SCHEIKUNDE ALLE EXAMENSTOF
Een zuivere stof bestaat uit 1 stof en heeft daarom een smeltpunt/kookpunt. Zuivere
stoffen kun je onderverdelen in ontleedbare stoffen en niet-ontleedbare stoffen.
- Ontleedbare stof (een zuivere stof die uit meerdere atomen bestaat, H2O)
- Niet-ontleedbare stof (een zuivere stof die uit 1 soort atoom bestaat, N2)
Ontleedbare stoffen kun je dus ook ontleden tot niet-ontleedbare stoffen. Ontleden
is een reactie met 1 beginstof en meerdere reactieproducten:
- Elektrolyse (chemische reactie waarbij onder invloed van een elektrische
stroom samengestelde stoffen worden ontleed tot enkelvoudige stoffen en/of
andere samengestelde stoffen)
- Thermolyse (chemische reactie waarbij een stof door verhitting gaat
ontleden. Thermolyse is een reactie die ervoor zorgt dat chemische bindingen
van een product uiteen zullen vallen. Het is een endotherme reactie die
slechts plaatsvindt door het toevoeren van warmte)
- Fotolyse (chemische ontledingsreactie waarbij een molecuul uit elkaar valt
door het opnemen van een foton)
Een mengsel bestaat uit 2 of meer stoffen en heeft daarom een
smeltraject/kooktraject. Verschillende soorten mengsels:
- Suspensie (vaste stof + vloeistof)
- Emulsie (vloeistof + vloeistof)
- Oplossing (vaste stof/vloeistof/gas opgelost in een vloeistof) (goed oplossing)
Elementen die onder elkaar staan in het periodiek systeem hebben vergelijkbare
eigenschappen.
Groep 18: edelgassen (gassen die vrijwel nergens mee reageren)
Groep 17: halogenen (buitenste schil bevat 7 elektronen)
Groep 1: alkalimetalen (reageren heftig met water)
Het aantal bindingen dat een atoomsoort kan vormen is de covalentie van dat
atoom. De meest rechtse groep van het periodiek systeem 0, die daarnaast 1,
daarnaast 2, daarnaast 3, daarnaast 4 en waterstof (helemaal links) heeft 1.
Elektrovalentie = mogelijke lading van een atoom
In de kern van een atoom zitten protonen (= atoomnummer)
en neutronen. Om de kern heen hem je een elektronenwolk.
Een atoom is altijd elektrisch neutraal. Dus evenveel protonen
als elektronen.
Massagetal = protonen + neutronen
Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer, dus hetzelfde aantal protonen, maar een
ander massagetal, dus ze hebben een verschillend aantal neutronen (Cl-35 & Cl-37).
,De schil die het dichtst bij de kern zit, wordt de K-schil genoemd. De volgende L-
schil, daarna M-schil, vervolgens N-schil, etc. Hoe verder de schil van de kern zit,
hoe groter de schil is, dus die schillen kunnen dan meer elektronen bevatten.
Maximum aantal elektronen per schil kun je berekenen met: 2n2
K: n = 1, dus 2 x 12 = 2 elektronen
L: n = 2, dus 2 x 22 = 8 elektronen
M: n = 3, dus 2 x 32 = 18 elektronen
Dus stel je hebt 17Cl, dan zitten er 2 elektronen in de K-schil, 8 elektronen in de L-
schil en de overige 7 elektronen in de M-schil → elektronenconfiguratie: 2,8,7
De elektronen in de buitenste schil noem je valentie-elektronen (hierboven dus 7)
BrINClHOF: Br2, I2, N2, Cl2, H2, O2, F2
Metalen bestaat uit alleen metaalatomen, moleculaire stoffen bestaan uit alleen
niet-metaalatomen, zouten bestaat uit zowel metaal als niet-metaal ionen.
