Hvordan man tegner Lewis-strukturer med undtagelser fra oktetreglen

Lewis-strukturer er repræsentationer af kemiske forbindelser baseret på fordelingen af ​​valenselektroner af de forskellige atomer, der udgør dem. Disse strukturer tjener til både at forudsige og forklare strukturerne af forskellige forbindelser, såvel som deres molekylære geometri, hvilket fører til vigtige forudsigelser om polaritet, opløselighed, smelte- og kogepunkter og andre vigtige egenskaber.

Vi dækkede allerede i en tidligere artikel den detaljerede procedure til at tegne Lewis-strukturerne af forbindelser, hvis atomer opfylder oktetreglen. Dette papir søger at vise, hvordan man tegner Lewis-strukturer i forbindelser, der ikke overholder denne regel af en af ​​tre forskellige årsager:

• De har et ulige antal elektroner.
• De har en ufuldstændig oktet.
• De har en udvidet oktet.

Gennemgang af proceduren for tegning af Lewis-strukturer

Som vi så i vores første artikel om Lewis-strukturer, består proceduren for at tegne dem af seks trin. En kort oversigt over disse trin følger, og de fleste gælder, med nogle modifikationer, i tilfælde, hvor forbindelsen ikke følger oktetreglen.

• Trin 1: Tæl det samlede antal valenselektroner. Dette trin involverer at gange antallet af atomer af hver type med antallet af valenselektroner i dens gruppe på det periodiske system, og derefter trække den samlede ladning af den kemiske art (i tilfælde af en ion).
• Trin 2: Skriv den grundlæggende struktur af molekylet. Dette betyder at opdele atomerne for at tildele forbindelse mellem dem. Det fælles er, at det mindst elektronegative atom altid er placeret i midten (medmindre det er brint), mens de mest elektronegative er placeret i periferien.
• Trin 3: Tegn enkelte kovalente bindinger mellem alle de atomer, der er bundet sammen. Hvis det er en kovalent forbindelse, skal alle atomer have mindst én enkelt kovalent binding med et naboatom.
• Trin 4: Udfyld oktetterne med de resterende valenselektroner, startende med de mest elektronegative. Dette trin søger at opfylde oktetreglen først for de atomer med den største tendens til at tilbageholde elektroner, som er dem med den højeste elektronegativitet.
• Trin 5: Fuldfør oktetten af ​​det centrale atom ved at danne pi-bindinger, hvis det er nødvendigt. Først når oktetreglen er blevet opfyldt for elektronegative atomer, betragtes den som komplet for mindre elektronegative atomer. Hvis der ikke er flere elektroner at dele, så opnås dette ved at dele et par elektroner fra et naboatom med det centrale atom.
• Trin 6: Beregn formelle gebyrer. Et af de vigtige stabilitetskriterier for en Lewis-struktur er fordelingen af ​​formelle ladninger. Af denne grund er det altid tilrådeligt at bestemme og tegne den formelle ladning af hvert atom på strukturen. Derudover skal summen af ​​alle formelle ladninger svare til nettoladningen af ​​det pågældende molekyle eller ion, så det er en praktisk måde at verificere, at strukturen har det korrekte antal valenselektroner. Formlen til at beregne den formelle ladning er CF=valenselektroner – udelte elektroner -1/2 delte elektroner.

Undtagelser fra oktetreglen

Som det kan ses i det foregående afsnit, når man tegner en Lewis-struktur, er de vigtigste kriterier, der skal tages i betragtning ved fordeling af valenselektronerne, elektronegativitet og oktetreglen, som verificeres i trin 4 og 5. Der er dog situationer, hvor dette er ikke muligt, som når det samlede antal elektroner er ulige, hvilket gør det umuligt for alle atomer at være omgivet af 8 elektroner.

En anden lignende situation opstår, når antallet af valenselektroner simpelthen ikke er nok til at fuldføre oktetten af ​​alle atomer. På den anden side er der situationer, hvor der er for mange valenselektroner, og en sammenhængende struktur ikke kan tegnes uden at overtræde oktetreglen.

