Strukturat e Lewis-it dhe ngarkesa formale: një metodë që mund ta kontrollosh

Numërimi i elektroneve valente për molekulat dhe jonet poliatomikë

Çdo strukturë Lewis-i fillon me një numër: numri total i elektroneve valente që duhen vendosur. Për elementët e grupeve kryesore, numri i elektroneve valente është shifra e fundit e numrit të grupit në numërimin 1–18, ndaj karboni jep 4, azoti 5, oksigjeni 6 dhe çdo halogjen 7. Hidrogjeni jep 1, dhe heliumi, me 2, është përjashtimi i vetëm i rregullit të numrit të grupit.

Ngarkesa e një joni e ndryshon totalin. Një ngarkesë negative do të thotë elektrone shtesë, ndaj shto një elektron për çdo njësi ngarkese negative. Një ngarkesë pozitive do të thotë elektrone që mungojnë, ndaj zbrit. Joni i amonit, NH₄⁺, ka 5 + 4(1) − 1 = 8 elektrone valente, ndërsa joni karbonat, CO₃²⁻, ka 4 + 3(6) + 2 = 24.

Shkruaje këtë total para se të vizatosh ndonjë gjë; është numri me të cilin do ta kontrollosh strukturën e përfunduar.

Ndërtimi i skeletit dhe vendosja e çifteve të elektroneve

Skeleti është skema e atij se cili atom lidhet me cilin. Hidrogjeni dhe fluori pothuajse gjithmonë formojnë vetëm një lidhje, ndaj janë atome fundore. Atomi qendror zakonisht është atomi më pak elektronegativ përveç hidrogjenit, që shpesh është atomi që shfaqet një herë në formulë. Në oksiacide, atomet e hidrogjenit zakonisht janë të lidhur me oksigjenin, jo me atomin qendror.

Pasi skeleti është caktuar, hapat e mbetur shpërndajnë elektronet që çdo atom të arrijë një numër të qëndrueshëm. Atomet e periudhës 2 (C, N, O, F) mund të mbajnë rreth tyre më së shumti tetë elektrone, sepse kanë vetëm katër orbitale valente, prandaj rregulli i oktetit është kufi i prerë për to.

• Lidh çdo atom fundor me atomin qendror me një lidhje të thjeshtë (2 elektrone secila).
• Plotëso oktetet e atomeve fundore me çifte të lira (hidrogjenit i duhen vetëm 2).
• Vendos çdo elektron që mbetet te atomi qendror si çifte të lira.
• Nëse atomi qendror ka ende më pak se 8 elektrone, shndërro një çift të lirë në një atom fqinj në çift të përbashkët për të bërë lidhje të dyfishtë ose të trefishtë.
• Kontroll: elektronet e vizatuara janë të barabarta me totalin e numëruar dhe asnjë atom i periudhës 2 nuk ka më shumë se 8.

Ngarkesa formale si provë mes strukturave kandidate

Ngarkesa formale pyet sa elektrone zotëron një atom në vizatim krahasuar me atomin e lirë neutral, nëse çdo çift lidhës ndahet në mënyrë të barabartë. Formula është FC = V − N − B/2, ku V është numri i elektroneve valente të atomit, N është numri i elektroneve jolidhëse (çifteve të lira) mbi të dhe B është numri i elektroneve në lidhjet e tij. Ngarkesat formale në një strukturë mblidhen gjithmonë në ngarkesën e përgjithshme të specieve, çka të jep një kontroll aritmetik të brendshëm.

Kur disa struktura i binden numërimit të elektroneve, prefero atë ku ngarkesat formale janë sa më afër zeros. Nëse ndonjë ngarkesë formale duhet të mbetet, struktura më e mirë e vendos ngarkesën formale negative te atomi më elektronegativ dhe shmang vendosjen e ngarkesave me të njëjtën shenjë te fqinjët e lidhur.

