Scheikunde Hoofdstuk 8
“Ruimtelijke bouw van moleculen”
8.1 Lewisstructuren
Lewistheorie
De meest stabiele toestand van een atoom is er één waarbij het atoom een edelgasconfiguratie bezit.
Daarom streven alle atoomsoorten behalve, waterstof, lithium en beryllium, naar acht elektronen in
de buitenste schil (octetregel). Om aan de edelgasconfiguratie of octetregel te kunnen voldoen,
moeten niet metaal-atomen elektronen lenen van andere atomen. Het aantal te lenen elektronen
bepaalt de covalentie van een atoomsoort.
Bij het tekenen van een lewisstructuur worden alle valentie-elektronen weergegeven, ook degene
die zich niet in een atoombinding bevinden. Deze elektronen komen over het algemeen in paren
voor; vrije of niet bindende elektronenparen.
Formele lading
Het kan voorkomen dat in een lewisstructuur een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan
op basis van de covalentie mag worden verwacht, zolang de atomen maar aan de octetregel voldoen.
Wanneer het aantal elektronen op een atoom afwijkt van het aantal valentie-elektronen van dat
atoom, heeft het een formele lading. Hierbij telt een atoombinding voor één elektron en een niet
bindend elektronenpaar voor twee (volledig).
Mesomere grensstructuren
Soms kunnen er van een molecuul meerdere lewisstructuren worden opgesteld die ook aan de
octetregel voldoen. De verschillende mogelijke lewisstructuren heten mesomere grensstructuren.
Als een molecuul meerdere mesomere grensstructuren kan vormen, leidt dit meestal tot grotere
stabiliteit van het molecuul. De structuur met de minst formele ladingen is de stabielste.
8.2 Ruimtelijke bouw
VSEPR-methode
Bij de VSEPR-methode wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar afstoten. De
elektronenparen rond een atoom zullen daarom die posities rond het atoom innemen, waardoor ze
zich zo ver mogelijk van elkaar bevinden. Het omringinsgetal is het aantal elektronenparen in de
buitenste schil van een atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities van de elektronenparen zijn
afhankelijk van het omringingsgetal volgens een aantal algemene regels.
- Omringingsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek tussen beide bindingen is
180°.
- Omringingsgetal van 3 leidt tot trigonaal (vlakke driehoek). De ideale hoek tussen twee
bindingen is 120°.
- Omringingsgetal van 4 leidt tot tetraëder (regelmatig viervlak). De ideale hoek tussen twee
bindingen is 109,5°.
Een dubbele of drievoudige binding telt als één binding in de bepaling van het omringingsgetal.
Afwijkingen van de tetraëderhoek
Water heeft een omringingsgetal van 4, maar slechts een hoek van 104,5°. Het O-atoom in water
heeft twee bindende en twee niet-bindende elektronenparen. Omdat de hoek tussen de bindende
elektronenparen kleiner is dan de tetraëderhoek, kan hieruit worden afgeleid dat niet-bindende
elektronenparen een sterkere afstotende kracht hebben dan bindende elektronenparen.
“Ruimtelijke bouw van moleculen”
8.1 Lewisstructuren
Lewistheorie
De meest stabiele toestand van een atoom is er één waarbij het atoom een edelgasconfiguratie bezit.
Daarom streven alle atoomsoorten behalve, waterstof, lithium en beryllium, naar acht elektronen in
de buitenste schil (octetregel). Om aan de edelgasconfiguratie of octetregel te kunnen voldoen,
moeten niet metaal-atomen elektronen lenen van andere atomen. Het aantal te lenen elektronen
bepaalt de covalentie van een atoomsoort.
Bij het tekenen van een lewisstructuur worden alle valentie-elektronen weergegeven, ook degene
die zich niet in een atoombinding bevinden. Deze elektronen komen over het algemeen in paren
voor; vrije of niet bindende elektronenparen.
Formele lading
Het kan voorkomen dat in een lewisstructuur een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan
op basis van de covalentie mag worden verwacht, zolang de atomen maar aan de octetregel voldoen.
Wanneer het aantal elektronen op een atoom afwijkt van het aantal valentie-elektronen van dat
atoom, heeft het een formele lading. Hierbij telt een atoombinding voor één elektron en een niet
bindend elektronenpaar voor twee (volledig).
Mesomere grensstructuren
Soms kunnen er van een molecuul meerdere lewisstructuren worden opgesteld die ook aan de
octetregel voldoen. De verschillende mogelijke lewisstructuren heten mesomere grensstructuren.
Als een molecuul meerdere mesomere grensstructuren kan vormen, leidt dit meestal tot grotere
stabiliteit van het molecuul. De structuur met de minst formele ladingen is de stabielste.
8.2 Ruimtelijke bouw
VSEPR-methode
Bij de VSEPR-methode wordt uitgegaan van het principe dat elektronenparen elkaar afstoten. De
elektronenparen rond een atoom zullen daarom die posities rond het atoom innemen, waardoor ze
zich zo ver mogelijk van elkaar bevinden. Het omringinsgetal is het aantal elektronenparen in de
buitenste schil van een atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities van de elektronenparen zijn
afhankelijk van het omringingsgetal volgens een aantal algemene regels.
- Omringingsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek tussen beide bindingen is
180°.
- Omringingsgetal van 3 leidt tot trigonaal (vlakke driehoek). De ideale hoek tussen twee
bindingen is 120°.
- Omringingsgetal van 4 leidt tot tetraëder (regelmatig viervlak). De ideale hoek tussen twee
bindingen is 109,5°.
Een dubbele of drievoudige binding telt als één binding in de bepaling van het omringingsgetal.
Afwijkingen van de tetraëderhoek
Water heeft een omringingsgetal van 4, maar slechts een hoek van 104,5°. Het O-atoom in water
heeft twee bindende en twee niet-bindende elektronenparen. Omdat de hoek tussen de bindende
elektronenparen kleiner is dan de tetraëderhoek, kan hieruit worden afgeleid dat niet-bindende
elektronenparen een sterkere afstotende kracht hebben dan bindende elektronenparen.
