Lewisstructuren
‘De lewistheorie voorspelt hoe de elektronenwolk rond een atoom eruitziet, waarbij alle valentie-
elektronen van de atomen in een molecuul worden weergegeven. Deze tekeningen kunnen dan de
ruimtelijke bouw van moleculen beter verklaren.’
Alle atomen (behalve H, lithium en beryllium) willen het liefst 8 elektronen in hun buitenste schil:
octetregel. Om hier aan te voldoen moeten niet-metaalatomen elektronen lenen van andere
atomen. Hoeveel ze kunnen lenen bepaalt de covalentie. In een structuurformule is zo’n gedeeld
elektronenpaar beschreven met een streepje. Bij een Lewisstructuur worden ook de valentie-
elektronen getekend die niet in een binding zitten, met een streepje of met puntjes.
Formele lading
Formele lading: het aantal elektronen van een atoom wijkt af van het aantal valentie-elektronen van
dat atoom. Lewisstructuur opstellen + formele lading bepalen:
1. Maak van de molecuulformule (bijv. H2O) een structuurformule van atomen, die met enkele
strepen verbonden zijn.
2. Tel het totaal aantal valentie-elektronen
3. Houd rekening met de lading van het deeltje (als het een ion is)
4. Verdeel elektronen volgens de octetregel (elk molecuul 4 streepjes)
5. Bepaal de formele lading per atoom
−¿¿ −¿¿
a. (aantal val e dat het atoom meeneemt) – (aantal e rond het atoom in de
Lewisstructuur)
−¿¿
b. Bij een gedeelde streep heeft 1 atoom maar 1 e
OH-
1. O-H
−¿¿
2. Val e : 6 + 1 = 7
−¿¿
3. + 1 e = 8 4 strepen
4. Al 1 streep getekend, dus nog 3 tekenen
5. Formele lading van O: 6 (begin) – 7 (nu) = -1
Mesomere grensstructuren
Mesomere grensstructuren: verschillende mogelijke lewisstructuren in een molecuul. Als een
molecuul meerdere van deze structuren kan vormen, is het molecuul meestal stabieler. Wanneer er
meerdere mogelijk zijn, is die met de minste formele lading het stabielst.
Beenzeen is hier een voorbeeld van, maar omdat de bindingen nooit helemaal op dezelfde plek
zitten, schrijven we het in een rondje
Omringingsgetal 2: VSER-methode
o Lineaire bouw
Hierbij wordt er vanuit gegaan dat elektronenparen elkaar afstoten.
o Ideale hoek = 180
Elektronen zullen zover mogelijk van elkaar af willen staan.
Omringingsgetal 3: Omringingsgetal = aantal elektronenparen in de buitenste schil dat
o Trigonaal (vlakke driehoek) elkaar afstoot.
o Ideale hoek = 120
Omringingsgetal 4: Een dubbele/driedubbele binding telt als 1 omringing
o Tetraëder (4 gelijkzijdige
Ruimtelijke bouw
driehoeken)
o Ideale hoek = 109,4
, Uit de lewisstructuur kun je de ruimtelijke bouw en het omringingsgetal afleiden.
Afwijking tetraëderhoek
Sommige hoeken wijken af, doordat soms sommige elektronen elkaar harder afstoten dan andere.
Deze vind je in Binas 53B (en hoe hard ze elkaar afstoten in Binas 40). Letter in het midden is de
hoek.
Ruimtelijke tekeningen van moleculen
Bindingen die uit het vlak van de tekening naar voren steken, worden dikker gemaakt (begint dun bij
het centrale atoom, dan steeds dikker).
Degene die naar achter steken, zijn gestreept en beginnen dik en worden dunner.
Dipoolmolecuul
Een atoom trekt met bepaalde kracht aan omringende elektronen (BI40A). Vuistregel: ∆ EN >0,4 ,
dan is de atoombinding polair. Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant een partiële negatieve
−¿¿ +¿¿
lading, hoogste EN (δ ) en aan de andere kant een positieve (δ ).
−¿¿ +¿¿
Als het centrum van δ in dit molecuul niet samenvalt met het centrum van δ , is het een
dipoolmolecuul. H2O is wel een dipool (alle O’s liggen onder H, er kunnen dus wel 2 delen ontstaan),
maar CO2 niet (C ligt in het midden, dus er kunnen geen 2 geladen stukken ontstaan).
Een molecuul is een dipool als 1 kant positief is, en 1 kant negatief. netto blijft er een verschil
bestaan (2 even lange pijlen verschillende kanten op geen netto verschil)
IN BINAS 55 staan moleculen, als er 0 voor staat, is het geen dipool
Soorten isomerie
Conformatie isomerie = rotaties rond een enkelvoudige binding
Stereo = Configuratie = bindingen losmaken
o Cis-trans
o Spiegelbeeld (enantiomerie) (optisch)
Structuur = Stoffen met dezelfde molecuulformule, maar een andere structuurformule.
o Plaatsnummer verandert
o Karakteristieke groep (bijv. zuur) verandert
o Koolstofketen verandert
Stereo-isomerie
Isomeren met dezelfde molecuulformule en dezelfde volgorde waarmee de atomen aan elkaar zitten,
maar met een verschillende ruimtelijke rangschikking van de atomen.
Cis-trans-isomerie
Aan weerszijden van een starre binding bevinden zich aan beide C-atomen twee verschillende
atomen of atoomgroepen. Die starre binding houdt het draaien van een molecuul tegen.
Cis-isomeer: twee afwijkende atomen/atoomgroepen bevinden zich aan
dezelfde kant van het molecuul.
Trans-isomeer: afwijkende atomen/atoomgroepen bevinden zich elk aan de
andere kant van een molecuul.
