Lewisstrukturer och formell laddning: en metod du kan kontrollera

Att räkna valenselektroner för molekyler och flervärda joner

Varje Lewisstruktur börjar med ett tal: det totala antalet valenselektroner att placera ut. För huvudgruppsgrundämnen är antalet valenselektroner lika med sista siffran i gruppnumret i numreringen 1–18, så kol bidrar med 4, kväve med 5, syre med 6 och varje halogen med 7. Väte bidrar med 1, och helium, med 2, är det enda undantaget från gruppnummerregeln.

En jons laddning ändrar totalen. En negativ laddning betyder extra elektroner, så du lägger till en elektron per enhet negativ laddning. En positiv laddning betyder saknade elektroner, så du drar ifrån. Ammoniumjonen, NH₄⁺, har 5 + 4(1) − 1 = 8 valenselektroner, medan karbonatjonen, CO₃²⁻, har 4 + 3(6) + 2 = 24.

Skriv ned den här totalen innan du ritar något; det är talet du kontrollerar den färdiga strukturen mot.

Att bygga skelettet och placera elektronpar

Skelettet är mönstret för vilken atom som binder till vilken. Väte och fluor bildar nästan alltid bara en bindning, så de är ändatomer. Centralatomen är vanligen den minst elektronegativa atomen förutom väte, vilket ofta är den atom som förekommer en gång i formeln. I oxosyror är väteatomerna normalt bundna till syre, inte till centralatomen.

När skelettet är fastställt fördelar de återstående stegen elektronerna så att varje atom når ett stabilt antal. Atomer i period 2 (C, N, O, F) kan ha högst åtta elektroner omkring sig eftersom de bara har fyra valensorbitaler, vilket är anledningen till att oktettregeln är en fast gräns för dem.

• Förbind varje ändatom med centralatomen med en enkelbindning (2 elektroner var).
• Fullborda ändatomernas oktetter med fria elektronpar (väte behöver bara 2).
• Placera eventuella elektroner som återstår på centralatomen som fria elektronpar.
• Om centralatomen fortfarande har färre än 8 elektroner, omvandla ett fritt elektronpar på en granne till ett delat par för att göra en dubbel- eller trippelbindning.
• Kontrollera: ritade elektroner är lika med den räknade totalen, och varje atom i period 2 har inte fler än 8.

Formell laddning som test mellan kandidatstrukturer

Formell laddning frågar hur många elektroner en atom äger i ritningen jämfört med den neutrala fria atomen, om varje bindande par delas jämnt. Formeln är FC = V − N − B/2, där V är atomens antal valenselektroner, N är antalet icke-bindande elektroner (fria elektronpar) på den och B är antalet elektroner i dess bindningar. De formella laddningarna i en struktur summerar alltid till artens totala laddning, vilket ger dig en inbyggd räknekontroll.

När flera strukturer följer elektronräkningen ska du föredra den där de formella laddningarna ligger så nära noll som möjligt. Om någon formell laddning måste finnas kvar placerar den bättre strukturen negativ formell laddning på den mer elektronegativa atomen och undviker att sätta laddningar med samma tecken på bundna grannar.

Formell laddning är bokföring, inte en uppmätt laddning. Eftersom den bortser från elektronegativitet kan en atom med formell laddning noll ändå bära en betydande partialladdning i den verkliga molekylen.

Räkneexempel: fosgen och cyanatjonen

Fosgen, COCl₂. Räkna: C bidrar med 4, O bidrar med 6 och varje Cl bidrar med 7, så totalen är 4 + 6 + 2(7) = 24 elektroner. Kol är centralatomen. Tre enkelbindningar från C till O och till varje Cl använder 6 elektroner. Att fullborda oktetterna för O och båda Cl-atomerna använder ytterligare 3 × 6 = 18, sammanlagt 24, så inga elektroner återstår för kol. Kol har bara 6 elektroner omkring sig, så omvandla ett fritt elektronpar till en andra bindning. Att flytta ett fritt par från O ger C=O; att flytta ett fritt par från Cl ger C=Cl.

Formell laddning avgör mellan dem. Med C=O har syre 4 icke-bindande elektroner och 4 bindande elektroner: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Varje Cl har 6 icke-bindande och 2 bindande elektroner: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Kol har 8 bindande elektroner: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Med C=Cl i stället blir den Cl-atomen 7 − 4 − 2 = +1 och det enkelbundna O blir 6 − 6 − 1 = −1. Strukturen med bara nollor och dubbelbindningen C=O föredras.

Cyanatjon, OCN⁻. Räkna: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektroner, med kol i mitten. Tre arrangemang ger kol en oktett: O=C=N, O≡C–N och O–C≡N, alla med fria elektronpar som fullbordar oktetterna på O och N. För O=C=N är O = 6 − 4 − 2 = 0 och N = 5 − 4 − 2 = −1. För O≡C–N är O = 6 − 2 − 3 = +1 och N = 5 − 6 − 1 = −2. För O–C≡N är O = 6 − 6 − 1 = −1 och N = 5 − 2 − 3 = 0. Kol är 0 i alla tre, och varje uppsättning summerar till −1, som den måste.

