1 Lewisstructuren
Lewistheorie
► In hoofdstuk 1 is het 1e deel van de Lewistheorie uitgebreid behandeld: de
meest stabiele toestand van een atoom is er één waarbij het atoom een
edelasconfiguratie bezit. Hierdoor wordt de covalentie van een atoom
bepaald.
► Om aan de edelgasconfiguratie te voldoen, vormen halogenen (groep 17) 1
atoombinding, zuurstof en zwavel 2 atoombindingen, etc. (Binas 99).
► In een structuurformule wordt een gedeeld elektronenpaar weergegeven met
een streepje tussen 2 atomen: atoombinding.
► In een Lewisstructuur worden alle valentie-elektronen getekend, ook
degenen die zich niet in een binding bevinden. Atomen die zich niet in
een atoombinding bevinden, komen ook over het algemeen in paren
voor: vrije elektronenparen (stipjes).
Formele lading
► In een Lewisstructuur kan een atoom meer/minder atoombindingen hebben
dan op basis van het aantal valentie-elektronen mag worden verwacht. Toch kan
dit een stabiel deeltje opleveren, omdat alle atomen de edelgasconfiguratie
bezitten. Wel betekent het dat een atoom een netto lading krijgt: de formele
lading.
► De formele lading wordt weergegeven in de Lewisstructuur: (+) of (-).
► De formele lading kan eenvoudig bepaald worden door het aantal elektronen
dat zich op het atoom bevindt af te trekken van het aantal valentie-elektronen.
Hierbij telt een atoombinding altijd voor één elektron. De formele lading zal nooit
groter zijn dan +1 of -1.
Mesomere grensstructuren
► Soms kunnen er van een molecuul meerdere Lewisstructuren opgesteld
worden = mesomere grensstructuren. De structuur met de minste formele
ladingen is de stabielste.
► Geven vaak een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van het molecuul.
Stappenplan Lewisstructuren tekenen
1. Bepaal het aantal gebonden & vrije elektronenparen.
▪ VE = vereiste aantal elektronen (2 voor H, 8 voor andere).
▪ BE = beschikbare elektronen (valentie-elektronen optellen en bij +ionen min 1,
bij -ionen + 1).
▪ TEP = totaal aantal elektronenparen = ½ * BE.
▪ GEP = gemeenschappelijke elektronenparen = ½ * (VE – BE).
▪ VEP = vrije elektronenparen = TEP – GEP.
2. Teken de structuurformule:
▪ Molecuulformule geeft vaak de volgorde aan (HCN).
▪ Eerste atoom is vaak het centrale atoom (NH3).
▪ Minst elektronegatieve atoom centraal (Binas 40A).
3. Bepaal de formele lading van elk atoom in de structuur:
▪ TE = totaal aantal elektronen per atoom = GEP + 2 * VEP.
▪ FL = formele lading = BE – TE.
, 2 Ruimtelijke bouw
VSEPR-methode
► Bij de VSEPR-methode (Valence Schell Elektron Pair Repulsion) wordt
uitgegaan van het principe dat elektronen elkaar afstoten. De elektronen zullen
zich dus zo verdelen om het atoom dat ze zich zo ver mogelijk van elkaar af
bevinden. 2 beperkingen:
1. Elektronen bevinden zich in paren -> die 2 elektronen nemen samen 1
positie in.
2. Ook elektronenparen in een (drie)dubbele binding zijn aan elkaar
gebonden en
nemen samen 1 positie in.
► Het aantal posities rond een atoom heet het omringingsgetal.
▪ Omringingsgetal van centrale atoom is bepalend voor de bouw van een
molecuul.
► De volgende algemene regels gelden:
▪ Een omringingsgetal van twee leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek
tussen beide bindingen in 180°.
▪ Een omringingsgetal van drie leidt tot een vlakke bouw. De ideale hoek
tussen twee bindingen is 120°.
▪ Een omringingsgetal van vier
leidt tot een tetraëdische bouw. De
ideale hoek tussen twee
bindingen is 109,5°.
Afwijkingen van de ideale hoek
► Het O-atoom in H2O heeft een omringingsgetal van vier. Water heeft dus een
tetraëdische bouw. Toch is de hoek tussen de 2 bindingen 104,5° i.p.v. 109,5°.
Niet alle elektronenparen stoten elkaar dus even sterk af. De afstoting is het
sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst tussen twee bindende
elektronen.
3 Polariteit
Polaire atoombinding
► Atoombinding = gedeeld elektronenpaar. Dit elektronenpaar wordt niet altijd
eerlijk gedeeld: het ene atoom trekt soms harder aan het gedeelde
elektronenpaar dan het andere. Een maat voor de neiging van een atoom om een
gedeeld elektronenpaar naar zich toe te trekken, is de elektronegativiteit
(Binas 40A).
► Elektronegativiteit (ΔEN): ΔENAB = | ENA – ENB |.
► Als ΔEN klein/nul is, bevinden de gedeelde atomen zich min of meer in het
midden tussen de atomen. Er wordt gesproken van een apolaire atoombinding.
► Als ΔEN aanzienlijk is, bevindt het gedeelde atomenpaar zich dichter bij het
ene dan bij het andere atoom / er ontstaat een permanente ladingsscheiding. Het
ene atoom krijgt een kleine negatieve lading (δ-), en het andere atoom een
kleine positieve lading (δ+). We spreken in dit geval van een polaire
atoombinding.