Tekenen van cis-trans-isomeren
‘De lewistheorie voorspelt hoe de elektronenwolk rond een atoom eruitziet, waarbij alle valentie-
elektronen van de atomen in een molecuul worden weergegeven. Deze tekeningen kunnen dan de
ruimtelijke bouw van moleculen beter verklaren.’
Alle atomen (behalve H, lithium en beryllium) willen het liefst 8 elektronen in hun buitenste schil:
octetregel. Om hier aan te voldoen moeten niet-metaalatomen elektronen lenen van andere
atomen. Hoeveel ze kunnen lenen bepaalt de covalentie. In een structuurformule is zo’n gedeeld
elektronenpaar beschreven met een streepje. Bij een Lewisstructuur worden ook de valentie-
elektronen getekend die niet in een binding zitten, met een streepje of met puntjes.
Formele lading
Formele lading: het aantal elektronen van een atoom wijkt af van het aantal valentie-elektronen van
dat atoom. Lewisstructuur opstellen + formele lading bepalen:
1. Maak van de molecuulformule (bijv. H2O) een structuurformule van atomen, die met enkele
strepen verbonden zijn.
2. Tel het totaal aantal valentie-elektronen
3. Houd rekening met de lading van het deeltje (als het een ion is)
4. Verdeel elektronen volgens de octetregel (elk molecuul 4 streepjes)
5. Bepaal de formele lading per atoom
−¿¿ −¿¿
a. (aantal val e dat het atoom meeneemt) – (aantal e rond het atoom in de
Lewisstructuur)
−¿¿
b. Bij een gedeelde streep heeft 1 atoom maar 1 e
OH-
1. O-H
−¿¿
2. Val e : 6 + 1 = 7
−¿¿
3. + 1 e = 8 4 strepen
4. Al 1 streep getekend, dus nog 3 tekenen
5. Formele lading van O: 6 (begin) – 7 (nu) = -1
Mesomere grensstructuren
Mesomere grensstructuren: verschillende mogelijke lewisstructuren in een molecuul. Als een
molecuul meerdere van deze structuren kan vormen, is het molecuul meestal stabieler. Wanneer er
meerdere mogelijk zijn, is die met de minste formele lading het stabielst.
Beenzeen is hier een voorbeeld van, maar omdat de bindingen nooit helemaal op dezelfde plek
zitten, schrijven we het in een rondje
Omringingsgetal 2: VSER-methode
o Lineaire bouw
Hierbij wordt er vanuit gegaan dat elektronenparen elkaar afstoten.
o Ideale hoek = 180
Elektronen zullen zover mogelijk van elkaar af willen staan.
Omringingsgetal 3: Omringingsgetal = aantal elektronenparen in de buitenste schil dat
o Trigonaal (vlakke driehoek) elkaar afstoot.
o Ideale hoek = 120
Omringingsgetal 4: Een dubbele/driedubbele binding telt als 1 omringing
o Tetraëder (4 gelijkzijdige
Ruimtelijke bouw
driehoeken)
o Ideale hoek = 109,4
, Uit de lewisstructuur kun je de ruimtelijke bouw en het omringingsgetal afleiden.
Afwijking tetraëderhoek
Sommige hoeken wijken af, doordat soms sommige elektronen elkaar harder afstoten dan andere.
Deze vind je in Binas 53B (en hoe hard ze elkaar afstoten in Binas 40). Letter in het midden is de
hoek.
Ruimtelijke tekeningen van moleculen
Bindingen die uit het vlak van de tekening naar voren steken, worden dikker gemaakt (begint dun bij
het centrale atoom, dan steeds dikker).
Degene die naar achter steken, zijn gestreept en beginnen dik en worden dunner.
Dipoolmolecuul
Een atoom trekt met bepaalde kracht aan omringende elektronen (BI40A). Vuistregel: ∆ EN >0,4 ,
dan is de atoombinding polair. Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant een partiële negatieve
−¿¿ +¿¿
lading, hoogste EN (δ ) en aan de andere kant een positieve (δ ).
−¿¿ +¿¿
Als het centrum van δ in dit molecuul niet samenvalt met het centrum van δ , is het een
dipoolmolecuul. H2O is wel een dipool (alle O’s liggen onder H, er kunnen dus wel 2 delen ontstaan),
maar CO2 niet (C ligt in het midden, dus er kunnen geen 2 geladen stukken ontstaan).
Een molecuul is een dipool als 1 kant positief is, en 1 kant negatief. netto blijft er een verschil
bestaan (2 even lange pijlen verschillende kanten op geen netto verschil)
IN BINAS 55 staan moleculen, als er 0 voor staat, is het geen dipool
Soorten isomerie
Conformatie isomerie = rotaties rond een enkelvoudige binding
Stereo = Configuratie = bindingen losmaken
o Cis-trans
o Spiegelbeeld (enantiomerie) (optisch)
Structuur = Stoffen met dezelfde molecuulformule, maar een andere structuurformule.
o Plaatsnummer verandert
o Karakteristieke groep (bijv. zuur) verandert
o Koolstofketen verandert
Stereo-isomerie
Isomeren met dezelfde molecuulformule en dezelfde volgorde waarmee de atomen aan elkaar zitten,
maar met een verschillende ruimtelijke rangschikking van de atomen.
Cis-trans-isomerie
Aan weerszijden van een starre binding bevinden zich aan beide C-atomen twee verschillende
atomen of atoomgroepen. Die starre binding houdt het draaien van een molecuul tegen.
Cis-isomeer: twee afwijkende atomen/atoomgroepen bevinden zich aan
dezelfde kant van het molecuul.
Trans-isomeer: afwijkende atomen/atoomgroepen bevinden zich elk aan de
andere kant van een molecuul.
Tekenen van cis-trans-isomeren
