Summary
Samenvatting Nova Scheikunde 4, 5 en 6 vwo
- Course
- Level
- Book
Samenvatting van 4vwo, 5vwo en 6vwo NOVA scheikunde boek, hoofdstuk 2 t/m 14.1, zoals te zien in de inhoudsopgave.
[Show more]
Connected book
Book Title:
Author(s):
- Edition:
- ISBN:
- Edition:
Seller
Follow
adebi
Content preview
Nova Scheikunde samenvatting§2.1 | Metaalbinding 3
§2.2 | Molecuul- en atoombinding 3
§2.3 | Polaire atoombinding 4
§2.4 | Ionbinding 4
§3.1 | Verbrandingsreacties 4
§3.2 | Organische verbindingen 5
§3.3 | Systematische naamgeving 6
§3.4 | Fossiele brandstoffen 6
§3.5 | Duurzame brandstoffen 7
§4.1 | Verhoudingsformules van zouten 7
§4.2 | Oplosbaarheid van zouten 8
§4.3 | Bijzondere zouten 9
§4.4 | Rekenen aan zoutoplossingen 9
§5.1 | Reactiewarmte meten 9
§5.2 | Reactiewarmte berekenen 10
§5.3 | Reactiesnelheid 10
§5.4 | Beïnvloeding reactiesnelheid 11
§6.1 | Evenwichtsreacties 11
§6.2 | Evenwichtsvoorwaarde 12
§6.3 | Bijzondere evenwichten 12
§6.4 | Beïnvloeding van evenwichten 13
§7.1 | Zure en basische oplossingen 14
§7.2 | Sterk en zwak 14
§7.3 | Bijzondere zuren en basen 15
§7.4 | Zuur-basereacties 15
§7.5 | Rekenen met zwakke zuren en basen 16
§8.1 | Lewisstructuren 16
§8.2 | Ruimtelijke bouw 17
§8.3 | Cis-trans-isomerie 17
§8.4 | Spiegelbeeldisomerie 18
§9.1 | Elektronenoverdracht 19
§9.2 | Redoxreacties 19
§9.3 | Energie uit redoxreacties 20
§9.4 | Brandstofcellen 20
§9.5 | Batterijen en accu’s 21
§10.1 | Klassen van organische verbindingen 22
§10.2 | Reacties van alkanen, alkenen en alkynen 23
§10.3 | Condensatiereacties 23
§10.4 | Zuur-base- en redoxreacties 24
§11.1 | Reactiemechanismen 24
§11.2 | Radicaalreacties 25
§11.3 | Nucleofiele substitutiereacties 25
,§11.4 | Nucleofiele eliminatiereacties 26
§11.5 | Katalyse 27
§12.1 | Van structuur naar eigenschappen 28
§12.2 | Additiepolymeren 29
§12.3 | Condensatiepolymeren 30
§12.4 | Nieuwe materialen 31
§13.1 | Analyse en onderzoek 32
§13.2 | Chromatografie 32
§13.3 | Gaschromatografie 32
§13.4 | Massaspectrometrie 33
§13.5 | Titrimetrie 33
§14.1 | De cel 34
,§2.1 | Metaalbinding
De beschrijving van alles wat je waarneemt, wordt het macroniveau genoemd. Een
beschrijving of verklaring hiervan, met behulp van deeltjes, is het microniveau.
Metalen hebben vaak maar een paar valentie-elektronen. Deze worden minder hard
aangetrokken, en kunnen daarom vrij rondbewegen. In de vaste fase zitten de positieve
atoomresten netjes geordend, en de elektronen bewegen vrij rond tussen deze resten.
Door de aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve deeltjes ontstaat de
metaalbinding.
Metalen hebben altijd een goede elektrische geleidbaarheid. Dit komt door de vrij
bewegende elektronen, die de stroom makkelijk kunnen verspreiden. Ook warmte wordt
daarom makkelijk geleid door metalen.
Metalen zijn ook vervormbaar. Dit komt doordat als er druk uitgeoefend wordt op metaal,
het metaalrooster alleen verschuift. De metaalbindingen blijven, dus metaal breekt niet.
Veel metalen reageren makkelijk met de lucht. Deze aantasting heet corrosie (bij ijzer heet
het roest). Deze aangetaste metalen heten onedele metalen. Als de meeste metalen
eenmaal een laagje corrosie hebben, worden ze daarna niet verder aangetast.
