LEWIS-STRUCTUUR: WAT HET IS, HOE HET TE MAKEN, VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De Lewis-structuur is de hele weergave van de covalente bindingen binnen een molecuul of een ion. Daarin worden deze bindingen en elektronen weergegeven door stippen of lange streepjes, hoewel de stippen meestal overeenkomen met niet-gedeelde elektronen en de streepjes met covalente bindingen.

Maar wat is een covalente band? Het is het delen van een paar elektronen (of punten) tussen twee atomen van het periodiek systeem. Met deze diagrammen kunnen veel skeletten worden getekend voor een bepaalde verbinding. Welke juist is, hangt af van de formele ladingen en de chemische aard van de atomen zelf.

2-broompropaanverbinding. Door Ben Mills, van Wikimedia Commons.

In de afbeelding hierboven heb je een voorbeeld van wat een Lewis-structuur is. In dit geval is de weergegeven verbinding 2-broompropaan. Je kunt de zwarte stippen zien die overeenkomen met de elektronen, zowel degenen die deelnemen aan de bindingen als degenen die niet worden gedeeld (het enige paar net boven Br).

Als de puntenparen ":" werden vervangen door een lang streepje "-", dan zou het koolstofskelet van 2-broompropaan worden weergegeven als: C - C - C. Waarom zou het niet C - H - H - C kunnen zijn in plaats van het getekende "moleculaire raamwerk"? Het antwoord ligt in de elektronische kenmerken van elk atoom.

Omdat waterstof dus een enkel elektron en een enkele orbitaal heeft om te vullen, vormt het slechts één covalente binding. Daarom kan het nooit twee bindingen vormen (niet te verwarren met waterstofbindingen). Aan de andere kant maakt de elektronische configuratie van het koolstofatoom de vorming van vier covalente bindingen mogelijk (en vereist).

Om deze reden moeten de Lewis-structuren waarin C en H tussenkomen, coherent zijn en respecteren wat wordt bepaald door hun elektronische configuraties. Op deze manier kan, als koolstof meer dan vier bindingen heeft, of waterstof meer dan één, de schets worden weggegooid en kan een nieuwe worden gestart die meer in overeenstemming is met de werkelijkheid.

Het is hier dat een van de belangrijkste motieven of aantekeningen van deze structuren verschijnt, geïntroduceerd door Gilbert Newton Lewis in zijn zoektocht naar moleculaire representaties die trouw zijn aan experimentele gegevens: de moleculaire structuur en formele ladingen.

Alle bestaande verbindingen kunnen worden weergegeven door Lewis-structuren, waardoor een eerste benadering wordt gegeven van hoe het molecuul of de ionen eruit zouden kunnen zien.

Wat is de Lewis-structuur?

Het is een representatieve structuur van de valentie-elektronen en de covalente bindingen in een molecuul of ion die dient om een ​​idee te krijgen van de moleculaire structuur ervan.

Deze structuur slaagt er echter niet in om enkele belangrijke details te voorspellen, zoals moleculaire geometrie met betrekking tot een atoom en zijn omgeving (als het vierkant is, trigonaal vlak, bipiramidaal, enz.).

Evenzo zegt het niets over wat de chemische hybridisatie van zijn atomen is, maar het zegt wel waar de dubbele of drievoudige bindingen zich bevinden en of er resonantie in de structuur is.

Met deze informatie kan men discussiëren over de reactiviteit van een verbinding, de stabiliteit ervan, hoe en welk mechanisme het molecuul zal volgen als het reageert.

Om deze reden blijven Lewis-structuren in overweging worden genomen en zijn ze erg nuttig, omdat er nieuwe chemische leerstof in kan worden gecondenseerd.

Hoe is het gedaan?

Om een ​​structuur, formule of Lewis-diagram te tekenen of te schetsen, is de chemische formule van de verbinding essentieel. Zonder dit kun je niet eens weten uit welke atomen het bestaat. Eenmaal hiermee wordt het periodiek systeem gebruikt om te bepalen tot welke groepen ze behoren.