Formen O≡C–N har de största laddningarna och placerar positiv laddning på syre, den mest elektronegativa atomen, så den bidrar minst. Formen O–C≡N placerar den negativa laddningen på syre och är den viktigaste bidragande strukturen, med O=C=N tätt efter. Den verkliga jonen är en blandning av dessa strukturer, som nästa avsnitt förklarar.

Resonans när en ritning inte kan beskriva bindningarna

Vissa arter har två eller flera giltiga Lewisstrukturer som bara skiljer sig i var elektronerna placeras, med varje atom på samma plats. Dessa är resonansstrukturer och skrivs med en dubbelriktad pil (↔) mellan sig. Den verkliga molekylen är en enda struktur, resonanshybriden, vars bindningar är ett medelvärde av de bidragande strukturerna. Den växlar inte fram och tillbaka mellan dem.

Formiatjonen, HCOO⁻, är ett tydligt exempel. Räkna: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektroner. När H och båda O-atomerna är bundna till C och syrets oktetter är fullbordade har 18 elektroner använts och kol har bara 6, så ett fritt elektronpar på syre blir en C=O-bindning. Det dubbelbundna O har FC = 6 − 4 − 2 = 0 och det enkelbundna O har FC = 6 − 6 − 1 = −1. Vilket syre som helst kunde hålla dubbelbindningen, så det finns två likvärdiga strukturer.

Eftersom de två bidragande strukturerna är likvärdiga har hybriden två identiska kol–syre-bindningar, var och en mittemellan en enkel- och en dubbelbindning, och varje syre bär i genomsnitt hälften av den negativa laddningen. Uppmätta bindningslängder i karboxylatjoner stämmer med den bilden. När de bidragande strukturerna inte är likvärdiga, som i cyanat, liknar hybriden mest de strukturer som har lägst formell laddning.

När oktettregeln böjs: udda, ofullständiga och utvidgade antal

Tre slags arter passar inte oktettmönstret. Molekyler med udda antal elektroner, som kväveoxid, NO, med 5 + 6 = 11 valenselektroner, kan inte ge varje atom en oktett; en atom måste bära en oparad elektron. Arter av det här slaget kallas radikaler och är vanligen reaktiva.

Vissa molekyler har en ofullständig oktett på centralatomen. I bortrifluorid, BF₃ (24 elektroner), lämnar strukturen med tre B–F-enkelbindningar bor med 6 elektroner men ger varje atom formell laddning noll. Att bilda en B=F-dubbelbindning skulle fullborda borets oktett bara genom att ge fluor formell laddning +1 och bor −1, så strukturen med enkelbindningar är den vanliga beskrivningen.

Atomer i period 3 och längre ned kan ritas med fler än åtta elektroner omkring sig. I PCl₅ (40 elektroner) ger fem bindningar fosfor 10 elektroner. I trijodidjonen, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektroner), håller den centrala jodatomen två bindningar och tre fria elektronpar, och dess formella laddning är 7 − 6 − 2 = −1. Placera överblivna elektroner på centralatomen först sedan varje ändatom har fått sin oktett.

Vanliga fel i Lewisstrukturer och hur du fångar dem

De flesta misstag är räknefel, så den mest pålitliga vanan är att avsluta varje struktur med två kontroller: räkna varje elektron i ritningen (2 per bindning, 2 per fritt par) mot din nedskrivna total, och addera de formella laddningarna för att bekräfta att de är lika med den totala laddningen.

Om din total skiljer sig från en klasskamrats eller facits med två gånger jonens laddning, har laddningen troligen tillämpats med fel tecken. Om ritningen innehåller ett annat antal elektroner än din total, leta efter bindningar som räknats som en elektron i stället för två, eller överblivna elektroner som aldrig placerats ut. De specifika felen nedan står för de flesta felaktiga strukturer.

• Att lägga till elektroner för en katjon eller dra ifrån dem för en anjon. Negativ laddning betyder fler elektroner.
• Att räkna en bindning som en elektron. Varje streck representerar ett delat par, alltså 2 elektroner.
• Att ge väte två bindningar eller göra det till centralatom. Väte rymmer bara 2 elektroner.
• Att placera fler än 8 elektroner på C, N, O eller F. Utvidgade antal är möjliga bara från period 3 och nedåt.
• Att behandla formell laddning som den verkliga laddningen på en atom, eller förväxla den med oxidationstal, som tilldelar alla bindande elektroner till den mer elektronegativa atomen.
• Att rita resonansstrukturer genom att flytta atomer. Att flytta en atom ger en annan förening, inte en bidragande resonansstruktur.