Wie man Lewis-Strukturen mit Ausnahmen von der Oktettregel zeichnet

Lewis-Strukturen sind Darstellungen chemischer Verbindungen, basierend auf der Verteilung der Valenzelektronen der verschiedenen Atome, aus denen sie bestehen. Diese Strukturen dienen dazu, die Strukturen verschiedener Verbindungen sowie ihre molekulare Geometrie sowohl vorherzusagen als auch zu erklären, was zu wichtigen Vorhersagen über Polarität, Löslichkeit, Schmelz- und Siedepunkte und andere wichtige Eigenschaften führt.

Wir haben bereits in einem früheren Artikel das detaillierte Verfahren zum Zeichnen der Lewis-Strukturen von Verbindungen behandelt, deren Atome die Oktettregel erfüllen. Diese Arbeit versucht zu zeigen, wie Lewis-Strukturen in Verbindungen gezeichnet werden können, die dieser Regel aus einem von drei verschiedenen Gründen nicht gehorchen:

• Sie haben eine ungerade Anzahl von Elektronen.
• Sie haben ein unvollständiges Oktett.
• Sie haben ein erweitertes Oktett.

Überprüfung des Verfahrens zum Zeichnen von Lewis-Strukturen

Wie wir in unserem ersten Artikel über Lewis-Strukturen gesehen haben, besteht das Verfahren zum Zeichnen aus sechs Schritten. Es folgt eine kurze Zusammenfassung dieser Schritte, und die meisten gelten mit einigen Modifikationen in Fällen, in denen die Verbindung nicht der Oktettregel folgt.

• Schritt 1: Zählen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen. Bei diesem Schritt wird die Anzahl der Atome jeder Art mit der Anzahl der Valenzelektronen in ihrer Gruppe im Periodensystem multipliziert und dann die Gesamtladung der chemischen Spezies (im Fall eines Ions) subtrahiert.
• Schritt 2: Schreiben Sie die Grundstruktur des Moleküls auf. Dies bedeutet, die Atome zu partitionieren, um eine Konnektivität zwischen ihnen zuzuweisen. Gemeinsam ist, dass sich das am wenigsten elektronegative Atom immer im Zentrum befindet (es sei denn, es handelt sich um Wasserstoff), während sich die am stärksten elektronegativen an der Peripherie befinden.
• Schritt 3: Zeichnen Sie einfache kovalente Bindungen zwischen allen Atomen, die miteinander verbunden sind. Wenn es sich um eine kovalente Verbindung handelt, müssen alle Atome mindestens eine kovalente Einfachbindung mit einem Nachbaratom haben.
• Schritt 4: Füllen Sie die Oktetts mit den verbleibenden Valenzelektronen aus, beginnend mit dem elektronegativsten. Dieser Schritt versucht, die Oktettregel zuerst für die Atome mit der größten Tendenz zu erfüllen, Elektronen zu halten, die diejenigen mit der höchsten Elektronegativität sind.
• Schritt 5: Vervollständigen Sie das Oktett des Zentralatoms, indem Sie bei Bedarf Pi-Bindungen bilden. Erst wenn die Oktettregel für elektronegative Atome erfüllt ist, gilt sie für weniger elektronegative Atome als vollständig. Wenn keine Elektronen mehr zu teilen sind, wird dies erreicht, indem ein Elektronenpaar eines Nachbaratoms mit dem Zentralatom geteilt wird.
• Schritt 6: Formalgebühren berechnen. Eines der wichtigen Stabilitätskriterien einer Lewis-Struktur ist die Verteilung der Formalladungen. Aus diesem Grund ist es immer ratsam, die formale Ladung jedes Atoms zu bestimmen und auf die Struktur zu übertragen. Außerdem muss die Summe aller Formalladungen gleich der Nettoladung des fraglichen Moleküls oder Ions sein, also ist es ein praktischer Weg, um zu überprüfen, ob die Struktur die richtige Anzahl an Valenzelektronen hat. Die Formel zur Berechnung der Formalladung lautet CF=Valenzelektronen – nicht geteilte Elektronen – 1/2 geteilte Elektronen.

Ausnahmen von der Oktettregel

Wie im vorherigen Abschnitt zu sehen ist, sind beim Zeichnen einer Lewis-Struktur die Hauptkriterien, die bei der Verteilung der Valenzelektronen zu berücksichtigen sind, die Elektronegativität und die Oktettregel, die in den Schritten 4 und 5 überprüft wird. Es gibt jedoch Situationen, in denen dies der Fall ist Dies ist nicht möglich, z. B. wenn die Gesamtzahl der Elektronen ungerade ist, was es unmöglich macht, dass alle Atome von 8 Elektronen umgeben sind.

