Deze samenvatting biedt een helder, uitgebreid overzicht van alle stof die je voor scheikunde geleerd hebt van VWO 4 t/m VWO 6 (mits je de NOVA boeken hebt gehad). Het was de stof die ik moest weten voor mijn SE's en CE's, en deze heb ik mede dankzij deze samenvatting gehaald. Voorzien van heldere ...
Hoofdstuk 1 Chemisch rekenen
→ elektronenschillen en opbouw
Neutronen zijn verantwoordelijk voor massa, maar hebben geen invloed op chemische
eigenschappen.
→ Isotopen: atomen die hetzelfde aantal protonen in de kern hebben, maar een verschillend
aantal neutronen.
Eigenschappen worden bepaalde door het aantal elektronen in de buitenste schil: valentie-
elektronen. De verdeling over de schillen noemen we de elektronen-configuratie.
→ Edelgasconfiguratie zorgt voor stabiliteit.
Periodiek systeem:
→ Edelgassen: reageren nauwelijks met andere stoffen, zeer stabiel.
→ Halogenen: reageren makkelijk met metalen, nemen elektron op (oxidator)
→ Alkalimetalen: reageren met water en halogenen, staan elektron af (reductor)
Rekenschema:
Een grootheid is iets wat je kunt meten. Deze grootheid wordt uitgedrukt in een eenheid.
Bij een onderzoek moet goed rekening worden gehouden met nauwkeurigheid
(wetenschappelijke notatie) en de gemiddelde meetwaarde die gebaseerd is op alle
telwaarden.
Rekenen met een chemische hoeveelheid maakt dat je de molecuulverhouding bij
chemische reacties direct kan omzetten in de molverhouding. Je kijkt dan naar de
verhoudingen in de reactie. Bij glucose bijv: 1 : 6 : 6 : 6
Stappenplan rekenen aan reacties:
1. geef de reactievergelijking
, 2. reken de gegeven grootheid om naar mol
3. gebruik de molverhouding uit de reactievergelijking
4. reken de hoeveelheid mol om naar de juiste grootheid en eenheid
5. controleer de significantie
Bij een verbrandingsreactie: stof A + stof B → CO en H20
De beginstof die in een reactie als eerste op is, wordt de ondermaat genoemd. Dit bepaalt
ook hoeveel product er max. kan worden gevormd. De beginstof die overblijft, wordt de
overmaat genoemd.
Hoofdstuk 2 Bindingstypen
macro en microniveau.
Metalen hebben op macroniveau een aantal algemene eigenschappen, zoals
geleidbaarheid, die kunnen worden verklaard aan de hand van de microstructuur van het
materiaal.
In een metaalatoom worden de valentie-elektronen minder sterk door de kern aangetrokken.
Zo ontstaat op microniveau een structuur van positieve atoomresten en negatieve
elektronen die vrij tussen de positieve atoomresten bewegen. In vaste fase zijn de
atoomresten gerangschikt in een kristalrooster: het metaalrooster. Deze deeltjes hierin
trekken elkaar sterk aan en er ontstaat een sterke binding: de metaalbinding.
Eigenschappen metalen:
● hard en sterk
● hoog smeltpunt
● elektrische geleidbaarheid → dit komt door de vrij bewegende elektronen.
De elektronen zullen ongehinderd langs de positieve atoomresten naar de
positieve pool kunnen bewegen.
● warmtegeleider
● vervormbaar → Dit kan omdat het metaalrooster kan verschuiven. Door
hierop druk uit te oefenen kunnen de atomen een rij opschuiven. In de
nieuwe situatie wordt opnieuw een stevige binding gevormd.
De meeste metalen reageren gemakkelijk met stoffen uit de lucht en worden hierdoor
aangetast, Corrosie. De corrosie van ijzer heet roest. Stoffen die kunnen worden aangetast
heten onedel. Door er een dun oxidelaagje op aan te brengen wordt een metaal geheel
afgesloten van de lucht en is het metaal beschermt.
Zeer onedele metalen vatten zelfs vlam in aanraking met water, dus worden ze in olie
bewaard. Edele metalen zijn niet gevoelig voor aantasting.
Als je een vast stof mengt met een metaal krijg je een legering of alliage. De beste
eigenschappen van de stoffen komen zo samen om een beter materiaal te maken.
Een erts is een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal
bevat.
,2.2. Molecuul en atoombindingen
De binding die moleculen in de vaste fase bij elkaar houdt, heet de vanderwaalsbinding.
