Understanding Electron Distribution in Molecules through Lewis Electron Dot Structures

Slide1ElectronDistribution in  Molecules Electron Distribution in  Molecules Electron Distribution in  Molecules Electron Distribution in  Molecules • Electron  distribution  is depicted  with   Lewis (electron  dot) structures • Electron  distribution  is depicted  with   Lewis (electron  dot) structures • This  is  how  you decide  how many  atoms  will bond covalently! (In  ionic  bonds, it  was  decided with  charges) • This  is  how  you decide  how many  atoms  will bond covalently! (In  ionic  bonds, it  was  decided with  charges) G.  N.  Lewis G.  N.  Lewis 1875  -  1946 1875  -  1946

Slide2Bond and  Lone Pairs Bond  and  Lone Pairs Bond  and  Lone Pairs Bond  and  Lone Pairs • Valence  electrons  are distributed  as  shared  or BOND  PAIRS   and unshared  or   LONE  PAIRS. • Valence  electrons  are distributed  as  shared  or BOND  PAIRS   and unshared  or   LONE  PAIRS.     • •• • •• H Cl lone pair (LP) shared or bond pair This  is  called  a  LEWIS structure. This  is  called  a  LEWIS structure.

Slide3Bond Formation Bond  Formation Bond  Formation Bond  Formation A  bond  can  result  from  an overlap   of  atomic  orbitals  on neighboring  atoms. A  bond  can  result  from  an overlap   of  atomic  orbitals  on neighboring  atoms.       Cl H H Cl •• • • ••   •• • • •• + Overlap of H (1s) and Cl (2p) Note  that  each  atom  has  a  single, unpaired  electron. Note  that  each  atom  has  a  single, unpaired  electron.

Slide4Review of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons • Remember  from  the  electron chapter  that  valence  electrons are  the  electrons  in  the OUTERMOST  energy  level … that ’ s  why  we  did  all  those electron  configurations! • Remember  from  the  electron chapter  that  valence  electrons are  the  electrons  in  the OUTERMOST  energy  level … that ’ s  why  we  did  all  those electron  configurations! • B  is  1s 2   2s 2   2p 1 ;  so  the  outer energy  level  is  2,  and  there  are 2+1  =  3  electrons  in  level  2. These  are  the  valence  electrons! • B  is  1s 2   2s 2   2p 1 ;  so  the  outer energy  level  is  2,  and  there  are 2+1  =  3  electrons  in  level  2. These  are  the  valence  electrons! • Br  is  [Ar]  4s 2   3d 10   4p 5 How  many  valence  electrons  are present? • Br  is  [Ar]  4s 2   3d 10   4p 5 How  many  valence  electrons  are present?

Slide5Review of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons Review  of  Valence Electrons Number  of  valence  electrons  of  a  main (A)  group  atom  =  Group  number Number  of  valence  electrons  of  a  main (A)  group  atom  =  Group  number

Slide6Steps for  Building  a  Dot Structure Steps  for  Building  a  Dot Structure Steps  for  Building  a  Dot Structure Steps  for  Building  a  Dot Structure Ammonia,  NH 3 Ammonia,  NH 3 1.   Decide  on  the  central  atom;  never  H.  Why? 1.   Decide  on  the  central  atom;  never  H.  Why?   If  there  is  a  choice,  the  central  atom  is  atom  of  lowest  affinity for  electrons.  (Most  of  the  time,  this  is  the  least electronegative  atom … in  advanced  chemistry  we  use  a  thing called  formal  charge  to  determine  the  central  atom.   But  that ’ s another  story!) Therefore,  N  is  central  on  this  one   If  there  is  a  choice,  the  central  atom  is  atom  of  lowest  affinity for  electrons.  (Most  of  the  time,  this  is  the  least electronegative  atom … in  advanced  chemistry  we  use  a  thing called  formal  charge  to  determine  the  central  atom.   But  that ’ s another  story!) Therefore,  N  is  central  on  this  one 2.   Add  up  the  number  of  valence  electrons  that  can  be  used. 2.   Add  up  the  number  of  valence  electrons  that  can  be  used.   H   =   1  and  N   =   5   H   =   1  and  N   =   5   Total  =  (3  x  1)  +  5   Total  =  (3  x  1)  +  5   =  8  electrons  /  4  pairs   =  8  electrons  /  4  pairs

