Back to chapter

9.9:

מבני לואיס של תרוכות מולקלוריות ויונים מרובי אטומים

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions

Languages

Share

מבני לואיס הם ייצוגים מפושטים של קשרים כימיים בין אטומים. כתיבת מבני לואיס של תרכובות ניטרליות כמו אתאן או אמוניה, או ליונים פולי-אטומיים כמו הידרוניום או פוספט כוללת את רצף השלבים הבא. ראשית, חשבו את סך כל אלקטרוני הערכיות במולקולה.לדוגמה, אתאן. לכל אטום פחמן יש ארבעה אלקטרוני ערכיות ולכל אטום מימן יש אלקטרון ערכיות אחד. עם שני אטומי פחמן וארבעה אטומי מימן, לאתאן יש סך הכול 12 אלקטרוני ערכיות.בשלב הבא ציירו את מבנה השלד של המולקולה. באופן כללי, האטום הראשון בנוסחה הכימית או האטום הכי פחות אלקטרושלילי ממוקם במרכז. אטום זה נקרא גם האטום המרכזי”והוא חייב להיות מסוגל ליצור שני קשרים לפחות.אטומי מימן או אטומים אלקטרושליליים יותר ממוקמים בקצוות, סביב האטום המרכזי. כאן אטומי הפחמן נמצאים במיקומים המרכזיים ואטומי מימן מקיפים אותם. השלב הבא הוא השלמת אוקטטים.ראשית, מקמו זוג אלקטרונים בין כל שני אטומים כדי לייצג זוגות קושרים. האלקטרונים הנותרים מפוזרים כזוגות לא קושרים של האטומים בקצוות והמרכזיים כדי להשלים את תצורות הדואט או האוקטט. במקרה זה, כיוון שמימן הגיע לדואט, שאר האלקטרונים מועברים לאטומי הפחמן.עכשיו השתמשו בזוגות הלא קושרים כדי ליצור קשרים מרובים בין אטומים שחסר להם אוקטט. באתאן, אטומי הפחמן עוד לא הגיעו לאוקטט. לכן הזוג הלא קושר מועבר לאזור הקושר כדי ליצור קשר כפול, המאפשר לכל האטומים להגיע לתצורת אלקטרון יציבה.כדי לכתוב את מבנה לואיס לדמויי-יוני טעונים כמו הידרוניום או פוספט, אותה גישה ננקטת, עם התאמה שמטרתה לאכלס את המטען היוני. כדי לצייר את מבנה לואיס של הידרוניום, ראשית, חשבו את מספר אלקטרוני הערכיות ביון. כיוון שליון ההידרוניום יש מטען חיובי, החסירו אלטרון מסך כל אלקטרוני הערכיות, מה שיפחית את המספר לשמונה.בשלב הבא ציירו את מבנה השלד של המולקולה. עכשיו מקמו זוג אלקטרונים בין כל אטום, ואחריהם זוג לא קושר של אלקטרונים באטום המרכזי. כך אטומי מימן וחמצן מגיעים לדואט ואוקטט, בהתאמה.לבסוף, כתבו את מבנה לואיס בסוגריים עם מטען חיובי בפינה הימנית העליונה של המבנה.

9.9:

מבני לואיס של תרוכות מולקלוריות ויונים מרובי אטומים

To draw Lewis structures for complicated molecules and molecular ions, it is helpful to follow a step-by-step procedure as outlined:

  1. Determine the total number of valence (outer shell) electrons. For cations, subtract one electron for each positive charge. For anions, add one electron for each negative charge.
  2. Draw a skeleton structure of the molecule or ion, arranging the atoms around a central atom. (Generally, the least electronegative element should be placed in the center.) Connect each atom to the central atom with a single bond (one electron pair).
  3. Distribute the remaining electrons as lone pairs on the terminal atoms (except hydrogen), completing an octet around each atom.
  4. Place all remaining electrons on the central atom.
  5. Rearrange the electrons of the outer atoms to make multiple bonds with the central atom in order to obtain octets wherever possible.

For instance, consider SiH4, CHO2, NO+, and OF2 as examples for which this general guideline can be applied to determine their Lewis structures.

  1. Determine the total number of valence (outer shell) electrons in the molecule or ion. 

For a molecule like SiH4, the number of valence electrons on each atom in the molecule is added: 

= [4 valence e/Si atom × 1 Si atom] + [ 1 valence e/H atom × 4 H atoms] = 8 valence e

CHO2

For a negative ion, such as  CHO2, the numbers of valence electrons on the atoms are added to the number of negative charges on the ion (one electron is gained for each single negative charge):

= [4 valence e/C atom × 1 C atom] + [1 valence e/H atom × 1 H atom] + [6 valence e/O atom × 2 O atoms] + [1 additional e] = 18 valence e

NO+

For a positive ion, such as NO+, the numbers of valence electrons on the atoms in the ion are added, followed by subtraction of the number of positive charges on the ion (one electron is lost for every single positive charge) from the total number of valence electrons:

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

OF2 

OF2 being a neutral molecule, the number of valence electrons are simply added:

= [6 valence e/O atom × 1 O atom] + [7 valence e/F atom × 2 F atoms] = 20 valence e

  1. Draw a skeleton structure of the molecule or ion, arranging the atoms around a central atom and connecting each atom to the central atom with a single (one electron pair) bond. (Note that ions are denoted with brackets around the structure, and the ionic charge outside the brackets:)
    Figure1
    In cases where several arrangements of atoms are possible, as for CHO2, experimental evidence is used to choose the correct one. In general, the less electronegative elements are more likely to be central atoms. In  CHO2,  the less electronegative carbon atom occupies the central position with the oxygen and hydrogen atoms surrounding it. Other examples include P in POCl3, S in SO2, and Cl in  ClO4.  An exception is that hydrogen is almost never a central atom. As the most electronegative element, fluorine also cannot be a central atom.
  2. Distribute the remaining electrons as lone pairs on the terminal atoms (except hydrogen) to complete their valence shells with an octet of electrons. (With no remaining electrons on SiH4, its structure is unchanged.)
    Figure2
  3. Place all remaining electrons on the central atom. 
    • For SiH4,  CHO2,  and NO+, there are no remaining electrons. For OF2, of the 16 electrons remaining, 12 are placed, thereby leaving 4 electrons to be placed on the central atom:
      Figure3
  4. Rearrange the electrons of the outer atoms to make multiple bonds with the central atom, to obtain octets wherever possible. 
    • SiH4: Si already has an octet, so nothing needs to be done. 
      Figure4
    • CHO2:  The valence electrons are distributed as lone pairs on the oxygen atoms, but the carbon atom lacks an octet. 
      Figure5
    • Hence, one lone pair of electrons is donated from one of the oxygen to the carbon atom forming a double bond. Depending on which oxygen atom donated the electrons, there can be two possible structures, otherwise called resonance structures. 
    • NO+: For this ion, eight valence electrons are added, but neither atom has an octet. Additional electrons cannot be added since the total electrons are already used up. In this scenario, electrons must be moved to form multiple bonds. The nitrogen atom has two lone pairs of electrons and the oxygen atom has one. 
      Figure6
    • This still does not produce an octet, so another pair must be moved to form a triple bond.
       Figure7
    • In OF2, nothing changes as each atom already has an octet.
      Figure8

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.