Samenvatting hoofdstuk 3, 4, 1.5 en 2.5
- Scheikunde 4 VWO
3.1de bouw van stoffen
Niet alle stoffen kunnen stroom geleiden. Het is een stofeigenschap op macroniveau. Om de
elektrische stroom te kunnen geleiden, moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij
kunnen bewegen. Om het te meten, kun je een experiment uitvoeren.
Je kunt stoffen indelen in verschillende groepen:
- Stoffen die zowel als in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden
- Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
- Stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
Metalen: de formules die alleen uit metaalatomen bestaan
Zouten: formules waarin een combinatie van een metaalatoom met atomen van niet-metalen
voorkomen
Moleculaire stoffen: formules waarin alleen niet-metalen voorkomen
Als bouwstenen in de vaste fase in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een
kristalrooster. De bouwstenen van een kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom
kan geleiden.
Metalen:
De metaalatomen zijn gestapeld in een kristalrooster dat metaalrooster wordt genoemd. Ze
hebben weinig elektronen in de buitenste schil. Door de grotere afstand van de valentie-
elektronen 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. Er ontstaan positieve metaalionen,
omringd door negatieve vrij bewegende elektronen. Deze ionen en elektronen trekken elkaar
aan, dat is een metaalbinding.
Bij een vloeibaar metaal zorgen zowel de vrije elektronen als de metaalionen voor de geleiding.
Zouten:
Geleidt in de vloeibare fase de elektrische stroom. Ze zijn opgebouwd uit positieve en negatieve
ionen. Ze trekken elkaar aan en vormen een ionbinding. Het kristalrooster dat ontstaat is een
ionrooster.
Geleidt geen elektrische stroom in de vaste fase.
Moleculaire stoffen:
Geleidt in de vaste en vloeibare fase geen elektrische stroom. Ze zijn opgebouwd uit ongeladen
moleculen en kunnen geen stroom geleiden. De moleculen in het kristalrooster trekken elkaar
aan en deze aantrekkingskracht (vanderwaalskracht) vormt de vanderwaalsbinding. Het
kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
3.2 binding in moleculen
Voorvoegsels naamgeving:
1. = mono
2. =di
3. = tri
4. = tetra
5. = penta
6. = hexa
7. = hepta
, 8. = octa
9. = nona
10. = deca
Een paar regels:
- Als een molecuul uit twee verschillende atoomsoorten bestaat, eindigt de naam op -ide.
Dus P2O5 wordt difosforpentatoxide.
- Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule dan laat je mono weg.
- Als er van de atoomsoort die niet vooraan staat in de formule maar één atoom aanwezig
is, dan moet je wel mono opschrijven.
Het waterstofatoom kan maar één binding vormen, want het kan maar één elektron met een
ander atoom delen. De twee gedeelde elektronen, houden de kernen bij elkaar. Dit is een
atoombinding of covalente binding. Het kost veel energie om dit te verbreken.
Covalentie van een atoom: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de
atoombinding. Om de covalentie te weten, bepaal je meestal het aantal elektronen dat er te
weinig is ten opzichte van de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie. Dit aantal is af te leiden uit de
plaats van het atoom in het periodiek systeem.
De bouw van een molecuul wordt meestal weergegeven met behulp van een structuurformule.
Hierin teken je alle atoombindingen. Je geeft ze aan met een streepje.
Symbool Covalentie
H,F,Cl, Br, I 1
O, S 2
N, P 3
C, Si 4
Apolaire atoombinding: als atomen identiek zijn, bevinden de elektronen van het
gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij het ene als bij het andere atoom. Bijv bij
waterstof.
Polaire atoombinding: elektronen van een atoombinding bevinden zich bij elkaar en door elkaar
heen. Hierdoor krijgt de ene een negatieve lading en de andere een positieve lading. Dit heet een
partiële lading.
Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de
elektronegativiteit. Dat is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een
atoombinding aantrekt.
BINAS TABEL 40A: elektronegativiteit van alle atoomsoorten
Als het verschil in elektronegativiteit van twee atomen tussen de 0,4 en 1,7 zit is het polair. Bij
een verschil kleiner of gelijk aan 0,4 noem je het apolair. Als het verschil boven de 1,7 zit, spreek
je van een ionbinding.
Voor natriumchloride, NaCl, is het verschil in elektronegativiteit 2,3. Chloor neemt dan een
elektron op van natrium en krijgt een negatieve lading, natrium een positieve lading. Je hebt dan
een ionrooster en dus een zout.
