Struktury Lewisa związków molekularnych i jonów wieloatomowych

Aby narysować struktury Lewisa dla skomplikowanych cząsteczek i jonów molekularnych, pomocne jest postępowanie zgodnie z opisaną procedurą krok po kroku:

1. Określ całkowitą liczbę elektronów walencyjnych (powłoki zewnętrznej). W przypadku kationów odejmij jeden elektron na każdy ładunek dodatni. W przypadku anionów dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny.
2. Narysuj strukturę szkieletową cząsteczki lub jonu, układając atomy wokół atomu centralnego. (Ogólnie rzecz biorąc, najmniej elektroujemny element powinien być umieszczony pośrodku.) Połącz każdy atom z atomem centralnym pojedynczym wiązaniem (jedną parą elektronów).
3. Rozprowadź pozostałe elektrony jako samotne pary na końcowych atomach (z wyjątkiem wodoru), kończąc oktet wokół każdego atomu.
4. Umieść wszystkie pozostałe elektrony na centralnym atomie.
5. Przegrupuj elektrony zewnętrznych atomów, aby utworzyć wiele wiązań z atomem centralnym, aby uzyskać oktety tam, gdzie to możliwe.

Na przykład rozważ SiH₄, CHO₂^–, NO⁺ i OF₂ jako przykłady, dla których można zastosować tę ogólną wytyczną do określenia ich struktur Lewisa.

1. Określ całkowitą liczbę elektronów walencyjnych (powłoki zewnętrznej) w cząsteczce lub jonie. 

W przypadku cząsteczki takiej jak SiH₄ dodaje się liczbę elektronów walencyjnych na każdym atomie w cząsteczce: 

= [4 wartościowość e⁻/Si atom × 1 atom Si] + [ 1 wartościowość e⁻/H atom × 4 atomy H] = 8 wartościowość e⁻

ZARZĄD₂^–

W przypadku jonu ujemnego, takiego jak  CHO₂^–, liczba elektronów walencyjnych na atomach jest dodawana do liczby ujemnych ładunków jonu (na każdy pojedynczy ładunek ujemny przypada jeden elektron):

= [4 wartościowość atomu e⁻/C × 1 atom C] + [1 wartościowość e⁻/H atom × 1 atom H] + [6 wartościowość atomu e⁻/O × 2 atomów O] + [1 dodatkowe e⁻] = 18 wartościowość e⁻

NIE⁺

W przypadku jonu dodatniego, takiego jak NO+, dodaje się liczbę elektronów walencyjnych na atomach jonu, a następnie odejmuje się liczbę dodatnich ładunków jonu (jeden elektron jest tracony na każdy pojedynczy ładunek dodatni) od całkowitej liczby elektronów walencyjnych:

= [5 wartościowość e⁻/N atom × 1 atom N] + [6 wartościowość atomu e⁻/O × 1 atom O] + [−1 e⁻] = 10 wartościowość e⁻

Z₂ 

Z₂ jest cząsteczką obojętną, liczbę elektronów walencyjnych dodaje się po prostu:

= [6 wartościowość atomu e⁻/O × 1 atom O] + [7 wartościowość atomu e⁻/F × 2 atomów F] = 20 wartościowość e⁻

2. Narysuj strukturę szkieletową cząsteczki lub jonu, układając atomy wokół atomu centralnego i łącząc każdy atom z atomem centralnym pojedynczym (jedną parą elektronów) wiązaniem. (Zauważ, że jony są oznaczone nawiasami wokół struktury, a ładunek jonowy poza nawiasami:)
   
   W przypadkach, gdy możliwych jest kilka układów atomów, jak w przypadku CHO₂⁻, wykorzystuje się dowody eksperymentalne w celu wybrania właściwego. Ogólnie rzecz biorąc, mniej elektroujemne pierwiastki są bardziej prawdopodobne, że są atomami centralnymi. W  CHO₂⁻  mniej elektroujemny atom węgla zajmuje centralną pozycję wraz z otaczającymi go atomami tlenu i wodoru. Inne przykłady to P w POCl₃, S w SO₂ i Cl w  ClO₄⁻.  Wyjątkiem jest to, że wodór prawie nigdy nie jest centralnym atomem. Jako pierwiastek najbardziej elektroujemny, fluor również nie może być atomem centralnym.
3. Rozprowadź pozostałe elektrony jako samotne pary na końcowych atomach (z wyjątkiem wodoru), aby uzupełnić ich powłoki walencyjne oktetem elektronów. (Ponieważ na SiH₄ nie pozostały żadne elektrony, jego struktura pozostaje niezmieniona.)
   
4. Umieść wszystkie pozostałe elektrony na centralnym atomie. 
   • Dla SiH₄,  CHO₂⁻  i NO⁺ nie ma pozostałych elektronów. Dla OF₂, z 16 pozostałych elektronów, 12 jest umieszczanych, pozostawiając w ten sposób 4 elektrony do umieszczenia na centralnym atomie:
     
5. Przegrupuj elektrony zewnętrznych atomów, aby utworzyć wiele wiązań z atomem centralnym, aby uzyskać oktety tam, gdzie to możliwe. 
   • SiH₄: Si ma już oktet, więc nic nie trzeba robić. 
     
   • CHO₂⁻:  Elektrony walencyjne są rozmieszczone jako samotne pary na atomach tlenu, ale atom węgla nie ma oktetu. 
     
   • W związku z tym jedna samotna para elektronów jest oddawana z jednego z tlenu do atomu węgla, tworząc podwójne wiązanie. W zależności od tego, który atom tlenu oddał elektrony, mogą istnieć dwie możliwe struktury, inaczej zwane strukturami rezonansowymi. 
   • NO⁺: Dla tego jonu dodaje się osiem elektronów walencyjnych, ale żaden atom nie ma oktetu. Nie można dodać dodatkowych elektronów, ponieważ całkowita liczba elektronów jest już zużyta. W tym scenariuszu elektrony muszą zostać przesunięte, aby utworzyć wiele wiązań. Atom azotu ma dwie samotne pary elektronów, a atom tlenu ma jedną. 
     
   • W ten sposób nadal nie powstaje oktet, więc kolejna para musi zostać przesunięta, aby utworzyć potrójne wiązanie.
      
   • W OF₂ nic się nie zmienia, ponieważ każdy atom ma już oktet.
     

Ten tekst jest adaptacją Openstax, Chemia 2e, Sekcja 7.3: Symbole i struktury Lewisa.