§1.1 Atoombouw
Scheikunde Vroeger & Nu
Scheikunde= de kunst van het scheiden.
Atoom= het kleinste deeltje wat niet langer splitsbaar is.
Tegenwoordig zijn er 114 atoomsoorten, waarvan er 92 in de natuur voorkomen.
Protonen, Neutronen en Elektronen
Elektronen cirkelen in verschillende banen om de kern van een atoom (= elektronenschillen).
Hoe verder van de kern, hoe meer elektronen in de schil.
K: 2 elektronen. L: 8 elektronen. M: 18 elektronen.
Een atoom bestaat uit negatief geladen elektronen die in vaste banen om een kleine kern
van positief geladen protonen en neutrale neutronen heen cirkelen.
Atoomnummer en Massagetal
Protonen en Neutronen hebben dezelfde massa.
Deze massa is de basis voor de atomaire massa-eenheid (unit, u).
Een proton en een neutron hebben beide een massa van 1,0u.
Een neutron is ongeladen.
De lading van een proton en een elektron is de kleinste mogelijk en heet daarom het
elementair ladingskwantum (e).
Neutronen bepalen mede de massa van het atoom.
De meeste elementen hebben meerdere isotopen.
Isotopen= atomen met hetzelfde aantal protonen in de kern, maar een ander aantal
neutronen. (Dus hetzelfde atoomnummer maar een andere massa).
Atoomnummer= het aantal protonen.
Massagetal= de som van het aantal protonen en neutronen dat zich in de kern van een
atoom bevindt.
Atoommassa
1 unit = 1/12 * de massa van een 126C.
De relatieve atoommassa is afhankelijk van de verhouding waarin de verschillende isotopen
in de natuur voorkomen.
§1.2 Periodiek Systeem
Steeds meer Elementen
Mendelejev kwam met het periodiek systeem. Hierin werden de elementen gerangschikt op
atoommassa en eigenschap.
Periodes
Elke keer wanneer een nieuwe schil wordt aangesproken om elektronen in te plaatsen wordt
een nieuwe periode gestart in het periodiek systeem.
1
, Elektronenconfiguratie= de manier waarop de elektronen zich verdeeld hebben over de
schillen. (Dit bepaalt de chemische eigenschappen van een element).
Valentie-elektronen= de elektronen in de buitenste schil.
Het aantal elektronen in de groepen 1,2,13-18 staan vast.
De elektronenconfiguratie van de metalen, groep 3-12 lijkt willekeurig te zijn.
Groepen
Edelgassen: door gebrek aan reactiviteit zijn ze zeer stabiel.
De reactiviteit hangt af van het aantal valentie-elektronen.
Edelgassen hebben steeds 2 of 8 elektronen in de buitenste schil, deze edelgasconfiguratie
geeft het atoom veel stabiliteit.
Octetregel= het feit dat stabiele deeltjes over het algemeen 8 elektronen in de buitenste
schil hebben.
Alkalimetalen: groep 1, reageren heftig met water en halogenen. Ze staan dan een elektron
af, hierna hebben ze dezelfde elektronenconfiguratie als een edelgas.
Aardalkalimetalen: groep 2, dezelfde reactie als alkalimetalen, staan 2 elektronen af.
Halogenen: groep 17, reageren gemakkelijk met metalen en nemen dan een elektron op.
Metalen en Niet-metalen
Metalen: glanzend, vast bij kamertemperatuur en geleiden goed stroom en warmte.
Niet-metalen: gasvormig bij kamertemperatuur, geleiden meestal geen elektriciteit. De helft
bestaat uit 2atomige moleculen. (F2, Cl2, Br2, I2, O2, N2, H2)
§1.3 Metalen
Microstructuur
De meerderheid van de elementen zijn metalen.
Een metaalatoom heeft meestal 1, 2 of 3 elektronen in de buitenste schil. Door (een deel) los
te laten wordt de edelgasconfiguratie benaderd en is de stof stabieler.
Zo ontstaat een microstructuur van positief geladen metaalresten en elektronen die vrij
tussen de metaalresten kunnen bewegen.
Metaalrooster: in de vaste fase zijn metaalresten gerangschikt.
Eigenschappen van Metalen
De deeltjes die elkaar aantrekken zorgen voor een sterke metaalbinding, daardoor is het
smelt- en kookpunt hoog.
Ook geleid metaal goed door de vrij bewegende elektronen.
Metalen zijn vervormbaar.
Bewerking van metaal tast de sterkte niet aan.
Alliages
Legering/ Alliage= een mengsel van een vaste stof en een metaal. Een legering is vaak een
mengsel van 2 of meer metaalsoorten.
