Scheikunde H12 | Molecuulbouw compleet samengevat? Dan is dit de samenvatting die je moet nemen! Van het boek Chemie Overal 5 VWO is dit H12 | Molecuulbouw samengevat in één compleet document. Alle blauwe woorden worden uitgelegd en zo ben je ideaal voorbereid op de toets.
H12 | Molecuulbouw
12.1 Lewisstructuren
Lewisstructuren
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar, zodat ze een edelgasconfiguratie
krijgen, wat inhoudt dat elk atoom acht valentie-elektronen heeft. Met behulp van de octetregel
kun je onder andere voorspellen hoeveel bindingen niet-metaalatomen aangaan. Hoeveel
elektronen een atoom over heeft voor een atoombinding noem je de covalentie.
Als je in een structuurformule van een molecuulformule alle valentie-elektronen tekent, krijg je de
lewisstructuur. In zo’n structuur komen elektronen in tweetallen voor, een elektronenpaar.
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
of vrije elektronenparen, geef je weer als groepjes van twee stippen.
Waterstof is een uitzondering op de octetregel. Dit atoom wordt namelijk omringd door één
elektronenpaar, waardoor het dezelfde configuratie heeft als het edelgas helium.
Lewisstructuren opstellen
Om zelf een lewisstructuur op te stellen volg je onderstaand stappenplan:
● Stap 1: Teken de structuurformule waarbij je zoveel mogelijk rekening
houdt met de covalentie.
● Stap 2: Zoek in BINAS tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom
heeft en hoeveel er nodig zijn voor een octet.
● Stap 3: Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende
elektronenparen en hoeveel valentie-elektronen over zijn.
● Stap 4: Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de lewisstructuur van het molecuul.
Uitzonderingen op de octetregel
Behalve waterstof zijn er nog meer uitzonderingen op de octetregel. In sommige gevallen is het
aantal omringende elektronen groter dan acht. Je spreekt dan van een uitgebreid octet.
Als in opgaven een uitgebreid octet staat, wordt de covalentie van het centrale atoom gegeven.
Lewisstructuren van radicalen
Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een on-
gepaard elektron voorkomt op een van de atomen. Een radicaal voldoet daarom niet aan de octet-
regel en reageert het snel met andere atomen, moleculen of radicalen om daaraan te voldoen.
Lewisstructuur van een ion opstellen
Bij het opstellen van de lewisstructuur van een ion hou je vanaf stap 2 rekening met de lading van
het ion. Bij ionen is er dan sprake van meer of minder elektronen dan in BINAS tabel 99 staat.
Bij negatief geladen ionen geeft de lading het aantal extra elektronen aan, bij positief
geladen ionen staat juist de lading voor het aantal elektronen dat er te weinig is.
In de uiteindelijke lewisstructuur zet je rechte haken om het ion en de lading
rechtsboven.
Formele lading
Soms blijkt er in een lewisstructuur bij een atoom meer elektronen voor te komen dan het
oorspronkelijke aantal valentie-elektronen. Deze lading die ontstaat, heet de formele lading. De
formele lading is negatief als er meer elektronen voorkomen dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen en positief als er minder elektronen voorkomen dan het oorspronkelijke aantal
valentie-elektronen.
Formele ladingen komen niet alleen voor in samengestelde ionen, maar ook in moleculen en
radicalen. De som van alle formele ladingen is bij neutrale moleculen echter 0.
12.2 VSEPR-theorie
Soorten bindingen
Er zijn een aantal soorten bindingen die voor kunnen komen bij moleculaire stoffen.
1
Polaire atoombinding
De elektronegativiteit (∆𝐸𝑁) is de maat voor de aantrekkingskracht op een elektronenpaar. Het
atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt het elektronenpaar naar zich toe en krijgt een
kleine negatieve lading (δ-). Het andere atoom krijgt een kleine positieve lading (δ+). De
atoombinding is dan een polaire atoombinding. De kleine lading die atomen op deze manier krijgen
heet partiële lading.
Zit de ∆𝐸𝑁 tussen de 0,4 en 1,7 dan is de atoombinding polair. Is de ∆𝐸𝑁 ≤ 0,4 is het een apolaire
atoombinding en is de ∆𝐸𝑁 ≥ 1,7 heb je te maken met een ionbinding.
Vanderwaalsbinding
Er worden ook tussen moleculen onderling bindingen gevormd. Deze aantrekkingskracht heet de
vanderwaalskracht. Door deze kracht ontstaat een binding die je de vanderwaalsbinding noemt. De
sterkte van de vanderwaalsbinding neemt toe bij een hogere molecuulmassa.
Waterstofbruggen
Tussen moleculen die een OH- en/of NH-groepen bevatten is er naast den vanderwaalsbinding nog
een extra binding: de waterstofbrug (polaire atoombinding). Hierbij trekt het N- of O-atoom door
zijn partiële negatieve lading aan het H-atoom die daardoor een partiële positieve lading krijgt.
Stoffen waarvan moleculen waterstofbruggen kunnen vormen, zijn goed oplosbaar in water.
Ruimtelijke bouw
De ruimtelijke bouw van moleculen kunnen je voorspellen met behulp van de lewisstructuur. Je
maakt dan gebruik van het feit dat zowel bindende als vrije elektronenparen elkaar afstoten en zo
ver mogelijk van elkaar af zitten. Deze methode heet VSEPR.
Met de VSEPR-methode voorspel je de bouw van een molecuul door het omringingsgetal van het
centrale atoom te bepalen. Het omringingsgetal is de som van het aantal atomen dat direct aan het
centrale atoom is gebonden en het aantal vrije elektronenparen van het atoom. Het omringings-
getal kun je bepalen wanneer je de lewis-
structuur van het molecuul hebt opgesteld.
Met het omringingsgetal kun je kijken
welke vorm het molecuul heeft en wat de
bindingshoeken zijn.
Dipolen
Moleculen die partiële ladingen bevatten en die een duidelijke positieve (δ+) en negatieve (δ-)
lading hebben zijn dipoolmoleculen (ook wel dipolen genoemd).
Doordat sommige moleculen dipolen zijn, kunnen ze een dipool-dipoolbinding aangaan. De
aanwezigheid van de binding (microniveau) verhoogt de oplosbaarheid (macroniveau).
12.3 Mesomerie
Benzeen en fenol
Benzeenringen en verbindingen met benzeenringen komen veel voor in de natuur en zijn vaak erg
stabiel. Dit komt door de drie dubbele bindingen die niet op vaste plaatsen
in de ring zitten. De elektronen die de drie dubbele bindingen vormen
verplaatsen zich in de ring. Hierdoor zijn er voor benzeen twee
lewisstructuren mogelijk.
Dit verschijnsel, waarbij je voor een molecuul of ion meerdere structuren
kunt noteren, heet mesomerie of resonantie. De twee structuren worden grensstructuren
genoemd. De pijl tussen grensstructuren (⟷) wijst beide kanten op. Dat geeft aan dat deze
structuren niet op zichzelf bestaan, maar dat de stof het midden houdt tussen alle grensstructuren.
Bij benzeen wordt dat dikwijls zo aangegeven:
Hoe meer grensstructuren er van een molecuul of ion zijn, hoe stabieler dat deeltje en de
bijbehorende stof is. Daardoor zijn benzeenmoleculen en moleculen met benzeenringen vaak heel
stabiel.
Als fenol een H+-ion afstaat, dan ontstaat het
fenolaation. Dit ion blijkt stabiel te zijn door
de mesomerie. Er zijn namelijk vijf grens-
structuren te tekenen van het fenolaation.
2
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 Justin1303. 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.
