8. Lewisstructuren, formele lading, en partiële lading

Samenvatting voor scheikunde - (Lewis)structuurformules en formele/partiële lading

Valentie-elektronen en octetregel

Allereerst moeten we twee dingen duidelijk hebben. 

1. Een atoom heeft een aantal elektronen om zich heen, die zich in schillen bevinden. In de binnenste schil, ook wel de K-schil genoemd, kunnen er maximaal 2 elektronen. In de schil erna, de L-schil, kunnen er maximaal 8 elektronen en de schil daarna, de M-schil kunnen er maximaal 18. Hoeveel elektronen een specifiek atoom in zijn buitenste schil heeft als het neutraal is, noemen we het aantal valentie-elektronen. 

Dit kunnen we vinden in het periodiek systeem achterin de Binas. Bij waterstof zien we dat linksonder in het hoekje staan dat dit er 1 is. Bij koolstof zien we 2,4 staan. Dit betekent dat het een maximum van 2 elektronen in de eerste schil heeft, en 4 in de tweede schil. Het heeft dus 4 valentie-elektronen. Bij stikstof zien we op dezelfde manier dat het 5 valentie-elektronen heeft, en bij zowel zuurstof als zwavel 6. 

2. Daarbij is het zo dat atomen eigenlijk graag een edelgas willen zijn. Deze staan helemaal rechts in het periodiek systeem, dus helium, neon, enzovoort. Atomen willen dus graag het aantal elektronen in de buitenste schil dat een edelgas zou hebben. Dit noemen we de edelgasconfiguratie. 

Voor waterstof betekent dat dus dat het helium wil nadoen en 2 elektronen in de buitenste (en enige) schil wil. Dit noemen we de duet-regel. Voor alle andere atomen betekent dit dat ze 8 elektronen in de buitenste schil willen. Dit noemen we de octetregel. Atomen gaan dus op zoek naar elektronen die ze kunnen delen met andere atomen om aan de duet- of octetregel te voldoen. 

Voorbeelden structuurformules

Laten we dan nu kijken naar een aantal voorbeelden. Let op: je begrijpt dit deel van de uitleg waarschijnlijk beter door ook naar de video hierboven te kijken! 

Te beginnen met ammoniak, NH$_3$. De structuurformule is dan als volgt. We zien een N in het midden met 3 H-tjes eromheen. Het is hier erg belangrijk om te begrijpen dat een streepje een gedeeld elektronenpaar is. Soms wordt dit ook getekend als twee losse stipjes, maar wij gebruiken streepjes. Dit zijn dus twee elektronen, eentje van het ene atoom en eentje van het andere atoom. 

Valentie-elektron en duet-regel

Als we dan naar een H-tje kijken, dan zien we dat dit klopt. Het heeft namelijk 1 valentie-elektron, dat is het ene uiteinde van het streepje, en het deelt een elektron, het andere uiteinde van het streepje, met het stikstofatoom. Dus, het heeft 1 valentie-elektron, maar het heeft wel twee elektronen in zijn buitenste schil, dus het voldoet ook aan de duet-regel. 

Voor valentie-elektronen tellen we dus enkel de streepjes die helemaal aan de kant van een atoom staan, maar voor de duet- of octetregel mogen de gedeelde elektronen ook mee worden geteld. Dit zit hier goed voor alle H-tjes. 

Lewisstructuurformule: voorbeeld

Laten we dan naar het stikstofatoom kijken. We zien hier nu 3 valentie-elektronen, 3 uiteinden van streepjes, maar we hebben net gezien dat het er 5 heeft, dus dit klopt niet. Dit is waar een structuurformule anders is dan een Lewisstructuurformule. Bij een Lewisstructuur maken we het plaatje namelijk compleet met alle elektronen in het molecuul, niet alleen de bindingen (gedeelde elektronenparen dus) zoals bij een structuurformule. 

Om dit een kloppende Lewisstructuur te maken, moeten we een extra elektronenpaar tekenen boven de N. Als we nu tellen zien we 3 uiteinden en 1 heel streepje, samen dus 5 valentie-elektronen, en als we ook gedeelde elektronenparen meetellen zien we 4 elektronenparen, dus 8 elektronen. Zowel het aantal valentie-elektronen als de octetregel kloppen nu!

Laten we dan eens naar ethanol, C$_2$H$_6$O, kijken. Dat ziet er dan als volgt uit: ethaan met een alcoholgroep eraan. Van de H-tjes weten we ondertussen dat het wel goed zit, aangezien die 1 valentie-elektron hebben, en 2 elektronen in de buitenste schil willen door een binding te maken. Van koolstof weten we dat het 4 valentie-elektronen heeft en er natuurlijk 8 in de buitenste schil wilt hebben. Door 4 bindingen te maken klopt dit. Dan blijft het O-tje nog over. Die heeft 6 valentie-elektronen, maar we zien er hier maar 2. Dat klopt dus niet. Als we nu boven en onder een elektronenpaar tekenen, dan zien we 6 valentie-elektronen en 8 elektronen om zich heen, dus dan klopt dit ook. 

