Uitwerking CE-eindtermen Scheikunde VWO
Domein B: Stoffen en materialen in de chemie
Subdomein B1: Deeltjesmodellen
Eindterm: De kandidaat kan deeltjesmodellen beschrijven en gebruiken
1. De kandidaat kan met behulp van een atoommodel van kern en elektronen de bouw van atomen,
radicalen en ionen beschrijven:
Atomen zijn opgebouwd uit een atoomkern en een elektronenwolk. De atoomkern bestaat uit
protonen (massa 1u, lading +1e) en neutronen (massa 1u, lading 0) die de positieve (onderling
afstotende protonen) bij elkaar houden. Het aantal protonen bepaalt de atoomsoort en wordt
het atoomnummer genoemd. Het aantal protonen is dus altijd hetzelfde voor een bepaalde
atoomsoort. Het aantal neutronen kan verschillen, zonder invloed te hebben op de lading (een
ion ontstaat alleen maar door een verandering in het aantal elektronen). Atomen met hetzelfde
atoomnummer, maar een verschillend aantal neutronen (en dus verschillende massagetallen)
worden isotopen genoemd. De som van het aantal protonen en neutronen is het massagetal. De
notatie van isotopen gebeurt als volgt: X-massagetal of massagetalatoomnummer X (waarbij X het
betreffende element). De isotopen die er bestaan en de verhouding waarin deze in de natuur
voorkomen staan vermeld in BiNaS tabel 25A.
Rondom de kern cirkelen elektronen e- (massa verwaarloosbaar, lading -1e) in een
elektronenwolk. De elektronenwolk is veel groter dan de atoomkern en bestaat volgens het
atoommodel van Bohr (gebaseerd op het atoommodel van Rutherford) uit verschillende
elektronenschillen. De eerste drie elektronenschillen worden van binnen naar buiten de K-
schil, L-schil en M-schil genoemd. Het maximaal aantal elektronen in de schillen is gelijk aan
2n2 (met een maximum van 32), waarbij n = het nummer van de schil. In de K-schil kunnen
maximaal 2 elektronen, in de L-schil maximaal 8 en in de M-schil maximaal 18. Let op: de
buitenste schil kan nooit meer dan 8 elektronen bevatten. Men maakt verder onderscheid tussen
binnenschillen (deze hebben een lage potentiële energie en spelen geen rol bij reacties) en de
buitenste schil (hierin zitten de valentie-elektronen die betrokken zijn bij chemische
reacties). De manier waarop de elektronen van een atoom over de verschillende schillen zijn
verdeeld, wordt de elektronenconfiguratie genoemd (zie BiNaS tabel 99) en bepaalt de
chemische eigenschappen van het element.
Voor een atoom geldt dat het aantal elektronen gelijk is aan het aantal protonen. Omdat de
ladingen van deze deeltjes even groot, maar tegengesteld zijn, is elk atoom dus neutraal (zie
voor ionen B1.3). Omdat de massa van atomen zo ontzettend klein is, wordt over het algemeen
gewerkt met de atomaire massa-eenheid u. Hierbij is 1u = 1,66 * 10-27 kg (zie BiNaS tabel 7B).
De atoommassa A is de massa van een atoom (zie BiNaS tabel 25, 40 en 99). De gemiddelde
massa van de isotopen van een atoomsoort (in u) is de gemiddelde atoommassa Ar (BiNaS tabel
99 gaat uit van Ar). Hetzelfde soort trucje is toegepast bij de weergave van de lading van
protonen en elektronen: 1e (elementair ladingskwantum) = 1,6 * 10-19 Coulomb. Dit getal
wordt ook wel de constante van Faraday genoemd (zie BiNaS tabel 7A).
Een radicaal is een atoom of atoomgroep met een ongepaard valentie-elektron in de
buitenste schil (er wordt dus niet aan de octetregel voldaan). Een radicaal is heel reactief omdat
het graag naar de gepaarde elektronenstructuur wil overgaan. Let op: een radicaal hoeft niet
perse geladen te zijn!
,2. De kandidaat kan de opbouw van het periodiek systeem beschrijven:
De namen, symbolen, atoomnummers, (relatieve) atoommassa’s, elektronenconfiguraties en de
oxidatiegetallen (anders dan elektrovalentie, maar hoef je niet te kennen) van de verschillende
atoomsoorten kunnen worden opgezocht in BiNaS tabel 99.
