1.6
Структуры Льюиса и формальные заряды
Символы Льюиса можно использовать для обозначения образования ковалентных связей, которые показаны в структурах Льюиса — рисунках, описывающих связи в…
Структуры Льюиса представляют собой упрощенное представление химических связей между атомами. Рассмотрим этен, где два атома углерода с четырьмя валентными электронами каждый окружены четырьмя атомами водорода, имеющими по одному валентному электрону каждый. Следовательно, этен имеет в общей сложности двенадцать валентных электронов.
Требуется двадцать четыре электрона, чтобы удовлетворить октеты для двух атомов углерода и дуэты для четырех атомов водорода. Таким образом, двенадцать электронов должны быть общими для атомов. Поскольку доступно только двенадцать электронов, все они должны быть связующими электронами, чтобы позволить всем атомам достичь стабильной электронной конфигурации.
Иногда атомы в многоатомных структурах не проявляют стандартного числа валентных электронов. В таких случаях ненулевой формальный заряд, F, связан с аномальным атомом. Формальный заряд равен числу валентных электронов на нейтральном атоме за вычетом числа связей и неразделенных электронов на этом атоме.
Например, в ионе аммония каждый атом водорода имеет один валентный электрон в своей нейтральной форме и связан одной связью, что дает формальный заряд, равный нулю.
Это оставляет атом азота с четырьмя валентными электронами вместо обычных пяти валентных электронов. Поскольку в нем отсутствует один электрон, он несет формальный заряд один с плюсом. Таким образом, общий заряд на ион аммония равен одному плюсу.
Стабильные конфигурации обычно минимизируют формальные платежи. Для некоторых более крупных элементов октет может быть расширен до общего числа более восьми электронов для достижения конфигурации с меньшим количеством формальных зарядов.
Например, атом серы в триоксиде серы может образовывать как одинарные, так и двойные связи с окружающими атомами кислорода. Тем не менее, предпочтение отдается схеме с двойной связью, так как она уменьшает общий формальный заряд на атоме.
Другие исключения из правила октета включают борсодержащие соединения, которые имеют мишень в шесть общих электронов, а не восемь, потому что для достижения октета требуется формальный заряд.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What are Lewis structures and why are they useful in chemistry?
Lewis structures are simplified representations of chemical bonds between atoms that show how valence electrons are distributed in molecules. They help visualize bonding patterns and electron arrangement, making it easier to understand molecular stability and reactivity. For example, in ethene, the Lewis structure reveals that all twelve available valence electrons must be shared as bonding electrons to satisfy the octet rule for carbon and the duet rule for hydrogen.
Q2: How do you calculate formal charge on an atom?
Formal charge equals the number of valence electrons in a neutral atom minus the number of lone pair electrons minus the number of bonds on that atom. For instance, in the ammonium ion, nitrogen has four valence electrons instead of its usual five, resulting in a formal charge of +1. This calculation helps identify which Lewis structure arrangement is most stable, as stable configurations generally minimize formal charges.
Q3: What is the difference between single, double, and triple bonds?
A single bond forms when one pair of electrons is shared between two atoms, as in chlorine molecules. A double bond involves two shared electron pairs, as between carbon and oxygen in formaldehyde. A triple bond consists of three shared electron pairs, as in carbon monoxide. Atoms form multiple bonds to achieve stable octets with fewer formal charges.
Q4: What are lone pairs and how do they appear in Lewis structures?
Lone pairs are electrons not used in bonding that belong to a single atom. In Lewis structures, they are typically shown as dots or pairs of dots around the atom symbol. For example, each chlorine atom in a Cl-Cl molecule has three lone pairs plus one shared pair in the single bond, giving each atom eight valence electrons and satisfying the octet rule.
Q5: Why do some atoms expand their octets beyond eight electrons?
Larger elements like sulfur can expand their octets to share more than eight electrons, reducing overall formal charges on the atom. In sulfur trioxide, sulfur forms both single and double bonds with oxygen atoms. The double bond arrangement is preferred because it minimizes formal charges, creating a more stable Lewis structure than configurations that strictly follow the traditional octet rule.
Q6: What is the relationship between valence electrons and bonding?
The number of valence electrons determines how many bonds an atom can form to reach a stable configuration. Group 17 elements need one electron and form one bond; group 16 elements need two electrons and form two bonds; carbon needs four electrons and forms four bonds. Understanding valence electrons allows prediction of bonding patterns and the number of bonds in molecules using the periodic table.
Q7: Why is formal charge a useful tool even though it doesn't represent actual charge?
Formal charge is a bookkeeping procedure that helps identify the most stable Lewis structure by comparing different bonding arrangements. The sum of formal charges in a neutral molecule must equal zero, and in ions must equal the ion's charge. This verification method ensures Lewis structures are drawn correctly and helps predict which resonance structures contribute most to the actual bonding in molecules.