Hoofdstuk 8 Ruimtelijke bouw van moleculen
Lewistheorie
- Gilbert Newton Lewis zag als eerste chemicus in dat valentie-elektronen van atomen niet alleen
de covalentie en elektrovalentie van atomen bepalen, maar ook van belang zijn bij het bepalen
van de ruimtelijke bouw van moleculen en ionen. Lewis ontwikkelde de naar hem genoemde
Lewistheorie die voorspelt hoe de valentie-elektronen de stabiliteit van deeltjes bepalen. Het
eerste deel van deze theorie is de stabielste toestand van een atoom is er één waarbij het atoom
een edelgasconfiguratie bezit. Alle andere atoomsoorten streven naar acht elektronen in de
buitenste schil -> oktetregel.
- Niet-metaalatomen kunnen elektronen 'delen' met andere niet-metaalatomen om aan de
edelgasconfiguratie of oktetregel te voldoen. Op deze manier ontstaat een gedeeld
elektronenpaar -> een atoombinding. Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen, de
covalentie, wordt bepaald door het aantal elektronen dat een niet-metaalatoom tekortkomt.
- In een structurformule wordt een gedeeld elektronenpaar weergegeven als een streepje tussen
twee atomen. Bij het tekenen van een Lewisstructuur worden alle valentie-elektronen
weergegeven, ook degene die zich niet in een atoombinding bevinden. Elektronen die zich niet in
een atoombinding bevinden, komen over het algemeen ook in paren voor: vrije of niet-bindende
elektronenparen. Je kunt een niet-bindend elektronenpaar tekenen als twee puntjes of als een
streepje.
Formele ladingen
- Het kan voorkomen dat een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan op basis van de
covalentie mag worden verwacht. In als voorbeeld de Lewisstructuur van het hydroxide-ion. De
covalentie van zuurstof is 2, maar in het hydroxide-ion heeft zuurstof een covalentie 1. Toch is
het een stabiel deeltje, want alle atomen, ook het zuurstofatoom, voldoen aan de oktetregel. Het
atoom heeft hierdoor wel een lading gekregen, in dit geval een lading van 1-. Een atoom krijgt
een formele lading wanneer het aantal elektronen op het atoom afwijkt van het aantal valentie-
elektronen van dat atoom. De formele lading zal over het algemen niet groter zijn dan +1 of -1. In
een Lewisstructuur is het gebruikelijk de formele lading omcirkeld te tekenen, om verwarring
met een niet-bindend elektronenpaar te voorkomen.
- Om de formele lading te bepalen heb je de Lewisstructuur van het molecuul nodig. Vervolgens
tel je het aantal elektronen dat zich op een atoom bevindt en vergelijkt dat met het antal
valentie-elektronen. Hierbij telt een atoombinding voor één elektron en een niet-bindend
elektronenpaar voor twee elektronen. In het hydroxide-ion heeft het zuurstofatoom drie niet-
bindende elektronenparen en één bindend elektronenpaar. Op het atoom bevinden zich dus 3 ×
2 + 1 × 1 = 7 elektronen. Het aantal valentie-elektronen van het O-atoom is zes. Het O-atoom
heeft dus één extra elektron. De formele lading is dus: 6 - 7 = -1. Formele ladingen kunnen ook
voorkomen in deeltjes die zelf neutraal zijn.
- Bij een formele lading heeft een atoom een elektron meer dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen, doordat het meer of minder elektronen deelt dan de normale covalentie. Bij
een partiële lading is het atoom een beetje positief of negatief geladen doordat de
atoombinding niet helemaal in het midden tussen twee atomen zit. Een formele lading geef je
aan door een + of − in een rondje te plaatsen. Een partiële lading geef je aan met δ+ of δ−.
, Lewisstructuren tekenen
- Bij het tekenen van Lewisstructuren moet je zowel rekening houden met de oktetregel als met de
formele ladingen. De oktetregel is vooral van belang voor de stabiliteit van het deeltje.
Waterstofatomen voldoen aan de edelgasconfiguratie met twee elektronen om zich heen. Alle
andere atomen voldoen aan de edelgasconfiguratie met vier elektronenparen om zich heen.
Zowel bindende als niet-bindende elektronenparen tellen voor de oktetregel als twee
elektronen.
- Bij het bepalen van de formele lading vergelijk je het aantal elektronen dat zich op een atoom
bevindt, met het aantal valentie-elektronen. Een bindend elektronenpaar telt hierbij voor één
elektron. Wanneer een atoom voldoet aan de edelgasconfiguratie en een binding meer heeft
dan zijn normale covalentie, zal hij een formele lading van +1 hebben. Een atoom met een
binding minder dan de normale covalentie heeft een lading van -1.
- Wanneer je een Lewisstructuur moet tekenen, is het meestal het handigst om deze volgorde aan
te houden:
1. Teken eerste de structuurformule, waarbij je alle atomen zo veel mogelijk de juiste covalentie
geeft.