Als je bijvoorbeeld de verbinding C ₁₄ O ₂ N _{3 hebt,} dan zou je moeten zoeken naar de groepen waar koolstof, zuurstof en stikstof zijn. Zodra dit is gebeurd, ongeacht de verbinding, blijft het aantal valentie-elektronen hetzelfde, dus vroeg of laat worden ze onthouden.

Koolstof behoort dus tot groep IVA, zuurstof tot groep VIA en stikstof tot VA. Het groepsnummer is gelijk aan het aantal valentie-elektronen (punten). Ze hebben allemaal gemeen dat ze de neiging hebben om het valentieschelpoctet in te vullen.

Wat is de octetregel?

Dit zegt dat atomen de neiging hebben om hun energieniveau te voltooien met acht elektronen om stabiliteit te bereiken. Dit geldt voor alle niet-metalen elementen of die in de sopblokken van het periodiek systeem.

Niet alle elementen voldoen echter aan de octetregel. Bijzondere gevallen zijn overgangsmetalen, waarvan de structuren meer zijn gebaseerd op formele ladingen en hun groepsnummer.

Aantal elektronen in de valentieschil van niet-metalen elementen, die waarin de Lewis-structuur kan worden bediend.

De wiskundige formule toepassen

Als we weten tot welke groep de elementen behoren, en dus het aantal valentie-elektronen dat beschikbaar is om bindingen te vormen, gaan we verder met de volgende formule, die handig is voor het tekenen van Lewis-structuren:

C = N - D

Waar C betekent gedeelde elektronen, dat wil zeggen degenen die deelnemen aan covalente bindingen. Omdat elke binding uit twee elektronen bestaat, is C / 2 gelijk aan het aantal bindingen (of streepjes) dat moet worden getekend.

N zijn de noodzakelijke elektronen, die het atoom in zijn valentieschil moet hebben om iso-elektronisch te zijn voor het edelgas dat erop volgt in dezelfde periode. Voor alle elementen behalve H (aangezien er twee elektronen nodig zijn om met He te vergelijken) hebben ze acht elektronen nodig.

D zijn de beschikbare elektronen, die worden bepaald door de groep of aantallen valentie-elektronen. Omdat Cl tot groep VIIA behoort, moet het dus omgeven zijn door zeven zwarte stippen of elektronen, en onthoud dat er een paar nodig is om een ​​binding te vormen.

Met de atomen, hun punten en het aantal C / 2-bindingen, kan een Lewis-structuur worden geïmproviseerd. Maar daarnaast is het noodzakelijk om een ​​idee te hebben van andere "regels".

Waar de minst elektronegatieve atomen moeten worden geplaatst

De minst elektronegatieve atomen in de overgrote meerderheid van de structuren bezetten de centra. Om deze reden, als je een verbinding hebt met P-, O- en F-atomen, moet de P daarom in het midden van de hypothetische structuur liggen.

Het is ook belangrijk op te merken dat waterstofatomen normaal gesproken binden aan sterk elektronegatieve atomen. Als je Zn, H en O in een verbinding hebt, gaat H samen met O en niet met Zn (Zn - O - H en niet H - Zn - O). Er zijn uitzonderingen op deze regel, maar deze komt meestal voor bij niet-metallische atomen.

Symmetrie en formele belastingen

De natuur heeft een grote voorkeur om moleculaire structuren te creëren die zo symmetrisch mogelijk zijn. Dit helpt om rommelige structuren te voorkomen, waarbij de atomen zo zijn gerangschikt dat ze geen duidelijk patroon volgen.

Voor de verbinding C ₂ A ₃ , waar A een fictief atoom is, is de meest waarschijnlijke structuur bijvoorbeeld A - C - A - C - A. Let op de symmetrie van de zijkanten, beide reflecties van de andere.

Formele ladingen spelen ook een belangrijke rol bij het tekenen van Lewis-structuren, vooral voor ionen. Zo kunnen bindingen worden toegevoegd of verwijderd, zodat de formele lading van een atoom overeenkomt met de totale tentoongestelde lading. Dit criterium is zeer nuttig voor overgangsmetaalverbindingen.

