Hvordan tegne Lewis-strukturer med unntak fra oktettregelen

Lewis-strukturer er representasjoner av kjemiske forbindelser basert på fordelingen av valenselektroner til de forskjellige atomene som utgjør dem. Disse strukturene tjener til å både forutsi og forklare strukturene til forskjellige forbindelser, så vel som deres molekylære geometri, noe som fører til viktige spådommer om polaritet, løselighet, smelte- og kokepunkter og andre viktige egenskaper.

Vi dekket allerede i en tidligere artikkel den detaljerte prosedyren for å tegne Lewis-strukturene til forbindelser hvis atomer tilfredsstiller oktettregelen. Denne artikkelen søker å vise hvordan man tegner Lewis-strukturer i forbindelser som ikke overholder denne regelen av en av tre forskjellige grunner:

• De har et oddetall elektroner.
• De har en ufullstendig oktett.
• De har en utvidet oktett.

Gjennomgang av prosedyren for å tegne Lewis-strukturer

Som vi så i vår første artikkel om Lewis-strukturer, består prosedyren for å tegne dem av seks trinn. En kort oppsummering av disse trinnene følger, og de fleste gjelder, med noen modifikasjoner, i tilfeller der forbindelsen ikke følger oktettregelen.

• Trinn 1: Tell det totale antallet valenselektroner. Dette trinnet innebærer å multiplisere antall atomer av hver type med antall valenselektroner i sin gruppe på det periodiske systemet, og deretter trekke fra den totale ladningen til den kjemiske arten (i tilfelle av et ion).
• Trinn 2: Skriv den grunnleggende strukturen til molekylet. Dette betyr å dele atomene for å tildele tilkobling mellom dem. Det vanlige er at det minst elektronegative atomet alltid befinner seg i sentrum (med mindre det er hydrogen) mens de mest elektronegative befinner seg i periferien.
• Trinn 3: Tegn enkle kovalente bindinger mellom alle atomene som er koblet sammen. Hvis det er en kovalent forbindelse, må alle atomer ha minst én enkelt kovalent binding med et naboatom.
• Trinn 4: Fyll ut oktettene med de gjenværende valenselektronene, start med de mest elektronegative. Dette trinnet søker å tilfredsstille oktettregelen først for atomene med størst tendens til å beholde elektroner som er de med høyest elektronegativitet.
• Trinn 5: Fullfør oktetten til sentralatomet ved å danne pi-bindinger om nødvendig. Først når oktettregelen er oppfylt for elektronegative atomer, anses den som komplett for mindre elektronegative atomer. Hvis det ikke er flere elektroner å dele, oppnås dette ved å dele et elektronpar fra et naboatom med sentralatomet.
• Trinn 6: Beregn formelle avgifter. Et av de viktige stabilitetskriteriene for en Lewis-struktur er fordelingen av formelle ladninger. Av denne grunn er det alltid tilrådelig å bestemme og tegne på strukturen den formelle ladningen til hvert atom. I tillegg må summen av alle formelle ladninger være lik nettoladningen til det aktuelle molekylet eller ionet, så det er en hendig måte å verifisere at strukturen har riktig antall valenselektroner. Formelen for å beregne formell ladning er CF=valenselektroner – udelte elektroner -1/2 delte elektroner.

Unntak fra oktettregelen

Som man kan se i forrige avsnitt, når man tegner en Lewis-struktur, er hovedkriteriene som må tas i betraktning ved distribusjon av valenselektronene elektronegativitet og oktettregelen, som er verifisert i trinn 4 og 5. Det er imidlertid situasjoner der dette er ikke mulig, for eksempel når det totale antallet elektroner er oddetall, noe som gjør det umulig for alle atomer å være omgitt av 8 elektroner.

En annen lignende situasjon oppstår når antallet valenselektroner rett og slett ikke er nok til å fullføre oktetten til alle atomer. På den annen side er det situasjoner hvor det er for mange valenselektroner og en sammenhengende struktur ikke kan tegnes uten å bryte oktettregelen.

Nedenfor er tre eksempler på Lewis-strukturer der oktettregelen ikke er oppfylt, og hvordan man går frem i slike tilfeller.

oddetall elektroner

Den enkleste situasjonen der det erkjennes at oktettregelen ikke kan oppfylles, oppstår når det er et oddetall elektroner. Et eksempel på disse forbindelsene er nitrogenoksid (NO) og nitrogendioksid (NO ₂ ). La oss se hvordan Lewis-strukturen til den andre vil bli tegnet etter trinnene beskrevet ovenfor:

Trinn 1:

Nitrogen har 5 valenselektroner og oksygen har 6, så det totale antallet valenselektroner er 1 x ( 5 ) + 2 x ( 6 ) = 17 eV

Som man kan se, er antallet elektroner oddetall, så det er umulig å fullføre oktetten med de tre atomene i molekylet.

Steg 2:

Nitrogen er mindre elektronegativt enn oksygen, så en struktur kan vurderes der nitrogen er i sentrum omgitt av de to oksygenatomene:

Trinn 3:

Vi plasserer nå enkeltbindinger mellom hver oksygen og nitrogen.

Trinn 4:

Så langt har vi tegnet kun 4 valenselektroner som finnes i de to sigmabindingene. Dette betyr at vi fortsatt har 13 elektroner å dele mellom de tre atomene. Først fullfører vi oktetten av de to oksygenene, som bærer 12 elektroner, så den siste legges på nitrogen.

Trinn 5:

Nitrogen har bare 5 elektroner rundt seg, så det har en veldig ufullstendig oktett. Det neste trinnet er at en av de to oksygenene gir fra seg et elektronpar for å danne en pi-binding , og dermed bidrar med ytterligere to elektroner. Dette bringer nitrogen til 7 elektroner, mens begge oksygenene har hele oktetter.

