Module bindingen, antwoorden, let op! Nummering van de vragen hoort bij de verbeterde versie die op Teletop staat!
1) Introductie
1) Je krijgt dan uit een stof meer energie dan je er in stopt, levert die stof dus energie.
2) N2 + 3H2 --> 2NH3
1x drievoudige NN binding = 9,45 6xN-H binding = 23,46
3x H-H binding 13,08
Voor 22,53.105J nodig om overgangstoestand te bereiken, na komt er 23,46.105J vrij, Dus exotherme reactie
3) Je moet wel rekening houden met het aantal bindingen.
4) De O kan tussen 2 C-atomen inzitten of tussen een C en een H-atoom.
5) Geen covalente binding maar ionbinding
2) Wat is een goed model?
6) Transmutatie (omzetten van bijv Lood naar Goud)
3) Het werk van Bohr en zijn opvolgers
7) 2+ en 2-, geheel is ongeladen en verklaart de binding.
8) Probleem, waarom blijven de elektronen draaien?
4) Een elektrisch model voor binding
9) Geladen deeltjes die voor stroomgeleiding in water zorgen.
10) Als het totaal aan + en –lading gelijk is, is de stof neutraal.
11) Geleiden van water, gelproef met neerslag tussen gootjes (zie module planten) 12) Al3+ en O2-, totale lading = 0 --> Al2O3.
13) ijzer(III) =hydroxide, er bestaat namelijk ook ijzer(II)hydroxide. De romeinse cijfers geven de lading aan van het ijzer-ion.
14) CO: C = 2+. HCl: Cl = -1 NH3: N = 3-.
15) OH-: O = 2-, H = 1+ NH4+
: N = 3-, H = 1+
16) SO2: S = 4+
17) SO3: S = 6+
18) Alle O atomen zijn 2-, dus 6-, als totale lading 2- is moet S 4+ zijn.
19) Bij zwaveltrioxide en bij sulfaat geldt voor S +6 20) Bij beide geldt voor P 5+
5 Lewis, octetregel, elektronenparen, valenties 21) 2 puntjes zijn 1 streepje.
22) Je moet dan 6 elektronen delen, dat lukt niet met deze voorstelling.
23) Als het gaat om 8 hoekpunten, kom je al gauw op een kubus uit. Dat is dus de makkelijkste hypothese, dus die proberen we eerst( Ockham)
24)
25) De negatieve elektronen houden de + rompen bij elkaar. Elektronen stoten elkaar af.
26) Elektronen tussen atomen (tussen rompen) zijn bindende elektronenparen. Elektronen die alleen op 1 atoom zitten zijn lone pairs, niet bindende elektronenparen.
27) Allemaal 8 elektronen in de buitenste schil.
28) Zorg ervoor dat je altijd eerst alle valentie-elektronen telt, dan weet je hoeveel paren er zijn dus hoeveel streepjes er zijn. En reken dan uit hoeveel bindende elektronenparen er zijn.
Ga dan pas tekenen.
29
30) Kun je zien, dan heeft dit atoom een lading.
31) Je kunt er geen molecuul van maken. Indien je een elektron overdraagt van Na naar Cl dan krijg je twee ionen met beide een edelgasconfiguratie. Dan werkt Lewis weer wel.
Extra vraag : N heeft er normaal gesproken 5 elektronen van zichzelf, ieder gedeelde binding is 1 elektron voor N, dus 4, dus N = 1+. Voor B hetzelfde verhaal, alleen B heeft 3 elektronen van zichzelf normaal, dus nu 1 meer, dus 1-.
6;
Dipolen, een beetje ion
35) + en – trekken elkaar aan en gelijke ladingen stoten elkaar af.
In de vaste fase geen beweging mogelijk, vorm molecuul kan draaien moeilijk maken 36) Makkelijk, zelf doen
37) Water zal op de geladen staaf reageren door zelf de + en - te richten. Dan zullen de moleculen zich zo richten dat de lading die het dichtst bij de staaf zit, tegengesteld is aan de staaf.
38) Moet je kunnen, octet rond O atoom, dus 2 lone pairs en binding tussen de O en een H (2x).
39) grote bol = kern O protonen en neutronen), kleine bol = kern H (1 proton), andere 10 bolletjes zijn elektronen, 2 in k schil rond O atoom, rest in m schil, 2 lone pairs (niet bindend) en 4 bindingselektronen (tussen O en H).
40) Lone pairs zorgen voor negatieve kant van watermolecuul. Dus beetje negatieve lading. Deze negatieve lading zorgt ervoor dat de andere elektronen op vergelijkbare afstand zitten. Je hebt eigenlijk 4 bindingsmogelijkheden waar er maar 2 van gebruikt worden.
41) Tetraëder, dus iets van 109,5 graden.
42) Streepje tussen de atomen.
43) Ja, de 2 grote bollen zijn de lone pairs (de niet bindende elektronen).
44) Zie ook 39), de elektronen zijn negatief, de grote bollen zijn dus de negatieve kant.
45) O is elektronegatiever, dus e- in de richting van het O atoom., dus O wordt δ– en H δ+. 46) De oorzaken werken in dezelfde richting, ze heffen elkaar dus niet op.
47) Ja, donker in de buurt van het O atoom, dus veel elektronen. En bij H licht.
48) Hetzelfde, lone pair op N, dus deze kant -. N atoom elektronegatiever dan H atoom, dus e- in de richting van N, N wordt δ– en H δ+.
49) Methaan heeft een centraal C-atoom en 4 H atomen eromheen, iedere kant op
hetzelfde. Geen dipool dus. Ook is het verschil in elektronegativiteit tussen C en H erg klein.
7) Het geval Benzeen 50)
51) 1 dubbele binding levert 120kJ op bij additie, bij benzeen zitten er 3 in, 3x 120 = 360kJ, er komt echter maar 210 kJ vrij, de bindingen van benzeen zijn dus sterker.
52) N = +, totaal van NO3-
= 1-, dus alle δ- samen = 2-, dus 0,67- (delen door 3) 53)
54)
55)
56) + en – kant binnen een molecuul, dus een dipool (2 polen).
57)
58) Zelf doen.
8) Bindingen tussen moleculen 59) + en – trekt elkaar aan.
60) PH3, zou tussen H2S en HCl moeten zitten.
61) Alcoholen en zuren.