2. Vul de atomen aan met niet-bindende elektronenparen, zodat ze voldoen aan de oktetregel.
3. Bepaal de formele lading van alle atomen en controleer of de nettolading overeenkomt met
de gegeven lading van het deeltje. Wanneer de lading te negatief is, moet je een
elektronenpaar verwijderen en zal er een extra atoombinding moeten worden gevormd.
Stabiliteit Lewisstructuren
- Niet elke Lewisstructuur die kan worden opgesteld, is even stabiel. De stabiliteit van de
Lewisstructuur bepaalt voor een groot gedeelte de reactiviteit van het deeltje -> hoe stabieler de
structuur, hoe minder reactief het deeltje. Een belangrijke factor bij de stabiliteit van een
Lewisstructuur zijn formele ladingen. De stabielste structuur heeft zo min mogelijk formele
ladingen. Wanneer er formele ladingen zijn, is de elektronegativiteit van deze atomen belangrijk.
Elektronegativiteit (EN) is de mate waarin een atoom aan elektronen trekt. De
elektronegativiteit van de atoomsoorten is terug te vinden in Binas tabel 40A. De atomsoort met
de hoogste elektronegativiteit heeft de grootste aantrekkingskracht op de elektronen. De
negatieve ladingen moeten dus zo veel mogelijk aanwezig zijn op de meest elektronegatieve
atomen.
- Een deeltje is het stabielst als:
1. Alle elektronen zijn gepaard
2. Alle atomen aan de edelgasconfiguratie voldoen
3. Er zo min mogelijk formele ladingen in het deeltje aanwezig zijn en de negatieve ladingen
zich op de meest elektronegatieve atomen te bevinden
Mesomerie
- Soms kunnen van een molecuul of ion meerdere Lewisstructuren worden getekend ->
mesomerie. De verschillende mogelijke Lewisstructuren heten grensstructuren. Wanneer
meerdere Lewisstructuren mogelijk zijn, is de structuur met de minste formele ladingen de
stabielste.
- Dat betekent niet dat de andere structuren niet voorkomen, maar dat er een soort gemiddelde is
van de verschillende grensstructuren. Over het algemeen leidt mesomerie tot een grotere
stabiliteit.
Afwijkingen van de oktetregel
- Bij het tekenen van een Lewisstructuur ga je er in principe van uit dat alle atomen aan de
oktetregel voldoen. Er zijn echter deeltjes waarin niet alle atomen aan de oktetregel voldoen.
Lewistheorie
- Gilbert Newton Lewis zag als eerste chemicus in dat valentie-elektronen van atomen niet alleen
de covalentie en elektrovalentie van atomen bepalen, maar ook van belang zijn bij het bepalen
van de ruimtelijke bouw van moleculen en ionen. Lewis ontwikkelde de naar hem genoemde
Lewistheorie die voorspelt hoe de valentie-elektronen de stabiliteit van deeltjes bepalen. Het
eerste deel van deze theorie is de stabielste toestand van een atoom is er één waarbij het atoom
een edelgasconfiguratie bezit. Alle andere atoomsoorten streven naar acht elektronen in de
buitenste schil -> oktetregel.
- Niet-metaalatomen kunnen elektronen 'delen' met andere niet-metaalatomen om aan de
edelgasconfiguratie of oktetregel te voldoen. Op deze manier ontstaat een gedeeld
elektronenpaar -> een atoombinding. Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen, de
covalentie, wordt bepaald door het aantal elektronen dat een niet-metaalatoom tekortkomt.
- In een structurformule wordt een gedeeld elektronenpaar weergegeven als een streepje tussen
twee atomen. Bij het tekenen van een Lewisstructuur worden alle valentie-elektronen
weergegeven, ook degene die zich niet in een atoombinding bevinden. Elektronen die zich niet in
een atoombinding bevinden, komen over het algemeen ook in paren voor: vrije of niet-bindende
elektronenparen. Je kunt een niet-bindend elektronenpaar tekenen als twee puntjes of als een
streepje.
Formele ladingen
- Het kan voorkomen dat een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan op basis van de
covalentie mag worden verwacht. In als voorbeeld de Lewisstructuur van het hydroxide-ion. De
covalentie van zuurstof is 2, maar in het hydroxide-ion heeft zuurstof een covalentie 1. Toch is
het een stabiel deeltje, want alle atomen, ook het zuurstofatoom, voldoen aan de oktetregel. Het
atoom heeft hierdoor wel een lading gekregen, in dit geval een lading van 1-. Een atoom krijgt
een formele lading wanneer het aantal elektronen op het atoom afwijkt van het aantal valentie-
elektronen van dat atoom. De formele lading zal over het algemen niet groter zijn dan +1 of -1. In
een Lewisstructuur is het gebruikelijk de formele lading omcirkeld te tekenen, om verwarring
met een niet-bindend elektronenpaar te voorkomen.
