Tabla de Contenidos
Lewis-strukturer är representationer av kemiska föreningar baserade på fördelningen av valenselektroner för de olika atomerna som utgör dem. Dessa strukturer tjänar till att både förutsäga och förklara strukturerna hos olika föreningar, såväl som deras molekylära geometri, vilket leder till viktiga förutsägelser om polaritet, löslighet, smält- och kokpunkter och andra viktiga egenskaper.
Vi täckte redan i en tidigare artikel den detaljerade proceduren för att rita Lewis-strukturerna för föreningar vars atomer uppfyller oktettregeln. Denna artikel försöker visa hur man ritar Lewis-strukturer i föreningar som inte följer denna regel av en av tre olika anledningar:
- De har ett udda antal elektroner.
- De har en ofullständig oktett.
- De har en utökad oktett.
Genomgång av proceduren för att rita Lewis-strukturer
Som vi såg i vår första artikel om Lewis-strukturer består proceduren för att rita dem av sex steg. En kort sammanfattning av dessa steg följer, och de flesta gäller, med vissa modifieringar, i de fall föreningen inte följer oktettregeln.
- Steg 1: Räkna det totala antalet valenselektroner. Detta steg innebär att multiplicera antalet atomer av varje typ med antalet valenselektroner i sin grupp på det periodiska systemet, och sedan subtrahera den totala laddningen av den kemiska arten (i fallet med en jon).
- Steg 2: Skriv den grundläggande strukturen för molekylen. Detta innebär att dela upp atomerna för att tilldela anslutning mellan dem. Det vanliga är att den minst elektronegativa atomen alltid finns i centrum (om det inte är väte) medan de mest elektronegativa finns i periferin.
- Steg 3: Rita enkla kovalenta bindningar mellan alla atomer som är sammanlänkade. Om det är en kovalent förening måste alla atomer ha minst en enda kovalent bindning med en angränsande atom.
- Steg 4: Fyll i oktetterna med de återstående valenselektronerna, börja med de mest elektronegativa. Detta steg syftar till att uppfylla oktettregeln först för atomerna med störst tendens att behålla elektroner som är de med högst elektronegativitet.
- Steg 5: Komplettera oktetten för den centrala atomen genom att bilda pi-bindningar om det behövs. Först när oktettregeln har uppfyllts för elektronegativa atomer anses den vara komplett för mindre elektronegativa atomer. Om det inte finns fler elektroner att dela, uppnås detta genom att dela ett par elektroner från en angränsande atom med den centrala atomen.
- Steg 6: Beräkna formella avgifter. Ett av de viktiga stabilitetskriterierna för en Lewis-struktur är fördelningen av formella laddningar. Av denna anledning är det alltid tillrådligt att bestämma och rita på strukturen den formella laddningen för varje atom. Dessutom måste summan av alla formella laddningar vara lika med nettoladdningen för molekylen eller jonen i fråga, så det är ett praktiskt sätt att verifiera att strukturen har rätt antal valenselektroner. Formeln för att beräkna formell laddning är CF=valenselektroner – odelade elektroner -1/2 delade elektroner.
Undantag från oktettregeln
Som kan ses i föregående avsnitt, när man ritar en Lewis-struktur, är de viktigaste kriterierna att ta hänsyn till vid distribution av valenselektroner elektronegativitet och oktettregeln, som verifieras i steg 4 och 5. Det finns dock situationer där detta är inte möjligt, till exempel när det totala antalet elektroner är udda, vilket gör det omöjligt för alla atomer att omges av 8 elektroner.
En annan liknande situation uppstår när antalet valenselektroner helt enkelt inte är tillräckligt för att fullborda oktetten av alla atomer. Å andra sidan finns det situationer där det finns för många valenselektroner och en koherent struktur inte kan ritas utan att bryta mot oktettregeln.
