Mục lục bài họcĐang ở d02-b4
Formal Charge and Exceptions to the Octet Rule
Formal charge picks the best Lewis structure
When several Lewis structures obey the octet rule, formal charge decides which one the exam calls best:
$$FC=(\text{valence }e^-)-(\text{lone pair }e^-)-\tfrac12(\text{bonding }e^-)$$The preferred structure is the one whose formal charges are closest to zero, and where any negative formal charge sits on the most electronegative atom.
- The formal charges must add up to the overall charge of the species — a fast self-check.
- Formal charge is a bookkeeping device, not a real charge and not an oxidation number.
Three families of octet exceptions
- Fewer than eight: $\text{BeCl}_2$ (4 electrons), $\text{BF}_3$ (6). These are strong Lewis acids precisely because the centre is electron-poor.
- Odd electron count: $\text{NO}$, $\text{NO}_2$ — one atom is left with an unpaired electron.
- Expanded octet: only for central atoms in period 3 or below ($\text{PCl}_5$, $\text{SF}_6$, $\text{XeF}_4$), which have empty $d$ orbitals available.
Điện tích hình thức để làm gì: khi nhiều công thức Lewis đều đủ octet, điện tích hình thức là thứ chọn ra công thức tốt nhất.
$$FC=(\text{e hoá trị})-(\text{e cặp riêng})-\tfrac12(\text{e liên kết})$$Cách đếm nhanh không cần công thức: mỗi cặp riêng đếm 2, mỗi liên kết đếm 1, cộng lại rồi lấy số electron hoá trị trừ đi.
Hai tiêu chí chọn: điện tích hình thức gần 0 nhất, và nếu buộc phải có điện tích âm thì nó phải nằm trên nguyên tử âm điện nhất.
Tự kiểm: tổng các điện tích hình thức phải bằng đúng điện tích của tiểu phân. Không bằng là đếm sai ở đâu đó.
Điện tích hình thức KHÔNG phải số oxi hoá. Điện tích hình thức chia đôi cặp electron liên kết cho công bằng; số oxi hoá thì đưa cả cặp cho nguyên tử âm điện hơn. Trong $\text{H}_2\text{O}$, oxi có $FC=0$ nhưng số oxi hoá $-2$.
Ba nhóm ngoại lệ octet:
- Thiếu octet: $\text{BeCl}_2$, $\text{BF}_3$ — chính vì thiếu electron nên chúng là axit Lewis mạnh.
- Số electron lẻ: $\text{NO}$, $\text{NO}_2$ — có một electron độc thân.
- Octet mở rộng: chỉ khi nguyên tử trung tâm từ chu kỳ 3 trở xuống ($\text{PCl}_5$, $\text{SF}_6$, $\text{XeF}_4$). Nguyên tử chu kỳ 2 không bao giờ vượt octet vì không có orbital $d$.
Ion $\text{SCN}^-$ có hai công thức Lewis đủ octet: (I) $\text{S}=\text{C}=\text{N}$ với 2 cặp riêng trên S và 2 trên N; (II) $\text{S}\equiv\text{C}-\text{N}$ với 1 cặp riêng trên S và 3 trên N. Công thức nào tốt hơn?
Công thức I — S có 2 cặp riêng và 2 liên kết: $FC_{\text{S}}=6-4-2=0$. C có 4 liên kết: $FC_{\text{C}}=4-0-4=0$. N có 2 cặp riêng và 2 liên kết: $FC_{\text{N}}=5-4-2=-1$.
Tổng: $0+0-1=-1$, khớp điện tích của ion.
Công thức II — S có 1 cặp riêng và 3 liên kết: $FC_{\text{S}}=6-2-3=+1$. C: $FC=4-0-4=0$. N có 3 cặp riêng và 1 liên kết: $FC_{\text{N}}=5-6-1=-2$.
Tổng: $+1+0-2=-1$, cũng khớp.
So sánh: công thức I có các điện tích hình thức $0,0,-1$; công thức II có $+1,0,-2$ — xa 0 hơn hẳn.
Kết luận: công thức I tốt hơn. Thêm một lý do nữa: trong I điện tích âm nằm trên nitơ, nguyên tử âm điện nhất trong ba nguyên tử này.
Đọc xong rồi — làm thử ngay
Bài tập của chương Unit 2 — Molecular and Ionic Compound Structure and Properties gồm 14 câu trắc nghiệm và 4 đề tự luận. Đáp án hiện ngay khi chọn, miễn phí.