Nina van Veen – A6
Scheikunde
Alle examenstof
1 t/m 8
, Herh 1 t/m 4
Atoombouw
Model van Rutherford en Bohr
Overeenkomst: protonen en neutronen in de kern
Proton: + lading, massa 1 u
Neutron: geen lading, massa 1 u
Kern heel klein gedeelte van het atoom
Verschil: elektronen → - lading, massa ongeveer 0
Rutherford elektronenwolk
Bohr schillen (energieniveau’s) → streven is een volle buitenschil
K: 2
L: 8
M: 18 (maar na 8 loopt de opvulling anders)
Aantal protonen = atoomnummer
Aantal protonen = aantal elektronen
Massagetal = aantal protonen + aantal neutronen
Aantal neutronen = massagetal – atoomnummer
Ionen zijn deeltjes met een lading. Positieve ionen hebben een elektron te kort en negatieve ionen
hebben een elektron te veel. Let op: het aantal protonen van een ion blijft gelijk.
Bepaal eerst het aantal protonen en dan de elektronen bij een ion.
Soorten stoffen
Metaal Zout Molecuul
Atomen Ionen Moleculen
Metaalrooster Ionrooster Molecuulrooster
Metaalbinding Ionbinding Vanderwaals- & atoombinding
De vanderwaalsbinding zit tussen moleculen, is aardig zwak en is alleen aanwezig bij een vaste of
vloeibare fase.
De atoombinding zit in het moleculen en is best sterk. Het is de binding die ontstaat bij een gedeeld
elektronenpaar.
Stroom geleiden
Metaal geleidt in vast + vloeibaar dmv vrije elektronen
Zouten geleidt in vloeibaar en opgelost dmv vrije elektronen
Moleculaire stof geen geleiding mogelijk, maar er zijn uitzonderingen
Zouten
Een zoutformule is een verhoudingsformule, zorg er voor dat de nettolading nul is.
Ladingen van ionen kan je vinden in BiNaS 45A en 99, waarbij
Groep 1: 1+ Groep 2: 2+ Groep 16: 2- Groep 17: 1-
Samengestelde ionen: BiNaS 66B Let op: 𝑂𝐻 − (hydroxide) staat niet in BiNaS
Een hydraat is een zout met kristalwater → 𝐻2 𝑂 moleculen in het ionrooster
Noteer als: 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∙ 10 𝐻2 𝑂
Bij het tekenen van een gehydrateerd ion, let op dat H 𝛿 + en O 𝛿 −
, Neerslagreacties
Dit kan gebeuren na het samenvoegen van twee zoutoplossingen, zoals:
Vb 1 Oplossing koper(II)nitraat
𝐶𝑎2+ (𝑁𝑂3 )− 2+ −
2 (𝑠) → 𝐶𝑢 (𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑂3 (𝑎𝑞)
Vb 2 Oplossing van natriumhydroxide
𝑁𝑎+ 𝑂𝐻 − 𝑠 → 𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞)
Bij samenvoegen van deze oplossingen
𝑁𝑂3− 𝑂𝐻 −
1
𝑁𝑎 + g g
𝐶𝑢2+ g s
2 Waarneming: bij het samenvoegen ontstaat een vaste stof (suspensie) van 𝐶𝑢2+ 𝑂𝐻 −
neerslag
3 Vergelijking opstellen
𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑂𝐻 − 𝑎𝑞 → 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠)
Lewisstructuren
Structuurformule waarbij je alle valentie-elektronen tekent (die in de buitenste schil)
Alle atomen voldoen aan de octetregel en H aan de duetregel
1. bepaal het aantal valentie-elektronen, de helft is aantal elektronenparen die je moet tekenen
2. teken een kalen structuurformule (waarbij de covalentie klopt)
3. zorg met vrije elektronenparen da de atomen aan de octetregel voldoen
4. bepaal per atoom de formele lading:
aantal 𝑣. 𝑒. – 𝑎𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑏𝑖𝑛𝑑𝑖𝑛𝑔 – (2 ∙ 𝑣𝑟𝑖𝑗𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑛 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛)
VSEPR → methode om de ruimtelijke structuur te bepalen
Uitgangspunt: elektronen stoten elkaar af
Je zoekt het omringingsgetal:
Aantal atomen dat aan het centrale atoom is gebonden + vrije elektronenparen op het centrale atoom
Bij 2: lineair Bij 3: vlakke driehoek Bij 4: tetraëden
Polair of niet?
Atoombinding → verschil in elektronegativiteit BiNaS 40A
Tussen 0 en 0,4 geen ladingsverdeling → apolair
0,5 en 1,6 polair, atoom met hoogste e.n. wordt 𝛿 −
andere wordt 𝛿 +
Boven 1,6 ionbinding
Moleculen alleen apolaire bindingen, dus apolair → vanderwaalsbinding
polaire en apolaire bindingen, dus polair → dipool-dipool interacties
Dipool-dipool is sterker dan vanderwaals en verhoogt smeltpunt/kookpunt
Naast apolaire bindingen OH/NH → polaire, dit zijn waterstofbruggen
Alleen polaire bindingen: Afhankelijk van ruimtelijk structuur. Vrije elektronen beïnvloeden dit
ook.