Beperkingen op de octetregel

Vertegenwoordiging van aluminiumtrifluoride, een verbinding die onstabiel is. Beide elementen zijn opgebouwd uit zes elektronen, die drie covalente bindingen genereren, terwijl ze acht zouden moeten zijn om stabiliteit te bereiken. Bron: Gabriel Bolívar

Niet alle regels worden gevolgd, wat niet noodzakelijk betekent dat de structuur verkeerd is. Typische voorbeelden hiervan worden waargenomen in veel verbindingen waar elementen uit groep IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) bij betrokken zijn. Aluminiumtrifluoride (AlF ₃ ) wordt hier specifiek in aanmerking genomen .

Als we dan de hierboven beschreven formule toepassen, hebben we:

D = 1 × 3 (één aluminiumatoom) + 7 × 3 (drie fluoratomen) = 24 elektronen

Hier zijn 3 en 7 de respectievelijke groepen of aantallen valentie-elektronen die beschikbaar zijn voor aluminium en fluor. Overweeg dan de benodigde elektronen N:

N = 8 × 1 (één aluminiumatoom) + 8 × 3 (drie fluoratomen) = 32 elektronen

En daarom zijn de gedeelde elektronen:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elektronen

C / 2 = 4 schakels

Omdat aluminium het minst elektronegatieve atoom is, moet het in het midden worden geplaatst en vormt fluor slechts één binding. Als we dit in overweging nemen, hebben we de Lewis-structuur van AlF ₃ (bovenste afbeelding). Gedeelde elektronen worden gemarkeerd met groene stippen om ze te onderscheiden van niet-gedeelde elektronen.

Hoewel berekeningen voorspellen dat er 4 bindingen gevormd moeten worden, mist aluminium voldoende elektronen en is er ook geen vierde fluoratoom. Hierdoor voldoet aluminium niet aan de octetregel en komt dit niet tot uiting in de berekeningen.

Voorbeelden van Lewis-structuren

Jodium

Niet-metalen van jodium hebben elk zeven elektronen, dus door elk een van deze elektronen te delen, genereren ze een covalente binding die voor stabiliteit zorgt. Bron: Gabriel Bolívar

Jodium is een halogeen en behoort daarom tot groep VIIA. Het heeft dus zeven valentie-elektronen, en dit eenvoudige diatomische molecuul kan worden voorgesteld door improviseren of door de formule toe te passen:

D = 2 × 7 (twee jodiumatomen) = 14 elektronen

N = 2 × 8 = 16 elektronen

C = 16 - 14 = 2 elektronen

C / 2 = 1 schakel

Vanaf 14 elektronen nemen er 2 deel aan de covalente binding (groene stippen en streepje), 12 blijven als niet-gedeeld; en aangezien ze twee jodiumatomen zijn, moeten er 6 worden gedeeld voor een van hen (de valentie-elektronen). Alleen deze structuur is mogelijk in dit molecuul, waarvan de geometrie lineair is.

Ammoniak

Stikstof heeft 5 elektronen, terwijl waterstof slechts 1. Genoeg om stabiliteit te bereiken door drie covalente bindingen tot stand te brengen, samengesteld uit een elektron van N en een ander van H Bron: Gabriel Bolívar

Wat is de Lewis-structuur van het ammoniakmolecuul? Omdat stikstof van de groep VA is, heeft het vijf valentie-elektronen, en dan:

D = 1 × 5 (één stikstofatoom) + 1 × 3 (drie waterstofatomen) = 8 elektronen

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elektronen

C = 14 - 8 = 6 elektronen

C / 2 = 3 schakels

Dit keer klopt de formule met het aantal links (drie groene links). Omdat 6 van de 8 beschikbare elektronen deelnemen aan de bindingen, blijft er een niet-gedeeld paar over dat zich boven het stikstofatoom bevindt.

Deze structuur zegt alles wat er bekend moet zijn over de ammoniakbasis. Door de kennis van TEV en TRPEV toe te passen, wordt afgeleid dat de geometrie tetraëdrisch vervormd is door het stikstofvrije paar en dat de hybridisatie hiervan dus sp ^{3 is} .