Nedan följer tre exempel på Lewis-strukturer där oktettregeln inte är uppfylld, och hur man går tillväga i sådana fall.
udda antal elektroner
Den enklaste situationen där det inses att oktettregeln inte kan uppfyllas inträffar när det finns ett udda antal elektroner. Ett exempel på dessa föreningar är kväveoxid (NO) och kvävedioxid (NO 2 ). Låt oss se hur Lewis-strukturen för den andra skulle ritas efter stegen som beskrivs ovan:
Steg 1:
Kväve har 5 valenselektroner och syre har 6, så det totala antalet valenselektroner är 1 x ( 5 ) + 2 x ( 6 ) = 17 eV
Som man kan se är antalet elektroner udda, så det är omöjligt att komplettera oktetten med molekylens tre atomer.
Steg 2:
Kväve är mindre elektronegativt än syre, så en struktur kan övervägas där kväve är i mitten omgivet av de två syreatomerna:
Steg 3:
Vi placerar nu enkelbindningar mellan varje syre och kväve.
Steg 4:
Hittills har vi bara ritat 4 valenselektroner som finns i de två sigmabindningarna. Det betyder att vi fortfarande har 13 elektroner att dela på de tre atomerna. Först slutför vi oktetten av de två syrgaserna, som bär 12 elektroner, så den sista läggs på kväve.
Steg 5:
Kväve har bara 5 elektroner runt sig, så det har en mycket ofullständig oktett. Nästa steg är att ett av de två syrgaserna ger upp ett par elektroner för att bilda en pi-bindning , vilket bidrar med ytterligare två elektroner. Detta ger kväve till 7 elektroner, medan båda syrgaserna har hela oktetter.
Det finns ytterligare två strukturer där enkelbundet syre ger upp en av sina elektroner för att tillsammans med den oparade kväveelektronen bilda en andra pi-bindning mellan dessa två atomer. Dessa strukturer har dock den oparade elektronen och ofullständig oktett på syreatomer istället för kväve, vilket är ogynnsamt.
Steg 6:
Beräkningen av den formella laddningen utförs för varje atom som har en annan elektronisk miljö, i detta fall för alla tre atomerna:
CF Enkelbundet syre = 6 – 6 – ½ x 2 = -1
CF syredubbelbindning = 6 – 4 – ½ x 4 = 0
CF -kväve = 5 – 1 – ½ x 6 = +1
Följande figur visar de två sista Lewis-strukturerna av kvävedioxid.
ofullständiga oktetter
Många föreningar har en atom som inte fullbordar oktetten antingen för att det inte finns tillräckligt med elektroner eller för att det är ogynnsamt att fullborda den eftersom det skulle ge en positiv laddning på en mycket elektronegativ atom. Ett typiskt exempel på det första fallet är boran (BH3 ) och av det andra är bortrifluorid (BF3 ) .
Låt oss se hur Lewis-strukturen i den andra är byggd för att illustrera strukturer som har en ofullständig oktett trots att de har tillräckligt med elektroner för att fullborda dem.
Steg 1:
Fluor har 7 valenselektroner och bor har 3, så det totala antalet valenselektroner är 3 x ( 7 ) + 1 x ( 3 ) = 24 eV
Steg 2:
Bor är mindre elektronegativt än fluor, så en struktur föreslås där bor är i mitten omgivet av de tre fluoratomerna:
Steg 3:
Vi lägger nu enkelbindningar mellan varje fluor och bor.
Steg 4:
Vi har fortfarande 18 valenselektroner kvar att dela (eftersom 6 av dem är i enkelbindningar). Vi använder dessa för att komplettera oktetten till de tre fluoratomer som är mest elektronegativa.
Steg 5:
Som kan ses har fluoratomer alla sin fulla oktett men bor inte. I det här steget bör vi ta ett odelat elektronpar från någon av de tre fluoratomerna för att bilda en pi-bindning. Detta skulle resultera i tre resonansstrukturer som skulle vara:
I alla tre resonansstrukturerna är oktetten uppfylld för alla närvarande atomer, vilket är önskvärt och är syftet med steg 5. Men i nästa steg uppstår ett stort problem som vi ännu inte har åtgärdat.
