Hoe teken je de Lewisstructuur van complexe ionen zoals N3- en HCOO-?

Het tekenen van Lewisstructuren voor complexe ionen, zoals N3- en HCOO-, vereist een systematische aanpak. Hierbij is het belangrijk om rekening te houden met de totale lading van het ion en de mogelijkheid van resonantie (grensstructuren). Ook is het goed om het verschil te kennen tussen vrije elektronenparen en ongepaarde elektronen (radicalen).

Hier is een stappenplan om de Lewisstructuur van complexe ionen op te stellen:

Stappenplan Lewisstructuren voor ionen

1. Bereken het totale aantal valentie-elektronen (TVE).

   • Tel de valentie-elektronen van alle atomen in het ion bij elkaar op.
   • Voor een negatief geladen ion, tel je extra elektronen op (bijvoorbeeld bij een lading van -1 tel je 1 elektron op).
   • Voor een positief geladen ion, trek je elektronen af (bijvoorbeeld bij een lading van +1 trek je 1 elektron af).

2. Bereken het aantal elektronen dat nodig is om alle atomen aan de octetregel (of duetregel voor H) te laten voldoen (ENO).

   • Waterstof (H) heeft 2 elektronen nodig (duet).
   • Andere atomen (zoals C, N, O) hebben 8 elektronen nodig (octet).

3. Bereken het aantal gedeelde elektronen (GE) en het aantal bindingen.

   • Aantal gedeelde elektronen = ENO - TVE
   • Aantal bindingen = GE / 2 (omdat elke binding uit 2 elektronen bestaat).

4. Bereken het aantal ongebonden elektronen (OE) en het aantal vrije elektronenparen.

   • Aantal ongebonden elektronen = TVE - GE
   • Aantal vrije elektronenparen = OE / 2 (omdat elk vrij elektronenpaar uit 2 elektronen bestaat).

5. Teken het skelet van het ion.

   • Plaats het minst elektronegatieve atoom (meestal C, of het atoom dat het meest voorkomt) in het midden. Waterstof (H) staat nooit in het midden.
   • Verbind het centrale atoom met de andere atomen met enkelvoudige bindingen.

6. Plaats de resterende bindingen en verdeel de vrije elektronenparen.

   • Gebruik de berekende bindingen om dubbele of driedubbele bindingen te vormen, zodat het centrale atoom en de buitenste atomen (indien mogelijk) aan de octetregel voldoen.
   • Verdeel de berekende vrije elektronenparen over de atomen, beginnend bij de buitenste atomen om hun octet te vullen. Plaats daarna eventuele overgebleven elektronenparen op het centrale atoom.

7. Controleer de octetregel en overweeg formele ladingen en uitgebreide octetten.

   • Controleer of elk atoom (behalve H) 8 elektronen om zich heen heeft. H moet 2 elektronen hebben.
   • Als een atoom (vooral het centrale atoom) uit periode 3 of lager komt (zoals S, P, Cl), kan het een uitgebreid octet hebben (meer dan 8 elektronen). Dit gebeurt vaak om de formele ladingen te minimaliseren.
   • Bereken de formele lading voor elk atoom: Formele lading = (aantal valentie-elektronen van het vrije atoom) - (aantal vrije elektronen) - (aantal bindingen)
   • Probeer de Lewisstructuur zo aan te passen (door dubbele/drievoudige bindingen te maken) dat de formele ladingen zo dicht mogelijk bij nul liggen. De som van de formele ladingen moet gelijk zijn aan de totale lading van het ion.

8. Overweeg grensstructuren (resonantie).

   • Als er meerdere manieren zijn om dubbele bindingen te plaatsen die leiden tot gelijkwaardige structuren met dezelfde formele ladingen, dan zijn er grensstructuren. De werkelijke structuur is een gemiddelde van deze grensstructuren.

Voorbeeld 1: Lewisstructuur van N3- (Azide-ion)

1. Totaal aantal valentie-elektronen (TVE):

   • Stikstof (N): 5 valentie-elektronen
   • 3 N-atomen: $3 \times 5 = 15$ valentie-elektronen
   • Lading van -1: +1 elektron
   • Totaal = $15 + 1 = \textbf{16 valentie-elektronen}$.

2. Elektronen nodig voor octet (ENO):

   • 3 N-atomen x 8 elektronen = $\textbf{24 elektronen nodig}$.

3. Gedeelde elektronen (GE) en bindingen:

   • GE = $24 - 16 = \textbf{8 gedeelde elektronen}$.
   • Aantal bindingen = $8 / 2 = \textbf{4 bindingen}$.

4. Ongebonden elektronen (OE) en vrije elektronenparen:

   • OE = $16 - 8 = \textbf{8 ongebonden elektronen}$.
   • Aantal vrije elektronenparen = $8 / 2 = \textbf{4 vrije elektronenparen}$.

5. Skelet: N - N - N (lineair)

6. Plaats bindingen en vrije elektronenparen:

   • We hebben 4 bindingen. Begin met 2 enkelvoudige bindingen tussen de N-atomen. Er blijven 2 bindingen over.
   • Deze 2 bindingen kunnen op twee manieren worden verdeeld om octetten te vormen, wat leidt tot grensstructuren:
     • Grensstructuur A: Twee dubbele bindingen. $:N=N=N:$ .. ..
     • Grensstructuur B: Eén drievoudige binding en één enkelvoudige binding. $:N \equiv N - N:$ . ...

