Lewis Yapıları ve Formal Yük: Kontrol Edebileceğiniz Bir Yöntem

Moleküller ve çok atomlu iyonlar için değerlik elektronlarını sayma

Her Lewis yapısı tek bir sayıyla başlar: yerleştirilecek toplam değerlik elektronu sayısı. Ana grup elementleri için değerlik elektronu sayısı, 1–18 numaralandırmasındaki grup numarasının son basamağına eşittir; bu yüzden karbon 4, azot 5, oksijen 6 ve her halojen 7 katkıda bulunur. Hidrojen 1, 2 elektronlu helyum ise grup numarası kuralının tek istisnasıdır.

Bir iyonun yükü toplamı değiştirir. Negatif yük ek elektron demektir; bu yüzden negatif yükün her birimi için bir elektron eklersiniz. Pozitif yük eksik elektron demektir; bu yüzden çıkarırsınız. Amonyum iyonu, NH₄⁺, 5 + 4(1) − 1 = 8 değerlik elektronuna sahipken karbonat iyonu, CO₃²⁻, 4 + 3(6) + 2 = 24 elektrona sahiptir.

Bir şey çizmeden önce bu toplamı yazın; bitmiş yapıyı kontrol edeceğiniz sayı budur.

İskeleti kurma ve elektron çiftlerini yerleştirme

İskelet, hangi atomun hangisine bağlandığının örüntüsüdür. Hidrojen ve flor neredeyse her zaman yalnızca bir bağ yapar; bu yüzden uç atomlardır. Merkez atom genellikle hidrojen dışındaki en az elektronegatif atomdur ve bu çoğunlukla formülde bir kez görünen atomdur. Oksiasitlerde hidrojen atomları normalde merkez atoma değil oksijene bağlıdır.

İskelet belirlendikten sonra kalan adımlar, her atomun kararlı bir sayıya ulaşması için elektronları dağıtır. 2. periyot atomları (C, N, O, F) yalnızca dört değerlik orbitaline sahip oldukları için etraflarında en fazla sekiz elektron tutabilir; oktet kuralının onlar için kesin bir sınır olmasının nedeni budur.

• Her uç atomu merkez atoma tek bağla bağlayın (her biri 2 elektron).
• Uç atomların oktetlerini ortaklanmamış çiftlerle tamamlayın (hidrojen yalnızca 2'ye ihtiyaç duyar).
• Kalan elektronları merkez atoma ortaklanmamış çiftler olarak yerleştirin.
• Merkez atomun hâlâ 8'den az elektronu varsa, komşu bir atomdaki ortaklanmamış çifti ortaklanmış çifte çevirerek çift veya üçlü bağ yapın.
• Kontrol: çizilen elektronlar sayılan toplama eşittir ve her 2. periyot atomunda 8'den fazla yoktur.

Aday yapılar arasında bir sınama olarak formal yük

Formal yük, her bağ çifti eşit bölünseydi, bir atomun çizimde nötr serbest atomla karşılaştırıldığında kaç elektrona sahip olduğunu sorar. Formül FC = V − N − B/2'dir; burada V atomun değerlik elektronu sayısı, N üzerindeki bağ yapmayan (ortaklanmamış çift) elektronların sayısı ve B bağlarındaki elektronların sayısıdır. Bir yapıdaki formal yükler her zaman türün toplam yüküne eşittir; bu da size yerleşik bir aritmetik kontrol sağlar.

Birkaç yapı elektron sayısına uyduğunda, formal yüklerin mümkün olduğunca sıfıra yakın olduğu yapıyı tercih edin. Bir miktar formal yük kalmak zorundaysa, daha iyi yapı negatif formal yükü daha elektronegatif atoma yerleştirir ve aynı işaretli yükleri bağlı komşulara koymaktan kaçınır.

Formal yük bir kayıt tutma işlemidir, ölçülmüş bir yük değildir. Elektronegatifliği yok saydığı için formal yükü sıfır olan bir atom, gerçek molekülde yine de önemli bir kısmi yük taşıyabilir.

Çözümlü örnek: fosgen ve siyanat iyonu

Fosgen, COCl₂. Sayım: C 4, O 6 ve her Cl 7 katkıda bulunur; dolayısıyla toplam 4 + 6 + 2(7) = 24 elektrondur. Karbon merkez atomdur. C'den O'ya ve her Cl'ye giden üç tek bağ 6 elektron kullanır. O'nun ve iki Cl atomunun oktetlerini tamamlamak 3 × 6 = 18 elektron daha kullanır, toplam 24 eder; bu yüzden karbon için elektron kalmaz. Karbonun etrafında yalnızca 6 elektron vardır; bu yüzden bir ortaklanmamış çifti ikinci bir bağa çevirin. Bir O ortaklanmamış çiftini taşımak C=O verir; bir Cl ortaklanmamış çiftini taşımak C=Cl verir.

Aralarında formal yük karar verir. C=O ile oksijenin 4 bağ yapmayan ve 4 bağ elektronu vardır: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Her Cl'nin 6 bağ yapmayan ve 2 bağ elektronu vardır: FC = 7 − 6 − 1 = 0. Karbonun 8 bağ elektronu vardır: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Bunun yerine C=Cl ile o Cl 7 − 4 − 2 = +1 olur ve tek bağlı O 6 − 6 − 1 = −1 olur. C=O çift bağlı, hepsi sıfır olan yapı tercih edilir.

