Hoe stel je de juiste Lewisstructuur op?

Het opstellen van een Lewisstructuur is een systematische manier om de verdeling van valentie-elektronen in een molecuul of ion weer te geven. Dit helpt je te begrijpen hoe atomen met elkaar verbonden zijn en of er dubbele of driedubbele bindingen aanwezig zijn. Het hoofddoel is dat atomen (behalve waterstof) de octetregel volgen, wat betekent dat ze acht elektronen in hun buitenste schil willen hebben voor stabiliteit. Waterstof streeft naar twee elektronen.

Hier zijn de stappen om een Lewisstructuur op te stellen:

1. Tel het totale aantal valentie-elektronen:

   • Tel de valentie-elektronen van elk atoom in het molecuul of ion.
   • Voor een negatief geladen ion tel je extra elektronen op (bijvoorbeeld, voor $CNO^-$ tel je 1 elektron op).
   • Voor een positief geladen ion trek je elektronen af.

2. Bepaal het centrale atoom en verbind de atomen met enkelvoudige bindingen:

   • Het centrale atoom is meestal het minst elektronegatieve atoom (behalve waterstof, dat nooit centraal is).
   • Verbind het centrale atoom met de andere atomen met enkelvoudige bindingen (elk een paar elektronen).

3. Verdeel de resterende elektronen als vrije elektronenparen:

   • Begin met de buitenste atomen en geef ze vrije elektronenparen totdat ze aan de octetregel voldoen (of twee elektronen voor waterstof).
   • Plaats daarna eventuele overgebleven elektronen als vrije elektronenparen op het centrale atoom.

4. Controleer de octetregel voor alle atomen:

   • Als na het plaatsen van alle vrije elektronenparen een atoom (vooral het centrale atoom) nog steeds niet aan de octetregel voldoet, dan moeten er dubbele of driedubbele bindingen worden gevormd.
   • Verschuif een vrij elektronenpaar van een naburig atoom (dat wel een octet heeft) naar een binding tussen de twee atomen, zodat er een dubbele binding ontstaat. Herhaal dit indien nodig voor driedubbele bindingen.

5. Controleer het totale aantal gebruikte elektronen:

   • Tel alle elektronen in bindingen en vrije elektronenparen. Dit aantal moet precies gelijk zijn aan het totale aantal valentie-elektronen dat je in stap 1 hebt berekend. Als dit niet klopt, is de structuur incorrect.

Voorbeeld: Het cyanate-ion ($CNO^-$)

Laten we deze stappen toepassen op het cyanate-ion ($CNO^-$) om te zien waarom de structuur O=C=N de juiste is.

1. Totaal aantal valentie-elektronen:

   • Koolstof (C): 4 valentie-elektronen
   • Stikstof (N): 5 valentie-elektronen
   • Zuurstof (O): 6 valentie-elektronen
   • Negatieve lading (-1): +1 elektron
   • Totaal: $4 + 5 + 6 + 1 = 16$ valentie-elektronen.

2. Centraal atoom en enkelvoudige bindingen:

   • Koolstof (C) is het centrale atoom.
   • $O-C-N$ (gebruikt 4 elektronen voor de twee enkelvoudige bindingen).

3. Verdeel resterende elektronen als vrije elektronenparen:

   • We hebben nog $16 - 4 = 12$ elektronen over.
   • Geef zuurstof (O) 3 vrije elektronenparen (6 elektronen) om zijn octet te vullen.
   • Geef stikstof (N) 3 vrije elektronenparen (6 elektronen) om zijn octet te vullen.
   • Nu zijn alle 12 resterende elektronen gebruikt.

4. Controleer de octetregel:

   • Zuurstof (O): 1 binding + 3 vrije paren = 8 elektronen (voldoet).
   • Stikstof (N): 1 binding + 3 vrije paren = 8 elektronen (voldoet).
   • Koolstof (C): 1 binding met O + 1 binding met N = 4 elektronen. Voldoet NIET aan de octetregel! Koolstof heeft er 8 nodig.

5. Vorm dubbele bindingen:

   • Om koolstof aan zijn octet te laten voldoen, moeten we vrije elektronenparen van zuurstof en/of stikstof omzetten in extra bindingen.
   • Als we één vrij elektronenpaar van zuurstof en één van stikstof omzetten in bindingen, krijgen we: O=C=N.
     • Zuurstof (O): 1 dubbele binding (4 elektronen) + 2 vrije elektronenparen (4 elektronen) = 8 elektronen (voldoet).
     • Koolstof (C): 1 dubbele binding met O (4 elektronen) + 1 dubbele binding met N (4 elektronen) = 8 elektronen (voldoet).
     • Stikstof (N): 1 dubbele binding (4 elektronen) + 2 vrije elektronenparen (4 elektronen) = 8 elektronen (voldoet).
   • Nu voldoen alle atomen aan de octetregel.

6. Controleer het totale aantal gebruikte elektronen:

   • Elektronen van O: 8
   • Elektronen van C: 8
   • Elektronen van N: 8
   • Totaal gebruikt: $8 + 8 + 8 = 24$ elektronen.
   • Fout! We hadden maar 16 valentie-elektronen beschikbaar. Dit betekent dat de telling per atoom niet de totale elektronen telt, maar de elektronen rond elk atoom.

Laten we de telling van gebruikte elektronen opnieuw doen voor de structuur O=C=N met 2 vrije elektronenparen op O en 2 vrije elektronenparen op N:

• 2 dubbele bindingen = $2 \times 4 = 8$ bindingselektronen.
• 2 vrije elektronenparen op O = 4 elektronen.
• 2 vrije elektronenparen op N = 4 elektronen.
• Totaal: $8 + 4 + 4 = 16$ elektronen.

Dit komt precies overeen met het berekende aantal valentie-elektronen. Daarom is O=C=N met twee vrije elektronenparen op zuurstof en twee op stikstof de correcte Lewisstructuur voor het cyanate-ion.

Het is dus essentieel om zowel de octetregel voor elk atoom als het totale aantal beschikbare valentie-elektronen in de gaten te houden.