Introductie
Het
vak
Scheikunde
op
vwo-‐niveau
bevat
volgens
de
syllabus
een
aantal
domeinen.
Deze
domeinen
zijn:
• Domein
A:
Vaardigheden
• Domein
B:
Stoffen
en
materialen
in
de
chemie
• Domein
C:
Chemische
processen
en
behoudswetten
• Domein
D:
Ontwikkelen
van
chemische
kennis
• Domein
E:
Innovatie
en
chemisch
onderzoek
• Domein
F:
Industriële
(chemische)
processen
• Domein
G:
Maatschappij,
techniek
en
technologie
In
het
centraal
examen
komen
de
volgende
(sub)domeinen
aan
bod:
• Domein
A:
Vaardigheden
• Domein
B:
Stoffen
en
materialen
in
de
chemie
o Domein
B1:
Deeltjesmodellen
o Domein
B2:
Eigenschappen
en
modellen
o Domein
B3:
Bindingen
en
eigenschappen
o Domein
B4:
Bindingen,
structuren
en
eigenschappen
• Domein
C:
Chemische
processen
en
behoudswetten
o Domein
C1:
Chemische
processen
o Domein
C2:
Chemisch
rekenen
o Domein
C3:
Behoudswetten
en
kringlopen
o Domein
C4:
Reactiekinetiek
o Domein
C5:
Chemisch
evenwicht
o Domein
C6:
Energieberekeningen
• Domein
D:
Ontwikkelen
van
chemische
kennis
o Domein
D1:
Chemische
vakmethoden
o Domein
D3:
Chemische
synthese
• Domein
E:
Innovatie
en
chemisch
onderzoek
o Domein
E1:
Chemisch
onderzoek
o Domein
E2:
Selectiviteit
en
specificiteit
• Domein
F:
Industriële
(chemische)
processen
o Domein
F1:
Industriële
processen
o Domein
F2:
Groene
chemie
o Domein
F3:
Energieomzettingen
• Domein
G:
Maatschappij,
techniek
en
technologie
o Domein
G1:
Chemie
van
het
leven
o Domein
G2:
Milieueffectrapportage
o Domein
G3:
Energie
en
industrie
Deze
(sub)domeinen
worden
in
deze
samenvatting
afzonderlijk
behandeld,
afgezonderd
van
domein
A:
dit
zijn
vaardigheden
die
je
in
de
loop
der
jaren
bij
scheikunde
hebt
opgedaan.
Voor
deze
samenvatting
is
gebruikgemaakt
van
de
volgende
bronnen:
• Samengevat
Scheikunde
vwo
(uitgever:
ThiemeMeulenhoff)
• Chemie
6e
editie
4
vwo
(uitgever:
Noordhoff
Uitgevers)
• Chemie
6e
editie
5
vwo
(uitgever:
Noordhoff
Uitgevers)
• Chemie
6e
editie
6
vwo
(uitgever:
Noordhoff
Uitgevers)
,Domein
B:
Stoffen
en
materialen
in
de
chemie
Domein
B1:
Deeltjesmodellen
In
dit
domein
moet
je
deeltjesmodellen
kunnen
beschrijven
en
gebruiken.
Atoommodel
Volgens
het
atoommodel
(van
Bohr)
bestaat
een
atoom
uit
• een
kern
bestaande
uit
protonen
(positief
geladen
deeltjes)
en
neutronen
(neutraal
geladen
deeltjes);
het
atoomnummer
geeft
het
aantal
protonen
in
de
kern
aan
en
het
massagetal
het
aantal
protonen
plus
neutronen;
• elektronenschillen
gevuld
door
elektronen
(negatief
geladen
deeltjes)
die
verdeelt
zijn
over
de
schillen.
Het
aantal
elektronen
in
deze
schillen
is
bij
een
atoom
gelijk
aan
het
aantal
protonen
in
de
kern.
In
de
eerste
schil
(de
K-‐schil)
passen
twee
elektronen,
in
de
tweede
(de
L-‐schil)
passen
er
acht
en
in
de
derde
(de
M-‐schil)
passen
er
achttien.
Hoe
de
verdeling
vanaf
de
vierde
schil
(de
N-‐schil)
verloopt,
hoef
je
voor
je
examen
niet
te
weten.
Het
maximum
aantal
elektronen
in
de
eerste
drie
schillen
kun
je
berekenen
met
2n2,
waarbij
n
=
1
(K-‐schil),
2
(M-‐schil)
of
3
(L-‐schil).
