Lewisove strukture in formalni naboj: metoda, ki jo lahko preverite

Štetje valenčnih elektronov za molekule in večatomne ione

Vsaka Lewisova struktura se začne z enim številom: skupnim številom valenčnih elektronov, ki jih je treba razporediti. Pri elementih glavnih skupin je število valenčnih elektronov enako zadnji števki številke skupine v oštevilčenju 1–18, zato ogljik prispeva 4, dušik 5, kisik 6 in vsak halogen 7. Vodik prispeva 1, helij z 2 pa je edina izjema od pravila o številki skupine.

Naboj iona spremeni vsoto. Negativen naboj pomeni dodatne elektrone, zato dodate en elektron na enoto negativnega naboja. Pozitiven naboj pomeni manjkajoče elektrone, zato odštejete. Amonijev ion, NH₄⁺, ima 5 + 4(1) − 1 = 8 valenčnih elektronov, karbonatni ion, CO₃²⁻, pa 4 + 3(6) + 2 = 24.

To vsoto zapišite, preden karkoli narišete; to je število, s katerim boste preverili dokončano strukturo.

Gradnja ogrodja in razporeditev elektronskih parov

Ogrodje je vzorec, kateri atom je povezan s katerim. Vodik in fluor skoraj vedno tvorita samo eno vez, zato sta končna atoma. Osrednji atom je običajno najmanj elektronegativen atom, razen vodika, kar je pogosto atom, ki se v formuli pojavi enkrat. Pri kisikovih kislinah so atomi vodika običajno vezani na kisik, ne na osrednji atom.

Ko je ogrodje določeno, preostali koraki razporedijo elektrone tako, da vsak atom doseže stabilno število. Atomi periode 2 (C, N, O, F) lahko okoli sebe držijo največ osem elektronov, ker imajo le štiri valenčne orbitale, zato je pravilo okteta za nje trdna meja.

• Vsak končni atom povežite z osrednjim z enojno vezjo (po 2 elektrona).
• Okteta končnih atomov dopolnite s prostimi elektronskimi pari (vodik potrebuje samo 2).
• Vse preostale elektrone postavite na osrednji atom kot proste elektronske pare.
• Če ima osrednji atom še vedno manj kot 8 elektronov, prosti elektronski par na sosednjem atomu pretvorite v skupni par, da nastane dvojna ali trojna vez.
• Preverjanje: narisani elektroni so enaki prešteti vsoti in noben atom periode 2 nima več kot 8.

Formalni naboj kot preizkus med kandidatnimi strukturami

Formalni naboj se vpraša, koliko elektronov atom v risbi poseduje v primerjavi z nevtralnim prostim atomom, če bi vsak vezni par razdelili enakomerno. Formula je FC = V − N − B/2, kjer je V število valenčnih elektronov atoma, N število nevezanih (prostih parov) elektronov na njem in B število elektronov v njegovih vezeh. Formalni naboji v strukturi se vedno seštejejo v skupni naboj vrste, kar vam daje vgrajeno računsko preverjanje.

Kadar več struktur ubogá štetje elektronov, raje izberite tisto, v kateri so formalni naboji čim bližje nič. Če mora nek formalni naboj ostati, boljša struktura postavi negativen formalni naboj na bolj elektronegativen atom in se izogne postavljanju nabojev istega predznaka na vezana soseda.

Formalni naboj je knjigovodstvo, ne izmerjen naboj. Ker ne upošteva elektronegativnosti, ima lahko atom z ničelnim formalnim nabojem v pravi molekuli še vedno znaten delni naboj.

Rešen primer: fosgen in cianatni ion

Fosgen, COCl₂. Štetje: C prispeva 4, O prispeva 6 in vsak Cl prispeva 7, zato je skupaj 4 + 6 + 2(7) = 24 elektronov. Ogljik je osrednji atom. Tri enojne vezi od C do O in do vsakega Cl porabijo 6 elektronov. Dopolnitev oktetov O in obeh atomov Cl porabi še 3 × 6 = 18, skupaj 24, zato za ogljik ne ostane noben elektron. Ogljik ima okoli sebe le 6 elektronov, zato en prosti par pretvorite v drugo vez. Premik prostega para O da C=O; premik prostega para Cl da C=Cl.

Med njima odloča formalni naboj. Pri C=O ima kisik 4 nevezane in 4 vezne elektrone: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Vsak Cl ima 6 nevezanih in 2 vezna elektrona: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Ogljik ima 8 veznih elektronov: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Pri C=Cl namesto tega ta Cl postane 7 − 4 − 2 = +1 in z enojno vezjo vezani O postane 6 − 6 − 1 = −1. Prednostna je struktura s samimi ničlami z dvojno vezjo C=O.

Cianatni ion, OCN⁻. Štetje: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektronov, z ogljikom v sredini. Tri razporeditve dajo ogljiku okteta: O=C=N, O≡C–N in O–C≡N, vsaka s prostimi pari, ki dopolnijo okteta na O in N. Za O=C=N je O = 6 − 4 − 2 = 0 in N = 5 − 4 − 2 = −1. Za O≡C–N je O = 6 − 2 − 3 = +1 in N = 5 − 6 − 1 = −2. Za O–C≡N je O = 6 − 6 − 1 = −1 in N = 5 − 2 − 3 = 0. Ogljik je v vseh treh 0 in vsak niz se sešteje v −1, kot mora.