VDW-bindingen zijn het gevolg van tijdelijke ladingsverschillen in het molecuul. Doordat de
elektronen niet altijd mooi verdeeld zijn over het molecuul, ontstaan hierin tijdelijke positieve
en negatieve delen. Deze trekken elkaar weer aan. Met weinig elektronen is het niet erg
sterk, met veel wel. Het contactoppervlak is dan ook groter. Zware, langgerekte moleculen
zijn sterker dan lichte, zwaar vertakte. Sterkere bindingen betekenen een hoger kookpunt.
In de vaste fase zitten moleculen keurig in een molecuulrooster. VDW-bindingen zijn
maximaal, net als het contactopp. Hoe harder de moleculen gaan trillen, hoe hoger de
temperatuur. De afstand wordt groter en de vloeibare fase breekt aan. Hierin blijven
moleculen elkaar aantrekken, ondanks de afstand. Boven het kookpunt worden de VDW-
bindingen verbroken en bewegen de atomen los (gas)
Moleculen ontstaat doordat atomen groepjes vormen. Dit doen ze omdat ze de
edelgasconfiguratie willen bereiken. Ze gaan een elektron met elkaar delen, en er ontstaat
een gemeenschappelijk elektronenpaar. Wanneer deze wordt verbroken, is er altijd
sprake van een chemische reactie.
Een molecuulformule geeft aan welke en hoeveel atomen zich in een molecuul bevinden.
Een structuurformule geeft aan hoe de atomen onderling zijn verbonden.
Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen om de EG te bereiken, wordt de
covalentie genoemd. Een atoombinding wordt ook wel een covalente binding genoemd.
Moleculaire stoffen waarvan de moleculen uit twee atoomsoorten zijn opgebouwd, kun je
een systematische naam geven. Veel voorkomende stoffen zijn soms beter bekend onder
hun triviale naam.
2.3. Polaire atoombinding
Een polaire atoombinding treedt op bij twee verschillende atomen met een verschillende
elektronegativiteit. Als de elektronegativiteit van het ene atoom groter is dan de andere,
wordt deze kant van het molecuul iets negatiever, en de andere kant automatisch iets
positiever. Dit geef je aan d.m.v delta min en delta plus. De polaire binding zorgt ervoor dat
een dipoolmolecuul ontstaat.
Moleculen van moleculaire stoffen kunnen polair of apolair zijn. De binding tussen
dipoolmoleculen bestaat uit de dipool-dipoolbinding.
Ruimtelijke structuur speelt hierbij ook een rol. Bij 180 graden moleculen valt de kern samen
(minder sterk) en bij een 120 graden niet.
, Waterstofbruggen ontstaan door twee oorzaken: het molecuul is niet lineair en er is sprake
van een polaire binding (dipoolmolecuul) Ze komen voor tussen OH-groepen en NH en HF.
Waterstofbruggen zijn veel sterker dan VDW-bindingen. Ze zijn ook de oorzaak dat water
niet mengt met olie.
Stoffen die oplosbaar zijn in water, worden hydrofiel genoemd. Stoffen waarvan de
moleculen geen waterstofbruggen met de watermoleculen kunnen vormen, noemen we
hydrofoob.
2.4. Ionbinding
Een metaal kan in een reactie een of meer elektronen afgeven aan een niet-metaal. De
deeltjes die zo ontstaan hebben een lading en worden ionen genoemd. Positieve en
negatieve ionen vormen samen een zout. (Binas 40A)
Min en plus trekken elkaar sterk aan. Hierdoor ontstaat een ionbinding. Dankzij die sterke
ionbindingen zijn vrijwel alle zouten bij kamertemp. vast. In het ionrooster zijn de ionen om
en om gerangschikt op min en plus. Om te zorgen dat het zout elektrisch neutraal is,
moeten er evenveel plus- als mindeeltjes zijn.
Zouten zijn vast, hebben een hoog kook- en smeltpunt en zijn sterker naarmate de ionen
een grotere lading hebben. In de vaste fase kunnen zouten geen stroom geleiden, omdat de
deeltjes niet vrij kunnen bewegen. Als de stof vloeibaar wordt verandert dit.
type binding soort deeltjes beschrijving micro sterkte
metaalbinding metaalatomen de vrij bewegende redelijk sterk tot zeer
valentie-elektronen sterk
houden de positieve
atoomresten bijeen.
atoombinding niet-metaal-atomen twee positieve zeer sterk
atoomresten worden
bijeengehouden
door een
gemeenschappelijk
elektronenpaar.
VDW-binding moleculen moleculen hebben zwak
tijdelijk een positieve
en een negatieve
kant die andere
moleculen
aantrekken
dipool- dipool-moleculen moleculen hebben sterker
dipoolbindingen door een
verschillende
elektronegativiteit
een permanente
positieve en
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller Lisavankeulen1. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $6.86. You're not tied to anything after your purchase.
