Lewisove štruktúry a formálny náboj: metóda, ktorú môžete skontrolovať

Počítanie valenčných elektrónov pre molekuly a viacatómové ióny

Každá Lewisova štruktúra začína jedným číslom: celkovým počtom valenčných elektrónov, ktoré treba umiestniť. Pri prvkoch hlavných skupín sa počet valenčných elektrónov rovná poslednej číslici čísla skupiny v číslovaní 1–18, takže uhlík prispieva 4, dusík 5, kyslík 6 a každý halogén 7. Vodík prispieva 1 a hélium s 2 je jedinou výnimkou z pravidla čísla skupiny.

Náboj iónu mení celkový súčet. Záporný náboj znamená elektróny navyše, takže pridáte jeden elektrón na každú jednotku záporného náboja. Kladný náboj znamená chýbajúce elektróny, takže odpočítate. Amónny ión, NH₄⁺, má 5 + 4(1) − 1 = 8 valenčných elektrónov, zatiaľ čo uhličitanový ión, CO₃²⁻, má 4 + 3(6) + 2 = 24.

Tento súčet si zapíšte skôr, než niečo nakreslíte; je to číslo, voči ktorému skontrolujete hotovú štruktúru.

Zostavenie kostry a umiestnenie elektrónových párov

Kostra je vzor toho, ktorý atóm sa viaže na ktorý. Vodík a fluór takmer vždy tvoria iba jednu väzbu, takže sú koncovými atómami. Centrálnym atómom je zvyčajne najmenej elektronegatívny atóm okrem vodíka, čo je často atóm, ktorý sa vo vzorci vyskytuje raz. V oxokyselinách sú atómy vodíka zvyčajne viazané na kyslík, nie na centrálny atóm.

Keď je kostra daná, zvyšné kroky rozdeľujú elektróny tak, aby každý atóm dosiahol stabilný počet. Atómy druhej periódy (C, N, O, F) môžu mať okolo seba najviac osem elektrónov, pretože majú iba štyri valenčné orbitály, a preto je oktetové pravidlo pre ne pevnou hranicou.

• Pripojte každý koncový atóm k centrálnemu atómu jednoduchou väzbou (po 2 elektróny).
• Doplňte oktety koncových atómov voľnými elektrónovými pármi (vodík potrebuje iba 2).
• Zvyšné elektróny umiestnite na centrálny atóm ako voľné páry.
• Ak má centrálny atóm stále menej než 8 elektrónov, zmeňte voľný pár na susednom atóme na zdieľaný pár, aby vznikla dvojitá alebo trojitá väzba.
• Kontrola: počet nakreslených elektrónov sa rovná spočítanému súčtu a každý atóm druhej periódy má najviac 8.

Formálny náboj ako test medzi kandidátskymi štruktúrami

Formálny náboj sa pýta, koľko elektrónov atóm v kresbe vlastní v porovnaní s neutrálnym voľným atómom, ak by sa každý väzbový pár rozdelil rovným dielom. Vzorec je FC = V − N − B/2, kde V je počet valenčných elektrónov atómu, N je počet nezdieľaných (voľných) elektrónov na ňom a B je počet elektrónov v jeho väzbách. Formálne náboje v štruktúre sa vždy sčítajú na celkový náboj častice, čo vám dáva zabudovanú aritmetickú kontrolu.

Keď viaceré štruktúry zodpovedajú počtu elektrónov, uprednostnite tú, v ktorej sú formálne náboje čo najbližšie k nule. Ak nejaký formálny náboj musí ostať, lepšia štruktúra umiestňuje záporný formálny náboj na elektronegatívnejší atóm a vyhýba sa náboju rovnakého znamienka na viazaných susedoch.

Formálny náboj je účtovníctvo, nie nameraný náboj. Keďže ignoruje elektronegativitu, atóm s nulovým formálnym nábojom môže v skutočnej molekule stále niesť výrazný čiastkový náboj.

Riešený príklad: fosgén a kyanatanový ión

Fosgén, COCl₂. Počet: C prispieva 4, O prispieva 6 a každý Cl prispieva 7, takže súčet je 4 + 6 + 2(7) = 24 elektrónov. Uhlík je centrálny atóm. Tri jednoduché väzby od C k O a ku každému Cl spotrebujú 6 elektrónov. Doplnenie oktetov O a oboch Cl spotrebuje ďalších 3 × 6 = 18, spolu 24, takže pre uhlík nezostanú žiadne elektróny. Uhlík má okolo seba iba 6 elektrónov, preto zmeňte jeden voľný pár na druhú väzbu. Presunutie voľného páru O dáva C=O; presunutie voľného páru Cl dáva C=Cl.

Medzi nimi rozhoduje formálny náboj. Pri C=O má kyslík 4 nezdieľané a 4 väzbové elektróny: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Každý Cl má 6 nezdieľaných a 2 väzbové elektróny: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Uhlík má 8 väzbových elektrónov: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Pri C=Cl namiesto toho sa tento Cl stane 7 − 4 − 2 = +1 a jednoducho viazaný O sa stane 6 − 6 − 1 = −1. Uprednostňuje sa štruktúra s nulami všade a s dvojitou väzbou C=O.

Kyanatanový ión, OCN⁻. Počet: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektrónov, s uhlíkom v strede. Tri usporiadania dávajú uhlíku oktet: O=C=N, O≡C–N a O–C≡N, každé s voľnými pármi dopĺňajúcimi oktety na O a N. Pre O=C=N je O = 6 − 4 − 2 = 0 a N = 5 − 4 − 2 = −1. Pre O≡C–N je O = 6 − 2 − 3 = +1 a N = 5 − 6 − 1 = −2. Pre O–C≡N je O = 6 − 6 − 1 = −1 a N = 5 − 2 − 3 = 0. Uhlík je vo všetkých troch 0 a každá sada sa sčíta na −1, ako má.

