Chemie Overal 5 vwo Hoofdstuk 12 Molecuulbouw Uitwerkingen
12.1 Lewisstructuren
A1
a De octetregel stelt dat elk atoom in een verbinding omringd moet zijn door acht elektronen. De
octetregel is afgeleid van de edelgasconfiguratie.
b
H H H H
H C C C O
H H H
c Een C-atoom heeft vier valentie-elektronen. Er ontbreken dan vier elektronen om aan de
octetregel te voldoen. Door vier elektronen te delen met andere atomen, voldoet het C-atoom aan de
octetregel. Deze redenatie geldt ook voor zuurstof, dat zes valentie-elektronen heeft en dus twee
bindingen aangaat. Waterstof is een uitzondering op de octetregel en streeft altijd naar twee
elektronen. Aangezien het zelf één valentie-elektron heeft, is hier één binding voor nodig.
d Een gedeeld elektronenpaar.
e
H H H H
H C C C O
H H H
B2
a H H
b Waterstof heeft één valentie-elektron. Door één elektron te delen met een ander atoom, krijgt hij
twee elektronen in de buitenste schil, waarmee hij dezelfde elektronenconfiguratie heeft als helium.
B3
Het centrale C-atoom zou dan vijf atoombindingen aan moeten gaan, waardoor het omringd is door
tien elektronen. Hij voldoet dan niet aan de octetregel.
B4
De lewisstructuur van zuurstof staat hieronder, omdat alleen in deze structuur beide O-atomen 6
valentie-elektronen hebben én voldoen aan de octetregel.
O O
B5
a
O
C
H H
b
- O O
N
c
H
H C S
H
,B6
a
H H
N N
H H
b
-
Cl O
c
Cl O
B7
a
O
H3C C O CH3
b
O
C
H O -
c
H
C
H
B8
a C C
b Door de viervoudige binding zitten alle elektronen dicht bij elkaar. Aangezien elektronen elkaar
onderling afstoten, breekt deze binding gemakkelijk. Er worden dan snel nieuwe bindingen gevormd
met andere deeltjes.
B9
a 2,4,6-trinitrotolueen
b
O
+
N+
R O -
C10
a
H
+
H N H
H
b
, C N O C O N N C O
1 2 3
c In structuur 1 heeft het C-atoom 4 elektronen uit twee niet-bindende paren en 2 uit bindende
paren, aantal valentie-elektronen is 4, dus formele lading is 4 – 6 = −2. Het N-atoom heeft 4
elektronen uit bindende paren, aantal valentie-elektronen is 5, formele lading is 5 – 4 = +1. Het O-
atoom heeft 4 elektronen uit twee niet-bindende paren en 2 uit bindende paren, aantal valentie-
elektronen is 6, formele lading is 6 – 6 = 0. Op dezelfde manier kun je voor de structuren 2 en 3 de
formele lading bepalen, zie onderstaande structuren. Structuur 3 heeft de minste formele ladingen.
Dat is dus de juiste structuur.
2- 1+ 0 2- 2+ 1- 1- 0 0
C N O C O N N C O
C11
H O O H
a
b De O-atomen hebben 4 elektronen uit niet-bindende elektronenparen en 2 uit bindende
elektronenparen dus 6 elektronen. Het aantal valentie-elektronen is 6, dus de formele lading is 6 – 6 =
0, De H-atomen hebben ieder 1 elektron uit een bindend elektronenpaar en hebben ieder 1 valentie-
elektron. Ook hier is de formele lading 0.
C12
a C12H25C6H4SO3Na (s) → C12H25C6H4SO3− (aq) + Na+ (aq)
b
O
-
R S O
O
c
-O
O
S CH3
O
H3C
d Aangezien in natriumdodecylbenzeensulfonaat een deel van het molecuul polair en een deel
apolair is, kan het binden aan zowel polaire als apolaire moleculen en daardoor optreden als
emulgator. Op deze manier kan vuil worden verwijderd.
C13
a Als de edelgasconfiguratie de enige stabiele elektronenconfiguratie was, dan was er geen reden
voor edelgassen om hiervan af te wijken en bindingen te vormen met andere atomen. Toch doen ze
dit onder bepaalde omstandigheden wel.