Nedenfor er tre eksempler på Lewis-strukturer, hvor oktetreglen ikke er opfyldt, og hvordan man går videre i sådanne tilfælde.

ulige antal elektroner

Den enkleste situation, hvor det erkendes, at oktetreglen ikke kan opfyldes, opstår, når der er et ulige antal elektroner. Et eksempel på disse forbindelser er nitrogenoxid (NO) og nitrogendioxid (NO ₂ ). Lad os se, hvordan Lewis-strukturen af ​​den anden ville blive tegnet ved at følge trinene beskrevet ovenfor:

Trin 1:

Nitrogen har 5 valenselektroner og oxygen har 6, så det samlede antal valenselektroner er 1 x ( 5 ) + 2 x ( 6 ) = 17 eV

Som det kan ses, er antallet af elektroner ulige, så det er umuligt at fuldføre oktetten med molekylets tre atomer.

Trin 2:

Nitrogen er mindre elektronegativt end oxygen, så en struktur kan overvejes, hvor nitrogen er i midten omgivet af de to oxygenatomer:

Trin 3:

Vi placerer nu enkeltbindinger mellem hver oxygen og nitrogen.

Trin 4:

Indtil videre har vi kun tegnet 4 valenselektroner, som findes i de to sigma-bindinger. Det betyder, at vi stadig har 13 elektroner at dele mellem de tre atomer. Først afslutter vi oktetten af ​​de to oxygener, som bærer 12 elektroner, så den sidste placeres på nitrogen.

Trin 5:

Nitrogen har kun 5 elektroner omkring sig, så det har en meget ufuldstændig oktet. Det næste trin er, at en af ​​de to oxygener opgiver et par elektroner for at danne en pi-binding og dermed bidrager med yderligere to elektroner. Dette bringer nitrogen til 7 elektroner, mens begge oxygener har hele oktetter.

Der er to yderligere strukturer, hvor enkeltbundet oxygen afgiver en af ​​dets elektroner for sammen med den uparrede nitrogenelektron at danne en anden pi-binding mellem disse to atomer. Imidlertid har disse strukturer den uparrede elektron og ufuldstændige oktet på oxygenatomer i stedet for nitrogen, hvilket er ugunstigt.

Trin 6:

Beregningen af ​​den formelle ladning udføres for hvert atom, der har et andet elektronisk miljø, i dette tilfælde for alle tre atomer:

CF _{Enkeltbundet oxygen} = 6 – 6 – ½ x 2 = -1

CF _{Oxygen dobbeltbinding} = 6 – 4 – ½ x 4 = 0

CF _Nitrogen = 5 – 1 – ½ x 6 = +1

Den følgende figur viser de sidste to Lewis-strukturer af nitrogendioxid.

ufuldstændige oktetter

Mange forbindelser har et atom, der ikke fuldender oktetten, enten fordi der ikke er nok elektroner, eller fordi det er ugunstigt at færdiggøre det, da det ville give en positiv ladning på et meget elektronegativt atom. Et typisk eksempel på det første tilfælde er boran (BH3 ₎ , og det andet er bortrifluorid (BF3 ₎ .

Lad os se, hvordan Lewis-strukturen i den anden er bygget til at illustrere strukturer, der har en ufuldstændig oktet på trods af at de har nok elektroner til at fuldende dem.

Trin 1:

Fluor har 7 valenselektroner og bor har 3, så det samlede antal valenselektroner er 3 x ( 7 ) + 1 x ( 3 ) = 24 eV

Trin 2:

Bor er mindre elektronegativt end fluor, så der foreslås en struktur, hvor bor er i midten omgivet af de tre fluoratomer:

Trin 3:

Vi placerer nu enkeltbindinger mellem hver fluor og bor.

Trin 4:

Vi har stadig 18 valenselektroner tilbage at dele (da 6 af dem er i enkeltbindinger). Vi bruger disse til at færdiggøre oktetten til de tre fluoratomer, der er de mest elektronegative.

Trin 5:

Som det kan ses, har fluoratomer alle deres fulde oktet, men bor har ikke. I dette trin bør vi tage et udelt elektronpar fra et hvilket som helst af de tre fluoratomer for at danne en pi-binding. Dette ville resultere i tre resonansstrukturer, der ville være:

I alle tre resonansstrukturer er oktetten opfyldt for alle tilstedeværende atomer, hvilket er ønskeligt og er formålet med trin 5. Men i det næste trin opstår der et betydeligt problem, som vi endnu ikke har behandlet.