Forma O≡C–N má najväčšie náboje a dáva kladný náboj kyslíku, najelektronegatívnejšiemu atómu, takže prispieva najmenej. Forma O–C≡N umiestňuje záporný náboj na kyslík a je najdôležitejším prispievateľom, s O=C=N tesne za ňou. Skutočný ión je zmesou týchto štruktúr, ako vysvetľuje nasledujúca časť.

Rezonancia, keď jedna kresba nedokáže opísať väzby

Niektoré častice majú dve alebo viac platných Lewisových štruktúr, ktoré sa líšia len v umiestnení elektrónov, pričom každý atóm je na rovnakom mieste. Sú to rezonančné štruktúry, písané s obojsmernou šípkou (↔) medzi nimi. Skutočná molekula je jediná štruktúra, rezonančný hybrid, ktorého väzby sú priemerom jednotlivých prispievateľov. Neprepína sa medzi nimi tam a späť.

Mravčanový ión, HCOO⁻, je čistý príklad. Počet: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektrónov. Keď sú H a oba atómy O viazané na C a oktety kyslíka sú doplnené, spotrebuje sa 18 elektrónov a uhlík má len 6, takže jeden voľný pár kyslíka sa stane väzbou C=O. O s dvojitou väzbou má FC = 6 − 4 − 2 = 0 a O s jednoduchou väzbou má FC = 6 − 6 − 1 = −1. Dvojitú väzbu by mohol držať ktorýkoľvek kyslík, takže existujú dve rovnocenné štruktúry.

Keďže oba prispievatelia sú rovnocenní, hybrid má dve rovnaké väzby uhlík–kyslík, každú medzi jednoduchou a dvojitou, a každý kyslík nesie v priemere polovicu záporného náboja. Namerané dĺžky väzieb v karboxylátových iónoch s týmto obrazom súhlasia. Keď prispievatelia nie sú rovnocenní, ako pri kyanatane, hybrid najviac pripomína štruktúry s nižším formálnym nábojom.

Keď sa oktetové pravidlo ohýba: nepárne, neúplné a rozšírené počty

Tri druhy častíc do oktetového vzoru nezapadajú. Molekuly s nepárnym počtom elektrónov, ako oxid dusnatý, NO, s 5 + 6 = 11 valenčnými elektrónmi, nemôžu dať každému atómu oktet; jeden atóm musí niesť nespárovaný elektrón. Častice tohto druhu sa nazývajú radikály a sú zvyčajne reaktívne.

Niektoré molekuly majú na centrálnom atóme neúplný oktet. Vo fluoride boritom, BF₃ (24 elektrónov), štruktúra s tromi jednoduchými väzbami B–F nechá bór so 6 elektrónmi, ale dá každému atómu nulový formálny náboj. Vytvorenie dvojitej väzby B=F by doplnilo oktet bóru, len ak by fluór dostal formálny náboj +1 a bór −1, takže bežným opisom je štruktúra s jednoduchými väzbami.

Atómy tretej periódy a nižšie možno nakresliť s viac než ôsmimi elektrónmi okolo seba. V PCl₅ (40 elektrónov) dáva päť väzieb fosforu 10 elektrónov. V trijodidovom ióne, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektrónov), centrálny jód drží dve väzby a tri voľné páry a jeho formálny náboj je 7 − 6 − 2 = −1. Zvyšné elektróny umiestnite na centrálny atóm až potom, čo má každý koncový atóm svoj oktet.

Časté chyby v Lewisových štruktúrach a ako ich zachytiť

Väčšina chýb sú chyby v počítaní, takže najspoľahlivejším zvykom je ukončiť každú štruktúru dvoma kontrolami: spočítajte každý elektrón v kresbe (2 na väzbu, 2 na voľný pár) a porovnajte so zapísaným súčtom a sčítajte formálne náboje, aby ste potvrdili, že sa rovnajú celkovému náboju.

Ak sa váš súčet líši od súčtu spolužiaka alebo kľúča o dvojnásobok náboja iónu, náboj bol pravdepodobne použitý so zlým znamienkom. Ak kresba obsahuje iný počet elektrónov než váš súčet, hľadajte väzby počítané ako jeden elektrón namiesto dvoch alebo zvyšné elektróny, ktoré sa nikdy neumiestnili. Konkrétne chyby nižšie tvoria väčšinu nesprávnych štruktúr.

• Pridávanie elektrónov pre katión alebo ich odčítanie pre anión. Záporný náboj znamená viac elektrónov.
• Počítanie väzby ako jedného elektrónu. Každá čiara predstavuje zdieľaný pár, takže sú to 2 elektróny.
• Dávanie vodíku dvoch väzieb alebo robenie z neho centrálneho atómu. Vodík drží iba 2 elektróny.
• Umiestnenie viac než 8 elektrónov na C, N, O alebo F. Rozšírené počty sú možné iba od tretej periódy nižšie.
• Považovanie formálneho náboja za skutočný náboj atómu alebo jeho zamieňanie s oxidačným číslom, ktoré pridelí všetky väzbové elektróny elektronegatívnejšiemu atómu.
• Kreslenie rezonančných štruktúr presúvaním atómov. Presunutie atómu vytvára inú zlúčeninu, nie rezonančného prispievateľa.