Summary
Chemie Blok 1.1 Samenvatting
- Course
- Institution
Samenvatting chemie van blok 1.1. De hoorcolleges en de syllabus zijn samengevat in 4 hoofdstukken.
[Show more]
1 review
By: manoukgrobben • 6 year ago
Seller
Follow
JAYY
Reviews received
Content preview
Chemie Hoofdstuk 1§ 1 Inleiding:
Ontleding = Uit elkaar vallen.
Thermolyse = Splitsing onder invloed van hitte.
Hydrolyse = Een splitsing onder invloed van water.
Elektrolyse = Splitsen met behulp van elektrische stroom.
Lyse = Kapot maken.
Elementen zijn stoffen die niet gesplitst kunnen worden. Bijv. waterstof en
zuurstof.
Er zijn 100 elementen. 80 daarvan zijn metalen en 20 zijn niet-metalen.
Chemische symbolen:
Metalen
Na Natrium Ba Barium
K Kalium Ca Calcium
Mg Magnesium M Mangaan
n
Fe IJzer Ni Nikkel
Cu Koper Zn Zink
Pb Lood Sn Tin
Ag Zilver H Kwik
g
Au Gaud Cr Chroom
Pt Platina Al Aluminium
Niet-metalen
H Waterstof C Koolstof
O Zuurstof F Fluor
N Stikstof P Fosfor
Cl Chloor J Jodium
Br Broom Si Silicium
S Zwavel H Helium
e
N Neon Ar Argon
e
Een verbinding zijn stoffen die samengesteld zijn uit twee of meer
elementen. Een verbinding is een stof met eigen eigenschappen.
Een mengsel heeft enkele stoffen los door elkaar met ieder zijn eigen
verschillende eigenschappen.
,Exotherme reacties zijn reacties (omzetting van stoffen) waarbij energie
(vaak warmte) geleverd wordt.
Endotherme reacties zijn reacties waarbij energie toegevoerd moet worden
(vergt warmte).
§ 2 Atoomtheorie:
Een atoom is niet splitsbaar. Dit is het kleinste deeltje van een element.
Een molecuul kun je wel verder splitsen. Het is het kleinste deeltje van een
verbinding. Een molecuul bestaat uit twee of meer atomen. Die mogen van
het zelfde type zijn.
Reactievergelijkingen:
Bij reactievergelijkingen moet de totale massa voor en na een chemische
reactie gelijk zijn.
De chemische reactie is hergroepering van atomen. Bij het kloppend maken
altijd eindigen met het element dat het vaakst voor komt in de formule (dat is
vaak zuurstof).
Als een stof moet reageren met een andere stof en er staat niet bij vermeld
welke dan is dit vaak de formule: .. + O₂ -> CO₂ + H₂O. Bij halfjes wordt dit
vaak verdubbeld.
§ 3 Atoomtheorie II:
Atoom is een massief gevuld deeltje, niet homogeen. Het is grotendeels leeg.
Het kleine deeltje in de kern is de proton. Daarom heen zit het elektron. In de
kern evenveel protonen als elektronen er om heen. Proton en elektron
hebben een tegengestelde lading dus zij trekken elkaar aan. In de kern van
een atoom (behalve H) bevinden zich deeltjes die geen lading hebben maar
wel even zwaar zijn als protonen. Dit zijn neutronen. Zij houden de protonen
in de kern bij elkaar.
Waar Lading Massa
Proton In de kern 1+ 1
Neutron In de kern 0 1
Elektron In de schillen 1- verwaarloosbaar
H(waterstof)-atoom is het kleinste atoom. H-atoom heeft element nummer 1,
want er zit maar 1 proton en 1 elektron in. He-atoom heeft nummer 2. In de
kern heeft het 2 protonen en daarom heen 2 elektronen.
Het aantal protonen bepaald welk nummer element je bent. Het
atoomnummer zegt iets over het aan protonen in de kern en het aantal
elektronen in de schillen. Elk element heeft eigen atomen en een eigen
atoom nummer.
