In deze samenvatting vindt je alles over lewisstructuren, ruimtelijke structuren, cis-trans-isomerie, spiegelbeeldisomerie en redoxreacties. Een aantal hele lastige onderwerpen. Ik heb deze onderwerpen zeer overzichtelijk uitgelegd zodat jij met een gerust hart je examen kunt maken!
Belangrijke begrippen van vorige hoofdstukken;
Valentie-elektronen: aantal elektronen in de buitenste schil.
Edelgasconfiguratie: toestand van een atoom waarbij er 8 elektronen in de buitenste schil zitten.
Covalentie: aantal bindingen wat een atoom kan aangaan.
Verschil structuurformule en lewisstructuur: Een structuurformule geeft het aantal
atoombindingen/bindende elektronenparen weer, in een lewisstructuur zijn ook de niet-bindende
elektronenparen zichtbaar.
De meest stabiele toestand van een atoom, is als het atoom een edelgasconfiguratie bezit. Daarom
streven alle atoomsoorten (behalve waterstof, lithium en beryllium) naar acht elektronen in de
buitenste schil; octetregel.
Stappenplan voor het tekenen van een lewisstructuur:
Stap 1: teken de structuurformule met alleen enkele bindingen.
Stap 2: bereken het aantal valentie-elektronen. Kijk hiervoor in Let op de lading van het ion!!
BiNaS tabel 99 bij de edelgasconfiguratie (C heeft bijv. 4 en N Positief, één elektron eraf.
bijv. 5). Houdt ook rekening met het aantal atomen. Negatief, één elektron erbij.
Stap 3: bereken het aantal bindingselektronen:
aantal atoombindingen x 2 (er zijn bijv. 3 bindingen, dan doe je 2 x 3).
Stap 4: bereken hoeveel elektronen je moet gaan verdelen:
het aantal valentie-elektronen - het aantal bindingselektronen
Stap 5: verdeel de elektronen en zorg dat elk atoom voldoet aan de
octetregel (8 elektronen om zich heen).
Elke groene cirkel is de edelgasconfiguratie per atoom. →
Elk rood streepje zijn twee elektronen. →
Stap 6: kijk of het atoom een formele lading heeft:
(Een atoom heeft een formele lading als het aantal elektronen Positieve lading, één elektron
op het atoom afwijkt van het aantal valentie-elektronen van dat tekort (covalentie)
atoom) Negatieve lading, één
elektron teveel (covalentie).
Teken eerst de lewisstructuur en zorg dat alle atomen voldoen
aan de octetregel. Tel het aantal elektronen per atoom (1 atoombinding met 2 elektronen wordt dus
gesplitst in 1 atoom). Kijk in het periodiek systeem, wat het aantal valentie-elektronen zijn.
- Een of meer atomen TEVEEL dan is het een MIN-LADING
- Een of meer atomen TE WEINIG dan is het een PLUS-LADING
Bijv. bij CO splits je de atomen en tel je het aantal elektronen, in dit geval
zijn er 5 valentie-elektronen. Dat betekent dat het een min-lading heeft
want koolstof heeft normaal 4 valentie-elektronen. Het O-atoom heeft
ook 5 valentie-elektronen en krijgt dus een plus-lading. O heeft normaal
namelijk 6 valentie-elektronen.
, Mesomere grensstructuren: verschillende mogelijke lewisstructuren. Dat
leidt meestal tot grotere stabiliteit van het molecuul.
8.2 Ruimtelijke bouw
Bindend elektronenpaar: even grote elektronegativiteit.
Niet-bindend elektronenpaar: groot verschil in elektronegativiteit.
Het omringingsgetal is het aantal elektronenparen in de buitenste schil van een atoom dat elkaar
afstoot. Er zijn een aantal regels:
- Een omringingsgetal van 2 zorgt voor een hoek van 180 graden tussen beide bindingen.
- Een omringingsgetal van 3 zorgt voor een hoek van 120 graden tussen twee bindingen.
- Een omringingsgetal van 4 leidt tot een hoek van 109,5 graden tussen twee bindingen.
Bij het bepalen van het omringingsgetal, tellen dubbele bindingen niet. Dus bij propyn is het
omringingsgetal 2 en bij propeen 3.
Voorbeeld:
Er bestaan ook afwijkende hoeken tussen elektronenparen; BiNaS tabel 53B.
Ruimtelijk tekenen van een molecuul:
- Bindingen die naar achteren steken, gestreepte binding.
- Bindingen die naar voren steken, dikke binding.
Dipoolmoleculen bevatten minstens één polaire atoombinding (binding tussen twee atomen met een
verschil in elektronegativiteit). Een regel is dat als het verschil in elektronegativiteit groter dan 0,4 is,
dat het dan een polaire atoombinding is. Een dipoolmolecuul heeft aan de ene kant een positieve
lading (δ+) en aan de andere kant een negatieve lading (δ-). Als de positieve en de negatieve lading
even groot is, dan is het een dipoolmolecuul.
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 esmeeclarijs. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €2,99. Je zit daarna nergens aan vast.