Bij
veel
elementen
komen
isotopen
voor:
bij
deze
atomen
is
het
atoomnummer
gelijk,
maar
verschilt
het
massagetal
(er
zitten
meer
neutronen
in
de
kern).
De
lading
en
massa
van
elektronen,
neutronen
en
protonen
is
de
vinden
in
Binas
T7.
Periodiek
systeem
In
het
periodiek
systeem
der
elementen
zijn
alle
elementen
gerangschikt
op
atoomnummer.
Hierbij
ontstaan
groepen
waarbij
de
elementen
chemisch
op
elkaar
lijken.
Een
groep
is
een
verticale
kolom,
een
periode
is
een
horizontale
regel.
In
het
periodiek
systeem
is
een
aantal
groepen
belangrijk:
• groep
1:
alkalimetalen;
• groep
17:
halogenen;
• groep
18:
edelgassen.
Stoffen
kun
je
met
behulp
van
stroomgeleiding
in
drie
groepen
verdelen:
• moleculaire
stoffen:
geleiden
geen
stroom;
• metalen:
geleiden
stroom;
• zouten:
geleiden
stroom.
Een
zout
is
opgebouwd
uit
een
metaal
en
een
niet-‐metaal.
De
metalen
en
niet-‐metalen
komen
hierbij
voor
als
ionen:
een
deeltje
die
extra
elektronen
(en
dus
een
min-‐lading)
of
juist
minder
elektronen
(en
dus
een
plus-‐lading)
heeft.
Een
ion
noteer
je
bijvoorbeeld
als
Ag+.
In
het
periodiek
systeem
zijn
de
metalen
en
niet-‐metalen
te
herkennen:
de
‘trap’
aan
de
rechterkant
vormt
de
scheiding
tussen
niet-‐metalen
(rechterkant)
en
metalen
(linkerkant).
Een
afwijking
hierbij
is
waterstof
(linksboven):
dit
is
een
niet-‐metaal.
De
eigenschappen
van
elementen
in
bepaalde
groepen
hangt
nauw
samen
met
de
hoeveelheid
elektronen
in
de
buitenste
schil.
Volgens
het
atoommodel
van
Bohr
liggen
elektronen
steeds
verder
van
de
kern.
Wanneer
het
één
elektron
in
een
verafgelegen
schil
betreft,
is
de
aantrekking
op
dit
elektron
laag,
waardoor
de
ionisatie-‐energie
(energie
die
nodig
is
om
aantrekkende
kernkracht
te
overwinnen)
laag
ligt.
Deze
eigenschap
geldt
voor
elementen
in
groepen:
alle
alkalimetalen
hebben
slechts
één
elektron
in
hun
buitenste
schil,
waardoor
ze
gemakkelijk
ioniseren
(en
dus
ionen
worden).
De
edelgassen
daarentegen
hebben
hun
buitenste
schil
vol,
waardoor
ze
nauwelijks
te
ioniseren
zijn
(en
dus
niet-‐reactief
zijn).
Uit
bovenstaand
voorbeeld
blijkt
dat
de
verdeling
van
elektronen
over
de
schillen
belangrijk
is.
Deze
verdeling
wordt
de
elektronenconfiguratie
genoemd.
Zo
is
de
elektronenconfiguratie
van
het
element
natrium
2,
8,
1
(de
K-‐schil
bevat
2
elektronen,
de
L-‐schil
8
en
de
M-‐schil
1).
De
,elektronen
in
de
buitenste
schil
heten
valantie-‐elektronen.
Natrium
heeft
dus
1
valentie-‐
elektron.
Elementen
streven
naar
een
edelgasconfiguratie:
hierbij
is
de
buitenste
elektronschil
volledig
gevuld
met
elektronen.
Dit
geldt
ook
wanneer
atomen
een
molecuul
vormen.
Hierbij
geldt
in
het
algemeen
de
octetregel:
bij
het
ontstaan
van
een
molecuul
vormen
de
atomen
zoveel
atoombindingen
totdat
ze
acht
elektronen
in
de
buitenste
schil
hebben.
Symbolen
en
naamgeving
Je
moet
van
verschillende
elementen
de
naam
en
het
symbool
kunnen
geven.
Beide
kun
je
vinden
in
Binas
T99.
Ook
moet
je
van
verschillende
stoffen
de
naam
en
molecuulformule
kunnen
geven,
zoals
de
eerste
tien
alkanen.
