Scheikunde

2. VSEPR en dipool

Gegeven door:
Henk de Beuker
Beschrijving Begrippen

Hallo allemaal en welkom bij deze video. We gaan in deze video de ruimtelijke bouw en lading van moleculen bespreken. We delen hem op in twee stukken. Eerst bespreken we hoe je via de VSEPR-theorie de ruimtelijke bouw van deeltjes kan weten en daarna kijken we nog even naar hoe je kan weten of een deeltje een dipool is.

VSEPR-theorie

voorspelt de ruimtelijke bouw van moleculen aan de hand van het omringingsgetal. Gaat ervan uit dat er één centraal atoom is met daaromheen een aantal andere atomen op zo’n manier dat ze zo ver mogelijk bij elkaar zijn.

Omringingsgetal

het aantal atomen dat om het centrale atoom heen zit plus het aantal vrije elektronenparen.

Tetraeder

ruimtelijk figuur dat bestaat uit vier gelijke driehoeken. Een molecuul met omringingsgetal 4 neemt deze vorm aan. De niet centrale atomen staan in een hoek van ongeveer 109 graden met elkaar.

Plak vlak

een molecuul met omringingsgetal 3 neemt deze vorm aan. De niet centrale atomen bevinden zich op de hoekpunten van een denkbeeldige driehoek om het centrale atoom. Ze maken dus een hoek van ongeveer 120 graden met elkaar.

Lineair

een molecuul met omringingsgetal 2 neemt deze vorm aan. De niet centrale atomen liggen op één lijn met het centrale atoom. De hoek tussen de twee niet centrale atomen is dus 180 graden.

Dipool

een deeltje met twee polen. Dus een molecuul waarin de elektrische lading niet gelijk verdeeld is.

Polaire atoombinding

een covalente binding in een dipool tussen twee atomen van verschillende elementen met verschillende elektronegativiteiten. Daardoor is het elektronenpaar niet helemaal eerlijk gedeeld en ontstaat het ladingsverschil.

Elektronegativiteit

maat voor de neiging van een atoom om in een covalente binding met een ander atoom de elektronen naar zich toe te trekken.

A1. Deeltjesmodellen

A2. Eigenschappen en modellen

A3. Bindingen en eigenschappen

A4. Bindingen, structuren en eigenschappen

Samenvatting voor scheikunde - VSEPR en dipool


Wat is de VSEPR-theorie?

De VSEPR-theorie voor de ruimtelijke bouw van moleculen. Die afkorting staat voor valentieschil elektronenpaar repulsie. Deze theorie gaat ervan uit dat de atomen in een molecuul georganiseerd zijn rond één centraal atoom. Verder gaat het dus om valentie elektronen die elkaar onderling afstoten: daar komt het woordje repulsie vandaan. Vanwege die repulsie zegt deze theorie dat de atomen op zo’n manier rond het centrale atoom zitten dat hun onderlinge afstand zo groot mogelijk is. 


Hoe werkt de VSEPR-theorie?

Hoe werkt dat dan? Nou, er wordt hierbij gebruikgemaakt van het omringingsgetal. Dat is het aantal atomen dat om het centrale atoom heen zit plus het aantal vrije elektronenparen. Dat kan variëren van 2 tot en met 6, maar je hoeft het maar tot en met 4 te begrijpen. 


Omringingsgetal

We gaan aftellen van 4 naar 2. Als een centraal molecuul verbonden is met 4 atomen, via covalente bindingen, enkelvoudig of meervoudig dat maakt niet uit, dan spreken we van een tetraëdrische structuur. Als een tetraëder dus. Dat is een ruimtelijk figuur dat bestaat uit vier gelijke driehoeken (zie video).

​​

De hoeken tussen de atomen die om het centrale atoom zitten zijn gelijk. In de tetraëder is dat ongeveer 109 graden. Dat de hoeken gelijk zijn is logisch, want volgens die VSEPR theorie stoten de elektronen in de valentieschil van verschillende atomen elkaar af, waardoor de afstand zo groot mogelijk wordt. Als die hoek die in de video aangegeven staat groter zou worden, dan wordt een andere hoek weer kleiner en dus de afstoting daar sterker: alleen zo is de vorm stabiel. 


Omringingsgetal 3

Als het omringingsgetal 3 is, dus met één centraal atoom en drie atomen daar omheen, dan vormen die zich in een plat vlak. Stel dat er een dubbele binding zou zitten tussen het koolstofatoom en één van de omringende atomen in het vorige voorbeeld, dan wordt het omringingsgetal 3. Dan krijg je trouwens formaldehyde, CH2O. De ruimtelijke structuur daarvan is niet zo goed te herkennen hier. Maar dat is dus omdat het echt in een vlak ligt. 


De niet centrale atomen liggen hier elk op een hoekpunt van een denkbeeldige driehoek. De hoek tussen twee niet-centrale atomen is ongeveer 120 graden. Logisch ook, want 3 keer 120 is 360. Ze liggen dus precies zo ver mogelijk van elkaar, perfect verdeeld op de cirkel rondom het koolstofatoom. 


