Samenvatting Scheikunde Hoofdstuk (3, 4, 5, 6), 10.3-10.5 & 11
3.1 De bouw van stoCen
Sto&en en hun eigenschappen
- Sommige sto&en geleiden stroom wel (bijv. koper) à geleiders
- Andere sto&en geleiden geen stoom (glas & PVC) à isolators
Stroomgeleiding
- Om elektrische stroom te geleiden, moeten in de stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij
kunnen bewegen.
- Er zijn drie groepen sto&en:
o Sto&en die zowel in de vaste als in de vloeibare vorm stroom geleiden à metalen
o Sto&en die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden à zouten
o Sto&en die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
à moleculaire sto/en
De bouw van vaste sto&en
- In de vaste fase zitten de bouwstenen van een stof dicht op elkaar gestapeld, als ze in een
regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een kristalrooster.
Metalen
- Bij metalen zijn de metaalatomen gestapeld in een kristalrooster = metaalrooster
- Omdat de buitenste elektronen = valentie-elektronen ver van de kern staan kunnen ze
makkelijk uit de schil treden.
o Er ontstaat dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende
elektronen
- De positieve metaalionen en de negatieve vrij elektronen trekken elkaar aan à een
metaalbinding
- In de vaste vorm geleiden de elektronen de stroom, in de vloeibare fase zowel de elektronen als
de metaalionen (omdat ze de vaste plaats verliezen)
Zouten
- Een zout is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die elkaar aantrekken en een
ionbinding vormen.
o Het kristalrooster dat ontstaat, heet een ionrooster.
- In de vaste fase zitten de ionen vast en wordt er geen stroom geleidt, in de vloeibare vorm
komen de ionen los en treedt er wel stroomgeleiding op.
Moleculaire sto&en
- Een moleculaire stof is opgebouwd uit ongeladen moleculen en kunnen geen stroom
geleiden.
- De moleculen in het kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan doormiddel van
de vanderwaalskracht, zo vorm de vanderwaalsbinding, Zo vormt zich een molecuulrooster
1
, - In een molecuulrooster zitten moleculen
tegen elkaar aan, dus het plaatje klopt niet
3.2 Binding in moleculen
Naamgeving van moleculaire sto&en
- Het aantal atomen in het molecuul geef je aan met numeriek voorvoegsels uit Binas 66C
- Als er een atoom is van het eerste stof laat je mono weg, maar als het molecuul later komt
noem je het wel.
Atoombinding
- Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom en zo
de buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven.
- Omdat H2 elk atoom een elektron deelt hebben beide atomen 2 elektronen in
de K-schil
- De twee gedeelde elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar,
houden de kernen bij elkaar: een atoombinding of covalente binding, de
atoombinding is een zeer stere binding: het kost veel moeite om te breken.
- Het aantal elektronen dat een atoom vrij heeft om te delen noem je de
covalentie van een atoom. Je kijkt naar hoeveel elektronen het atoom nog
nodig heeft voor een edelgasconfiguratie
Structuurformules
- In een structuur formule teken je alle atoombindingen (je geeft ze aan met een
streepje).
o Als niet alle bindingsmogelijkheden worden gebruikt treedt er meer dan een
binding op tussen 2 atomen (een dubbel streepje)
Polaire en apolaire atoombindingen
- Het waterstofmolecuul heeft twee identieke waterstofatomen, de elektronen van het
gemeenschappelijke elektronenpaar bevinden zich even dicht bij het ene als het andere
waterstofatoom: apolair.
- HCl bestaat uit een waterstof atoom en een chlooratoom. De elektronen van de
atoombindingen bevinden zich meer bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom omdat het
chlooratoom iets harder trekt.
o Hierdoor krijgt Cl een kleine negatieve lading (δ-) en H een kleine positieve lading (δ+)
- De kleine lading is een partiële lading, en dit is een polaire atoombinding.
- Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de
elektronnegativiteit, het atoom met de hoogste trekt sterker en wordt een beetje negatief
geladen.
o Deze staan in Binas 40A
2
, - Van chloor is het bijv. 3.2 en van waterstof 2.1. Het verschil (ΔEN) is 1,1
3.3 Bindingen tussen moleculen
Vanderwaalsbinding en faseovergang
Je kunt faseovergangen bekijken door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende eCecten:
1. De aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding
2. Een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen à temperatuurbeweging
- In de vloeibare vorm is er nog steeds een vanderwaalsbinding, in de gasvorm niet meer.
- De vanderwaalsbinding neemt toe wanneer de massa hoger is.
- Wanneer het contactoppervlak tussen moleculen groter is, zal de vanderwaalsbinding ook
sterker zijn.
Kookpunten en molecuulbouw
- Als de molecuulmassa toeneemt, wordt de
vanderwaalsbinding sterker.
- H2O heeft een veel hoger kookpunt dan je zou verwachten
als je kijkt naar de vanderwaalsbinding.
- De aanwezigheid van een NH2 groep of OH-groep heeft een
grote invloed op het kookpunt.
Water als polair molecuul
- In een watermolecuul zijn twee polaire atoombindingen
aanwezig doordat het O-atoom een grotere elektronegativiteit heeft dan de H-
atomen.
- Het H2O molecuul is geen lineair molecuul, de hoek tussen de H-atomen is
namelijk niet 180° maar 104,5°
- Het molecuul krijgt een positieve kant (de H-kant) en een negatieve kant (de O-
kant)
- Moleculen die een ladingsverdeling hebben, noem je polair. Het zijn dipoolmoleculen.
