Atoombouw en lewisstructuren (Scheikunde vwo), les 1: Uitleg

• New lesson editor
• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 4-6

Introduction

Leerlingen leren de bouw van atomen, ionen en radicalen, isotopen, de elektronenconfiguratie tot en met periode 3, valentie-elektronen, octetregel, covalentie en elektrovalentie. Daarna tekenen ze lewisstructuren met vrije paren, formele ladingen en grensstructuren. Met twee animaties.

Edelgassen in gasontladingsbuizen (foto: Alchemist-hp, CC BY-SA 2.0 de)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Atoombouw en lewisstructuren

Examenstof scheikunde vwo

Les 1 van 3: uitleg. Les 2 is de examentraining, les 3 de terugblik met quiz. Syllabus: M1.4, M1.5, M1.6, M1.12, M1.15, M1.17. Image credit: Alchemist-hp / Wikimedia Commons, CC BY-SA 2.0 de

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Wat ga je kunnen?

Ik kan de bouw van atomen en ionen beschrijven, valentie afleiden en lewisstructuren met formele ladingen en grensstructuren tekenen.

Wat weet je al over atomen, elektronen en bindingen?

Woordweb. Verwacht: protonen, neutronen, elektronen, schillen, ionen, atoombinding, octet, edelgas. Gebruik de woorden als start van blok 1 en laat leerlingen zelf zeggen waarom edelgassen nauwelijks reageren. Syllabus M1.4 tot en met M1.6.

Protonen, neutronen en elektronen in atomen en ionen (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Bouw van atomen, ionen en radicalen

• Kern: protonen (1+, ongeveer 1 u) en neutronen (0, ongeveer 1 u). Wolk: elektronen (1−, vrijwel massaloos).

• Atoomnummer is het aantal protonen, massagetal is protonen plus neutronen.

• Een ion heeft een lading: het aantal e⁻ is niet gelijk aan het aantal p⁺. De kern verandert niet.

• Een radicaal is een deeltje met een ongepaard elektron, bijvoorbeeld Cl· of ·OH.

Syllabus M1.4: bouw van atomen, radicalen en ionen, lading en massa van elektronen, protonen en neutronen. In de tabel: telling bij Mg, Mg²⁺, F, F⁻ en S²⁻. Controle: bij ²⁴Mg²⁺ is 12 − 2 = 10 elektronen. Veelgemaakte fout: bij een positief ion elektronen erbij tellen. Een radicaal is niet per se geladen: Cl· heeft evenveel p⁺ als e⁻. Kijkvraag: waarom veranderen alleen de elektronen bij een ion? Image credit: Eigen figuur voor deze les

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Isotopen en elektronenconfiguratie

• Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer maar een ander aantal neutronen: ²⁴Mg, ²⁵Mg en ²⁶Mg.

• Aantal neutronen = massagetal − atoomnummer. ²⁵Mg heeft 12 protonen en 13 neutronen.

• De elektronenconfiguratie geeft de elektronen per schil van binnen naar buiten: 2, 8, 8 tot en met periode 3.

• Magnesium (12 e⁻) heeft 2,8,2. Een Mg²⁺-ion (10 e⁻) en een F⁻-ion (10 e⁻) hebben allebei 2,8.

• Een ion neemt elektronen op of staat ze af. Het aantal protonen in de kern blijft gelijk.

Syllabus M1.4: isotopen, massagetal, atoomnummer en de eenvoudige elektronenconfiguratie van periode 1 tot en met 3 (geen s, p, d). Mg²⁺ en F⁻ zijn isoelektronisch: dezelfde configuratie als neon. Veelgemaakte fout: het massagetal gelijkstellen aan het aantal neutronen.

Periode 3: configuratie, valentie-elektronen, covalentie en elektrovalentie (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Periodiek systeem en valentie

• Het atoomnummer loopt op in rijen (perioden); kolommen zijn groepen met gelijke eigenschappen.

• Alkalimetalen: groep 1, aardalkalimetalen: groep 2, halogenen: groep 17, edelgassen: groep 18.

• Atomen in één groep hebben evenveel valentie-elektronen: de elektronen in de buitenste schil.

• Metalen staan links en in het midden, niet-metalen rechtsboven. Waterstof is een niet-metaal.

Syllabus M1.5 en M1.6: opbouw van het periodiek systeem, plaats van de groepen, verdeling metalen en niet-metalen, verloop van eigenschappen in een groep en het verband tussen elektronenwolk en groepseigenschappen. Voorbeeld van verloop: alkalimetalen reageren heviger met water naarmate je lager in groep 1 komt (demonstratie alleen met veiligheidsbril en kleine hoeveelheden). Het figuur toont ook covalentie en elektrovalentie: die komen in blok 2 aan bod. Kijkvraag: welk getal in de configuratie is het aantal valentie-elektronen? Image credit: Eigen figuur voor deze les

Een ⁵⁶Fe³⁺-ion heeft atoomnummer 26. Hoeveel elektronen heeft het?

