Op zoek naar een volledige samenvatting voor VWO 4 Scheikunde, Hoofdstuk 3 & 4, volgens leerboek Chemie Overal? Onze samenvatting biedt een grondige uitleg van stroomgeleiding tot atoombindingen en kristalroosters, essentieel voor je succes in scheikunde. Koop nu en bereid je voor op je toetsen en ...
3.1: Stroomgeleiding is een stofeigenschap op macroniveau. Om stroomgeleiding te verklaren moet
je naar de deeltjes van het microniveau kijken. Om elektrische stroom te geleiden moeten in een
stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen. Op grond van de elektrische
geleidbaarheid zijn stoffen in te delen in drie groepen:
Metalen: geleiden in de vaste en vloeibare fase, komen alleen metaalatomen in voor.
Zouten: geleiden in de vloeibare fase, komen metaalatomen en niet-metaalatomen in voor.
Moleculaire stoffen: geleiden nooit, komen alleen niet-metaalatomen in voor.
Wanneer in de vaste fase de bouwstenen in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een
kristalrooster. De bouwstenen van een kristal bepalen de stroomgeleiding van de stof. Metalen
hebben een metaalrooster. Er is een sterke aantrekkingskracht tussen de positieve metaalionen en
de negatieve vrije elektronen: metaalbinding. De metaalbinding is vrij sterk en de meeste metalen
hebben hierdoor een hoog smeltpunt. Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. Deze
ionen trekken elkaar aan en vormen zo de ionbinding. Het kristalrooster dat ontstaat, heet een
ionrooster. Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen. De moleculen in het
kristalrooster trekken elkaar aan en deze aantrekkingskracht heet de vanderwaalsbinding. Het
kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
Samenvattende tabel:
Groep/eigenschap: Bouwstenen: Binding (sterkte): Stroomgeleiding:
Metalen + metaalionen en - vrije Metaalbinding (++) Vaste en vloeibare
elektronen fase
Zouten + metaalionen en - niet- Ionbinding (+++) Vloeibare fase
metaalionen
Moleculaire stoffen Neutrale moleculen Vanderwaalsbinding (+) Geleiden nooit
3.2: De IUPAC heeft regels opgesteld voor de systematische naamgeving van stoffen. Naamgeving
van moleculaire stoffen die uit twee verschillende atoomsoorten bestaan gaat als volgt:
, 1) Gebruik numerieke voorvoegsels (BiNaS tabel 66C) om de index uit de molecuulformule
weer te geven. Het molecuul P2O5 heeft 2 fosforatomen. Het voorvoegsel voor 2 is di dus het
wordt difosfor.
2) Gebruik uitgang –ide. Er zijn 5 zuurstofatomen dus dat wordt pentaoxide. De volledige naam
van P2O5 wordt dan difosforpentaoxide.
Atoombindingen:
Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom en zo de
buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven. De twee gedeelde elektronen, het
gemeenschappelijk elektronenpaar, vormen zo de atoombinding of covalente binding. De
atoombinding is een zeer sterke binding en kan alleen met een chemische reactie verbroken
worden. Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding noem je de
covalentie van een atoom. Om de covalentie te weten, bepaal je het aantal elektronen dat er te
weinig is ten opzichte van de edelgasconfiguratie (8 min het aantal valentie-elektronen van het
atoom).
Molecuulformules en structuurformules:
Molecuulformules geven aan welke atoomsoorten er in een molecuul voorkomen en hoeveel
atomen er per atoomsoort voorkomen. Voorbeeld: P 2O5. Structuurformules geven dit ook aan, maar
ze geven ook aan hoe de atomen met elkaar zijn verbonden. Deze atoombindingen worden
weergegeven door middel van een streepje. Voorbeeld:
Elektronegativiteit en polariteit:
De elektronegativiteit (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom elektronen naar zich
toetrekt. Als atomen in een atoombinding verschillende elektronegativiteiten hebben, trekken ze de
gedeelde elektronen met verschillende sterktes aan. Het atoom met een hogere elektronegativiteit,
trekt het de gedeelde elektronen meer naar zich toe. Door de ongelijke aantrekking van de gedeelde
elektronen ontstaan partiële ladingen. Het atoom met hogere elektronegativiteit krijgt een
gedeeltelijk negatieve lading (−δ), terwijl het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading (+δ)
krijgt. De elektronegativiteit kun je opzoeken in BiNaS tabel 40A. Je berekent het verschil in
elektronegativiteit (ΔEN) door de kleinste EN van de grootste EN af te trekken. Als ΔEN ≤ 0,4 is er
sprake van een apolaire binding. Als ΔEN tussen de 0,4 en 1,7 ligt is er sprake van een polaire
binding, En als ΔEN > 1,7 is er sprake van een ionbinding.
3.3: De vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen. De vanderwaalsbinding is relatief zwak
en wordt verbroken bij een chemische reactie, oplossen en de faseovergangen verdampen en
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 VWOLeerLicht. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,98. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
