Springen naar inhoud

Elektronenformule


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Evalijne

    Evalijne


  • >25 berichten
  • 30 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 04 september 2011 - 18:37

Goedenavond allemaal,

Ik heb een vraag. Ik ben bezig met de elektronen en bindingsparen ect. En ik strand op de volgende punten.
zijn bindingselektronen en elektronenparen hetzelfde? Ik dacht van wel, maar deze termen worden nogal door elkaar gebruikt in mijn lesboek dat ik begin te twijfelen.

Hoe stel je een elektronenformule op? Ik moet bijvoorbeeld van O2 en O3een elektronenformule opstellen maar hoe? Ik moet gebruik maken van de octeregel, maar dit is mijn niet helemaal duidelijk.

Kijken naar het zuurstof atoom; deze heeft 6 valentieelektronen in de buitenste schil. 8-6 = 2 bindingselektronen (of covalentie 2). Bij O2 is dit dus; 8-6 (x 2) = 4 bindingselektronen bij O2 toch???

Er van uitgaande dat dit zou kloppen zou de elektronenformule van O2 worden;

|O=O| Toch??

En bij O3 zou dit dan 8-6 (x3)= 6 bindingselektronen (covalentie 6) zijn.

|O=O=O| ???


Ik hoop dat iemand mij verduidelijking kan geven,

Alvast bedankt!

Groetjes

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Mako

    Mako


  • >1k berichten
  • 1146 berichten
  • VIP

Geplaatst op 04 september 2011 - 19:44

zijn bindingselektronen en elektronenparen hetzelfde?


Elektronenparen van een atoom zijn gewoon 2 elektronen. De bindingselektronen zijn de elektronen die tussenkomen om een binding te vormen tussen 2 atomen.

Hoe stel je een elektronenformule op?


Ik vermoed dat je hiermee de Lewisstructuur bedoelt?

De structuur van O2 klopt inderdaad. Je berekeningen voor het aantal bindingselektronen klopt. Maar 6 elektronen wil zeggen 3 paar elektronen, je mag dus maar 3 streepjes tussen de atomen plaatsen. Hierbij hou je dus nog 12 elektronen over die je kan gebruiken om de structuur compleet te maken.

Ozon is een complexer geval dan O2, met een constant wisselende dubbele binding. Uiteindelijk krijg je iets als wolframalpha_20110904133637590.gif

Een uitgebreide uitleg over het opstellen van Lewisstructuren vind je hier (onderaan pagina 12)
A word of encouragement during a failure is worth more than an hour of praise after success.
I hear, I know. I see, I remember. I do, I understand -Confucius-

#3

Evalijne

    Evalijne


  • >25 berichten
  • 30 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 05 september 2011 - 19:29

Beste Mako,

Bedankt voor je reactie.

Ik vermoed dat je hiermee de Lewisstructuur bedoelt?


Dit zou idd wel eens kunnen, zo een scheikundige ben ik niet!

De structuur van O2 klopt inderdaad. Je berekeningen voor het aantal bindingselektronen klopt. Maar 6 elektronen wil zeggen 3 paar elektronen, je mag dus maar 3 streepjes tussen de atomen plaatsen. Hierbij hou je dus nog 12 elektronen over die je kan gebruiken om de structuur compleet te maken.


Als ik je dus goed begrijp is de Elektronenformule van O2 dan O=-O <---- Moeten 3 streepjes zijn! Klopt het dan? Zo ja dan begrijp ik het al wat beter!

Groetjes Mij

#4

Kravitz

    Kravitz


  • >1k berichten
  • 4042 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 05 september 2011 - 21:27

Even voor de goede orde, zoals Mako reeds zei klopt de berekening van het aantal bindingselektronen (16-12=4 of 2 bindingen of 1 dubbele binding). De lewisstructuur klopt echter niet.

Normaal gezien ga je als volgt te werk:
  • Berekenen van het aantal bindingselektronen
  • Berekenen van het aantal vrije elekronenparen
Die elektronenparen bereken je door de reeds geplaatste elektronen af te trekken van het totaal aantal elektronen die de structuur bevat. Voor O2 krijg je dan 12 elektronen - 4 elektronen = 8 elektronen

Hoeveel elektronenparen zijn dit nu? En lukt het om die te plaatsen?
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill

#5

Evalijne

    Evalijne


  • >25 berichten
  • 30 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 06 september 2011 - 18:48

Goedenavond,

Okej, dus;

Bij O2 is dit dus; 8-6 (x 2) = 4 bindingselektronen bij O2 toch???
Er van uitgaande dat dit zou kloppen zou de elektronenformule van O2 worden;

|O=O|


De 8 elektronen vormen 4 elektronenparen! Toch?

En ik zou ze dan zo plaatsen als hierboven. Maar nou had ik begrepen dat je een streepje zet bij de elektronenparen? Maar je kan toch geen 4dubbele binding hebben of wel?

Dan zou ik denken, 1 O atoom, 4 streepjes, 1 O atoom
worden.

Ik krijg dit niet in codetags?! Sorry.


Groetjess

#6

Olezgus

    Olezgus


  • >250 berichten
  • 391 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 september 2011 - 19:57

Misschien dat dit helpt:
Geplaatste afbeelding

Elke O heeft 6 elektronen, maar ze willen beide graag 8 elektronen om zich heen. Dat doen ze door allebei 2 elektronen in de 'gemeenschappelijke poel' te gooien.

voor een enkele binding hang je 1 elektron van de linker O vast aan 1 elektron van de rechter O. De elektronen die 'in een streepje' verwerkt zitten mag je bij beide atomen tellen (omdat ze (klassiek) ook om beide atomen heen draaien). Als je maar 1 binding maakt zul je uitkomen op 7 per O. Dan zijn ze nog niet tevreden, dus doen ze hetzelfde nogmaals: een dubbele binding.

