7.3 Символы и структуры Льюиса

До сих пор в этой главе мы обсуждали различные типы связей, которые образуются между атомами и / или ионами. Во всех случаях эти связи включают разделение или перенос электронов валентной оболочки между атомами. В этом разделе мы исследуем типичный метод изображения электронов валентной оболочки и химических связей, а именно символы Льюиса и структуры Льюиса.

Символы Льюиса

Мы используем символы Льюиса для описания валентных электронных конфигураций атомов и одноатомных ионов. Символ Льюисасостоит из элементарного символа в окружении одной точки для каждого из его валентных электронов:

На рисунке 1 показаны символы Льюиса для элементов третьего периода периодической таблицы.

Рисунок 1.Символы Льюиса, показывающие количество валентных электронов для каждого элемента в третьем периоде периодической таблицы.

Символы Льюиса также могут использоваться для иллюстрации образования катионов из атомов, как показано здесь для натрия и кальция:

Точно так же их можно использовать, чтобы показать образование анионов из атомов, как показано здесь для хлора и серы:

Рисунок 2 демонстрирует использование символов Льюиса, чтобы показать перенос электронов во время образования ионных соединений.

Рисунок 2.Катионы образуются, когда атомы теряют электроны, представленные меньшим количеством точек Льюиса, тогда как анионы образуются атомами, приобретающими электроны. Общее количество электронов не меняется.

Lewis Structures

Мы также используем символы Льюиса для обозначения образования ковалентных связей, которые показаны в структурах Льюиса, рисунках, которые описывают связи в молекулах и многоатомных ионах. Например, когда два атома хлора образуют молекулу хлора, они разделяют одну пару электронов:

Структура Льюиса указывает на то, что каждый атом Cl имеет три пары электронов, которые не используются в связи (называемые неподеленными парами), и одну общую пару электронов (записанную между атомами). Штрих (или линия) иногда используется для обозначения общей пары электронов:

Одна общая пара электронов называется одинарной связью. Каждый атом Cl взаимодействует с восемью валентными электронами: шестью в неподеленных парах и двумя в одинарной связи.

Правило октета

Другие молекулы галогена (F 2 , Br 2 , I 2 и At 2 ) образуют связи, подобные таковым в молекуле хлора: одна одинарная связь между атомами и три неподеленной пары электронов на атом. Это позволяет каждому атому галогена иметь электронную конфигурацию благородного газа. Тенденция атомов основной группы образовывать достаточно связей для получения восьми валентных электронов известна как правило октета.

Число связей, которые может образовать атом, часто можно предсказать, исходя из числа электронов, необходимых для достижения октета (восемь валентных электронов); это особенно верно для неметаллов второго периода периодической таблицы Менделеева (C, N, O и F). Например, каждый атом элемента группы 14 имеет четыре электрона в своей внешней оболочке, и поэтому для достижения октета требуется еще четыре электрона. Эти четыре электрона могут быть получены путем образования четырех ковалентных связей, как показано здесь для углерода в CCl 4 (четыреххлористый углерод) и кремния в SiH 4 (силан). Поскольку водороду нужны только два электрона, чтобы заполнить валентную оболочку, это исключение из правила октетов. Элементы перехода и внутренние элементы перехода также не подчиняются правилу октетов:

Элементы группы 15, такие как азот, имеют пять валентных электронов в атомном символе Льюиса: одна неподеленная пара и три неспаренных электрона. Чтобы получить октет, эти атомы образуют три ковалентные связи, как в NH 3 (аммиак). Кислород и другие атомы в группе 16 получают октет, образуя две ковалентные связи:

Двойные и тройные облигации

Как упоминалось ранее, когда пара атомов разделяет одну пару электронов, мы называем это одинарной связью. Однако паре атомов может потребоваться совместно использовать более одной пары электронов для получения необходимого октета. А двойные связиформируется , когда две пары электронов являются общими между парой атомов, как между атомами углерода и кислорода в CH 2 O (формальдегид) и между двумя атомами углерода в C 2 H 4 (этилена):

Через тройную связьобразуется , когда три пары электронов являются общими с помощью пары атомов, как и в окиси углерода (СО) и ион цианида (CN -):

