3.1 Stoffen en hun eigenschappen
In dit hoofdstuk kijk je naar de eigenschappen van stoffen en de daarbij behorende
bouw. Dit hoofdstuk gaat ook in op de bijzondere eigenschappen van water.
Stofeigenschappen = macro
Micro = de kleinste deeltjes die er zijn.
Op macroniveau en op microniveau werk je met verschillende modellen of
verschillende beschrijvingen.
3.2 De bouw van stoffen
Elektrische stroom: is transport van geladen deeltjes.
Voorwaarde stroom geleiden:
1. geladen deeltjes aanwezig
2. geladen deeltjes moeten zich vrij kunnen bewegen.
Indeling Groep
Stoffen die zowel in de vaste als in de Metalen: die geleiden altijd stroom (er
vloeibare fase stroom geleiden zitten vrije elektronen in het
metaalrooster)
Stoffen die alleen in de vloeibare fase Zouten (opgebouwd uit positieve en
elektrische stroom geleiden negatieve ionen) geleiden dus alleen in
de vloeibare fase.
Stoffen die niet in de vaste en ook niet Moleculaire stoffen: geleiden dus nooit
in de vloeibare fase elektrische stroom stroom (er staan in een moleculaire stof
geleiden. géén symbolen van metaalatomen in de
formule)
Zie ook proefjes van 3.3.
Zouten in de vaste fase hebben wel geladen deeltjes, maar die kunnen niet vrij
bewegen. Moleculaire stoffen in de vloeibare fase kunnen wel bewegen, maar
hebben geen geladen deeltjes. Als 1 voorwaarde voldoet is het nog niet genoeg om
stroom te geleiden.
Voor het geleiden van een stof wordt een stroomgeleider gebruikt zoals koper, om
geen schok te krijgen wordt gebruikt gemaakt van isolatoren om de stroomgeleider
,Metalen: Metalen hebben volgens het atoommodel van Bohr weinig elektronen in de
buitenste schil. Door de grotere afstand van de valentie elektronen (elektronen
buitenste schil) tot de kern, is de aantrekkingskracht van de kern op de valentie-
elektronen minder groot dan op de elektronen in de schillen dichter bij de kern.
Daardoor kunnen de valentie elektronen uit de schil treden.
- Er ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij
bewegende elektronen.
Metaalrooster: het ristaalrooster van metalen
Metaalbinding: De binding tussen de positieve metaalionen en de negatieve
vrije elektronen. Deze metaalbinding is in het algemeen een sterke binding.
Zouten:
Zouten bestaan uit positief en negatief geladen ionen, die trekken elkaar aan
(ionbinding)
Ionbinding: de aantrekking tussen de positieve en negatieve ionen in een zout.
Ionrooster: het kristalrooster dat ontstaat van een zout.
Een zout geleidt geen elektrische stroom in de vaste fase, omdat de ionen op een
vaste plaats in het rooster zitten.
In de vloeibare fase verliezen de ionen hun vaste plaats in het ionrooster en
kunnen dan stroomgeleiden
Moleculaire stoffen:
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen – dus geen
stroomgeleiding.
Vanderwaalsbinding: De vanderwaalskracht zorgt ervoor dat de moleculen in
het kristalrooster van een moleculaire stof elkaar aan trekken en deze
aantrekkingskracht (vanderwaalskracht) zorgt voor de vanderwaalsbinding.
3.3: Binding in moleculen
In de naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit twee verschillende
atoomsoorten bestaan gebruik een voorvoegsel (BINAS 66C) om de index uit de
molecuulformule weer te geven. Daarachter plaats je de naam van de atoomsoort.
De naam eindigt steeds op - ide.
Let op: Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule, zoals in CO 2
dan laat je vaak het voorvoegsel mono weg. Je kan zeggen mono koolstofdioxide of
koolstofdioxide. Dit geld dus niet als je van de tweede atoomsoort, maar één
atoomsoort hebt.
P2O2 : difosfortrioxide
NO : monostikstofmono-oxide of stikstofmono-oxide
SiCl: monosilicumtetrachloride
, Atoombinding (intra moleculair): de binding tussen de atomen in de moleculen. De
atoombinding wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar. (Ontstaat
door edelgasconfiguratie). De atoombinding is een sterke binding, het kost veel
energie om de te verbreken. Hij gaat kapot bij een chemische reactie.
