In het document vind je een complete samenvatting van hoofdstuk 4 scheikunde vwo 4 (Chemie Overal). Per paragraaf staat alles wat je moet weten overzichtelijk voor je opgeschreven.
Hoofdstuk 4 Zouten en zoutoplossingen Scheikunde vwo 4
§4.2 Zouten
De vorming van een zout
Het atoommodel van Bohr en de octetregel kun je gebruiken om de vorming van zouten
te verklaren.
Voorbeeld met natriumchloride:
Bij de reactie tussen het metaal natrium en het niet-metaal chloor ontstaan de ionen die
de bouwstenen zijn voor de stof natriumchloride.
Een natriumatoom heeft de elektronenconfiguratie 2, 8, 1 en staat in de eerste groep
van het periodiek systeem. Natrium heeft een elektrovalentie van 1+. Om te voldoen
aan de octetregel moeten atomen acht elektronen in de buitenste schil hebben. Dat wil
zeggen dat natrium een elektron afstaat, er ontstaat dan een Na+-ion met een
elektronenconfiguratie van 2, 8. Dit is hetzelfde als Neon.
Een chlooratoom heeft een elektronenconfiguratie van 2, 8, 7 en staat in groep 17 van
het periodiek systeem. Chloor heeft een elektrovalentie van 1–. Chloor zal een elektron
opnemen, er ontstaat een Cl–-ion met een elektronenconfiguratie van 2, 8, 8. Dit is
hetzelfde als Argon. De ionen die zo ontstaan vormen samen het zout natriumchloride.
Tijdens de reactie van een metaal met een niet-metaal ontstaat een zout. De
metaalatomen staan daarbij 1 of meer elektronen af aan de niet-metaalatomen.
De positieve en negatieve ionen die hierbij ontstaan, worden gerangschikt in een
ionrooster.
De ionbinding
De positieve en negatieve ionen in een zoutkristal oefenen een aantrekkingskracht op
elkaar uit. De krachten tussen de ionen noem je elektrostatische krachten en deze
zijn in een ionrooster zeer sterk. Hierdoor ontstaat een sterke binding tussen de
positieve en negatieve ionen, de ionbinding.
Als je in Binas tabel 42 kijkt naar de smeltpunten en kookpunten van een aantal
stoffen, dan zie je dat zouten een veel hoger smeltpunt en kookpunt hebben dan
moleculaire stoffen. Daaruit blijkt dat een ionbinding veel sterker is dan een
vanderwaalsbinding of een waterstofbrug.
Een ionbinding of elektrostatische binding treedt op in een ionrooster als gevolg
van elektrostatische krachten tussen geladen ionen. Een ionbinding is sterker dan
een vanderwaalsbinding of een waterstofbrug. Daarom hebben zouten een hoger
smeltpunt en kookpunt.
, §4.3 Namen en formules van zouten
De ionen
Metaalatomen hebben positieve elektrovalenties en komen dus als positieve ionen voor
in een zout. De naam van het metaalion ontstaat door achter de naam van het metaal
het woord ion te plaatsen
Zo vormt het metaal cesium, Cs, positief geladen cesiumionen. Omdat cesium in groep
1 van het periodiek systeem staat, is de elektrovalentie 1+. De formule van het
cesiumion is dus Cs+.
Ionen die uit 1 atoomsoort bestaan noemen we enkelvoudige ionen.
In Binas tabel 40A kun je zien dat sommige metalen meer dan 1 elektrovalentie
hebben. (Sn2+ = tin(II)ion etc.)
Niet-metalen kunnen zowel in moleculaire stoffen als in zouten voorkomen. In zouten
hebben ze vrijwel altijd negatieve elektrovalentie. De naam van het niet-metaalion
ontstaat door achter de naam het wordt ide te plaatsen.
Het niet-metaal seleen, Se, vormt negatief geladen selenide-ionen. Omdat seleen in
groep 16 van het periodiek systeem staat, is de elektrovalentie 2–. De formule van het
selenide-ion is dus Se2–.
Als in één ion 2 of meer verschillende atoomsoorten voorkomen, spreken we van een
samengesteld ion.
Er bestaan zowel positieve als negatieve samengestelde ionen. De atomen waaruit een
samengesteld ion is opgebouwd zijn via atoombindingen aan elkaar gekoppeld. Het
samengesteld ion heeft 1 of meer elektronen afgestaan of opgenomen en is daarom
niet neutraal, maar geladen.
In Binas tabel 66B vind je de namen en formules van een aantal samengestelde ionen
(CH3COO– = acetaation etc.)
Een enkelvoudig ion is een geladen deeltje dat uit 1 atoomsoort bestaat. Bestaan
er van een atoomsoort meerdere elektrovalenties, dan gebruik je een Romeins
cijfer om de lading van het ion aan te geven. Een samengesteld ion is een geladen
deeltje dat uit meerdere atoomsoorten bestaat.
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 danaemirthe. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
