Resume
Samenvatting Chemie vwo 4 - Scheikunde: Hoofdstuk 5
- Cours
- Type
- Book
In deze samenvatting wordt uitgebreid ingegaan op Hoofdstuk 5 van VWO 4 Scheikunde. Op overzichtelijke wijze komen de belangrijkste punten aan bod.
[Montrer plus]
Livre connecté
Titre de l’ouvrage:
Auteur(s):
- Édition:
- ISBN:
- Édition:
Plus de résumés pour
-
Samenvatting Chemie Overal 4 vwo Hoofdstuk 6 - Scheikunde
-
Samenvatting Chemie Overal 4 vwo Hoofdstuk 5 - Scheikunde
-
Samenvatting Chemie Overal 4 vwo Hoofdstuk 4 - Scheikunde
Vendeur
S'abonner
schenkwessel
Aperçu du contenu
5.1 Mengen op macroniveau○ Macroniveau → zichtbaar
○ Microniveau → atomen en moleculen
○ Alkanen zijn hydrofoob → ze lossen niet op in water
○ Alkanolen met moleculen met een korte koolstofketen zijn hydrofiel (methanol en
ethanol) → lossen op in water
○ Ethanol
○ Ethaanamine
○ Stoffen waarvan de moleculen één of meer -OH of -NH groepen bevatten, lossen
meestal goed op in water.
○ Naarmate de koolstofketen langer wordt, neemt de oplosbaarheid in water af
○ Alkanolen en alkaanamines met een lange koolstofketen zijn hydrofoob en lossen op in
een hydrofoob oplosmiddel
○ Slaolie is hydrofoob, dit kan je zien aan de structuurformule. In tegenstelling tot de
alkanolen en alkaanamines ontbreken in het molecuul van slaolie -OH of -NH groepen.
De structuurformule van slaolie
○ Carbonzuren → koolwaterstoffen waarvan een aantal in water een zure oplossing vormt,
bijvoorbeeld azijnzuur
○ Azijn bestaat vooral uit water en voor 4% uit azijnzuur → azijnzuur is dus hydrofiel
5.2 Polaire en apolaire stoffen
○ Bij een atoombinding hebben twee atomen één of meer gemeenschappelijke
elektronenparen, deze elektronenparen binden de atomen. In een waterstofmolecuul
trekken beide waterstofatomen even hard aan het gemeenschappelijk elektronenpaar.
○ Als een molecuul uit twee verschillende atoomsoorten bestaat, zoals HCl is dat anders.
Het chlooratoom ‘trekt’ harder aan het elektronenpaar dan het waterstofatoom. De
negatieve lading van het gemeenschappelijk elektronenpaar zit het dichtst bij het
, molecuul dat het hardst trekt. Deze kant van het molecuul is daardoor meer negatief of
δ- geladen. De andere kant wordt meer δ+ geladen.
Chloor trekt negativiteit naar zicht toe
○ Beide atomen hebben een partiële lading → gedeelde lading
○ De atoombinding tussen een waterstof- en een chlooratoom is een polaire
atoombinding → komt voor tussen twee niet-metalen
○ Bij een zout (niet-metaal + metaal) is het verschil tussen beide atoomsoorten zo groot
dat één of meer elektronen helemaal overgaan van het ene naar het andere atoom. Er
ontstaan dan aparte ionen, verbonden met een ionbinding.
○ De polaire binding is de overgang tussen een atoombinding en een ionbinding → het
ene atoom heeft het andere atoom al een beetje naar zich toe getrokken maar ze zijn
nog niet in elkaar overgegaan
○ De bindingen van stikstof-, zuurstof- en fluoratomen met andere atomen zijn polaire
atoombindingen. Deze atomen trekken altijd het hardst, waardoor zij de δ-lading
hebben.
○ Een waterstofchloride molecuul heeft een positieve en een negatieve pool →
dipool(molecuul)
○ Stoffen die uit dipoolmoleculen ontstaan → polaire stoffen
○ Stoffen met moleculen die geen dipool zijn → apolaire stoffen
○ Alkanen zijn altijd apolair, omdat de C-H binding en de C-C binding geen polaire
bindingen zijn.
○ Bij een polaire stof trekt de δ- kant van het ene molecuul de δ+ kant van het andere
molecuul aan → dipool-dipoolbinding
○ sterke binding tussen twee moleculen → hoog kookpunt
door de dipool-dipoolbinding trekken de moleculen elkaar sterk aan → sterke binding
polaire stoffen hebben daardoor een hoger kookpunt dan apolaire stoffen (met dezelfde
molecuulmassa) → hoe sterker de binding hoe hoger het kookpunt (bij
vanderwaalsbindingen: hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de binding, hoe hoger
het kookpunt)
○ Als stoffen met een negatieve lading gelijkmatig rondom een stof met een positieve
lading zijn verdeeld of andersom, heffen ze elkaar op en is het dipoolmoment 0
○ Bij H2O liggen de moleculen niet op dezelfde lijn. Zou dat wel het geval zijn, dan zouden
de effecten van de twee polaire bindingen elkaar opheffen.
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur schenkwessel. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
72042 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans