Scheikunde Hoofdstuk 7 Ruimtelijke bouw van moleculen
§1 Lewisstructuren
Het eerste deel van de Lewistheorie is dat de meest stabiele toestand van een atoom is dat het een
edelgasconfiguratie bezit, waardoor de covalentie van een atoom wordt bepaald. 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 over het algemeen 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 betekend dat het atoom een nettolading krijgt; de formele
lading, wordt weergegeven in de Lewisstructuur. 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
VSEPR-methode
Hierbij wordt uitgegaan van het principe dat elektronen elkaar afstoten. De elektronen zullen zich dus
zo verdelen om het atoom dat ze zo ver mogelijk van elkaar af zitten. Daarvoor gelden 2 beperkingen:
1) Elektronen zitten in paren, de twee elektronen van 1 paar nemen samen 1 positie in.
2) De elektronenparen in een (drie)dubbele binding zijn aan elkaar gebonden en nemen samen 1
positie in.
Het aantal posities rond een atoom heet het omringingsgetal, dit bepaald de grondvorm. Het
omringingsgetal is het aantal elektronengroepen in de buitenste schil van een atoom, dat elkaar
afstoot. De volgende regels gelden:
1) Een omringingsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw, de ideale hoek tussen beide bindingen is
180°.
2) Een omringingsgetal van 3 leidt tot een vlakke bouw, de ideale hoek tussen twee bindingen is 120°.
3) Een omringingsgetal van 4 leidt tot een tetraëdische bouw, de ideale hoek tussen twee bindingen is
109,5°.
Afwijking van de ideale hoek
Het O-atoom in water heeft een omringingsgetal van 4 en heeft dus een tetraëdische bouw. Toch is de
hoek tussen de twee bindingen niet 109,5°, maar 104,5°. Niet alle elektronenparen stoten elkaar dus
even sterk af. De afstoting is het sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst
tussen twee bindende paren.
§3 Polariteit
Polaire atoombinding
Een atoombinding bestaat uit een gedeeld elektronenpaar. Het ene atoom trekt soms harder
aan het gedeelde elektronenpaar dan de ander. De maat voor de neiging van een atoom om
een gedeeld elektronenpaar naar zich toe te trekken is de elektronegativiteit (T40A). Het
karakter van de binding wordt voor een groot deel bepaald door het verschil in
elektronegativiteit (∆EN) tussen twee atomen: ∆ENAB = |ENA – ENB|
Bij een apolaire atoombinding bevinden de gedeelde elektronen zich ongeveer in het
midden tussen de atomen. Wanneer ∆EN groter is, bevindt het gedeelde elektronenpaar zich
dichter bij het ene atoom; polaire atoombinding. Er ontstaat een permanente
ladingsscheiding; het ene atoom krijgt een kleine negatieve lading (δ-) en het andere atoom
een kleine positieve lading (δ+). Er ontstaat
als het ware een klein elektrisch veld ∆EN Type binding tussen twee atome
dat gericht is van het positieve naar het ∆EN > 1,6 Ionogene binding
negatieve atoom; dipoolmoment. Een ∆EN = 0,5 - 1,6Polair covalente binding
groot verschil in ∆EN kan ertoe leiden dat het ∆EN < 0,5 Apolair covalente binding
paar niet gedeeld wordt, maar overgaat in
een ander atoom; de binding heeft een ionogeen karakter; geen atoom- maar een
ionbinding.
Dipoolmoleculen
Wanneer niet tussen twee atomen, maar in het hele molecuul een elektrisch veld bestaat is
het een dipoolmolecuul. Niet elk molecuul met een polaire atoombinding is dit; ook de
ruimtelijke bouw van het molecuul is belangrijk, want die bepaald of er een netto
dipoolmoment overblijft. Een CO2-molecuul met 2 polaire bindingen heeft door zijn lineaire
bouw geen netto dipoolmoment. De twee dipoolmomenten heffen elkaar op: CO2 is een
apolaire stof.
