Lewistheorie

Chemische binding
Dipool-dipoolinteractie
Moleculen (intramoleculair)
Covalente binding
Moleculen (intermoleculair)
Vanderwaalskrachten Waterstofbrug
Zouten
Ionbinding Ion-dipoolkrachten
Metalen
Metaalbinding
Covalente netwerken
Covalente binding
Theorieën
Lewistheorie Valentiebindingstheorie VSEPR-theorie Molecuulorbitaaltheorie
Eigenschappen
Bindingslengte Bindingshoek Bindingsenthalpie Bindingsenergie Bindingsorde Elektronegativiteit Roosterenthalpie
Portaal    Scheikunde

De lewistheorie is een van de oudste theorieën over chemische binding. Al in 1902 had Gilbert Newton Lewis, samen met veel Europese chemici, opgemerkt dat de stabiliteit van edelgassen zou kunnen samenhangen met het bezit van 8 elektronen in de buitenste sfeer van Thomsons (krentenbol)atoommodel.^[1] In 1916 publiceerde hij een lang artikel. In dit artikel nam hij enige postulaten op waarin onder andere is beschreven dat een neutraal atoom bestaat uit een atoomromp en een aantal elektronen in een buitenste schil. De atoomromp blijft ongewijzigd bij chemische veranderingen; het aantal elektronen in die buitenste schil is gelijk aan de positieve lading van de atoomromp en ligt tussen 0 en 8. De elektronen in de buitenste schil zijn later valentie-elektronen genoemd. Een atoom of ion heeft de edelgasconfiguratie als het 8 valentie-elektronen heeft. In datzelfde artikel definieerde Lewis de essentie van de covalente binding, de binding die verantwoordelijk is voor de vorming van moleculen door atomen:

een covalente binding is een tweetal elektronen dat gemeenschappelijk bezit is van twee atomen.^[2][3]

In de meeste gevallen draagt elk atoom één elektron bij aan dat tweetal gemeenschappelijke elektronen. In sommige gevallen echter levert één atoom beide elektronen. Dat tweetal elektronen heet nu “elektronenpaar”. In beide situaties bevindt het gemeenschappelijk elektronenpaar zich tussen beide atomen. Omdat dat elektronenpaar beide atoomkernen aantrekt worden volgens Lewis ook beide atomen naar elkaar toe getrokken. Lewis opperde verder het idee dat het aantal gemeenschappelijke elektronen tussen atomen samenhangt met het bereiken van de edelgasconfiguratie.

Dankzij deze theorie kan de meest waarschijnlijke elektronenstructuur van vele chemische stoffen op vrij eenvoudige manier gevonden worden. In combinatie met de VSEPR-theorie is het vaak ook mogelijk de driedimensionale vorm van het molecuul of samengesteld ion te voorspellen en in vele gevallen ook om een uitspraak te doen over het soort reacties dat het molecuul of ion kan ondergaan.

1. ↑ Brock p. 469
2. ↑ G.N. Lewis (1916). The Atom and the Molecule. Journal of the American Chemical Society 38 (4). DOI: 10.1021/ja02261a002.
3. ↑ Atkins p. 291, 292