Samenvatting Scheikunde hoofdstuk 12: Molecuulbouw

Scheikunde hoofdstuk 12


Scheikunde §12.1
Atomen vormen bindingen volgens de octetregel, elk atoom heeft acht valentie-elektronen.
Als je in de structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijgt je de
lewisstructuur. De elektronen komen in tweetallen voor, een elektronenpaar. Het
gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding, het bindend elektronenpaar,
geef je in de lewisstructuur weer met een streepje tussen de atomen. Alle overige valentie-
elektronen – de niet-bindende of vrije elektronenparen – worden aangegeven met twee
stippen of een streepje om het atoom heen. Elk atoom moet vier elektronenparen om zich
heen hebben.
Lewisstructuur opstellen:
1. Teken de structuurformule (let op de covalentie).
2. Zoek op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig zijn voor
een octet.
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen en
hoeveel valentie-elektronen over zijn.
4. Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de lewisstructuur van het molecuul.
Als het aantal omringende elektronen groter is dan acht, spreek je van een uitgebreid octet.
Als je in opgaven een uitgebreid octet tegenkomt, wordt de covalentie van het centrale
atoom in de opgave gegeven.
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een
ongepaard elektron voorkomt op een van de atomen. Het voldoet niet aan de octetregel. Het
reageert hierdoor snel met andere atomen, om zo alsnog aan de octetregel te voldoen.
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met
de lading van het ion. Bij negatief geladen ionen geeft de lading het aantal extra elektronen
aan. Bij positief geladen ionen staat de lading voor het aantal elektronen dat er te weinig is.
In een lewisstructuur blijken bij een atoom soms meer elektronen voor de komen dat het
oorspronkelijke aantal valentie-elektronen. Hierdoor krijgt het atoom een lading, deze noem
je de formele lading.

Scheikunde §12.2
Er zijn verschillende soorten bindingen:
 Polaire atoombinding: verschil in elektronegativiteit. De kleine lading die atomen
met een polaire atoombinding hebben is de partiële lading (Binas tabel 40A).
 Vanderwaalsbinding: binding tussen moleculen. Hoe hoger de molecuulmassa, hoe
sterker de vanderwaalsbinding.
 Waterstofbruggen: bij OH- en NH-groepen. Doorgaans zijn de stoffen met een
waterstofbrug goed in water oplosbaar.
De ruimtelijke bouw van moleculen kun je voorspellen met behulp van de lewisstructuur.
Zowel bindende als vrije elektronenparen stoten elkaar af, de VSEPR-methode. Je voorspelt
de bouw van een molecuul door het omringingsgetal van het centrale atoom te bepalen.
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 een partiële lading bevatten en die een duidelijke positieve en negatieve kant
hebben zijn dipoolmoleculen (ook wel dipolen genoemd). Moleculen kunnen als ze dipolen
zijn een dipool-dipoolbinding aangaan met andere moleculen die ook dipolen zijn. De
aanwezigheid van deze binding verhoogt de oplosbaarheid.

Scheikunde §12.3
Als je voor een molecuul of ion meerdere lewisstructuren kunt noteren, noem je het
mesomerie of resonantie. De verschillende structuren worden grensstructuren (↔)
genoemd. De pijl geeft aan dat de structuren niet op zichzelf bestaan, maar dat de stof het
midden houdt tussen alle grensstructuren. Er is dus in werkelijkheid sprake van maar één
structuur.