Steg 6:
Det finns tre olika typer av atomer med olika elektroniska miljöer, två av dem fluor och den tredje boratomen:
CF enkelbindande fluor = 7 – 6 – ½ x 1 = 0
CF Fluor dubbelbindning = 7 – 4 – ½ x 4 = +1
CF Bor = 3 – 0 – ½ x 8 = -1
Följande figur visar de tre resonansstrukturerna med de formella laddningarna.
Problemet med dessa strukturer är att de alla har en fluoratom med en partiell positiv laddning medan bor har en negativ laddning. Med tanke på att fluor är det mest elektronegativa grundämnet i det periodiska systemet, är det mycket svårt för bor att kunna ta bort tillräckligt med elektrontäthet för att lämna fluor med en positiv laddning.
Av denna anledning har ingen av dessa tre resonansstrukturer någon chans att adekvat representera BF3 . Följaktligen är det mycket mer troligt att den korrekta strukturen är den vi ritade i steg 3, som har ett bor med den ofullständiga oktetten.
utökade oktetter
Precis som det finns fall där skillnader i elektronegativitet och formella laddningar gör strukturer med ofullständiga oktetter att föredra framför de som följer denna regel, kan detsamma hända i motsatt riktning. Det händer ibland att, i en förening, följer alla atomerna oktettregeln efter steg 3, men vid beräkning av de formella laddningarna ser vi en stor laddningsseparation som kan lättas upp genom att ytterligare pi-bindningar bildas och därmed omger föreningen. mer än 8 elektroner.
Denna typ av brott mot oktettregeln kan bara förekomma i element från den tredje perioden och framåt, eftersom det enda sättet att expandera sin oktett är om atomen fortfarande har lediga atomorbitaler där den kan rymma de extra elektronerna. Detta händer bara för atomer som har lämnat d orbitaler i sitt valensskal, och enligt reglerna för kvanttal är detta endast möjligt för element vars valensskal är på den tredje energinivån eller högre.
Ett typiskt exempel på denna situation är sulfatjonen (SO 4 2- ). I det här fallet har både syre och svavel vardera 6 valenselektroner, så det totala antalet elektroner är 5 x ( 6 ) – (–2) = 32 eV , där jonens laddning subtraheras, vilket är – 2.
Om vi följde de 6 stegen till punkt och pricka för att bygga strukturen för denna jon, skulle vi få följande:
Trots att alla atomer i denna struktur följer oktettregeln är det viktigaste problemet att det finns en för stor separation av formella laddningar. Faktum är att inte bara alla atomer har formella laddningar som inte är noll, utan även den centrala svavelatomen har en +2-laddning. Allt detta gör denna struktur avsevärt instabil.
Detta problem kan dock enkelt lösas genom att tänka på att svavel, eftersom det tillhör den tredje perioden, har möjlighet att expandera sin oktett med hjälp av sina tomma 3d-orbitaler. Idag är det accepterat att den faktiska strukturen av sulfatjonen är resonanshybriden mellan alla olika Lewis-strukturer som kan placeras i vilka svavel bildar två dubbel- och två enkelbindningar med syreatomer, som visas i följande strukturer:
Referenser
Brown, T. (2021). Kemi: The Central Science (11:e upplagan). London, England: Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Chemistry (10:e upplagan). New York, NY: MCGRAW-HILL.
Undantag från oktettregeln. (2021, 16 juni). Hämtad från https://chem.libretexts.org/@go/page/25290
Lever, ABP (1972). Lewis-strukturer och oktettregeln. En automatisk procedur för att skriva kanoniska former. Journal of Chemical Education , 49 (12), 819. Hämtad från https://sci-hub.do/https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed049p819
lumen. (nd). Undantag från oktettregeln | Kemi för icke-major. Hämtad från https://courses.lumenlearning.com/cheminter/chapter/exceptions-to-the-octet-rule/
Mott, V. (nd). Udda-elektronmolekyler | Introduktion till kemi. Hämtad från https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/odd-electron-molecules/
