Samenvatting Scheikunde H8 Ruimtelijke
Bouw
8.1: Lewisstructuren
De stabielste toestand van een atoom is waarbij het atoom een
edelgasconfiguratie bezit. Alle atoomsoorten (behalve waterstof) streven
naar acht elektronen in de buitenste schil okteregel.
Niet-metaalatomen kunnen elektronen “delen” met andere niet-metalen
waardoor er een gedeeld elektronenpaar ontstaan (atoombinding). De
covalentie wordt bepaald door het aantal elektronen dat het atoom
tekortkomt voor de okteregel.
Bij het tekenen van Lewisstructuren worden alle valentie-elektronen
weergeven. De elektronen die niet in een atoombinding
bevinden, komen ook in paren voor en worden met streepjes
weergeven vrije of niet-bindende elektronenparen.
Als een atoom meer/minder bindingen vormt dan de
covalentie verwacht, krijg het atoom een formele lading. Toch kan het
deeltje wel stabiel zijn als het aan de okteregel voldoet. Formele ladingen
zijn in het algemeen niet groter dan +1 en -1.
Om de formele lading te bepalen, moet je het aantal elektronen op
het atoom tellen en vergelijken met het aantal valentie-elektronen. Bij OH-
bevinden zich dus 6 x 2 + 1 = 7 elektronen. Het aantal valentie-elektronen
is 6, dus 6 - 7 = -1 lading. Formele ladingen kunnen ook voorkomen in
neutrale deeltjes, + en – geeft een neutrale netto lading.
Niet elke Lewisstructuur is even stabiel. Hoe stabieler de structuur, hoe
minder reactief het deeltje is. De stabiliteit hangt af van:
1. Alle elektronen zijn gepaard.
2. Alle atomen voldoen aan de edelgasconfiguratie.
3. Er zijn zo min mogelijk formele ladingen aanwezig en de negatieve
ladingen bevinden zich op de meest elektronegatief (EN) atoom.
Soms kunnen er meerdere Lewisstructuren getekend worden
mesomerie. De verschillende structuren heten grensstructuren.
Atomen met meer dan twee schillen voldoen niet altijd aan de okteregel,
soms hebben ze meer dan acht elektronen in de buitenste schil en zijn ze
nog steeds stabiel.
Instabiele, reactieve deeltjes voldoen vaak niet aan de
edelgasconfiguratie. Vaak is het een tussenproduct in een reactie of een
radicaal een deeltje dat geen even aantal elektronen heeft dus een
ongepaard elektron (enkel stipje) bevat.
, 8.2: Ruimtelijke Bouw
Bij het bepalen van de ruimtelijke bouw van moleculen volgens de VSEPR-
methode, wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar
afstoten. Ze bevinden zich dus zo ver mogelijk van elkaar. Het
omringingsgetal is het aantal elektronengroepen in de buitenste schil
van een atoom dat elkaar afstoot. Het omringingsgetal is gelijk aan het
aantal niet-bindende elektronenparen plus het aantal atomen verbonden
met het atoom.
Omringingsgetal = 2 hoek tussen de bindingen is 180° en de
atomen bevinden zich op een lijn.
Omringingsgetal = 3 hoek tussen de bindingen is 120° en de
vorm is een trigonale bouw (vlakke driehoek).
Omringingsgetal = 4 hoek tussen de bindingen is 109.5° en de
vorm is een tetraëder (ruimtelijk figuur met vier gelijkzijdige
driehoeken)
Je kan een
molecuul met omringingsgetal 4 ruimtelijk tekenen zoals hierboven. De
dikke binding steekt denkbeeldig uit het vlak en de gestreepte binding
steekt uit het papier.
Moleculen kunnen zowel formele als partiële ladingen hebben, die
ontstaan door een verschil in elektronegativiteit tussen atomen. Wanneer
één atoom sterker aan het elektronenpaar trekt dan het andere atoom,
ontstaat een polaire atoombinding, waarbij de ladingen niet gelijk
verdeeld zijn. Dit leidt tot een dipoolmolecuul, waarbij het ene uiteinde
een positieve lading heeft en het andere uiteinde een negatieve lading.
Hoe groter deze ladingen, hoe sterker de aantrekkingskracht tussen
moleculen, wat resulteert in dipool-dipoolbindingen.
Om te bepalen of een molecuul een dipool is hangt af van de
ruimtelijke bouw en aanwezigheid van polaire atoombindingen.
H2O en CO2 bevatten beide polaire atoombindingen, maar
vanwege de ruimtelijke bouw is CO2 geen dipool en H2O wel.