Bij
het
opbouwen
van
een
zout
uit
een
metaal
en
een
niet-‐metaal,
moet
er
gelet
worden
op
de
lading
van
de
ionen.
Het
aantal
positieve
lading
moet
gelijk
zijn
aan
het
aantal
negatieve
lading.
Dit
doe
je
volgens
onderstaand
stappenplan:
1. Ga
na
welke
ionen
in
het
zout
aanwezig
zijn.
2. Bepaal
de
verhouding
waarin
de
ionen
aanwezig
zijn
voor
een
elektrisch
neutraal
zout.
3. Schrijf
de
verhoudingsformule
op
met
behulp
van
indexcijfers.
4. Schrijf
de
formule
op
(opmerking:
zout
is
altijd
neutraal).
Een
voorbeeld
van
een
zout:
Na2+(SO42-‐).
Een
kristalrooster
van
een
zout
kan
water
bevatten.
Dit
heet
kristalwater.
Zouten
die
kristalwater
bevatten,
worden
hydraten
genoemd.
Hydraten
noteer
je
altijd
als:
Z
∙
nH2O
(waarbij
Z
het
zout
is).
Een
voorbeeld:
CaCl2
∙
6H2O.
Een
belangrijk
onderdeel
van
de
scheikunde
is
naamgeving.
Er
bestaan
allerlei
karakteristieke
groepen,
die
allen
een
voor-‐
en
achtervoegsel
kennen.
Wanneer
een
organische
verbinding
één
van
deze
karakteristieke
groepen
bevat,
heeft
dit
gevolgen
voor
de
naam
van
de
verbinding.
De
basis
van
een
organische
verbinding
is
meestal
een
koolstofketen.
Er
zijn
drie
soorten
ketens:
• alkanen:
bestaan
uit
enkele
bindingen
tussen
C-‐atomen
(algemene
formule:
CnH2n+2);
• alkenen:
bevat
een
dubbele
binding
tussen
C-‐atomen
(algemene
formule:
CnH2n);
• alkynen:
bevat
een
driedubbele
binding
tussen
C-‐atomen
(algemene
formule:
CnH2n-‐2).
De
lengte
van
de
koolstofketen
bepaalt
de
naam.
De
volgende
voorvoegsels
worden
gebruikt:
aantal
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
koolstofatomen
voorvoegsel
meth-‐
eth-‐
prop-‐
but-‐
pent-‐
hex-‐
hept-‐
oct-‐
dec-‐
non-‐
Het
achtervoegsel
wordt
bepaalt
door
de
soort:
alkanen
hebben
als
achtervoegsel
–aan,
alkenen
–een
en
alkynen
–yn.
Aan
een
koolstofketen
kunnen
allerlei
andere
groepen
voorkomen.
Dit
heeft
gevolgen
voor
de
naamgeving
van
het
molecuul.
Veel
voorkomende
karakteristieke
groepen:
• OH-‐groep:
behoren
tot
de
alkanolen
(achtervoegsel:
-‐ol);
• C=O-‐groep:
behoren
tot
de
alkanolen
en
alkanalen
(achtervoegsel:
-‐on
of
-‐al);
o een
C=O-‐groep
aan
een
uiteinde
van
een
keten
is
een
alkanal
(-‐al)
(aldehyde);
o een
C=O-‐groep
ergens
in
de
keten
is
een
alkanol
(-‐on)
(keton).
• COOH-‐groep:
behoren
tot
de
alkaanzuren
(achtervoegsel:
-‐zuur);
• NH2-‐groep:
behoren
tot
de
alkaanaminen
(achtervoegsel:
-‐amine);
• COC-‐groep:
behoren
tot
de
alkoxyalkanen
(achtervoegsel:
-‐oxy);
• COOC-‐groep:
behoren
tot
de
esters
(achtervoegsel:
-‐oaat).
Een
overzicht
van
alle
groepen
met
hun
voor-‐
en
achtervoegsels
is
te
vinden
in
Binas
T66D.
,Het
naamgeven
van
een
molecuul
kan
aan
de
hand
van
volgend
stappenplan:
1. Zoek
de
hoofdketen
(langste
ononderbroken
C-‐keten).
Deze
keten
krijgt
de
stamnaam.
2. Kijk
welke
karakteristieke
groep(en)
aanwezig
is
(of
zijn).
Bij
één
karakteristieke
groep
wordt
het
achtervoegsel
van
deze
groep
gebruikt.