Als iets wordt gemengd met water wordt de atoombinding verbroken, tijdens
verbranding ook.
De covalentie van een atoom: het aantal atoombindingen dat een atoom kan
vormen. Deze covalentie van een atoomsoort kun je afleiden uit het atoommodel
van Bohr en uit de plaats in het periodiek systeem.
Het aantal elektronen in de buitenste schil is de covalentie (Bohr)
Aflezen in het periodiek systeem door naar het laatste getal in de
elektronen configuratie te kijken. En (nummer groep = aantal elektronen in
de buitenste schil, dit geldt alleen voor de eerste 20 elementen)
Je kan ook zelf de elektronen configuratie bepalen (voor de eerste 20
elementen). Kalium: atoomnummer 19. Groep 1, dus in de buitenste schil
één elektron. Kalium staat in de 4e periode dus 4 schillen. Je begint dan
met de eerste schil maximaal elektronen 2n2, dus de eerste schil heeft 2
elektronen. De tweede schil heeft 8 elektronen. De vierde schil heeft 1
elektron. Voor de derde schil blijven dus nog 8 elektronen over.
Symbool Covalentie
H, F, Cl, Br, I 1
O, S 2
N, P 3
C, Si 4
Lewisstructuur: In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook
de valentie-elektronen die geen binding vormen. Bij de structuurformule van een
molecuul worden allen de atoombindingen getekend. (Belangrijkste structuurformules
zie 3.20.
Hoe Lewis structuur tekenen:
1. Zet de atoomsoorten naast elkaar.
2. Kijk hoeveel bindingen elke atoomsoort aan kan gaan. (Binas)
3. De atoombinding geeft je aan met een streepje, let ook op dubbelde bindingen (telt
voor 1 binding).
4. Je gaat nu kijken hoeveel elektronen geen binding vormen en die teken je als
bolletjes / stipje (van mijn docent moet ik die bolletjes verbinden, 1 zo’n verbinding
telt als 2 valentie elektronen.)
Stap 1: Ammoniak, NH3 Stap 2: Stap 3: Stap 4:
N:5 .. N : 5-3 = 2 (Dus nog 2 stipjes
H N H bindingen H N H tekenen boven de N
H: 1 binding
H H
In dit hoofdstuk kijk je naar de eigenschappen van stoffen en de daarbij behorende
bouw. Dit hoofdstuk gaat ook in op de bijzondere eigenschappen van water.
Stofeigenschappen = macro
Micro = de kleinste deeltjes die er zijn.
Op macroniveau en op microniveau werk je met verschillende modellen of
verschillende beschrijvingen.
3.2 De bouw van stoffen
Elektrische stroom: is transport van geladen deeltjes.
Voorwaarde stroom geleiden:
1. geladen deeltjes aanwezig
2. geladen deeltjes moeten zich vrij kunnen bewegen.
Indeling Groep
Stoffen die zowel in de vaste als in de Metalen: die geleiden altijd stroom (er
vloeibare fase stroom geleiden zitten vrije elektronen in het
metaalrooster)
Stoffen die alleen in de vloeibare fase Zouten (opgebouwd uit positieve en
elektrische stroom geleiden negatieve ionen) geleiden dus alleen in
de vloeibare fase.
Stoffen die niet in de vaste en ook niet Moleculaire stoffen: geleiden dus nooit
in de vloeibare fase elektrische stroom stroom (er staan in een moleculaire stof
geleiden. géén symbolen van metaalatomen in de
formule)
Zie ook proefjes van 3.3.
Zouten in de vaste fase hebben wel geladen deeltjes, maar die kunnen niet vrij
bewegen. Moleculaire stoffen in de vloeibare fase kunnen wel bewegen, maar
hebben geen geladen deeltjes. Als 1 voorwaarde voldoet is het nog niet genoeg om
stroom te geleiden.
Voor het geleiden van een stof wordt een stroomgeleider gebruikt zoals koper, om
geen schok te krijgen wordt gebruikt gemaakt van isolatoren om de stroomgeleider
,Metalen: Metalen hebben volgens het atoommodel van Bohr weinig elektronen in de
buitenste schil. Door de grotere afstand van de valentie elektronen (elektronen
buitenste schil) tot de kern, is de aantrekkingskracht van de kern op de valentie-
elektronen minder groot dan op de elektronen in de schillen dichter bij de kern.