Het periodiek systeem bestaat uit 7 perioden (horizontaal) en 18 groepen (verticaal). Het
nummer van de periode komt overeen met het aantal schillen dat in gebruik is. Het aantal
valentie-elektronen van de atoomsoorten uit de groepen 1 en 2 is gelijk aan het nummer van de
groep. Het aantal valentie-elektronen van de elementen uit de groepen 13 t/m 18 is gelijk aan
het nummer van de groep min 10.
De atoomsoorten in het periodiek systeem kunnen onderverdeeld worden in metalen
(omstreeks 80, linksonder in het p.s.) en niet-metalen (omstreeks 20, rechtsboven in het p.s.),
en ook metalloïden. Metalloïden gedragen zich soms als metaal en soms als niet-metaal. Dit zal
uit de context af te leiden moeten zijn (bijv. ionbinding of atoombinding etc.). De atomen zijn
gerangschikt naar opklimmend atoomnummer, zodanig dat de elementen met overeenkomstige
eigenschappen onder elkaar staan (hangt samen met aantal valentie-elektronen, welke
betrokken zijn bij chemische reacties).
De halogenen zijn 5 verwante atoomsoorten uit groep 17 die gemakkelijk reageren. De
edelgassen zijn 6 atoomsoorten uit groep 18 die nergens mee reageren. De metalen uit groep 1
(alkalimetalen) en 2 (aardalkalimetalen) reageren heftiger dan de overige metalen. Binnen een
groep reageren niet-metalen van boven naar beneden steeds minder heftig. Binnen een groep
reageren metalen van boven naar beneden juist steeds heftiger.
3. De kandidaat kan de opbouw van het periodiek systeem gebruiken om de structuur van de
elektronenwolk te beschrijven:
Het periodiek systeem kan gebruikt worden om de structuur van de elektronenwolk van een
atoom te beschrijven: per element staat (linksonder in het hokje) aangegeven hoeveel schillen
het atoom bevat en hoeveel elektronen er per schil aanwezig zijn. Groepen in het periodiek
systeem hebben vergelijkbare eigenschappen, vanwege hetzelfde aantal valentie-elektronen in
de buitenste schil: elementen uit groep 1 (metalen) staan graag een elektron af, terwijl
elementen uit groep 17 (niet-metalen) graag een elektron opnemen. Op deze manier voldoen de
elementen aan de octetregel: de stabiele elektronen-omringing die bij edelgassen optreedt,
gekenmerkt door 8 elektronen in de buitenste schil (met uitzondering van Helium). Als aan de
octetregel wordt voldaan is er sprake van een edelgasconfiguratie.
Er zijn verschillende manieren waarop atomen naar de octetregel kunnen streven:
Niet-metalen kunnen één of meerdere elektronen delen met andere niet-metalen om aan de
octetregel te voldoen (waarbij een molecuul wordt gevormd). Het vaste aantal bindingen dat een
atoom aangaat (zodat aan de octetregel wordt voldaan) wordt de covalentie van het atoom
genoemd (elementen uit groep 17 hebben covalentie 1, elementen uit groep 16 covalentie 2
etc.). Voor atoomsoorten (niet-metalen) binnen één groep is de covalentie dus gelijk. Vuistregel:
covalentie + groepsnummer = 18. Let op: bij het tekenen van Lewisstructuren gaan deze
covalenties niet altijd op (meerdere covalenties mogelijk, waardoor formele ladingen ontstaan).
Niet-metalen kunnen ook elektronen opnemen om aan de octetregel te doen: hierbij ontstaan
negatieve ionen. Metalen staan elektronen af om aan de octetregel te voldoen: hierbij ontstaan
positieve ionen. Het aantal elektronen dat een atoom kan afstaan of opnemen, wordt de
elektrovalentie genoemd. Soms zijn er meerdere elektrovalenties mogelijk (bij metalen, dus
positieve ionen): kwik(I)ion en kwik(II)ion, goud(I)ion en goud(II)ion, ijzer(II)ion en
ijzer(III)ion, lood(II)ion en lood(IV)ion, tin(II)ion en tin(IV)ion, uraan(III)ion en uraan(VI)ion
(zie BiNaS tabel 40A). De metalen uit groep 1 hebben allemaal de vaste elektrovalentie van 1+,
de metalen uit groep 2 hebben allemaal de vaste elektrovalentie van 2+. Een ion is een deeltje
,met een elektrische lading. Naast enkelvoudige ionen bestaan er ook samengestelde ionen:
groepjes niet-metaalatomen met een positieve (alleen NH4+ en H3O+) of negatieve lading.