Eine andere ähnliche Situation tritt auf, wenn die Anzahl der Valenzelektronen einfach nicht ausreicht, um das Oktett aller Atome zu vervollständigen. Andererseits gibt es Situationen, in denen zu viele Valenzelektronen vorhanden sind und eine kohärente Struktur nicht gezeichnet werden kann, ohne die Oktettregel zu verletzen.

Nachfolgend finden Sie drei Beispiele für Lewis-Strukturen, bei denen die Oktettregel nicht erfüllt ist, und wie in solchen Fällen vorzugehen ist.

ungerade Anzahl von Elektronen

Die einfachste Situation, in der erkannt wird, dass die Oktettregel nicht erfüllt werden kann, tritt bei einer ungeraden Anzahl von Elektronen auf. Ein Beispiel für diese Verbindungen sind Stickoxid (NO) und Stickstoffdioxid (NO ₂ ). Mal sehen, wie die Lewis-Struktur der zweiten nach den oben beschriebenen Schritten gezeichnet würde:

Schritt 1:

Stickstoff hat 5 Valenzelektronen und Sauerstoff hat 6, also ist die Gesamtzahl der Valenzelektronen 1 x ( 5 ) + 2 x ( 6 ) = 17 eV

Wie zu sehen ist, ist die Anzahl der Elektronen ungerade, sodass es unmöglich ist, das Oktett mit den drei Atomen des Moleküls zu vervollständigen.

Schritt 2:

Stickstoff ist weniger elektronegativ als Sauerstoff, daher kann eine Struktur in Betracht gezogen werden, in der sich Stickstoff im Zentrum befindet, umgeben von den beiden Sauerstoffatomen:

Schritt 3:

Wir platzieren nun Einfachbindungen zwischen jedem Sauerstoff und Stickstoff.

Schritt 4:

Bisher haben wir nur 4 Valenzelektronen gezeichnet, die sich in den beiden Sigma-Bindungen befinden. Das bedeutet, dass wir noch 13 Elektronen haben, die wir uns unter den drei Atomen teilen können. Zuerst vervollständigen wir das Oktett der beiden Sauerstoffatome, das 12 Elektronen trägt, also kommt das letzte auf Stickstoff.

Schritt 5:

Stickstoff hat nur 5 Elektronen um sich herum, also hat es ein sehr unvollständiges Oktett. Der nächste Schritt besteht darin, dass einer der beiden Sauerstoffatome ein Elektronenpaar aufgibt, um eine Pi-Bindung zu bilden , und somit zwei weitere Elektronen beisteuert. Dies bringt Stickstoff auf 7 Elektronen, während beide Sauerstoffe volle Oktetts haben.

Es gibt zwei weitere Strukturen, bei denen einfach gebundener Sauerstoff eines seiner Elektronen abgibt, um zusammen mit dem ungepaarten Stickstoffelektron eine zweite Pi-Bindung zwischen diesen beiden Atomen zu bilden. Diese Strukturen haben jedoch das ungepaarte Elektron und das unvollständige Oktett an Sauerstoffatomen anstelle von Stickstoff, was ungünstig ist.

Schritt 6:

Die Berechnung der Formalladung wird für jedes Atom durchgeführt, das eine andere elektronische Umgebung hat, in diesem Fall für alle drei Atome:

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

CF _{Sauerstoffdoppelbindung} = 6 – 4 – ½ x 4 = 0

CF _Stickstoff = 5 – 1 – ½ x 6 = +1

Die folgende Abbildung zeigt die letzten beiden Lewis-Strukturen von Stickstoffdioxid.

unvollständige Oktetts

Viele Verbindungen haben ein Atom, das das Oktett nicht vervollständigt, entweder weil nicht genügend Elektronen vorhanden sind oder weil die Vervollständigung ungünstig ist, da es eine positive Ladung an einem sehr elektronegativen Atom erzeugen würde. Ein typisches Beispiel für den ersten Fall ist Boran (BH ₃ ) und für den zweiten Fall Bortrifluorid (BF ₃ ).

Mal sehen, wie die Lewis-Struktur der zweiten aufgebaut ist, um Strukturen zu veranschaulichen, die ein unvollständiges Oktett haben, obwohl sie genug Elektronen haben, um sie zu vervollständigen.

Schritt 1:

Fluor hat 7 Valenzelektronen und Bor hat 3, also ist die Gesamtzahl der Valenzelektronen 3 x ( 7 ) + 1 x ( 3 ) = 24 eV

Schritt 2:

Bor ist weniger elektronegativ als Fluor, daher wird eine Struktur vorgeschlagen, in der sich Bor in der Mitte befindet, umgeben von den drei Fluoratomen:

Schritt 3:

Wir platzieren nun Einfachbindungen zwischen jedem Fluor und Bor.

