โครงสร้างลิวอิสและประจุฟอร์มัล: วิธีที่ตรวจสอบได้

นับเวเลนซ์อิเล็กตรอนของโมเลกุลและไอออนพหุอะตอม

โครงสร้างลิวอิสทุกแบบเริ่มด้วยตัวเลขเดียว คือจำนวนรวมของเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ต้องวาง สำหรับธาตุหมู่หลัก จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับหลักสุดท้ายของเลขหมู่ในระบบเลข 1–18 คาร์บอนจึงให้ 4 ไนโตรเจน 5 ออกซิเจน 6 และฮาโลเจนแต่ละตัว 7 ไฮโดรเจนให้ 1 และฮีเลียมซึ่งมี 2 เป็นข้อยกเว้นเดียวของกฎเลขหมู่

ประจุของไอออนเปลี่ยนผลรวม ประจุลบหมายถึงมีอิเล็กตรอนเกิน จึงบวกหนึ่งอิเล็กตรอนต่อประจุลบหนึ่งหน่วย ประจุบวกหมายถึงขาดอิเล็กตรอน จึงลบออก แอมโมเนียมไอออน NH₄⁺ มี 5 + 4(1) − 1 = 8 เวเลนซ์อิเล็กตรอน ขณะที่คาร์บอเนตไอออน CO₃²⁻ มี 4 + 3(6) + 2 = 24

เขียนผลรวมนี้ไว้ก่อนวาดอะไรทั้งนั้น มันคือตัวเลขที่คุณจะใช้ตรวจโครงสร้างที่วาดเสร็จแล้ว

สร้างโครงร่างและวางคู่อิเล็กตรอน

โครงร่างคือรูปแบบว่าอะตอมใดต่อกับอะตอมใด ไฮโดรเจนและฟลูออรีนเกือบทุกครั้งสร้างพันธะได้เพียงหนึ่งพันธะ จึงเป็นอะตอมปลาย อะตอมกลางมักเป็นอะตอมที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำที่สุดนอกจากไฮโดรเจน ซึ่งมักเป็นอะตอมที่ปรากฏเพียงครั้งเดียวในสูตร ในออกซีแอซิด อะตอมไฮโดรเจนมักต่ออยู่กับออกซิเจน ไม่ใช่อะตอมกลาง

เมื่อกำหนดโครงร่างแล้ว ขั้นที่เหลือคือกระจายอิเล็กตรอนให้แต่ละอะตอมมีจำนวนที่เสถียร อะตอมคาบ 2 (C, N, O, F) มีอิเล็กตรอนล้อมรอบได้มากที่สุดแปดตัว เพราะมีออร์บิทัลเวเลนซ์เพียงสี่ออร์บิทัล ซึ่งเป็นเหตุผลที่กฎออกเตตเป็นขีดจำกัดที่แน่นอนสำหรับอะตอมเหล่านี้

• ต่ออะตอมปลายแต่ละอะตอมเข้ากับอะตอมกลางด้วยพันธะเดี่ยว (แต่ละพันธะ 2 อิเล็กตรอน)
• เติมออกเตตของอะตอมปลายด้วยอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (ไฮโดรเจนต้องการเพียง 2)
• วางอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลางเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
• หากอะตอมกลางยังมีน้อยกว่า 8 อิเล็กตรอน ให้เปลี่ยนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวบนอะตอมข้างเคียงเป็นคู่ที่ใช้ร่วมกัน เพื่อสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม
• ตรวจ: อิเล็กตรอนที่วาดเท่ากับผลรวมที่นับไว้ และอะตอมคาบ 2 แต่ละอะตอมมีไม่เกิน 8

