Льюисовские структуры молекулярных соединений и многоатомных ионов

Чтобы изобразить структуры Льюиса для сложных молекул и молекулярных ионов, рекомендуется выполнить пошаговую процедуру, как описано ниже:

1. Определите общее количество электронов валентности (внешней оболочки). Для катионов вычтите по одному электрона за каждый положительный заряд. Для анионов добавьте по одному электрона каждый отрицательный заряд.
2. Нарисуйте скелетную структуру молекулы или иона, расположив атомы вокруг центрального атома. (Как правило, наименее электронный элемент должен быть расположен в центре.) Соедините каждый атом с центральным атомом с помощью одной связи (одна электронная пара).
3. Распределите оставшиеся электроны как одинокие пары на атомах терминала (кроме водорода), завершая октет вокруг каждого атома.
4. Поместите все оставшиеся электроны на центральный атом.
5. Переставьте электроны внешних атомов, чтобы сделать несколько связей с центральным атомом, чтобы получить октеты, где это возможно.

Например, в качестве примеров можно привести SiH4, CHO2–, NO+ и OF2, для которых можно применять эти общие рекомендации для определения структур Льюиса.

1. Определите общее количество электронов валентности (внешней оболочки) в молекуле или ионе.  

Для молекулы типа SiH₄ добавляется количество валентных электронов на каждом атоме в молекуле:  

= [4 валентных e^–/Si атом × 1 Si атом ] + [ 1 валентный e^–/H атом × 4 H атомов] = 8 валентный e^–

CHO₂^–

Для отрицательного иона, например CHO₂^–, число валентных электронов на атомах добавляется к количеству отрицательных зарядов на ионе (один электрон получают за каждый единичный отрицательный заряд):

= [4 валентных e^–/C atom × 1 C atom] + [1валентный e^–/H atom × 1 H atom] + [6 валентных e^–/O atom × 2 O atoms] + [1 дополнительный e^–] = 18 валентных e^–

NO⁺

Для положительного иона, например NO+, добавляются числа валентных электронов на атомах в ионе, за которыми следует вычитание количества положительных зарядов на ионе (один электрон теряется за каждый положительный заряд) из общего числа валентных электронов:

= [5 валентных e^–/N atom × 1 N атом] + [6 валентных e^–/O атом × 1 O атом] + [-1 e^–] = 10 валентных e^–

О ₂ 

Поскольку О₂ является нейтральной молекулой, количество валентных электронов просто добавляется:

= [6 валентных e^–/O атом × 1 O атом] + [7 валентных e^–/F атом × 2 F атома] = 20 валентных e^–

1. Нарисуйте скелетную структуру молекулы или иона, располагая атомы вокруг центрального атома и соединяя каждый атом с центральным атомом с помощью одной (одной пары электронов) связи. (Обратите внимание, что ионы обозначены скобками вокруг конструкции, а ионный заряд за пределами скобок:)
   
   В тех случаях, когда возможно несколько способов аранжировки атомов, как и CHO2, для выбора среди них верной используются экспериментальные доказательства. В целом, менее электроотрицательные элементы, скорее всего, будут центральными атомами. В CHO2 меньше электроотрицательный атом углерода занимает центральное положение с окружающими его атомами кислорода и водорода. Другие примеры включают P в POCl₃, S в SO₂ и Cl в ClO₄^.  Исключением является то, что водород почти никогда не является центральным атомом. Поскольку фтор является самым электроотрицательным элементом, он также не может быть центральным атомом.
2. Распределите оставшиеся электроны как одинокие пары на атомах терминала (за исключением водорода), чтобы завершить валентные оболочки октетом электронов. (При отсутствии оставшихся электронов на SiH₄ его структура остается неизменной.)
   
3. Поместите все оставшиеся электроны на центральный атом.  
   • Для SiH₄, CHO₂ ^и NО⁺ не осталось электронов. Для ₂ из 16 оставшихся электронов 12 размещаются, таким образом оставляя 4 электрона для размещения на центральном атоме:
     
4. Переставьте электроны внешних атомов, чтобы сделать несколько связей с центральным атомом и получить октеты, где это возможно.  
   • SiH₄: SI уже имеет октет, поэтому ничего не нужно делать.  
     
   • CHO₂^–: Валентные электроны распределяются как неподелённые пары на атомах кислорода, но атом углерода не имеет октета.  
     
   • Таким образом, одна неподелённая пара электронов жертвуется одним из кислородов атому углерода, образуя двойную связь. В зависимости от того, какой атом кислорода пожертвовал электроны, могут быть две возможные структуры, иначе называемые резонансные структуры.  
   • NО⁺: Для этого иона добавляется восемь валентных электронов, но ни один из атомов не имеет октета. Невозможно добавить дополнительные электроны, так как общее количество электронов уже используется. В этом сценарии электроны должны быть перемещены, чтобы сформировать несколько связей. Атом азота имеет две неподелённые пары электронов, а атом кислорода имеет одну.  
     
   • При этом октет по-прежнему не генерируют, поэтому необходимо переместить другую пару, чтобы сформировать тройную связь.
      
   • В О₂ ничего не меняется, так как каждый атом уже имеет октет.
     

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 7.3:Символы и структуры Льюиса.