Schritt 4:

Wir haben noch 18 Valenzelektronen übrig, die wir teilen können (da 6 davon in Einfachbindungen sind). Wir verwenden diese, um das Oktett zu den drei elektronegativsten Fluoratomen zu vervollständigen.

Schritt 5:

Wie zu sehen ist, haben Fluoratome alle ihr volles Oktett, Bor jedoch nicht. In diesem Schritt sollten wir ein ungeteiltes Elektronenpaar von einem der drei Fluoratome nehmen, um eine Pi-Bindung zu bilden. Dies würde zu drei Resonanzstrukturen führen, die wären:

In allen drei Resonanzstrukturen ist das Oktett für alle vorhandenen Atome erfüllt, was wünschenswert und der Zweck von Schritt 5 ist. Im nächsten Schritt tritt jedoch ein erhebliches Problem auf, das wir noch nicht angesprochen haben.

Schritt 6:

Es gibt drei verschiedene Arten von Atomen mit unterschiedlichen elektronischen Umgebungen, zwei davon Fluor und das dritte das Boratom:

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

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

CF _Bor = 3 – 0 – ½ x 8 = -1

Die folgende Abbildung zeigt die drei Resonanzstrukturen mit den Formalladungen.

Das Problem bei diesen Strukturen ist, dass sie alle ein Fluoratom mit positiver Teilladung haben, während Bor eine negative Ladung hat. In Anbetracht der Tatsache, dass Fluor das elektronegativste Element im Periodensystem ist, ist es für Bor sehr schwierig, genügend Elektronendichte zu entfernen, um Fluor mit einer positiven Ladung zu hinterlassen.

Aus diesem Grund hat keine dieser drei Resonanzstrukturen eine Chance, BF ₃ adäquat zu repräsentieren . Folglich ist es viel wahrscheinlicher, dass die richtige Struktur die in Schritt 3 gezeichnete ist, die ein Bor mit dem unvollständigen Oktett enthält.

erweiterte Oktette

So wie es Fälle gibt, in denen Unterschiede in Elektronegativitäten und Formalladungen Strukturen mit unvollständigen Oktetts solchen vorziehen, die dieser Regel genügen, so kann das auch in umgekehrter Richtung geschehen. Es kommt manchmal vor, dass in einer Verbindung alle Atome nach Schritt 3 der Oktettregel folgen, aber bei der Berechnung der Formalladungen sehen wir eine große Ladungstrennung, die durch die Bildung zusätzlicher Pi-Bindungen aufgehellt werden kann und somit die Verbindung umgibt. Zentralatom mit mehr als 8 Elektronen.

Diese Art der Verletzung der Oktettregel kann erst bei Elementen ab der dritten Periode auftreten, da die Oktetterweiterung nur möglich ist, wenn das Atom noch unbesetzte Atomorbitale hat, in denen es die zusätzlichen Elektronen aufnehmen kann. Dies geschieht nur für Atome, die in ihrer Valenzschale frei gewordene d-Orbitale haben, und nach den Regeln der Quantenzahlen ist dies nur für Elemente möglich, deren Valenzschale auf dem dritten Energieniveau oder höher liegt.

Ein typisches Beispiel für diese Situation ist das Sulfation (SO ₄ ^2– ). In diesem Fall haben sowohl Sauerstoff als auch Schwefel jeweils 6 Valenzelektronen, also beträgt die Gesamtzahl der Elektronen 5 x ( 6 ) – (–2) = 32 eV , wobei die Ladung des Ions abgezogen wird, also – 2.

Wenn wir die 6 Schritte buchstabengetreu befolgen würden, um die Struktur dieses Ions aufzubauen, würden wir Folgendes erhalten:

Trotz der Tatsache, dass in dieser Struktur alle Atome der Oktettregel folgen, besteht das wichtigste Problem in einer zu großen Trennung der Formalladungen. Tatsächlich haben nicht nur alle Atome formale Ladungen ungleich Null, sondern auch das zentrale Schwefelatom hat eine Ladung von +2. All dies macht diese Struktur beträchtlich instabil.

Dieses Problem lässt sich jedoch leicht lösen, indem man bedenkt, dass Schwefel, da er der dritten Periode angehört, die Möglichkeit hat, sein Oktett durch seine leeren 3d-Orbitale zu erweitern. Heute wird angenommen, dass die tatsächliche Struktur des Sulfations das Resonanzhybrid zwischen all den verschiedenen Lewis-Strukturen ist, die postuliert werden können, in denen Schwefel zwei Doppel- und zwei Einfachbindungen mit Sauerstoffatomen bildet, wie in den folgenden Strukturen gezeigt:

Verweise

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