De baan om de protonen en elektronen heet de schil.
,De eerste schil is de K-schil en hier passen twee elektronen in. De tweede
schil is de L schil en hier passen 8 elektronen in. De derde schil is de M-schil
en ook hier passen 8 elektronen in.
Voorbeeld:
M M: Massa getal = Het aantal protonen + neutronen in de kern.
E E: Element dat bedoeld wordt.
A A: Atoomnummer = Het aantal protonen en elektronen.
O (zuurstof) atoom heeft 8 protonen, 8 neutronen en 8 elektronen.
schrijfwijze is dan:
16
O
8
Isotopen zijn verschillende atomen van het zelfde element. Er zit alleen een
verschil in massa, dus de neutronen.
Voorbeeld:
Er zijn twee soorten chloor atomen: 35 37
CL CL
17 17
De eerste komt het vaakst voor (75%) (25%)
[ Vaak wordt het gemiddelde genomen: 3x35=105+37=142:4=35.5 ->
35,5
CL
17 ]
§ 4 Ionvorming:
Edelgassen is een speciale groep met 8 elektronen in de buitenste schil,
behalve He die heeft er 2. De andere atomen streven hier ook na.
Voorbeeld:
Natrium + Fluor
Na K L M
11 2 8 1 beide willen graag: K L
2 8
F K L M
9 2 7
, Als dit gebeurt dan is het geen volledig atoom meer. Na heeft nu 11 protonen
en 10 elektronen. De netto lading is 1+ geworden. Dit deeltje heet nu Na⁺
ion. Het fluordeeltje is F⁻ ion geworden.
- Een deeltje met evenveel protonen in de kern als elektronen in de schillen is
een atoom.
- Een deeltje met meer protonen in de kern dan elektronen in de schil is een
positief ion, zoals Na.
- Een deeltje met meer elektronen in de schillen dan protonen in de kern is
een negatief ion, zoals F.
De aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen heeft ionbinding.
Elektronenconfiguratie = Verdeling elektronen over de schillen.
Lading = Valentie
Metaalatomen staan alleen maar elektronen af en kunnen alleen positieve
ionen vormen. Negatieve metaalionen bestaan niet. Door de isotopen is kan
zijn dat sommige metalen verschillende ionen hebben, zoals Fe²⁺ en Fe³⁺.
Atomen van niet-metalen kunnen positieve en negatieve ionen vormen.
De buitenste schil van een atoom heet de valentieschil. De elektronen in die
schil heten valentie-elektronen.
Verbindingen zijn vaak gevormd uit positieve metaalionen en negatieve niet-
metaal ionen. De formules van de verbindingen vinden we door de
verhouding positieve en negatieve ionen zo te kiezen dat de netto lading 0 is.
Voorbeeld:
Natriumchloride: Na⁺ + Cl¯ -> NaCl
Zinkbromide: Zn²⁺ + Br¯ (2x) -> ZnBr₂
Kaliumoxide: K⁺ (2x) + O²¯ -> K₂O
§ 6 Atoombinding (= covalentiebinding):
Een atoombinding/covalentiebinding is een binding tussen niet-metalen
onderling. Een atoombinding betekend dat er een gedeeld elektronenpaar is
gevormd.
Voorbeeld:
H-atoom heeft 1 elektron in de schil. Dit is te weinig, hij wil op de edelgassen
lijk dus hij wil 2 elektronen in de schil. De twee H-atomen naderen elkaar en
de elektronen gaan delen. Ze hebben nu allebei een elektron die al van hun
zelf was en een elektron die ze delen. Op die manier hebben ze beide twee
elektronen in de schil.
Covalentie is het aantal gedeelde paren dat je met je buren vormt. Dus
hoeveel je tekort komt.
Als je 3 elektronen tekort komt, moet je ook 3 keer paren (delen). Je
covalentie is dan 3.
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 JAYY. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $5.96. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
77254 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy study notes for 14 years now