Bindingen in de verschillende soorten stoffen:
- Metalen: metaalbinding
- Moleculaire stoffen: atoombinding (alle fasen), vanderwaalsbinding (vaste
en vloeibare fase) en waterstofbruggen (vaste en vloeibare fase als er
OH/NH-groep aanwezig is)
- Zouten: ionbinding, tussen ionen, maar binnen een ion kan er ook
atoombinding zijn, bijvoorbeeld NO3-, de N en de O’s zijn verbonden via
atoombindingen
Atoombinding (covalente binding) in het molecuul is sterker dan de
vanderwaalsbinding. En de ionbinding is nog veel sterker dan de
vanderwaalsbinding. De ionbinding is de binding die het gevolg is van de elektrische
aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen. De sterkte van een
ionbinding hangt onder andere af van de grootte van de ionladingen en van de
onderlinge afstand tussen de ladingen. Een ionbinding komt voor in zouten en is een
sterke binding.
Bij het verdampen van pentaan worden vanderwaalsbindingen (molecuulbindingen)
verbroken. Maar bij het verbranden van pentaan worden daarnaast ook
atoombindingen verbroken, De C- en H-atomen uit pentaan vormen nieuwe stoffen:
H2O en CO2.
Polaire atoombinding: verschil in elektronegativiteit is meer dan 0,4 (Binas 40A)
- H-H is geen polaire atoombinding, omdat je hetzelfde getal – elkaar doet,
waardoor je dus op 0 uitkomt.
- H-Cl is wel een polaire atoombinding. Chloor heeft 3,2 en waterstof heeft 2,1.
3,2 – 2,1 = 1,1 → groter dan 0,4 → polaire atoombinding
, Polariteit houdt in dat de Cl- kant een beetje negatief geladen is en de H-kant een
beetje positief geladen is, waardoor ze elkaar dus aantrekken. Pluskant van het ene
molecuul trekt de min-kant van het andere molecuul aan: dipool-dipool binding
-Een polaire stof bestaat uit dipoolmoleculen, een molecuul met 2 polen, een
positieve en een negatieve
-Een apolaire stof is een stof met moleculen die niet dipool zijn
Bij een polaire stof zal de δ- kant van het ene molecuul aan de δ+ kant van het
andere molecuul trekken. Door deze dipool-dipool aantrekking is de
vanderwaalsbinding tussen de moleculen sterker.
Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het
kookpunt. Doordat de dipool-dipoolbinding de vanderwaalsbinding nog eens versterkt
is het smelt- en kookpunt bij polaire stoffen over het algemeen hoger.
Atoomrooster: alle atomen zijn met elkaar verbonden via covalente bindingen
(sterk)
Molecuulrooster: moleculen in de vaste fase zijn aan elkaar verbonden via
onderlinge krachten, vanderwaalskrachten
Metaalrooster: positieve metaalatomen zitten op regelmatige afstand van elkaar. De
losgekomen elektronen kunnen zich vrij bewegen tussen de metaalionen
(stroomgeleiding, door de vrije elektronen mogelijk)
Je kunt metalen verdelen in:
- Edel (goud, zilver)
- Onedel (de meeste)
- Zeer onedel (natrium, kalium) (worden sneller aangetast, roesten bijvoorbeeld)
Corrosie (roesten) = aantasten van een metaal door middel van water en zuurstof.
Een beschermende laag opofferingsmateriaal voorkomt dit (verf bijvoorbeeld). Soms
gebruik je een metaal als opofferingsmateriaal, je gebruikt dan een onedel metaal,
wat dus eerder reageert, wat het metaal daaronder dus beschermt.
Een legering is een mengsel van metalen. Doordat de metaalatomen dan niet even
groot zijn (roosterfout), bewegen de laagjes atomen niet gemakkelijk langs elkaar.
Hierdoor is een legering minder goed vervormbaar dan een zuiver metaal.
Als je metaal verwarmt, dan gaan de elektronen sneller bewegen. Ze kunnen vrij
door het rooster bewegen en staan bij botsingen energie af aan andere elektronen.
Die gaan op hun beurt ook sneller bewegen. Zo wordt het hele
metaal snel warmer. De vervormbaarheid van metalen kun je
verklaren uit het feit dat vrije elektronen niet bij 1 positieve
atoomrest horen. Bij vervormen moeten de metaalionen in de
lagen langs elkaar kunnen schuiven. Door het vervormen van het
metaalrooster verander je de structuur van het metaalrooster niet.
De eigenschappen van het metaal veranderen daardoor ook niet.
