Scheikunde: Molecuulbouw

Hoe is een molecuul nou eigenlijk opgebouwd? Veel moleculen lijken op elkaar, maar zijn toch niet helemaal hetzelfde. Vergelijk het maar eens met je handen en voeten. Ze lijken ook op elkaar, maar zijn toch verschillend. Hoe een molecuul in elkaar zit, is best ingewikkeld. In dit artikel wordt uitgelegd hoe de molecuulbouw werkt.

Polariteit

We nemen het molecuul HCl in de uitleg. Onder normale omstandigheden is dit molecuul een gas, het is dus een moleculaire stof met een atoombinding tussen H en Cl. Er is dan sprake van een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen de twee deeltjes. Aan elke atoomsoort is een bepaalde waarde voor de elektronegativiteit toegekend. Dit kun je terugvinden in Binas tabel 40A. Elektronegativiteit van een atoomsoort is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een atoombinding aantrekt. Fluor is bijvoorbeeld de meest elektronegatieve atoomsoort. Het is een sterke oxidator en hij wil dus graag elektronen opnemen. Hetzelfde geldt voor de reductors, deze willen elektronen afstaan en zijn dus het minst elektronegatief.

Elektronegativiteit: Cl 2,8 en H 2,1
Het verschil tussen deze waarden (ΔEN) is dan ΔEN = 2,8 - 2,1 = 0,7.
Als ΔEN groter is dan 0 spreek je van een polaire atoombinding. In het voorbeeld is de elektronegativiteit van Cl hoger dan die van H en Cl 'trekt' dus harder aan het gemeenschappelijk elektronenpaar. Daardoor heeft het Cl-atoom een kleine negatieve lading (δ-) en het H-atoom is dan positief geladen (δ+). Door deze ladingsverschuiving is het HCl-molecuul een zogenaamd dipoolmolecuul. Een dipoolmolecuul wordt gekenmerkt door een dipoolmoment groter dan 0. Het dipoolmoment is het product van de positieve lading en de afstand tussen de positieve en negatieve ladingen. Als het dipoolmoment 0 is, is er sprake van een apolaire atoombinding. Een voorbeeld van een apolaire stof is het CO2-molecuul. Voor de C=O-binding geldt ΔEN = 3,5 - 2,5 = 1,0. Omdat er twee dezelfde bindingen zijn, hebben zij dezelfde ΔEN. Aan beide kanten wordt dus even hard 'getrokken' aan het gemeenschappelijk elektronenpaar. Het dipoolmoment is dan 0 en we spreken van een apolaire stof. Als je twee moleculen hebt die beiden een dipoolmoment hebben, vindt er tussen de moleculen een dipool-dipoolbinding plaats. Een dipool-dipoolbinding is een zwakke binding in vergelijking met waterstofbruggen en atoombindingen.

Ruimtelijke bouw van moleculen

De VSEPR-methode is een handige manier om de ruimtelijke bouw van een klein molecuul of een deel van een groot molecuul te voorspellen. Deze afkorting staat voor Valence-Shell Electron-Pair Repulsion. Het is gebaseerd op het principe dat de ruimtelijke vorm van een molecuul bepaald wordt door de onderlinge afstoting van elektronenparen (valentie-elektronen) rondom een centraal atoom. Je hebt bindende en niet-bindende elektronenparen. De niet-bindende elektronenparen doen niet mee aan de atoombinding. Met deze elektronenparen kun je de elektronenformule van een molecuul tekenen.

De VSEPR-methode

• Tel het aantal atomen rondom het centrale atoom, deze atomen moeten direct gebonden zijn aan het centrale atoom. Hierbij moet je het aantal niet-bindende elektronenparen optellen, dit kan ook nul zijn. Hieruit volgt het omringingsgetal.
• Alle elektronenparen stoten elkaar af en zullen dus zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Hierdoor onstaat een bepaalde structuur van een molecuul.