Луисове структуре и формално наелектрисање: метод који можете проверити

Бројање валентних електрона за молекуле и вишеатомске јоне

Свака Луисова структура почиње једним бројем: укупним бројем валентних електрона које треба распоредити. За елементе главних група, број валентних електрона једнак је последњој цифри броја групе у нумерацији 1–18, па угљеник даје 4, азот 5, кисеоник 6, а сваки халоген 7. Водоник даје 1, а хелијум, са 2, јединствен је изузетак од правила броја групе.

Наелектрисање јона мења укупан број. Негативно наелектрисање значи додатне електроне, па додајете по један електрон за сваку јединицу негативног наелектрисања. Позитивно наелектрисање значи недостајуће електроне, па одузимате. Амонијум-јон, NH₄⁺, има 5 + 4(1) − 1 = 8 валентних електрона, док карбонатни јон, CO₃²⁻, има 4 + 3(6) + 2 = 24.

Запишите овај збир пре него што било шта нацртате; то је број са којим ћете упоредити готову структуру.

Градња скелета и постављање електронских парова

Скелет је образац који показује који атом се везује за који. Водоник и флуор готово увек граде само једну везу, па су крајњи атоми. Централни атом је обично најмање електронегативан атом осим водоника, што је често атом који се у формули појављује једном. У оксокиселинама су атоми водоника обично везани за кисеоник, а не за централни атом.

Када је скелет постављен, преостали кораци распоређују електроне тако да сваки атом достигне стабилан број. Атоми 2. периоде (C, N, O, F) могу имати највише осам електрона око себе јер имају само четири валентне орбитале, због чега је правило октета за њих чврста граница.

• Повежите сваки крајњи атом са централним атомом простом везом (по 2 електрона).
• Допуните октете крајњих атома слободним паровима (водонику су потребна само 2).
• Преостале електроне поставите на централни атом као слободне парове.
• Ако централни атом и даље има мање од 8 електрона, претворите слободни пар на суседном атому у заједнички пар да бисте добили двоструку или троструку везу.
• Провера: нацртани електрони једнаки су укупном броју, а ниједан атом 2. периоде нема више од 8.

Формално наелектрисање као тест између кандидата за структуру

Формално наелектрисање пита колико електрона атом поседује на цртежу у поређењу са неутралним слободним атомом, ако би се сваки везујући пар поделио подједнако. Формула је FC = V − N − B/2, где је V број валентних електрона атома, N број невезујућих електрона (слободних парова) на њему, а B број електрона у његовим везама. Формална наелектрисања у структури увек дају збир једнак укупном наелектрисању врсте, што вам даје уграђену рачунску проверу.

Када неколико структура поштује број електрона, дајте предност оној у којој су формална наелектрисања што ближа нули. Ако неко формално наелектрисање мора остати, боља структура ставља негативно формално наелектрисање на електронегативнији атом и избегава постављање наелектрисања истог знака на везане суседе.

Формално наелектрисање је евиденција, а не измерено наелектрисање. Пошто занемарује електронегативност, атом са формалним наелектрисањем нула и даље може носити значајно парцијално наелектрисање у стварном молекулу.

Решени пример: фосген и цијанатни јон

Фосген, COCl₂. Бројање: C даје 4, O даје 6, а сваки Cl даје 7, па је укупно 4 + 6 + 2(7) = 24 електрона. Угљеник је централни атом. Три просте везе од C према O и према сваком Cl користе 6 електрона. Допуна октета атома O и оба атома Cl користи још 3 × 6 = 18, укупно 24, па за угљеник не остаје ниједан електрон. Угљеник има само 6 електрона око себе, па претворите један слободни пар у другу везу. Премештањем слободног пара са O добија се C=O; премештањем слободног пара са Cl добија се C=Cl.

Формално наелектрисање одлучује између њих. Са C=O, кисеоник има 4 невезујућа и 4 везујућа електрона: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Сваки Cl има 6 невезујућих и 2 везујућа електрона: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Угљеник има 8 везујућих електрона: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Са C=Cl уместо тога, тај Cl постаје 7 − 4 − 2 = +1, а просто везани O постаје 6 − 6 − 1 = −1. Структура са свим нулама и двоструком везом C=O је пожељнија.

