Samenvatting Hoofdstuk 3 en 4 (brandstoffen en zouten)

Bindingstypen

Macro- en microniveau

Macroniveau: beschrijving van alles wat je waarneemt.
Microniveau: beschrijving met behulp van deeltjes

Microniveau: structuur van metaal

Van een metaal bestaan geen moleculen, de formule wordt met een symbool aangegeven (Fe, Hg
etc). Metalen hebben op macroniveau een aantal algemene eigenschappen, die worden verklaart
door microstructuur van het materiaal:

 Geleidbaarheid -> warmte + elektrisch  Glanzen
 Vervormbaarheid  Goed mengbaar
 Vorming van ionen

Een metaal atoom heeft 1,2 of 3 elektronen in de buitenste schil. Deze valentie-elektronen
worden minder sterk aangetrokken door de kern. Een structuur van positieve atoomresten en
negatieve vrije elektronen ontstaat. In vaste fase zijn atoomresten gerangschikt in een
metaalrooster: regelmatige rangschikking van de atoomresten op microniveau. – vrij
bewegende elektronen houden + atoomresten bij elkaar: metaalbinding.

Macroniveau: eigenschappen van metalen

Elektrische geleidbaarheid ontstaat doordat vrije elektronen erg makkelijk worden doorgegeven.
Deze elektronen kunnen ook makkelijk energie van een warmtebron doorgeven.
Doordat metalen vervormbaar zijn, zijn ze goed bewerkbaar -> je kan ze
in de goede vorm krijgen zonder dat het breekt. Microniveau: wanneer
je druk uitoefent op een metaal, laat je in het metaalrooster de deeltjes
een paar plaatsen opschuiven, dit heeft geen effect op de sterkte.

Edelheid

De meeste metalen reageren makkelijk met stoffen in de lucht, ze worden aangetast: corrosie, bijv.
roest (corrosie van ijzer). Veel metalen (bijv. aluminium, ijzer, zink, tin, chroom) worden niet verder
aangetast: een dun laagje metaaloxide word gevormd en dit sluit het onderliggende metaal geheel af
van de lucht. Roest is poreus, het houdt zelfs water vast en corrosie stopt hier niet.
Zeer onedele metalen: Natrium en kalium, reageren zeer heftig met water en er kan zelfs vuur
ontstaan. Ze worden bewaard in olie.
Onedele metalen: metalen die door de lucht worden aangetast.
Edelmetalen: Platina, goud en zilver, worden niet worden niet aangetast door stoffen in de lucht.

Legeringen

Legering/alliage = toevoegen van een ‘vreemde’ vaste stof (meestal metaal), het
metaalrooster word hierdoor verstoord. Koolstof (niet-metaal) word soms
toegevoegd aan ijzer (=gietijzer) om het materiaal harder en minder vervormbaar te
maken: Metaallagen kunnen niet meer langs elkaar bewegen. Wanneer de kracht te groot word zal
het gietijzer breken. Soldeer -> tin en lood, witgoud -> goud en palladium.

Vanderwaalsbinding (altijd aanwezig)

, Moleculaire stoffen: stoffen waarvan de moleculen zijn opgebouwd uit niet-metaalatomen
Vanderwaalsbinding: binding (hele zwakke kracht) die moleculen in vast en vloeibare fase bij elkaar
houdt. Het is een gevolg van tijdelijke ladingsverschillen in het molecuul. Elektronen zijn niet altijd
mooi verdeeld in een molecuul, hierdoor ontstaan tijdelijk licht positief en negatieve delen. Deze
trekken het tegenovergestelde aan. Maar omdat de ladingsverschillen tijdelijk zijn, is de
Vanderwaalsbinding niet erg sterk. Hoe meer elektronen (dus grotere atoommassa) en hoe groter
het contactoppervlak, hoe sterker de binding -> lager kook-en smeltpunt. Zware en langgerekte
moleculen hebben een sterkere Vanderwaalsbinding dan lichte en vertakte moleculen.

faseovergangen

Vaste fase: moleculen netjes opgestapeld in een molecuulrooster: regelmatige rangschikking van
moleculen in de vaste fase op microniveau.
De moleculen zijn zo verdeeld, dat het contact oppervlak zo groot mogelijk is en de
Vanderwaalsbinding maximaal. Moleculen trillen, hoe harder, hoe hoger de temperatuur. Hoe hoger
de temperatuur, hoe groter de afstand tussen moleculen, hoe zwakker de Vanderwaalsbinding.
Vloeibare fase: Op het smeltpunt hebben de moleculen zo veel kinetische energie, dat ze uit het
rooster breken. Ze kunnen langs elkaar heen bewegen, maar trekken elkaar nog wel aan.
Gasvormige fase: Moleculen bevatten boven het kookpunt zoveel kinetische energie dat de
Vanderwaalsbinding helemaal verbroken word. Moleculen bewegen nu op grote afstand vrij van
elkaar. Hoe sterker de Vanderwaalsbinding (microniveau), hoe hoger het smelt- en
kookpunt van de stof (macroniveau).

Atoombinding

Niet-metaalatomen hebben een schil die al redelijk vol zit. Halogenen hebben maar 1 elektron nodig
voor edelgasconfiguratie (8 elektronen in buitenste schil). Dit bereiken ze door de buitenste schil te
laten overlappen met een ander niet-metaal atoom. Door het vormen van een of meer
atoombindingen ontstaan stabiele groepjes atomen: moleculen. Gemeenschappelijk elektronenpaar
= het gedeelde elektronen paar. Atoombinding/covalente binding: gemeenschappelijk
elektronenpaar dat twee positieve atoomresten aan elkaar bindt. Het is sterker dan een
Vanderwaalsbinding.

Molecuulformule: welke en hoeveel atomen in een binding
Structuurformule: hoe atomen in een molecuul onderling
zijn verbonden.



Covalentie

Covalentie = aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen om
edelgasconfiguratie te krijgen. Hoe verder het element is verwijderd van edelgassen, hoe meer
elektronen het moet delen.
Halogenen hebben 1 elektron nodig -> covalentie van 1
Elementen in groep 16 (o.a. zuurstof) -> covalentie van 2 etc.

Atomen binnen een molecuul worden bij elkaar gehouden door atoombinding. Moleculen worden bij
elkaar gehouden door de Vanderwaalsbinding.

Naamgeving