Trin 6:

Der er tre forskellige typer atomer med forskellige elektroniske miljøer, to af dem fluor og den tredje bor atom:

CF _{enkeltbindingsfluor} = 7 – 6 – ½ x 1 = 0

CF _{Fluor dobbeltbinding} = 7 – 4 – ½ x 4 = +1

CF _Bor = 3 – 0 – ½ x 8 = -1

Den følgende figur viser de tre resonansstrukturer med de formelle ladninger.

Problemet med disse strukturer er, at de alle har et fluoratom med en delvis positiv ladning, mens bor har en negativ ladning. I betragtning af at fluor er det mest elektronegative grundstof i det periodiske system, er det meget vanskeligt for bor at være i stand til at fjerne tilstrækkelig elektrontæthed til at efterlade fluor med en positiv ladning.

Af denne grund har ingen af ​​disse tre resonansstrukturer nogen chance for at repræsentere BF3 _{tilstrækkeligt} . Det er derfor meget mere sandsynligt, at den korrekte struktur er den, vi tegnede i trin 3, som har en bor med den ufuldstændige oktet.

udvidede oktetter

Ligesom der er tilfælde, hvor forskelle i elektronegativiteter og formelle ladninger gør strukturer med ufuldstændige oktetter at foretrække frem for dem, der overholder denne regel, kan det samme ske i den modsatte retning. Det sker nogle gange, at alle atomerne i en forbindelse følger oktetreglen efter trin 3, men ved beregning af de formelle ladninger ser vi en stor ladningsadskillelse, der kan lettes ved at danne yderligere pi-bindinger, og dermed omgive forbindelsen. mere end 8 elektroner.

Denne type overtrædelse af oktetreglen kan kun forekomme i grundstoffer fra den tredje periode og fremefter, da den eneste måde at udvide sin oktet på er, hvis atomet stadig har ubesatte atomorbitaler, hvori det kan rumme de ekstra elektroner. Dette sker kun for atomer, der har forladt d-orbitaler i deres valensskal, og ifølge reglerne for kvantetal er dette kun muligt for elementer, hvis valensskal er på tredje energiniveau eller højere.

Et typisk eksempel på denne situation er sulfationen (SO ₄ ^2- ). I dette tilfælde har både oxygen og svovl hver 6 valenselektroner, så det samlede antal elektroner er 5 x ( 6 ) – (–2) = 32 eV , hvor ladningen af ​​ionen trækkes fra, hvilket er – 2.

Hvis vi fulgte de 6 trin til punkt og prikke for at bygge strukturen af ​​denne ion, ville vi få følgende:

På trods af at alle atomerne i denne struktur følger oktetreglen, er det vigtigste problem, at der er for stor adskillelse af formelle ladninger. Faktisk har ikke kun alle atomer ikke-nul formelle ladninger, men også det centrale svovlatom har en +2 ladning. Alt dette gør denne struktur betydeligt ustabil.

Dette problem kan dog let løses ved at overveje, at svovl, da det hører til den tredje periode, har mulighed for at udvide sin oktet ved hjælp af sine tomme 3d orbitaler. I dag er det accepteret, at den faktiske struktur af sulfationen er resonanshybriden mellem alle de forskellige Lewis-strukturer, der kan placeres, hvor svovl danner to dobbelt- og to enkeltbindinger med oxygenatomer, som vist i følgende strukturer:

Referencer

Brown, T. (2021). Kemi: The Central Science (11. udgave). London, England: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kemi (10. udgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Undtagelser fra oktetreglen. (2021, 16. juni). Hentet fra https://chem.libretexts.org/@go/page/25290

Lever, ABP (1972). Lewis-strukturer og oktetreglen. En automatisk procedure til at skrive kanoniske formularer. Journal of Chemical Education , 49 (12), 819. Hentet fra https://sci-hub.do/https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed049p819

lumen. (nd). Undtagelser fra oktetreglen | Kemi for ikke-majore. Hentet fra https://courses.lumenlearning.com/cheminter/chapter/exceptions-to-the-octet-rule/

Mott, V. (nd). Ulige-elektronmolekyler | Introduktion til kemi. Hentet fra https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/odd-electron-molecules/