Samengestelde negatieve ionen bevatten een aantal zuurstofatomen (zie BiNaS tabel 66B).
4. De kandidaat kan het symbool gebruiken van de volgende niet-metalen als de naam gegeven is
en omgekeerd:
Argon (Ar), boor (B), broom (Br), chloor (Cl), fluor (F), fosfor (P), helium (He), jood (I), koolstof
(C), neon (Ne), silicium (Si), stikstof (N), waterstof (H), zuurstof (O), zwavel (S).
Gebruik de molecuulformule die genoemd wordt, anders edelgassen en B, C, S en P op zichzelf en
de rest met index 2 (O2, N2, Cl2 etc.). Boor en silicium hebben atoomrooster!
5. De kandidaat kan het symbool gebruiken van de volgende metalen als de naam gegeven is en
omgekeerd:
Aluminium (Al), barium (Ba), cadmium (Cd), calcium (Ca), chroom (Cr), goud (Au), ijzer (Fe),
kalium (K), kobalt (Co), koper (Cu), kwik (Hg), lithium (Li), lood (Pb), mangaan (Mn),
magnesium (Mg), natrium (Na), nikkel (Ni), platina (Pt), tin (Sn), uraan (U), zilver (Ag),
zink (Zn).
6. De kandidaat kan de (molecuul)formules gebruiken van de volgende stoffen als de naam gegeven
is en omgekeerd (ontleedbare en niet-ontleedbare stoffen, alkanen):
Ontleedbare stoffen (bestaande uit meerdere atoomsoorten): ammoniak (g) (NH3), azijnzuur
(l) (CH3COOH), fosforzuur (s) (H3PO4), glucose (s) (C6H12O6), koolstofdioxide (g) (CO2),
koolstofmono-oxide (g) (CO), salpeterzuur (l) (HNO3), stikstofdioxide (g) (NO2), water (l) (H2O),
waterstofchloride/zoutzuur (g) (HCl), waterstofperoxide (l) (H2O2), zwaveldioxide (g) (SO2),
zwaveltrioxide (l) (SO3), zwavelzuur (l) (H2SO4) (zie BiNaS tabel 66B).
De eerste 10 alkanen: methaan, ethaan, propaan, butaan, pentaan, hexaan, heptaan,
octaan, nonaan en decaan.
Niet-ontleedbare stoffen of elementen zijn stoffen die uit één atoomsoort bestaan:
- Niet-metalen: waterstof (g) (H2), stikstof (g) (N2), zuurstof (g) (O2), fluor (g) (F2),
chloor (g) (Cl2), broom (l) (Br2), jood (s) (I2), neon (g) (Ne).
- Metalen: koolstof (s) (C), ijzer (s) (Fe), kwik (l) (Hg). Let op: ionen die uit één atoomsoort
bestaan zijn geen elementen!
Moleculaire stoffen bestaan uit moleculen. Een molecuul is een groepje van atomen (niet-
metalen) die via covalente bindingen oftewel atoombindingen zijn verbonden. De
molecuulsamenstelling bepaalt van welke stof sprake is. De molecuulmassa is de som van de
atoommassa’s van de atomen in een molecuul (in u). Vaak wordt hierbij gerekend met de
relatieve atoommassa’s (zie BiNaS tabel 98 en 99). Systematische naamgeving moleculaire
stoffen (zie voor koolwaterstoffen aparte naamgeving!): het geven van een naam aan een
moleculaire stof die uit meerdere verschillende atoomsoorten bestaat doe je door een numeriek
voorvoegsel (zie BiNaS tabel 66C) te gebruiken om de index weer te geven, waarachter je de
naam van de atoomsoort plaats. De naam van de stof eindigt steeds op –ide (uitzonderingen:
zuurstof wordt oxide, zwavel wordt sulfide). Deze regels voor systematische naamgeving gelden
echter alleen maar voor verbindingen. Br I N Cl H O F; deze atomen komen in natuur niet voor als
losse atomen, dus noem je de stoffen die deze elementen vormen (Br2, I2, F2 etc.) bij atoomnaam.
