Lewisteorie - Wikipedia
Die Lewisteorie was een van die eerste teorieë wat gepoog het om die kovalente binding in chemie te verklaar. Hierdie teorie is deur Gilbert Lewis geformuleer en het oorspronklik berus op die waarneming dat die atome in die meeste stabiele chemiese verbindings oor 'n edelgaskonfigurasie beskik. Vir waterstofatome beteken dit dat hulle twee valensie-elektrone besit, en by al die ander gevalle, agt valensie-elektrone.
Die Lewisteorie stel mens in staat om op 'n heel eenvoudige wyse vas te stel watter elektronstruktuur die mees waarskynlike sal wees vir verskillende chemiese stowwe. Saam met die VSEPR-teorie is dit ook moontlik om te voorspel watter driedimensionale struktuur 'n molekuul of ioon waarskynlik sal besit. Dit dui in vele gevalle ook aan watter chemiese reaksies die molekuul kan ondergaan.
2 Berekening van die struktuur
3 Tel van elektrone
3.2 Formele lading
3.3 Die oksidasiegetal
4.1.2 Formele lading
4.2.1 Formele lading
Aannames[wysig | wysig bron]
Die teorie gaan van die aanname uit dat die stabielste elektronstruktuur van 'n molekuul die volgende eienskappe sal besit:
Paringsaanname: alle elektrone vorm elektronpare.
Oktetreël: alle atome neig na 'n edelgaskonfigurasie met agt valensie-elektrone (net twee vir H), en indien nodig deur hulle te deel met dié van hul buuratome.
Lokalisering: Elektronpare is òf 'enkel', òf 'gedeel'; d.w.s. hulle is gelokaliseer op slegs een, of alternatiewelik tussen twee atome.
Minimalisering van die (formele) ladings: Daardie elektronstruktuur wat oor die minimum formele lading op die atome beskik, is die stabielste. Indien alle formele ladings nie nul kan wees nie, behoort buuratome teenoorgestelde ladings te dra, en die negatiewe formele ladings sal dan op die mees elektro-negatiewe atoom vestig.
Die Lewisteorie poog nie om te verklaar waarom die stabielste struktuur aan die bostaande eise moet voldoen nie, maar berus slegs op die empiriese waarneming dat dit vir vele molekules wel die geval is.
Berekening van die struktuur[wysig | wysig bron]
Die aannames maak dit moontlik om te bereken wat die waarskynlike elektroniese struktuur van 'n molekuul of ioon sal wees. Die berekening is baie eenvoudig.
Bepaal die VE: die vereiste elektrone om aan alle atome 'n elektron-oktet te verskaf. Dis agt elektrone per atoom, behalwe vir waterstof waar dit net twee is.
Bepaal die BE: die beskikbare elektrone, tel net die valensie-elektrone van alle atome op; vir 'n negatiewe ioon word daarby nog sy ekstra lading bygetel, of afgetrek in die geval van 'n positiewe ioon.
Deel BE deur twee. Dit lewer die totale getal elektronpare TP.
Trek BE af van VE. Die verskil lewer die aantal elektrone wat gedeel moet word om aan alle atome hulle edelgaskonfigurasie te verleen. Deel die verkil deur twee: (VE-BE)/2 lewer die getal gedeelde pare GP.
Trek die gedeelde pare GP af van die totale TP. (GP-TP) lewer die getal enkelpare EP.
Probeer die skelet van die struktuur te teken deur net een binding aan te bring tussen atome wat mekaar se bure is
Verdeel die gedeelde en enkelpare wat nog oorbly gelyk oor die bindinge, maar sorg dat alle atome 'n edelgaskonfigurasie ontvang en die formele ladings minimaal is
Vir stap 7 is dit nodig om te weet hoe elektrone om 'n atoom getel word
Tel van elektrone[wysig | wysig bron]
Daar is, wat die elektrone om 'n atoom betref, drie verskillende wyses van boekhouding onderskeibaar. Die enkelpare word altyd in geheel aan die atoom toegeken, maar die wyse waarop gedeelde pare behandel word, verskil.
Oktettelling[wysig | wysig bron]
Om te sien of die oktetreël toegepas word, word alle elektronpare om 'n atoom wel tot daardie selfde atoom gereken, ook dié wat gedeel word met 'n buuratoom. Die gedeelde pare word dus dubbeld getel: nie net by die een atoom nie, maar ook by die buurman.
Formele lading[wysig | wysig bron]
Om die formele lading van 'n atoom te bepaal word 'n gedeelde paar nie dubbeld getel nie, maar weer in tweë opgesplyt. Dan word die getal elektrone om die atoom opgetel en vergelyk met die getal valensie-elektrone wat die atoom bygedra het. Die verskil is die formele lading.
In 'n ideale geval is alle formele ladings op die molekuul nul in die molekuul se stabielste toestand, maar vir talle molekules is dit nie moontlik nie.
Die oksidasiegetal[wysig | wysig bron]
Om die oksidasietoestand van 'n atoom binne 'n molekuul te bepaal is dit belangrik om die elektronegatiwiteit van twee atome te vergelyk wat 'n elektronpaar deel. Die gedeelde elektronpaar word in geheel aan die elektro-negatiefste atoom toegeken. Dan word die elektrone om 'n atoom opgetel en vergelyk met die valensie-elektrone wat die atoom bygedra het. Die verskil is die oksidasiegetal.
In die geval van metaan CH4 word al vier gedeelde pare by koolstof gereken omdat C (effens) elektro-negatiewer is as H. Dit lewer 'n oksidasiegetal vir C van -4, en vir H van +1.
In die geval van kooldiokside CO2 behoort die pare by suurstof gereken te word, en het C 'n oksidasiegetal van +4.
Indien die buuratome dieselfde elektro-negatiewiteit besit word die gedeelde elektronpaar opgesplyt, en word elke atoom 'n elektron toegeken.
Die oksidasiegetal is nie belangrik vir bepaling van watter struktuur die stabielste is nie, maar bepaal wel watter redoksreaksies die stof kan ondergaan.
Lewisstruktuur van water
In water bestaan die molekuul uit twee waterstofatome en een suurstofatoom.
Die vereiste elektrone is VE=2*2+8 = 12
Die beskikbare valensie-elektrone is BE=2*1+6= 8
Gedeel deur twee lewer dit TP=4 pare in totaal
Die verskil tussen VE en BE is 12-8=4; gedeel deur twee lewer dit GP=2 gedeelde pare
TP-GP=EP=2 is die getal enkelpare
Die twee gedeelde pare vorm die bindings tussen die atome. Dit kan geteken word as twee bolletjies tussen die atome, maar 'n strepie kan ook gebruik word
Wat oorbly is die twee enkelpare wat op die suurstof geplaas word. Ook die enkelpare kan as bolletjies of as 'n strepie aangegee word
Daar is net een moontlike toedeling van die gedeelde pare en enkelpare oor die atome in hierdie geval, maar vir andere molekules kan daar meer as een moontlikheid wees.
Oktet-telling[wysig | wysig bron]
Die oktet-telling bevestig dat alle atome 'n edelgaskonfigurasie bereik het: die gedeelde pare word dubbeld getel. Suurstof het agt elektrone en elke waterstof twee.
Die gedeelde pare word nou opgesplyt en dit lewer beide waterstofatome met slegs een elektron elk. Hulle het dus 'n formele lading van nul. Ook die suurstofatoom is neutraal, want dit het ses elektrone.
Oksidasiegetal[wysig | wysig bron]
Suurstof is elektro-negatiewer as waterstof: alle elektrone word daarom aan suurstof toegeken. Die suurstofatoom het agt elektrone en die waterstofatome nul. Dit maak die oksidasiegetalle +1 vir H, en -2 vir O.
Laggas[wysig | wysig bron]
In laggas N2O is die situasie iewat anders. Die berekening word:
VE: 3*8 = 24
BE: 5+5+6 = 16 → TP = 8
VE-BE = 8 → GP = 4
TP-GP = EP = 4
Die 4+4 elektronpare kan in hierdie geval op verskillende maniere toegedeel word, soos die afbeelding aantoon. Een moontlikheid is om 'n driedubbelbinding aan te neem tussen die stikstofatome, en 'n enkelbinding tussen stikstof en suurstof (N≡N-O). 'n Ander moontlikheid is om twee dubbelbindings aan te neem (N=N=O). Beide moontlikhede kom ooreen met GP=4.