Bij
twee
of
meer
groepen
wordt
gekeken
naar
de
prioriteitenlijst
in
Binas
T66D:
de
hoogst
gerangschikte
groep
krijgt
het
achtervoegsel,
de
ander(e)
een
voorvoegsel.
3. Kijk
welke
zijgroepen
er
zijn
en
hoeveel.
Let
ook
op
de
positie
van
deze
zijgroepen.
4. Geef
de
zijgroepen
allemaal
hun
eigen
nummer
(begin
te
tellen
vanaf
het
eerste
koolstofatoom
bij
de
karakteristieke
groep;
wanneer
er
geen
karakteristieke
groep
is
zorg
je
ervoor
dat
het
totale
getal
zo
laag
mogelijk
is).
5. Completeer
de
naamgeving
door
de
namen
alfabetisch
te
sorteren
en
zet
de
plaatsnummer
zo
dicht
mogelijk
bij
het
achtervoegsel.
Dus:
propaan-‐2-‐amine
in
plaats
van
2-‐propaanamine.
Het
tekenen
van
de
structuur
van
een
gegeven
systematische
naam
kan
als
volgt:
1. Let
op
de
stamnaam:
deze
levert
het
aantal
koolstofatomen
en
eventueel
de
karakteristieke
groep
van
het
molecuul.
2. Zet
de
zijgroepen
en
karakteristieke
groepen
op
de
juiste
plaats
aan
de
hoofdketen.
3. Zorg
ervoor
dat
alle
C-‐atomen
vier
bindingen
hebben
door
aan
elk
C-‐atoom
H-‐atomen
toe
te
voegen.
Bij
organische
chemie
kunnen
molecuulformules
van
verbindingen
identiek
zijn,
terwijl
de
structuurformule
(ruimtelijke
weergave)
anders
is.
Dit
verschijnsel
heet
structuurisomerie.
Lewisstructuur
en
mesomerie
In
een
Lewisstructuur
geef
je
alle
elektronen
in
de
buitenste
schil
aan
om
na
te
gaan
of
een
molecuul
aan
de
octetregel
voldoet.
Een
elektronenpaar
geef
je
dan
met
een
streep
weer.
Er
zijn
twee
soorten
elektronenparen:
vrije
elektronenparen
(cirkelen
alleen
om
het
atoom)
en
gemeenschappelijke
elektronenparen
(vormen
paar
met
elektronen
tussen
twee
atomen).
Bij
een
radicaal
(deeltjes
met
oneven
aantal
elektronen)
geef
je
het
resterende
elektron
als
een
stip
weer.
Het
opstellen
van
de
Lewisstructuur
doe
je
als
volgt:
1. Bepaal
het
totaal
aantal
valentie-‐elektronen
van
alle
atomen
in
het
molecuul.
Bereken
daarmee
het
aantal
elektronenparen
dat
beschikbaar
is.
2. Bepaal
hoeveel
elektronen
nodig
zijn
om
alle
atomen
een
edelgasconfiguratie
te
bezorgen.
Bereken
daarmee
hoeveel
elektronenparen
voor
de
edelgasconfiguratie
van
alle
atomen
nodig
zijn.
3. Bereken
het
verschil
tussen
beide
aantallen
elektronenparen:
dit
is
het
aantal
gemeenschappelijke
elektronenparen.
4. Plaats
de
gemeenschappelijke
elektronenparen
tussen
de
atomen
van
het
molecuul.
5. Ga
na
welke
atomen
nog
geen
vier
elektronenparen
hebben.
Plaats
bij
deze
atomen
vrije
elektronenparen,
zodat
aan
de
octetregel
wordt
voldaan.
In
een
Lewisstructuur
kunnen
ladingen
voorkomen.
Bij
het
atoom
dat
een
lading
bezit,
geef
je
de
formele
lading
weer.
Deze
formele
lading
is
bijvoorbeeld
bij
een
OH ! -‐molecuul
1–
op
het
zuurstofatoom.
Soms
is
er
bij
moleculen
sprake
van
mesomerie:
er
zijn
gedelokaliseerde
elektronen
aanwezig,
waardoor
er
sprake
is
van
grensstructuren
(er
zijn
meerdere
structuren
mogelijk).
Het
opstellen
van
grensstructuren
doe
je
als
volgt:
1. Stel
een
Lewisstructuur
op
voor
het
molecuul
of
ion.
Vermeld
eventueel
ladingen.
2. Ga
na
of
je
door
het
verplaatsen
van
één
of
meer
elektronenparen
andere
Lewisstructuren
kunt
maken.
