Achtergrond
het uitgangspunt achter Lewis structuren is de octetregel: dat alle atomen zouden willen worden omgeven door een octet van elektronen. Natuurlijk zijn er enkele uitzonderingen: zeer kleine atomen (H, Be en B) hebben minder dan een octet, en sommige hoofdgroep atomen met lage energie d orbitalen (P, S, Cl, Br, en I) kunnen meer dan een octet hebben. Dit is vooral het geval wanneer deze atomen centrale atomen zijn en gecombineerd met zeer elektronegatieve atomen.
het tekenen van correcte Lewis-structuren vergt oefening, maar het proces kan worden vereenvoudigd door een reeks stappen te volgen:
Stap 1. Tel alle valentie-elektronen voor elk atoom. Optellen of aftrekken elektronen als de structuur is een anion of kation, respectievelijk.
Stap 2. Bepaal welke atomen met elkaar verbonden zijn. Teken een skeletstructuur.
Stap 3. Verbind de atomen met een paar elektronen in elke binding. Trek de bindingselektronen af van de totale valentie-elektronen.
Stap 4. Voeg elektronenparen toe om octetten te voltooien voor alle perifere atomen die aan het centrale atoom zijn bevestigd. Pas op voor waterstof-waterstof heeft nooit meer dan één binding of een paar elektronen
Stap 5. Plaats resterende elektronen op het centrale atoom, meestal in paren. De octetregel mag worden overschreden voor P, S, Cl, Br of I.
Stap 6. Als het centrale atoom geen octet heeft, vorm dan dubbele of drievoudige bindingen door elektronenparen van een of meer randatomen te verplaatsen om een octet te bereiken.
Stap 7. Zoek naar resonantiestructuren door bindingen te herschikken. De structuur met de laagste totale formele kosten zal de meest waarschijnlijke vorm in de natuur zijn. (Zie hieronder voor uitleg)
Drawing Lewis Structures
laten we eens kijken naar een voorbeeld van hoe dit werkt met behulp van een echt molecuul. Denk aan de molecule die het meest verantwoordelijk is voor het broeikaseffect, kooldioxide (CO2).
om de Lewis-structuur te tekenen:
Stap 1. Tel alle valentie-elektronen voor elk atoom:
koolstof 1 x 4 valentie-elektronen = 4 elektronen
zuurstof 2 x 6 valentie-elektronen = 12 elektronen
totaal = 16 elektronen
Stap 2. Bepaal welke atomen met elkaar verbonden zijn. Over het algemeen is het minst elektronegatieve atoom het centrale atoom. Maar als de enige keuze is tussen een meer elektronegatief atoom en waterstof, zal het meer elektronegatief atoom het centrale atoom (b.v. water) zijn. Waterstof maakt nooit meer dan één binding en kan dus nooit het centrale atoom zijn.
voor CO2 is koolstof het minder elektronegatieve atoom, dus moet het het centrale atoom zijn.
Stap 3. Verbind elk atoom met een enkel paar elektronen of een enkele binding: (16 valentie – elektronen-4 bindingselektronen = 12 elektronen over.)
Stap 4. Voeg elektronenparen toe aan perifere atomen voor octetten:
Stap 5 Er zijn geen elektronen over, maar het centrale atoom heeft geen octet!
Stap 6. Verplaats elektronen van perifere atomen, waardoor dubbele bindingen ontstaan om het centrale atoom een octet te geven:
Stap 7. Zoek naar resonantiestructuren en identificeer degene met de kleinste formele ladingen:
voor sommige moleculen kan meer dan één structuur worden getekend. Merk op dat een Lewis-structuur voor kooldioxide kan worden geschreven met behulp van een koolstof-zuurstof enkele binding aan de ene kant en koolstof-zuurstof drievoudige binding aan de andere kant. Hoe kunnen deze twee mogelijkheden worden onderscheiden? Hoe kan de belangrijkste structuur worden gekozen, of zijn ze allemaal even waarschijnlijk? Wanneer meerdere structuren kunnen worden getekend, worden ze resonantiestructuren genoemd.
resonantiestructuren
in resonantiestructuren bevinden alle atomen zich in dezelfde relatieve positie ten opzichte van elkaar, maar de verdeling van de elektronen eromheen is verschillend. Om het belang van elke structuur te evalueren, moet de formele lading op elk atoom worden bepaald.