A

26

B

23

C

29

D

30

Syllabus M1.4. 26 protonen, lading 3+ betekent 3 elektronen minder: 23. Fouten: 26 (lading vergeten), 29 (teken omgedraaid), 30 (het aantal neutronen, 56 − 26).

Edelgassen in gasontladingsbuizen (foto: Alchemist-hp, CC BY-SA 2.0 de)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Valentie-elektronen en octetregel

• Valentie-elektronen zitten in de buitenste schil en bepalen hoe een atoom bindt.

• Edelgassen (He, Ne, Ar) hebben een volle buitenste schil en reageren nauwelijks.

• Octetregel: atomen streven naar 8 e⁻ in de buitenste schil (H en He: 2), zoals een edelgas.

• Ze bereiken dat door e⁻ over te dragen (ionen) of te delen (atoombindingen).

Syllabus M1.6: valentie-elektronen, octetregel en samenhang tussen eigenschappen van groepen en de elektronenwolk. De octetregel is een vuistregel: hij werkt goed voor de elementen in periode 2 en 3 die in de syllabus voorkomen. Kijkvraag: waarom lichten edelgassen op in een ontladingsbuis maar vormen ze nauwelijks verbindingen? Veelgemaakte fout: denken dat alle atomen acht valentie-elektronen hebben; dat geldt alleen voor edelgassen (helium heeft er twee). Image credit: Alchemist-hp / Wikimedia Commons, CC BY-SA 2.0 de

Halietkristallen, NaCl, in de zoutmijn van Merkers (foto: Wampi, CC BY-SA 3.0)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Elektrovalentie: ionen vormen

• Elektrovalentie: het aantal e⁻ dat een atoom afstaat of opneemt voor een edelgasconfiguratie.

• Metalen staan e⁻ af: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ (configuratie 2,8, zoals neon).

• Niet-metalen nemen e⁻ op: Cl + e⁻ → Cl⁻ (2,8,8) en O + 2 e⁻ → O²⁻ (2,8).

• Groep 1 geeft 1+, groep 2 geeft 2+, groep 16 geeft 2−, groep 17 geeft 1−.

Syllabus M1.6: elektrovalentie. Alle vergelijkingen kloppen in atomen en lading: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ (0 = 2+ plus 2−), Cl + e⁻ → Cl⁻ (1− = 1−), O + 2 e⁻ → O²⁻ (2− = 2−). Het ionrooster van zouten volgt in een ander onderwerp (zouten en oplosbaarheid). Veelgemaakte fout: een atoom een lading geven door protonen te laten komen of gaan. Image credit: Wampi / Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0

Twee H-atomen en een O-atoom delen elektronen: H₂O (eigen animatie)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Covalentie: gedeelde elektronenparen

• Covalentie = 8 − aantal valentie-e⁻ (groep 14 tot en met 17); H heeft covalentie 1.

• Een atoombinding is een gedeeld elektronenpaar; de overige paren zijn vrije paren.

• H: 1, Cl: 1, O: 2, N: 3, C: 4. Denk aan HCl, H₂O, NH₃ en CH₄.

• Door te delen krijgt O in H₂O een octet en krijgt elk H een duet.

Syllabus M1.6: covalentie en samenhang van de valentie met de elektronenwolk. De animatie toont zuurstof (2 ongepaarde e⁻, 2 vrije paren) en twee waterstofatomen (elk 1 e⁻) die twee gedeelde paren vormen. Daarna heeft O 8 e⁻ rond zich (octet) en elk H 2 e⁻ (duet). Kijkvraag: hoeveel vrije paren houdt O over en hoeveel bindende paren heeft het? Antwoord: 2 en 2. Veelgemaakte fout: denken dat de covalentie gelijk is aan het aantal valentie-elektronen. Image credit: Eigen animatie

Hoeveel bindende en hoeveel vrije paren heeft N in NH₃?

Goed antwoord: 3 bindende paren en 1 vrij paar (5 valentie-e⁻: 3 gedeeld en 2 als vrij paar). Verwachte fout: 3 en 0, omdat de leerling het vrije paar vergeet.

Diamant: elk C-atoom heeft vier bindingen (foto: Smithsonian Institution, publiek domein)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Covalentie in verbindingen

• Het aantal bindingen volgt uit de covalentie: koolstof 4, stikstof 3, zuurstof 2, waterstof en halogenen 1.

• In diamant bindt elk C-atoom aan vier andere C-atomen.

• Bij een binding met meer dan één paar spreek je van een dubbele of drievoudige binding.

• De covalentie telt alle bindende paren van het atoom, ook die van meervoudige bindingen.