Ngarkesa formale është llogaritje, jo ngarkesë e matur. Meqenëse injoron elektronegativitetin, një atom me ngarkesë formale zero mund të mbajë prapë një ngarkesë të pjesshme të konsiderueshme në molekulën reale.

Shembull i zgjidhur: fosgjeni dhe joni cianat

Fosgjeni, COCl₂. Numërimi: C jep 4, O jep 6 dhe çdo Cl jep 7, ndaj totali është 4 + 6 + 2(7) = 24 elektrone. Karboni është atomi qendror. Tri lidhje të thjeshta nga C te O dhe te çdo Cl përdorin 6 elektrone. Plotësimi i okteteve të O dhe të dy atomeve Cl përdor edhe 3 × 6 = 18, gjithsej 24, ndaj nuk mbeten elektrone për karbonin. Karboni ka vetëm 6 elektrone rreth tij, ndaj shndërro një çift të lirë në lidhje të dytë. Lëvizja e një çifti të lirë të O jep C=O; lëvizja e një çifti të lirë të Cl jep C=Cl.

Ngarkesa formale vendos mes tyre. Me C=O, oksigjeni ka 4 elektrone jolidhëse dhe 4 lidhëse: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Çdo Cl ka 6 jolidhëse dhe 2 lidhëse: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Karboni ka 8 elektrone lidhëse: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Me C=Cl në vend të kësaj, ai Cl bëhet 7 − 4 − 2 = +1 dhe O me lidhje të thjeshtë bëhet 6 − 6 − 1 = −1. Preferohet struktura me të gjitha zero dhe lidhjen e dyfishtë C=O.

Joni cianat, OCN⁻. Numërimi: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektrone, me karbonin në qendër. Tri renditje i japin karbonit oktet: O=C=N, O≡C–N dhe O–C≡N, secila me çifte të lira që plotësojnë oktetet te O dhe N. Për O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 dhe N = 5 − 4 − 2 = −1. Për O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 dhe N = 5 − 6 − 1 = −2. Për O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 dhe N = 5 − 2 − 3 = 0. Karboni është 0 në të tria dhe çdo bashkësi mblidhet në −1, siç duhet.

Forma O≡C–N ka ngarkesat më të mëdha dhe vendos ngarkesë pozitive te oksigjeni, atomi më elektronegativ, ndaj kontribuon më pak. Forma O–C≡N e vendos ngarkesën negative te oksigjeni dhe është kontribuuesi më i rëndësishëm, me O=C=N afër saj. Joni real është një përzierje e këtyre strukturave, siç shpjegon seksioni vijues.

Rezonanca kur një vizatim nuk mund t'i përshkruajë lidhjet

Disa specie kanë dy ose më shumë struktura Lewis-i të vlefshme që ndryshojnë vetëm te vendosja e elektroneve, me çdo atom në të njëjtën pozitë. Këto janë struktura rezonance dhe shkruhen me një shigjetë me dy maja (↔) mes tyre. Molekula reale është një strukturë e vetme, hibridi i rezonancës, lidhjet e të cilit janë mesatare e kontribuuesve. Ajo nuk kalon para-mbrapa mes tyre.

Joni format, HCOO⁻, është një shembull i pastër. Numërimi: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektrone. Me H dhe të dy atomet O të lidhur me C dhe oktetet e oksigjenit të plotësuara, përdoren 18 elektrone dhe karboni ka vetëm 6, ndaj një çift i lirë i oksigjenit bëhet lidhje C=O. O me lidhje të dyfishtë ka FC = 6 − 4 − 2 = 0 dhe O me lidhje të thjeshtë ka FC = 6 − 6 − 1 = −1. Cilido oksigjen mund ta mbajë lidhjen e dyfishtë, ndaj ka dy struktura ekuivalente.