12.1 Lewisstructuren
A1
a De octetregel stelt dat elk atoom in een verbinding omringd moet zijn door acht elektronen. De
octetregel is afgeleid van de edelgasconfiguratie.
b
H H H H
H C C C O
H H H
c Een C-atoom heeft vier valentie-elektronen. Er ontbreken dan vier elektronen om aan de
octetregel te voldoen. Door vier elektronen te delen met andere atomen, voldoet het C-atoom aan de
octetregel. Deze redenatie geldt ook voor zuurstof, dat zes valentie-elektronen heeft en dus twee
bindingen aangaat. Waterstof is een uitzondering op de octetregel en streeft altijd naar twee
elektronen. Aangezien het zelf één valentie-elektron heeft, is hier één binding voor nodig.
d Een gedeeld elektronenpaar.
e
H H H H
H C C C O
H H H
B2
a H H
b Waterstof heeft één valentie-elektron. Door één elektron te delen met een ander atoom, krijgt hij
twee elektronen in de buitenste schil, waarmee hij dezelfde elektronenconfiguratie heeft als helium.
B3
Het centrale C-atoom zou dan vijf atoombindingen aan moeten gaan, waardoor het omringd is door
tien elektronen. Hij voldoet dan niet aan de octetregel.
B4
De lewisstructuur van zuurstof staat hieronder, omdat alleen in deze structuur beide O-atomen 6
valentie-elektronen hebben én voldoen aan de octetregel.
O O
B5
a
O
C
H H
b
- O O
N
c
H
H C S
H
,B6
a
H H
N N
H H
b
-
Cl O
c
Cl O
B7
a
O
H3C C O CH3
b
O
C
H O -
c
H
C
H
B8
a C C
b Door de viervoudige binding zitten alle elektronen dicht bij elkaar. Aangezien elektronen elkaar
onderling afstoten, breekt deze binding gemakkelijk. Er worden dan snel nieuwe bindingen gevormd
met andere deeltjes.
B9
a 2,4,6-trinitrotolueen
b
O
+
N+
R O -
C10
a
H
+
H N H
H
b
, C N O C O N N C O
1 2 3
c In structuur 1 heeft het C-atoom 4 elektronen uit twee niet-bindende paren en 2 uit bindende
paren, aantal valentie-elektronen is 4, dus formele lading is 4 – 6 = −2. Het N-atoom heeft 4
elektronen uit bindende paren, aantal valentie-elektronen is 5, formele lading is 5 – 4 = +1. Het O-
atoom heeft 4 elektronen uit twee niet-bindende paren en 2 uit bindende paren, aantal valentie-
elektronen is 6, formele lading is 6 – 6 = 0. Op dezelfde manier kun je voor de structuren 2 en 3 de
formele lading bepalen, zie onderstaande structuren. Structuur 3 heeft de minste formele ladingen.
Dat is dus de juiste structuur.
2- 1+ 0 2- 2+ 1- 1- 0 0
C N O C O N N C O
C11
H O O H
a
b De O-atomen hebben 4 elektronen uit niet-bindende elektronenparen en 2 uit bindende
elektronenparen dus 6 elektronen. Het aantal valentie-elektronen is 6, dus de formele lading is 6 – 6 =
0, De H-atomen hebben ieder 1 elektron uit een bindend elektronenpaar en hebben ieder 1 valentie-
elektron. Ook hier is de formele lading 0.
C12
a C12H25C6H4SO3Na (s) → C12H25C6H4SO3− (aq) + Na+ (aq)
b
O
-
R S O
O
c
-O
O
S CH3
O
H3C
d Aangezien in natriumdodecylbenzeensulfonaat een deel van het molecuul polair en een deel
apolair is, kan het binden aan zowel polaire als apolaire moleculen en daardoor optreden als
emulgator. Op deze manier kan vuil worden verwijderd.
C13
a Als de edelgasconfiguratie de enige stabiele elektronenconfiguratie was, dan was er geen reden
voor edelgassen om hiervan af te wijken en bindingen te vormen met andere atomen. Toch doen ze
dit onder bepaalde omstandigheden wel.
