H18 Moleculen op bestelling
18.1 Elektronen in actie
Atoommodel van Rutherford: een molecuul is opgebouwd uit atomen die door middel van
atoombindingen aan elkaar vastzitten. De atomen vormen gemeenschappelijke elektronenparen die
door de atoomkern worden aangetrokken. De elektronen stoten elkaar weer af waardoor het
molecuul een vorm krijgt waarbij de elektronenparen zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn.
Ionisatie-energie van het eerste elektron: de energie die nodig is om de aantrekkende kracht van de
kern te overwinnen om 1 elektron uit het atoom te verwijderen (21C). Edelgassen hebben de
hoogste ionisatie-energieën.
Atoommodel van Bohr: een verklaring voor het verloop van die energieën. Elektronen bewegen niet
in een wolk, maar in verschillende banen, of schillen. In elke schil is plaats voor een vast aantal
elektronen. In de binnenste schil voor 2. Hoe groter de afstand tussen de atoomkern en het elektron,
hoe zwakker de aantrekkingskracht en hoe kleiner de ionisatie-energie. Dus hoe hoger het
atoomnummer, hoe meer elektronen en hoe meer schillen. Je hebt een K, L en M schil. De K is het
dichtst bij de kern. Een schil kan maximaal 2n 2 elektronen bevatten, de n van K is 1.
Elektronenconfiguratie: de verdeling van de elektronen over de schillen (99). Valentie-elektronen:
de elektronen in de buitenste schil van een atoom. Bij ionen kan je de configuratie ook afleiden,
bijvoorbeeld van het atoom Na (2,8,1). Als je Na+ hebt, wordt dit 2,8 omdat je een elektron minder
hebt dan bij het normale Na. Bij O (2,6) wordt ion O 2- 2,8 omdat je twee elektronen meer hebt. Alle
ionen (behalve H+ en Li+) hebben 8 elektronen in de buitenste schil, dit heet de edelgasconfiguratie.
Edelgassen hebben dit namelijk altijd en zijn niet reactief. Dat is energetisch gunstig. Ionen zoeken
deze configuratie zo veel mogelijk op, ze staan dus elektronen af of nemen ze op, zodat ze 8 valentie-
elektronen hebben.
18.2 De vorm van moleculen
Ook moleculen streven naar de edelgasconfiguratie. Atomen kunnen elektronen samen delen, dit
heeft te maken met covalentie. Je gebruikt hierbij de octetregel: Bij het ontstaan van een molecuul
vormen de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht elektronen in de buitenste schil hebben.
Lewisstructuur: alle elektronen in de buitenste schil weergegeven om na te gaan of het molecuul aan
de octetregel voldoet. Een elektronenpaar is dan een streepje, een los elektron een puntje.
Gemeenschappelijke (of bindende) elektronenparen bereken je door de edelgasconfiguratie te
berekenen en daar de valentie-elektronen af te halen. Stel dit 6 elektronen zijn, dan heb je 3
gemeenschappelijke elektronenparen. Vrije (of niet-bindende) elektronenparen: de andere
elektronenparen, die maar bij 1 atoom horen. Radicalen: deeltjes met oneven aantal elektronen.
Stappenplan Lewisstructuur: 1. Bepaal het totale aantal valentie-elektronen van alle atomen in een
molecuul en het aantal paren (delen door 2). 2. Bepaal de hoeveelheid elektronen die nodig is om
alle atomen een edelgasconfiguratie te bezorgen en het aantal paren (stel het molecuul bestaat uit
twee atomen. De hoeveelheid elektronen voor de edelgasconfiguratie is dan 2x8=16. Dit zijn dus 8
paren). 3. Bereken het verschil tussen deze twee, je hebt nu het aantal gemeenschappelijke
elektronenparen. 4. Teken het aantal gemeenschappelijke paren tussen de atomen. 5. Teken dan de
overige, vrije elektronen.
Bij ionen moet je rekening houden met de lading. Bij stap 1 tel je bij een min lading de elektronen (de
lading dus) op, bij een plus lading trek je er valentie-elektronen van af. Bij het tekenen moet je kijken
welk atoom een plus of min lading heeft. Die lading heet de formele lading. Zorg dat je Lewis
structuren kan tekenen en oefen er veel mee. Dit komt 100% zeker op je toets.
VSEPR-theorie: (valentie-schil-elektronen-paren-repulsie (afstoting)) maakt gebruik van de
afstotende werking tussen de elektronenparen om de ruimtelijke bouw van moleculen en
18.1 Elektronen in actie
Atoommodel van Rutherford: een molecuul is opgebouwd uit atomen die door middel van
atoombindingen aan elkaar vastzitten. De atomen vormen gemeenschappelijke elektronenparen die
door de atoomkern worden aangetrokken. De elektronen stoten elkaar weer af waardoor het
molecuul een vorm krijgt waarbij de elektronenparen zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn.
Ionisatie-energie van het eerste elektron: de energie die nodig is om de aantrekkende kracht van de
kern te overwinnen om 1 elektron uit het atoom te verwijderen (21C). Edelgassen hebben de
hoogste ionisatie-energieën.
Atoommodel van Bohr: een verklaring voor het verloop van die energieën. Elektronen bewegen niet
in een wolk, maar in verschillende banen, of schillen. In elke schil is plaats voor een vast aantal
elektronen. In de binnenste schil voor 2. Hoe groter de afstand tussen de atoomkern en het elektron,
hoe zwakker de aantrekkingskracht en hoe kleiner de ionisatie-energie. Dus hoe hoger het
atoomnummer, hoe meer elektronen en hoe meer schillen. Je hebt een K, L en M schil. De K is het
dichtst bij de kern. Een schil kan maximaal 2n 2 elektronen bevatten, de n van K is 1.
Elektronenconfiguratie: de verdeling van de elektronen over de schillen (99). Valentie-elektronen:
de elektronen in de buitenste schil van een atoom. Bij ionen kan je de configuratie ook afleiden,
bijvoorbeeld van het atoom Na (2,8,1). Als je Na+ hebt, wordt dit 2,8 omdat je een elektron minder
hebt dan bij het normale Na. Bij O (2,6) wordt ion O 2- 2,8 omdat je twee elektronen meer hebt. Alle
ionen (behalve H+ en Li+) hebben 8 elektronen in de buitenste schil, dit heet de edelgasconfiguratie.
Edelgassen hebben dit namelijk altijd en zijn niet reactief. Dat is energetisch gunstig. Ionen zoeken
deze configuratie zo veel mogelijk op, ze staan dus elektronen af of nemen ze op, zodat ze 8 valentie-
elektronen hebben.
18.2 De vorm van moleculen
Ook moleculen streven naar de edelgasconfiguratie. Atomen kunnen elektronen samen delen, dit
heeft te maken met covalentie. Je gebruikt hierbij de octetregel: Bij het ontstaan van een molecuul
vormen de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht elektronen in de buitenste schil hebben.
Lewisstructuur: alle elektronen in de buitenste schil weergegeven om na te gaan of het molecuul aan
de octetregel voldoet. Een elektronenpaar is dan een streepje, een los elektron een puntje.
Gemeenschappelijke (of bindende) elektronenparen bereken je door de edelgasconfiguratie te
berekenen en daar de valentie-elektronen af te halen. Stel dit 6 elektronen zijn, dan heb je 3
gemeenschappelijke elektronenparen. Vrije (of niet-bindende) elektronenparen: de andere
elektronenparen, die maar bij 1 atoom horen. Radicalen: deeltjes met oneven aantal elektronen.
Stappenplan Lewisstructuur: 1. Bepaal het totale aantal valentie-elektronen van alle atomen in een
molecuul en het aantal paren (delen door 2). 2. Bepaal de hoeveelheid elektronen die nodig is om
alle atomen een edelgasconfiguratie te bezorgen en het aantal paren (stel het molecuul bestaat uit
twee atomen. De hoeveelheid elektronen voor de edelgasconfiguratie is dan 2x8=16. Dit zijn dus 8
paren). 3. Bereken het verschil tussen deze twee, je hebt nu het aantal gemeenschappelijke
elektronenparen. 4. Teken het aantal gemeenschappelijke paren tussen de atomen. 5. Teken dan de
overige, vrije elektronen.
Bij ionen moet je rekening houden met de lading. Bij stap 1 tel je bij een min lading de elektronen (de
lading dus) op, bij een plus lading trek je er valentie-elektronen van af. Bij het tekenen moet je kijken
welk atoom een plus of min lading heeft. Die lading heet de formele lading. Zorg dat je Lewis
structuren kan tekenen en oefen er veel mee. Dit komt 100% zeker op je toets.
VSEPR-theorie: (valentie-schil-elektronen-paren-repulsie (afstoting)) maakt gebruik van de
afstotende werking tussen de elektronenparen om de ruimtelijke bouw van moleculen en