2
, Soms wordt koolstof aan ijzer toegevoegd om het materiaal harder en minder vervormbaar
te maken. Wordt de kracht op het rooster te groot zal het breken ipv vervormen.
Ertsen
Erts= een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van metaal bevat.
Vaak reageren de meeste metalen snel, daardoor komen deze onedele metalen weinig voor
en is er een chemische reactie nodig om de metalen vrij te maken uit het mineraal.
Alleen de edelmetalen zijn zo weinig reactief dat ze als element uit de aardkost gewonnen
kunnen worden.
§1.4 Moleculen
Atoombinding
Het tekort aan elektronen kan worden aangevuld door een binding aan te gaan. Bij deze
binding laten de atomen de buitenste elektronenschil overlappen.
Dit gedeelde elektronenpaar zorgt voor de edelgasconfiguratie.
Moleculen= stabiele groepjes atomen door het vormen van atoombinding(en).
Molecuulformule= geeft aan welke atomen er in een molecuul zitten.
Structuurformule= geeft aan hoe de atomen in een molecuul onderling zijn verbonden.
Een atoombinding is sterk en kan alleen verbroken worden bij een chemische reactie.
Covalentie
Covalentie= het aantal atoombindingen om edelgasconfiguratie te verkrijgen.
Bijvoorbeeld: de halogenen hebben 1 elektron te kort en hebben dus een covalentie van 1.
Een atoombinding wordt ook wel een covalente binding genoemd.
Vanderwaalsbinding
Vanderwaalsbinding= de binding die moleculen bij elkaar houdt in vaste en vloeibare vase.
Deze binding ontstaat doordat elektronen niet altijd mooi verdeeld zijn over een molecuul,
de positief en negatief geladen delen trekken andere moleculen aan.
Hoe meer elektronen een molecuul en hoe groter het contactoppervlak hoe sterker.
Faseovergangen
In de vaste fase zitten moleculen opgestapeld in een molecuulrooster.
Hoe hoger de vanderwaalsbinding, hoe hoger het smelt- en kookpunt.
Naamgeving
Een grote groep moleculaire stoffen kunnen worden gemaakt door levende organismen,
deze bevatten allemaal C’s en H’s. Deze stoffen worden ook organische moleculen genoemd.
Systematische naam= de volledig uitgeschreven naam van een molecuul.
Triviale naam= een andere naam waaronder een molecuul beter bekend is dan hun
systematische naam. (vb. water, H2O)
3
,§1.5 Zouten
Ionen
Een metaal kan in een chemische reactie 1 of meer elektronen afgeven aan een niet-metaal.
Ionen: worden zo ontstaan↑ en hebben een lading.
Positieve en negatieve ionen vormen samen zout.
Microstructuur
Ionbinding: heel sterk, positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan.
Ionrooster: ionen zijn om en om gerangschikt.
Verhoudingsformule: geeft aan welke ionen, in welke kleinst mogelijke verhouding aanwezig
zijn in een zout.
Naamgeving
Een zout bestaat altijd uit positieve en negatieve ionen.
De volgende zaken zijn bij naamgeving van belang:
o Positive ionen bestaan altijd uit 1 metaalatoom. En staat meestal vooraan in de
verhoudingsformule.
o Van een aantal metaalatomen komen verschillende ionen voor. Zijn er meerdere
soorten metaalionen, geef je de naam aan met een Romeins cijfer.
o Negatieve ionen bestaan uit 1 of meer niet-metaalatomen. Ze zijn verbonden door
atoombindingen. Een samengesteld ion dat vaker voorkomt staat tussen haakjes.
o De verhoudingsformule wordt zo simpel mogelijk gehouden.
Eigenschappen van Zouten
De ionbinding wordt sterker hoe groter de lader.
Zouten ontleden vaak voor ze verdampen.
In vloeibare fase kan zout elektriciteit geleiden.
Wanneer er een kracht op wordt uitgeoefend, zal het eerst de kracht weerstaan en later, als
de kracht te groot wordt, breken.
§1.6 Water
Water, een Doodnormale Bijzondere Stof
Vloeibaar water is een voorwaarde voor het ontstaan van leven.
Ondanks zijn kleine molecuulmassa ligt het kookpunt toch heel hoog.
Waterstofbruggen
De sterke binding tussen watermoleculen:
o Een watermolecuul is niet recht maar gebogen.
o De atoombinding is niet gelijkwaardig. De zuurstofatomen hebben een hoge
elektronegativiteit.
Dipoolmolecuul= een netto positieve en negatieve kant aan een molecuul.
