VWO 5
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 12; Molecuulbouw en
stofeigenschappen
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, SCHEIKUNDE SAMENVATTING HS 12: MOLECUULBOUW EN STOFEIGENSCHAPPEN
§12.2 LEWISSTRUCTUREN
Lewisstructuur (elektronenformule): hieruit kan je de ruimtelijk bouw van moleculen voorspellen. Je houdt hierbij rekening met:
1. Valentie-elektronen: elektronen id buitenste schil vh atoom
2. Octetregel: atomen in een molecuul hebben 8 valentie-elektronen in 4 paren (edelgasconfiguratie)
Bindend elektronenpaar: gemeenschappelijk elektronenpaar van een atoombinding (in LS aangeven met streepje)
Niet bindende elektronenparen: alle overige valentie-elektronen (in LS groepjes van 2 stippen)
Stofeigenschappen, zoals oplosbaarheid in water, hangen samen met Lewisstructuur.
*Uitzondering octetregel: waterstofatoom (H) voldoet NOOIT aan octetregel omdat hij maar één valentie-elektron heeft.
Uitgebreid octet: als het centrale atoom P,N of S is, kan aantal omringende elektronen groter zijn dan 8.
LEWISSTRUCTUREN OPTELLEN (STAPPENPLAN H 2 O MOLECUUL)
1. Bepaal het aantal valentie-elektronen (Binas 99) 4. Elektronen die tekortkomen om aan octetregel te voldoen
H-atoom: 1 valentie-elektron krijgen atomen door elektronen te delen. Die elektronen vormen
O-atoom: 6 valentie-elektronen bindende elektronenparen.
Totaal: 2x1 + 6 = 8 valentie-elektronen Aantal bindende elektronenparen: 4 ÷ 2 = 2
2. Bereken hvl elektronen nodig zijn om aan octetregel te voldoen 5. Bereken hvl niet-bindende elektronenparen overblijven
H-atoom: 2 elektronen (*uitzondering) Je had: 8 elektronen ÷ 2 = 4 paren
O-atoom: 8 elektronen Er is over: 4 – 2 = 2 niet-bindende elektronenparen
Totaal: 2x2 + 8 = 12 elektronen 6. Teken lewisstructuur zodat alle atomen aan octetregel voldoen
3. Bereken hvl elektronen je tekortkomt.
Te kort: 12 – 8 = 4 elektronen
LEWISSTRUCTUUR OPSTELLEN VAN EEN ION
Bij het opstellen vd lewisstructuur van een ion moet je bij stap 1 rekening houden met de lading vh ion.
Negatief geladen ion: er is sprake van één of meer extra elektronen; deze tel je bij de valentie-elektronen op
Positief geladen ion: er is één of meer elektronen te weinig; deze trek je vd valentie-elektronen af.
FORMELE LADING
Totale lading: som vd lading van één of meerdere atomen ih samengesteld ion.
Formele lading: lading van een atoom in een samengesteld ion. Bepalen vd formele lading van een atoom in een CO 32--ion:
1. Bepaal het aantal elektronen bij elk atoom vh samengestelde ion: het aantal elektronen in de niet-bindende elektronenparen vh
atoom + een elektron voor elk binden elektronenpaar rond dat atoom.
O-atomen: 3x2 = 6 uit de niet-bindende elektronenparen en 1 uit het bindend elektronenpaar
O-atoom: 2x2 = 4 uit de niet-bindende elektronenparen en 2 uit de bindende elektronenparen, totaal 6.
C-atoom: 0 uit de niet-bindende elektronenparen en 4 uit de bindende elektronenparen, totaal 4.
2. Bepaal het aantal valentie-elektronen van elk atoom
O-atoom: 6 valentie-elektronen
C-atoom: 4 valentie-elektronen
3. Aantal valentie-elektronen vh atoom – aantal elektronen bij dat atoom = formele lading
O-atomen: 6 – 7 = -1
O-atoom: 6 – 6 = 0
C-atoom: 4 – 4 = 0
N: centrale atoom. Aan dit
4. Zet de formele lading bij elk vd atomen.
atoom zijn 3 H-atomen
Totale lading 0: molecuul, anders ion.
gekoppeld en één niet-
VSEPR
bindend elektronenpaar.
Microniveau: ruimtelijke bouw
Omringingsgetal is dus 4.
Macroniveau: stofeigenschappen
VSEPR-methode: hiermee voorspel je de bouw van een molecuul door het
Omringingsgetal Molecuulbouw Bindingshoeken
omringingsgetal vh centrale atoom te bepalen.
2 Lineair 180
Omringingsgetal: som vh aantal atomen dat direct ah centrale atoom is
3 Driehoek Ong. 120
gebonden en aantal niet-bindende elektronenparen vh atoom.
