HOOFDSTUK 12 MOLECUULBOUW
Binas 66 D, 99B → grote hoek tussen moleculen 53 B
12.1 Lewisstructuren
- Octetregel; atomen streven naar een edelgasconfiguratie, acht valentie elektronen
- De covalentie van een atoom is het aantal gedeelde elektronenparen met een ander
atoom
- Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je
de lewisstructuur.
→ Elektronenpaar: tweetal elektronen
→ Het bindend elektronenpaar geef je weer met een streepje
→ Niet-bindende of vrije elektronenparen geef je weer als stipjes (radicaal)
Stappenplan opstellen lewisstructuur:
1. Teken de structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met de
covalentie
2. Bekijk tabel 99 hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft
3. Teken de extra valentie-elektronen
! In sommige gevallen kan bij een centraal P- of S-atoom het aantal omringende elektronen
aantal groter zijn dan acht; je spreekt dan van een uitgebreid octet.
- Een radiaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er
een ongepaard elektron voorkomt op een van de atomen
→ Super reactief
! Bij negatief geladen ionen is er een elektron meer dan dat je bepaald via tabel 99, bij
positief is er juist een minder.
- Soms zijn er meer elektronen voor te komen in de lewisstructuur dan de
oorspronkelijke aantal valentie-elektronen; er is een formele lading.
12.2 VSEPR-theorie
- Het verschil in oplosbaarheid tussen stoffen kun je verklaren aan de hand van de
bindingen die moleculen van deze stoffen aangaan met watermoleculen.
→ Polaire atoombinding; er is een verschil in aantrekkingskracht op het
elektronenpaar het atoom wordt hierdoor een beetje δ−¿ en δ +¿ geladen. De
atoombinding is dan een polaire atoombinding; er ontstaat partiële lading.
→ Vanderwaalsbinding; de aantrekkingskracht tussen moleculen
| apolaire atoombinding (tot 0,4)| polaire atoombinding (tot 1,7)| ionbinding (tot 2,5)|
→ Waterstofbruggen: bindingen tussen OH- en/of NH-groepen. Als deze bindingen kunnen
kunnen vormen zijn ze goed oplosbaar in water.
● Je moet op microniveau kijken om een verklaring te vinden in oplosbaarheid.
→ Met de 4R-methode voorspel je de bouw van een molecuul door het
omringingsgetal te bepalen van het centrale atoom. Het omringingsgetal is de som van het
aantal atomen dat direct aan het centrale atoom is gebonden en het aantal vrije
elektronenparen van het atoom.
● Moleculen die partiële lading bevatten en die een duidelijke positieve en negatieve
kant hebben zijn dipoolmoleculen (ook wel dipolen genoemd)
Dipolen kunnen dipool-dipoolbindingen aangaan met water (zijn ook dipolen) dat verhoogt
de oplosbaarheid.
12.3 Mesomerie
Het verschijnsel, waarbij je voor een molecuul of ion meerdere lewisstructuren kunt noteren,
heet mesomerie of resonantie. De twee structuren worden grensstructuren genoemd.
→ Hoe meer grensstructuren er van een molecuul of ion zijn, hoe stabieler het
deeltje en de bijbehorende stof.
Binas 66 D, 99B → grote hoek tussen moleculen 53 B
12.1 Lewisstructuren
- Octetregel; atomen streven naar een edelgasconfiguratie, acht valentie elektronen
- De covalentie van een atoom is het aantal gedeelde elektronenparen met een ander
atoom
- Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je
de lewisstructuur.
→ Elektronenpaar: tweetal elektronen
→ Het bindend elektronenpaar geef je weer met een streepje
→ Niet-bindende of vrije elektronenparen geef je weer als stipjes (radicaal)
Stappenplan opstellen lewisstructuur:
1. Teken de structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening houdt met de
covalentie
2. Bekijk tabel 99 hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft
3. Teken de extra valentie-elektronen
! In sommige gevallen kan bij een centraal P- of S-atoom het aantal omringende elektronen
aantal groter zijn dan acht; je spreekt dan van een uitgebreid octet.
- Een radiaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er
een ongepaard elektron voorkomt op een van de atomen
→ Super reactief
! Bij negatief geladen ionen is er een elektron meer dan dat je bepaald via tabel 99, bij
positief is er juist een minder.
- Soms zijn er meer elektronen voor te komen in de lewisstructuur dan de
oorspronkelijke aantal valentie-elektronen; er is een formele lading.
12.2 VSEPR-theorie
- Het verschil in oplosbaarheid tussen stoffen kun je verklaren aan de hand van de
bindingen die moleculen van deze stoffen aangaan met watermoleculen.
→ Polaire atoombinding; er is een verschil in aantrekkingskracht op het
elektronenpaar het atoom wordt hierdoor een beetje δ−¿ en δ +¿ geladen. De
atoombinding is dan een polaire atoombinding; er ontstaat partiële lading.
→ Vanderwaalsbinding; de aantrekkingskracht tussen moleculen
| apolaire atoombinding (tot 0,4)| polaire atoombinding (tot 1,7)| ionbinding (tot 2,5)|
→ Waterstofbruggen: bindingen tussen OH- en/of NH-groepen. Als deze bindingen kunnen
kunnen vormen zijn ze goed oplosbaar in water.
● Je moet op microniveau kijken om een verklaring te vinden in oplosbaarheid.
→ Met de 4R-methode voorspel je de bouw van een molecuul door het
omringingsgetal te bepalen van het centrale atoom. Het omringingsgetal is de som van het
aantal atomen dat direct aan het centrale atoom is gebonden en het aantal vrije
elektronenparen van het atoom.
● Moleculen die partiële lading bevatten en die een duidelijke positieve en negatieve
kant hebben zijn dipoolmoleculen (ook wel dipolen genoemd)
Dipolen kunnen dipool-dipoolbindingen aangaan met water (zijn ook dipolen) dat verhoogt
de oplosbaarheid.
12.3 Mesomerie
Het verschijnsel, waarbij je voor een molecuul of ion meerdere lewisstructuren kunt noteren,
heet mesomerie of resonantie. De twee structuren worden grensstructuren genoemd.
→ Hoe meer grensstructuren er van een molecuul of ion zijn, hoe stabieler het
deeltje en de bijbehorende stof.
