Hoofdstuk 12 Molecuulbouw
12.1 Lewisstructuren
Volgens octetregel vormen atomen bindingen met elkaar, zodat ze een edelgasconfiguratie (elk atoom heeft
8 valentie-elektronen) krijgen. Zuurstofatoom heeft 6 valentie-elektronen. Door 2 elektronen met andere
atomen te delen, kan hij voldoen aan octetregel. Zuurstofatoom gaat daarom 2 atoombindingen aan. Je zegt
dat covalentie van zuurstof 2 is.
Lewisstructuur = als je in structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent.
Elektronenpaar = elektronen komen in tweetallen voor.
Bindend elektronenpaar = gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding. Geef je weer met
een streepje.
Niet bindende/vrije elektronenparen = geef je weer als groepjes van twee stippen om atoom heen.
Stappenplan lewisstructuur opstellen:
1. Teken structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met covalentie
2. Zoek in Binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor
octet
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in bindende elektronenparen en hoeveel valentie-
elektronen over zijn
4. Bereken aantal vrije elektronenparen en geef lewisstructuur van molecuul
Uitgebreid octet = bij centraal P-, N- of S-atoom kan aantal omringende elektronen groter zijn dan 8.
Radicaal = deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard elektron
voorkomt op een van atomen.
Bij opstellen van lewisstructuur van ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met lading van ion. Bij
negatief geladen ionen geeft lading aantal extra elektronen aan. Bij positief geladen ionen staat lading voor
aantal elektronen dat er te weinig is.
Formele lading = lading die ontstaat als er bij een atoom meer elektronen voorkomen dan oorspronkelijke
aantal valentie-elektronen. Meer elektronen dan oorspronkelijk formele lading is negatief.
12.2 VSEPR-theorie
Polaire atoombinding = atoombinding tussen een beetje negatief geladen (δ-) en beetje positief geladen
(δ+) atoom.
Partiële lading = kleine lading die atomen met polaire atoombinding hebben.
Binas tabel 40A staat van alle atoomsoorten elektronegativiteit vermeld.
Soort binding Apolaire atoombinding Polaire atoombinding ionbinding
ΔEN 0-0,4 0,4-1,7 1,7-2,5
Niet alleen tussen atomen, maar ook tussen moleculen worden onderling bindingen gevormd. Deze
aantrekkingskracht heet vanderwaalskracht. Hierdoor ontstaat een binding die je vanderwaalsbinding
noemt. Sterkte neemt toe bij hogere molecuulmassa.
Tussen moleculen die OH- en/of NH-groepen bevatten treedt er nog extra binding op. Atoombinding in NH-
of OH-groepen is sterk polaire atoombinding, waarbij N- of O-atoom partiële negatieve lading krijgt en H-
atoom partiële positieve lading. N- of O-atoom van ene molecuul oefent hierdoor aantrekkingskracht uit op
H-atoom van andere molecuul. Deze binding heet waterstofbrug. Stoffen waarvan moleculen
waterstofbruggen kunnen vormen, zijn vaak goed oplosbaar in water.
12.1 Lewisstructuren
Volgens octetregel vormen atomen bindingen met elkaar, zodat ze een edelgasconfiguratie (elk atoom heeft
8 valentie-elektronen) krijgen. Zuurstofatoom heeft 6 valentie-elektronen. Door 2 elektronen met andere
atomen te delen, kan hij voldoen aan octetregel. Zuurstofatoom gaat daarom 2 atoombindingen aan. Je zegt
dat covalentie van zuurstof 2 is.
Lewisstructuur = als je in structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent.
Elektronenpaar = elektronen komen in tweetallen voor.
Bindend elektronenpaar = gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding. Geef je weer met
een streepje.
Niet bindende/vrije elektronenparen = geef je weer als groepjes van twee stippen om atoom heen.
Stappenplan lewisstructuur opstellen:
1. Teken structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met covalentie
2. Zoek in Binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor
octet
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in bindende elektronenparen en hoeveel valentie-
elektronen over zijn
4. Bereken aantal vrije elektronenparen en geef lewisstructuur van molecuul
Uitgebreid octet = bij centraal P-, N- of S-atoom kan aantal omringende elektronen groter zijn dan 8.
Radicaal = deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard elektron
voorkomt op een van atomen.
Bij opstellen van lewisstructuur van ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met lading van ion. Bij
negatief geladen ionen geeft lading aantal extra elektronen aan. Bij positief geladen ionen staat lading voor
aantal elektronen dat er te weinig is.
Formele lading = lading die ontstaat als er bij een atoom meer elektronen voorkomen dan oorspronkelijke
aantal valentie-elektronen. Meer elektronen dan oorspronkelijk formele lading is negatief.
12.2 VSEPR-theorie
Polaire atoombinding = atoombinding tussen een beetje negatief geladen (δ-) en beetje positief geladen
(δ+) atoom.
Partiële lading = kleine lading die atomen met polaire atoombinding hebben.
Binas tabel 40A staat van alle atoomsoorten elektronegativiteit vermeld.
Soort binding Apolaire atoombinding Polaire atoombinding ionbinding
ΔEN 0-0,4 0,4-1,7 1,7-2,5
Niet alleen tussen atomen, maar ook tussen moleculen worden onderling bindingen gevormd. Deze
aantrekkingskracht heet vanderwaalskracht. Hierdoor ontstaat een binding die je vanderwaalsbinding
noemt. Sterkte neemt toe bij hogere molecuulmassa.
Tussen moleculen die OH- en/of NH-groepen bevatten treedt er nog extra binding op. Atoombinding in NH-
of OH-groepen is sterk polaire atoombinding, waarbij N- of O-atoom partiële negatieve lading krijgt en H-
atoom partiële positieve lading. N- of O-atoom van ene molecuul oefent hierdoor aantrekkingskracht uit op
H-atoom van andere molecuul. Deze binding heet waterstofbrug. Stoffen waarvan moleculen
waterstofbruggen kunnen vormen, zijn vaak goed oplosbaar in water.
