Samenvatting
Samenvatting Scheikunde examenstof (alle leerstof bovenbouw)
- Vak
- Scheikunde
- Niveau
- VWO / Gymnasium
samenvatting van de afgelopen drie jaar waarin alle toetsstof is behandeld zodat je snel en makkelijk iets kan opzoeken.
[Meer zien]Voorbeeld 4 van de 45 pagina's
Voorbeeld 4 van de 45 pagina's
In winkelwagengesponsord bericht van onze partner
Verkoper
Volgen
Voorbeeld van de inhoud
Scheikunde Chemie Overal deel 1 tm deel 3Deel 1
H3 Moleculaire Stoffen
3.2 De bouw van stoffen
stroomgeleiding
elektrische stroom is transport van geladen deeltjes. Om elektrische stroom te geleiden moeten
in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij bewegen. Er is een indeling in drie groepen:
1. stoffen die zowel in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden.
2. Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden.
3. Stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden.
Stoffen uit groep 1-> formules met alleen metaalatomen= metalen
Stoffen uit groep 2-> formules met combinatie van een metaalatoom met atomen van een of
meer niet-metalen= zouten
Stoffen uit groep 3-> formules met alleen niet-metalen= moleculaire stoffen.
De bouw van vaste stoffen
In vaste fase: bouwstenen van stof dicht op elkaar gestapeld. Bouwstenen in regelmatig patroon
gestapeld= kristalrooster. Bouwstenen van kristal bepalen of stof wel of geen elektrische stroom
kan geleiden.
Metalen
Metaalatomen zijn gestapeld in kristalrooster= metaalrooster. Metaalatomen hebben weinig
elektronen in buitenste schil, door de grotere afstand van deze valentie-elektronen tot kern is
aantrekkingskracht van de kern op de valentie-elektronen minder groot dan op de elektronen in
de schillen dichter bij de kern. Daarom kunnen valentie-elektronen uit schil. In metaalrooster
ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende elektronen.
Positieve metaalionen en negatieve elektronen trekken elkaar aan. Binding die dan ontstaat=
metaalbinding. Hoog smeltpunt= metaalbinding sterk.
Metaal geleid in vaste fase de elektrisch stroom omdat elektronen vrij door rooster bewegen.
Metaalionen zitten op vaste plekken. Metaal vloeibaar-> metaalionen verliezen vaste plek in
rooster en zijn zo ook instaat te geleiden. Bij vloeibaar metaal zorgen dus vrije elektronen en de
metaalionen voor geleiding.
Zouten
Zout geleidt in vloeibare fase de elektrische stroom. Zouten-> opgebouwd uit positieve en
negatieve ionen. Deze trekken elkaar aan= ionbinding. Kristalrooster dat ontstaat= ionrooster.
Zout geleidt niet in vaste fase omdat ionen op vaste plaats in rooster zitten. De vloeibare fase
verliezen ionen plaats en kunnen ze vrij bewegen.
Moleculaire stoffen
Een moleculaire stof geleidt in vaste en in vloeibare fase geen elektrische stroom. Moleculaire
stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen en geleiden dus geen stroom. Moleculen in
kristalrooster van moleculaire stof trekken elkaar aan = vanderwaalsbinding. kristalrooster=
molecuulrooster.
3.3 Binding in moleculen
Naamgeving van moleculaire stoffen
Tabel 66C.
Aantal atomen in molecuul geef je aan met numeriek voorvoegsel. Maar 1 atoom in molecuul
vooraan is niet mono opschrijven. Later in molecuul wel 1 atoom= wel mono opschrijven. Als
molecuul is opgebouwd uit twee verschillende atomen eindigt atoomnaam op –ide.
,Atoombindingen
Met naam weet je niets over bouw molecuul. Moet weten hoe binding tussen atomen van
molecuul tot stand komt. Gebruikt atoommodel van Bohr en octetregel. Om aan octetregel te
voldoen kan atoom elektronen delen met ander atoom en zo buitenste schil een stabiele
edelgasconfiguratie te geven.
Twee gedeelde elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar, houden kernen bij elkaar=
atoombinding of covalentie binding. Waterstofatoom kan maar een binding vormen-> maar 1
elektron om te delen.
Het aantal elektronen dat atoom beschikbaar heeft voor atoombinding = covalentie. Covalentie
weten= aantal elektronen weten dat er te weinig is tov dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie.
Aantal is afteleiden uit plaats van atoom in periodiek systeem.
Lewisstructuren en structuurformules
In een lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie-elektronen die
geen binding vormen. Bij de structuurformules van molecuul worden alleen de atoombindingen
getekend. Deze worden aangegeven met een streepje. Atoombinding is een sterke binding.
Dus in lewisstructuur wordt alles getekend. De niet bindingen zijn stipjes. Wel bindingen =
streepje.