formele lading
formele lading is een enigszins willekeurige manier om te beschrijven hoeveel elektronen een atoom in een bepaalde verbinding lijkt te hebben. Elektronenparen in bindingen tussen atomen worden verondersteld gelijk tussen de twee atomen te worden gesplitst. Niet-bindende elektronenparen worden geteld als behorend tot het atoom waarop zij zich bevinden. Dit kan in een vergelijking worden gezet:
of
de meest stabiele resonantiestructuur is die waarin:
1. Er is een minimumaantal formele kosten;
2. Indien er formele kosten zijn, zoals kosten worden gescheiden; en
3. Negatieve formele ladingen bevinden zich op de meer elektronegatieve atomen en positieve formele ladingen op de minder elektronegatieve atomen.
voor de CO2-structuur met twee dubbele bindingen kunnen de formele kosten als volgt worden berekend:
Oxygens: Formele Lading = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Carbon: Formele Lading = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Voor de CO2-structuur met een enkele en een triple-band:
Zuurstof (single): Formele Lading = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Zuurstof (triple): Formele Lading = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Carbon: Formele Lading = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Dus, terwijl beide structuren werken als Lewis structuren, de één wat resulteert in nul formele kosten voor elk van de atomen is stabieler en dus meer kans om te bestaan in de natuur dan met de kosten van de twee zuurstof atomen.
oxidatiegetallen
formele ladingen moeten worden onderscheiden van oxidatiegetallen (die ook kunnen worden bepaald aan de hand van Lewis-structuren). Oxidatiegetallen worden gebruikt om aan te geven of een molecuul neutraal, elektronenrijk of elektronenarm is. De regels voor het bepalen van oxidatiegetallen zijn te vinden in uw leerboek. Een korte samenvatting van deze regels wordt hier gegeven:
1. Het oxidatiegetal voor een element in zijn elementaire vorm is 0 (geldt voor geïsoleerde atomen en voor moleculaire elementen, bijvoorbeeld Cl2 en P4.,)
2. Het oxidatiegetal van een monatomisch ion is hetzelfde als zijn lading (bijvoorbeeld oxidatiegetal van Na+ = +1, en dat van S2 – is -2.)
3. In binaire verbindingen wordt aan het element met een grotere elektronegativiteit een negatief oxidatiegetal toegekend dat gelijk is aan zijn lading als het in eenvoudige ionverbindingen wordt gevonden (b.v. in de verbinding PCl3 is het chloor elektronegatiever dan het fosfor. In eenvoudige ionverbindingen heeft Cl een ionische lading van 1 -, dus de oxidatietoestand in PCl3 is -1)
4. De som van de oxidatiegetallen is nul voor een elektrisch neutrale verbinding en is gelijk aan de totale lading voor een ionische soort.
5. Alkalimetalen vertonen slechts een oxidatietoestand van +1 in verbindingen.
6. Aardalkalimetalen vertonen slechts een oxidatietoestand van +2 in verbindingen.
wanneer Lewis-structuren met succes getekend zijn, kunnen ze gebruikt worden om de elektronwolkgeometrie, moleculaire vorm en polariteit van moleculen en ionen te voorspellen. Voor een grondige discussie, verwijzen naar uw leerboek. Kijk in het bijzonder naar de 3-dimensionale representaties voor alle geometrieën en vormen.
Elektronwolkmeetkunde en moleculaire meetkunde
de elektronwolkmeetkunde rond een centraal atoom wordt bepaald door het aantal elektronengroepen eromheen. Elke verzameling (2, 3, 4, 5 en 6) heeft een andere naam en rangschikking in de driedimensionale ruimte. Elektronenwolken, die allemaal negatief zijn, zijn het meest stabiel wanneer ze zo ver mogelijk van elkaar gescheiden zijn. Dit wordt de valentieschil elektronenpaar repulsie theorie (VSEPR) genoemd. Terwijl de elektronwolkmeetkunde de oriëntatie van de elektronen rond het centrale atoom beschrijft, beschrijft de moleculaire meetkunde de rangschikking van perifere atomen.
het Experiment
in het lab zullen zes moleculaire modellen als onbekenden worden gepresenteerd. Het is jouw taak om ze een naam te geven. Je wordt ook gevraagd om hun elektronenpaar en moleculaire geometrieën te bepalen door hun bindingshoeken te meten met behulp van een gradenboog. Een werkblad wordt verstrekt met andere vragen die voor elk van de molecules zouden moeten worden ingevuld. U moet vijf extra exemplaren van het werkblad maken om te gebruiken tijdens de les. Deze werkbladen zullen dan worden gebruikt als de data sectie van uw lab rapport.