4
, Waterstofbrug= een extra inter-moleculaire binding.
Bestaat tussen: watermoleculen, OH-groep moleculen, NH-groep moleculen,
dubbelgebonden O moleculen. Het is (bijna) altijd de H die de waterstofbrug vormt.
Eigenschappen van Water
Het kristalrooster van water is zo gebouwd dat de waterstofbruggen optimaal benut kunnen
worden. Er is veel lege ruimte in het kristalrooster.
De sterke waterstofbruggen zijn de oorzaak dat water niet mengt met bijvoorbeeld olie.
Hydrofiel= stoffen die oplosbaar zijn in water.
Hydrofoob= stoffen die niet oplossen in water doordat ze geen waterstofbrug kunnen
vormen.
Als er te weinig bindende groepen zijn die kunnen binden in een molecuul, lost de stof niet
goed op in water. Het hydrofobe karakter heerst dan.
§1.7 Rekenen aan Reacties
Atoommassa
De constante van Avogadro= 6,02*1023
Het is onhandig om met enorme getallen te werken dus wordt eer gewerkt met mol.
Het aantal mol in een stof wordt de chemische hoeveelheid, n, genoemd.
1 mol units = 1 gram.
De massa van een stof of deeltje in gram mol-1 is de molmassa, M.
m = n * M.
m = massa in gram.
n = chemische hoeveelheid in mol.
M = molmassa in gram mol-1.
Rekenen aan Reacties
Uit een reactievergelijking kan gehaald worden in welke molverhouding stoffen met elkaar
reageren.
** Rekenen met Mol
1. Reactievergelijking Opstellen
2. Gegeven Omrekenen Naar Mol
3. Molverhouding
4. Gevraagde Mol Terugrekenen Naar Gram
** Binas
Tabel 7 Waardes van u en e
Tabel 25 Atoommassa isotopen
Tabel 45 & 66B Positieve- en Negatieve ionen
Tabel 40A Ionenlading element
5
, §2.1 Verbranding
Chemische Energie
Chemische Energie= energie vrijgekomen bij een chemische reactie.
Exotherme Energie= een reactie waarbij chemische energie wordt omgezet in een andere
vorm van energie. +zonlicht
Fotosynthese= CO2 (koolstofdioxide) + H2O (water) C6H12O6 (glucose) + O2 (zuurstof)
Komt voor bij planten en vindt plaats in de bladgroenkorrels.
Endotherme Reactie= een reactie waarbij de hoeveelheid chemische energie toeneemt.
Koolwaterstoffen= de verzamelnaam voor verbindingen die bestaan uit koolstof- en
waterstofatomen. (Ook wel organische moleculen)
Bij voldoende zuurstof, volledig verbrand tot CO2 en H2O.
Bij onvoldoende zuurstof, onvolledig verbrand. Er kan CO (koolstofmono-oxide) en C (roet)
ontstaan.
Energie-Inhoud
Verbrandingswarmte= de hoeveelheid energie die vrijkomt per mol verbrande stof.
Voor alle getallen van de verbrandingswarmte staat een minteken. Dit betekend dat het een
exotherme reactie is.
Energiediagram= wordt het proces van chemische energie weergegeven.
Overgangstoestand= er wordt een hoeveelheid energie toegevoegd voordat een
verbrandingsreactie kan verlopen. (=activeringsenergie)
Hoe hoger de activeringsenergie, hoe moeilijker de reactie op gang te brengen is.
Ontbrandingstemperatuur= de temperatuur waarbij de verbranding spontaan begint.
Energiecentrale
Bij het opwekken van elektriciteit is warmte nodig, door stoom wordt beweegt een turbine.
Hierin zit een dynamo die de bewegingsenergie omzet in elektrische energie.
Stookwaarden= de energie-inhoud van de brandstoffen waarmee een elektricteitscentrale
gestookt wordt. Wordt uitgedrukt in Joule per Kg of Joule per M3.
1 kcal = 4,2 kJ
§2.2 Naamgeving Koolwaterstoffen
Alkanen
Alkanen= de eenvoudigste koolwaterstoffen, ze zijn onvertakt met enkelvoudige bindingen
aan elkaar verbonden. (Algemene formule CnH2n+2).
Methaan CH4 Hexaan C6H14
Ethaan C2H6 Heptaan C7H16
Propaan C3H8 Octaan C8H18
Butaan C4H10 Nonaan C9H20
Pentaan C5H12 Decaan C10H22
Bij vertakte alkanen krijgt het alkaan de stamnaam van de langste ononderbroken keten.
Alkylgroepen (=zijtakken):
6