Een zuivere stof bestaat uit 1 stof en heeft daarom een smeltpunt/kookpunt. Zuivere
stoffen kun je onderverdelen in ontleedbare stoffen en niet-ontleedbare stoffen.
- Ontleedbare stof (een zuivere stof die uit meerdere atomen bestaat, H2O)
- Niet-ontleedbare stof (een zuivere stof die uit 1 soort atoom bestaat, N2)
Ontleedbare stoffen kun je dus ook ontleden tot niet-ontleedbare stoffen. Ontleden
is een reactie met 1 beginstof en meerdere reactieproducten:
- Elektrolyse (chemische reactie waarbij onder invloed van een elektrische
stroom samengestelde stoffen worden ontleed tot enkelvoudige stoffen en/of
andere samengestelde stoffen)
- Thermolyse (chemische reactie waarbij een stof door verhitting gaat
ontleden. Thermolyse is een reactie die ervoor zorgt dat chemische bindingen
van een product uiteen zullen vallen. Het is een endotherme reactie die
slechts plaatsvindt door het toevoeren van warmte)
- Fotolyse (chemische ontledingsreactie waarbij een molecuul uit elkaar valt
door het opnemen van een foton)
Een mengsel bestaat uit 2 of meer stoffen en heeft daarom een
smeltraject/kooktraject. Verschillende soorten mengsels:
- Suspensie (vaste stof + vloeistof)
- Emulsie (vloeistof + vloeistof)
- Oplossing (vaste stof/vloeistof/gas opgelost in een vloeistof) (goed oplossing)
Elementen die onder elkaar staan in het periodiek systeem hebben vergelijkbare
eigenschappen.
Groep 18: edelgassen (gassen die vrijwel nergens mee reageren)
Groep 17: halogenen (buitenste schil bevat 7 elektronen)
Groep 1: alkalimetalen (reageren heftig met water)
Het aantal bindingen dat een atoomsoort kan vormen is de covalentie van dat
atoom. De meest rechtse groep van het periodiek systeem 0, die daarnaast 1,
daarnaast 2, daarnaast 3, daarnaast 4 en waterstof (helemaal links) heeft 1.
Elektrovalentie = mogelijke lading van een atoom
In de kern van een atoom zitten protonen (= atoomnummer)
en neutronen. Om de kern heen hem je een elektronenwolk.
Een atoom is altijd elektrisch neutraal. Dus evenveel protonen
als elektronen.
Massagetal = protonen + neutronen
Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer, dus hetzelfde aantal protonen, maar een
ander massagetal, dus ze hebben een verschillend aantal neutronen (Cl-35 & Cl-37).
,De schil die het dichtst bij de kern zit, wordt de K-schil genoemd. De volgende L-
schil, daarna M-schil, vervolgens N-schil, etc. Hoe verder de schil van de kern zit,
hoe groter de schil is, dus die schillen kunnen dan meer elektronen bevatten.
Maximum aantal elektronen per schil kun je berekenen met: 2n2
K: n = 1, dus 2 x 12 = 2 elektronen
L: n = 2, dus 2 x 22 = 8 elektronen
M: n = 3, dus 2 x 32 = 18 elektronen
Dus stel je hebt 17Cl, dan zitten er 2 elektronen in de K-schil, 8 elektronen in de L-
schil en de overige 7 elektronen in de M-schil → elektronenconfiguratie: 2,8,7
De elektronen in de buitenste schil noem je valentie-elektronen (hierboven dus 7)
BrINClHOF: Br2, I2, N2, Cl2, H2, O2, F2
Metalen bestaat uit alleen metaalatomen, moleculaire stoffen bestaan uit alleen
niet-metaalatomen, zouten bestaat uit zowel metaal als niet-metaal ionen.
