100% tevredenheidsgarantie Direct beschikbaar na je betaling Lees online óf als PDF Geen vaste maandelijkse kosten
logo-home
Eerder door jou gezocht
Eerder door jou gezocht
logo
Samenvatting alle VWO4 stof Nova Scheikunde €6,99
In winkelwagen
Snel navigeren naar
Voorbeeld
  2.  
  3. VWO / Gymnasium
  4.  
  5. Scheikunde

Samenvatting

Samenvatting alle VWO4 stof Nova Scheikunde
 0 keer verkocht

Samenvatting van alle relevante stof die in vwo 4 gegeven wordt voor het vak scheikunde. Hierbij zit er ook aantekeningen bij die in de les zijn opgenomen.

Voorbeeld 3 van de 16  pagina's

Document informatie

  • Nee
  • 1 t/m 4
  • 14 februari 2022
  • 16
  • 2020/2021
  • Samenvatting

Onderwerpen

Gekoppeld boek

book image

Titel boek:

Auteur(s):

  • Uitgave:
  • ISBN:
  • Druk:

Meer samenvattingen voor studieboek

Alles voor dit studieboek (55)

Geschreven voor

Alle documenten voor dit vak (2236)

Verkoper

avatar-seller
vladpopa

Voorbeeld van de inhoud

Scheikunde V4 stof voor SE 14/01/2020

1. Microstructuren

1.1 Atoombouw.
In 1911 kwam Ernest Rutherford met een model van een atoom. Het atoommodel verklaarde
dat de atoomkern een beetje positief geladen was en dat eromheen een elektronenwolk
zweefde. Hierin kwamen elektronen in voor. Dit waren klein negatief geladen deeltjes.

Bohr verfijnde Rutherford’s model door een vaste baan rond de kern toe te voegen. Deze banen
noemde hij elektronenschillen. Hoe verder van de kern een schil zich bevindt, hoe meer
elektronen hij kan bevatten.




De atomaire massaeenheid (unit, u) wordt gevormd
door de massa van protonen en neutronen. Eén unit is
gelijk aan 1,66x10-27 kg. Een proton en neutron hebben
massa van 1,0 u. Elektronen hebben een erg kleine
massa waardoor deze nauwelijks bijdraagt aan de
massa van een atoom.

Het elementair ladingskwantum (e) is een waarde die
de kleinst mogelijke lading vertoond die voor kan
komen bij een proton en een elektron. Deze waarde is gelijk aan 1,66x10-19 C.

Het atoomnummer is het aantal protonen dat zich in de kern van een atoom bevindt. Het aantal
protonen en elektronen zijn gelijk in een neutrale atoom, maar kan veranderen wanneer een
atoom een chemische reactie aangaat. Het aantal protonen verandert echter nooit.

Isotopen zijn atomen die hetzelfde aantal protonen in de kern hebben, maar een ander aantal
neutronen. Ze hebben dus hetzelfde atoomnummer maar een andere massa. Ze worden
onderscheiden door het massagetal: aantal protonen + neutronen in atoomkern.

De relatieve atoommassa is een gewogen gemiddelde van de massa’s van verschillende
isotopen die in de natuur voorkomen. In het periodiek systeem wordt deze massa vermeldt bij
elk atoom.

1.2 Periodiek systeem
Periodes lopen ten volgorde van atoomnummer van links naar rechts. Naarmate het
atoomnummer toeneemt, worden de periodes van het periodieke systeem steeds breder,
Telkens wanneer een nieuwe schil wordt aangesproken om elektronen in te plaatsen, wordt een
periode gestart (voorafgaande schil is niet per se leeg!).

,De elektronenconfiguratie is de manier waarop de elektronen zich verdeeld hebben over de
schillen. Dit bepaalt de chemische eigenschappen van een element. Valentie-elektronen
bevinden zich op de buitenste schil. De K-schil heeft 2 elektronen max, L-schil heeft 8 max en
de M-schil heeft er 18 max.

Edelgassen zijn elementen die pas later zijn ontdekt omdat ze nauwelijks reageren met andere
stoffen, Ze zijn heel erg stabiel, dus ze hebben een gebrek aan reactiviteit. De reactiviteit hangt
af van het aantal valentie-elektronen. Edelgassen hebben steeds twee of acht elektronen in de
buitenste schil. Deze elektronenconfiguratie is de edelgasconfiguratie. De octetregel is het feit
dat stabiele deeltjes over het algemeen acht elektronen in de buitenste schil hebben.

Alkalimetalen reageren heftig met halogenen en staan een elektron af tijdens een reactie. Het
ontstane positief geladen ion is stabiel omdat het de edelgasconfiguratie heeft. Halogenen
reageren met metalen en nemen een elektron op. Deze elementen bereiken de
edelgasconfiguratie door een extra elektron toe te voegen aan hun bijna volle buitenste schil.

Metalen: glanzend, vast bij kamertemperatuur, geleiden stroom en warmte goed,
Niet- metalen: gasvormig, niet glanzend, vloeibaar, geleiden geen stroom.

1.3. Metalen
Een metaalatoom heeft meestal een, twee of
drie elektronen in de buitenste schil. Door
enkele elektronen los te laten wordt de
edelgasconfiguratie benaderd en is de stof
stabieler. Er ontstaat een microstructuur van
positief geladen metaalresten en elektronen
die vrij tussen de metaalresten kunnen
bewegen. In het metaalrooster zien we de
metaalresten en elektronen.

