Lewisstructuren

1. Tel het aantal valentie-elektronen per deeltje, let op ladingen, zorg dat alle elektronen een plek krijgen in je Lewisstructuur.

2. Het aantal bindende elektronen is gelijk aan het aantal elektronen dat nodig is om ieder atoom een octet te geven (voor waterstof een duet), verminderd met het aantal aanwezige valentie-elektronen.

3. Het aantal bindingen is gelijk aan het aantal bindende elektronen gedeeld door 2.

4. Controleer of de atomen voldoen aan de octetregel (8 elektronen om zich heen), vul desnoods aan met vrije elektronenparen.

5. De formele lading van een atoom is te berekenen door het aantal valentie-elektronen te verminderen met het aantal elektronen en vrije elektronen.

   Formele lading van de atomen opgeteld moet gelijk zijn aan de totale lading van het deeltje.

a)

b)

c)

a)

1. Teken ook de niet-gebonden (vrije) elektronenparen bij zuurstof en stikstof.

2. 

b)

1. Bepaal het omringingsgetal van de atomen in het molecuul.

2. Zowel de omringing van koolstof als stikstof bepalen de ruimtelijke structuur.

3. Vrije elektronenparen tellen mee als groepen.

4. Het centrale C atoom heeft een omringingsgetal van 3, en heeft dus een vlakke trigonale omringing. Beide stikstofatomen hebben een omringingsgetal van 4, en dus een tetraedrische omringing. Het molecuul in zijn geheel is dus niet vlak.

c)

1. Oplossen in water wil zeggen dat er bindingen tussen ureum-moleculen en watermoleculen mogelijk zijn.

2. Als een deeltje OH of NH groepen heeft, ladingen heeft, of een dipoolmolecuul is, lost het meestal goed op in water.

3. Ureummoleculen hebben N-H groepen die waterstofbruggen kunnen vormen met watermoleculen. Ureum is dus wateroplosbaar.

d)

1. Bepaal het omringingsgetal van het centrale atoom, tel niet-gebonden elektronenparen daarbij mee.

2. Lineair wil zeggen dat het omringingsgetal 2 is.

3. Een van de volgende grensstructuren:

   

1. Verdampingstijd heeft te maken met het kookpunt, hoe lager het kookpunt, hoe sneller het verdampt.

2. De bindingen tussen moleculen verklaren de hoogte van het kookpunt.

3. Een hoger kookpunt komt door een sterkere binding tussen moleculen. Welke bindingen zijn hier aanwezig? En welke zijn het sterkst?

4. Bedenk dat er VanderWaalsbindingen, dipool-dipoolbindingen en waterstofbruggen kunnen zijn tussen moleculen.

5. De verdampingstijd hangt samen met het kookpunt: hoe langer een stof nodig heeft om te verdampen, hoe hoger het kookpunt. En hoe sterker de bindingen tussen de moleculen zullen zijn.

   Hexaanmoleculen zijn apolair en kunnen geen H-bruggen vormen omdat ze geen OH of NH groep bevatten. Er is alleen de VanderWaalsbinding. Deze is vrij zwak en kan dus snel verbroken worden, wat leidt tot een korte verdampingstijd.

   Acetonmoleculen hebben naast de VanderWaalsbinding ook een dipool-dipoolbinding (C-O, is een polaire atoombinding, deze ladingsverdeling wordt niet opgeheven, dus is het een dipoolmolecuul) tussen zich. De Vanderwaalsbinding is dan weliswaar minder sterk dan VanderWaalsbinding bij hexaan. Maar de aanwezigheid van de dipool-dipoolbinding maakt dat de verdampingstijd toch langer is dan die van hexaan.

   Ethanol heeft de langste verdampingstijd omdat naast de Vanderwaalsbindingen er ook sprake is van de vorming van waterstofbruggen door de aanwezigheid van de OH binding in ethanolmoleculen.

a)

1. Zie ook de hints bij opgave 1.

2. Een radicaal heeft een ongepaard elektron, en kan daarmee niet voldoen aan de octetregel.

3. N₂O:

   of

   

   NO_3:

   

   N₂O₄:

   

b)

1. Een polaire stof heeft een netto dipoolmoment (is een dipoolmolecuul).

2. Bekijk welke moleculen polaire atoombindingen bevatten. De aanwezigheid van polaire atoombindingen wil niet zeggen dat er een dipoolmolecuul is, maar is wel een voorwaarde.

3. Als de ladingsverplaatsing in de polaire atoombindingen elkaar opheft dan is er geen dipoolmolecuul en is de stof apolair.

4. De NO-binding is polair (O heeft een hogere elektronegativiteit dan N, en krijgt dus de partiële negatieve lading).
   In N₂O is er geen mogelijkheid tot opheffen van de bindingsdipool, want er is maar één polaire binding.
   In NO₃ is er een trigonale omringing in het molecuul, dus worden de dipoolmomenten op de bindingen symmetrisch verdeeld (opgeheven). En er is dus geen netto dipoolmoment.
   In N₂O₄ is er tweemaal een trigonale omringing rond de stikstofatomen. Het molecuul is vlak. De vier dipoolmomenten op de bindingen worden dus opgeheven. En er is dus geen netto-dipoolmoment in het molecuul.

c)

1. Voor het tekenen van de lewisstructuur kun je de hints gebruiken uit opgave 1.

2. In een grensstructuur mogen alleen de elektronen op een andere plek in de structuur komen. De atomen blijven op dezelfde plaats.

3. Vaak worden niet-gebonden elektronenparen verplaatst naar bindingen of elektronenparen van een dubbele binding worden verplaatst zodat zij een niet-gebonden elektronenpaar worden (hierbij ontstaan vaak formele ladingen).

4. 

d)

1. Bepaal het omringingsgetal van het centrale atoom, tel niet-gebonden elektronenparen daarbij mee.

2. Lineair wil zeggen dat het omringingsgetal 2 is.

3. Het omringingsgetal van het centrale stikstofatoom is 3, dus is er een trigonaal planaire omringing. Het molecuul is dus niet lineair.