4 Tetraëder Ong. 109
Niet-bindende elektronenparen veroorzaken een grotere afstoting dan bindende elektronenparen: er ontstaat een bindingshoek
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 12; Molecuulbouw en
stofeigenschappen
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, SCHEIKUNDE SAMENVATTING HS 12: MOLECUULBOUW EN STOFEIGENSCHAPPEN
§12.2 LEWISSTRUCTUREN
Lewisstructuur (elektronenformule): hieruit kan je de ruimtelijk bouw van moleculen voorspellen. Je houdt hierbij rekening met:
1. Valentie-elektronen: elektronen id buitenste schil vh atoom
2. Octetregel: atomen in een molecuul hebben 8 valentie-elektronen in 4 paren (edelgasconfiguratie)
Bindend elektronenpaar: gemeenschappelijk elektronenpaar van een atoombinding (in LS aangeven met streepje)
Niet bindende elektronenparen: alle overige valentie-elektronen (in LS groepjes van 2 stippen)
Stofeigenschappen, zoals oplosbaarheid in water, hangen samen met Lewisstructuur.
*Uitzondering octetregel: waterstofatoom (H) voldoet NOOIT aan octetregel omdat hij maar één valentie-elektron heeft.
Uitgebreid octet: als het centrale atoom P,N of S is, kan aantal omringende elektronen groter zijn dan 8.
LEWISSTRUCTUREN OPTELLEN (STAPPENPLAN H 2 O MOLECUUL)
1. Bepaal het aantal valentie-elektronen (Binas 99) 4. Elektronen die tekortkomen om aan octetregel te voldoen
H-atoom: 1 valentie-elektron krijgen atomen door elektronen te delen. Die elektronen vormen
O-atoom: 6 valentie-elektronen bindende elektronenparen.
Totaal: 2x1 + 6 = 8 valentie-elektronen Aantal bindende elektronenparen: 4 ÷ 2 = 2
2. Bereken hvl elektronen nodig zijn om aan octetregel te voldoen 5. Bereken hvl niet-bindende elektronenparen overblijven
H-atoom: 2 elektronen (*uitzondering) Je had: 8 elektronen ÷ 2 = 4 paren
O-atoom: 8 elektronen Er is over: 4 – 2 = 2 niet-bindende elektronenparen
Totaal: 2x2 + 8 = 12 elektronen 6. Teken lewisstructuur zodat alle atomen aan octetregel voldoen
3. Bereken hvl elektronen je tekortkomt.
Te kort: 12 – 8 = 4 elektronen
LEWISSTRUCTUUR OPSTELLEN VAN EEN ION
Bij het opstellen vd lewisstructuur van een ion moet je bij stap 1 rekening houden met de lading vh ion.
Negatief geladen ion: er is sprake van één of meer extra elektronen; deze tel je bij de valentie-elektronen op
Positief geladen ion: er is één of meer elektronen te weinig; deze trek je vd valentie-elektronen af.
FORMELE LADING
Totale lading: som vd lading van één of meerdere atomen ih samengesteld ion.
Formele lading: lading van een atoom in een samengesteld ion. Bepalen vd formele lading van een atoom in een CO 32--ion:
1. Bepaal het aantal elektronen bij elk atoom vh samengestelde ion: het aantal elektronen in de niet-bindende elektronenparen vh
atoom + een elektron voor elk binden elektronenpaar rond dat atoom.
O-atomen: 3x2 = 6 uit de niet-bindende elektronenparen en 1 uit het bindend elektronenpaar
O-atoom: 2x2 = 4 uit de niet-bindende elektronenparen en 2 uit de bindende elektronenparen, totaal 6.
C-atoom: 0 uit de niet-bindende elektronenparen en 4 uit de bindende elektronenparen, totaal 4.
2. Bepaal het aantal valentie-elektronen van elk atoom
O-atoom: 6 valentie-elektronen
C-atoom: 4 valentie-elektronen
3. Aantal valentie-elektronen vh atoom – aantal elektronen bij dat atoom = formele lading
O-atomen: 6 – 7 = -1
O-atoom: 6 – 6 = 0
C-atoom: 4 – 4 = 0
N: centrale atoom. Aan dit
4. Zet de formele lading bij elk vd atomen.
atoom zijn 3 H-atomen
Totale lading 0: molecuul, anders ion.
gekoppeld en één niet-
VSEPR
bindend elektronenpaar.
Microniveau: ruimtelijke bouw
Omringingsgetal is dus 4.
Macroniveau: stofeigenschappen
VSEPR-methode: hiermee voorspel je de bouw van een molecuul door het
Omringingsgetal Molecuulbouw Bindingshoeken
omringingsgetal vh centrale atoom te bepalen.
2 Lineair 180
Omringingsgetal: som vh aantal atomen dat direct ah centrale atoom is
3 Driehoek Ong. 120
gebonden en aantal niet-bindende elektronenparen vh atoom.
4 Tetraëder Ong. 109
Niet-bindende elektronenparen veroorzaken een grotere afstoting dan bindende elektronenparen: er ontstaat een bindingshoek