Het hoeft natuurlijk niet te gaan om een dubbele binding, als er maar drie atomen om een centraal atoom zitten. Dit is bijvoorbeeld de ruimtelijke bouw van boortrifluoride. In de video zie je weer dat platte vlak terug. 


Omringingsgetal 2

Dan zijn we alweer bij het laatste omringingsgetal dat we gaan behandelen, namelijk 2. De bekendste stof met 2 omringingen is waarschijnlijk CO2: koolstofdioxide. Hoe dat er ruimtelijk uitziet, zie je wederom in de video hierboven.


Misschien kun je al raden wat de hoek tussen de twee niet centrale atomen, nu dus zuurstof, is. Inderdaad, 180! De drie atomen liggen in één lijn. Deze structuur wordt dan ook lineair genoemd. 


VSEPR theorie: samenvattend

De VSEPR theorie gaat ervan uit dat moleculen bestaan uit een centraal atoom met daaromheen de andere atomen, en dat die atomen zo georganiseerd zijn dat ze zo ver mogelijk bij elkaar vandaan zijn. Het omringingsgetal is de som van het aantal atomen dat eromheen zit en het aantal vrije elektronenparen. Meestal is dat gewoon het aantal atomen dat eromheen zit. Wanneer dat vier is, vormt zich een tetraëder met onderlinge hoeken van ongeveer 109 graden. Als het drie is, is het molecuul een plat vlak met de omliggende atomen elk op een hoekpunt van een denkbeeldige driehoek. En bij twee liggen de drie atomen in één lijn. Dit noemen we dan ook linear. 


Wat is een dipool?

We gaan het nu hebben over een dipool. Om te beginnen, wat is een dipool? Dat is een deeltje met twee polen. Dus een molecuul waar de lading niet helemaal gelijk verdeeld is. Bij een gewone covalente atoombinding delen de twee atomen die met elkaar verbonden zijn het elektronenpaar helemaal eerlijk. Daardoor ontstaat er geen verschil in lading. Zoals bijvoorbeeld bij methaan. Dat is helemaal apolair, heeft geen geladen polen dus. 


Aan de andere kant van het spectrum, heb je de ionbinding. Daarbij neemt het ene atoom echt een elektron op van het andere atoom. Zoals bijvoorbeeld bij zouten, zoals natriumchloride. 


Daar tussenin zitten polaire atoombindingen. Wanneer er zulke polaire atoombindingen in een molecuul zitten, ontstaat een molecuul met twee polen: een dipool. Het is de bedoeling dat je aan de hand van de ruimtelijke structuur en de ladingsverdeling binnen een molecuul kan weten of een molecuul een dipool is. 


Hoe weet je of een molecuul een dipool is?

Dat wordt bepaald door twee dingen. Allereerst moet er een verschil zijn in elektronegativiteit tussen twee atomen die met elkaar een binding vormen. Dat is de mate waarin een atoom een gedeeld elektron naar zich toe trekt. Anders krijg je natuurlijk een gewone eerlijke covalente atoombinding en heb je geen ladingsverschil, dus ook geen dipool. Dat verschil in elektronegativiteit moet ook weer niet te groot zijn. Dan claimt een van de atomen in de binding het elektron volledig waardoor een ionbinding ontstaat. Tussen de 0.4 en 1.6 is precies goed voor een dipool. 


Oke, dus als je een molecuul hebt met koolstof (dat heeft een elektronegativiteit van 2.55) en zuurstof met 3.44, dan heb je een verschil van 0.89. Is zo’n molecuul, zoals bijvoorbeeld koolstofdioxide, dan een dipool? Nee. Dat heeft te maken met de tweede factor die bepaalt of een molecuul een dipool is: de ruimtelijke structuur. En dat is eigenlijk heel logisch, kijk maar hoe CO2 eruit ziet (zie video). 


De atomen liggen in een CO2 molecuul in een lineaire lijn. De zuurstofatomen zijn inderdaad wat elektronegatiever, dus die trekken het elektron een beetje naar zich toe. Daardoor krijg je inderdaad aan beide uiteinden van het molecuul een klein beetje een negatieve lading. Weergegeven met - en dan de Griekse letter delta. Maar, je ziet ook gelijk dat je zo niet twee polen krijgt. De delta plus van het koolstofatoom valt samen met de delta min van zuurstof en daarom is koolstofdioxide geen dipool. 


Dipool: voorbeeld

Wat is dan wél een dipool? Nou heel simpel, een watermolecuul! Waterstof heeft een elektronegativiteit van 2.2 en zuurstof 3.44. Een verschil van 1.24. Mooi in de dipool range dus. En als we kijken naar de ruimtelijke structuur van water, zie je dat de atomen niet op een lijn liggen. Daardoor valt de negatieve lading bij het zuurstofatoom niet samen met de positieve lading bij de waterstofatomen. Zo krijg je twee polen. Een dipool dus! Het watermolecuul wordt vaak vergeleken met een Mickey Mouse kop. 


Als het goed is weet je nu wanneer een molecuul een dipool is. Het verschil in elektronegativiteit moet tussen de 0.4 en 1.6 zitten en de positieve lading moet niet samenvallen met de negatieve lading.