Structuurformule koolstofdisulfide

Dan koolstofdisulfide, CS$_2$. We beginnen gewoon met een structuurformule: S-C-S. Je kan het op verschillende manieren benaderen, maar als we naar de valentie-elektronen van zwavel kijken, dan zien we dat het er 6 moeten zijn. Er moet dus wel een dubbele binding aanwezig zijn, anders komen we nooit op een even aantal uit. 

Aan beide kanten tekenen we dus een dubbele binding. Nu hebben de zwavelatomen dus 2 valentie-elektronen. Om op 6 te komen tekenen we dan nog 2 elektronenparen bij de zwavelatomen. Door de bindingen hebben ze ook 8 elektronen om zich heen voor de octetregel. We zien ook dat het C-tje 4 valentie-elektronen heeft en 8 elektronen om zich heen, dus dat klopt ook. 

Structuurformule azijnzuur

Oké, azijnzuur: CH$_3$COOH. Deze molecuulformule geeft al redelijk goed aan hoe de structuurformule eruit ziet, namelijk een C-tje met 3 H-tjes en een COOH groep. Ondertussen kunnen we als het goed is meteen zien dat het de C-tjes en de H-tjes goed zitten qua valentie-elektronen en de duet- en octetregel, nu de zuurgroep nog. 

Eerst het onderste O-tje. We weten dat er een dubbele binding komt, anders komen we nooit bij het even aantal valentie-elektronen van 6. Daarnaast heeft het dan nog zelf 2 elektronenparen om het compleet te maken. Het andere O-tje heeft twee enkele bindingen, dus mist nog 4 valentie-elektronen. Deze kunnen dus los bij het O-tje getekend worden. De octetregel klopt nu ook. 

Formele lading

Tot dusver hebben we telkens moleculen genomen waar we het allemaal kloppend kunnen maken. Maar, dit is niet altijd mogelijk. Laten we koolstofmonoxide nemen. We zien een C en O atoom. Deze zullen op de eerste plaats aan de octetregel willen voldoen. De beste manier om dit te doen is een driedubbele bindingen en een eigen elektronenpaar voor C en O. 

De octetregel klopt nu. Echter hebben beide atomen nu 5 valentie-elektronen, terwijl O er 6 zou moeten hebben om neutraal te zijn en C 4. Aangezien O een elektron te weinig heeft, krijgt dit een positieve formele lading, aangegeven met het plusje. C heeft juist een elektron te veel, en krijgt een negatieve formele lading, aangegeven met het minnetje. 

CN-

Voor CN- gebeurt iets vergelijkbaars. We zien een C en een N. Om aan de octetregel te voldoen, krijgen we een driedubbele binding en ieder een eigen elektronenpaar. Stikstof heeft nu 5 valentie-elektronen, zoals het hoort. C heeft er echter ook weer 5, terwijl dit 4 hoort te zijn om neutraal te zijn. Er is dus weer een negatieve formele lading op het koolstofatoom. Het gehele atoom is dus ook negatief geladen, aldus CN-. 

No$_3$-

Laten we dan nog even naar nitraat kijken, NO$_3$-. We zien een N in het midden en drie O-tjes. De N kan alleen aan de octetregel voldoen als het twee enkele bindingen en één dubbele aangaat met de O-tjes. Voor het O-tje met de dubbele binding zal dit geen probleem zijn, die krijgt twee eigen elektronenparen en voldoet zo aan de 6 valentie-elektronen en de octetregel. 

De andere Otjes kunnen voldoen aan de octetregel door drie eigen elektronenparen te krijgen, maar ze hebben dan wel een valentie-elektron te veel. Deze zullen dus een negatieve formele lading krijgen. Het stikstofatoom voldoet dus wel aan de octetregel, maar heeft 4 valentie-elektronen, terwijl het er 5 hoort te hebben. Stikstof krijgt dus een positieve formele lading. Het gehele molecuul is dus -1 geladen, aangezien het twee negatieve en één positieve formele lading heeft. 

Partiële lading

We moeten de formele lading overigens niet verwarren met de partiële lading. Bij een formele lading klopt de hoeveelheid valentie-elektronen dus niet. Een partiële lading ontstaat doordat het ene atoom bij een binding harder aan het elektronenpaar trekt dan het andere atoom. Het atoom met de grootste elektronegativiteit trekt het hardst. Het atoom dat harder trekt krijgt zo een kleine negatieve lading, omdat de elektronen dichterbij zijn, terwijl het andere atoom een kleine positieve lading krijgt. Dit geven we aan met de Griekse letter delta en dan een + of -. 

Neem bijvoorbeeld water, H$_2$O. Zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,44 en waterstof 2,2. Zuurstof trekt dus harder aan de elektronen uit de binding, waardoor zuurstof negatieve partiële lading krijgt en waterstof een positieve partiële lading. Hetzelfde zien we koolstofdioxide, CO2. Koolstof heeft een elektronegativiteit van 2,55. Ook hier zien we dus een negatieve partiële lading op het zuurstof en een positieve partiële lading op het koolstof. Bij zowel water als koolstofdioxide kloppen de valentie-elektronen echter, waardoor er geen formele lading aanwezig is.