Een aantal moleculaire stoffen hebben naast de systematische naam ook een triviale naam (zie
BiNaS tabel 66A en B). Voor veel moleculaire stoffen kan de molecuulformule gevonden worden
in BiNaS tabel 66B. Een gegeneraliseerde regel luidt dat de elementen in de molecuulformule
worden weergegeven in volgorde van hun atoomnummer. Hierop bestaan in de praktijk talloze
uitzonderingen (zoals zuren; beginnen altijd met H en eindigen als aanwezig met O). In de
organische chemie plaatst men de koolstof (C) vooraan, gevolgd door het waterstof (H). Dan:
ONSP in de betreffende volgorde.
, 7. De kandidaat kent de volgende ionen:
In het geval van een enkelvoudig positief ion (metaal) wordt achter de naam van het metaal het
woord ion geplaatst. Als er van een atoomsoort meerdere elektrovalenties zijn gebruik je een
Romeins cijfer om de lading van het ion aan te geven: ijzer(III)ion.
In het geval van een enkelvoudig negatief ion (niet-metaal) ontstaat de naam van het niet-
metaalion door achter de naam van de niet-metaal –ide te plaatsen (gevolgd door ion): oxide-
ion, sulfide-ion en fluoride-ion. De namen van samengestelde ionen zijn te vinden in BiNaS tabel
66B. Wel geldt bij negatieve samengestelde ionen dat de naam eindigt op ‘aat’ bij het grootst
aantal O-atomen, bijv. sulfaat. De naam eindigt op ‘iet’ bij een O-atoom minder, bijv. sulfiet.
8. De kandidaat kan de volgende zuren herkennen:
HCl (sterk), H2SO4 (sterk en meervoudig), HNO3 (sterk), H2O + CO2 / H2CO3 (zwak en
meervoudig), H3PO4 (zwak en meervoudig), CH3COOH (zwak)
9. De kandidaat kan de volgende basen herkennen:
NH3 (zwak), OH- (sterk), CO32- (zwak en meervoudig), O2- (sterk en meervoudig), HCO3- (zwak)
O2- reageert in water altijd aflopend tot OH-, in een zure oplossing kan O2- twee H+ opnemen.
10. De kandidaat kan de verhoudingsformule van een zout geven aan de hand van gegeven ionen
en de systematische IUPAC-naam geven en omgekeerd:
Zouten worden weergegeven met een verhoudingsformule. De verhoudingsformule van een
zout geeft aan in welke verhouding de positieve en negatieve ionen in een bepaald zout
voorkomen. Zouten zijn elektrisch neutraal, wat betekent dat de ladingen van de aanwezige
positieve en negatieve ionen elkaar opheffen: Al3+ en Br- vormen samen AlBr3.
De IUPAC-naam (systematische naam) van een zout bestaat uit de naam van het positieve ion
gevolgd door de naam van het negatieve ion (eindigend op –ide in het geval van een enkelvoudig
negatief ion). Als er van een (positief) ion meerdere elektrovalenties zijn gebruik je een Romeins
cijfer om de lading van het ion aan te geven: ijzer(III)oxide. Bij de IUPAC-naam wordt de
verhouding waarin de ionen aanwezig zijn achterwege gelaten. Een aantal zouten heeft naast de
systematische naam ook een triviale naam (te vinden in BiNaS tabel 66A).
11. De kandidaat kan kristalwater herkennen in de gegeven formule van een hydraat:
Bij sommige zouten passen een bepaald aantal watermoleculen in de ruimte tussen de positieve
en negatieve ionen in het ionrooster (= kristalrooster). Dit in het ionrooster ingebouwde water
noemt men kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat, noemt men een (zout)hydraat. Bij
verwarming (endotherm) van het zout ontwijkt het kristalwater. Een hydraat noteer je als de
naam van het zout gevolgd door . n H2O (met n het aantal watermoleculen).
Water kan worden aangetoond met behulp van wit kopersulfaat. Het witte kopersulfaat kan 5
H2O opnemen waardoor het een blauwe kleur krijgt (blauw kopersulfaat). Zie voor formules en
kleuren van hydraten BiNaS tabel 65B en 45B.
12. De kandidaat kan van een gegeven molecuulformule, formule van (samengestelde ionen) of
structuurformule een Lewisstructuur geven, waarbij rekening wordt gehouden met mesomere
grensstructuren:
Moleculen kunnen op verschillende manieren worden weergegeven: een molecuulformule
geeft het aantal van elke atoomsoort in een molecuul, bijv. H2O2. Een structuurformule geeft
weer welke atomen op welke manier door atoombindingen verbonden zijn. Hierbij dient
rekening te worden gehouden met covalenties van de verschillende atomen.