Een legering is een mengsel van metalen. Doordat het metaalrooster nu uit verschillende
atomen bestaat, kan het niet meer makkelijk verschuiven. Het kan dus ook meer kracht
weerstaan. Als de kracht echter te groot wordt, zal de legering breken.
Een erts is een gesteente met een economisch winbaar gehalte van een metaal. Bij de
meeste ertsen is een chemische reactie nodig om het metaal vrij te maken.
§2.2 | Molecuul- en atoombinding
Moleculaire stoffen zijn stoffen waarvan de moleculen opgebouwd zijn uit
niet-metaalatomen. De binding die de moleculen in vaste fase bij elkaar houdt, is de
vanderwaalsbinding. De vanderwaalsbinding is niet erg sterk. Wel wordt hij naarmate de
stof groter wordt sterker. Bij vertakte moleculen is hij dan weer minder sterk.
In vaste fase zitten de moleculen netjes geordend in een molecuulrooster. In vloeibare fase
is de aantrekkingskracht minder sterk, en kunnen ze langs elkaar heen bewegen. In de
gasfase is er zo weinig aantrekkingskracht dat de vanderwaalsbindingen verbreken, en de
moleculen vrij kunnen bewegen.
Alle atomen willen edelgasconfiguratie (acht elektronen in de buitenste schil) bereiken. Dit
doen ze door een gemeenschappelijk elektronenpaar aan te gaan met een ander atoom.
Hierbij ontstaat een sterke atoombinding. Het aantal atoombindingen dat een atoom moet
, vormen om de edelgasconfiguratie te bereiken, wordt de covalentie genoemd. Een
atoombinding wordt daarom ook wel een covalente binding genoemd.
§2.3 | Polaire atoombinding
De binding tussen twee niet-metaalatomen door middel van een gemeenschappelijk
elektronenpaar, is een atoombinding. Soms is er echter tussen de twee atomen van de
binding een verschil in elektronegativiteit (dit geeft aan hoe hard het atoom trekt aan het
gemeenschappelijk elektronenpaar). Het elektronenpaar verschuift dan naar het atoom met
de hoogste elektronegativiteit, en wordt een klein beetje negatief: δ-. Het andere atoom
wordt dan een klein beetje positief: δ+. De binding is dan een polaire atoombinding. Een
molecuul dat polaire atoombindingen bevat, heet een dipoolmolecuul.
Tussen twee dipoolmoleculen komt een extra binding: de dipool-dipoolbinding. Een
molecuul met polaire atoombindingen wordt ook wel polair genoemd. Een molecuul dat
geen dipoolmolecuul is, noem je apolair/niet-polair.
Er is nog een ander type binding tussen moleculen: de waterstofbrug. Deze kan gevormd
worden tussen het H-atoom van het ene molecuul, en de OH-, NH- of FH-groep van een
ander molecuul. Alleen stoffen die waterstofbruggen kunnen vormen, kunnen mengen met
water: dit zijn hydrofiele stoffen. Stoffen die niet kunnen mengen met water zijn hydrofoob.
§2.4 | Ionbinding
Een zout is een stof die bestaat uit een metaal en een niet-metaal. Om de edelgas-
configuratie te bereiken geeft in een zout het metaal vaak één of twee van zijn elektronen
aan het niet-metaal. Zo ontstaan positieve ionen (atoom met minder elektronen) en
negatieve ionen (atoom met meer elektronen). De binding hiertussen heet de ionbinding.
De ionbinding ontstaat doordat positieve en negatieve ionen aan elkaar trekken. De
ionbinding is erg sterk: zouten zijn dus bij kamertemperatuur vaak vast. In het ionrooster
zijn de ionen zo verdeeld, dat positieve ionen omringd zijn door negatieve ionen, en
andersom hetzelfde.
In vaste fase geleidt een zout geen stroom. De ionen kunnen niet vrij bewegen, en dus ook
geen stroom vervoeren. In de vloeibare fase kunnen de ionen wel langs elkaar heen
bewegen, en kan er dus ook stroom vervoerd worden.
§3.1 | Verbrandingsreacties
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 adebi. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $5.61. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
48756 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy study notes for 15 years now