Написание структур Льюиса с помощью правила октетов

Для очень простых молекул и молекулярных ионов мы можем записать структуры Льюиса, просто объединив неспаренные электроны на составляющих атомах. См. Эти примеры:

Для более сложных молекул и молекулярных ионов полезно следовать пошаговой процедуре, изложенной здесь:

  1. Определите общее количество валентных (внешних) электронов. Для катионов вычтите один электрон на каждый положительный заряд. Для анионов добавьте по одному электрону на каждый отрицательный заряд.
  2. Нарисуйте каркас молекулы или иона, расположив атомы вокруг центрального атома. (Обычно наименее электроотрицательный элемент следует размещать в центре.) Соедините каждый атом с центральным атомом одинарной связью (одна электронная пара).
  3. Распределите оставшиеся электроны в виде неподеленных пар на концевых атомах (кроме водорода), заполнив октет вокруг каждого атома.
  4. Поместите все оставшиеся электроны на центральный атом.
  5. Перегруппируйте электроны внешних атомов, чтобы создать множественные связи с центральным атомом, чтобы получить октеты везде, где это возможно.

Давайте определим структуры Льюиса SiH 4 , CHO 2 -, NO + и OF 2 в качестве примеров в следующей процедуре:

    Определите общее количество валентных электронов (внешней оболочки) в молекуле или ионе.
      Для молекулы мы добавляем количество валентных электронов на каждый атом в молекуле:

  • На SiH 4 не осталось электронов , поэтому он не изменился:
  • Для SiH 4 , CHO 2 - и NO + электронов не остается; мы уже разместили все электроны, определенные на шаге 1.
  • Для OF 2 у нас осталось 16 электронов на шаге 3, и мы разместили 12, оставив 4 на центральный атом:
  • SiH 4 : Si уже имеет октет, поэтому ничего делать не нужно.
  • CHO 2 -: мы распределили валентные электроны как неподеленные пары на атомах кислорода, но у атома углерода отсутствует октет:
  • NO +: для этого иона мы добавили восемь валентных электронов, но ни у одного атома нет октета. Мы не можем добавить больше электронов, так как мы уже использовали сумму, которую мы нашли на шаге 1, поэтому мы должны переместить электроны, чтобы сформировать кратную связь: это все еще не создает октет, поэтому мы должны переместить другую пару, образуя тройную связь :
  • В OF 2 у каждого атома есть нарисованный октет, поэтому ничего не меняется.

Пример 1

Написание Lewis Structures

Миссия НАСА «Кассини-Гюйгенс» обнаружила большое облако токсичного цианистого водорода (HCN) на Титане, одном из спутников Сатурна. Титан также содержит этан (H 3 CCH 3 ), ацетилен (HCCH) и аммиак (NH 3 ). Каковы льюисовские структуры этих молекул?

Решение

  1. Рассчитайте количество валентных электронов. HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 10H 3 CCH 3 : (1 × 3) + (2 × 4) + (1 × 3) = 14HCCH: (1 × 1) + (2 × 4) + (1 × 1) = 10NH 3 : (5 × 1) + (3 × 1) = 8
  2. Нарисуйте каркас и соедините атомы одинарными связями. Помните, что H никогда не является центральным атомом:
  3. При необходимости распределите электроны между концевыми атомами: HCN: шесть электронов помещены на NH 3 CCH 3 : электронов не осталось HCCH: нет концевых атомов, способных принимать электроны

Проверьте свои знания

И монооксид углерода, CO, и диоксид углерода, CO 2 , являются продуктами сгорания ископаемого топлива. Оба эти газа также вызывают проблемы: CO токсичен, а CO 2 причастен к глобальному изменению климата. Каковы структуры Льюиса этих двух молекул?

