Scheikunde samenvatting hoofdstuk 8:
Ruimtelijke bouw van moleculen
Paragraaf 8.1: Lewisstructuren
De valentie-elektronen van atomen blijken niet alleen belangrijk bij de vorming van atoombindingen,
maar ook om de ruimtelijke bouw van moleculen op microniveau te kunnen verklaren.
In een Lewisstructuur teken je de structuurformule van een molecuul met de niet bindende
elektronen er ook bij. Een atoom is het meest stabiel als het edelgasconfiguratie bezit (= maximaal
aantal elektronen in buitenste schil). Alle atoomsoorten behalve waterstof (H), lithium (Li) en
beryllium (Be) streven naar 8 elektronen in de buitenste schil. Dit noemen we de octetregel.
Om aan de edelgasconfiguratie of octetregel te voldoen, moeten niet-
metaalatomen elektronen ‘lenen’ van andere atomen. Het aantal te lenen
atomen bepaalt de covalentie van een atoomsoort. Bij het tekenen van een
lewisstructuur worden dus alle valentie-elektronen (buitenste elektronen in
een atoom) weergegeven, ook degene die zich niet in een atoombinding
bevinden. Deze worden meestal per elektron met puntjes getekend, maar
kunnen per 2 elektronen ook als streepje worden getekend:
De structuurformule en lewisstructuur van ethaanzuur
Het maken van lewisstructuren:
1. Je zoekt per atoom het aantal valentie elektronen op en telt vervolgens alle valentie elektronen bij
elkaar op en deel het daarna door 2 om het aantal elektronenparen (streepjes) te weten.
2. Je noteert de gewenste aantal elektronen (altijd 8 behalve bij H, Li, Be) en telt vervolgens al die
gewenste elektronen bij elkaar op en deel het daarna door 2 om het aantal elektronenparen
(streepjes) te weten.
3. Het verschil tussen die 2 is het aantal bindingen die je in het molecuul moet tekenen. Het
berekende aantal bij stap 1 is het totaal aantal streepjes: de bindingen in het molecuul + de
bindingen die je door de lewisstructuur moet tekenen.
4. controleer daarna of je bij alle atomen (behalve H, Li, Be) 4 elektronenparen (streepjes) hebt
getekend (4 elektronenparen zijn 8 elektronen).
5. Controleer nu of per atoom het aantal valentie-elektronen wel kloppend is. Als een atoom een
valentie-elektron te veel of te weinig heeft moet je de formele lading noteren. Als je geen formele
ladingen hebt getekend zie je dat de covalentie van alle atomen kloppend is!
Teken de lewissturctuur van koolstofmonoxide (CO):
Atoom: Valentie: Gewenst: O=6
C 4 8
C=4
O 6 8
10 16
Streepjes 5 8
8 - 5 = 3 3 bindingen
5 streepjes totaal
, Soms zijn er meerdere mogelijkheden om een goede lewissturctuur te tekenen, deze mogelijkheden
noemen we mesomere grensstructuren. Dit zorgt voor een grotere stabiliteit van het molecuul!
Teken de lewisstructuur van diazomethaan (H2CN2):
Atoom: Valentie: Gewenst: H=1 N=5
H 2x1 2x2
C 4 8 C=4
N 2x5 16 N = covalentie 3
mesomere grensstructuren:
16 28 (3 plaatsen van
Streepjes 8 14 edelgas verwijderd)
14 - 8 = 6 6 bindingen
8 streepjes totaal C = covalentie 4
Teken de lewisstructuur van het nitraation (NO3-)
Atoom: Valentie: Gewenst: N=5
N 5 8
O=6
O 3x6 3x8
23 + 1 (door 32 - -
–1 lading)
+
Streepjes 12 16
16 - 12 = 4 4 bindingen
12 streepjes totaal
Paragraaf 8.2: Ruimtelijke bouw
Bij de VSEPR-methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) wordt uitgegaan van het principe dat
elektronenparen elkaar afstoten. De elektronenparen rond een atoom zullen daarom die posities
rond het atoom innemen, waardoor ze zich zo ver mogelijk van elkaar bevinden.
Het omringinsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste schil van een atoom dat elkaar
afstoot. Als het centrale atoom 3 streepjes om zicht heen heeft, dus 3 elektronenparen in de
buitenste schil, is het omringingsgetal 3. Een dubbele of drievoudige binding telt als 1 binding in de
bepaling van het omringingsgetal omdat de elektronenparen in zo’n binding aan elkaar zijn gebonden
en 1 positie innemen. De ingenomen posities van elektronenparen zijn afhankelijk van het
omringingsgetal volgens een aantal algemene regels:
- Een omringingsgetal 2 leidt tot een lineaire bouw (180°)
- Een omringingsgetal 3 leidt tot een trigonaal (120°)
- Een omringingsgetal 4 leidt tot een tetraëder (109,5°)
1 2
1
2
3
1
4 2
3
3
3
Ruimtelijke bouw van moleculen
Paragraaf 8.1: Lewisstructuren
De valentie-elektronen van atomen blijken niet alleen belangrijk bij de vorming van atoombindingen,
maar ook om de ruimtelijke bouw van moleculen op microniveau te kunnen verklaren.
