Hoofdstuk 18 Moleculen op bestelling
18.1 Elektronen in actie
Ionisatie-energie: de hoeveelheid energie die nodig is om één elektron uit een atoom te verwijderen.
Die energie is nodig om de aantrekkende kracht van de kern te overwinnen.
Bohr: elektronen bewegen zich in vaste banen om de atoomkern. Zie figuur 18.3.
Molecuul is opgebouwd uit atomen. Die atomen vormen samen elektronenparen, die door de
atoomkern wordt aangetrokken. Die elektronenparen stoten elkaar ook weer af.
Aantal elektronen per baan: 2 N2
De verdeling van de elektronen over de schillen zie je in BINAS tabel 99.
Valentie-elektronen: elektronen in de buitenste schil. Bij de edelgassen is dat 8. Hier zit de buitenste
schil vol. Dit noem je edelgasconfiguratie.
, 18.2 De vorm van moleculen
Octetregel: atomen streven ernaar om altijd 8 elektronen om zich heen te hebben.
“Bij het ontstaan van een molecuul vormen de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht
elektronen in de buitenste schil hebben”
Lewisstructuur: alle valentie-elektronen worden weergegeven (vrije elektronenparen)
Radicalen zijn deeltjes met een oneven aantal elektronen. Voorbeeld is een fluoratoom.
Het kan zijn dat een atoom een formele lading heeft, deze verreken je bij de valentie-elektronen.
H3O+ = 3 x 1 + 6 – 1 = 8 valentie-elektronen, dus 4 elektronenparen
VSEPR theorie: de gemeenschappelijke en vrije elektronenparen in een molecuul zijn negatief
geladen en stoten elkaar af. De VSEPR theorie maakt hier gebruik van om de ruimtelijke bouw van
moleculen en samengestelde ionen te beschrijven.
Zie BINAS tabel 53B voor bindingshoeken.
Omringingsgetal van atoom X is het aantal gebonden andere atomen aan X + het aantal vrije
elektronen rond X.
Omringingsgetal Bindingshoek(en) Structuur
2 180 graden Lineair
3 Ongeveer 120 graden Plat
4 Ongeveer 109,5 graden Tetraëder
18.1 Elektronen in actie
Ionisatie-energie: de hoeveelheid energie die nodig is om één elektron uit een atoom te verwijderen.
Die energie is nodig om de aantrekkende kracht van de kern te overwinnen.
Bohr: elektronen bewegen zich in vaste banen om de atoomkern. Zie figuur 18.3.
Molecuul is opgebouwd uit atomen. Die atomen vormen samen elektronenparen, die door de
atoomkern wordt aangetrokken. Die elektronenparen stoten elkaar ook weer af.
Aantal elektronen per baan: 2 N2
De verdeling van de elektronen over de schillen zie je in BINAS tabel 99.
Valentie-elektronen: elektronen in de buitenste schil. Bij de edelgassen is dat 8. Hier zit de buitenste
schil vol. Dit noem je edelgasconfiguratie.
, 18.2 De vorm van moleculen
Octetregel: atomen streven ernaar om altijd 8 elektronen om zich heen te hebben.
“Bij het ontstaan van een molecuul vormen de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht
elektronen in de buitenste schil hebben”
Lewisstructuur: alle valentie-elektronen worden weergegeven (vrije elektronenparen)
Radicalen zijn deeltjes met een oneven aantal elektronen. Voorbeeld is een fluoratoom.
Het kan zijn dat een atoom een formele lading heeft, deze verreken je bij de valentie-elektronen.
H3O+ = 3 x 1 + 6 – 1 = 8 valentie-elektronen, dus 4 elektronenparen
VSEPR theorie: de gemeenschappelijke en vrije elektronenparen in een molecuul zijn negatief
geladen en stoten elkaar af. De VSEPR theorie maakt hier gebruik van om de ruimtelijke bouw van
moleculen en samengestelde ionen te beschrijven.
Zie BINAS tabel 53B voor bindingshoeken.
Omringingsgetal van atoom X is het aantal gebonden andere atomen aan X + het aantal vrije
elektronen rond X.
Omringingsgetal Bindingshoek(en) Structuur
2 180 graden Lineair
3 Ongeveer 120 graden Plat
4 Ongeveer 109,5 graden Tetraëder