Det er to ekstra strukturer der enkeltbundet oksygen gir fra seg ett av elektronene sine for å danne, sammen med det uparrede nitrogenelektronet, en andre pi-binding mellom disse to atomene. Imidlertid har disse strukturene det uparrede elektronet og ufullstendig oktett på oksygenatomer i stedet for nitrogen, noe som er ugunstig.

Trinn 6:

Beregningen av den formelle ladningen utføres for hvert atom som har et annet elektronisk miljø, i dette tilfellet for alle tre atomene:

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

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

CF _Nitrogen = 5 – 1 – ½ x 6 = +1

Følgende figur viser de to siste Lewis-strukturene av nitrogendioksid.

ufullstendige oktetter

Mange forbindelser har et atom som ikke fullfører oktetten enten fordi det ikke er nok elektroner eller fordi det er ugunstig å fullføre det siden det ville gi en positiv ladning på et veldig elektronegativt atom. Et typisk eksempel på det første tilfellet er boran (BH ₃ ) og av det andre er bortrifluorid (BF ₃ ).

La oss se hvordan Lewis-strukturen til den andre er bygget for å illustrere strukturer som har en ufullstendig oktett til tross for at de har nok elektroner til å fullføre dem.

Trinn 1:

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

Steg 2:

Bor er mindre elektronegativt enn fluor, så det foreslås en struktur der bor er i sentrum omgitt av de tre fluoratomene:

Trinn 3:

Vi plasserer nå enkeltbindinger mellom hver fluor og bor.

Trinn 4:

Vi har fortsatt 18 valenselektroner igjen å dele (siden 6 av dem er i enkeltbindinger). Vi bruker disse for å fullføre oktetten til de tre fluoratomene som er de mest elektronegative.

Trinn 5:

Som man kan se, har alle fluoratomer sin fulle oktett, men bor ikke. I dette trinnet bør vi ta et udelt elektronpar fra et av de tre fluoratomene for å danne en pi-binding. Dette vil resultere i tre resonansstrukturer som vil være:

I alle tre resonansstrukturer er oktetten tilfredsstilt for alle tilstedeværende atomer, noe som er ønskelig og er hensikten med trinn 5. Men i neste trinn oppstår det et betydelig problem som vi ennå ikke har tatt tak i.

Trinn 6:

Det er tre forskjellige typer atomer med forskjellige elektroniske miljøer, to av dem fluor og det tredje boratomet:

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

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

CF _Bor = 3 – 0 – ½ x 8 = -1

Følgende figur viser de tre resonansstrukturene med de formelle ladningene.

Problemet med disse strukturene er at de alle har et fluoratom med en delvis positiv ladning mens bor har en negativ ladning. Tatt i betraktning at fluor er det mest elektronegative grunnstoffet i det periodiske systemet, er det svært vanskelig for bor å kunne fjerne nok elektrontetthet til å etterlate fluor med en positiv ladning.

Av denne grunn har ingen av disse tre resonansstrukturene noen sjanse til å representere BF3 _{tilstrekkelig} . Følgelig er det mye mer sannsynlig at den riktige strukturen er den vi tegnet i trinn 3, som har et bor med den ufullstendige oktetten.

utvidede oktetter

Akkurat som det er tilfeller der forskjeller i elektronegativitet og formelle ladninger gjør strukturer med ufullstendige oktetter å foretrekke fremfor de som overholder denne regelen, kan det samme skje i motsatt retning. Det hender noen ganger at alle atomene i en forbindelse følger oktettregelen etter trinn 3, men når vi beregner de formelle ladningene ser vi en stor ladningsseparasjon som kan lettes ved å danne ytterligere pi-bindinger, og dermed omgir forbindelsen sentralatom med mer enn 8 elektroner.

Denne typen brudd på oktettregelen kan bare forekomme i elementer fra den tredje perioden og utover, siden den eneste måten å utvide oktetten på er hvis atomet fortsatt har ledige atomorbitaler der det kan romme de ekstra elektronene. Dette skjer bare for atomer som har forlatt d orbitaler i valensskallet, og etter reglene for kvantetall er dette bare mulig for elementer hvis valensskal er på tredje energinivå eller høyere.

Et typisk eksempel på denne situasjonen er sulfationet (SO ₄ ^2- ). I dette tilfellet har både oksygen og svovel hver 6 valenselektroner, så det totale antallet elektroner er 5 x ( 6 ) – (–2) = 32 eV , hvor ladningen til ionet trekkes fra, som er – 2.

Hvis vi fulgte de 6 trinnene til punkt og prikke for å bygge strukturen til dette ionet, ville vi fått følgende:

Til tross for at i denne strukturen følger alle atomene oktettregelen, er det viktigste problemet at det er for stor separasjon av formelle ladninger. Faktisk har ikke bare alle atomer ikke-null formelle ladninger, men også det sentrale svovelatomet har en +2 ladning. Alt dette gjør denne strukturen betydelig ustabil.

Imidlertid kan dette problemet enkelt løses ved å vurdere at svovel, ettersom det tilhører den tredje perioden, har muligheten til å utvide sin oktett ved hjelp av sine tomme 3d-orbitaler. I dag er det akseptert at den faktiske strukturen til sulfationet er resonanshybriden mellom alle de forskjellige Lewis-strukturene som kan plasseres der svovel danner to dobbelt- og to enkeltbindinger med oksygenatomer, som vist i følgende strukturer:

Referanser

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

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

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

Lever, ABP (1972). Lewis-strukturer og oktettregelen. En automatisk prosedyre for å skrive kanoniske skjemaer. Journal of Chemical Education , 49 (12), 819. Hentet fra https://sci-hub.do/https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed049p819

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

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