De elektronen en positief geladen
metaalresten trekken elkaar sterk aan en zorgt ervoor dat een metaalatomen onderling een
stevige binding kan hebben. Deze metaalbinding zorgt voor een hoge smelt en kookpunt.
Meeste metalen zijn vast bij kamertemperatuur.

Wanneer er een stuk metaal in een stroomkring wordt
opgenomen zullen elektronen ongehinderd naar de
positieve pool kunnen bewegen en zo de stroom
geleiden. Deze vrije elektronen zorgen er ook voor dat
een metaal vervormbaar is. Wanneer je druk uitoefent
op een metaal en daarbij een rij atomen een of meer
plaatsen opschuift, verandert er aan het metaalrooster
feitelijk niets. In het nieuwe metaalrooster vormen zich
nieuwe metaalbindingen.

, Een mengsel van een vaste stof en een metaal heet een legering of alliage. Bij toevoeging van
een niet-metaal kan het metaalrooster veranderen en daardoor minder vervormbaar worden
bijvoorbeeld. De rijen metaalionen kunnen bij druk niet meer langs elkaar heen schuiven en het
materiaal kan meer kracht weerstaan. Het breekt wel bij een te grote kracht.

Ertsen zijn mineralen met een winbaar gehalte. Dit zijn onedele metalen en komen alleen voor
als verbindingen en zijn er chemische reacties nodig om metalen vrij te maken uit het mineraal.

1.4 Moleculen
Halogenen (groep 17) komen slechts een elektron te kort voor de edelgasconfiguratie. Dit tekort
kan worden aangevuld door een binding aan te gaan met een ander niet-metaalatoom. Bij deze
binding laten de atomen de buitenste elektronenschil overlappen en beide atomen plaatsen in
deze gedeelde schil een elektron. Dit gedeelde elektronenpaar zorgt ervoor dat beide atomen
die betrokken zijn bij deze atoombing, de edelgasconfiguratie bezitten. Het ontstane
atoomgroep noemen we een molecuul.

Een molecuulformule geeft aan welke atomen zich in een molecuul bevinden. De
structuurformule geeft aan wat het structuur van het molecuul is. Wanneer de atoombinding
wordt gebroken dan is er een chemische reactie aanwezig.

De covalentie is het aantal atoombindingen dat een element moet vormen om de
edelgasconfiguratie te verkrijgen. Hoe verder het element verwijderd is van de edelgassen, hoe
meer elektronen het moet delen om aan het gewenste aantal te komen. Een atoombinding
waarbij een elektron gedeeld wordt heet ook wel een covalentie binding.

Vanderwaalsbinding is een binding die moleculen bij elkaar houdt in de vaste en vloeibare fase.
Het is een gevolg van een tijdelijke ladingsverschil in het molecuul. De positief en negatief
geladen delen trekken de tegenovergesteld geladen delen op andere moleculen weer aan. De
vanderwaalsbinding is niet sterk omdat het maar tijdelijk is. Ze zijn sterker naarmate het
molecuul meer elektronen bevat en het contactoppervlak tussen moleculen groter is. De zware
en langgerekte moleculen hebben sterkere vanderwaalsbindingen dan lichte en vertakte. De
hoogte van het kookpunt van een moleculaire stof is afhankelijk van de sterkte van de
vanderwaalsbinding. Deze neemt toe wanneer de massa van de deeltjes groter worden.

1.5 Zouten
Ionen zijn deeltjes die ontstaan door een chemische reactie waarbij een metaal een of meer
elektronen kan afgeven aan een niet-metaal. Positieve en negatieve ionen vormen samen een
zout. De positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan en vormen een ionbinding. Door deze
bindingen zijn ionen bijna altijd vast bij kamertemperatuur en in het ionrooster zijn de ionen om
en om gerangschikt, zodat een positief ion zoveel mogelijk omringd is door negatieve ionen en
andersom. Dit moet, het ionrooster zou anders uit elkaar vallen als de verhouding niet klopt.
De verhoudingsformule geeft aan welke ionen, in welke kleinst mogelijke verhouding aanwezig
zijn in een zout.

Dit zijn jouw voordelen als je samenvattingen koopt bij Stuvia:

Bewezen kwaliteit door reviews

Bewezen kwaliteit door reviews

Studenten hebben al meer dan 850.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet jij zeker dat je de beste keuze maakt!

In een paar klikken geregeld

In een paar klikken geregeld

Geen gedoe — betaal gewoon eenmalig met iDeal, creditcard of je Stuvia-tegoed en je bent klaar. Geen abonnement nodig.

Direct to-the-point

Direct to-the-point

Studenten maken samenvattingen voor studenten. Dat betekent: actuele inhoud waar jij écht wat aan hebt. Geen overbodige details!

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 vladpopa. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.

Zit ik meteen vast aan een abonnement?

Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €6,99. Je zit daarna nergens aan vast.

Is Stuvia te vertrouwen?

4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)

Afgelopen 30 dagen zijn er 69052 samenvattingen verkocht

Opgericht in 2010, al 15 jaar dé plek om samenvattingen te kopen

Begin nu gratis
€6,99
  • (0)
In winkelwagen
Toegevoegd