Dit document is een samenvatting van Chemie Overal H12 Molecuulbouw en Stofeigenschappenvoor 6 VWO. Hierin staat de belangrijkste die je moet kennen voor de toets.
Hoofdstuk 12 Molecuulbouw en stofeigenschappen
12.2 Lewisstructuren
Lewisstructuren
De ruimtelijke bouw van een molecuul wordt bepaald door de verdeling van de
elektronen rond de atoomkernen. Alleen de elektronen in de buitenste schil van
de atomen, de valentie-elektronen, spelen daarbij een rol. Als je in de
structuurformule van een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je de
Lewis structuur (= elektronenformule).
Bj het opstellen van de Lewisstructuur geldt de octetregel. Volgens de
octetregel hebben atomen in een molecuul de edelgasconfiguratie, dus acht
valentie-elektronen in vier paren.
Het gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding, het bindend
elektronenpaar, geef je in de lewisstructuur weer met een streepje. Alle overige
valentie-elektronen, de niet-bindende/vrije elektronenparen, geef je weer als
groepjes van twee stippen/strepen om het atoom heen.
Als het centrale atoom P, N of S is, kan het aantal omringende elektronen in
sommige gevallen groter zijn dan acht (= uitgebreid octet).
Lewisstructuur opstellen
Het stappenplan voor het opstellen van een lewisstructuur:
1. Bepaal het aantal valentie-elektronen m.b.v. BT 99
H-atoom: 1 valentie-elektron
O-atoom: 6 valentie-elektronen
Totaal: 2 x 1 + 6 = 8 valentie-elektronen
2. Bereken hoeveel elektronen nodig zij nom alle atomen te laten voldoen
aan de octetregel.
H-atoom: 2 elektronen (uitzondering)
O-atoom: 8 elektronen
Totaal: 2 x 2 + 8 = 12 elektronen
3. Bereken hoeveel elektronen je tekortkomt
Te kort: 12 – 8 = 4 elektronen
4. De elektronen die je tekortkomt om te voldoen aan de octetregel krijgen
de atomen door elektronen te delen. Die elektronen vormen de bindende
elektronenparen.
Aantal bindende elektronenparen: = 2
5. Bereken hoeveel niet-bindende elektronenparen overblijven.
Je had 8 elektronen. Dit zijn = 4 paren. Twee paren zijn bindend. Dus
er zijn nog 4 – 2 = 2 niet-bindende elektronenparen over.
6. Teken nu de lewisstructuur zodanig dat alle atomen voldoen aan de
octetregel.
Lewisstructuur opstellen van een ion
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion moet je
rekening houden met de lading van een ion.
, Bij negatief geladen ionen is er sprake van één of meerdere ‘extra’ elektronen.
De lading van een negatief ion geeft het aantal extra elektronen aan, je telt deze
op bij de valentie-elektronen.
Bij een positief geladen ion kom je één of meerdere elektronen tekort. Bij het
opstellen van de lewisstructuur trek je die af van het aantal valentie-elektronen.
Formele lading
De totale lading van een samengesteld ion is de som van de lading van een of
meerdere atomen in dat ion. De lading van een atoom in een samengesteld ion
noem je de formele lading.
Je bepaalt de formele lading van een atoom in een samengesteld ion via deze
stappen:
1. Bepaal het aantal elektronen bij elk atoom van het samengestelde ion. Dat
is het aantal elektronen in de niet-bindende elektronenparen van dat
atoom plus een elektron voor elk bindend elektronenpaar rond dat atoom.
Onderste O-atomen: 3 x 2 = 6 uit de niet-bindende elektronenparen en 1
uit het bindend elektronenpaar, totaal 7.
Bovenste O-atoom: 2 x 2 = 4 uit de niet-bindende elektronenparen en 2 uit
de bindende elektronenparen, totaal 6.
C-atoom: 0 uit de niet-bindende elektronenparen en 4 uit de bindende
elektronenparen, totaal 4.
2. Bepaal het aantal valentie-elektronen van elk atoom.
O-atoom: 6 valentie-elektronen
C-atoom: 4 valentie-elektronen
3. Het aantal valentie-elektronen van een atoom min het aantal elektronen
bij dat atoom is de formele lading.
Onderste O-atomen: 6 – 7 = -1
Bovenste O-atoom: 6 – 6 = 0
C-atoom: 4 – 4 = 0
4. Je zet de formele lading bij elk van de atomen. Bij een lading van 1+ of 1-
laat je het cijfer weg. Omcirkel de formele lading, om verwarring met
elektronenparen te voorkomen.
Door alle formele ladingen in een molecuul of ion op te tellen krijg je de
totale lading, bij het carbonaation dus 2-. Als de totale lading nul is, spreek
je van een molecuul en anders van een ion.
VSEPR
Met de VSEPR-methode voorspel je de bouw van een molecuul door het
omringingsgetal (= som van het aantal atomen dat direct aan het centrale
atoom is gebonden en het aantal niet-bindende elektronenparen van het atoom)
van het centrale atoom te bepalen. Je kunt dit bepalen wanneer je de
lewisstructuur van het molecuul hebt opgesteld.
Dipolen
Dipolen kunnen een dipool-dipoolbinding aangaan met watermoleculen, die
ook dipolen zijn. Om te voorspellen of een molecuul een dipool is, bepaal je met
VSEPR de ruimtelijke bouw van het molecuul.
Door het vrije elektronenpaar is het omringingsgetal van zwaveldioxide 3. De
vorm van het molecuul is dus een gelijkzijdige driehoek. De zwavelatomen
hebben hierin een uitgebreid octet, omdat het zwavelatoom meer dan acht
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, creditcard of Stuvia-tegoed voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper alina_aben. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €3,49. Je zit daarna nergens aan vast.
