Samenvatting scheikunde 5 vwo H12 "Molecuulbouw"

Hoofdstuk 12 - Molecuulbouw

§12.1 Lewisstructuren

Atomen vormen bindingen met elkaar volgens de octeregel (8 valentie-
elektronen in de buitenste schil).

Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen
tekent, krijg je de Lewis structuur. Hierin zijn elektronen in tweetallen
getekend: een elektronenpaar.

- Het gemeenschappelijke elektronenpaar van een
atoombinding (het bindend elektronenpaar) geef je
weer met een streepje
- Alle overige valentie-elektronen (niet-bindende of vrije
elektronenparen) geef je weer als groepjes van twee
stippen om het atoom heen.

Volgens de octeregel moet elk atoom vier elektronenparen om zich heen
hebben, behalve het waterstofatoom; deze wordt altijd omringd door 1
elektronenpaar.

Lewisstructuren opstellen:

Stap 1: Teken de structuurformule waarbij er zo veel mogelijk rekening
wordt gehouden met de covalentie.

Stap 2: Zoek in Binas T99 hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en
hoeveel er nodig zijn voor een octet.

Stap 3: Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende
elektronenparen en hoeveel er over zijn.

Stap 4: Bereken het aantal vrije elektronenparen (delen door 2) en geef de
Lewis structuur van het molecuul.



Er zijn, naast waterstof, nog meer uitzonderingen op de octeregel.

- Bij een centraal P- of S-atoom kan het aantal omringende elektronen
groter zijn dan acht.
o Dit heet een uitgebreid octet.

Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren
voorkomen.

- Er komt een ongepaard elektron voor op een van de atomen.
- Door het ongepaarde elektron doet een radicaal niet aan de
octeregel
o Hierdoor reageert het snel met andere atomen, moleculen of
radialen, om alsnog wel aan de octeregel te voldoen.

, Hoofdstuk 12 - Molecuulbouw



Bij een Lewis structuur van een ion moet er vanaf stap 2 rekening
gehouden worden met de lading van het ion.

- Een negatieve lading: extra elektron(en)
- Een positieve lading: elektron(en) minder
- Formele lading = valentie elektronen – vrije elektronen – aantal
bindingen
o Altijd -1, 0, of +1



§12.2 VSEPR-theorie

Bij sommige atoombindingen bevindt het bindende elektronenpaar zich
dichter bij het ene dan bij het andere atoom.

- Dit komt door een verschil in aantrekkingskracht op het
elektronenpaar.
o Hoe groter het verschil in elektronegativiteit (Binas 40A), hoe
dichter het elektronenpaar verschuift naar het atoom met de
hoogste elektronegativiteit.
 Dit atoom wordt hierdoor een beetje negatief geladen
(δ-) en het andere atoom wordt een beetje positief
geladen (δ+)
 Dit is een polaire atoombinding.
 De kleine lading die atomen met een polaire
atoombinding hebben is de partiële lading.
 Verschil in elektronegativiteit < 0,4 = apolaire
atoombinding
 Verschil in elektronegativiteit > 0,4 < 1,7 = polaire
atoombinding
 Verschil in elektronegativiteit >1,7 = ionbinding

Tussen moleculen zitten vanderwaalsbindingen. De sterkte neemt toe bij
een hogere molecuulmassa.

- Tussen moleculen die OH- en/of NH-groepen bevatten zijn er ook nog
waterstofbruggen.
o De atoombinding in NH- of OH-groepen is een sterk polaire
binding
 Het N- of O-atoom krijg een partiële negatieve lading;
het H-atoom krijgt een partiële positieve lading.

Om een verschil in oplosbaarheid te verklaren moet je kijken naar de
ruimtelijke bouw van moleculen op microniveau.