Waar ik het nu over had, de elektronen die 'in streepjes' worden verwerkt, zijn de 'bindingselektronen'. De losse elektronen die nog wel specifiek bij 1 O horen gaan ook per 2 zitten (vraag me even niet waarom), en dat noem je dan 'elektronenparen'.

Een beetje informeel en uit de losse pols, maar hopelijk duidelijk.

EDIT: Je zou in het rechterplaatje de 'losse punten' nog per 2 aan elkaar kunnen verbinden met een streepje (dus boven en onder de O komt dan een streepje). Maar let op, dat zijn dus geen bindingselektronen. Je mag dus niet nog meer elektronen van links met elektronen rechts verbinden.
Elektronenparen en bindingselektronen zijn echt twee verschillende begrippen, hopelijk komt dat een beetje over.

Dan zou ik denken, 1 O atoom, 4 streepjes, 1 O atoom worden.


Begrijp je nu waarom dit niet kan?

Veranderd door In physics I trust, 06 september 2011 - 20:11


#7

Evalijne

    Evalijne


  • >25 berichten
  • 30 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 06 september 2011 - 21:53

Goedenavond,

Hmmmm, oke. dat is me redelijk duidelijk (denk ik). Dus door
de hoeveelheid elektronen is O2 een radicale stof.
Maar, hoe weet je nou of er tussen de atomen 1 of 2 bindingen
ontstaan? ;)

Groetjes,

#8

Olezgus

    Olezgus


  • >250 berichten
  • 391 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 september 2011 - 22:12

Als je de elektronen gaat verdelen, dan is je einddoel dat ieder elektron 8 elektronen om zich heen heeft.

De O atomen hebben elk 6 elektronen en gaan dus graag een binding aan, om toch tot 8 te komen.
Als je alleen twee zuurstofatomen hebt, heb je in totaal 12 elektronen. Nooit voldoende om er ieder 8 te geven zou je kunnen denken, maar dat is precies wat binden inhoudt: het samen 'gebruiken' van een elektron (of meerdere elektronen).

Elk O atoom wil graag 2 elektronen van 'de ander' erbij hebben . En dus leveren ze beide 2 elektronen aan de 'gezamenlijke poel'.
(de 2 komt van 8-6=2, ze hadden 6 elektronen van zichzelf maar ze willen er 8)


Kan je nu de vraag beantwoorden uit mijn andere bericht?

En zou je nu hetzelfde kunnen doen voor Cl2 (gegeven dat Cl 7 elektronen in de buitenste schil heeft). (De vraag is dus of Cl2 een enkele binding heeft, of een dubbele, of een driedubbele, of ...)

#9

Olezgus

    Olezgus


  • >250 berichten
  • 391 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 september 2011 - 22:36

O ja, over radicalen:

Dus door de hoeveelheid elektronen is O2 een radicale stof.

Ik ben geen chemicus, maar een 'radicaal' is volgens mij een atoom of molecuul dat een vrij elektron bevat.
En 'vrij' betekent in dit geval dan dat het elektron geen deel uitmaakt van een elektronenpaar of van een binding.

O2 is in die zin dus niet radicaal. Alle elektronen (zie de lewis structuur) zitten immers in een binding of in een elektronenpaar.

Helaas blijkt dat O2 nou weer net een raar geval is (zie hier). Niet alle 'losse' elektronen gaan in elektronenparen bij elkaar zitten. O2 bevat dus zelfs 2 radicalen (en kan je dus 'diradicaal' noemen).
Wat ik eerder zij, dat je de losse elektronen dus per 2 aan elkaar mag vastmaken, gaat dus ook niet altijd op. Maar voor details als deze heb je uitgebreidere theorieen nodig, waar in de link ook naar wordt verwezen. Ik denk niet dat jij je daar op dit moment druk om moet maken.

Veranderd door Olezgus, 06 september 2011 - 22:40


#10

Evalijne

    Evalijne


  • >25 berichten
  • 30 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 07 september 2011 - 17:53

Goedenavond,

Okej, dus bij de Cl2 zijn er 7 elektronen in de buitenste schil. 8-7=1 covalentie. 1 binding dus. Dus is Cl2 niet radicaal. Ik heb het gevoel alsof ik vanalles mis, en vergeet ;)

Groetjes

#11

Olezgus

    Olezgus


  • >250 berichten
  • 391 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 september 2011 - 19:16

Okej, dus bij de Cl2 zijn er 7 elektronen in de buitenste schil. 8-7=1 covalentie. 1 binding dus

Ja!

Dus is Cl2 niet radicaal

Waar baseer je dat nu precies op? omdat er een enkele binding is? Ik weet niet hoe jullie 'radicaal' gebruiken, maar dat is niet hoe ik het heb geleerd (zie bovenstaande posts)

Ik heb het gevoel alsof ik vanalles mis, en vergeet

Probeer de lewisstructuur eens te maken voor NaCl, CO2 of H2O (of alledrie). En als het niet lukt, probeer dan aan te geven waar je vastloopt. (plaatjes uploaden is heel simpel met bijv. imagedump hier)

Begrijp je inmiddels waarom voor O2: 1 O atoom, 4 streepjes, 1 O atoom (zoals je eerder zelf dacht) niet kan?

Ik weet dat dit in het begin lastig is, maar als het kwartje valt dan denk je 'ow, is het dat..' ;)





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures