Samenvatting BCT jaar 1 periode 2. Behaalde cijfer 8,9. Deze samenvatting is zoals al mijn samenvattingen visueel gemaakt. Dit maakt het makkelijk om te leren. Al mijn samenvattingen hielpen mij en mijn studiegenoten. Ik heb erg vaak positieve feedback gehad en hoop zo jullie er ook mee te helpen. ...
Een atoom is het kleinste deeltje dat nog de eigenschappen van het element bevat.
Kern met protonen (positief) neutronen (neutraal) en elektronen die eromheen zitten (negatief).
Evenveel protonen als elektronen.
A
z X A = massa Z = atoomgetal X = element symbool
Isotopen hebben verschillende massa’s (ander aantal neutronen) binnen hetzelfde element.
Atoommassa is in amu. 1 amu = 1,6605 x 10 -24 gram.
Verschillende theorieën over het atoom hebben zich in de loop der jaren ontwikkeld. Dalton was de
eerste. Onder andere Thomas en Rutherford stelden dat een atoom en nog kleinere deeltjes bestaan.
Spectroscopie is de studie naar de interactie tussen licht en deeltjes en dat leidde dat Niels Bohr het
eerste elektronenmodel van een atoom maakte. Er zijn bepaalde energielevels (n =1, 2, 3…) (orbits).
Elektronen kunnen energie krijgen om van de ground state naar een excited state te gaan. Ze kunnen
ook weer terug naar een lager energielevel en daarbij laten ze een foton vrij. Het energielevel kan
onderscheid worden door de golflengte van het emissielicht, maar Bohr model verklaart niet het
emissiespectra van elementen met meer dan één elektron. In de moderne theorie zijn er atoom
orbitalen, dat zijn regio’s in de ruimte met een grote kans dat ze elektronen bevatten, een hoge
elektronendichtheid.
In het periodiek systeem zijn alle elementen gesorteerd.
Groep (verticaal) 1 zijn de alkalimetalen, groep 2 de aardalkalimetalen, groep 17 de halogenen en
groep 18 de edelgassen.
Periode (horizontaal).
Metalen verliezen vaak elektronen tijdens chemische veranderingen. Een niet-
metaal krijgt elektronen. De metalloïden zitten ertussenin.
Zie helium -> je ziet de naam, symbool, massa en atoomnummer.
,De elektronenconfiguratie verklaart het binden van atomen en de plek van een element in het
periodiek systeem. Elektronen in een atoom werden door Erwin Schröedinger verklaart met een
kansmodel. Elk niveau (n = 1, 2, 3…) bestaan uit sublevels. Hoe groter het niveau hoe groter de kans
dat je een elektron ver van de kern vandaan vindt. Je kan het maximumaantal elektronen van een
energielevel berekenen met: 2(n)2
Een sublevel zijn energieorbitalen in een energieniveau. De volgorde is: s < p < d etc.
Het eerste energieniveau heeft 1 mogelijk sublevel, Het tweede energieniveau heeft er 2 en de derde
3.
Een atoomorbitaal is een specifieke regio van een sublevel die
maximaal 2 elektronen bevat. In een sublevel draait het ene
elektron tegen de klok in en de ander met de klok mee = een
elektronenpaar.
Je kan de elektronen per sublevel voor een element uitschrijven. Daarvoor moet je het aantal
elektronen opgeven. In één orbitaal kunnen slechts 2 elektronen: s = 2, p = 6 en d = 10. Elektronen
vullen eerst het laagst beschikbare sublevel. Pauliregel zegt dat een orbitaal slechts 2 elektronen kan
bevatten en dat de volgorde van opvullen van laag naar hoog sublevel gaat. Hunds regel zegt dat er
pas een tweede elektron in een orbital bijkomt als de andere orbitalen in het sublevel ook 1 elektron
bevatten.
Zwavel heeft 16 elektronen dus:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 OF [Ne] 3s3 3p4
,Valentie elektronen zijn de elektronen in het buitenste energieniveau. Deze zijn betrokken bij
bindingsprocessen. Deze correspondeert met de groep waar het element in bevindt.
Octet regel: Elementen in de laatste groep (edelgassen) hebben volle schillen en zijn heel stabiel. De
8 valentie elektronen zijn hier verantwoordelijk voor: 2 in het s niveau en 6 in het p niveau. De
andere elementen willen dit octet ook bereiken en zijn reactiever. Ze willen het minimumaantal
elektronen krijgen, afstaan of delen om het te bereiken.
Ionen zijn elektrisch geladen deeltjes die zijn ontstaan door het afstaan of krijgen van elektronen
(positief of negatief geladen). Ionen zijn goed stabiel, omdat ze nu aan de octetregel voldoen en nu
isoelectronisch zijn. Links in het periodiek systeem worden elektronen afgestaan en rechts willen de
elementen elektronen krijgen.
Trends in het periodiek systeem:
Grootte:
1. Het energielevel neemt toe als je naar beneden gaat in een groep.
2. Van links naar rechts in een periode neemt de atoomgrootte af, omdat de kern harder aan
de valentie elektronen trekt.
3. Positieve ionen zijn kleiner dan het oorspronkelijke element en negatieve ionen zijn groter
dan het oorspronkelijke element.
De ionisatie-energie is de energie die nodig is om een elektron van een atoom te verwijderen.
Van boven naar beneden in een groep neemt de energie af (grootte neemt toe van het atoom).
Van links naar rechts neemt de energie toe (atoomgrootte neemt af).
Electron afiinity is de energie-uitwisseling als je bij een atoom een elektron toevoegt:
-Neemt af als je in een groep naar beneden gaat.
-neemt toe als je naar rechts gaat in een periode.
Hoofdstuk 3
Lewis structuren zijn structuren waarmee je van een bepaald element de situatie kan tonen met
valentie elektronen. De puntjes om het elementsymbool zijn de valentie elektronen. Eerst zet je een
puntje aan elke zijde voordat je paren maakt.
Chemische bindingen:
-Covalente binding (Deelt elektronen) tussen twee niet-metalen.
-Ionbinding (Wisselt één of meer elektronen)
altijd polair, elektrolyten in water
Ion bindingen ontstaan als gevolg van de octet
regel. Ionen van tegengestelde lading trekken
elkaar aan. De ene geeft een elektron aan de
ander (acceptor en donor). Een ion binding is
, het gevolg van de aantrekkingskracht tussen de negatieve en positieve ionen. Dit is vrij sterk.
Covalente binding
Atomen delen elektronen om isoelectronisch te worden en vormen moleculen (ongeladen groepen
atomen die elektronen delen).
Polair covalent
Elektronen worden ongelijk gedeeld en daarom is de een
negatiever geladen en de ander iets positiever.
Het onderscheid tussen deze drie bindingen is op basis van
elektronegativiteit. Dit geeft aan hoe erg een atoom aan
de elektronen trekt. Vanaf Δ0,5 is polair covalent en vanaf
Δ2,0 is een ion binding.
Naamgeving van zouten is de componenten aan elkaar zetten en eventueel met een Latijns cijfer.
Naamgeving van niet-metalen is aan elkaar plakken met IDE erachter en eventueel een mono, di, tri,
tetra etc.
Je hebt ook samengestelde ionen. Die moet je gewoon weten.
Verschillen in eigenschappen tussen ion en covalente bindingen
-Ion bindingen zijn vast bij kamertemperatuur.
3D structuur
Smelt en kookpunt zijn gewoonlijk hoger dan covalente bindingen.
Kristal
Lost op in water en kan daarin als elektrolyten dienen.
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 tijkstra. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €5,49. Je zit daarna nergens aan vast.