Als niet alle bindingsmogelijkheden van een atoom worden gebruikt, heeft dit als gevolg dat er
meer dan 1 binding tussen twee atomen optreedt. Veel moleculaire stoffen zijn
koolstofverbindingen. Dit zijn stoffen die zijn opgebouwd uit een skelet van koolstofatomen, met
daaraan waterstof, zuurstof of stikstofatomen.
Polaire en apolaire atoombindingen
Apolair= elektronen van het gemeenschappelijk elektronenpaar bevinden zich even dicht bij het
ene als bij het andere atoom.
Polaire atoombinding= als een atoom sterker trekt aan het gemeenschappelijk elektronenpaar is
het gevolg dat de elektronen van de atoombinding zich meer bij dat atoom bevinden. Zo krijgt
dat atoom een kleine negatieve lading en het andere atoom een kleine positieve lading.
Met elektronegativiteit= bepalen welk atoom het sterkst trekt. Elektronegativiteit= maat voor
kracht waarmee een atoom de elektronen van atoombinding aantrekt. Atoom met hoogste
elektronegativiteit trekt sterker aan elektronen. Tabel 40A: van elke atoomsoort waarde voor
elektronegativiteit.
Als het verschil in elektronegativiteit tussen 0,4 en 1,7 is= atoombinding polair. Bij kleiner of
gelijk= apolair. Boven 1,7= niet meer een atoombinding maar een ionbinding. Je hebt dan een
ionrooster en dus een zout.
3.4Vanderwaalsbinding
Faseovergangen en vanderwaalsbinding
Het best begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende effecten:
1. de aantrekkingskracht tussen de moleculen = vanderwaalsbinding.
2. een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen=
temperatuurbeweging.
Stof smelt= moleculen verplaatsen zich maar ze laten elkaar niet los. In de vloeistof:
vanderwaalsbindingen tussen moleculen. Stof verdampt= moleculen laten elkaar los, de
vanderwaalsbinding wordt verbroken. Stof is in gas fase.
Het smelt- kookpunt van een stof hangt samen met de sterkte van de vanderwaalsbinding. de
vanderwaalsbinding wordt sterker als de massa van de moleculen groter is.
Is de molecuulmassa gelijk-> kookpunt/smeltpunt kan wel verschillen. Bij een groter
contactoppervlak tussen de moleculen wordt de vanderwaalsbinding sterker. Dus hoe kleiner,
hoe zwakker= hoe lager kookpunt.
,3.5 Waterstofbruggen
Kookpunten en molecuulbouw
Niet altijd waar dat als massa groter is het kookpunt ook hoger is. Er zijn uitzonderingen=
Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een O-H- of een N-H-binding bevatten hebben een
hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou verwachten.
Water als polair molecuul
In een watermolecuul zijn twee polaire atoombindingen aanwezig daardat het O-atoom een
grotere elektronegativiteit heeft dat de H-atomen. Liniear molecuul= hoek tussen de atomen is
180 graden. Het H20 molecuul is niet liniear= molecuul met positisve kant en een negatieve
kand. Door de ladingsverdeling in het molecuul zullen de positieve en negatieve kanten van
verschillende moleculen elkaar aantrekken. Oefen een elektrostatische kracht op elkaar uit.
Polair= moleculen die een ladingsverdeling hebben= dipoolmoleculen. Binding tussen
verschillende dipoolmoleculen= dipool-dipoolbinding. De dipool-dipoolbinding draagt wel bij
aan kookpuntverhoging maar niet zoveel dat daarmee het hoge kookpunt van water te verklaren
in. Dipool-dipoolbinding treedt op naast vanderwaalsbinding, maar is vaak sterker.
Waterstofbruggen
Moleculen met NH-en/of OH-groepen hebben een hele sterkte dipool-dipoolbinding. De N- en O-
atomen hebben een grotere elektronegativiteit in vergelijking met H-atoom. Het positief geladen
proton van het H-atoom komt nu dichtbij de andere atoom. De heel sterkte dipool-dipoolbinding
die dan ontstaat= waterstofbrug.
Waterstofbrug wordt aangegeven met stippellijn.
Je tekent binding tussen de tegengesteld geladen atomen. Twee H-atomen van watermolecuul
kunnen ieder een waterstofbrug vormen + vanderwaalsbinding= verklaring hoge kookpunt
water.
Waterstofbruggen ook rol van ijsstructuur. Watermoleculen zo gerangschikt dat elk molecuul H-
atomen gericht heeft op O-atomen zo ontstaat een 6hoekinge holtes. In vloeibare form komen
deze lege ruimtes tussen moleculen minder vaak voor.
Apolaire moleculen
Moleculen zonder polaire atoombindingen zijn altijd apolair= geen ladingsverdeling in molecuul.
Wel mogelijk = wel polaire atoombindingen met die niet leiden tot polair molecuul. Dit komt
door de bouw van een molecuul. Hierdoor heeft het geen ladingsverdeling. Tussen deze
moleculen is er alleen een vanderwaalsbinding. vb: CO2. CO2= liniear molecuul en twee polaire
bindingen liggen in elkaar verlengde. Het dipooleffect wordt door bouw opgeheven. Gevolg->
CO2 is apolair.