De
atomen
moeten
hierbij
op
hun
plaats
blijven.
3. Teken
tussen
de
verschillende
gevonden
grensstructuren
een
tweekantige
pijl.
,Domein
B2:
Eigenschappen
en
modellen
In
dit
domein
moet
je
bij
beschreven
onderzoeken
aan
stoffen
en
materialen
macroscopische
eigenschappen
kunnen
verklaren
met
deeltjesmodellen.
Stofeigenschappen
Stoffen
kun
je
onderverdelen
in
niet-‐ontleedbare
stoffen
en
ontleedbare
stoffen.
Een
niet-‐
ontleedbare
stof
kun
je
niet
verder
opdelen
in
atomen,
een
ontleedbare
stof
wel.
Zuivere
stoffen
hebben
een
smelt-‐
en
kookpunt.
Mengsels
hebben
een
smelt-‐
en
kooktraject:
in
het
mengsel
bevinden
zich
verschillende
stoffen
die
ieder
een
eigen
smelt-‐
en
kookpunt
hebben.
Mengsels
Stoffen
kun
je
verdelen
in
mengsels
en
zuivere
stoffen.
Bij
mengsels
zijn
verschillende
zuivere
stoffen
door
elkaar
gemengd;
bij
zuivere
stoffen
bestaat
de
stof
uit
één
soort
molecuul.
Er
zijn
verschillende
mogelijkheden
voor
een
mengsel:
• oplossing:
mengsel
van
twee
zuivere
goed-‐mengbare
vloeistoffen;
• suspensie:
mengsel
van
een
fijn
verdeelde
vaste
stof
en
een
vloeistof;
• emulsie:
mengsel
van
twee
niet-‐mengbare
vloeistoffen;
o ontmenging
wordt
bij
een
emulsie
voorkomen
door
een
emulgator
• legering:
een
mengsel
van
verschillende
metalen.
Een
mengsel
kan
homogeen
of
heterogeen
zijn.
Bij
een
homogeen
mengsel
zijn
de
stoffen
perfect
gemengd,
terwijl
dit
bij
een
heterogeen
mengsel
niet
het
geval
is.
Een
voorbeeld
van
een
homogeen
mengsel
is
een
oplossing;
een
voorbeeld
van
een
heterogeen
mengsel
een
suspensie.
Domein
B3:
Bindingen
en
eigenschappen
In
dit
domein
moet
je
met
behulp
van
kennis
over
bindingen
in
en
tussen
deeltjes
eigenschappen
van
stoffen
en
materialen
kunnen
verklaren.
Roosters
en
bindingen
In
een
rooster
zijn
atomen
op
een
bepaalde
manier
gerangschikt.
Er
zijn
verschillende
roosters:
• metaalrooster:
een
rooster
van
metalen;
o metaalbinding:
door
verplaatsende
vrije
elektronen
tussen
verschillende
atoomkernen
worden
kernen
bij
elkaar
gehouden.
• ionrooster:
in
een
zout
wisselen
positieve
en
negatieve
ionen
elkaar
af
in
een
rooster;
o ionbinding:
aantrekking
tussen
negatieve
en
positieve
ionen.
• molecuulrooster:
deeltjes
oefenen
krachten
op
elkaar
uit
-‐>
kristalrooster;
o vanderwaalsbindingen:
aantrekking
tussen
atomen
door
ladingen;
o waterstofbruggen:
aantrekking
tussen
dipolen
(elektrisch
geladen
deeltjes).
• atoomrooster:
een
rooster
van
atomen.
o atoombinding:
binding
tussen
atomen
door
gemeenschappelijk
elektronenpaar;
o covalente
binding:
zie
atoombinding.
Naast
de
bovenstaande
atoom-‐
of
ionbinding,
zijn
er
ook
andere
bindingen
tussen
atomen
en
moleculen.
Bij
een
polaire
atoombinding
is
er
sprake
van
een
gedeeltelijke
negatieve
lading
op
een
gebonden
N-‐,
O-‐
of
F-‐atoom.
Deze
negatieve
lading
ontstaat
wanneer
er
sprake
is
van
een
dipool:
een
molecuul
die
uit
een
negatieve
en
een
positieve
pool
bestaat.
Stoffen
die
uit
dipoolmoleculen
bestaan,
heten
polaire
stoffen.
Stoffen
met
moleculen
die
geen
dipool
zijn,
heten
apolaire
stoffen.
