|
Vir stap 7 is dit nodig om te weet hoe elektrone om 'n atoom getel word
==Tel van elektrone==
==Elektrone tel==
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.
Die oksidasiegetal is nie belangrik vir bepaling van watter struktuur die stabielste is nie, maar bepaal wel watter [[redoksreaksie]]s die stof kan ondergaan.
[[File:Water-2D-flat.png|thumb|Lewisstruktuur van water]] ▼
==Voorbeelde==
===Water===
▲[[ FileLêer:Water-2D-flat.png|thumb|Lewisstruktuur van water]]
In [[water]] bestaan die molekuul uit twee [[waterstof]]atome en een [[suurstof]]atoom.
#Die vereiste elektrone is VE=2*2+8 = 12
#Die beskikbare valensie-elektrone is BE=2*1+6= 8
#Gedeel deur twee geelewer dit TP=4 pare in totaal
#Die verskil tusse VE en BE is 12-8=4; gedeel deur twee geelewer dit GP=2 gedeelde pare
#TP-GP=EP=2 is die aantalgetal enkelpareeie-pare
#Die twee gedeelde pare vorm die bindings tussetussen die atome. Dit kan geteken word as twee bolletjies tusse die atome, maar 'n strepie kan ook gebruik word
#Wat oorbly is die twee enkelpareeie-pare wat op die suurstof geplaas word. Ook die enkelpareeie-pare kan as bolletjies of as 'n strepie aangegee word
Daar is net een moontlikheidmoontlike omtoedeling van die gedeelde pare en die enkelpareeie-pare oor die atome te verdeel in dithierdie geval, maar vir andere molekulemolekules kan daar meer danas een moontlikheid wees. ▼
▲Daar is net een moontlikheid om die gedeelde pare en die enkelpare oor die atome te verdeel in dit geval, maar vir andere molekule kan daar meer dan een moontlikheid wees.
====Oktet-telling====
Die oktet-telling bevestig dat alle atome 'n edelgaskonfigurasie bereik het: die gedeelde pare word dubbeldubbeld getel. Suurstof het agt elektrone en iederelke waterstof twee.
====Formele lading====
Die gedeelde pare word nou gesplitsopgesplyt en dit geelewer beide waterstofatome iedermet netslegs een elektron elk. Hulle het dus 'n formele lading van nul. Ook die suurstofatoom is neutraal, want dit het ses elektrone.
====Oksidatiegetal====
Suurstof is elektronegatiewerelektro-negatiewer as waterstof: alle elektrone word daarom aan suurstof toegeken. Die suurstofatoom het agt elektrone en die waterstofatome nul. Dit maak die oksidatiegetalle +1 vir H en -2 vir O.
===Laggas===
[[FileLêer:Lachgas.png|thumb|300px|Laggas]]
In [[laggas]] N<sub>2</sub>O is die situasie watiewat anders. Die berekening word:
:VE: 3*8 =24
:TP-GP = EP =4
Die 4+4 elektronpare kan in dithierdie geval op verskillende maniere verdeeltoegedeel word, soos die afbeelding toonaantoon. Een moontlikheid is om 'n driedubbelbinding aan te neem tussetussen die stikstofatome, en 'n enkelbinding tussetussen stikstof en suurstof (N≡N-O). 'n AndereAnder moontlikheid is om twee dubbelbindings aan te neem (N=N=O). Beide moontlikhede kom ooreen met GP=4.
====Formele lading====
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 elektronegatiewereelektro-negatiewere suurstofatoom geplaas te word en dit maak die N≡N-O die stabielste struktuur.
Daar is in prinsipebeginsel nog 'n derde moontlikheid (N-N≡O) maar die formele lading is baie ongustig met 'n positiewe lading op O.
====Oksidatiegetalle====
Die stabielste struktuur N≡N-O het 'n oksidatiegetal van -2 vir die suurstofatoom omdat dit elektronegatiewerelektro-negatiewer is as stikstof en alle elektrone aan suurstof toegeken word. Die twee stikstofatome het dieselfde elektronegtiwiteitelektro-negtiwiteit. Die driedubbelbinding word gesplitsgesplyt en die sentrale N-atoom het dan net drie elektrone en 'n oksidatiegetal van +2. Die eindstandige stikstofatoom het vyf elektrone (drie van die driedubbelbinding plus een enkelpaareie-paar) en 'n oksidasiegetal van nul.
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. ▼
▲Die berekening van die oksidasietoestand gee darem 'n ''afsonderlike'' waarde vir iederelke atoom en in díedié geval isverskil die getal verskillend virby die beidetwee stikstofatome. OokOns sien onsverder dat die oksidasiegetal ook nul kan wees vir stowwe wat nie 'n chemiese element is nie.
==Uitsonderings==
Die aannames van Lewis lewer goeie resultate vir baie molekulemolekules en mulekulêre ioonsione, maar daar is ook talle uitsonderings en probleemgevalle:
#MolekuleMolekules waarinwat meerderevolgens verskillende strukture opgestel kan word wat netslegs deur spiegelspieël- of rotasiesimmetrie van mekaar verskil.
#:Afsonderlik kom hierdie "resonansie-strukture" nie ooreen met die waarneembare eieskappe van 'n stof nie, maar hulle kan gesien word as "grensstrukture". Die regtigewerklike struktuur val tussetussen die resonansie-strukture in, en hulle geelewer dikwels aanwysingsaanduidings virvan die reaktiwiteit van die stof. Eintlik is díedié verskynsel 'n artefaktartefak 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.
#MolekuleMolekules met 'n onewe aantalgetal elektrone ([[radikaal|radikale]]), soos NO
#:Dis ontmoontlikonmoontlik om alle elektrone in pare in te deel; tog bestaan hulle as stabiele (maar wel reaktiewe) verbindings
#MolekuleMolekules 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 suurstofmolekulesuurstofmolekules heet [[singletsuurstofenkelsuurstof]] en is 'n baie reaktieve en aggressiewe vorm van die element. Die normale [[tripletsuurstoftriplekssuurstof]] het twee ongepaarde elektrone. Die rede waarom Lewis 'n verkeerde struktuur voorspel is opnuutweereens teverstaanbaar vind in diedanksy golfmeganika. Die [[reël van Hund]] sê dat dit energie ''kosverg'' om elektrone te paar (en nie oplewer nie). As daar meerdere toestande beskikbaar is met dieselfde energie sal die elektrone ongepaar bly.
#MolekuleMolekules waar 'n atoom minder as agt elektrone besit
#:ViralVeral vir elemente soos B, Be ens. is dit dikwels onmoontlik om aan die oktetreël te beantwoord. Hulle word [[elektrondefisiënsieelektrongebrek|elektrondefisiëntelektrongebrekkig]] genoem
#MolekuleMolekules waar 'n atoom meer as 'n oktet besit
#:Dit is viralveral vir swaardereswaarder elemente die geval, soos inby SF<sub>6</sub>
Vir baievele molekulemolekules is die Lewisteorie nie geskik nie en moet dit vervang word deur die latere golfmeganiese teorieë wat moeiliker is om toe te pas. Vir dieBy organiese chemie is egter die Lewisteorie egter dikwels voldoende en dieis isdit die rede waarom die teorie nog altyd baie toegepas word.
<!--
| 