Moleculen en bindingen: van Lewisstructuur naar eigenschappen
Dit domein vraagt je om van een molecuulformule via de Lewisstructuur naar de ruimtelijke vorm, de polariteit en de intermoleculaire krachten te redeneren - en van daaruit naar kookpunt, oplosbaarheid en reactiviteit.
Bindingstype
Het verschil in elektronegativiteit (ΔEN, Pauling) bepaalt het bindingstype: ΔEN < 0,4 apolair covalent, 0,4–1,6 polair covalent, boven 1,6 overwegend ionair (grensgeval, kijk ook naar het rooster). Metaalatomen met gedelokaliseerde elektronen geven een metallische binding.
Lewisstructuur en VSEPR
Teken eerst de Lewisstructuur: octet voor alle atomen behalve H, en een uitgebreid octet bij zwavel en fosfor. Het omringingsgetal (bindende paren plus vrije paren rond het centrale atoom) bepaalt de vorm: 2 lineair (180°), 3 trigonaal vlak (120°), 4 tetraëdrisch (109,5°). Vrije paren drukken de hoek extra in: NH₃ 107°, H₂O 104,5°.
Polariteit en intermoleculaire krachten
Een binding is polair als ΔEN ≠ 0. Een molecuul is polair als de dipoolmomenten elkaar niet opheffen: CO₂ is lineair en dus apolair, H₂O is gebogen en dus polair. Van sterk naar zwak: waterstofbrug (alleen H gebonden aan N, O of F), dipool-dipool, vanderwaalskrachten (sterker bij meer elektronen en een groter contactoppervlak).
Uitgewerkt voorbeeld
BF₃ heeft drie bindende paren en geen vrij paar: trigonaal vlak, 120°. De B–F-bindingen zijn polair, maar de drie dipolen heffen elkaar op, dus het molecuul is apolair en heeft alleen vanderwaalskrachten. NH₃ heeft één vrij paar, is trigonaal piramidaal en polair; de N–H-bindingen geven waterstofbruggen, waardoor het kookpunt veel hoger ligt dan dat van een vergelijkbaar apolair molecuul.
Valkuilen
- Denken dat elk molecuul met H waterstofbruggen vormt; alleen H aan N, O of F telt.
- Uit één polaire binding concluderen dat het hele molecuul polair is, zonder de geometrie te controleren.
- Het vrije paar niet meetellen bij het omringingsgetal, waardoor de vorm en de bindingshoek fout worden.