,Oplosbaarheid
Een
belangrijke
stofeigenschap
is
oplosbaarheid.
Een
belangrijk
oplosmiddel
is
water.
Water
bestaat
uit
dipoolmoleculen.
In
het
algemeen
geldt:
polaire
stoffen
mengen
onderling
goed.
Stoffen
die
goed
mengen
met
water
noem
je
hydrofiele
stoffen.
Apolaire
stoffen
mengen
onderling
ook
goed.
Polaire
en
apolaire
stoffen
samen
mengen
niet
goed.
Stoffen
die
niet
met
water
mengen
worden
hydrofoob
genoemd.
Een
water
molecuul
is
opgebouwd
uit
twee
waterstofatomen
en
een
zuurstofatoom.
In
dit
molecuul
hebben
de
waterstofatomen
een
δ! -‐lading
(kleine
positieve
lading)
en
hebben
zuurstofatomen
een
δ! -‐lading.
Deze
ladingen
trekken
elkaar
aan:
het
ene
waterstofmolecuul
trekt
het
andere
waterstofmolecuul
aan.
Deze
sterke
dipool-‐dipool
aantrekking
heet
een
waterstofbrug
of
H-‐brug.
Hetzelfde
verschijnsel
treedt
op
bij
NH-‐groepen:
hier
heeft
het
waterstofatoom
een
δ! -‐lading
en
het
stikstofatoom
een
δ! -‐lading.
Ook
bij
HF-‐groepen
is
dit
het
geval.
Een
waterstofbrug
zorgt
voor
sterke
intermoleculaire
krachten
(krachten
tussen
moleculen),
waardoor
de
stof
een
hoger
kookpunt
heeft.
De
kracht
van
waterstofbruggen
is
veel
groter
dan
de
vanderwaalskracht.
De
vanderwaalsbinding
treedt
altijd
op:
de
positieve
kernen
van
het
ene
atoom
trekken
de
elektronen
van
het
andere
atoom
aan.
Domein
B4:
Bindingen,
structuren
en
eigenschappen
In
dit
domein
moet
je
op
basis
van
kennis
van
structuren
en
de
bindingen
in
en
tussen
deeltjes
eigenschappen
van
stoffen
en
materialen
kunnen
verklaren
en
omgekeerd
vanuit
de
eigenschappen
van
stoffen
of
materialen
structuren
kunnen
voorspellen.
Stofopbouw
De
opbouw
van
een
stof
is
van
belang
voor
het
elektrisch
geleidingsvermogen,
de
vervormbaarheid,
de
uv-‐lichtgevoeligheid
en
de
corrosiegevoeligheid.
Het
elektrisch
geleidingsvermogen
is
afhankelijk
van
de
aanwezigheid
en
beweeglijkheid
van
ladingsdragers.
In
metalen
zijn
de
ladingsdragers
elektronen.
Er
is
hier
sprake
van
een
metaalrooster
met
vrij
bewegende
elektronen.
Een
andere
ladingsdrager
is
een
ion.
In
een
vloeistof
kan
een
ion
vrij
bewegen
en
kan
er
(wanneer
er
spanning
wordt
aangebracht)
transport
van
lading
plaatsvinden.
De
vervormbaarheid
van
stoffen
heeft
te
maken
met
structuren
van
een
groot
molecuul.
Een
stof
wordt
meer
vervormbaar
wanneer
er
sprake
is
van
roosterfouten.
Dit
zijn
onregelmatig-‐
heden
in
roosters.
Deze
kunnen
ontstaan
wanneer
er
een
gat
of
ander
atoom
in
een
rooster
bevindt,
maar
ook
wanneer
er
sprake
is
van
een
korrelgrens.
Bij
deze
grens
zijn
kristalgebiedjes
(korrels)
op
een
tegengestelde
manier
geordend.
Bij
polymeren
kan
de
vervormbaarheid
beïnvloedt
worden
met
een
weekmaker.
De
moleculen
van
een
weekmaker
bevinden
zich
tussen
de
polymeerketens,
waardoor
de
vanderwaalskracht
afneemt
en
de
vervormbaarheid
toeneemt.
Weekmakers
kunnen
verdampen
uit
de
stof.
Polymeren
kennen
een
bepaalde
opbouw.
Een
polymeer
kan
een
thermoplast
(vervormbaar)
of
thermoharder
(niet-‐vervormbaar)
zijn.
De
uv-‐lichtgevoeligheid
komt
vooral
voor
bij
polymeren.