3.6 Mengsels van moleculaire stoffen
oplossen
Oplossen van twee stoffen= vanderwaalsbindingen verbroken en tussen de twee stoffen nieuwe
gevormd. Als je bijv. Jood oplost in water-> niet alleen vanderwaalbindingen verbroken ook
waterstofbruggen. Jood kan geen waterstofbruggen vormen= en dus alleen
vanderwaalsbindingen ontstaan. Stof Jood lost daardoor niet goed op in water. Een apolaire stof
lost goed op in een apolair oplosmiddel en niet goed in een polair oplosmiddel. Polaire stoffen
lossen goed op in polaire oplosmiddelen want beide stoffen (middel en stof) kunnen
waterstofbruggen vormen.
Hydorfiele stoffen= stoffen die goed oplossen in water. Hydrofobe stoffen= lossen niet goed op in
water (apolair)
Sommige stoffen zijn hydrofiel en hydrofoob. Aceton heeft geen OH- of NH-groep en kan dus
geen waterstofbruggen vormen maar lost wel op in water. Bepaalde groepen, C=O-groep,
kunnen wel meedoen met waterstofbruggen. Groepen die dit kunnen =
, waterstofbrugontvangende groepen. Vormen zelf geen waterstofbruggen maar kunnen wel een
waterstofbrug ontvangen van de OH- of NH-groep.
Dynamisch evenwicht
De transportsnelheid van Jood in water naar wasbenzine= Sw->wb. Begint met alle Jood in
water= snelheid maximaal, terwijl transportsnelheid van Jood van wasbenizne naar water (Swb-
>W) nul is. In begin is de Jood-concentratie in water immers maximaal en komt er geen Jood in
de benzinelaag. Op een bepaald tijdstip zijn beide transportsnelheden gelijk. De concentraties
veranderen niet meer= evenwicht. Er gaan nog wel Joodmoleculen van de ene naar de andere
laag, maar per tijdseenheid gaat even veel Jood van water naar benzine als omgekeerd. Een
dergelijk evenwicht= dynamisch evenwicht.
Het aantal moleculen dat per seconde van de ene naar de andere vloeistof laag gaat is afhankelijk
van de concentratie. Bij evenwicht is de verhouding van de (jood)concentraties in beide
vloeistoffen altijd dezelfde waarde.
Constante waarde= concentratie Jood in water/concentratie Jood in benzine/
Als een stof zich kan verdelen over meerdere oplosmiddelen ontstaat uiteindelijk een
verdelingsevenwicht.
3.7 Volume van een mol gas
het volume van een mol gas
als je weet hoeveel gas je hebt. En de massa kun je bereken hoeveel mol van elk gas in de ballon
aanwezig is. Je weet de molaire massa en de massa. Je moet de massa van elk gas delen door de
molaire massa.
Als je het aantal mol vermenigvuldigt met het getal van Avogrado weet je het aantal moleculen.
Het blijkt dat bij een constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes van verschillende
gassen evenveel moleculen en dus evenveel mol. omdat moleculen dan een erg grote afstand tot
elkaar hebben, heeft de grootte van het molecuul geen invloed meer op het aantal moleculen dat
in een bepaalde ruimte past. Dit geldt voor alle gassen.
Significante cijfers
Met vermenigvuldigen en delen werk je met significante cijfers. Dit zijn alle cijfers die iets
zeggen over de nauwkeurigheid van gemeten waarden. Nullen waarmee een getal begin zijn
nooit significant, het aantal mol is soms geen meetwaarde, je hebt exact 1,00 mol. De molaire
massa is namelijk de massa in een gram van 1,00 mol stof.
Het eindantwoord heeft evenveel significante cijfers als de gemeten waarde met het kleinste
aantal significante cijfers. De nullen voor het getal tellen dus niet mee.
Rekenen aan het volume van een mol gas
Molair volume= het volume van 1,00 mol gas onder bepaalde omstandigheden. Een mol gas=
0,0420, je wilt weten wat 1 mol is= van de genomen hoeveelheid gas x 1 mol/ mol gas (0,0420).
Vm= molair volume. Het molair volume is afhankelijk van de temperatuur en de druk. Neemt de
temperatuur toe-> stijgt de waarde van Vm omdat een gas uitzet bij verhoging van temperatuur.
Hoe hoger de druk des te kleiner Vm wordt omdat de moleculen dichter naar elkaar toe worden
gedrukt. Meestal wordt het Vm bepaald onder standaarddruk p0. Standaard druk = 1,013 bar.
Binas 7a.
Let op! Bij het omreken van massa naar volume heb je twee situaties. Bij vaste stoffen en
vloeistoffen gebruik je dichtheid, bij gassen altijd het Vm.
Zie blz. 100 fig. 3.49
3.8 Percentage, promillage en ppm
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, creditcard of Stuvia-tegoed voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper mirtevanbaak. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €3,89. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 52510 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen