Samenvatting Scheikunde
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 12 Molecuulbouw:
Lewisstructuur: structuurformule waar alle elektronen in de buitenste schil getekend
zijn. Dit is niet gelijk aan de covalentie, dat was namelijk hoeveel bindingen nog gemaakt
konden worden voor de achtomringing. De covalentie is dus wel makkelijk te berekenen
aan de hand van de Lewis structuur.
Elektronen komen in tweetallen voor, een elektronenpaar. Als je een lewisstructuur
tekent zal je dan elektronen in paren tekenen, namelijk als steeds 2 stipjes bij elkaar of
zelfs een streepje.
Een binding tussen 2 atomen bestaat ook uit 2 elektronen die samen het bindend
elektronenpaar worden genoemd. In de lewisstructuur tel je wel maar 1 elektron per
losse binding voor 1 atoom. Overige elektronen op 1 atoom zijn niet-bindende of vrije
elektronen.
Bij het opstellen van een lewisstructuur tel je alle valentie-elektronen van een molecuul
bij elkaar op en zo reken je dus uit hoeveel paren je moet tekenen. Deze paren moet je
dan tekenen bij het molecuul als bindingen en als vrije elektronenparen. Je moet daarbij
wel rekening houden met de valentie elektronen per atoom in een molecuul.
Soms kan het zijn dat er een elektron te veel is om de volledige lewisstructuur netjes af
te ronden en je 1 atoom dus een extra elektron moet geven. Je geeft dit atoom dan een
uitgebreid octet.
Ook kan er een elektron te weinig zijn, waarbij je dus aan een atoom in plaats van een
elektronenpaar een los elektron geeft. Dit losse ongepaarde elektron heet een radicaal.
Door zowel het uitgebreid octet als een radicaal ontstaat er een lading op 1 atoom, die
de formele lading heet. Als er een extra elektron is dan oorspronkelijk is de lading
negatief en als er een elektron te weinig is, is de lading positief. Als meerdere atomen
een formele lading is tel je deze ladingen bij elkaar op voor de uiteindelijk lading van het
molecuul. Soms zijn er formele ladingen, terwijl het molecuul zelf gewoon neutraal is.
Vanderwaalsbinding: binding die ontstaat door kracht tussen moleculen.
Polaire atoombinding: door de kracht waarmee atomen aan de elektronen trekken
ontstaat de binding dus. Het ene atoom trekt met een sterkere kracht aan een elektron
dan de ander, waardoor het elektron dichter bij dit atoom komt te liggen. Daardoor wordt
dit atoom een stukje negatief (-) geladen en het andere atoom met de lagere kracht een
stukje positief (+) geladen. Deze ladingen heten partiële ladingen. Als deze ladingen
verdeeld zijn over de kanten van het molecuul heet dit molecuul een dipool-
dipoolmolecuul. Deze moleculen kunnen via een geladen kant bindingen aangaan met
water. Water is namelijk ook een dipoolmolecuul.
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 12 Molecuulbouw:
Lewisstructuur: structuurformule waar alle elektronen in de buitenste schil getekend
zijn. Dit is niet gelijk aan de covalentie, dat was namelijk hoeveel bindingen nog gemaakt
konden worden voor de achtomringing. De covalentie is dus wel makkelijk te berekenen
aan de hand van de Lewis structuur.
Elektronen komen in tweetallen voor, een elektronenpaar. Als je een lewisstructuur
tekent zal je dan elektronen in paren tekenen, namelijk als steeds 2 stipjes bij elkaar of
zelfs een streepje.
Een binding tussen 2 atomen bestaat ook uit 2 elektronen die samen het bindend
elektronenpaar worden genoemd. In de lewisstructuur tel je wel maar 1 elektron per
losse binding voor 1 atoom. Overige elektronen op 1 atoom zijn niet-bindende of vrije
elektronen.
Bij het opstellen van een lewisstructuur tel je alle valentie-elektronen van een molecuul
bij elkaar op en zo reken je dus uit hoeveel paren je moet tekenen. Deze paren moet je
dan tekenen bij het molecuul als bindingen en als vrije elektronenparen. Je moet daarbij
wel rekening houden met de valentie elektronen per atoom in een molecuul.
Soms kan het zijn dat er een elektron te veel is om de volledige lewisstructuur netjes af
te ronden en je 1 atoom dus een extra elektron moet geven. Je geeft dit atoom dan een
uitgebreid octet.
Ook kan er een elektron te weinig zijn, waarbij je dus aan een atoom in plaats van een
elektronenpaar een los elektron geeft. Dit losse ongepaarde elektron heet een radicaal.
Door zowel het uitgebreid octet als een radicaal ontstaat er een lading op 1 atoom, die
de formele lading heet. Als er een extra elektron is dan oorspronkelijk is de lading
negatief en als er een elektron te weinig is, is de lading positief. Als meerdere atomen
een formele lading is tel je deze ladingen bij elkaar op voor de uiteindelijk lading van het
molecuul. Soms zijn er formele ladingen, terwijl het molecuul zelf gewoon neutraal is.
Vanderwaalsbinding: binding die ontstaat door kracht tussen moleculen.
Polaire atoombinding: door de kracht waarmee atomen aan de elektronen trekken
ontstaat de binding dus. Het ene atoom trekt met een sterkere kracht aan een elektron
dan de ander, waardoor het elektron dichter bij dit atoom komt te liggen. Daardoor wordt
dit atoom een stukje negatief (-) geladen en het andere atoom met de lagere kracht een
stukje positief (+) geladen. Deze ladingen heten partiële ladingen. Als deze ladingen
verdeeld zijn over de kanten van het molecuul heet dit molecuul een dipool-
dipoolmolecuul. Deze moleculen kunnen via een geladen kant bindingen aangaan met
water. Water is namelijk ook een dipoolmolecuul.