Отвечать:

Химия фуллерена

Углеродная сажа была известна человеку с доисторических времен, но только сравнительно недавно была открыта молекулярная структура основного компонента сажи. В 1996 году Нобелевская премия по химии была присуждена Ричарду Смолли(рис. 3), Роберту Керлу и Гарольду Крото за их работу по открытию новой формы углерода - молекулы бакминстерфуллерена C 60 (рис. 1 в главе 7 «Введение»). На основе C 60 был открыт целый класс соединений, включая сферы и трубки различной формы .Этот тип молекулы, называемый фуллереном, перспективен для множества применений. Из-за своего размера и формы фуллерены могут инкапсулировать другие молекулы, поэтому они показали потенциал в различных применениях, от хранения водорода до систем адресной доставки лекарств. Они также обладают уникальными электронными и оптическими свойствами, которые находят хорошее применение в устройствах с солнечной батареей и химических датчиках.

Рис. 3.Ричард Смолли (1943–2005), профессор физики, химии и астрономии в Университете Райса, был одним из ведущих защитников химии фуллеренов. После его смерти в 2005 году Сенат США назвал его «отцом нанотехнологий». (Источник: Министерство энергетики США)

Исключения из правила октетов

У многих ковалентных молекул есть центральные атомы, у которых нет восьми электронов в их структурах Льюиса. Эти молекулы делятся на три категории:

  • Молекулы с нечетным электроном имеют нечетное количество валентных электронов и, следовательно, имеют неспаренный электрон.
  • Молекулы с дефицитом электронов имеют центральный атом с меньшим количеством электронов, чем необходимо для конфигурации с благородным газом.
  • У гипервалентных молекул есть центральный атом, у которого больше электронов, чем необходимо для конфигурации благородного газа.

Молекулы нечетных электронов

Мы называем молекулы, содержащие нечетное количество электронов, свободными радикалами. Оксид азота, NO, является примером молекулы с нечетными электронами; он образуется в двигателях внутреннего сгорания, когда кислород и азот вступают в реакцию при высоких температурах.

Чтобы нарисовать структуру Льюиса для молекулы с нечетными электронами, такой как NO, мы выполняем те же пять шагов, что и для других молекул, но с небольшими изменениями:

  1. Определите общее количество валентных (внешних) электронов . Сумма валентных электронов равна 5 (от N) + 6 (от O) = 11. Нечетное число сразу говорит нам, что у нас есть свободный радикал, поэтому мы знаем, что не каждый атом может иметь восемь электронов в своей валентной оболочке.
  2. Нарисуйте скелетную структуру молекулы . Мы можем легко нарисовать каркас с одинарной связью N – O: N – O
  3. Распределите оставшиеся электроны в виде неподеленных пар на концевых атомах . В этом случае центрального атома нет, поэтому мы распределяем электроны вокруг обоих атомов. В этих ситуациях мы отдаем восемь электронов более электроотрицательному атому; таким образом, кислород имеет заполненную валентную оболочку:
  4. Поместите все оставшиеся электроны на центральный атом . Поскольку электронов не осталось, этот шаг не применяется.
  5. Перегруппируйте электроны, чтобы образовать множественные связи с центральным атомом, чтобы получить октеты везде, где это возможно. Мы знаем, что молекула с нечетным электроном не может иметь октет для каждого атома, но мы хотим, чтобы каждый атом был как можно ближе к октету. В этом случае вокруг азота всего пять электронов. Чтобы приблизиться к октету азота, мы берем одну из неподеленных пар кислорода и используем ее для образования двойной связи NO. (Мы не можем взять еще одну неподеленную пару электронов на кислороде и образовать тройную связь, потому что в этом случае у азота будет девять электронов :)

Электронно-дефицитные молекулы

Мы также встретим несколько молекул, которые содержат центральные атомы, не имеющие заполненной валентной оболочки. Как правило, это молекулы с центральными атомами из групп 2 и 12, внешними атомами, которые являются водородом, или другими атомами, которые не образуют кратных связей. Например, в структурах Льюиса дигидрида бериллия, BeH 2 , и трифторида бора, BF 3 , каждый атом бериллия и бора имеет только четыре и шесть электронов соответственно. Можно нарисовать структуру с двойной связью между атомом бора и атомом фтора в BF 3., удовлетворяющее правилу октетов, но экспериментальные данные показывают, что длины связей ближе к ожидаемым для одинарных связей B – F. Это предполагает, что лучшая структура Льюиса имеет три одинарные связи B – F и бор с недостатком электронов. Реакционная способность соединения также согласуется с электронодефицитным бором. Однако связи B – F немного короче, чем фактически ожидается для одинарных связей B – F, что указывает на то, что в реальной молекуле обнаруживается некоторый характер двойной связи.