Scheikunde
Alle examenstof
1 t/m 8
, Herh 1 t/m 4
Atoombouw
Model van Rutherford en Bohr
Overeenkomst: protonen en neutronen in de kern
Proton: + lading, massa 1 u
Neutron: geen lading, massa 1 u
Kern heel klein gedeelte van het atoom
Verschil: elektronen → - lading, massa ongeveer 0
Rutherford elektronenwolk
Bohr schillen (energieniveau’s) → streven is een volle buitenschil
K: 2
L: 8
M: 18 (maar na 8 loopt de opvulling anders)
Aantal protonen = atoomnummer
Aantal protonen = aantal elektronen
Massagetal = aantal protonen + aantal neutronen
Aantal neutronen = massagetal – atoomnummer
Ionen zijn deeltjes met een lading. Positieve ionen hebben een elektron te kort en negatieve ionen
hebben een elektron te veel. Let op: het aantal protonen van een ion blijft gelijk.
Bepaal eerst het aantal protonen en dan de elektronen bij een ion.
Soorten stoffen
Metaal Zout Molecuul
Atomen Ionen Moleculen
Metaalrooster Ionrooster Molecuulrooster
Metaalbinding Ionbinding Vanderwaals- & atoombinding
De vanderwaalsbinding zit tussen moleculen, is aardig zwak en is alleen aanwezig bij een vaste of
vloeibare fase.
De atoombinding zit in het moleculen en is best sterk. Het is de binding die ontstaat bij een gedeeld
elektronenpaar.
Stroom geleiden
Metaal geleidt in vast + vloeibaar dmv vrije elektronen
Zouten geleidt in vloeibaar en opgelost dmv vrije elektronen
Moleculaire stof geen geleiding mogelijk, maar er zijn uitzonderingen
Zouten
Een zoutformule is een verhoudingsformule, zorg er voor dat de nettolading nul is.
Ladingen van ionen kan je vinden in BiNaS 45A en 99, waarbij
Groep 1: 1+ Groep 2: 2+ Groep 16: 2- Groep 17: 1-
Samengestelde ionen: BiNaS 66B Let op: 𝑂𝐻 − (hydroxide) staat niet in BiNaS
Een hydraat is een zout met kristalwater → 𝐻2 𝑂 moleculen in het ionrooster
Noteer als: 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∙ 10 𝐻2 𝑂
Bij het tekenen van een gehydrateerd ion, let op dat H 𝛿 + en O 𝛿 −
, Neerslagreacties
Dit kan gebeuren na het samenvoegen van twee zoutoplossingen, zoals:
Vb 1 Oplossing koper(II)nitraat
𝐶𝑎2+ (𝑁𝑂3 )− 2+ −
2 (𝑠) → 𝐶𝑢 (𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑂3 (𝑎𝑞)
Vb 2 Oplossing van natriumhydroxide
𝑁𝑎+ 𝑂𝐻 − 𝑠 → 𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞)
Bij samenvoegen van deze oplossingen
𝑁𝑂3− 𝑂𝐻 −
1
𝑁𝑎 + g g
𝐶𝑢2+ g s
2 Waarneming: bij het samenvoegen ontstaat een vaste stof (suspensie) van 𝐶𝑢2+ 𝑂𝐻 −
neerslag
3 Vergelijking opstellen
𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2 𝑂𝐻 − 𝑎𝑞 → 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠)
Lewisstructuren
Structuurformule waarbij je alle valentie-elektronen tekent (die in de buitenste schil)
Alle atomen voldoen aan de octetregel en H aan de duetregel
1. bepaal het aantal valentie-elektronen, de helft is aantal elektronenparen die je moet tekenen
2. teken een kalen structuurformule (waarbij de covalentie klopt)
3. zorg met vrije elektronenparen da de atomen aan de octetregel voldoen
4. bepaal per atoom de formele lading:
aantal 𝑣. 𝑒. – 𝑎𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑏𝑖𝑛𝑑𝑖𝑛𝑔 – (2 ∙ 𝑣𝑟𝑖𝑗𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑛 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛)
VSEPR → methode om de ruimtelijke structuur te bepalen
Uitgangspunt: elektronen stoten elkaar af
Je zoekt het omringingsgetal:
Aantal atomen dat aan het centrale atoom is gebonden + vrije elektronenparen op het centrale atoom
Bij 2: lineair Bij 3: vlakke driehoek Bij 4: tetraëden
Polair of niet?
Atoombinding → verschil in elektronegativiteit BiNaS 40A
Tussen 0 en 0,4 geen ladingsverdeling → apolair
0,5 en 1,6 polair, atoom met hoogste e.n. wordt 𝛿 −
andere wordt 𝛿 +
Boven 1,6 ionbinding
Moleculen alleen apolaire bindingen, dus apolair → vanderwaalsbinding
polaire en apolaire bindingen, dus polair → dipool-dipool interacties
Dipool-dipool is sterker dan vanderwaals en verhoogt smeltpunt/kookpunt
Naast apolaire bindingen OH/NH → polaire, dit zijn waterstofbruggen
Alleen polaire bindingen: Afhankelijk van ruimtelijk structuur. Vrije elektronen beïnvloeden dit
ook.
