Samenvatting H7 Ruimtelijke bouw van moleculen
7.1 Lewisstructuren
Stappenplan van het tekenen van een Lewisstructuur
1. Bepaal het aantal valentie-elektronen van alle atomen, tel hierbij negatieve ladingen bij op
en trek positieve ladingen ervan af.
2. Bepaal het aantal elektronen voor een volle buitenste schil. (altijd 8, behalve bij H dan 2)
3. Stap 2 – stap 1 = aantal bindende elektronen en dan delen door 2 = aantal atoombindingen
4. Teken de bindingen tussen de atomen
5. Teken de overgebleven valentie-elektronen als vrije elektronen paren volgens octetregel
(stap 1 – stap 3)
7.2 Ruimtelijke bouw
Het omringingsgetal: het aantal posities rond een atoom.
- Een omringingsgetal van twee leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek tussen beide
bindingen is 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 ͦ (behalve bij water is het 104,5 ͦ )
- Bij omringingsgetal 5 is de ideale hoek , heet trigonale bipiramide
- Bij omringingsgetal 6 is de ideale hoek 90 , heet octaëder.
Een vrij elektronenpaar telt ook als een omringingsgetal en heeft een sterkere afstotende
kracht dan elektronen in een atoombinding.
7.3 Polariteit
- Niet elk atoom trekt even hard aan het gedeeld elektronenpaar. Wanneer de gedeelde
elektronen zich ongeveer in het midden bevinden, dan noem je het een apolaire
atoombinding. Als er een verschil is, ontstaat er een permanente ladingsscheiding, het ene
atoom krijgt een negatieve lading ( ) en het andere atoom een positieve lading ( ). Nu
noem je het een polaire atoombinding.
- Ionogeen karakter als het hele gedeelde elektronenpaar naar één atoom gaat.
- Het elektrische veld van positief naar negatief noem je het dipoolmoment. Er kan ook een
elektrisch veld ontstaan tussen een molecuul zelf, als dit netto zo is dan heet het een
dipoolmolecuul. Hierbij kijk je ook naar de bouw van het molecuul.
- De extra binding tussen twee dipoolmoleculen heet een dipool-dipoolinteractie.
∆EN > 1,6 = ionogene binding
0,5 < ∆EN < 1,6 = polaire covalente binding
∆EN < 0,5 = apolair covalente binding
7.1 Lewisstructuren
Stappenplan van het tekenen van een Lewisstructuur
1. Bepaal het aantal valentie-elektronen van alle atomen, tel hierbij negatieve ladingen bij op
en trek positieve ladingen ervan af.
2. Bepaal het aantal elektronen voor een volle buitenste schil. (altijd 8, behalve bij H dan 2)
3. Stap 2 – stap 1 = aantal bindende elektronen en dan delen door 2 = aantal atoombindingen
4. Teken de bindingen tussen de atomen
5. Teken de overgebleven valentie-elektronen als vrije elektronen paren volgens octetregel
(stap 1 – stap 3)
7.2 Ruimtelijke bouw
Het omringingsgetal: het aantal posities rond een atoom.
- Een omringingsgetal van twee leidt tot een lineaire bouw. De ideale hoek tussen beide
bindingen is 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 ͦ (behalve bij water is het 104,5 ͦ )
- Bij omringingsgetal 5 is de ideale hoek , heet trigonale bipiramide
- Bij omringingsgetal 6 is de ideale hoek 90 , heet octaëder.
Een vrij elektronenpaar telt ook als een omringingsgetal en heeft een sterkere afstotende
kracht dan elektronen in een atoombinding.
7.3 Polariteit
- Niet elk atoom trekt even hard aan het gedeeld elektronenpaar. Wanneer de gedeelde
elektronen zich ongeveer in het midden bevinden, dan noem je het een apolaire
atoombinding. Als er een verschil is, ontstaat er een permanente ladingsscheiding, het ene
atoom krijgt een negatieve lading ( ) en het andere atoom een positieve lading ( ). Nu
noem je het een polaire atoombinding.
- Ionogeen karakter als het hele gedeelde elektronenpaar naar één atoom gaat.
- Het elektrische veld van positief naar negatief noem je het dipoolmoment. Er kan ook een
elektrisch veld ontstaan tussen een molecuul zelf, als dit netto zo is dan heet het een
dipoolmolecuul. Hierbij kijk je ook naar de bouw van het molecuul.
- De extra binding tussen twee dipoolmoleculen heet een dipool-dipoolinteractie.
∆EN > 1,6 = ionogene binding
0,5 < ∆EN < 1,6 = polaire covalente binding
∆EN < 0,5 = apolair covalente binding
