Een uitgebreide samenvatting van een zeer belangrijk en moeilijk onderwerp uit de scheikunde. H12 molecuulbouw is uitgebreid met plaatjes en voorbeelden samengevat, zodat je dit hoofdstuk helemaal onder de knie krijgt.
Scheikunde hoofdstuk 12 molecuulbouw
§ 12.1 Lewisstructuren
Atomen vormen bindingen met elkaar volgens de octetregel, zodat ze een edelgasconfiguratie
krijgen, wat inhoudt dat elk atoom 8 valentie elektronen heeft. Een zuurstof atoom heeft 6 valentie
elektronen, door 2 elektronen met andere atomen te delen, kan hij voldoen aan de octetregel. De
covalentie van zuurstof is 2.
Bij ozon klopt de covalentie niet. toch voldoen alle zuurstofatomen in een ozonmolecuul wel aan de
octetregel, dat is zichtbaar als je ook alle valentie-elektronen in de structuurformule aangeeft. Elk
atoom is dan omringd door 8 elektronen;
Als je in een molecuulformule alle
valentie elektronen tekent, krijg je de lewisstructuur. Elektronen komen in tweetallen voor, dit heet
een elektronenpaar. Het gemeenschappelijk elektronenpaar, het bindend elektronen paar, geef je
aan met een streepje. Alle overige valentie-elektronen, de niet-bindende of vrije elektronenparen,
geef je weer als groepjes van 2 stippen om het atoom heen.
Elke atoom moet dan 4 elektronenparen om zich hebben, behalve waterstof, die heeft er 1.
Lewisstructuur opstellen;
1. Teken de structuurformule rekening houdend met covalentie.
2. Zoek op hoeveel valentie elektronen elk atoom heeft en hoeveel er
nodig zijn voor octet.
3. Bepaal hoeveel valentie elektronen zijn gebruikt in bindende
elektronenparen en hoeveel er over zijn.
4. Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de
lewisstructuur van het molecuul.
Soms kan bij P-, N- of S-atoom het aantal omringende elektronen groter
zijn dan 8, dit is een uitgebreid octet.
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren
voorkomen, maar er een ongepaard elektron voorkomt op een van de
atomen. Door het ongepaarde elektron voldoet een radicaal niet aan de octetregel. Hierdoor
reageert het snel met andere atomen, moleculen of radicalen, om zo alsnog aan de octetregel te
voldoen.
Bij opstellen van de lewisstructuur moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading van het ion.
Bij ionen is er sprake van meer of juist mindere elektronen dan je bepaalt in binas. Bij negatief
geladen ionen geeft de lading het aantal extra elektronen aan. Bij positie geladen ionen staat de
lading juist voor het aantal elektronen dat er te weinig is. in de uiteindelijke lewisstructuur zet je
rechte haken om het ion met de lading rechtsboven.
Bij een atoom blijken soms meer elektronen voor te komen dan het oorspronkelijke aantal valentie-
elektronen. Hierdoor krijgt het atoom een lading, de formele lading. Wanneer bij een atoom meer
elektronen voorkomen dan het oorspronkelijke, is formele lading negatief. Komen er juist minder
voor is de formele lading positief. Met aantal elektronen bij atoom bedoelen we aantal elektronen in
vrije elektronenparen + een elektron voor elk bindend elektronenpaar.
, In een samengesteld ion is de som van de formele ladingen gelijk aan de totale lading van het ion. Als
aantal elektronen bij atoom juist minder is dan aantal valentie-elektronen, is lading positief.
§12.2 VSEPR-theorie
Verschil in oplosbaarheid tussen moleculen kun je verklaren aan de hand van bindingen die
moleculen van deze stoffen aangaan met watermoleculen.
Polaire atoombinding
Bindende elektronenpaar zit dichter bij ene dan bij andere atoom. Dit is wanneer er verschil is in
aantrekkingskracht op het elektronenpaar, elektronegativiteit is maat voor deze aantrekkingskracht.
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe dichter het elektronenpaar verschuift naar het
atoom met hoogste elektronegativiteit. Het atoom wordt daardoor beetje negatief geladen, en het
andere positief. Atoombinding is dan een polaire atoombinding. Kleine lading die atomen met een
polaire atoombinding hebben is de partiële lading. Als het verschil in elektronegativiteit van 2
atomen tussen 0,4 en 1,7 zit is atoombinding polair. Ander apolair.
Vanderwaalsbinding
Ook tussen moleculen onderling worden bindingen gevormd, deze aantrekking is de
vanderwaalskracht. Door vanderwaalskracht ontstaat een binding die je de vanderwaaldbinding
noemt. Sterkte van deze binding neemt toe bij een hogere molecuulmassa.
Waterstofbruggen
Tussen moleculen met NH of OH groepen treedt er naast vanderwaalsbinding ook nog een extra
biding op. Atoombinding in NH of OH groepen is een sterk polaire atoombinding, waarbij het N of O
atoom een partiële negatieve lading krijgt en H atoom een positieve. Een N of O atoom van ene
molecuul oefent een aantrekkingskracht op H atoom van andere molecuul. Dit is de waterstofbrug.
Stoffen die waterstofbruggen kunnen vormen, zijn goed oplosbaar.
Om verschil in oplosbaarheid tussen zwaveldioxide en koolstofdioxide moleculen te verklaren, moet
je gaan kijken naar microniveau, want beide bevatten geen OH of NH groep. De ruimtelijke bouw kun
je voorspellen met de lewisstructuur. Je maakt dan gebruik van feit dat bindende en vrije
elektronenparen elkaar afstoten en dus zo ver mogelijk van elkaar afzitten, dit is VSEPR methode.
Hiermee voorspel je bouw door het omringingsgetal van centrale atoom te bepalen. Omringingsgetal
is som van aantal atomen direct aan centrale atoom + aantal vrije elektronenparen. Met
omringingsgetal kun je aflezen welke vorm het molecuul
heeft en wat bindingshoeken zijn. Wanneer
elektronenparen niet gelijkwaardig zijn, is graden een beetje
afwijkend.
Moleculen die partiële lading hebben met duidelijk een
positieve en negatieve kant zijn dipolen. Koolstofdioxide is geen dipool, er zijn wel partiële
ladingen, maar het is lineair waardoor het centrum van positieve en negatieve lading
samenvalt in molecuul en daarom is er geen duidelijke kant. Zwaveldioxidemoleculen zijn
dipolen en kunnen een dipool-dipoolbinding aangaan met watermoleculen, die ook
dipolen zijn. De aanwezigheid van deze binding verhoogt oplosbaarheid.
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller sennadejong04. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $6.33. You're not tied to anything after your purchase.