Slide73.Form  a  single  bond between  the  central  atom and  each  surrounding atom  (each  bond  takes  2 electrons!) 3. Form  a  single  bond between  the  central  atom and  each  surrounding atom  (each  bond  takes  2 electrons!) H H H N Building  a  Dot  Structure Building  a  Dot  Structure H •• H H N 4. Remaining  electrons  form LONE  PAIRS  to  complete  the octet  as  needed  (or  duet  in  the case  of  H). 4. Remaining  electrons  form LONE  PAIRS  to  complete  the octet  as  needed  (or  duet  in  the case  of  H). 3  BOND  PAIRS  and  1  LONE PAIR. 3  BOND  PAIRS  and  1  LONE PAIR. Note  that  N  has  a  share  in  4  pairs  (8 electrons),  while  H  shares  1  pair. Note  that  N  has  a  share  in  4  pairs  (8 electrons),  while  H  shares  1  pair.

Slide85.Check  to  make  sure  there  are 8  electrons  around  each  atom except  H.   H  should  only  have 2  electrons.   This  includes SHARED  pairs. 5. Check  to  make  sure  there  are 8  electrons  around  each  atom except  H.   H  should  only  have 2  electrons.   This  includes SHARED  pairs. Building  a  Dot  Structure Building  a  Dot  Structure 6.  Also,  check  the  number  of  electrons  in your  drawing  with  the  number  of electrons  from  step  2.   If  you  have  more electrons  in  the  drawing  than  in  step  2, you  must  make  double  or  triple  bonds.   If you  have  less  electrons  in  the  drawing than  in  step  2,  you  made  a  mistake! 6.  Also,  check  the  number  of  electrons  in your  drawing  with  the  number  of electrons  from  step  2.   If  you  have  more electrons  in  the  drawing  than  in  step  2, you  must  make  double  or  triple  bonds.   If you  have  less  electrons  in  the  drawing than  in  step  2,  you  made  a  mistake! H •• H H N

Slide9Carbon Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 1.   Central  atom   = 1.   Central  atom   = 2.   Valence  electrons   = 2.   Valence  electrons   = 3.   Form  bonds. 3.   Form  bonds. 4.   Place  lone  pairs  on  outer  atoms. 4.   Place  lone  pairs  on  outer  atoms. This  leaves  12  electrons  (6  pair). This  leaves  12  electrons  (6  pair). 5.   Check  to  see  that  all  atoms  have  8  electrons around  it  except  for  H,  which  can  have  2. 5.   Check  to  see  that  all  atoms  have  8  electrons around  it  except  for  H,  which  can  have  2. C   4  e- O   6  e-  X  2  O’s  =  12  e- Total:  16  valence electrons C   4  e- O   6  e-  X  2  O’s  =  12  e- Total:  16  valence electrons

Slide10Carbon Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 Carbon  Dioxide,  CO 2 6.   There  are  too  many  electrons  in  our  drawing. We  must  form  DOUBLE  BONDS  between  C  and  O. Instead  of  sharing  only  1  pair,  a  double  bond shares  2  pairs.   So  one  pair  is  taken  away  from each  atom  and  replaced  with  another  bond. 6.   There  are  too  many  electrons  in  our  drawing. We  must  form  DOUBLE  BONDS  between  C  and  O. Instead  of  sharing  only  1  pair,  a  double  bond shares  2  pairs.   So  one  pair  is  taken  away  from each  atom  and  replaced  with  another  bond. C   4  e- O   6  e-  X  2  O’s  =  12  e- Total:  16  valence  electrons C   4  e- O   6  e-  X  2  O’s  =  12  e- Total:  16  valence  electrons How  many  are  in  the  drawing? How  many  are  in  the  drawing?