Scheikunde
Hoofdstuk 12 – Molecuulopbouw
§ 12.1 – LEWISSTRUCTUREN
Volgens OCTETREGEL: atomen kunnen bindingen met elkaar vormen zodat ze een edelgasconfiguratie krijgen,
dus elk atoom heeft acht valentie-elektronen.
• Voorspellen hoeveel bindingen niet-metaalatomen kunnen aangaan.
COVALENTIE: aantal atoombindingen die een atoom kan aangaan.
• Zuurstof → 6 valentie-elektronen → 2 elektronen delen.
Structuurformule van een molecuul met alle valentie -elektronen getekend= LEWIS STRUCTUUR.
• Het gemeenschappelijke elektronenpaar, het bindend elektronenpaar, geef je in de lewis structuur weer als
een streepje.
• Niet-bindende of vrije elektronenparen, geef je weer als groepjes van twee atomen om het atoom heen.
• UITZO NDERING: waterstofatoom, niet omringd door 4 elektronenparen. Maar door één elektronenpaar.
Bij het opstellen van Lewis structuur gebruik je het aantal valentie-elektronen van elk atoom en de octetregel:
ZEL F O PSTEL L EN:
1. Teken structuurformule, zoveel mogelijk rekening houdend met de covalentie.
2. Zoek in binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor octet.
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen en hoeveel
valentie-elektronen er over zijn.
4. Bereken aantal vrije elektronenparen en geef de Lewis structuur van het molecuul. Teken elektronenparen.
, UITGEBREID O CTET: aantal omringende elektronen groter zijn dan acht.
• Een uitgebreid octet komt voor bij grotere atomen die meer dan 8 elektronen rond zich kunnen hebben,
omdat zij extra ruimte (orbitalen) hebben en zo een stabiele elektronenconfiguratie bereiken.
○ Bijvoorbeeld: centrale zwavelatoom heeft zes bindingen → zes elektronenparen → 12 elektronen omringd.
RA DICA A L : deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar een ongepaard elektron.
→ voldoet niet aan octetregel → reageert snel met atomen, moleculen of radicalen om toch te voldoen.
Bij lewis structuur van ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading.
• NEGA TIEF GEL A DEN IO N: lading geeft het aantal extra elektronen aan.
• PO STIEF GEL A DEN IO N: lading geeft het aantal elektronen die er te weinig is.
Bij atoom blijken meer elektronen voor te komen dan het oorspronkelijke aantal valentie -elektronen. Atoom
krijgt een lading → FORMELE LADING.
• Formele lading negatief: meer elektronen komen voor dan oorspronkelijke aantal valentie -elektronen.
• Formele lading positief: minder elektronen komen voor dan oorspronkelijke aantal valentie -elektronen.
FL = elektronen in buitenste schil – (vrije elektronen + ½ bindende elektronen)
§ 12.2 – VSEPR-THEORIE
EL EKTRO NEGA TIVITE IT: maat voor aantrekkingskracht op elektronenpaar.
Groter verschil in elektronegativiteit → hoe dichter elektronenpaar → atoom met hoogste elektronegativiteit.
Ene atoom negatief geladen ( -)= hoogste elektronegativiteit. Ander atoom positief geladen (+)= lagere EN.
→ Atoombinding dan: POLAIRE ATOOMBINDING.
• De lading die de atomen dan hebben= partiële lading.
Je kunt de atoombinding aan de hand van Binas Tabel 40A bepalen:
• PO L A IR: tussen 0,4 en 1,7.
• A PO L A IR: kleiner of gelijk aan 0,4.
• VALDERWAALSBINDING= binding tussen moleculen. Wordt sterker naarmate de molecuulmassa toeneemt.
• WATERSTOFBRUGGEN= tussen moleculen die OH-/NH-groepen bevatten treedt er nog een extra binding op.
Hoofdstuk 12 – Molecuulopbouw
§ 12.1 – LEWISSTRUCTUREN
Volgens OCTETREGEL: atomen kunnen bindingen met elkaar vormen zodat ze een edelgasconfiguratie krijgen,
dus elk atoom heeft acht valentie-elektronen.
• Voorspellen hoeveel bindingen niet-metaalatomen kunnen aangaan.
COVALENTIE: aantal atoombindingen die een atoom kan aangaan.
• Zuurstof → 6 valentie-elektronen → 2 elektronen delen.
Structuurformule van een molecuul met alle valentie -elektronen getekend= LEWIS STRUCTUUR.
• Het gemeenschappelijke elektronenpaar, het bindend elektronenpaar, geef je in de lewis structuur weer als
een streepje.
• Niet-bindende of vrije elektronenparen, geef je weer als groepjes van twee atomen om het atoom heen.
• UITZO NDERING: waterstofatoom, niet omringd door 4 elektronenparen. Maar door één elektronenpaar.
Bij het opstellen van Lewis structuur gebruik je het aantal valentie-elektronen van elk atoom en de octetregel:
ZEL F O PSTEL L EN:
1. Teken structuurformule, zoveel mogelijk rekening houdend met de covalentie.
2. Zoek in binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor octet.
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen en hoeveel
valentie-elektronen er over zijn.
4. Bereken aantal vrije elektronenparen en geef de Lewis structuur van het molecuul. Teken elektronenparen.
, UITGEBREID O CTET: aantal omringende elektronen groter zijn dan acht.
• Een uitgebreid octet komt voor bij grotere atomen die meer dan 8 elektronen rond zich kunnen hebben,
omdat zij extra ruimte (orbitalen) hebben en zo een stabiele elektronenconfiguratie bereiken.
○ Bijvoorbeeld: centrale zwavelatoom heeft zes bindingen → zes elektronenparen → 12 elektronen omringd.
RA DICA A L : deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar een ongepaard elektron.
→ voldoet niet aan octetregel → reageert snel met atomen, moleculen of radicalen om toch te voldoen.
Bij lewis structuur van ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading.
• NEGA TIEF GEL A DEN IO N: lading geeft het aantal extra elektronen aan.
• PO STIEF GEL A DEN IO N: lading geeft het aantal elektronen die er te weinig is.
Bij atoom blijken meer elektronen voor te komen dan het oorspronkelijke aantal valentie -elektronen. Atoom
krijgt een lading → FORMELE LADING.
• Formele lading negatief: meer elektronen komen voor dan oorspronkelijke aantal valentie -elektronen.
• Formele lading positief: minder elektronen komen voor dan oorspronkelijke aantal valentie -elektronen.
FL = elektronen in buitenste schil – (vrije elektronen + ½ bindende elektronen)
§ 12.2 – VSEPR-THEORIE
EL EKTRO NEGA TIVITE IT: maat voor aantrekkingskracht op elektronenpaar.
Groter verschil in elektronegativiteit → hoe dichter elektronenpaar → atoom met hoogste elektronegativiteit.
Ene atoom negatief geladen ( -)= hoogste elektronegativiteit. Ander atoom positief geladen (+)= lagere EN.
→ Atoombinding dan: POLAIRE ATOOMBINDING.
• De lading die de atomen dan hebben= partiële lading.
Je kunt de atoombinding aan de hand van Binas Tabel 40A bepalen:
• PO L A IR: tussen 0,4 en 1,7.
• A PO L A IR: kleiner of gelijk aan 0,4.
• VALDERWAALSBINDING= binding tussen moleculen. Wordt sterker naarmate de molecuulmassa toeneemt.
• WATERSTOFBRUGGEN= tussen moleculen die OH-/NH-groepen bevatten treedt er nog een extra binding op.
