fiecare structură cu două verificări: numără fiecare electron din desen (2 pe legătură, 2 pe pereche liberă) și compară cu totalul scris și adună sarcinile formale pentru a confirma că sunt egale cu sarcina totală.

Dacă totalul tău diferă de cel al unui coleg sau de cel din baremul de răspunsuri cu dublul sarcinii ionului, sarcina a fost probabil aplicată cu semnul greșit. Dacă desenul conține un număr de electroni diferit de totalul tău, caută legături numărate ca un electron în loc de doi sau electroni rămași care nu au fost plasați niciodată. Erorile specifice de mai jos explică cele mai multe structuri greșite.

• Adăugarea de electroni pentru un cation sau scăderea lor pentru un anion. Sarcina negativă înseamnă mai mulți electroni.
• Numărarea unei legături ca un electron. Fiecare linie reprezintă o pereche comună, deci este 2 electroni.
• Atribuirea a două legături hidrogenului sau transformarea lui în atom central. Hidrogenul poate avea doar 2 electroni.
• Plasarea a mai mult de 8 electroni pe C, N, O sau F. Numerele extinse sunt posibile doar pentru perioada 3 și mai jos.
• Tratarea sarcinii formale ca sarcină reală a unui atom sau confundarea ei cu numărul de oxidare, care atribuie toți electronii de legătură atomului mai electronegativ.
• Desenarea structurilor de rezonanță prin mutarea atomilor. Mutarea unui atom creează un alt compus, nu un contribuitor de rezonanță.