7. Controle en formele ladingen:

   • Grensstructuur A ($:N=N=N:$):

     • Linker N: 2 vrije elektronenparen (4e) + 2 bindingen (4e) = 8e. Formele lading = $5 - 4 - 2 = -1$.
     • Centrale N: 0 vrije elektronenparen (0e) + 4 bindingen (8e) = 8e. Formele lading = $5 - 0 - 4 = +1$.
     • Rechter N: 2 vrije elektronenparen (4e) + 2 bindingen (4e) = 8e. Formele lading = $5 - 4 - 2 = -1$.
     • Totale lading = $-1 + 1 - 1 = -1$. Klopt met de lading van N3-.

   • Grensstructuur B ($:N \equiv N - N:$):

     • Linker N: 1 vrij elektronenpaar (2e) + 3 bindingen (6e) = 8e. Formele lading = $5 - 2 - 3 = 0$.
     • Centrale N: 0 vrije elektronenparen (0e) + 4 bindingen (8e) = 8e. Formele lading = $5 - 0 - 4 = +1$.
     • Rechter N: 3 vrije elektronenparen (6e) + 1 binding (2e) = 8e. Formele lading = $5 - 6 - 1 = -2$.
     • Totale lading = $0 + 1 - 2 = -1$. Klopt met de lading van N3-.

8. Resonantie: Beide structuren zijn geldige grensstructuren. De werkelijke structuur van het azide-ion is een hybride van deze twee, waarbij de elektronen en de negatieve lading over het hele ion zijn verdeeld.

Voorbeeld 2: Lewisstructuur van HCOO- (Formiaat-ion)

1. Totaal aantal valentie-elektronen (TVE):

   • Waterstof (H): 1 valentie-elektron
   • Koolstof (C): 4 valentie-elektronen
   • Zuurstof (O): 6 valentie-elektronen
   • 1 H, 1 C, 2 O-atomen: $1 \times 1 + 1 \times 4 + 2 \times 6 = 1 + 4 + 12 = 17$ valentie-elektronen.
   • Lading van -1: +1 elektron
   • Totaal = $17 + 1 = \textbf{18 valentie-elektronen}$.

2. Elektronen nodig voor octet/duet (ENO):

   • H: 2 elektronen
   • C: 8 elektronen
   • 2 O-atomen: $2 \times 8 = 16$ elektronen
   • Totaal = $2 + 8 + 16 = \textbf{26 elektronen nodig}$.

3. Gedeelde elektronen (GE) en bindingen:

   • GE = $26 - 18 = \textbf{8 gedeelde elektronen}$.
   • Aantal bindingen = $8 / 2 = \textbf{4 bindingen}$.

4. Ongebonden elektronen (OE) en vrije elektronenparen:

   • OE = $18 - 8 = \textbf{10 ongebonden elektronen}$.
   • Aantal vrije elektronenparen = $10 / 2 = \textbf{5 vrije elektronenparen}$.

5. Skelet: Koolstof (C) is het centrale atoom, gebonden aan H en de twee O-atomen. O | C - H | O

6. Plaats bindingen en vrije elektronenparen:

   • We hebben 4 bindingen. Begin met 3 enkelvoudige bindingen (C-H, C-O, C-O). Er blijft 1 binding over.
   • Deze 1 binding wordt een dubbele binding met één van de zuurstofatomen. O || C - H | O
   • Verdeel de 5 vrije elektronenparen:
     • H heeft 1 binding (2e), voldoet aan duet. 0 vrije elektronenparen.
     • C heeft 1 dubbele binding en 2 enkelvoudige bindingen (8e), voldoet aan octet. 0 vrije elektronenparen.
     • Het O-atoom met de dubbele binding heeft 2 bindingen (4e). Het heeft nog 4e nodig, dus 2 vrije elektronenparen.
     • Het O-atoom met de enkelvoudige binding heeft 1 binding (2e). Het heeft nog 6e nodig, dus 3 vrije elektronenparen.
     • Totaal vrije elektronenparen = $0 + 0 + 2 + 3 = 5$. Dit klopt met onze berekening!

   De Lewisstructuur voor HCOO- is: ..Ö || C - H | :Ö: ...

7. Controle en formele ladingen:

   • H: 1 binding (2e). Formele lading = $1 - 0 - 1 = 0$.
   • C: 1 dubbele binding, 2 enkelvoudige bindingen (8e). Formele lading = $4 - 0 - 4 = 0$.
   • O (dubbele binding): 2 bindingen (4e) + 2 vrije elektronenparen (4e) = 8e. Formele lading = $6 - 4 - 2 = 0$.
   • O (enkelvoudige binding): 1 binding (2e) + 3 vrije elektronenparen (6e) = 8e. Formele lading = $6 - 6 - 1 = -1$.
   • Totale lading = $0 + 0 + 0 - 1 = -1$. Klopt met de lading van HCOO-.

8. Resonantie: De dubbele binding kan ook met het andere zuurstofatoom zijn. Er zijn dus twee gelijkwaardige grensstructuren voor het formiaat-ion.

Wat is een radicaal?

Een radicaal is een molecuul of ion dat een ongepaard elektron heeft. Dit betekent dat er ergens in de Lewisstructuur een elektron zit dat geen partner heeft in een binding of in een vrij elektronenpaar. Een ongepaard elektron wordt vaak aangegeven met een puntje ($\cdot$) in de Lewisstructuur.

Kenmerken van een radicaal:

• Het heeft een oneven aantal valentie-elektronen.
• Het voldoet vaak niet aan de octetregel (het heeft dan 7 elektronen om zich heen).
• Radicalen zijn doorgaans zeer reactief, omdat ze graag een elektron willen 'paren' om stabieler te worden.

Bij de berekening van Lewisstructuren, als het aantal ongebonden elektronen (OE) een oneven getal is, dan is er sprake van een radicaal. Als alle ongebonden elektronen netjes in paren zitten (dus OE is een even getal), dan is het geen radicaal. Bij N3- en HCOO- waren de ongebonden elektronen even getallen (8 en 10), dus waren er geen radicalen.