Hoofdstuk 8: Ruimtelijke bouw van moleculen
§1 Lewisstructuren
De Lewistheorie is dat de meest stabiele toestand van een atoom is dat het een
edelgasconfiguratie bezit. Daarom streven alle atoomsoorten, behalve waterstof (H), lithium (Li) en
beryllium (Be), naar 8 elektronen in de buitenste schil (de octetregel ofwel edelgasconfiguratie). Ze
doen dit door elektronen te lenen van andere atomen. Het aantal te lenen elektronen bepaald de
covalentie van een atoom. In een structuurformule wordt een gedeeld elektronenpaar
weergegeven met een streepje: de atoombinding. Bij het tekenen van een Lewisstructuur worden
alle valentie-elektronen getekend, ook degenen die zich niet in een binding bevinden. Elektronen
die zich niet in een atoombinding bevinden, komen in paren voor: vrije elektronenparen. Het kan
zijn dat in een Lewisstructuur een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan op basis van
het aantal valentie- elektronen mag worden verwacht. Dit betekent dat het atoom een + of - lading
krijgt: de formele lading. Deze kan bepaald worden door het aantal elektronen dat zich op het
atoom bevindt af te trekken van het aantal valentie-elektronen, een atoombinding telt voor 1
elektron. De formele lading is max. +1 of -1. Soms zijn er meerdere Lewisstructuren. De structuur
met de minste formele ladingen is de stabielste. De verschillende structuren heten mesomere
grensstructuren en geven vaak een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van het molecuul.
§2 Ruimtelijke bouw
De elektronenparen rond een atoom stoten elkaar af, daarom willen ze zich zo ver mogelijk van
elkaar bevinden. Het omringsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste schil van een
atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities van de elektronenparen zijn afhankelijk van het
omringsgetal volgens een aantal algemene regels.
● Een omringsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw.
● Een omringsgetal van 3 leidt tot een trigonaal (vlakke driehoek).
● Een omrings getal van 4 leidt tot een tetraëder, ruimtelijk figuur.
Elektronenpaar tellen als een groep, maar je tekent ze niet. Ook dubbele of drievoudige bindingen
tellen als een groep. Bindingen die uit het vlak van de tekening naar voren steken, worden dikker
aangezet, terwijl bindingen die in het vlak naar achteren steken streepjes krijgen. Afwijkende
hoeken tussen elektronenparen kun je vinden in Binas tabel 53B.
Elk atoom trekt met een bepaalde kracht aan de omringende elektronen, wat ook wel
elektronegativiteit wordt genoemd. De regels is dat een atoombinding polair is als het in verschil in
elektronegativiteit groter is dan 0,4. Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant van het molecuul
een positieve lading δ+, en aan de andere kant en negatieve lading δ-. Als het centrum van de
positieve lading en negatieve lading niet samenvalt, is het een dipoolmolecuul.
§3 Cis-trans-isomerie
Isomeren zijn twee moleculen met dezelfde molecuulformule, maar toch anders met elkaar zijn
verbonden of anders zijn geschikt. Er zijn verschillende vormen van isomerie, bijvoorbeeld
structuurisomeren, stereo-isomeren en cis-trans-isomerie. Structuurisomeren zijn stoffen met
dezelfde molecuulformule, maar met een andere structuurformule. De atomen zijn in een andere
volgorde met elkaar verbonden.
§1 Lewisstructuren
De Lewistheorie is dat de meest stabiele toestand van een atoom is dat het een
edelgasconfiguratie bezit. Daarom streven alle atoomsoorten, behalve waterstof (H), lithium (Li) en
beryllium (Be), naar 8 elektronen in de buitenste schil (de octetregel ofwel edelgasconfiguratie). Ze
doen dit door elektronen te lenen van andere atomen. Het aantal te lenen elektronen bepaald de
covalentie van een atoom. In een structuurformule wordt een gedeeld elektronenpaar
weergegeven met een streepje: de atoombinding. Bij het tekenen van een Lewisstructuur worden
alle valentie-elektronen getekend, ook degenen die zich niet in een binding bevinden. Elektronen
die zich niet in een atoombinding bevinden, komen in paren voor: vrije elektronenparen. Het kan
zijn dat in een Lewisstructuur een atoom meer of minder atoombindingen vormt dan op basis van
het aantal valentie- elektronen mag worden verwacht. Dit betekent dat het atoom een + of - lading
krijgt: de formele lading. Deze kan bepaald worden door het aantal elektronen dat zich op het
atoom bevindt af te trekken van het aantal valentie-elektronen, een atoombinding telt voor 1
elektron. De formele lading is max. +1 of -1. Soms zijn er meerdere Lewisstructuren. De structuur
met de minste formele ladingen is de stabielste. De verschillende structuren heten mesomere
grensstructuren en geven vaak een indicatie van de stabiliteit/reactiviteit van het molecuul.
§2 Ruimtelijke bouw
De elektronenparen rond een atoom stoten elkaar af, daarom willen ze zich zo ver mogelijk van
elkaar bevinden. Het omringsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste schil van een
atoom dat elkaar afstoot. De ingenomen posities van de elektronenparen zijn afhankelijk van het
omringsgetal volgens een aantal algemene regels.
● Een omringsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw.
● Een omringsgetal van 3 leidt tot een trigonaal (vlakke driehoek).
● Een omrings getal van 4 leidt tot een tetraëder, ruimtelijk figuur.
Elektronenpaar tellen als een groep, maar je tekent ze niet. Ook dubbele of drievoudige bindingen
tellen als een groep. Bindingen die uit het vlak van de tekening naar voren steken, worden dikker
aangezet, terwijl bindingen die in het vlak naar achteren steken streepjes krijgen. Afwijkende
hoeken tussen elektronenparen kun je vinden in Binas tabel 53B.
Elk atoom trekt met een bepaalde kracht aan de omringende elektronen, wat ook wel
elektronegativiteit wordt genoemd. De regels is dat een atoombinding polair is als het in verschil in
elektronegativiteit groter is dan 0,4. Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant van het molecuul
een positieve lading δ+, en aan de andere kant en negatieve lading δ-. Als het centrum van de
positieve lading en negatieve lading niet samenvalt, is het een dipoolmolecuul.
§3 Cis-trans-isomerie
Isomeren zijn twee moleculen met dezelfde molecuulformule, maar toch anders met elkaar zijn
verbonden of anders zijn geschikt. Er zijn verschillende vormen van isomerie, bijvoorbeeld
structuurisomeren, stereo-isomeren en cis-trans-isomerie. Structuurisomeren zijn stoffen met
dezelfde molecuulformule, maar met een andere structuurformule. De atomen zijn in een andere
volgorde met elkaar verbonden.