Syllabus M1.6. Bij een C=O telt de dubbele binding voor 2 in de covalentie van C. Diamant is een macromoleculaire stof; de bouw van roosters komt in een ander onderwerp (bindingen en polariteit). Veelgemaakte fout: een dubbele binding als één binding tellen en zo op covalentie 3 voor koolstof uitkomen. Image credit: Smithsonian Institution / Wikimedia Commons, publiek domein

De lewisstructuur van CO₂ in vier stappen (eigen animatie)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Lewisstructuur in vier stappen

• 1. Tel de valentie-e⁻ (positief ion: min de lading, negatief ion: plus de lading).

• 2. Verbind de atomen met enkelvoudige bindingen; H zit altijd aan de buitenkant.

• 3. Vul de octetten van de buitenste atomen met vrije paren; H krijgt een duet.

• 4. Ontbreekt bij een atoom nog een octet, maak dan van een vrij paar een extra binding.

Syllabus M1.12 en M1.15: lewisstructuur, molecuulformule en structuurformule. De animatie bouwt CO₂ op: 4 + 6 + 6 = 16 valentie-e⁻; stap 2 gebruikt er 4, stap 3 de overige 12 (3 vrije paren per O); C heeft dan maar 4 e⁻, dus gaat van elk O één vrij paar naar een tweede binding: O=C=O, C en O elk een octet, alle formele ladingen 0. Blijven er na stap 3 e⁻ over, zet ze als vrij paar op het centrale atoom (NH₃: 8 e⁻, 3 bindingen en 1 vrij paar op N). Een vrij elektronenpaar mag met een streepje of twee punten (syllabus). Kijkvraag: waarom heeft het C-atoom na stap 3 nog geen octet? Image credit: Eigen animatie

Vloeibare zuurstof, O₂, in een bekerglas (foto: U.S. Air Force, publiek domein)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Meervoudige bindingen en vrije paren

• O₂: O=O met twee vrije paren op elk O-atoom. N₂: N≡N met één vrij paar op elk N-atoom.

• Controle bij O₂: 12 valentie-e⁻ = 2 gedeelde paren (4) + 4 vrije paren (8).

• Controle bij N₂: 10 valentie-e⁻ = 3 gedeelde paren (6) + 2 vrije paren (4).

• Een radicaal heeft een ongepaard e⁻ en dus een atoom zonder octet, zoals ·OH en ·CH₃.

Syllabus M1.12 en M1.15 (lewisstructuren van moleculen en radicalen). De foto toont vloeibare zuurstof: O₂-moleculen met een dubbele binding. Controle O₂: elk O heeft 2 + 4 = 6 e⁻ plus 2 gedeeld = octet. Controle N₂: elk N 3 gedeeld plus 1 vrij paar = octet. Bij het tellen van een radicaal klopt het aantal e⁻ niet met een octet: ·OH heeft 7 valentie-e⁻ (6 + 1) en een ongepaard e⁻ op O. Veelgemaakte fout: het ongepaarde e⁻ als paar tekenen. Image credit: Staff Sgt. Nika Glover, U.S. Air Force / Wikimedia Commons, publiek domein

Welke lewisstructuur van HCN (10 valentie-e⁻) klopt?

A

H–C=N, twee vrije paren op N

B

H–C≡N, een vrij paar op C en op N

C

H–C≡N, één vrij paar op N

D

H–C≡N, zonder vrije paren

Syllabus M1.15. HCN: 1 + 4 + 5 = 10 valentie-e⁻. H–C≡N gebruikt 4 bindende paren (8 e⁻), het vrije paar op N de laatste 2: H duet, C 2 + 6 = 8, N 6 + 2 = 8, alle formele ladingen 0. Fouten: H–C=N met twee vrije paren op N telt ook 10 e⁻, maar C heeft dan maar 6 e⁻ (stap 4 vergeten); een vrij paar op C en N kost 12 e⁻; zonder vrije paren zijn het er 8 en heeft N maar 6 e⁻.

Formele lading bij NH₄⁺, H₃O⁺ en OH⁻ (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Formele lading

• Formele lading = valentie-e⁻ van het vrije atoom − (e⁻ in vrije paren + aantal bindende paren).

• N in NH₄⁺: 5 − (0 + 4) = 1+. O in OH⁻: 6 − (6 + 1) = 1−.

• Zet de formele lading bij het atoom zelf; de som is de lading van het deeltje.

• Heeft elk atoom lading 0, dan is dat meestal de beste lewisstructuur.

