Scheikunde samenvatting hoofdstuk 12 – molecuulbouw
1. Paragraaf 1 – lewisstructuren
Elk molecuul wil in de buitenste ring 8 elektronen hebben (valentie-elektronen). Dit noem je
de octetregel/edelgasconfiguratie. Op basis hiervan kan je voorspellen hoeveel bindingen
een molecuul aangaat: covalentie. Als je deze bindingen tekent, krijg je een lewisstructuur.
Twee moleculen die samen een binding aangaan, delen een ‘bindend elektronenpaar’. Alle
overige valentie-elektronen noem je vrije elektronenparen. Als een valentie-elektron
ongepaard voorkomt op een van de atomen noem je dit een radicaal.
Als het aantal omringende elektronen meer is dan acht, noem je dit een uitgebreid octet. Als
je dit in opgaven tegenkomt, wordt de covalentie van het centrale atoom gegeven.
Als bij een atoom meer elektronen voorkomen, dan het oorspronkelijke aantal valentie-
elektronen krijgt een atoom een formele lading.
Met het volgende stappenplan kan je een lewis-structuur maken:
1. Zet de atomen onder elkaar, met de valentie erachter
2. Tel de valentie-elektronen bij elkaar op
3. Trek de eventuele positieve lading eraf, tel negatieve lading erbij op
4. Deel door twee: je hebt nu het aantal streepjes
5. Bouw het skelet op
6. Voeg de vrije elektronenparen toe
7. Controleer of het voldoet aan de octet-regel
8. Hou de formele lading minimaal, soms heb je een uitgebreid octet
2. Paragraaf 2 – VSEPR theorie
Bij een atoombinding bevindt het bindende elektronenpaar zich dichter bij het ene atoom
dan bij de ander, doordat dat atoom harder trekt. De elektronegativiteit is een maat voor
die aantrekkingskracht. Het atoom dat harder trekt krijgt een negatieve partiële lading en er
ontstaat een polaire atoombinding. Als het verschil in EN kleiner is dan 0.4 is de binding
apolair en tussen de 0.4 en 1.7 is het polair. Als het molecuul een duidelijk positieve
negatieve en een duidelijk negatieve kant heeft, is het een dipool. Ze kunnen zo een dipool-
dipoolbinding aangaan.
Ook tussen moleculen bevindt zich aantrekkingskracht: vanderwaalskracht. Hierdoor
ontstaat een vanderwaalsbinding. Hoe meer massa, hoe meer aantrekkingskracht.
Tussen moleculen met OH/NH groepen kan er ook een waterstofbrug ontstaan, door de
negatieve lading van de N/O en de positieve lading van de H.
Met het omringingsgetal (som van atomen en vrije elektronenparen rond het centrale
atoom) kan je de ruimtelijke bouw van een
atoom bepalen. Je maakt gebruik van het
feit dat elektronen elkaar afstoten. Dit
noem je VSEPR (valence shell electron pair
repulsion).
1. Paragraaf 1 – lewisstructuren
Elk molecuul wil in de buitenste ring 8 elektronen hebben (valentie-elektronen). Dit noem je
de octetregel/edelgasconfiguratie. Op basis hiervan kan je voorspellen hoeveel bindingen
een molecuul aangaat: covalentie. Als je deze bindingen tekent, krijg je een lewisstructuur.
Twee moleculen die samen een binding aangaan, delen een ‘bindend elektronenpaar’. Alle
overige valentie-elektronen noem je vrije elektronenparen. Als een valentie-elektron
ongepaard voorkomt op een van de atomen noem je dit een radicaal.
Als het aantal omringende elektronen meer is dan acht, noem je dit een uitgebreid octet. Als
je dit in opgaven tegenkomt, wordt de covalentie van het centrale atoom gegeven.
Als bij een atoom meer elektronen voorkomen, dan het oorspronkelijke aantal valentie-
elektronen krijgt een atoom een formele lading.
Met het volgende stappenplan kan je een lewis-structuur maken:
1. Zet de atomen onder elkaar, met de valentie erachter
2. Tel de valentie-elektronen bij elkaar op
3. Trek de eventuele positieve lading eraf, tel negatieve lading erbij op
4. Deel door twee: je hebt nu het aantal streepjes
5. Bouw het skelet op
6. Voeg de vrije elektronenparen toe
7. Controleer of het voldoet aan de octet-regel
8. Hou de formele lading minimaal, soms heb je een uitgebreid octet
2. Paragraaf 2 – VSEPR theorie
Bij een atoombinding bevindt het bindende elektronenpaar zich dichter bij het ene atoom
dan bij de ander, doordat dat atoom harder trekt. De elektronegativiteit is een maat voor
die aantrekkingskracht. Het atoom dat harder trekt krijgt een negatieve partiële lading en er
ontstaat een polaire atoombinding. Als het verschil in EN kleiner is dan 0.4 is de binding
apolair en tussen de 0.4 en 1.7 is het polair. Als het molecuul een duidelijk positieve
negatieve en een duidelijk negatieve kant heeft, is het een dipool. Ze kunnen zo een dipool-
dipoolbinding aangaan.
Ook tussen moleculen bevindt zich aantrekkingskracht: vanderwaalskracht. Hierdoor
ontstaat een vanderwaalsbinding. Hoe meer massa, hoe meer aantrekkingskracht.
Tussen moleculen met OH/NH groepen kan er ook een waterstofbrug ontstaan, door de
negatieve lading van de N/O en de positieve lading van de H.
Met het omringingsgetal (som van atomen en vrije elektronenparen rond het centrale
atoom) kan je de ruimtelijke bouw van een
atoom bepalen. Je maakt gebruik van het
feit dat elektronen elkaar afstoten. Dit
noem je VSEPR (valence shell electron pair
repulsion).
