Hoofdstuk 3, paragraaf 1; De bouw van stoffen
Om stoffen te delen in groepen kan je bv gebruikmaken
van stroomgeleiding -> niet elke stof geleidt stroom.
Stroomgeleiding is stofeigenschap op macroniveau -> om
te geleiden moeten in stof geladen deeltjes aanwezig zijn
en vrij kunnen bewegen. Je kan het dan indelen in
groepen:
1. Stoffen die in vaste én vloeibare fase geleiden ->
metalen
2. Stoffen die alleen in vloeibare fase geleiden -> zouten
3. Stoffen die niet in vaste of vloeibare stof geleiden -> moleculaire stoffen
Groep 1 heeft formules met alleen metaalatomen, 2 heeft formules met combinatie
metaal- en niet-metaalatomen en 3 heeft formules met alleen niet-metaalatomen.
In vaste fase zitten bouwstenen stof dicht op elkaar -> in regelmatig patroon geeft
kristalrooster. Bouwstenen kristal bepalen wel/niet stroom geleiden;
Bij metalen metaalatomen in kristalrooster -> metaalrooster. Metaalatomen weinig
elektronen in buitenste schil -> grotere afstand valentie-elektronen tot kern ->
aantrekkingskracht minder -> valentie-elektronen kunnen uit schil -> positieve
metaalionen omringt door negatieve vrij bewegende elektronen. Metaalionen en vrije
elektronen trekken elkaar aan -> metaalbinding. Metaalbinding sterk -> kookpunt
hoog. Metaal geleidt dus in vaste fase omdat elektronen vrij kunnen bewegen.
Metaalionen op vaste plek -> bij vloeibaar vervalt plek in rooster en kunnen ionen ook
geleiden naast vrije elektronen. Dus metalen geleiden in vaste en vloeibare fase.
Zout geleidt alleen in vloeibare fase. Zouten bestaan uit positieve en negatieve ionen
die elkaar aantrekken -> ionbinding. Kristalrooster bij ionbinding is ionrooster. Zout
geleidt dus niet omdat ionen op vaste plek in rooster zitten -> geen vrije elektronen,
dus vandaar dat ze het niet kunnen in tegenstelling tot metalen die dat wel hebben.
In vloeibare fase vervalt ionrooster en geleidt het wel.
Moleculaire stof geleidt niet in vloeibare of vaste fase. Moleculaire stoffen bestaan uit
ongeladen moleculen -> kunnen dus geen stroom geleiden. Moleculen trekken elkaar
aan in kristalrooster -> die aantrekkingskracht, vanderwaalskracht, geeft
Vanderwaalsbindingen. Het kristalrooster van moleculaire stoffen is een
molecuulrooster. In molecuulrooster zitten stoffen tegen elkaar aan zonder structuur.
, Hoofdstuk 3, paragraaf 2; Binding in moleculen
IUPAC -> International Union
of Pure and Applied
Chemistry, hebben regels
opgesteld systematische
naamgeving scheikundige
stoffen. Je gebruikt
numerieke voorvoegsels uit
BiNaS tabel 66C. Als eerste
atoom atoomformule ‘mono’
is laat je ‘mono’ weg.
Om aan octetregel te voldoen
moet atoom elektronen delen
om buitenste schil in stabiele
edelgasconfiguratie te krijgen. Dat delen vormt een binding, bv H 2O -> H-moleculen
willen er 1 bij, O-moleculen wil er 2 bij, dus als ze ‘samenkomen’ is ieder atoom
voldaan. Het gemeenschappelijk elektronenpaar houdt kernen bij elkaar ->
atoombinding of covalente binding. Atoombinding is sterk -> verbreken kost veel
energie. Aantal elektronen dat atoom heeft voor binding is de covalentie -> hoeveel
bindingen kan een atoom aangaan. Covalentie af te leiden uit periodiek systeem.
Bouw molecuul wordt weergegeven met structuurformule. In structuurformule teken
je alle atoombindingen -> geef je aan met streepje. Covalentie niet behaald met 1
binding kan dubbele binding geven. Veel moleculaire stoffen zijn
koolstofverbindingen -> opgebouwd uit ‘skelet’ van koolstofatomen -> C-atomen in
molecuul.
Waterstofmolecuul heeft één atoombinding -> omdat beide identieke zijn bevinden
elektronen gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij ene als bij andere
H-atoom -> apolair. Waterstofchloridemolecuul heeft 1 H-atoom en 1 Cl-atoom ->
allebei 1 elektron nodig voor volle schil. Moeten dus elektron delen. Echter trekt
chlooratoom harder aan elektronen dan waterstofatoom -> elektronen dichter bij
chlooratoom waardoor chloor kleine negatieve lading, δ -, en H-atoom kleine positieve
lading, δ+. Die kleine ladingen zijn partiële ladingen; die atoombinding heet polaire
atoombinding.
Om aantrekkingskracht tot elektronen door atomen te bepalen gebruik je
elektronegativiteit -> maat voor de kracht waarmee atoom aan elektronen in
atoombinding trekt. Atoom hoogste elektronegativiteit trekt harder -> δ -, andere
atoom trekt zachter, δ+. Elektronegativiteit van atoom in BiNaS T40A. Om verschil te
berekenen trek je het van elkaar af. Verschil tussen 0,4 en 1,7 -> polair, kleiner of
gelijk aan 0,4 -> apolair, hoger dan 1,7 -> ionbinding.
