H12 Samenvatting
Molecuulbouw
12.1 Lewisstructuren
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar zodat ze een edelgasconfiguratie
krijgen, waar elk atoom acht valentie-elektronen heeft. Het aantal bindingen dat een atoom nog kan
vormen heet de covalentie van dat atoom. Een zuurstofatoom met zes valentie-elektronen heeft een
covalentie van twee. Vaak klopt de covalentie niet, maar toch wordt er voldaan aan de octetregel.
Dat is pas zichtbaar als je ook alle valentie-elektronen in de structuurformule aangeeft. Je tekent dan
de lewisstructuur.
Je ziet dat de elektronen in tweetallen voorkomen: elektronenparen. Het gemeenschappelijke
elektronenpaar van een atoombinding, het bindend elektronenpaar, geef je weer met een streepje.
Alle overige valentie-elektronen, de niet-bindende of vrije elektronenparen geef je weer als groepjes
van twee stippen om het atoom heen. Volgens de octetregel moet elk atoom dan vier
elektronenparen om zich heen hebben. Het waterstofatoom is een uitzondering, deze wordt omringd
door één elektronenpaar, waardoor het dezelfde configuratie heeft als het edelgas helium.
Om zelf een lewisstructuur op te stellen volg je dit stappenplan:
- Teken de structuurformule waarbij je zo veel mogelijk rekening houdt met de covalentie
- Zoek in Binas 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn
voor een octet.
- Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen en hoeveel
valentie-elektronen over zijn.
- Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de lewisstuctuur van het molecuul.
Er zijn behalve H nog meer uitzonderingen op de octetregel. In sommige gevallen kan bij een centraal
P-, N- of S-atoom het aantal omringende elektronen groter zijn dan acht, dit is een uitgebreid octet.
In een opgave wordt dan de covalentie van het centrale atoom gegeven.
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard
elektron voorkomt op een van de atomen. Een radicaal voldoet niet aan de octetregel, waardoor het
snel met andere atomen, moleculen of radicalen reageert, om alsnog aan de octetregel te voldoen.
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je vanaf de tweede stap rekening houden
met de lading van het ion: bij negatief geeft de lading het aantal extra elektronen aan en bij positief
staat de lading voor het aantal elektronen dat er te weinig is. In de uiteindelijke lewisstructuur zet je
rechte haken om het ion en de lading rechtsboven.
In een lewisstructuur heeft een atoom soms meer elektronen dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen, waardoor het formele lading krijgt. Dit komt ook voor bij moleculen en
radicalen.
12.2 VSEPR-theorie
Bij sommige atoombindingen bevindt het bindende elektronenpaar zich dichter bij het ene dan het
andere atoom, wat gebeurt bij een verschil in aantrekkingskracht. Er ontstaat dan een negatief
geladen (d-) en positief geladen (d+) atoom (grootste elektronegativiteit). De atoombinding is dan
Molecuulbouw
12.1 Lewisstructuren
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar zodat ze een edelgasconfiguratie
krijgen, waar elk atoom acht valentie-elektronen heeft. Het aantal bindingen dat een atoom nog kan
vormen heet de covalentie van dat atoom. Een zuurstofatoom met zes valentie-elektronen heeft een
covalentie van twee. Vaak klopt de covalentie niet, maar toch wordt er voldaan aan de octetregel.
Dat is pas zichtbaar als je ook alle valentie-elektronen in de structuurformule aangeeft. Je tekent dan
de lewisstructuur.
Je ziet dat de elektronen in tweetallen voorkomen: elektronenparen. Het gemeenschappelijke
elektronenpaar van een atoombinding, het bindend elektronenpaar, geef je weer met een streepje.
Alle overige valentie-elektronen, de niet-bindende of vrije elektronenparen geef je weer als groepjes
van twee stippen om het atoom heen. Volgens de octetregel moet elk atoom dan vier
elektronenparen om zich heen hebben. Het waterstofatoom is een uitzondering, deze wordt omringd
door één elektronenpaar, waardoor het dezelfde configuratie heeft als het edelgas helium.
Om zelf een lewisstructuur op te stellen volg je dit stappenplan:
- Teken de structuurformule waarbij je zo veel mogelijk rekening houdt met de covalentie
- Zoek in Binas 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn
voor een octet.
- Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen en hoeveel
valentie-elektronen over zijn.
- Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de lewisstuctuur van het molecuul.
Er zijn behalve H nog meer uitzonderingen op de octetregel. In sommige gevallen kan bij een centraal
P-, N- of S-atoom het aantal omringende elektronen groter zijn dan acht, dit is een uitgebreid octet.
In een opgave wordt dan de covalentie van het centrale atoom gegeven.
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard
elektron voorkomt op een van de atomen. Een radicaal voldoet niet aan de octetregel, waardoor het
snel met andere atomen, moleculen of radicalen reageert, om alsnog aan de octetregel te voldoen.
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je vanaf de tweede stap rekening houden
met de lading van het ion: bij negatief geeft de lading het aantal extra elektronen aan en bij positief
staat de lading voor het aantal elektronen dat er te weinig is. In de uiteindelijke lewisstructuur zet je
rechte haken om het ion en de lading rechtsboven.
In een lewisstructuur heeft een atoom soms meer elektronen dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen, waardoor het formele lading krijgt. Dit komt ook voor bij moleculen en
radicalen.
12.2 VSEPR-theorie
Bij sommige atoombindingen bevindt het bindende elektronenpaar zich dichter bij het ene dan het
andere atoom, wat gebeurt bij een verschil in aantrekkingskracht. Er ontstaat dan een negatief
geladen (d-) en positief geladen (d+) atoom (grootste elektronegativiteit). De atoombinding is dan