ประจุฟอร์มัลเป็นการทดสอบระหว่างโครงสร้างที่เป็นตัวเลือก

ประจุฟอร์มัลถามว่าอะตอมเป็นเจ้าของอิเล็กตรอนกี่ตัวในภาพที่วาดเมื่อเทียบกับอะตอมอิสระที่เป็นกลาง หากแบ่งคู่อิเล็กตรอนพันธะทุกคู่เท่าๆ กัน สูตรคือ FC = V − N − B/2 เมื่อ V คือจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอม N คือจำนวนอิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ (คู่โดดเดี่ยว) บนอะตอมนั้น และ B คือจำนวนอิเล็กตรอนในพันธะของมัน ประจุฟอร์มัลในโครงสร้างรวมกันได้เท่ากับประจุรวมของสปีชีส์เสมอ ซึ่งให้การตรวจเลขคณิตในตัว

เมื่อโครงสร้างหลายแบบเป็นไปตามจำนวนอิเล็กตรอน ให้เลือกแบบที่ประจุฟอร์มัลใกล้ศูนย์มากที่สุด หากต้องเหลือประจุฟอร์มัลบางส่วน โครงสร้างที่ดีกว่าวางประจุฟอร์มัลลบบนอะตอมที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า และหลีกเลี่ยงการวางประจุเครื่องหมายเดียวกันบนอะตอมข้างเคียงที่เชื่อมพันธะกัน

ประจุฟอร์มัลเป็นการทำบัญชี ไม่ใช่ประจุที่วัดได้ เพราะมันไม่คิดอิเล็กโทรเนกาติวิตี อะตอมที่มีประจุฟอร์มัลเป็นศูนย์ก็ยังมีประจุบางส่วนมากได้ในโมเลกุลจริง

ตัวอย่างการคำนวณ: ฟอสจีนและไซยาเนตไอออน

ฟอสจีน COCl₂ นับ: C ให้ 4 O ให้ 6 และ Cl แต่ละตัวให้ 7 ผลรวมจึงเป็น 4 + 6 + 2(7) = 24 อิเล็กตรอน คาร์บอนเป็นอะตอมกลาง พันธะเดี่ยวสามพันธะจาก C ไปยัง O และ Cl แต่ละตัวใช้ 6 อิเล็กตรอน การเติมออกเตตของ O และ Cl ทั้งสองใช้อีก 3 × 6 = 18 รวมเป็น 24 จึงไม่เหลืออิเล็กตรอนให้คาร์บอน คาร์บอนมีอิเล็กตรอนล้อมรอบเพียง 6 ตัว จึงเปลี่ยนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่เป็นพันธะที่สอง การย้ายคู่โดดเดี่ยวของ O ได้ C=O การย้ายคู่โดดเดี่ยวของ Cl ได้ C=Cl

ประจุฟอร์มัลตัดสินระหว่างสองแบบ กรณี C=O ออกซิเจนมีอิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ 4 ตัวและอิเล็กตรอนพันธะ 4 ตัว: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0 Cl แต่ละตัวมีอิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ 6 ตัวและอิเล็กตรอนพันธะ 2 ตัว: FC = 7 − 6 − 1 = 0 คาร์บอนมีอิเล็กตรอนพันธะ 8 ตัว: FC = 4 − 0 − 4 = 0 หากเป็น C=Cl แทน Cl ตัวนั้นเป็น 7 − 4 − 2 = +1 และ O ที่เป็นพันธะเดี่ยวเป็น 6 − 6 − 1 = −1 โครงสร้างที่เป็นศูนย์ทั้งหมดซึ่งมีพันธะคู่ C=O เป็นที่นิยมกว่า

ไซยาเนตไอออน OCN⁻ นับ: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 อิเล็กตรอน โดยคาร์บอนเป็นอะตอมกลาง มีสามการจัดเรียงที่ทำให้คาร์บอนครบออกเตต ได้แก่ O=C=N, O≡C–N และ O–C≡N โดยแต่ละแบบมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเติมออกเตตให้ O และ N สำหรับ O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 และ N = 5 − 4 − 2 = −1 สำหรับ O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 และ N = 5 − 6 − 1 = −2 สำหรับ O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 และ N = 5 − 2 − 3 = 0 คาร์บอนเป็น 0 ทั้งสามแบบ และแต่ละชุดรวมกันได้ −1 ตามที่ต้องเป็น