§1 Lewisstructuren
Het eerste deel van de Lewistheorie is dat de meest stabiele toestand van een atoom is dat het een
edelgasconfiguratie bezit, waardoor de covalentie van een atoom wordt bepaald. 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 over het algemeen 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 betekend dat het atoom een nettolading krijgt; de formele
lading, wordt weergegeven in de Lewisstructuur. 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
VSEPR-methode
Hierbij wordt uitgegaan van het principe dat elektronen elkaar afstoten. De elektronen zullen zich dus
zo verdelen om het atoom dat ze zo ver mogelijk van elkaar af zitten. Daarvoor gelden 2 beperkingen:
1) Elektronen zitten in paren, de twee elektronen van 1 paar nemen samen 1 positie in.
2) De elektronenparen in een (drie)dubbele binding zijn aan elkaar gebonden en nemen samen 1
positie in.
Het aantal posities rond een atoom heet het omringingsgetal, dit bepaald de grondvorm. Het
omringingsgetal is het aantal elektronengroepen in de buitenste schil van een atoom, dat elkaar
afstoot. De volgende regels gelden:
1) Een omringingsgetal van 2 leidt tot een lineaire bouw, de ideale hoek tussen beide bindingen is
180°.
2) Een omringingsgetal van 3 leidt tot een vlakke bouw, de ideale hoek tussen twee bindingen is 120°.
3) Een omringingsgetal van 4 leidt tot een tetraëdische bouw, de ideale hoek tussen twee bindingen is
109,5°.
Afwijking van de ideale hoek
Het O-atoom in water heeft een omringingsgetal van 4 en heeft dus een tetraëdische bouw. Toch is de
hoek tussen de twee bindingen niet 109,5°, maar 104,5°. Niet alle elektronenparen stoten elkaar dus
even sterk af. De afstoting is het sterkst tussen twee vrije elektronenparen en het zwakst
tussen twee bindende paren.
§3 Polariteit
Polaire atoombinding
Een atoombinding bestaat uit een gedeeld elektronenpaar. Het ene atoom trekt soms harder
aan het gedeelde elektronenpaar dan de ander. De maat voor de neiging van een atoom om
een gedeeld elektronenpaar naar zich toe te trekken is de elektronegativiteit (T40A). Het
karakter van de binding wordt voor een groot deel bepaald door het verschil in
elektronegativiteit (∆EN) tussen twee atomen: ∆ENAB = |ENA – ENB|
Bij een apolaire atoombinding bevinden de gedeelde elektronen zich ongeveer in het
midden tussen de atomen. Wanneer ∆EN groter is, bevindt het gedeelde elektronenpaar zich
dichter bij het ene atoom; polaire atoombinding. Er ontstaat een permanente
ladingsscheiding; het ene atoom krijgt een kleine negatieve lading (δ-) en het andere atoom
een kleine positieve lading (δ+). Er ontstaat
als het ware een klein elektrisch veld ∆EN Type binding tussen twee atome
dat gericht is van het positieve naar het ∆EN > 1,6 Ionogene binding
negatieve atoom; dipoolmoment. Een ∆EN = 0,5 - 1,6Polair covalente binding
groot verschil in ∆EN kan ertoe leiden dat het ∆EN < 0,5 Apolair covalente binding
paar niet gedeeld wordt, maar overgaat in
een ander atoom; de binding heeft een ionogeen karakter; geen atoom- maar een
ionbinding.
Dipoolmoleculen
Wanneer niet tussen twee atomen, maar in het hele molecuul een elektrisch veld bestaat is
het een dipoolmolecuul. Niet elk molecuul met een polaire atoombinding is dit; ook de
ruimtelijke bouw van het molecuul is belangrijk, want die bepaald of er een netto
dipoolmoment overblijft. Een CO2-molecuul met 2 polaire bindingen heeft door zijn lineaire
bouw geen netto dipoolmoment. De twee dipoolmomenten heffen elkaar op: CO2 is een
apolaire stof.