Daardoor kunnen de valentie elektronen uit de schil treden.
- Er ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij
bewegende elektronen.
Metaalrooster: het ristaalrooster van metalen
Metaalbinding: De binding tussen de positieve metaalionen en de negatieve
vrije elektronen. Deze metaalbinding is in het algemeen een sterke binding.
Zouten:
Zouten bestaan uit positief en negatief geladen ionen, die trekken elkaar aan
(ionbinding)
Ionbinding: de aantrekking tussen de positieve en negatieve ionen in een zout.
Ionrooster: het kristalrooster dat ontstaat van een zout.
Een zout geleidt geen elektrische stroom in de vaste fase, omdat de ionen op een
vaste plaats in het rooster zitten.
In de vloeibare fase verliezen de ionen hun vaste plaats in het ionrooster en
kunnen dan stroomgeleiden
Moleculaire stoffen:
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen – dus geen
stroomgeleiding.
Vanderwaalsbinding: De vanderwaalskracht zorgt ervoor dat de moleculen in
het kristalrooster van een moleculaire stof elkaar aan trekken en deze
aantrekkingskracht (vanderwaalskracht) zorgt voor de vanderwaalsbinding.
3.3: Binding in moleculen
In de naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit twee verschillende
atoomsoorten bestaan gebruik een voorvoegsel (BINAS 66C) om de index uit de
molecuulformule weer te geven. Daarachter plaats je de naam van de atoomsoort.
De naam eindigt steeds op - ide.
Let op: Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule, zoals in CO 2
dan laat je vaak het voorvoegsel mono weg. Je kan zeggen mono koolstofdioxide of
koolstofdioxide. Dit geld dus niet als je van de tweede atoomsoort, maar één
atoomsoort hebt.
P2O2 : difosfortrioxide
NO : monostikstofmono-oxide of stikstofmono-oxide
SiCl: monosilicumtetrachloride
, Atoombinding (intra moleculair): de binding tussen de atomen in de moleculen. De
atoombinding wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar. (Ontstaat
door edelgasconfiguratie). De atoombinding is een sterke binding, het kost veel
energie om de te verbreken. Hij gaat kapot bij een chemische reactie.
Als iets wordt gemengd met water wordt de atoombinding verbroken, tijdens
verbranding ook.
De covalentie van een atoom: het aantal atoombindingen dat een atoom kan
vormen. Deze covalentie van een atoomsoort kun je afleiden uit het atoommodel
van Bohr en uit de plaats in het periodiek systeem.
Het aantal elektronen in de buitenste schil is de covalentie (Bohr)
Aflezen in het periodiek systeem door naar het laatste getal in de
elektronen configuratie te kijken. En (nummer groep = aantal elektronen in
de buitenste schil, dit geldt alleen voor de eerste 20 elementen)
Je kan ook zelf de elektronen configuratie bepalen (voor de eerste 20
elementen). Kalium: atoomnummer 19. Groep 1, dus in de buitenste schil
één elektron. Kalium staat in de 4e periode dus 4 schillen. Je begint dan
met de eerste schil maximaal elektronen 2n2, dus de eerste schil heeft 2
elektronen. De tweede schil heeft 8 elektronen. De vierde schil heeft 1
elektron. Voor de derde schil blijven dus nog 8 elektronen over.
Symbool Covalentie
H, F, Cl, Br, I 1
O, S 2
N, P 3
C, Si 4
Lewisstructuur: In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook
de valentie-elektronen die geen binding vormen. Bij de structuurformule van een
molecuul worden allen de atoombindingen getekend. (Belangrijkste structuurformules
zie 3.20.
Hoe Lewis structuur tekenen:
1. Zet de atoomsoorten naast elkaar.
2. Kijk hoeveel bindingen elke atoomsoort aan kan gaan. (Binas)
3. De atoombinding geeft je aan met een streepje, let ook op dubbelde bindingen (telt
voor 1 binding).
4. Je gaat nu kijken hoeveel elektronen geen binding vormen en die teken je als
bolletjes / stipje (van mijn docent moet ik die bolletjes verbinden, 1 zo’n verbinding
telt als 2 valentie elektronen.)
Stap 1: Ammoniak, NH3 Stap 2: Stap 3: Stap 4:
N:5 .. N : 5-3 = 2 (Dus nog 2 stipjes
H N H bindingen H N H tekenen boven de N
H: 1 binding
H H