รูปแบบ O≡C–N มีประจุใหญ่ที่สุดและวางประจุบวกบนออกซิเจน ซึ่งเป็นอะตอมที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด จึงมีส่วนร่วมน้อยที่สุด รูปแบบ O–C≡N วางประจุลบบนออกซิเจนและเป็นตัวร่วมที่สำคัญที่สุด โดย O=C=N ตามมาติดๆ ไอออนจริงเป็นการผสมของโครงสร้างเหล่านี้ ดังที่ส่วนถัดไปอธิบาย

เรโซแนนซ์เมื่อภาพวาดเดียวอธิบายพันธะไม่ได้

สปีชีส์บางชนิดมีโครงสร้างลิวอิสที่ใช้ได้สองแบบขึ้นไป ซึ่งต่างกันเพียงตำแหน่งที่วางอิเล็กตรอน โดยทุกอะตอมอยู่ที่เดิม โครงสร้างเหล่านี้คือโครงสร้างเรโซแนนซ์ เขียนด้วยลูกศรสองหัว (↔) คั่นกลาง โมเลกุลจริงเป็นโครงสร้างเดียว คือลูกผสมเรโซแนนซ์ ซึ่งพันธะเป็นค่าเฉลี่ยของโครงสร้างตัวร่วม ไม่ได้สลับไปมาระหว่างโครงสร้างเหล่านั้น

ฟอร์เมตไอออน HCOO⁻ เป็นตัวอย่างที่ชัดเจน นับ: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 อิเล็กตรอน เมื่อ H และ O ทั้งสองต่อกับ C และเติมออกเตตของออกซิเจนแล้ว ใช้อิเล็กตรอนไป 18 ตัวและคาร์บอนมีเพียง 6 ตัว จึงเปลี่ยนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของออกซิเจนหนึ่งคู่เป็นพันธะ C=O O ที่เป็นพันธะคู่มี FC = 6 − 4 − 2 = 0 และ O ที่เป็นพันธะเดี่ยวมี FC = 6 − 6 − 1 = −1 ออกซิเจนตัวใดก็เป็นพันธะคู่ได้ จึงมีสองโครงสร้างที่เทียบเท่ากัน

เพราะโครงสร้างตัวร่วมทั้งสองเทียบเท่ากัน ลูกผสมจึงมีพันธะคาร์บอน–ออกซิเจนสองพันธะที่เหมือนกัน แต่ละพันธะอยู่ระหว่างพันธะเดี่ยวกับพันธะคู่ และออกซิเจนแต่ละตัวมีประจุลบครึ่งหนึ่งโดยเฉลี่ย ความยาวพันธะที่วัดได้ในคาร์บอกซิเลตไอออนสอดคล้องกับภาพนี้ เมื่อโครงสร้างตัวร่วมไม่เทียบเท่ากัน เช่นในไซยาเนต ลูกผสมจะคล้ายโครงสร้างที่มีประจุฟอร์มัลต่ำกว่ามากที่สุด

เมื่อกฎออกเตตยืดหยุ่น: จำนวนอิเล็กตรอนคี่ ไม่ครบ และขยาย

สปีชีส์สามแบบไม่เข้ากับรูปแบบออกเตต โมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นเลขคี่ เช่นไนโตรเจนมอนอกไซด์ NO ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 5 + 6 = 11 ตัว ให้ทุกอะตอมมีออกเตตไม่ได้ อะตอมหนึ่งต้องมีอิเล็กตรอนเดี่ยว สปีชีส์แบบนี้เรียกว่าราดิคัลและมักว่องไวต่อปฏิกิริยา