In een Lewisstructuur teken je de structuurformule van een molecuul met de niet bindende
elektronen er ook bij. Een atoom is het meest stabiel als het edelgasconfiguratie bezit (= maximaal
aantal elektronen in buitenste schil). Alle atoomsoorten behalve waterstof (H), lithium (Li) en
beryllium (Be) streven naar 8 elektronen in de buitenste schil. Dit noemen we de octetregel.
Om aan de edelgasconfiguratie of octetregel te voldoen, moeten niet-
metaalatomen elektronen ‘lenen’ van andere atomen. Het aantal te lenen
atomen bepaalt de covalentie van een atoomsoort. Bij het tekenen van een
lewisstructuur worden dus alle valentie-elektronen (buitenste elektronen in
een atoom) weergegeven, ook degene die zich niet in een atoombinding
bevinden. Deze worden meestal per elektron met puntjes getekend, maar
kunnen per 2 elektronen ook als streepje worden getekend:
De structuurformule en lewisstructuur van ethaanzuur
Het maken van lewisstructuren:
1. Je zoekt per atoom het aantal valentie elektronen op en telt vervolgens alle valentie elektronen bij
elkaar op en deel het daarna door 2 om het aantal elektronenparen (streepjes) te weten.
2. Je noteert de gewenste aantal elektronen (altijd 8 behalve bij H, Li, Be) en telt vervolgens al die
gewenste elektronen bij elkaar op en deel het daarna door 2 om het aantal elektronenparen
(streepjes) te weten.
3. Het verschil tussen die 2 is het aantal bindingen die je in het molecuul moet tekenen. Het
berekende aantal bij stap 1 is het totaal aantal streepjes: de bindingen in het molecuul + de
bindingen die je door de lewisstructuur moet tekenen.
4. controleer daarna of je bij alle atomen (behalve H, Li, Be) 4 elektronenparen (streepjes) hebt
getekend (4 elektronenparen zijn 8 elektronen).
5. Controleer nu of per atoom het aantal valentie-elektronen wel kloppend is. Als een atoom een
valentie-elektron te veel of te weinig heeft moet je de formele lading noteren. Als je geen formele
ladingen hebt getekend zie je dat de covalentie van alle atomen kloppend is!
Teken de lewissturctuur van koolstofmonoxide (CO):
Atoom: Valentie: Gewenst: O=6
C 4 8
C=4
O 6 8
10 16
Streepjes 5 8
8 - 5 = 3 3 bindingen
5 streepjes totaal
, Soms zijn er meerdere mogelijkheden om een goede lewissturctuur te tekenen, deze mogelijkheden
noemen we mesomere grensstructuren. Dit zorgt voor een grotere stabiliteit van het molecuul!
Teken de lewisstructuur van diazomethaan (H2CN2):
Atoom: Valentie: Gewenst: H=1 N=5
H 2x1 2x2
C 4 8 C=4
N 2x5 16 N = covalentie 3
mesomere grensstructuren:
16 28 (3 plaatsen van
Streepjes 8 14 edelgas verwijderd)
14 - 8 = 6 6 bindingen
8 streepjes totaal C = covalentie 4
Teken de lewisstructuur van het nitraation (NO3-)
Atoom: Valentie: Gewenst: N=5
N 5 8
O=6
O 3x6 3x8
23 + 1 (door 32 - -
–1 lading)
+
Streepjes 12 16
16 - 12 = 4 4 bindingen
12 streepjes totaal
Paragraaf 8.2: Ruimtelijke bouw
Bij de VSEPR-methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) wordt uitgegaan van het principe dat
elektronenparen elkaar afstoten. De elektronenparen rond een atoom zullen daarom die posities
rond het atoom innemen, waardoor ze zich zo ver mogelijk van elkaar bevinden.
Het omringinsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste schil van een atoom dat elkaar
afstoot. Als het centrale atoom 3 streepjes om zicht heen heeft, dus 3 elektronenparen in de
buitenste schil, is het omringingsgetal 3. Een dubbele of drievoudige binding telt als 1 binding in de
bepaling van het omringingsgetal omdat de elektronenparen in zo’n binding aan elkaar zijn gebonden
en 1 positie innemen. De ingenomen posities van elektronenparen zijn afhankelijk van het
omringingsgetal volgens een aantal algemene regels:
- Een omringingsgetal 2 leidt tot een lineaire bouw (180°)
- Een omringingsgetal 3 leidt tot een trigonaal (120°)
- Een omringingsgetal 4 leidt tot een tetraëder (109,5°)
1 2
1
2
3
1
4 2
3
3
3
