Scheikunde Samenvatting H12 & H13
12.1; Lewisstructuren:
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar zodat ze een edelgasconfiguratie krijgen. Dit
houdt in dat elk atoom acht valentie-elektronen heeft. Met behulp van de octetregel kan voorspeld worden
hoeveel bindingen niet-metaalatomen aangaan. Zo heeft een zuurstofatoom bijvoorbeeld zes
valentie-elektronen. Door twee elektronen met andere atomen te delen, kan hij voldoen aan de octetregel.
Daarom kan een zuurstofatoom ook twee atoombindingen maken. Je zegt dat de covalentie van zuurstof
twee is.
Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je
de lewisstructuur. Elektronen komen in tweetallen voor, een zogenaamd
elektronenpaar. Het gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding, het
bindend elektronenpaar, wordt aangegeven met een streepje. De overige
valentie-elektronen worden niet-bindende of vrije elektronenparen genoemd, en
geef je aan als groepjes van twee stippen om een atoom heen. Zie de figuur
hiernaast.
Volgens de octetregel moet elk atoom dan vier elektronenparen om zich heen hebben.
Het waterstofatoom is echter een uitzondering. Dit atoom wordt namelijk maar
omringd door één elektronenpaar, waardoor het dezelfde configuratie heeft als helium.
Lewisstructuren opstellen
om lewisstructuren op te stellen, is er een stappenplan wat gevolgd kan worden. Er wordt gebruik gemaakt
van een watermolecuul als voorbeeld.
Stap 1:
Teken de structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met de covalentie.
Zie de tabel hiernaast.
Stap 2:
In Binas tabel 99 opzoeken hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor een
octet. Om het overzicht te bewaren kan dit weergegeven worden in een tabel.
Stap 3:
Bepaald hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in bindende elektronenparen en hoeveel valentie-elektronen
er over zijn.
Bij de H-atomen wordt één valentie-elektron gebruikt als bindend elektronenpaar. Er zijn geen
valentie-elektronen meer over. Bij het O-atoom zijn er twee valentie-elektronen in gebruik in de bindende
elektronenparen. Dat betekent dat er 6 - 2 = 4 valentie-elektronen over zijn.
Stap 4:
, Bereken hoeveel vrije elektronenparen er zijn en geef dit weer in de lewisstructuur.
Bij het O-atoom zijn er dus 4 valentie-elektronen over, dat zijn = 2 vrije elektronenparen. De
lewisstructuur is dus:
Zie hieronder voorbeeld 2 over het opstellen van een lewisstructuur bij CO2.
Uitzonderingen op de octetregel
Behalve waterstof zijn er nog een aantal andere uitzonderingen op de octetregel. Soms kan
het voorkomen dat bij een centraal P-, N-, of S-atoom het aantal omringende elektronen
groter is dan acht. Dit wordt dan een uitgebreid octet genoemd. Hiernaast valt de
lewisstructuur van zwavelzuur te zien. Het zwavelatoom heeft zes bindingen, dus zes
elektronenparen, en dus een omringing van 12 elektronen. Als er in een opgave een
uitgebreid octet voorkomt, wordt de covalentie van het centrale atoom altijd gegeven.
Lewisstructuren van radicalen
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard
elektron voorkomt. Door zo’n ongepaard elektron voldoet een radicaal niet aan de octetregel. Hierdoor
kan het snel reageren met andere atomen, moleculen of radicalen om alsnog aan de octetregel te
voldoen. Zie hiernaast een chloorradicaal, en hierboven voorbeeld 3 van het opstellen van de
lewisstructuur van een radicaal.
Lewisstructuur van een ion opstellen
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading van
het ion. Bij negatief geladen ionen geeft de lading het aantal extra elektronen aan. Bij positief geladen ionen
staat de lading juist voor het aantal elektronen dat er te weinig is. Zie voorbeeld 4 op de volgende pagina.
12.1; Lewisstructuren:
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar zodat ze een edelgasconfiguratie krijgen. Dit
houdt in dat elk atoom acht valentie-elektronen heeft. Met behulp van de octetregel kan voorspeld worden
hoeveel bindingen niet-metaalatomen aangaan. Zo heeft een zuurstofatoom bijvoorbeeld zes
valentie-elektronen. Door twee elektronen met andere atomen te delen, kan hij voldoen aan de octetregel.
Daarom kan een zuurstofatoom ook twee atoombindingen maken. Je zegt dat de covalentie van zuurstof
twee is.
Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je
de lewisstructuur. Elektronen komen in tweetallen voor, een zogenaamd
elektronenpaar. Het gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding, het
bindend elektronenpaar, wordt aangegeven met een streepje. De overige
valentie-elektronen worden niet-bindende of vrije elektronenparen genoemd, en
geef je aan als groepjes van twee stippen om een atoom heen. Zie de figuur
hiernaast.
Volgens de octetregel moet elk atoom dan vier elektronenparen om zich heen hebben.
Het waterstofatoom is echter een uitzondering. Dit atoom wordt namelijk maar
omringd door één elektronenpaar, waardoor het dezelfde configuratie heeft als helium.
Lewisstructuren opstellen
om lewisstructuren op te stellen, is er een stappenplan wat gevolgd kan worden. Er wordt gebruik gemaakt
van een watermolecuul als voorbeeld.
Stap 1:
Teken de structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met de covalentie.
Zie de tabel hiernaast.
Stap 2:
In Binas tabel 99 opzoeken hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor een
octet. Om het overzicht te bewaren kan dit weergegeven worden in een tabel.
Stap 3:
Bepaald hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in bindende elektronenparen en hoeveel valentie-elektronen
er over zijn.
Bij de H-atomen wordt één valentie-elektron gebruikt als bindend elektronenpaar. Er zijn geen
valentie-elektronen meer over. Bij het O-atoom zijn er twee valentie-elektronen in gebruik in de bindende
elektronenparen. Dat betekent dat er 6 - 2 = 4 valentie-elektronen over zijn.
Stap 4:
, Bereken hoeveel vrije elektronenparen er zijn en geef dit weer in de lewisstructuur.
Bij het O-atoom zijn er dus 4 valentie-elektronen over, dat zijn = 2 vrije elektronenparen. De
lewisstructuur is dus:
Zie hieronder voorbeeld 2 over het opstellen van een lewisstructuur bij CO2.
Uitzonderingen op de octetregel
Behalve waterstof zijn er nog een aantal andere uitzonderingen op de octetregel. Soms kan
het voorkomen dat bij een centraal P-, N-, of S-atoom het aantal omringende elektronen
groter is dan acht. Dit wordt dan een uitgebreid octet genoemd. Hiernaast valt de
lewisstructuur van zwavelzuur te zien. Het zwavelatoom heeft zes bindingen, dus zes
elektronenparen, en dus een omringing van 12 elektronen. Als er in een opgave een
uitgebreid octet voorkomt, wordt de covalentie van het centrale atoom altijd gegeven.
Lewisstructuren van radicalen
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard
elektron voorkomt. Door zo’n ongepaard elektron voldoet een radicaal niet aan de octetregel. Hierdoor
kan het snel reageren met andere atomen, moleculen of radicalen om alsnog aan de octetregel te
voldoen. Zie hiernaast een chloorradicaal, en hierboven voorbeeld 3 van het opstellen van de
lewisstructuur van een radicaal.
Lewisstructuur van een ion opstellen
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading van
het ion. Bij negatief geladen ionen geeft de lading het aantal extra elektronen aan. Bij positief geladen ionen
staat de lading juist voor het aantal elektronen dat er te weinig is. Zie voorbeeld 4 op de volgende pagina.