โมเลกุลบางชนิดมีออกเตตไม่สมบูรณ์ที่อะตอมกลาง ในโบรอนไตรฟลูออไรด์ BF₃ (24 อิเล็กตรอน) โครงสร้างที่มีพันธะเดี่ยว B–F สามพันธะทิ้งให้โบรอนมี 6 อิเล็กตรอน แต่ให้ทุกอะตอมมีประจุฟอร์มัลเป็นศูนย์ การสร้างพันธะคู่ B=F จะทำให้โบรอนครบออกเตตได้ก็ต่อเมื่อให้ฟลูออรีนมีประจุฟอร์มัล +1 และโบรอน −1 โครงสร้างที่เป็นพันธะเดี่ยวจึงเป็นคำอธิบายที่ใช้กันตามปกติ

อะตอมในคาบ 3 ลงไปวาดให้มีอิเล็กตรอนล้อมรอบมากกว่าแปดตัวได้ ใน PCl₅ (40 อิเล็กตรอน) พันธะห้าพันธะให้ฟอสฟอรัสมี 10 อิเล็กตรอน ในไทรไอโอไดด์ไอออน I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 อิเล็กตรอน) ไอโอดีนกลางมีสองพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสามคู่ และประจุฟอร์มัลของมันคือ 7 − 6 − 2 = −1 วางอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลางหลังจากที่อะตอมปลายทุกอะตอมครบออกเตตแล้วเท่านั้น

ข้อผิดพลาดที่พบบ่อยในโครงสร้างลิวอิสและวิธีจับให้ได้

ความผิดพลาดส่วนใหญ่เป็นความผิดพลาดในการนับ นิสัยที่เชื่อถือได้ที่สุดจึงคือปิดทุกโครงสร้างด้วยการตรวจสองข้อ คือนับอิเล็กตรอนทุกตัวในภาพ (พันธะละ 2 คู่โดดเดี่ยวละ 2) เทียบกับผลรวมที่คุณเขียนไว้ และบวกประจุฟอร์มัลเพื่อยืนยันว่าเท่ากับประจุรวม

หากผลรวมของคุณต่างจากเพื่อนร่วมชั้นหรือเฉลยเป็นสองเท่าของประจุไอออน มักเป็นเพราะใช้เครื่องหมายของประจุผิด หากภาพที่วาดมีอิเล็กตรอนไม่เท่ากับผลรวมของคุณ ให้มองหาพันธะที่นับเป็นหนึ่งอิเล็กตรอนแทนที่จะเป็นสอง หรืออิเล็กตรอนที่เหลือซึ่งไม่เคยถูกวาง ข้อผิดพลาดเฉพาะด้านล่างเป็นสาเหตุของโครงสร้างผิดส่วนใหญ่

• บวกอิเล็กตรอนให้แคตไอออนหรือลบออกจากแอนไอออน ประจุลบหมายถึงอิเล็กตรอนมากขึ้น
• นับพันธะเป็นหนึ่งอิเล็กตรอน เส้นแต่ละเส้นแทนคู่ที่ใช้ร่วมกัน จึงเป็น 2 อิเล็กตรอน
• ให้ไฮโดรเจนมีสองพันธะหรือเป็นอะตอมกลาง ไฮโดรเจนจุอิเล็กตรอนได้เพียง 2
• วางอิเล็กตรอนเกิน 8 บน C, N, O หรือ F การขยายออกเตตทำได้เฉพาะคาบ 3 ลงไป
• ถือว่าประจุฟอร์มัลคือประจุจริงของอะตอม หรือสับสนกับเลขออกซิเดชัน ซึ่งกำหนดให้อิเล็กตรอนพันธะทั้งหมดเป็นของอะตอมที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า
• วาดโครงสร้างเรโซแนนซ์ด้วยการย้ายอะตอม การย้ายอะตอมสร้างสารประกอบคนละชนิด ไม่ใช่โครงสร้างตัวร่วมเรโซแนนซ์