korte samenvatting scheikunde 4 havo hoofdstuk 4 - chemie overal

Scheikunde smv H4 – H4
(Dit hoofdstuk gaat alleen over moleculaire stoffen)

4.1  Kookpunten moleculaire stoffen verschillen van elkaar kan (g), (l), (s) zijn bij kamert.
 Vanderwaalskracht: aantrekkingskracht tussen moleculen in (s) en (l) fase waardoor
moleculen in stof dicht op elkaar zitten.
 Vanderwaalsbinding: binding die ontstaat door vanderwaalskracht
 Hogere tempratuur = moleculen sneller bewegen —> stof verdampt (s/l —> g)
—> vdw binding verbroken —> moleculen komen los van elkaar
 Hoe sterker vdw binding tussen moleculen = hoe hoger kookpunt van stof
 Hoe groter molecuulmassa = hoe sterker vdw binding (hoger kookpunt)
 Oplossen moleculaire stoffen: 1) worden vdw binding tussen moleculen van stof en
oplosmiddel verbroken. 2) er worden nieuwe vdw bindingen gevormd tussen de
moleculen van oplosgeloste stof en oplosmiddel
 Moleculen blijven intact, er worden alleen nieuwe bindingen tussen gevormd
 Groot contact opp (bv 2 planken): hoe groter molecuulmassa = des te sterker vdw
binding = hoger kookpunt (want moeilijker uit elkaar te krijgen)
 Groot contact opp = groot molecuul
 Klein contact opp (bv 2 tennisballen): hoe kleiner molecuulmassa = des te
zwakker vdw binding = lager kookpunt (makkelijk uit elkaar te halen)
 Moleculen met minder vertakkingen maar zelfde molecuulmassa hebben hoger
kookpunt, want groter contact oppervlak (vertakkingen verzwakken)

4.2  Atoombinding / covalente binding: een binding tussen niet-metaal atomen (die
samen een molecuul vormen) die gemeenschappelijk elektronenpaar hebben.
Polaire atoombinding: atoombinding waarbij lading verschuift (foto 2)
 Ontstaat doordat O in H2O het gemeenschappelijke elektronen paar in de
atoombinding sterker aantrekt dan de H2 atomen. —> atomen bevinden zich
dichterbij O-atoom dan bij H-atoom —> O wordt beetje - en H2 beetje + geladen
 Positief en negatief trekken elkaar aan
 Delta: soort 0 teken dat lading polaire atoombinding aangeeft (beetje geladen)
 Binding die tussen atomen aanwezig in moleculen waartussen vdw bindingen zijn
—> hierdoor kookpunt van een molecuul hoger dan verwachte kookpunt, bv water
 Komen voor tussen O en H-atomen en N en H-atomen:
- O-atoom beetje negatief geladen, H beetje positief
- N-atoom beetje negatief geladen, H beetje positief
 Waterstofbrug/H-brug: binding die ontstaat tussen 2 moleculen met polaire
atoombindingen, door aantrekkingskracht tussen beetje – geladen O-atoom in ene
watermolecuul en beetje positief geladen H-atoom in ander watermolecuul.
 Zijn sterkere bindingen dan vdw bindingen, is extra binding naast vdw binding
 Vdw binding + H-brug = hoger kookpunt
 kunnen gevormd worden tussen alle moleculen die OH- groepen en/of NH-
groepen bevatten, doordat deze atomen polaireatoombindingen vormen
 Zelfde molecuulmassa maar meer H-bruggen= hoger kookpunt (foto1)
 Structuurformule H-brug: een waterstof brug tussen moleculen geeft je aan als een
stippellijn tussen beetje – atoom molecuul1 en beetje+atoom molecuul2 (foto 2)
 Binding tussen C en H atomen is geen polaire atoombinding —> H- atoom geen
kleine – lading —> kan geen H-brug gevormd worden met ander molecuul
 H Atoom moet dus gebonden zijn aan O of N atoom in het molecuul om een H-
brug te kunnen vormen met een ander molecuul (foto3)
 Mesniveau: niveau tussen micro en macro. Hiermee verklaar je eigenschappen van
een stof met grotere structuren
 Bijvoorbeeld in een kristalrooster, waar niet 1 molecuul (micro) maar meerdere
moleculen in zijn geoordend (foto 4)
4.3  Hydrofiel: stoffen die oplosbaar zijn in water (foto 5)