- Om de formele lading te bepalen heb je de Lewisstructuur van het molecuul nodig. Vervolgens
tel je het aantal elektronen dat zich op een atoom bevindt en vergelijkt dat met het antal
valentie-elektronen. Hierbij telt een atoombinding voor één elektron en een niet-bindend
elektronenpaar voor twee elektronen. In het hydroxide-ion heeft het zuurstofatoom drie niet-
bindende elektronenparen en één bindend elektronenpaar. Op het atoom bevinden zich dus 3 ×
2 + 1 × 1 = 7 elektronen. Het aantal valentie-elektronen van het O-atoom is zes. Het O-atoom
heeft dus één extra elektron. De formele lading is dus: 6 - 7 = -1. Formele ladingen kunnen ook
voorkomen in deeltjes die zelf neutraal zijn.
- Bij een formele lading heeft een atoom een elektron meer dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen, doordat het meer of minder elektronen deelt dan de normale covalentie. Bij
een partiële lading is het atoom een beetje positief of negatief geladen doordat de
atoombinding niet helemaal in het midden tussen twee atomen zit. Een formele lading geef je
aan door een + of − in een rondje te plaatsen. Een partiële lading geef je aan met δ+ of δ−.
, Lewisstructuren tekenen
- Bij het tekenen van Lewisstructuren moet je zowel rekening houden met de oktetregel als met de
formele ladingen. De oktetregel is vooral van belang voor de stabiliteit van het deeltje.
Waterstofatomen voldoen aan de edelgasconfiguratie met twee elektronen om zich heen. Alle
andere atomen voldoen aan de edelgasconfiguratie met vier elektronenparen om zich heen.
Zowel bindende als niet-bindende elektronenparen tellen voor de oktetregel als twee
elektronen.
- Bij het bepalen van de formele lading vergelijk je het aantal elektronen dat zich op een atoom
bevindt, met het aantal valentie-elektronen. Een bindend elektronenpaar telt hierbij voor één
elektron. Wanneer een atoom voldoet aan de edelgasconfiguratie en een binding meer heeft
dan zijn normale covalentie, zal hij een formele lading van +1 hebben. Een atoom met een
binding minder dan de normale covalentie heeft een lading van -1.
- Wanneer je een Lewisstructuur moet tekenen, is het meestal het handigst om deze volgorde aan
te houden:
1. Teken eerste de structuurformule, waarbij je alle atomen zo veel mogelijk de juiste covalentie
geeft.
2. Vul de atomen aan met niet-bindende elektronenparen, zodat ze voldoen aan de oktetregel.
3. Bepaal de formele lading van alle atomen en controleer of de nettolading overeenkomt met
de gegeven lading van het deeltje. Wanneer de lading te negatief is, moet je een
elektronenpaar verwijderen en zal er een extra atoombinding moeten worden gevormd.
Stabiliteit Lewisstructuren
- Niet elke Lewisstructuur die kan worden opgesteld, is even stabiel. De stabiliteit van de
Lewisstructuur bepaalt voor een groot gedeelte de reactiviteit van het deeltje -> hoe stabieler de
structuur, hoe minder reactief het deeltje. Een belangrijke factor bij de stabiliteit van een
Lewisstructuur zijn formele ladingen. De stabielste structuur heeft zo min mogelijk formele
ladingen. Wanneer er formele ladingen zijn, is de elektronegativiteit van deze atomen belangrijk.
Elektronegativiteit (EN) is de mate waarin een atoom aan elektronen trekt. De
elektronegativiteit van de atoomsoorten is terug te vinden in Binas tabel 40A. De atomsoort met
de hoogste elektronegativiteit heeft de grootste aantrekkingskracht op de elektronen. De
negatieve ladingen moeten dus zo veel mogelijk aanwezig zijn op de meest elektronegatieve
atomen.
- Een deeltje is het stabielst als:
1. Alle elektronen zijn gepaard
2. Alle atomen aan de edelgasconfiguratie voldoen
3. Er zo min mogelijk formele ladingen in het deeltje aanwezig zijn en de negatieve ladingen
zich op de meest elektronegatieve atomen te bevinden
Mesomerie
- Soms kunnen van een molecuul of ion meerdere Lewisstructuren worden getekend ->
mesomerie. De verschillende mogelijke Lewisstructuren heten grensstructuren. Wanneer
meerdere Lewisstructuren mogelijk zijn, is de structuur met de minste formele ladingen de
stabielste.
- Dat betekent niet dat de andere structuren niet voorkomen, maar dat er een soort gemiddelde is
van de verschillende grensstructuren. Over het algemeen leidt mesomerie tot een grotere
stabiliteit.
Afwijkingen van de oktetregel
- Bij het tekenen van een Lewisstructuur ga je er in principe van uit dat alle atomen aan de
oktetregel voldoen. Er zijn echter deeltjes waarin niet alle atomen aan de oktetregel voldoen.
