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 молекулах и многопятиатомных ионах. Таблицу Менделеева можно использовать для предсказания количества валентных электронов в атоме и количества связей, которые будут образованы для достижения октета. Элементы 18-й группы, такие как аргон и гелий, имеют заполненную электронную конфигурацию и поэтому редко участвуют в химической связи. Однако атомам из группы 17, таким как бром или йод, для достижения октета нужен только один электрон. Следовательно, атомы, принадлежащие к группе 17, могут образовывать одинарную ковалентную связь. Атомам группы 16 нужно два электрона, чтобы достичь октета; следовательно, они могут образовывать две ковалентные связи. Точно так же углероду, принадлежащему к группе 14, нужно еще четыре электрона, чтобы достичь октета; таким образом, углерод может образовывать четыре ковалентные связи.

Рассмотрим структуру Льюиса молекулы хлора:

Структура Льюиса указывает на то, что каждый атом Cl имеет три пары электронов, которые не используются при связывании (их называют неподеленными парами), и одну общую пару электронов (приписанную к обоим атомам). Штрих (или линия) иногда используется для обозначения общей пары электронов: Cl – Cl.

Одна общая пара электронов называется одинарной связью. Каждый атом Cl взаимодействует с восемью валентными электронами: шестью в неподеленных парах и двумя в одинарной связи. Однако паре атомов может потребоваться иметь более одной пары электронов, чтобы достичь необходимого октета.

Двойная связь образуется, когда две пары электронов распределяются между парой атомов, как, например, между атомами углерода и кислорода в CH₂O (формальдегиде).

Тройная связь образуется, когда три пары электронов являются общими для пары атомов, как в монооксиде углерода (CO).

Формальный заряд атома в молекуле — это гипотетический заряд, который имел бы атом, если бы электроны в связях равномерно распределялись между атомами. Формальный заряд можно рассчитать, вычитая сумму числа несвязывающих электронов и числа связей на атоме (или половины числа связывающих электронов) из числа валентных электронов нейтрального атома:

Формальный заряд = # электронов валентной оболочки (свободный атом) − # неподеленных пар электронов − # связей

Расчеты формальных зарядов можно перепроверить, определив сумму формальных зарядов для всей структуры. Сумма формальных зарядов всех атомов нейтральной молекулы должна быть равна нулю; сумма формальных зарядов иона должна равняться заряду иона. Помните, что формальный заряд, рассчитанный для атома, не является фактическим зарядом атома в молекуле. Формальный заряд — это всего лишь полезная математическая процедура; это не указывает на наличие реальных зарядов.

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.