Атом, подобный атому бора в BF 3 , у которого нет восьми электронов, очень реактивен. Он легко соединяется с молекулой, содержащей атом с неподеленной парой электронов. Например, NH 3 реагирует с BF 3, потому что неподеленная пара по азоту может быть общей с атомом бора:

Гипервалентные молекулы

Элементы во втором периоде периодической таблицы ( n = 2) могут вместить только восемь электронов на своих орбиталях валентной оболочки, потому что у них есть только четыре валентные орбитали (одна 2 s и три 2 p орбитали). Элементы в третьем и более высоких периодах ( n ≥ 3) имеют более четырех валентных орбиталей и могут делить более четырех пар электронов с другими атомами, потому что у них есть пустые d- орбитали в одной и той же оболочке. Молекулы, образованные из этих элементов, иногда называют гипервалентными молекулами. На рисунке 4 показаны структуры Льюиса для двух гипервалентных молекул, PCl 5 и SF 6.

Рис. 4.В PCl 5 центральный атом фосфора разделяет пять пар электронов. В SF 6 сера имеет шесть пар электронов.

В некоторых гипервалентных молекулах, таких как IF 5 и XeF 4 , некоторые электроны на внешней оболочке центрального атома представляют собой неподеленные пары:

Когда мы пишем структуры Льюиса для этих молекул, мы обнаруживаем, что у нас остались электроны после заполнения валентных оболочек внешних атомов восемью электронами. Эти дополнительные электроны должны быть отнесены к центральному атому.

Пример 2

Написание структур Льюиса: нарушение правила октета

Ксенон - благородный газ, но он образует ряд стабильных соединений. Мы исследовали XeF 4 ранее. Каковы структуры Льюиса XeF 2 и XeF 6 ?

Решение

Мы можем нарисовать структуру Льюиса любой ковалентной молекулы, выполнив шесть шагов, описанных ранее. В этом случае мы можем сжать последние несколько шагов, поскольку не все из них применимы.

  1. Вычислите количество валентных электронов: XeF 2 : 8 + (2 × 7) = 22XeF 6 : 8 + (6 × 7) = 50.
  2. Нарисуйте каркас, соединяющий атомы одинарными связями. Ксенон будет центральным атомом, потому что фтор не может быть центральным атомом:
  3. Распределите оставшиеся электроны. XeF 2 : мы размещаем три неподеленные пары электронов вокруг каждого атома F, что составляет 12 электронов и дает каждому атому F 8 электронов. Таким образом, остается шесть электронов (три неподеленные пары). Эти неподеленные пары должны быть размещены на атоме Xe. Это приемлемо, потому что атомы Xe имеют d- орбитали пустой валентной оболочки и могут вместить более восьми электронов. Структура Льюиса XeF 2 показывает две пары связей и три неподеленные пары электронов вокруг атома Xe:

    XeF 6 : мы размещаем три неподеленные пары электронов вокруг каждого атома F, что составляет 36 электронов. Остается два электрона, и эта неподеленная пара размещается на атоме Xe:

Проверьте свои знания

Галогены образуют класс соединений, называемых интергалогенами, в которых атомы галогенов ковалентно связаны друг с другом. Напишите структуры Льюиса для межгалогенов BrCl 3 и ICl 4 -.

Отвечать:

Ключевые концепции и резюме

Электронные структуры валентности можно визуализировать, нарисовав символы Льюиса (для атомов и одноатомных ионов) и структур Льюиса (для молекул и многоатомных ионов). Неподеленные пары, неспаренные электроны и одинарные, двойные или тройные связи используются, чтобы указать, где валентные электроны расположены вокруг каждого атома в структуре Льюиса. Большинство структур - особенно те, которые содержат элементы второго ряда - подчиняются правилу октетов, в котором каждый атом (кроме H) окружен восемью электронами. Исключения из правила октетов имеют место для молекул с нечетными электронами (свободные радикалы), электронно-дефицитных молекул и гипервалентных молекул.