Scheikunde Hoofdstuk 18
Een molecuul bestaat uit atomen die met elkaar verbonden zijn. Die atomen maken
gemeenschappelijke elektronenparen. De ionisatieenergie is de energie nodig om het
eerste elektron te verwijderen uit een molecuul (Binas 21C). Sommige elementen hebben
een hoog ionisatieenergie zoals edelgassen. Het atoommodel van Bohr gaat er van uit dat
elektronen in verschillende banen rond de kern zweven. Deze banen worden schillen
genoemd. Elke schil heeft een vaste hoeveelheid elektronen die die kan hebben. Hoe verder
een elektron van de kern zit, hoe minder aantrekkingskracht en hoe lager de
ionisatieenergie. De eerste schil heet de K-schil en kan 2 elektronen hebben. Daarna
kunnen er 8 elektronen in de L-schil. De M-schil kan vervolgens 18 elektronen hebben
(2n^2). Na de KLM-schillen gaat de verdeling niet meer regelmatig.
De verdeling van elektronen over de schillen is de elektronenconfiguratie (Binas 99). De
elektronen in de buitenste schil heten de valentie-elektronen. Bij ionen kijk je naar de
lading en verander je het aantal elektronen in de buitenste schil. Na+ bijvoorbeeld heeft in
plaats van 2,8,1 (Na) een elektronenconfiguratie van 2,8. Bijna alle ionen hebben 8
elektronen in de buitenste schil, dit heet edelgasconfiguratie. Edelgassen zijn niet erg
reactief, ze zijn dus blijkbaar gunstig.
Ook bij vorming van moleculen uit twee of meer atomen is er sprake van
edelgasconfiguratie. Hierbij hoort de octetregel, bij het ontstaan van een molecuul vormen
de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht elektronen in de buitenste schil hebben. In
een Lewisstructuur laat je alle elektronen in de buitenste schil zien, om zo te kijken of het
klopt. Een elektronenpaar geef je weer met een streep of twee punten. Je kan de
gemeenschappelijke elektronenparen uitrekenen door middel van de edelgasconfiguratie
en de valentie-elektronen. Valentie elektronen zoek je in de binas, = X. Om het aantal paar
te berekenen deel je het door 2. De edelgasconfiguratie is het aantal atomen keer 8, =Y. Dit
delen door 2 geeft het aantal paren. De edelgasconfiguratie-paren - het aantal valentie
elektronen-paren geeft het aantal gemeenschappelijke bindingen.
Radicalen zijn deeltjes met een oneven aantal elektronen. Bij Lewisstructuren worden er
vaak additie, substitutie en hydrolyse reacties gevraagd. Als een elektron positief geladen is
moet je er een elektron vanaf halen. De lading is de formele lading, hierbij kijk je naar de
hoeveelheid elektronen. Als een molecuul onder de 8 zit wordt hij negatief geladen, boven
de 8 wordt het positief geladen.
De VSEPR theorie maakt gebruik van de negatieve elektronen die elkaar afstoten om een
ruimtelijke structuur te tekenen. Elektronenparen rangschikken zo dat er een even grote
afstand tussen ze zit als ze aan het centrale atoom zijn gebonden. Het omringingsgetal van
een atoom is hierbij van belang. Het omringingsgetal van X is het aantal gebonden andere
atomen aan X en de vrije elektronenparen rond X. Je kan een lineaire structuur, een platte
structuur en een tetraëder structuur hebben.
Een molecuul bestaat uit atomen die met elkaar verbonden zijn. Die atomen maken
gemeenschappelijke elektronenparen. De ionisatieenergie is de energie nodig om het
eerste elektron te verwijderen uit een molecuul (Binas 21C). Sommige elementen hebben
een hoog ionisatieenergie zoals edelgassen. Het atoommodel van Bohr gaat er van uit dat
elektronen in verschillende banen rond de kern zweven. Deze banen worden schillen
genoemd. Elke schil heeft een vaste hoeveelheid elektronen die die kan hebben. Hoe verder
een elektron van de kern zit, hoe minder aantrekkingskracht en hoe lager de
ionisatieenergie. De eerste schil heet de K-schil en kan 2 elektronen hebben. Daarna
kunnen er 8 elektronen in de L-schil. De M-schil kan vervolgens 18 elektronen hebben
(2n^2). Na de KLM-schillen gaat de verdeling niet meer regelmatig.
De verdeling van elektronen over de schillen is de elektronenconfiguratie (Binas 99). De
elektronen in de buitenste schil heten de valentie-elektronen. Bij ionen kijk je naar de
lading en verander je het aantal elektronen in de buitenste schil. Na+ bijvoorbeeld heeft in
plaats van 2,8,1 (Na) een elektronenconfiguratie van 2,8. Bijna alle ionen hebben 8
elektronen in de buitenste schil, dit heet edelgasconfiguratie. Edelgassen zijn niet erg
reactief, ze zijn dus blijkbaar gunstig.
Ook bij vorming van moleculen uit twee of meer atomen is er sprake van
edelgasconfiguratie. Hierbij hoort de octetregel, bij het ontstaan van een molecuul vormen
de atomen zoveel atoombindingen zodat ze acht elektronen in de buitenste schil hebben. In
een Lewisstructuur laat je alle elektronen in de buitenste schil zien, om zo te kijken of het
klopt. Een elektronenpaar geef je weer met een streep of twee punten. Je kan de
gemeenschappelijke elektronenparen uitrekenen door middel van de edelgasconfiguratie
en de valentie-elektronen. Valentie elektronen zoek je in de binas, = X. Om het aantal paar
te berekenen deel je het door 2. De edelgasconfiguratie is het aantal atomen keer 8, =Y. Dit
delen door 2 geeft het aantal paren. De edelgasconfiguratie-paren - het aantal valentie
elektronen-paren geeft het aantal gemeenschappelijke bindingen.
Radicalen zijn deeltjes met een oneven aantal elektronen. Bij Lewisstructuren worden er
vaak additie, substitutie en hydrolyse reacties gevraagd. Als een elektron positief geladen is
moet je er een elektron vanaf halen. De lading is de formele lading, hierbij kijk je naar de
hoeveelheid elektronen. Als een molecuul onder de 8 zit wordt hij negatief geladen, boven
de 8 wordt het positief geladen.
De VSEPR theorie maakt gebruik van de negatieve elektronen die elkaar afstoten om een
ruimtelijke structuur te tekenen. Elektronenparen rangschikken zo dat er een even grote
afstand tussen ze zit als ze aan het centrale atoom zijn gebonden. Het omringingsgetal van
een atoom is hierbij van belang. Het omringingsgetal van X is het aantal gebonden andere
atomen aan X en de vrije elektronenparen rond X. Je kan een lineaire structuur, een platte
structuur en een tetraëder structuur hebben.