Meqenëse dy kontribuuesit janë ekuivalentë, hibridi ka dy lidhje karbon–oksigjen identike, secila ndërmjet një lidhjeje të thjeshtë dhe një të dyfishtë, dhe çdo oksigjen mban mesatarisht gjysmën e ngarkesës negative. Gjatësitë e matura të lidhjeve në jonet karboksilat përputhen me këtë pamje. Kur kontribuuesit nuk janë ekuivalentë, si te cianati, hibridi i ngjan më së shumti strukturave me ngarkesë formale më të ulët.

Kur rregulli i oktetit lëshon: numërime tek, jo të plota dhe të zgjeruara

Tri lloje specieje nuk përshtaten me modelin e oktetit. Molekulat me numër tek elektronesh, si monoksidi i azotit, NO, me 5 + 6 = 11 elektrone valente, nuk mund t'i japin çdo atomi një oktet; një atom duhet të mbajë një elektron të paçiftuar. Speciet e këtij lloji quhen radikale dhe zakonisht janë reaktive.

Disa molekula kanë oktet jo të plotë te atomi qendror. Te trifluoruri i borit, BF₃ (24 elektrone), struktura me tri lidhje të thjeshta B–F e lë borin me 6 elektrone, por i jep çdo atomi ngarkesë formale zero. Formimi i një lidhjeje të dyfishtë B=F do ta plotësonte oktetin e borit vetëm duke i dhënë fluorit ngarkesë formale +1 dhe borit −1, ndaj struktura me lidhje të thjeshta është përshkrimi i zakonshëm.

Atomet e periudhës 3 e më poshtë mund të vizatohen me më shumë se tetë elektrone rreth tyre. Te PCl₅ (40 elektrone), pesë lidhje i japin fosforit 10 elektrone. Te joni trijodid, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektrone), jodi qendror mban dy lidhje dhe tri çifte të lira, dhe ngarkesa e tij formale është 7 − 6 − 2 = −1. Elektronet e tepërta vendosi te atomi qendror vetëm pasi çdo atom fundor ka oktetin e vet.

Gabimet e zakonshme në strukturat e Lewis-it dhe si t'i kapësh

Shumica e gabimeve janë gabime numërimi, ndaj zakoni më i besueshëm është ta mbyllësh çdo strukturë me dy kontrolle: numëro çdo elektron në vizatim (2 për lidhje, 2 për çift të lirë) kundrejt totalit tënd të shkruar dhe mblidh ngarkesat formale për të konfirmuar se janë të barabarta me ngarkesën e përgjithshme.

Nëse totali yt ndryshon nga ai i një shoku ose i çelësit me dyfishin e ngarkesës së jonit, ngarkesa ka të ngjarë të jetë zbatuar me shenjën e gabuar. Nëse vizatimi mban një numër tjetër elektronesh nga totali yt, kërko lidhje të numëruara si një elektron në vend të dy, ose elektrone të mbetura që nuk u vendosën kurrë. Gabimet e veçanta më poshtë shpjegojnë shumicën e strukturave të gabuara.

• Shtimi i elektroneve për një kation ose zbritja e tyre për një anion. Ngarkesa negative do të thotë më shumë elektrone.
• Numërimi i një lidhjeje si një elektron. Çdo vijë paraqet një çift të përbashkët, pra 2 elektrone.
• Dhënia e dy lidhjeve hidrogjenit ose bërja e tij atom qendror. Hidrogjeni mban vetëm 2 elektrone.
• Vendosja e më shumë se 8 elektroneve te C, N, O ose F. Numërimet e zgjeruara janë të mundshme vetëm për periudhën 3 e më poshtë.
• Trajtimi i ngarkesës formale si ngarkesë reale të një atomi, ose ngatërrimi i saj me numrin e oksidimit, që i cakton të gjitha elektronet lidhëse atomit më elektronegativ.
• Vizatimi i strukturave të rezonancës duke lëvizur atome. Lëvizja e një atomi krijon një përbërje tjetër, jo një kontribuues rezonance.