Oblika O≡C–N ima največje naboje in daje pozitiven naboj kisiku, najbolj elektronegativnemu atomu, zato prispeva najmanj. Oblika O–C≡N postavi negativni naboj na kisik in je najpomembnejši prispevek, O=C=N pa je tik za njo. Pravi ion je mešanica teh struktur, kot pojasni naslednji razdelek.

Resonanca, kadar ena risba ne more opisati vezi

Nekatere vrste imajo dve ali več veljavnih Lewisovih struktur, ki se razlikujejo le po tem, kje so elektroni, pri čemer je vsak atom na istem mestu. To so resonančne strukture, zapisane z dvoglavo puščico (↔) med njimi. Prava molekula je ena sama struktura, resonančni hibrid, katerega vezi so povprečje prispevkov. Ne preklaplja naprej in nazaj med njimi.

Formiatni ion, HCOO⁻, je jasen primer. Štetje: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektronov. Ko so H in oba atoma O vezani na C in okteta kisika dopolnjena, je porabljenih 18 elektronov, ogljik pa ima le 6, zato en prosti par kisika postane vez C=O. O z dvojno vezjo ima FC = 6 − 4 − 2 = 0, O z enojno vezjo pa FC = 6 − 6 − 1 = −1. Dvojno vez bi lahko imel kateri koli kisik, zato sta dve enakovredni strukturi.

Ker sta prispevka enakovredna, ima hibrid dve enaki vezi ogljik–kisik, vsaka vmes med enojno in dvojno vezjo, in vsak kisik v povprečju nosi polovico negativnega naboja. Izmerjene dolžine vezi v karboksilatnih ionih se z to sliko ujemajo. Kadar prispevki niso enakovredni, kot pri cianatu, hibrid najbolj spominja na strukture z nižjim formalnim nabojem.

Ko pravilo okteta popusti: lihe, nepopolne in razširjene vsote

Tri vrste snovi ne ustrezajo vzorcu okteta. Molekule z lihim številom elektronov, kot je dušikov oksid, NO, s 5 + 6 = 11 valenčnimi elektroni, ne morejo dati vsakemu atomu okteta; en atom mora nositi nesparjen elektron. Take vrste imenujemo radikali in so običajno reaktivne.

Nekatere molekule imajo nepopoln okteta na osrednjem atomu. Pri borovem trifluoridu, BF₃ (24 elektronov), struktura s tremi enojnimi vezmi B–F pusti boru 6 elektronov, vendar da vsakemu atomu formalni naboj nič. Tvorba dvojne vezi B=F bi dopolnila bor okteta le tako, da bi fluor dobil formalni naboj +1 in bor −1, zato je običajen opis struktura z enojnimi vezmi.

Atome v periodi 3 in nižje je mogoče narisati z več kot osmimi elektroni okoli sebe. V PCl₅ (40 elektronov) pet vezi da fosforju 10 elektronov. V trijodidnem ionu, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektronov), osrednji jod drži dve vezi in tri proste pare, njegov formalni naboj pa je 7 − 6 − 2 = −1. Preostale elektrone postavite na osrednji atom šele, ko ima vsak končni atom svoj okteta.

Pogoste napake pri Lewisovih strukturah in kako jih ujeti

Večina napak je napak pri štetju, zato je najzanesljivejša navada, da vsako strukturo zaključite z dvema preverjanjema: preštejte vse elektrone v risbi (2 na vez, 2 na prosti par) in jih primerjajte z zapisano vsoto ter seštejte formalne naboje, da potrdite, da so enaki skupnemu naboju.

Če se vaša vsota od vsote sošolca ali rešitev razlikuje za dvakratnik naboja iona, je bil naboj verjetno uporabljen z napačnim predznakom. Če risba vsebuje drugačno število elektronov od vaše vsote, poiščite vezi, šteté kot en elektron namesto dveh, ali preostale elektrone, ki niso bili nikoli razporejeni. Spodnje posebne napake pojasnijo večino napačnih struktur.

• Dodajanje elektronov za kation ali odštevanje za anion. Negativen naboj pomeni več elektronov.
• Štetje vezi kot enega elektrona. Vsaka črta predstavlja skupni par, torej 2 elektrona.
• Dajanje dveh vezi vodiku ali njegova izbira za osrednji atom. Vodik drži le 2 elektrona.
• Namestitev več kot 8 elektronov na C, N, O ali F. Razširjene vsote so mogoče samo v periodi 3 in nižje.
• Obravnavanje formalnega naboja kot resničnega naboja atoma ali njegovo zamenjevanje z oksidacijskim številom, ki vse vezne elektrone pripiše bolj elektronegativnemu atomu.
• Risanje resonančnih struktur s premikanjem atomov. Premik atoma ustvari drugo spojino, ne resonančnega prispevka.