Цијанатни јон, OCN⁻. Бројање: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 електрона, са угљеником у центру. Три распореда дају угљенику октет: O=C=N, O≡C–N и O–C≡N, сваки са слободним паровима који допуњују октете на O и N. За O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 и N = 5 − 4 − 2 = −1. За O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 и N = 5 − 6 − 1 = −2. За O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 и N = 5 − 2 − 3 = 0. Угљеник је 0 у сва три, а сваки скуп даје збир −1, како и мора.

Облик O≡C–N има највећа наелектрисања и ставља позитивно наелектрисање на кисеоник, најелектронегативнији атом, па најмање доприноси. Облик O–C≡N ставља негативно наелектрисање на кисеоник и најважнији је допринос, док је O=C=N одмах иза њега. Прави јон је мешавина ових структура, као што објашњава следећи одељак.

Резонанција када један цртеж не може описати везе

Неке врсте имају две или више исправних Луисових структура које се разликују само по томе где су електрони постављени, док је сваки атом на истом месту. То су резонантне структуре, које се пишу са двоглавом стрелицом (↔) међу њима. Прави молекул је једна структура, резонантни хибрид, чије су везе просек доприноса. Он се не пребацује тамо-амо између њих.

Формијатни јон, HCOO⁻, је јасан пример. Бројање: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 електрона. Када су H и оба атома O везани за C и октети кисеоника допуњени, искоришћено је 18 електрона, а угљеник има само 6, па један слободни пар кисеоника постаје веза C=O. O са двоструком везом има FC = 6 − 4 − 2 = 0, а O са простом везом има FC = 6 − 6 − 1 = −1. Било који кисеоник може имати двоструку везу, па постоје две еквивалентне структуре.

Пошто су два доприноса еквивалентна, хибрид има две идентичне везе угљеник–кисеоник, сваку између просте и двоструке, а сваки кисеоник у просеку носи половину негативног наелектрисања. Измерене дужине веза у карбоксилатним јонима слажу се са овом сликом. Када доприноси нису еквивалентни, као код цијаната, хибрид највише личи на структуре са нижим формалним наелектрисањем.

Када се правило октета савија: непаран, непотпун и проширен број

Три врсте не уклапају се у образац октета. Молекули са непарним бројем електрона, као што је азот(II)-оксид, NO, са 5 + 6 = 11 валентних електрона, не могу сваком атому дати октет; један атом мора носити неспарен електрон. Врсте тог типа називају се радикали и обично су реактивне.

Неки молекули имају непотпун октет на централном атому. У бор-трифлуориду, BF₃ (24 електрона), структура са три просте везе B–F оставља бору 6 електрона, али сваком атому даје формално наелектрисање нула. Грађење двоструке везе B=F допунило би октет бора само тако што би флуору дало формално наелектрисање +1, а бору −1, па је структура са простим везама уобичајени опис.

Атоми у 3. периоди и испод могу се нацртати са више од осам електрона око себе. У PCl₅ (40 електрона), пет веза даје фосфору 10 електрона. У трииодидном јону, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 електрона), централни јод држи две везе и три слободна пара, а његово формално наелектрисање је 7 − 6 − 2 = −1. Преостале електроне стављајте на централни атом тек пошто сваки крајњи атом добије свој октет.

Уобичајене грешке у Луисовим структурама и како их уочити

Већина грешака су грешке у бројању, па је најпоузданија навика да сваку структуру завршите са две провере: пребројите сваки електрон на цртежу (2 по вези, 2 по слободном пару) према записаном збиру и саберите формална наелектрисања да потврдите да су једнака укупном наелектрисању.

Ако се ваш збир разликује од збира колеге или кључа за двоструку вредност наелектрисања јона, наелектрисање је вероватно примењено са погрешним знаком. Ако цртеж садржи другачији број електрона од вашег збира, потражите везе пребројане као један електрон уместо два или преостале електроне који никада нису постављени. Наведене специфичне грешке објашњавају већину погрешних структура.

• Додавање електрона за катјон или одузимање за анјон. Негативно наелектрисање значи више електрона.
• Бројање везе као једног електрона. Свака црта представља заједнички пар, дакле 2 електрона.
• Давање две везе водонику или стављање водоника за централни атом. Водоник прима само 2 електрона.
• Стављање више од 8 електрона на C, N, O или F. Проширени бројеви су могући само за 3. периоду и ниже.
• Третирање формалног наелектрисања као стварног наелектрисања атома, или његово мешање са оксидационим бројем, који све везујуће електроне приписује електронегативнијем атому.
• Цртање резонантних структура померањем атома. Померање атома ствара друго једињење, а не резонантни допринос.