Uv-‐licht
kan
ervoor
zorgen
dat
meervoudige
atoombindingen
(zoals
C=C)
of
crosslinks
(atoombindingen
tussen
verschillende
polymeerketens)
breken,
waardoor
er
depolymerisatie
(polymeer
wordt
afgebroken
in
kleinere
stukken)
plaatsvindt.
Dit
kan
worden
tegengegaan
met
uv-‐stabilistaoren.
De
corrosiegevoeligheid
komt
voor
bij
metalen.
Corrosie
is
een
ongewenste
reactie
tussen
een
metaal,
lucht
en
water.
Dit
proces
treedt
op
wanneer
een
metaal
onedel
is.
Corrosie
kan
voorkomen
worden
door
een
beschermende
laag
aan
te
brengen.
,Moderne
materialen
Er
bestaan
veel
moderne
materialen,
met
allen
karakteristieke
eigenschappen.
Een
aantal
van
deze
moderne
materialen:
• composieten:
opgebouwd
uit
twee
sterk
verschillende
materialen;
o door
laagjes
van
verschillende
materialen
ontstaat
een
hard
materiaal.
• polymeren:
opgebouwd
uit
lange
ketens
van
monomeren;
o wanneer
er
sprake
is
van
geconjugeerde
(afwisselende)
dubbele
bindingen
in
een
organisch
polymeer,
is
het
een
elektrisch
geleidend
polymeer;
door
mesomere
grensstructuren
kan
er
transport
van
lading
plaatsvinden.
• keramische
materialen:
opgebouwd
uit
twee
of
meer
atoomsoorten,
waarvan
minimaal
één
een
niet-‐metaal
is;
door
verhitting
(sinteren)
ontstaat
keramiek.
Keramiek
is
hard
en
sterk,
maar
ook
bros
(door
het
uitoefenen
van
een
kracht
verschuiven
ladingen
in
het
rooster,
waardoor
afstoting
tussen
ionen
plaatsvindt
en
een
scherpe
breuk
ontstaat).
o ionair
keramiek:
ontstaat
uit
zouten;
o covalent
keramiek:
ontstaat
uit
niet-‐metalen.
Ruimtelijke
structuren
De
ruimtelijke
bouw
van
samengestelde
ionen
en
moleculen
kun
je
voorspelen
met
de
VSEPR-‐
theorie
(afkorting
voor
Valentie-‐Schil-‐Elektronen-‐Paar-‐Repulsie-‐Theorie).
Belangrijk
bij
het
opstellen
van
een
ruimtelijke
bouw
volgens
deze
theorie
is
het
omringingsgetal.
Het
omringingsgetal
van
een
atoom
X
is
het
aantal
gebonden
andere
atomen
aan
X
plus
het
aantal
vrije
elektronenparen
rond
X.
Er
zijn
dus
vier
mogelijkheden:
• vier-‐omringing:
er
is
sprake
van
een
tetraëder
(bindingshoeken
109,5˚);
• drie-‐omringing:
er
is
sprake
van
een
plat
vlak
(bindingshoeken
120˚);
• twee-‐omringing:
er
is
sprake
van
een
lineair
molecuul
(bindingshoeken
180˚).
Met
behulp
van
de
VSEPR-‐theorie
kun
je
concluderen
of
een
deeltje
een
dipool
is.
Bij
een
dipoolmolecuul
bestaat
een
molecuul
uit
twee
polen.
Deze
polen
mogen
elkaar
niet
opheffen.
Wanneer
aan
één
kant
van
het
molecuul
een
netto-‐pluslading
aanwezig
is,
en
aan
de
andere
kant
van
het
molecuul
een
netto-‐minlading,
is
er
sprake
van
een
dipool.
De
ruimtelijke
structuur
is
van
invloed
op
eigenschappen
van
een
molecuul.
Voorbeelden
van
veelvoorkomende
ruimtelijke
structuren:
• vetten
en
oliën:
drievoudige
esters
van
glycerol
en
vetzuren
(triglyceriden);
o onverzadigd
vet:
vet
met
dubbele
bindingen;
§ minder
sterke
vanderwaalskracht
-‐>
vloeibaar
bij
kamertemperatuur;
§ worden
ook
wel
oliën
genoemd.
o verzadigd
vet:
vet
zonder
dubbele
bindingen.
§ sterke
vanderwaalskracht
-‐>
vast
bij
kamertemperatuur;
§ worden
ook
wel
oliën
genoemd.