Lewistheorie
► In hoofdstuk 1 is het 1e deel van de Lewistheorie uitgebreid behandeld: de
meest stabiele toestand van een atoom is er één waarbij het atoom een
edelasconfiguratie bezit. Hierdoor wordt de covalentie van een atoom
bepaald.
► Om aan de edelgasconfiguratie te voldoen, vormen halogenen (groep 17) 1
atoombinding, zuurstof en zwavel 2 atoombindingen, etc. (Binas 99).
► In een structuurformule wordt een gedeeld elektronenpaar weergegeven met
een streepje tussen 2 atomen: atoombinding.
► In een Lewisstructuur worden alle valentie-elektronen getekend, ook
degenen die zich niet in een binding bevinden. Atomen die zich niet in
een atoombinding bevinden, komen ook over het algemeen in paren
voor: vrije elektronenparen (stipjes).
Formele lading
► In een Lewisstructuur kan een atoom meer/minder atoombindingen hebben
dan op basis van het aantal valentie-elektronen mag worden verwacht. Toch kan
dit een stabiel deeltje opleveren, omdat alle atomen de edelgasconfiguratie
bezitten. Wel betekent het dat een atoom een netto lading krijgt: de formele
lading.
► De formele lading wordt weergegeven in de Lewisstructuur: (+) of (-).
► De formele lading kan eenvoudig bepaald worden door het aantal elektronen
dat zich op het atoom bevindt af te trekken van het aantal valentie-elektronen.
Hierbij telt een atoombinding altijd voor één elektron. De formele lading zal nooit
groter zijn dan +1 of -1.
Mesomere grensstructuren
► Soms kunnen er van een molecuul meerdere Lewisstructuren opgesteld
worden = mesomere grensstructuren. De structuur met de minste formele
ladingen is de stabielste.
► Geven vaak een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van het molecuul.
Stappenplan Lewisstructuren tekenen
1. Bepaal het aantal gebonden & vrije elektronenparen.
▪ VE = vereiste aantal elektronen (2 voor H, 8 voor andere).
▪ BE = beschikbare elektronen (valentie-elektronen optellen en bij +ionen min 1,
bij -ionen + 1).
▪ TEP = totaal aantal elektronenparen = ½ * BE.
▪ GEP = gemeenschappelijke elektronenparen = ½ * (VE – BE).
▪ VEP = vrije elektronenparen = TEP – GEP.
2. Teken de structuurformule:
▪ Molecuulformule geeft vaak de volgorde aan (HCN).
▪ Eerste atoom is vaak het centrale atoom (NH3).
▪ Minst elektronegatieve atoom centraal (Binas 40A).
3. Bepaal de formele lading van elk atoom in de structuur:
▪ TE = totaal aantal elektronen per atoom = GEP + 2 * VEP.
▪ FL = formele lading = BE – TE.
, 2 Ruimtelijke bouw
VSEPR-methode
► Bij de VSEPR-methode (Valence Schell Elektron Pair Repulsion) wordt
uitgegaan van het principe dat elektronen elkaar afstoten. De elektronen zullen
zich dus zo verdelen om het atoom dat ze zich zo ver mogelijk van elkaar af
bevinden. 2 beperkingen:
1. Elektronen bevinden zich in paren -> die 2 elektronen nemen samen 1
positie in.
2. Ook elektronenparen in een (drie)dubbele binding zijn aan elkaar
gebonden en
nemen samen 1 positie in.
► Het aantal posities rond een atoom heet het omringingsgetal.
▪ Omringingsgetal van centrale atoom is bepalend voor de bouw van een
molecuul.
► De volgende algemene regels gelden:
▪ Een omringingsgetal van twee leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek
tussen beide bindingen in 180°.
▪ Een omringingsgetal van drie leidt tot een vlakke bouw. De ideale hoek
tussen twee bindingen is 120°.
▪ Een omringingsgetal van vier
leidt tot een tetraëdische bouw. De
ideale hoek tussen twee
bindingen is 109,5°.
Afwijkingen van de ideale hoek
► Het O-atoom in H2O heeft een omringingsgetal van vier. Water heeft dus een
tetraëdische bouw. Toch is de hoek tussen de 2 bindingen 104,5° i.p.v. 109,5°.
Niet alle elektronenparen stoten elkaar dus even sterk af. De afstoting is het
sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst tussen twee bindende
elektronen.
3 Polariteit
Polaire atoombinding
► Atoombinding = gedeeld elektronenpaar. Dit elektronenpaar wordt niet altijd
eerlijk gedeeld: het ene atoom trekt soms harder aan het gedeelde
elektronenpaar dan het andere. Een maat voor de neiging van een atoom om een
gedeeld elektronenpaar naar zich toe te trekken, is de elektronegativiteit
(Binas 40A).
► Elektronegativiteit (ΔEN): ΔENAB = | ENA – ENB |.
► Als ΔEN klein/nul is, bevinden de gedeelde atomen zich min of meer in het
midden tussen de atomen. Er wordt gesproken van een apolaire atoombinding.
► Als ΔEN aanzienlijk is, bevindt het gedeelde atomenpaar zich dichter bij het
ene dan bij het andere atoom / er ontstaat een permanente ladingsscheiding. Het
ene atoom krijgt een kleine negatieve lading (δ-), en het andere atoom een
kleine positieve lading (δ+). We spreken in dit geval van een polaire
atoombinding.
