Lewisteorie: Verskil tussen weergawes
Content deleted Content added
Jcwf (besprekings | bydraes) |
Jcwf (besprekings | bydraes) No edit summary |
||
Lyn 1:
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
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.
Lyn 5:
==Aannames==
Die teorie gaan van die aanname uit dat die stabielste elektronstruktuur van 'n molekuul die volgende eienskappe sal besit:
#'''Paringsaanname''': alle elektrone vorm [[elektronpaar|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.
Lyn 39:
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]] CH<sub>4</sub> 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]] CO<sub>2</sub> 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.
Lyn 87:
====Oksidatiegetalle====
Die stabielste struktuur N≡N-O het 'n oksidatiegetal -2 vir die suurstofatoom omdat dit elektronegatiewer is as stikstof en alle elektrone aan suurstof toegeken word. Die twee stikstofatome het dieselfde elektronegtiwiteit. Die driedubbelbinding word gesplits en die sentrale N-atoom het net drie elektrone en 'n oksidatiegetal +2. Die eindstandige
Die berekening van die oksidasietoestand gee darem 'n ''afsonderlike'' waarde vir ieder atoom en in díe geval is die getal verskillend vir die beide stikstofatome. Ook sien ons dat die oksidasiegetal ook nul kan wees vir stowwe wat nie 'n chemiese element is nie.
Lyn 94:
==Uitsonderings==
Die aannames van Lewis lewer goeie resultate vir baie molekule en mulekulêre ioons, maar daar is ook talle uitsonderings en probleemgevalle:
#Molekule waarin meerdere strukture opgestel kan wat net deur
#:Afsonderlik kom hierdie "resonansie-strukture" nie ooreen met die waarneembare eieskappe van 'n stof nie, maar hulle kan gesien word as "grensstrukture". Die regtige struktuur val tusse die resonansie-strukture in en hulle gee dikwels aanwysings vir die reaktiwiteit van die stof. Eintlik is díe verskynsel 'n artefakt 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.
#Molekule met 'n onewe aantal
#:Dis ontmoontlik om alle elektrone in pare in te deel; tog bestaan hulle as stabiele (maar wel reaktiewe) verbindings
#Molekule soos O<sub>2</sub> wat in werklikheid ongepaarde elektrone besit
#:Die Lewisteorie voorspel vir O<sub>2</sub> 'n '''verkeerde''' struktuur met alle elektrone in pare. Sulke suurstofmolekule heet [[singletsuurstof]] en is 'n baie reaktieve en aggressiewe vorm van die element. Die normale [[tripletsuurstof]] het twee ongepaarde elektrone. Die rede waarom Lewis 'n verkeerde struktuur voorspel is opnuut te vind in die golfmeganika. Die [[reël van Hund]] sê dat dit energie ''kos'' om elektrone te paar (en nie oplewer nie). As daar meerdere toestande beskikbaar is met dieselfde energie sal die elektrone ongepaar bly.
#Molekule waar 'n atoom minder as agt elektrone besit
#:Viral vir elemente soos B, Be ens. is dit
#Molekule waar 'n atoom meer as 'n oktet besit
#:Dit is viral vir swaardere elemente die geval, soos in SF<sub>6</sub>
Vir baie molekule is die Lewisteorie nie geskik nie en moet vervang word deur die latere golfmeganiese teorieë wat moeiliker is toe te pas. Vir die organiese chemie is egter die Lewisteorie dikwels voldoende en die is die rede waarom die teorie nog altyd baie toegepas word.
<!--
| |||