• eiwitten:
secundaire
structuur
gevormd
door
onder
andere
𝛼 -‐helices
en
𝛽 -‐sheets.
, Domein
C:
Chemische
processen
en
behoudswetten
Domein
C1:
Chemische
processen
In
dit
domein
moet
je
chemische
reacties
en
fysische
processen
kunnen
beschrijven
in
termen
van
reactiviteit
en
het
vormen
en
verbreken
van
(chemische)
bindingen.
Bindingen
Bindingen
kunnen
gevormd
en
afgebroken
worden.
Bij
het
oplossen
van
een
moleculaire
stof
in
water
zijn
er
drie
situaties
mogelijk:
de
stof
lost
goed
op
(hydrofiel),
de
stof
lost
matig
op
(deels
hydrofiel,
deels
hydrofoob)
en
de
stof
lost
niet
op
(hydrofoob).
Bij
het
oplossen
van
een
moleculaire
stof
in
water
kunnen
waterstofbruggen
gevormd
worden.
Wanneer
je
een
zout
oplost
in
water,
zijn
de
ionen
van
een
zout
omgeven
door
watermoleculen
(hydratatie).
De
watermoleculen
zullen
met
hun
negatieve
kant
(zuurstofatoom)
naar
positieve
ionen
gericht
zijn
en
met
hun
positieve
kant
(waterstofatomen)
naar
negatieve
ionen.
Zo
ontstaat
een
ion-‐dipool
binding.
De
ionen
kunnen
hierdoor
niet
meer
met
elkaar
reageren
en
een
zout
vormen.
Bij
het
oplossen
van
een
zout
in
water,
splits
het
zout
in
ionen.
Een
voorbeeld:
!"#.
NaCl
Na!
+
Cl!
Andere
bekende
bindingen
in
water
zijn
die
van
zuren
en
basen.
• zuur:
kan
H ! -‐ion
afstaan
(protondonor);
o in
water
ontstaat
er
in
een
zure
oplossing
een
oxoniumion
(H! O! ).
§ ontstaat
doordat
water
met
het
extra
H ! -‐ion
reageert.
• base:
kan
H ! -‐ion
opnemen
(protonacceptor).
o in
water
ontstaat
er
in
een
basische
oplossing
een
hydroxide-‐ion
(OH ! ).
§ ontstaat
doordat
de
base
een
H ! -‐ion
van
water
opneemt.
Bindingen
kunnen
ook
verbroken
of
gevormd
worden
wanneer
een
stof
verhit
of
afgekoeld
wordt.
Belangrijk
hierbij
zijn
de
fasen
van
stoffen.
Er
zijn
drie
fasen
met
eigen
faseaanduidingen:
vaste
stof
(s),
vloeistof
(l)
en
gas
(g).
Er
zijn
hierbij
vier
mogelijkheden:
• verdampen:
vloeistofmoleculen
gaan
over
in
de
gasfase;
• condenseren:
gasmoleculen
gaan
over
in
de
vloeistoffase;
• smelten:
vaste
stof
gaat
over
in
de
vloeistoffase;
• stollen:
vloeistofmoleculen
gaan
over
in
vaste
fase.
Van
deze
processen
kun
je
een
reactievergelijking
geven
door
de
faseaanduiding
te
veranderen.
Bindingen
kunnen
tevens
verbroken
of
gevormd
worden
bij
scheidingsprocessen.
• destillatie:
op
basis
van
verschil
in
kookpunt
worden
twee
vloeistoffen
gescheden;
• adsorptie:
op
basis
van
verschil
in
aanhechtingsvermogen
aan
een
oppervlak
wordt
een
oplossing
gescheden.
Chemische
reacties
Een
belangrijke
reactie
is
de
verbranding
van
een
stof.
Bij
een
verbrandingsreactie
reageert
een
beginstof
met
zuurstof.
Wanneer
er
een
volledige
verbranding
van
een
koolwaterstof
plaatsvindt,
blijven
als
verbrandingsproducten
koolstofdioxide
en
water
over.
Een
verbrandingsreactie
geef
je
als
volgt
weer:
koolwaterstof
+
x
O2
⟶
y
H2O
+
z
CO2
Op
het
examen
kun
je
vragen
over
reactievergelijkingen
verwachten.
Vaak
is
hierbij
al
enige
informatie
in
een
tekst
gegeven.
Als
kandidaat
moet
je
een
reactievergelijking
kunnen
geven
van
processen
waarbij
beginstoffen
en
reactieproducten
bekend
zijn.