Die oktettelling bevestig dat alle atome 'n oktet besit, maar die formele lading is nie nul vir alle atome soos by water die geval was nie. Die sentrale stikstofatoom het altyd een formele lading van +1. Die negatiewe formele lading behoort op die elektro-negatiewere suurstofatoom geplaas te word en dit maak N≡N-O die stabielste struktuur.
Daar is in beginsel nog 'n derde moontlikheid (N-N≡O) maar die formele lading is baie ongunstig met 'n positiewe lading op O.
Oksidasiegetalle[wysig | wysig bron]
Die stabielste struktuur N≡N-O het 'n oksidasiegetal van -2 vir die suurstofatoom omdat dit elektro-negatiewer is as stikstof en alle elektrone aan suurstof toegeken word. Die twee stikstofatome het dieselfde elektro-negtiwiteit. Die driedubbelbinding word gesplyt en die sentrale N-atoom het dan net drie elektrone en 'n oksidasiegetal van +2. Die eindstandige stikstofatoom het vyf elektrone (drie van die driedubbelbinding plus een enkelpaar) en 'n oksidasiegetal van nul.
Die berekening van die oksidasietoestand gee darem 'n afsonderlike waarde vir elke atoom en in dié geval verskil die getal by die twee stikstofatome. Ons sien verder dat die oksidasiegetal ook nul kan wees vir stowwe wat nie 'n chemiese element is nie.
Uitsonderings[wysig | wysig bron]
Die aannames van Lewis lewer goeie resultate vir baie molekules en mulekulêre ione, maar daar is ook talle uitsonderings en probleemgevalle:
Molekules wat volgens verskillende strukture opgestel kan word wat slegs deur spieël- of rotasiesimmetrie van mekaar verskil
Afsonderlik kom hierdie "resonansie-strukture" nie ooreen met die waarneembare eienskappe van 'n stof nie, maar hulle kan gesien word as "grensstrukture". Die werklike struktuur val tussen die resonansie-strukture in, en hulle lewer dikwels aanduidings van die reaktiwiteit van die stof. Eintlik is dié verskynsel 'n artefak van die aanname dat elektronpare net deur twee atome gedeel kan word. Die kwantummeganika het aangetoon dat die golfkarakter van elektrone beteken dat hulle ook deur baie meer as twee atome gedeel kan word.
Molekules met 'n onewe getal elektrone (radikale), soos NO
Dis dan onmoontlik om alle elektrone in pare te verdeel; tog bestaan hulle as stabiele (maar wel reaktiewe) verbindings
Molekules soos O2 wat in werklikheid ongepaarde elektrone besit
Die Lewisteorie voorspel vir O2 'n verkeerde struktuur met alle elektrone in pare. Sulke suurstofmolekules heet enkelsuurstof en is 'n baie reaktiewe en aggressiewe vorm van die element. Die normale triplekssuurstof het twee ongepaarde elektrone. Die rede waarom Lewis 'n verkeerde struktuur voorspel is weereens verstaanbaar danksy golfmeganika. Die reël van Hund sê dat dit energie verg om elektrone te paar (en nie oplewer nie). As daar meerdere toestande beskikbaar is met dieselfde energie sal die elektrone ongepaar bly.
Molekules waar 'n atoom minder as agt elektrone besit
Veral vir elemente soos B, Be ens. is dit dikwels onmoontlik om aan die oktetreël te beantwoord. Hulle word elektrongebrekkig genoem.
Molekules waar 'n atoom meer as 'n oktet besit
Dit is veral vir swaarder elemente die geval, soos by SF6
Vir vele molekules is die Lewisteorie nie geskik nie en moet dit vervang word deur die latere golfmeganiese teorieë wat moeiliker is om toe te pas. By organiese chemie is die Lewisteorie egter dikwels voldoende en is dit die rede waarom die teorie nog altyd baie toegepas word.
Voorbeelde van Lewisstrukture
Ontsluit van "https://af.wikipedia.org/w/index.php?title=Lewisteorie&oldid=1128168"	Kategorie: Chemie	Navigasie-keuseskerm
العربيةCatalàDanskDeutschΕλληνικάEnglishEspañolEuskaraفارسیSuomiFrançaisעבריתKreyòl ayisyenBahasa IndonesiaItaliano日本語한국어Bahasa MelayuNederlandsNorsk nynorskPortuguêsSimple EnglishSvenskaไทยTürkçeУкраїнська中文	Wysig skakels	Die bladsy is laas op 9 Maart 2013 om 04:37 bygewerk.