CHEMIE & REKENEN
LES 1: ATOMEN EN MOLECULEN
Element: een substantie die niet verder afgebroken kan worden in andere
substanties door chemische reacties.
Verbinding: een substantie van twee of meer elementen in een vaste verhouding.
Atoom: de kleinste eenheid van materie die nog de eigenschappen van een
element behoudt.
Atoomnummer: aantal protonen in de nucleus.
Massagetal: som van protonen en neutronen in de nucleus.
Atoommassa: kan geschat worden door het massagetal.
Een atoom is opgebouwd uit een kern bestaande uit protonen en neutronen met
daar omheen elektronenschillen (2,8,8). Neutronen hebben geen elektrische
lading, protonen hebben een positieve lading en elektronen een negatieve
lading.
Valentie-elektronen: aantal elektronen in de buitenste schil bepaalt de chemische
eigenschap van een atoom. Het aantal bindingen dat een element kan vormen is
meestal gelijk aan het aantal valentie-elektronen dat nodig is om zijn buitenste
schil vol te krijgen.
Elektrisch neutraal: het aantal elektronen in de elektronenwolk is gelijk aan het
atoomnummer.
Anioon: het aantal elektronen is groter dan het atoomnummer.
Katioon: het aantal elektronen is kleiner dan het atoomnummer.
Bepalen wat de waardigheid van de elementen is = wat bepaald wat voor binding
ze kunnen vormen.
In het periodiek systeem zijn de elementen naar oplopend atoomnummer
geordend. Een nieuwe rij (periode) begint als een nieuwe elektronenschil zijn
eerste elektron krijgt. Kolommen (groepen) worden vastgesteld door de
elektronenconfiguratie van atomen; elementen met eenzelfde aantal elektronen
in een bepaalde schil vallen onder dezelfde kolom.
Groep 1: alkalimetalen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) = atomen met 1 valentie-elektron.
Ze reageren makkelijk met zuurstof uit de lucht en met water. Met water
ontstaan hydroxiden. Ze worden nooit in zuivere vorm aangetroffen in de natuur
vanwege hoge reactiviteit.
Groep 2: aardalkalimetalen (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) = atomen met 2 valentie-
elektronen. Ze vormen gemakkelijk tweewaardige positieve ionen. Ze zijn
reactief, maar in mindere mate. Ze worden zelden in zuivere vorm in de natuur
aangetroffen vanwege de hoge reactiviteit.
Groep 3: overgangsmetalen (Ni, Cr, Pb) = deze metalen zijn minder reactief dan
groep 1. Het aantal valentie-elektronen is per element verschillend.
Groep 13-17: halfmetalen (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At) = eigenschappen tussen
, metalen en niet-metalen in.
Groep 15-17: Deze atomen zijn eerder negatief dan positief als ion.
Groep 17: halogenen (F, Cl, Br, I) = gekleurde, corrosieve niet-metalen. Worden
zelden in zuivere vorm in de natuur aangetroffen. Deze zijn erg reactief doordat
ze 7 valentie-elektronen hebben.
Groep 18: edelgassen (He, Ne, Ar, Kr, Xe) = volle buitenste schil. Ze reageren
nergens mee (inert).
Atomen met onvolledige valentieschillen kunnen valentie-elektronen delen of
overbrengen met andere atomen. Deze interacties resulteren er meestal in dat
atomen dicht bij elkaar blijven, vastgehouden door attracties die chemische
bindingen worden genoemd. Elk atoom streeft naar edelgasconfiguratie, een
volle buitenste schil.
Covalente binding: gedeelde valentie-elektronen.
De vorming van een covalente binding: de twee positieve kernen stoten elkaar af
en de negatieve elektronen stoten elkaar ook af. Maar elke positieve kern trekt
aan de negatieve elektronen. Wanneer deze kracht groter is dan het afstoten van
de kernen en het afstoten van de elektronen wordt een covalente binding
genoemd.
De polariteit van een binding ontstaat door het verschil in elektronegativiteit van
een atoom. Oftewel, de mogelijkheid van een atoom in een molecuul om de
gedeelde elektronen aan te trekken.
Elektroaffiniteit: maat voor de neiging van een geïsoleerd atoom om een elektron
te krijgen.
Ionisatie-energie: maat voor de neiging van een geïsoleerd atoom om een
elektron te verliezen.
Apolaire covalente binding: de atomen delen de elektronen gelijkwaardig.
Polaire covalente binding: het ene atoom is meer elektronegatief en de atomen
delen de elektronen niet gelijkwaardig. Het elektronenpaar ligt dan niet in het
midden en er ontstaat een ladingsverdeling binnen het molecuul, di-pool.
∆en >0,4 en <2 = polaire binding
∆en <0,4 = apolaire binding
∆en >2 = ionogene binding
De sterkte van de verschillende aantrekkende en afstotende krachten van de
kernen en elektronen in een covalente binding is afhankelijk van hoe dicht de
atomen bij elkaar liggen. Te dichtbij, afstoting van de kernen is sterk (geen
binding). Atomen te ver, geen binding omdat de interactie te zwak is.
Ion: geladen atoom. Wanneer twee atomen de elektronen in de buitenste schil
ongelijk aantrekken, zal het meer elektronegatieve atoom het elektron van het
andere atoom totaal wegnemen. Hierdoor ontstaan er twee atomen met een
tegenovergestelde lading (ionen), een met een positieve lading (cation) en een
met een negatieve lading (anion). De tegenovergestelde lading zorgt ervoor dat
de atomen elkaar aantrekken; de ionogene binding. Stoffen die worden gevormd
LES 1: ATOMEN EN MOLECULEN
Element: een substantie die niet verder afgebroken kan worden in andere
substanties door chemische reacties.