C

Bron: Gabriel Bolívar

De formule komt overeen met een organische verbinding. Voordat u de formule toepast, moet u eraan denken dat waterstofatomen een enkele binding vormen, zuurstof twee, koolstof vier, en dat de structuur zo symmetrisch mogelijk moet zijn. Door te gaan zoals in de vorige voorbeelden, hebben we:

D = 6 × 1 (zes waterstofatomen) + 6 × 1 (één zuurstofatoom) + 4 × 2 (twee koolstofatomen) = 20 elektronen

N = 6 × 2 (zes waterstofatomen) + 8 × 1 (één zuurstofatoom) + 8 × 2 (twee koolstofatomen) = 36 elektronen

C = 36 - 20 = 16 elektronen

C / 2 = 8 schakels

Het aantal groene streepjes komt overeen met de 8 berekende links. De voorgestelde Lewis-structuur is die van ethanol CH ₃ CH ₂ OH. Het zou echter ook correct zijn geweest om de structuur van dimethylether CH ₃ OCH _{3 voor te stellen} , die zelfs nog meer symmetrisch is.

Welke van de twee is "meer" correct? Beide zijn evenzo, aangezien de structuren zijn ontstaan ​​als structurele isomeren met dezelfde molecuulformule C ₂ H ₆ O.

Permanganaation

Bron: Gabriel Bolívar

De situatie is gecompliceerd wanneer het gewenst is Lewis-structuren te maken voor overgangsmetaalverbindingen. Mangaan behoort tot groep VIIB, evenzo moet het elektron met de negatieve lading worden toegevoegd aan de beschikbare elektronen. Door de formule toe te passen die we hebben:

D = 7 × 1 (één mangaanatoom) + 6 × 4 (vier zuurstofatomen) + 1 elektron maal lading = 32 elektronen

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elektronen

C = 40 - 32 = 8 gedeelde elektronen

C / 2 = 4 schakels

Overgangsmetalen kunnen echter meer dan acht valentie-elektronen hebben. Verder is het nodig om de formele ladingen van de zuurstofatomen te verlagen om het MnO ₄ ^- ion de negatieve lading te laten vertonen. Hoe? Door de dubbele bindingen.

Als alle bindingen van MnO ₄ ^- eenvoudig waren, zouden de formele ladingen van zuurstofatomen gelijk zijn aan -1. Aangezien er vier zijn, zou de resulterende lading -4 zijn voor het anion, wat duidelijk niet waar is. Wanneer de dubbele bindingen worden gevormd, is het gegarandeerd dat een enkele zuurstof een negatieve formele lading heeft, weerspiegeld in het ion.

In het permanganaation is te zien dat er resonantie is. Dit impliceert dat de enige enkele Mn-O-binding is gedelokaliseerd tussen de vier O-atomen.

Dichromaat-ion

Bron: Gabriel Bolívar

Ten slotte doet zich een soortgelijk geval voor met het dichromaat-ion (Cr ₂ O ₇ ). Chroom behoort tot groep VIB en heeft dus zes valentie-elektronen. De formule opnieuw toepassen:

D = 6 × 2 (twee chroomatomen) + 6 × 7 (zeven zuurstofatomen) + 2 elektronen maal de tweewaardige lading = 56 elektronen

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elektronen

C = 72 - 56 = 16 gedeelde elektronen

C / 2 = 8 schakels

Maar er zijn geen 8 bindingen, maar 12. Om dezelfde redenen moeten in het permanganaation twee zuurstofatomen met negatieve formele ladingen overblijven die samen -2 zijn, de lading van het dichromaat-ion.

Er worden dus zoveel dubbele bindingen als nodig toegevoegd. Op deze manier komen we tot de Lewis-structuur van het beeld voor Cr ₂ O ₇ ^2– .

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 251.
2. Lewis-structuren. Genomen uit: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Afdeling Chemie en Biochemie, UCLA. (2017). Lewis-structuur. Genomen uit: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Lewis-structuren tekenen. Genomen uit: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis ("electron dot") Structuren. Afdeling Chemie, Universiteit van Maine, Orono. Genomen uit: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25 april 2017). Bepalen hoeveel punten er op de Lewis-puntstructuur van een element staan. Wetenschappelijk. Hersteld van: sciencing.com