Ruimtelijke bouw van moleculen
Lewisstructuren
Gilbert Newton Lewis zag als eerste chemicus het belang in van de valentie-elektronen voor de
ruimtelijke bouw van atomen en moleculen.
Alle atoomsoorten, behalve waterstof, streven naar acht elektronen in de buitenste schil, de
octetregel.
Bij het tekenen van een lewisstructuur worden alle valentie-elektronen weergegeven, ook degene
die zich niet in een atoombinding bevinden, de vrije elektronenparen.
Het kan voorkomen dat een atoom in een lewisstructuur meer of minder atoombindingen vormt dan
op basis van de covalentie mag worden verwacht. Wanneer het aantal elektronen op een atoom
afwijkt van het aantal valentie-elektronen, heeft het een formele lading.
Aantal valentie-elektronen - aantal elektronen op atoom = formele lading
Soms kunnen er van een molecuul meerdere lewisstructuren worden opgesteld die aan de
edelgasconfiguratie voldoen, dit heten mesomere grensstructuren. Als een molecuul meerdere
mesomere grensstructuren kan vormen, leidt dit meestal tot grotere stabiliteit van dit molecuul. De
structuur met de minste formele ladingen is de stabielste.
Ruimtelijke bouw
Bij de VSEPR-methode wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar afstoten. De
elektronenparen zullen daarom posities rond het atoom aannemen waarbij ze zich zo ver mogelijk
van elkaar vandaan bevinden. Het omringingsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste
schil van een atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities zijn afhankelijk van het
omringingsgetal volgens een aantal algemene regels:
• 2: lineaire bouw, 180°
• 3: trigonaal, 120°
• 4: tetraëder, 109,5°
Een dubbele of drievoudige binding telt als 1 binding in de bepaling van het omringingsgetal.
Het O-atoom in water heeft een omringingsgetal van 4, het heeft dus een tetraëdische bouw. Toch is
de hoek tussen de bindingen 104,5° i.p.v. 109,5°. Het atoom heeft twee bindende en twee niet-
bindende elektronenparen. Omdat de hoek tussen de bindende elektronenparen kleiner is dan de
tetraëderhoek, kan hier uit worden afgeleid dat niet-bindende elektronen paren een sterkere
afstotende krachten hebben dan bindende elektronenparen.
Elk atoom trekt met een bepaalde kracht aan de omringende elektronen, wat wordt aangeduid met
elektronegativiteit.
Een atoombinding is polair als het verschil in elektronegativiteit ΔEN tussen de beide atomen groter
is dan 0,4.
Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant een partiële positieve lading en aan de andere kant een
partiële negatieve lading.
Cis-trans-isomerie
Structuurisomeren zijn stoffen met dezelfde molecuulformule, maar een andere structuurformule.
Lewisstructuren
Gilbert Newton Lewis zag als eerste chemicus het belang in van de valentie-elektronen voor de
ruimtelijke bouw van atomen en moleculen.
Alle atoomsoorten, behalve waterstof, streven naar acht elektronen in de buitenste schil, de
octetregel.
Bij het tekenen van een lewisstructuur worden alle valentie-elektronen weergegeven, ook degene
die zich niet in een atoombinding bevinden, de vrije elektronenparen.
Het kan voorkomen dat een atoom in een lewisstructuur meer of minder atoombindingen vormt dan
op basis van de covalentie mag worden verwacht. Wanneer het aantal elektronen op een atoom
afwijkt van het aantal valentie-elektronen, heeft het een formele lading.
Aantal valentie-elektronen - aantal elektronen op atoom = formele lading
Soms kunnen er van een molecuul meerdere lewisstructuren worden opgesteld die aan de
edelgasconfiguratie voldoen, dit heten mesomere grensstructuren. Als een molecuul meerdere
mesomere grensstructuren kan vormen, leidt dit meestal tot grotere stabiliteit van dit molecuul. De
structuur met de minste formele ladingen is de stabielste.
Ruimtelijke bouw
Bij de VSEPR-methode wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar afstoten. De
elektronenparen zullen daarom posities rond het atoom aannemen waarbij ze zich zo ver mogelijk
van elkaar vandaan bevinden. Het omringingsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste
schil van een atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities zijn afhankelijk van het
omringingsgetal volgens een aantal algemene regels:
• 2: lineaire bouw, 180°
• 3: trigonaal, 120°
• 4: tetraëder, 109,5°
Een dubbele of drievoudige binding telt als 1 binding in de bepaling van het omringingsgetal.
Het O-atoom in water heeft een omringingsgetal van 4, het heeft dus een tetraëdische bouw. Toch is
de hoek tussen de bindingen 104,5° i.p.v. 109,5°. Het atoom heeft twee bindende en twee niet-
bindende elektronenparen. Omdat de hoek tussen de bindende elektronenparen kleiner is dan de
tetraëderhoek, kan hier uit worden afgeleid dat niet-bindende elektronen paren een sterkere
afstotende krachten hebben dan bindende elektronenparen.
Elk atoom trekt met een bepaalde kracht aan de omringende elektronen, wat wordt aangeduid met
elektronegativiteit.
Een atoombinding is polair als het verschil in elektronegativiteit ΔEN tussen de beide atomen groter
is dan 0,4.
Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant een partiële positieve lading en aan de andere kant een
partiële negatieve lading.
Cis-trans-isomerie
Structuurisomeren zijn stoffen met dezelfde molecuulformule, maar een andere structuurformule.