Siyanat iyonu, OCN⁻. Sayım: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 elektron, merkezde karbon. Üç düzenleme karbona oktet verir: O=C=N, O≡C–N ve O–C≡N; her birinde ortaklanmamış çiftler O ve N üzerindeki oktetleri tamamlar. O=C=N için O = 6 − 4 − 2 = 0 ve N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N için O = 6 − 2 − 3 = +1 ve N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N için O = 6 − 6 − 1 = −1 ve N = 5 − 2 − 3 = 0. Karbon üçünde de 0'dır ve her küme olması gerektiği gibi −1'e toplanır.

O≡C–N biçimi en büyük yüklere sahiptir ve pozitif yükü en elektronegatif atom olan oksijene koyar; bu yüzden en az katkıda bulunur. O–C≡N biçimi negatif yükü oksijene yerleştirir ve en önemli katkı sağlayandır; O=C=N hemen arkasından gelir. Gerçek iyon, bir sonraki bölümün açıkladığı gibi, bu yapıların bir karışımıdır.

Tek bir çizim bağları anlatamadığında rezonans

Bazı türlerin, her atom aynı konumdayken yalnızca elektronların yerleştirildiği yerde farklılaşan iki veya daha fazla geçerli Lewis yapısı vardır. Bunlar rezonans yapılarıdır ve aralarında çift başlı bir okla (↔) yazılır. Gerçek molekül, bağları katkı sağlayanların ortalaması olan tek bir yapıdır, rezonans melezidir. Onlar arasında ileri geri geçmez.

Format iyonu, HCOO⁻, temiz bir örnektir. Sayım: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 elektron. H ve her iki O atomu C'ye bağlanıp oksijen oktetleri tamamlandığında 18 elektron kullanılır ve karbonun yalnızca 6 elektronu vardır; bu yüzden bir oksijen ortaklanmamış çifti C=O bağına dönüşür. Çift bağlı O'nun FC = 6 − 4 − 2 = 0, tek bağlı O'nun FC = 6 − 6 − 1 = −1'dir. Çift bağı her iki oksijen de taşıyabilir; bu yüzden iki eşdeğer yapı vardır.

İki katkı sağlayan eşdeğer olduğundan melezin her biri tek ve çift bağ arasında bir ara değerde olan iki özdeş karbon–oksijen bağı vardır ve her oksijen ortalama olarak negatif yükün yarısını taşır. Karboksilat iyonlarında ölçülen bağ uzunlukları bu resimle uyuşur. Katkı sağlayanlar siyanatta olduğu gibi eşdeğer olmadığında, melez en çok daha düşük formal yüklü yapılara benzer.

Oktet kuralı esnediğinde: tek, eksik ve genişlemiş sayılar

Üç tür, oktet örüntüsüne uymaz. 5 + 6 = 11 değerlik elektronlu azot monoksit, NO gibi tek elektronlu moleküller her atoma bir oktet veremez; bir atom eşleşmemiş bir elektron taşımalıdır. Bu tür türlere radikal denir ve genellikle tepkimeye yatkındır.

Bazı moleküllerin merkez atomunda eksik bir oktet vardır. Bor triflorürde, BF₃ (24 elektron), üç B–F tek bağlı yapı borda 6 elektron bırakır ama her atoma sıfır formal yük verir. Bir B=F çift bağı oluşturmak, boronun oktetini yalnızca florun formal yükünü +1 ve borun −1 yaparak tamamlardı; bu yüzden tek bağlı yapı olağan tanımlamadır.

3. periyottaki ve altındaki atomlar etraflarında sekizden fazla elektronla çizilebilir. PCl₅'te (40 elektron) beş bağ fosfora 10 elektron verir. Triiyodür iyonunda, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 elektron), merkezdeki iyot iki bağ ve üç ortaklanmamış çift tutar ve formal yükü 7 − 6 − 2 = −1'dir. Arta kalan elektronları merkez atoma yalnızca her uç atom oktetine ulaştıktan sonra yerleştirin.

Yaygın Lewis yapısı hataları ve onları yakalama yolları

Hataların çoğu sayma hatalarıdır; bu yüzden en güvenilir alışkanlık her yapıyı iki kontrolle bitirmektir: çizimdeki her elektronu (bağ başına 2, ortaklanmamış çift başına 2) yazdığınız toplamla karşılaştırarak sayın ve formal yükleri toplayarak toplam yüke eşit olduklarını doğrulayın.

Toplamınız bir sınıf arkadaşınızınkinden veya cevap anahtarından iyonun yükünün iki katı kadar farklıysa yük muhtemelen yanlış işaretle uygulanmıştır. Çizim toplamınızdan farklı sayıda elektron içeriyorsa iki yerine bir elektron olarak sayılan bağlara veya hiç yerleştirilmemiş arta kalan elektronlara bakın. Aşağıdaki belirli hatalar yanlış yapıların çoğunu açıklar.

• Katyon için elektron eklemek veya anyon için çıkarmak. Negatif yük daha çok elektron demektir.
• Bir bağı bir elektron saymak. Her çizgi ortaklanmış bir çifti temsil eder; yani 2 elektrondur.
• Hidrojene iki bağ vermek veya onu merkez atom yapmak. Hidrojen yalnızca 2 elektron tutar.
• C, N, O veya F üzerine 8'den fazla elektron yerleştirmek. Genişlemiş sayılar yalnızca 3. ve daha alt periyotlar için mümkündür.
• Formal yükü bir atom üzerindeki gerçek yük saymak veya tüm bağ elektronlarını daha elektronegatif atoma veren yükseltgenme basamağıyla karıştırmak.
• Rezonans yapılarını atomları kaydırarak çizmek. Bir atomu kaydırmak rezonansa katkı sağlayan yapı değil, farklı bir bileşik yaratır.