Samenvatting scheikunde
Hoofdstuk 7 – Ruimtelijke bouw van moleculen
7.1 Lewisstructuren
Lewistheorie: theorie over de ruimtelijke bouw van moleculen.
o Edelgasconfiguratie: meest stabiele toestand van een atoom. Hierbij wordt de
covalentie van een atoom bepaald.
Lewisstructuur: alle valentie-elektronen worden getekend.
o Vrije elektronenparen: de vrije elektronen komen in paren voor.
Formele lading: als covalentie niet klopt maar de atomen wel aan de
edelgasconfiguratie voldoen. Atoom heeft meer of minder elektronen dan protonen.
Mesomere grensstructuren: de verschillende mogelijke Lewisstructuren.
o Geeft een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van een molecuul.
o De structuur met de minste formele ladingen is de stabielste.
o Een soort gemiddelde van de grensstructuren ontstaat.
7.2 Ruimtelijke bouw
VSERP-methode: er wordt vanuit gegaan dat elektronen elkaar afstoten.
o Uitzonderingen: dubbele bindingen en elektronenparen.
Omringingsgetal: het aantal posities rond een atoom. Ook de plekken voor vrije
elektronen.
o 2-omringing 180̊, lineair, lineair
o 3-omringing 120̊, lineair, vlakke driehoek
o 4-omringing 109,5̊, lineair, tetraëdisch
Er zijn afwijkingen van de ideale hoek doordat niet alle elektronenparen elkaar even
sterk afstoten.
o De afstoting is het sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst
tussen twee bindende elektronenparen.
7.3 Polariteit
Het ene atoom trekt soms harder aan het gedeelde elektronenpaar dan de andere.
Elektronegativiteit: maat voor de neiging van een atoom om een gedeeld
elektronenpaar naar zich toe te trekken. Binas 40A.
Apolaire atoombinding: ∆ENAB < 0,5. De elektronen zijn in het midden.
Polaire atoombinding: 0,5 < ∆ENAB < 1,6. ∆. δ- en δ+.
o Dipoolmoment: ontstane kleine elektrisch veld. Gericht van + naar -.
Ionogene binding: ∆ENAB > 1,6. Ionbinding.
Dipoolmolecuul: als in het hele molecuul een elektrisch veld bestaat. Binas 55A.
o Apolaire stof: als er geen ladingen zijn of als ze elkaar opheffen.
o Polaire stof: bestaat uit dipoolmoleculen.
o Moleculen met een dipoolmoment trekken elkaar harder aan dan moleculen
zonder dipoolmoment.
Dipool-dipoolinteractie: de extra binding tussen 2 dipoolmoleculen.
Hoe sterker de binding tussen moleculen hoe hoger het kookpunt.
Voor het oplossen: soort zoekt soort, dus polair + polair, hydrofoob + hydrofoob, etc.
Hydrofiele stoffen vormen waterstofbruggen en lossen op in water.
Ion-dipoolbinding: binding tussen ionen en water door het grote dipoolmoment van
water.
7.4 Cis-trans-isomerie
Isomerie: zelfde molecuulformule maar andere ruimtelijke structuur.
Hoofdstuk 7 – Ruimtelijke bouw van moleculen
7.1 Lewisstructuren
Lewistheorie: theorie over de ruimtelijke bouw van moleculen.
o Edelgasconfiguratie: meest stabiele toestand van een atoom. Hierbij wordt de
covalentie van een atoom bepaald.
Lewisstructuur: alle valentie-elektronen worden getekend.
o Vrije elektronenparen: de vrije elektronen komen in paren voor.
Formele lading: als covalentie niet klopt maar de atomen wel aan de
edelgasconfiguratie voldoen. Atoom heeft meer of minder elektronen dan protonen.
Mesomere grensstructuren: de verschillende mogelijke Lewisstructuren.
o Geeft een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van een molecuul.
o De structuur met de minste formele ladingen is de stabielste.
o Een soort gemiddelde van de grensstructuren ontstaat.
7.2 Ruimtelijke bouw
VSERP-methode: er wordt vanuit gegaan dat elektronen elkaar afstoten.
o Uitzonderingen: dubbele bindingen en elektronenparen.
Omringingsgetal: het aantal posities rond een atoom. Ook de plekken voor vrije
elektronen.
o 2-omringing 180̊, lineair, lineair
o 3-omringing 120̊, lineair, vlakke driehoek
o 4-omringing 109,5̊, lineair, tetraëdisch
Er zijn afwijkingen van de ideale hoek doordat niet alle elektronenparen elkaar even
sterk afstoten.
o De afstoting is het sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst
tussen twee bindende elektronenparen.
7.3 Polariteit
Het ene atoom trekt soms harder aan het gedeelde elektronenpaar dan de andere.
Elektronegativiteit: maat voor de neiging van een atoom om een gedeeld
elektronenpaar naar zich toe te trekken. Binas 40A.
Apolaire atoombinding: ∆ENAB < 0,5. De elektronen zijn in het midden.
Polaire atoombinding: 0,5 < ∆ENAB < 1,6. ∆. δ- en δ+.
o Dipoolmoment: ontstane kleine elektrisch veld. Gericht van + naar -.
Ionogene binding: ∆ENAB > 1,6. Ionbinding.
Dipoolmolecuul: als in het hele molecuul een elektrisch veld bestaat. Binas 55A.
o Apolaire stof: als er geen ladingen zijn of als ze elkaar opheffen.
o Polaire stof: bestaat uit dipoolmoleculen.
o Moleculen met een dipoolmoment trekken elkaar harder aan dan moleculen
zonder dipoolmoment.
Dipool-dipoolinteractie: de extra binding tussen 2 dipoolmoleculen.
Hoe sterker de binding tussen moleculen hoe hoger het kookpunt.
Voor het oplossen: soort zoekt soort, dus polair + polair, hydrofoob + hydrofoob, etc.
Hydrofiele stoffen vormen waterstofbruggen en lossen op in water.
Ion-dipoolbinding: binding tussen ionen en water door het grote dipoolmoment van
water.
7.4 Cis-trans-isomerie
Isomerie: zelfde molecuulformule maar andere ruimtelijke structuur.
