Op zoek naar een volledige samenvatting voor VWO 4 Scheikunde, Hoofdstuk 3 & 4, volgens leerboek Chemie Overal? Onze samenvatting biedt een grondige uitleg van stroomgeleiding tot atoombindingen en kristalroosters, essentieel voor je succes in scheikunde. Koop nu en bereid je voor op je toetsen en ...
3.1: Stroomgeleiding is een stofeigenschap op macroniveau. Om stroomgeleiding te verklaren moet
je naar de deeltjes van het microniveau kijken. Om elektrische stroom te geleiden moeten in een
stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen. Op grond van de elektrische
geleidbaarheid zijn stoffen in te delen in drie groepen:
Metalen: geleiden in de vaste en vloeibare fase, komen alleen metaalatomen in voor.
Zouten: geleiden in de vloeibare fase, komen metaalatomen en niet-metaalatomen in voor.
Moleculaire stoffen: geleiden nooit, komen alleen niet-metaalatomen in voor.
Wanneer in de vaste fase de bouwstenen in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een
kristalrooster. De bouwstenen van een kristal bepalen de stroomgeleiding van de stof. Metalen
hebben een metaalrooster. Er is een sterke aantrekkingskracht tussen de positieve metaalionen en
de negatieve vrije elektronen: metaalbinding. De metaalbinding is vrij sterk en de meeste metalen
hebben hierdoor een hoog smeltpunt. Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. Deze
ionen trekken elkaar aan en vormen zo de ionbinding. Het kristalrooster dat ontstaat, heet een
ionrooster. Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen. De moleculen in het
kristalrooster trekken elkaar aan en deze aantrekkingskracht heet de vanderwaalsbinding. Het
kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
Samenvattende tabel:
Groep/eigenschap: Bouwstenen: Binding (sterkte): Stroomgeleiding:
Metalen + metaalionen en - vrije Metaalbinding (++) Vaste en vloeibare
elektronen fase
Zouten + metaalionen en - niet- Ionbinding (+++) Vloeibare fase
metaalionen
Moleculaire stoffen Neutrale moleculen Vanderwaalsbinding (+) Geleiden nooit
3.2: De IUPAC heeft regels opgesteld voor de systematische naamgeving van stoffen. Naamgeving
van moleculaire stoffen die uit twee verschillende atoomsoorten bestaan gaat als volgt:
, 1) Gebruik numerieke voorvoegsels (BiNaS tabel 66C) om de index uit de molecuulformule
weer te geven. Het molecuul P2O5 heeft 2 fosforatomen. Het voorvoegsel voor 2 is di dus het
wordt difosfor.
2) Gebruik uitgang –ide. Er zijn 5 zuurstofatomen dus dat wordt pentaoxide. De volledige naam
van P2O5 wordt dan difosforpentaoxide.
Atoombindingen:
Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom en zo de
buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven. De twee gedeelde elektronen, het
gemeenschappelijk elektronenpaar, vormen zo de atoombinding of covalente binding. De
atoombinding is een zeer sterke binding en kan alleen met een chemische reactie verbroken
worden. Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding noem je de
covalentie van een atoom. Om de covalentie te weten, bepaal je het aantal elektronen dat er te
weinig is ten opzichte van de edelgasconfiguratie (8 min het aantal valentie-elektronen van het
atoom).
Molecuulformules en structuurformules:
Molecuulformules geven aan welke atoomsoorten er in een molecuul voorkomen en hoeveel
atomen er per atoomsoort voorkomen. Voorbeeld: P 2O5. Structuurformules geven dit ook aan, maar
ze geven ook aan hoe de atomen met elkaar zijn verbonden. Deze atoombindingen worden
weergegeven door middel van een streepje. Voorbeeld:
Elektronegativiteit en polariteit:
De elektronegativiteit (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom elektronen naar zich
toetrekt. Als atomen in een atoombinding verschillende elektronegativiteiten hebben, trekken ze de
gedeelde elektronen met verschillende sterktes aan. Het atoom met een hogere elektronegativiteit,
trekt het de gedeelde elektronen meer naar zich toe. Door de ongelijke aantrekking van de gedeelde
elektronen ontstaan partiële ladingen. Het atoom met hogere elektronegativiteit krijgt een
gedeeltelijk negatieve lading (−δ), terwijl het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading (+δ)
krijgt. De elektronegativiteit kun je opzoeken in BiNaS tabel 40A. Je berekent het verschil in
elektronegativiteit (ΔEN) door de kleinste EN van de grootste EN af te trekken. Als ΔEN ≤ 0,4 is er
sprake van een apolaire binding. Als ΔEN tussen de 0,4 en 1,7 ligt is er sprake van een polaire
binding, En als ΔEN > 1,7 is er sprake van een ionbinding.
3.3: De vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen. De vanderwaalsbinding is relatief zwak
en wordt verbroken bij een chemische reactie, oplossen en de faseovergangen verdampen en
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 VWOLeerLicht. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €4,98. Je zit daarna nergens aan vast.