Syllabus M1.17: formele ladingen in een lewisstructuur plaatsen (op het desbetreffende atoom, bijlage 3). Controle: NH₄⁺ 5 − 4 = 1+; H₃O⁺ 6 − (2 + 3) = 1+; OH⁻ 6 − (6 + 1) = 1−; som = lading van het ion. Partiële ladingen horen bij polaire bindingen en komen aan bod bij bindingen en polariteit. Veelgemaakte fout: de lading van het ion bij het hele molecuul zetten in plaats van bij het atoom. Image credit: Eigen figuur voor deze les

Grensstructuren van ozon en nitraat (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Mesomerie en grensstructuren

• Soms kun je meer dan één juiste lewisstructuur tekenen: grensstructuren, verbonden met ↔.

• Ozon, O₃: de dubbele binding zit links of rechts, de formele lading op het midden is 1+.

• Nitraat, NO₃⁻: drie grensstructuren, met de dubbele binding bij elk O-atoom één keer.

• Mesomerie: het echte deeltje is een mengvorm; de bindingen liggen tussen enkel en dubbel in.

Syllabus M1.15: grensstructuren en mesomerie. Controle O₃ per structuur: 18 valentie-e⁻; O= heeft 4 + 2 = 6 (lading 0), O⁻ heeft 6 + 1 (lading 1−), midden O 2 + 3 = 5 (lading 1+); som 0. Controle NO₃⁻: 24 valentie-e⁻; N heeft 4 bindingen (1+), twee O⁻ (1− elk), som 1−. De pijl ↔ is geen evenwichtspijl en de grensstructuren wisselen niet af. Veelgemaakte fout: denken dat het deeltje heen en weer schakelt tussen de structuren. Image credit: Eigen figuur voor deze les

Calciet, CaCO₃, met CO₃²⁻-ionen (foto: Giovanna Canu en Eva Santini, CC BY 4.0)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Mesomerie in carbonaat

• CO₃²⁻ heeft 24 valentie-e⁻ en drie grensstructuren met één C=O en twee C–O⁻.

• Formele ladingen per grensstructuur: C 0, O in C=O 0, beide O⁻ 1−. Samen 2−.

• Alleen elektronen verschuiven tussen de grensstructuren; de atomen blijven op hun plaats.

• Het echte ion is een mengvorm: de drie C–O-bindingen zijn gelijkwaardig, tussen enkel en dubbel in.

Syllabus M1.15. Het mineraal calciet (CaCO₃) bevat CO₃²⁻-ionen. Controle per grensstructuur: C heeft 4 bindingen (formele lading 0), O= heeft 4 + 2 (0), twee O⁻ hebben 6 + 1 (1− elk); som 2−. Kijkvraag: waarom kun je niet zeggen welk O-atoom de dubbele binding heeft? Veelgemaakte fout: een ion tekenen met één dubbele binding en dan beweren dat de ene O anders is dan de andere. Image credit: Giovanna Canu, Eva Santini / Wikimedia Commons, CC BY 4.0

Bereken de formele lading van N in NH₃.

Goed antwoord: 5 − (2 + 3) = 0. Verwachte fout: 3−, door alleen de bindende paren af te trekken of het vrije paar dubbel te tellen.

Wat vond je het lastigst in deze les?

1

Valentie en covalentie

2

Lewisstructuur tekenen

3

Formele lading

4

Grensstructuren

Gebruik de uitslag om te kiezen waar je mee begint bij de examentraining.

Waarom zijn de N–O-bindingen in NO₃⁻ gelijkwaardig?

Goed antwoord: er zijn drie gelijkwaardige grensstructuren (mesomerie); het werkelijke ion is een mengvorm waarin elke binding tussen enkel en dubbel in ligt. Verwachte fout: beweren dat het ion tussen de structuren heen en weer schakelt.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Begrippen (1/2)

• valentie-elektron: Elektron in de buitenste schil van een atoom; bepaalt hoe het atoom bindt.

• octetregel: Atomen streven naar acht elektronen in de buitenste schil (H en He: twee).

• covalentie: Aantal atoombindingen dat een atoom vormt (8 − valentie-e⁻ voor groep 14 tot en met 17).

• elektrovalentie: Aantal elektronen dat een atoom afstaat of opneemt om een ion met edelgasconfiguratie te vormen.

• radicaal: Deeltje met een ongepaard elektron, bijvoorbeeld Cl· en ·OH.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · MATERIE · LEWISSTRUCTUREN

Begrippen (2/2)

• lewisstructuur: Structuurformule die alle valentie-elektronen laat zien als bindende en vrije elektronenparen.

• vrij elektronenpaar: Elektronenpaar dat bij één atoom hoort en niet bindt; ook niet-bindend paar genoemd.

• formele lading: Lading op een atoom in een lewisstructuur: valentie-e⁻ minus (e⁻ in vrije paren plus bindende paren).

• grensstructuur: Een van de juiste lewisstructuren van een deeltje waarvan er meer dan één te tekenen is.

• mesomerie: Verschijnsel dat het echte deeltje een mengvorm van de grensstructuren is.