Verbinding: een substantie van twee of meer elementen in een vaste verhouding.
Atoom: de kleinste eenheid van materie die nog de eigenschappen van een
element behoudt.
Atoomnummer: aantal protonen in de nucleus.
Massagetal: som van protonen en neutronen in de nucleus.
Atoommassa: kan geschat worden door het massagetal.
Een atoom is opgebouwd uit een kern bestaande uit protonen en neutronen met
daar omheen elektronenschillen (2,8,8). Neutronen hebben geen elektrische
lading, protonen hebben een positieve lading en elektronen een negatieve
lading.
Valentie-elektronen: aantal elektronen in de buitenste schil bepaalt de chemische
eigenschap van een atoom. Het aantal bindingen dat een element kan vormen is
meestal gelijk aan het aantal valentie-elektronen dat nodig is om zijn buitenste
schil vol te krijgen.
Elektrisch neutraal: het aantal elektronen in de elektronenwolk is gelijk aan het
atoomnummer.
Anioon: het aantal elektronen is groter dan het atoomnummer.
Katioon: het aantal elektronen is kleiner dan het atoomnummer.
Bepalen wat de waardigheid van de elementen is = wat bepaald wat voor binding
ze kunnen vormen.
In het periodiek systeem zijn de elementen naar oplopend atoomnummer
geordend. Een nieuwe rij (periode) begint als een nieuwe elektronenschil zijn
eerste elektron krijgt. Kolommen (groepen) worden vastgesteld door de
elektronenconfiguratie van atomen; elementen met eenzelfde aantal elektronen
in een bepaalde schil vallen onder dezelfde kolom.
Groep 1: alkalimetalen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) = atomen met 1 valentie-elektron.
Ze reageren makkelijk met zuurstof uit de lucht en met water. Met water
ontstaan hydroxiden. Ze worden nooit in zuivere vorm aangetroffen in de natuur
vanwege hoge reactiviteit.
Groep 2: aardalkalimetalen (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) = atomen met 2 valentie-
elektronen. Ze vormen gemakkelijk tweewaardige positieve ionen. Ze zijn
reactief, maar in mindere mate. Ze worden zelden in zuivere vorm in de natuur
aangetroffen vanwege de hoge reactiviteit.
Groep 3: overgangsmetalen (Ni, Cr, Pb) = deze metalen zijn minder reactief dan
groep 1. Het aantal valentie-elektronen is per element verschillend.
Groep 13-17: halfmetalen (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At) = eigenschappen tussen
, metalen en niet-metalen in.
Groep 15-17: Deze atomen zijn eerder negatief dan positief als ion.
Groep 17: halogenen (F, Cl, Br, I) = gekleurde, corrosieve niet-metalen. Worden
zelden in zuivere vorm in de natuur aangetroffen. Deze zijn erg reactief doordat
ze 7 valentie-elektronen hebben.
Groep 18: edelgassen (He, Ne, Ar, Kr, Xe) = volle buitenste schil. Ze reageren
nergens mee (inert).
Atomen met onvolledige valentieschillen kunnen valentie-elektronen delen of
overbrengen met andere atomen. Deze interacties resulteren er meestal in dat
atomen dicht bij elkaar blijven, vastgehouden door attracties die chemische
bindingen worden genoemd. Elk atoom streeft naar edelgasconfiguratie, een
volle buitenste schil.
Covalente binding: gedeelde valentie-elektronen.
De vorming van een covalente binding: de twee positieve kernen stoten elkaar af
en de negatieve elektronen stoten elkaar ook af. Maar elke positieve kern trekt
aan de negatieve elektronen. Wanneer deze kracht groter is dan het afstoten van
de kernen en het afstoten van de elektronen wordt een covalente binding
genoemd.
De polariteit van een binding ontstaat door het verschil in elektronegativiteit van
een atoom. Oftewel, de mogelijkheid van een atoom in een molecuul om de
gedeelde elektronen aan te trekken.
Elektroaffiniteit: maat voor de neiging van een geïsoleerd atoom om een elektron
te krijgen.
Ionisatie-energie: maat voor de neiging van een geïsoleerd atoom om een
elektron te verliezen.
Apolaire covalente binding: de atomen delen de elektronen gelijkwaardig.
Polaire covalente binding: het ene atoom is meer elektronegatief en de atomen
delen de elektronen niet gelijkwaardig. Het elektronenpaar ligt dan niet in het
midden en er ontstaat een ladingsverdeling binnen het molecuul, di-pool.
∆en >0,4 en <2 = polaire binding
∆en <0,4 = apolaire binding
∆en >2 = ionogene binding
De sterkte van de verschillende aantrekkende en afstotende krachten van de
kernen en elektronen in een covalente binding is afhankelijk van hoe dicht de
atomen bij elkaar liggen. Te dichtbij, afstoting van de kernen is sterk (geen
binding). Atomen te ver, geen binding omdat de interactie te zwak is.
Ion: geladen atoom. Wanneer twee atomen de elektronen in de buitenste schil
ongelijk aantrekken, zal het meer elektronegatieve atoom het elektron van het
andere atoom totaal wegnemen. Hierdoor ontstaan er twee atomen met een
tegenovergestelde lading (ionen), een met een positieve lading (cation) en een
met een negatieve lading (anion). De tegenovergestelde lading zorgt ervoor dat
de atomen elkaar aantrekken; de ionogene binding. Stoffen die worden gevormd