Bindingen in de verschillende soorten stoffen:
- Metalen: metaalbinding
- Moleculaire stoffen: atoombinding (alle fasen), vanderwaalsbinding (vaste
en vloeibare fase) en waterstofbruggen (vaste en vloeibare fase als er
OH/NH-groep aanwezig is)
- Zouten: ionbinding, tussen ionen, maar binnen een ion kan er ook
atoombinding zijn, bijvoorbeeld NO3-, de N en de O’s zijn verbonden via
atoombindingen
Atoombinding (covalente binding) in het molecuul is sterker dan de
vanderwaalsbinding. En de ionbinding is nog veel sterker dan de
vanderwaalsbinding. De ionbinding is de binding die het gevolg is van de elektrische
aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen. De sterkte van een
ionbinding hangt onder andere af van de grootte van de ionladingen en van de
onderlinge afstand tussen de ladingen. Een ionbinding komt voor in zouten en is een
sterke binding.
Bij het verdampen van pentaan worden vanderwaalsbindingen (molecuulbindingen)
verbroken. Maar bij het verbranden van pentaan worden daarnaast ook
atoombindingen verbroken, De C- en H-atomen uit pentaan vormen nieuwe stoffen:
H2O en CO2.
Polaire atoombinding: verschil in elektronegativiteit is meer dan 0,4 (Binas 40A)
- H-H is geen polaire atoombinding, omdat je hetzelfde getal – elkaar doet,
waardoor je dus op 0 uitkomt.
- H-Cl is wel een polaire atoombinding. Chloor heeft 3,2 en waterstof heeft 2,1.
3,2 – 2,1 = 1,1 → groter dan 0,4 → polaire atoombinding
, Polariteit houdt in dat de Cl- kant een beetje negatief geladen is en de H-kant een
beetje positief geladen is, waardoor ze elkaar dus aantrekken. Pluskant van het ene
molecuul trekt de min-kant van het andere molecuul aan: dipool-dipool binding
-Een polaire stof bestaat uit dipoolmoleculen, een molecuul met 2 polen, een
positieve en een negatieve
-Een apolaire stof is een stof met moleculen die niet dipool zijn
Bij een polaire stof zal de δ- kant van het ene molecuul aan de δ+ kant van het
andere molecuul trekken. Door deze dipool-dipool aantrekking is de
vanderwaalsbinding tussen de moleculen sterker.
Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het
kookpunt. Doordat de dipool-dipoolbinding de vanderwaalsbinding nog eens versterkt
is het smelt- en kookpunt bij polaire stoffen over het algemeen hoger.
Atoomrooster: alle atomen zijn met elkaar verbonden via covalente bindingen
(sterk)
Molecuulrooster: moleculen in de vaste fase zijn aan elkaar verbonden via
onderlinge krachten, vanderwaalskrachten
Metaalrooster: positieve metaalatomen zitten op regelmatige afstand van elkaar. De
losgekomen elektronen kunnen zich vrij bewegen tussen de metaalionen
(stroomgeleiding, door de vrije elektronen mogelijk)
Je kunt metalen verdelen in:
- Edel (goud, zilver)
- Onedel (de meeste)
- Zeer onedel (natrium, kalium) (worden sneller aangetast, roesten bijvoorbeeld)
Corrosie (roesten) = aantasten van een metaal door middel van water en zuurstof.
Een beschermende laag opofferingsmateriaal voorkomt dit (verf bijvoorbeeld). Soms
gebruik je een metaal als opofferingsmateriaal, je gebruikt dan een onedel metaal,
wat dus eerder reageert, wat het metaal daaronder dus beschermt.
Een legering is een mengsel van metalen. Doordat de metaalatomen dan niet even
groot zijn (roosterfout), bewegen de laagjes atomen niet gemakkelijk langs elkaar.
Hierdoor is een legering minder goed vervormbaar dan een zuiver metaal.
Als je metaal verwarmt, dan gaan de elektronen sneller bewegen. Ze kunnen vrij
door het rooster bewegen en staan bij botsingen energie af aan andere elektronen.
Die gaan op hun beurt ook sneller bewegen. Zo wordt het hele
metaal snel warmer. De vervormbaarheid van metalen kun je
verklaren uit het feit dat vrije elektronen niet bij 1 positieve
atoomrest horen. Bij vervormen moeten de metaalionen in de
lagen langs elkaar kunnen schuiven. Door het vervormen van het
metaalrooster verander je de structuur van het metaalrooster niet.
De eigenschappen van het metaal veranderen daardoor ook niet.