Bouw
8.1: Lewisstructuren
De stabielste toestand van een atoom is waarbij het atoom een
edelgasconfiguratie bezit. Alle atoomsoorten (behalve waterstof) streven
naar acht elektronen in de buitenste schil okteregel.
Niet-metaalatomen kunnen elektronen “delen” met andere niet-metalen
waardoor er een gedeeld elektronenpaar ontstaan (atoombinding). De
covalentie wordt bepaald door het aantal elektronen dat het atoom
tekortkomt voor de okteregel.
Bij het tekenen van Lewisstructuren worden alle valentie-elektronen
weergeven. De elektronen die niet in een atoombinding
bevinden, komen ook in paren voor en worden met streepjes
weergeven vrije of niet-bindende elektronenparen.
Als een atoom meer/minder bindingen vormt dan de
covalentie verwacht, krijg het atoom een formele lading. Toch kan het
deeltje wel stabiel zijn als het aan de okteregel voldoet. Formele ladingen
zijn in het algemeen niet groter dan +1 en -1.
Om de formele lading te bepalen, moet je het aantal elektronen op
het atoom tellen en vergelijken met het aantal valentie-elektronen. Bij OH-
bevinden zich dus 6 x 2 + 1 = 7 elektronen. Het aantal valentie-elektronen
is 6, dus 6 - 7 = -1 lading. Formele ladingen kunnen ook voorkomen in
neutrale deeltjes, + en – geeft een neutrale netto lading.
Niet elke Lewisstructuur is even stabiel. Hoe stabieler de structuur, hoe
minder reactief het deeltje is. De stabiliteit hangt af van:
1. Alle elektronen zijn gepaard.
2. Alle atomen voldoen aan de edelgasconfiguratie.
3. Er zijn zo min mogelijk formele ladingen aanwezig en de negatieve
ladingen bevinden zich op de meest elektronegatief (EN) atoom.
Soms kunnen er meerdere Lewisstructuren getekend worden
mesomerie. De verschillende structuren heten grensstructuren.
Atomen met meer dan twee schillen voldoen niet altijd aan de okteregel,
soms hebben ze meer dan acht elektronen in de buitenste schil en zijn ze
nog steeds stabiel.
Instabiele, reactieve deeltjes voldoen vaak niet aan de
edelgasconfiguratie. Vaak is het een tussenproduct in een reactie of een
radicaal een deeltje dat geen even aantal elektronen heeft dus een
ongepaard elektron (enkel stipje) bevat.
, 8.2: Ruimtelijke Bouw
Bij het bepalen van de ruimtelijke bouw van moleculen volgens de VSEPR-
methode, wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar
afstoten. Ze bevinden zich dus zo ver mogelijk van elkaar. Het
omringingsgetal is het aantal elektronengroepen in de buitenste schil
van een atoom dat elkaar afstoot. Het omringingsgetal is gelijk aan het
aantal niet-bindende elektronenparen plus het aantal atomen verbonden
met het atoom.
Omringingsgetal = 2 hoek tussen de bindingen is 180° en de
atomen bevinden zich op een lijn.
Omringingsgetal = 3 hoek tussen de bindingen is 120° en de
vorm is een trigonale bouw (vlakke driehoek).
Omringingsgetal = 4 hoek tussen de bindingen is 109.5° en de
vorm is een tetraëder (ruimtelijk figuur met vier gelijkzijdige
driehoeken)
Je kan een
molecuul met omringingsgetal 4 ruimtelijk tekenen zoals hierboven. De
dikke binding steekt denkbeeldig uit het vlak en de gestreepte binding
steekt uit het papier.
Moleculen kunnen zowel formele als partiële ladingen hebben, die
ontstaan door een verschil in elektronegativiteit tussen atomen. Wanneer
één atoom sterker aan het elektronenpaar trekt dan het andere atoom,
ontstaat een polaire atoombinding, waarbij de ladingen niet gelijk
verdeeld zijn. Dit leidt tot een dipoolmolecuul, waarbij het ene uiteinde
een positieve lading heeft en het andere uiteinde een negatieve lading.
Hoe groter deze ladingen, hoe sterker de aantrekkingskracht tussen
moleculen, wat resulteert in dipool-dipoolbindingen.
Om te bepalen of een molecuul een dipool is hangt af van de
ruimtelijke bouw en aanwezigheid van polaire atoombindingen.
H2O en CO2 bevatten beide polaire atoombindingen, maar
vanwege de ruimtelijke bouw is CO2 geen dipool en H2O wel.