Hoofdstuk 3, paragraaf 3; Binding tussen moleculen
Om stoffen te delen in groepen kan je bv gebruikmaken
van stroomgeleiding -> niet elke stof geleidt stroom.
Stroomgeleiding is stofeigenschap op macroniveau -> om
te geleiden moeten in stof geladen deeltjes aanwezig zijn
en vrij kunnen bewegen. Je kan het dan indelen in
groepen:
1. Stoffen die in vaste én vloeibare fase geleiden ->
metalen
2. Stoffen die alleen in vloeibare fase geleiden -> zouten
3. Stoffen die niet in vaste of vloeibare stof geleiden -> moleculaire stoffen
Groep 1 heeft formules met alleen metaalatomen, 2 heeft formules met combinatie
metaal- en niet-metaalatomen en 3 heeft formules met alleen niet-metaalatomen.
In vaste fase zitten bouwstenen stof dicht op elkaar -> in regelmatig patroon geeft
kristalrooster. Bouwstenen kristal bepalen wel/niet stroom geleiden;
Bij metalen metaalatomen in kristalrooster -> metaalrooster. Metaalatomen weinig
elektronen in buitenste schil -> grotere afstand valentie-elektronen tot kern ->
aantrekkingskracht minder -> valentie-elektronen kunnen uit schil -> positieve
metaalionen omringt door negatieve vrij bewegende elektronen. Metaalionen en vrije
elektronen trekken elkaar aan -> metaalbinding. Metaalbinding sterk -> kookpunt
hoog. Metaal geleidt dus in vaste fase omdat elektronen vrij kunnen bewegen.
Metaalionen op vaste plek -> bij vloeibaar vervalt plek in rooster en kunnen ionen ook
geleiden naast vrije elektronen. Dus metalen geleiden in vaste en vloeibare fase.
Zout geleidt alleen in vloeibare fase. Zouten bestaan uit positieve en negatieve ionen
die elkaar aantrekken -> ionbinding. Kristalrooster bij ionbinding is ionrooster. Zout
geleidt dus niet omdat ionen op vaste plek in rooster zitten -> geen vrije elektronen,
dus vandaar dat ze het niet kunnen in tegenstelling tot metalen die dat wel hebben.
In vloeibare fase vervalt ionrooster en geleidt het wel.
Moleculaire stof geleidt niet in vloeibare of vaste fase. Moleculaire stoffen bestaan uit
ongeladen moleculen -> kunnen dus geen stroom geleiden. Moleculen trekken elkaar
aan in kristalrooster -> die aantrekkingskracht, vanderwaalskracht, geeft
Vanderwaalsbindingen. Het kristalrooster van moleculaire stoffen is een
molecuulrooster. In molecuulrooster zitten stoffen tegen elkaar aan zonder structuur.
, Hoofdstuk 3, paragraaf 2; Binding in moleculen
IUPAC -> International Union
of Pure and Applied
Chemistry, hebben regels
opgesteld systematische
naamgeving scheikundige
stoffen. Je gebruikt
numerieke voorvoegsels uit
BiNaS tabel 66C. Als eerste
atoom atoomformule ‘mono’
is laat je ‘mono’ weg.
Om aan octetregel te voldoen
moet atoom elektronen delen
om buitenste schil in stabiele
edelgasconfiguratie te krijgen. Dat delen vormt een binding, bv H 2O -> H-moleculen
willen er 1 bij, O-moleculen wil er 2 bij, dus als ze ‘samenkomen’ is ieder atoom
voldaan. Het gemeenschappelijk elektronenpaar houdt kernen bij elkaar ->
atoombinding of covalente binding. Atoombinding is sterk -> verbreken kost veel
energie. Aantal elektronen dat atoom heeft voor binding is de covalentie -> hoeveel
bindingen kan een atoom aangaan. Covalentie af te leiden uit periodiek systeem.
Bouw molecuul wordt weergegeven met structuurformule. In structuurformule teken
je alle atoombindingen -> geef je aan met streepje. Covalentie niet behaald met 1
binding kan dubbele binding geven. Veel moleculaire stoffen zijn
koolstofverbindingen -> opgebouwd uit ‘skelet’ van koolstofatomen -> C-atomen in
molecuul.
Waterstofmolecuul heeft één atoombinding -> omdat beide identieke zijn bevinden
elektronen gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij ene als bij andere
H-atoom -> apolair. Waterstofchloridemolecuul heeft 1 H-atoom en 1 Cl-atoom ->
allebei 1 elektron nodig voor volle schil. Moeten dus elektron delen. Echter trekt
chlooratoom harder aan elektronen dan waterstofatoom -> elektronen dichter bij
chlooratoom waardoor chloor kleine negatieve lading, δ -, en H-atoom kleine positieve
lading, δ+. Die kleine ladingen zijn partiële ladingen; die atoombinding heet polaire
atoombinding.
Om aantrekkingskracht tot elektronen door atomen te bepalen gebruik je
elektronegativiteit -> maat voor de kracht waarmee atoom aan elektronen in
atoombinding trekt. Atoom hoogste elektronegativiteit trekt harder -> δ -, andere
atoom trekt zachter, δ+. Elektronegativiteit van atoom in BiNaS T40A. Om verschil te
berekenen trek je het van elkaar af. Verschil tussen 0,4 en 1,7 -> polair, kleiner of
gelijk aan 0,4 -> apolair, hoger dan 1,7 -> ionbinding.
Hoofdstuk 3, paragraaf 3; Binding tussen moleculen