- De binding tussen verschillende dipoolmoleculen noem je de dipool-dipoolbinding
3
3.1 De bouw van stoCen
Sto&en en hun eigenschappen
- Sommige sto&en geleiden stroom wel (bijv. koper) à geleiders
- Andere sto&en geleiden geen stoom (glas & PVC) à isolators
Stroomgeleiding
- Om elektrische stroom te geleiden, moeten in de stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij
kunnen bewegen.
- Er zijn drie groepen sto&en:
o Sto&en die zowel in de vaste als in de vloeibare vorm stroom geleiden à metalen
o Sto&en die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden à zouten
o Sto&en die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden
à moleculaire sto/en
De bouw van vaste sto&en
- In de vaste fase zitten de bouwstenen van een stof dicht op elkaar gestapeld, als ze in een
regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een kristalrooster.
Metalen
- Bij metalen zijn de metaalatomen gestapeld in een kristalrooster = metaalrooster
- Omdat de buitenste elektronen = valentie-elektronen ver van de kern staan kunnen ze
makkelijk uit de schil treden.
o Er ontstaat dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende
elektronen
- De positieve metaalionen en de negatieve vrij elektronen trekken elkaar aan à een
metaalbinding
- In de vaste vorm geleiden de elektronen de stroom, in de vloeibare fase zowel de elektronen als
de metaalionen (omdat ze de vaste plaats verliezen)
Zouten
- Een zout is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die elkaar aantrekken en een
ionbinding vormen.
o Het kristalrooster dat ontstaat, heet een ionrooster.
- In de vaste fase zitten de ionen vast en wordt er geen stroom geleidt, in de vloeibare vorm
komen de ionen los en treedt er wel stroomgeleiding op.
Moleculaire sto&en
- Een moleculaire stof is opgebouwd uit ongeladen moleculen en kunnen geen stroom
geleiden.
- De moleculen in het kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan doormiddel van
de vanderwaalskracht, zo vorm de vanderwaalsbinding, Zo vormt zich een molecuulrooster
1
, - In een molecuulrooster zitten moleculen
tegen elkaar aan, dus het plaatje klopt niet
3.2 Binding in moleculen
Naamgeving van moleculaire sto&en
- Het aantal atomen in het molecuul geef je aan met numeriek voorvoegsels uit Binas 66C
- Als er een atoom is van het eerste stof laat je mono weg, maar als het molecuul later komt
noem je het wel.
Atoombinding
- Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom en zo
de buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven.
- Omdat H2 elk atoom een elektron deelt hebben beide atomen 2 elektronen in
de K-schil
- De twee gedeelde elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar,
houden de kernen bij elkaar: een atoombinding of covalente binding, de
atoombinding is een zeer stere binding: het kost veel moeite om te breken.
- Het aantal elektronen dat een atoom vrij heeft om te delen noem je de
covalentie van een atoom. Je kijkt naar hoeveel elektronen het atoom nog
nodig heeft voor een edelgasconfiguratie
Structuurformules
- In een structuur formule teken je alle atoombindingen (je geeft ze aan met een
streepje).
o Als niet alle bindingsmogelijkheden worden gebruikt treedt er meer dan een
binding op tussen 2 atomen (een dubbel streepje)
Polaire en apolaire atoombindingen
- Het waterstofmolecuul heeft twee identieke waterstofatomen, de elektronen van het
gemeenschappelijke elektronenpaar bevinden zich even dicht bij het ene als het andere
waterstofatoom: apolair.
- HCl bestaat uit een waterstof atoom en een chlooratoom. De elektronen van de
atoombindingen bevinden zich meer bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom omdat het
chlooratoom iets harder trekt.
o Hierdoor krijgt Cl een kleine negatieve lading (δ-) en H een kleine positieve lading (δ+)
- De kleine lading is een partiële lading, en dit is een polaire atoombinding.
- Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de
elektronnegativiteit, het atoom met de hoogste trekt sterker en wordt een beetje negatief
geladen.
o Deze staan in Binas 40A
2
, - Van chloor is het bijv. 3.2 en van waterstof 2.1. Het verschil (ΔEN) is 1,1
3.3 Bindingen tussen moleculen
Vanderwaalsbinding en faseovergang
Je kunt faseovergangen bekijken door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende eCecten:
1. De aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding
2. Een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen à temperatuurbeweging
- In de vloeibare vorm is er nog steeds een vanderwaalsbinding, in de gasvorm niet meer.
- De vanderwaalsbinding neemt toe wanneer de massa hoger is.
- Wanneer het contactoppervlak tussen moleculen groter is, zal de vanderwaalsbinding ook
sterker zijn.
Kookpunten en molecuulbouw
- Als de molecuulmassa toeneemt, wordt de
vanderwaalsbinding sterker.
- H2O heeft een veel hoger kookpunt dan je zou verwachten
als je kijkt naar de vanderwaalsbinding.
- De aanwezigheid van een NH2 groep of OH-groep heeft een
grote invloed op het kookpunt.
Water als polair molecuul
- In een watermolecuul zijn twee polaire atoombindingen
aanwezig doordat het O-atoom een grotere elektronegativiteit heeft dan de H-
atomen.
- Het H2O molecuul is geen lineair molecuul, de hoek tussen de H-atomen is
namelijk niet 180° maar 104,5°
- Het molecuul krijgt een positieve kant (de H-kant) en een negatieve kant (de O-
kant)
- Moleculen die een ladingsverdeling hebben, noem je polair. Het zijn dipoolmoleculen.
- De binding tussen verschillende dipoolmoleculen noem je de dipool-dipoolbinding
3