- Scheikunde 4 VWO
3.1de bouw van stoffen
Niet alle stoffen kunnen stroom geleiden. Het is een stofeigenschap op macroniveau. Om de
elektrische stroom te kunnen geleiden, moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij
kunnen bewegen. Om het te meten, kun je een experiment uitvoeren.
Je kunt stoffen indelen in verschillende groepen:
- Stoffen die zowel als in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden
- Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
- Stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
Metalen: de formules die alleen uit metaalatomen bestaan
Zouten: formules waarin een combinatie van een metaalatoom met atomen van niet-metalen
voorkomen
Moleculaire stoffen: formules waarin alleen niet-metalen voorkomen
Als bouwstenen in de vaste fase in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een
kristalrooster. De bouwstenen van een kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom
kan geleiden.
Metalen:
De metaalatomen zijn gestapeld in een kristalrooster dat metaalrooster wordt genoemd. Ze
hebben weinig elektronen in de buitenste schil. Door de grotere afstand van de valentie-
elektronen 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. Er ontstaan positieve metaalionen,
omringd door negatieve vrij bewegende elektronen. Deze ionen en elektronen trekken elkaar
aan, dat is een metaalbinding.
Bij een vloeibaar metaal zorgen zowel de vrije elektronen als de metaalionen voor de geleiding.
Zouten:
Geleidt in de vloeibare fase de elektrische stroom. Ze zijn opgebouwd uit positieve en negatieve
ionen. Ze trekken elkaar aan en vormen een ionbinding. Het kristalrooster dat ontstaat is een
ionrooster.
Geleidt geen elektrische stroom in de vaste fase.
Moleculaire stoffen:
Geleidt in de vaste en vloeibare fase geen elektrische stroom. Ze zijn opgebouwd uit ongeladen
moleculen en kunnen geen stroom geleiden. De moleculen in het kristalrooster trekken elkaar
aan en deze aantrekkingskracht (vanderwaalskracht) vormt de vanderwaalsbinding. Het
kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
3.2 binding in moleculen
Voorvoegsels naamgeving:
1. = mono
2. =di
3. = tri
4. = tetra
5. = penta
6. = hexa
7. = hepta
, 8. = octa
9. = nona
10. = deca
Een paar regels:
- Als een molecuul uit twee verschillende atoomsoorten bestaat, eindigt de naam op -ide.
Dus P2O5 wordt difosforpentatoxide.
- Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule dan laat je mono weg.
- Als er van de atoomsoort die niet vooraan staat in de formule maar één atoom aanwezig
is, dan moet je wel mono opschrijven.
Het waterstofatoom kan maar één binding vormen, want het kan maar één elektron met een
ander atoom delen. De twee gedeelde elektronen, houden de kernen bij elkaar. Dit is een
atoombinding of covalente binding. Het kost veel energie om dit te verbreken.
Covalentie van een atoom: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de
atoombinding. Om de covalentie te weten, bepaal je meestal het aantal elektronen dat er te
weinig is ten opzichte van de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie. Dit aantal is af te leiden uit de
plaats van het atoom in het periodiek systeem.
De bouw van een molecuul wordt meestal weergegeven met behulp van een structuurformule.
Hierin teken je alle atoombindingen. Je geeft ze aan met een streepje.
Symbool Covalentie
H,F,Cl, Br, I 1
O, S 2
N, P 3
C, Si 4
Apolaire atoombinding: als atomen identiek zijn, bevinden de elektronen van het
gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij het ene als bij het andere atoom. Bijv bij
waterstof.
Polaire atoombinding: elektronen van een atoombinding bevinden zich bij elkaar en door elkaar
heen. Hierdoor krijgt de ene een negatieve lading en de andere een positieve lading. Dit heet een
partiële lading.
Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de
elektronegativiteit. Dat is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een
atoombinding aantrekt.
BINAS TABEL 40A: elektronegativiteit van alle atoomsoorten
Als het verschil in elektronegativiteit van twee atomen tussen de 0,4 en 1,7 zit is het polair. Bij
een verschil kleiner of gelijk aan 0,4 noem je het apolair. Als het verschil boven de 1,7 zit, spreek
je van een ionbinding.
Voor natriumchloride, NaCl, is het verschil in elektronegativiteit 2,3. Chloor neemt dan een
elektron op van natrium en krijgt een negatieve lading, natrium een positieve lading. Je hebt dan
een ionrooster en dus een zout.
