Scheikunde Samenvatting Hoofdstuk I

Scheikunde Samenvatting Hoofdstuk I
Atomen bestaan uit een kern, omgeven door een elektronenwolk.
Het atoommodel van Rutherford:
De bouw van een atoom bestaat uit een positief geladen kern met daar
omheen een negatief geladen elektronenwolk. De lading van de wolk (de
elektronen) is precies even groot als die van de kern (de protonen)
waardoor het atoom in z’n geheel neutraal is. Ook bestaan er nog neutrale
deeltjes (de neutronen).
DE LADING VAN EEN PROTON IS PRECIES GELIJK AAN EEN ELEKTRON!
Het aantal protonen is gelijk aan het aantal elektronen en wordt het
atoomnummer genoemd. De neutronen zijn variabel en verschillen dus.
Proton:
Neutron:
Elektron:
Massa:
1u
1u
5,5*10-4
Lading:
+1 e
geen
-1 e
*Omdat een elektron zo’n kleine massa heeft is de massa van een atoom
vrijwel totaal te wijten aan een proton (dus de kern)
*De (e) staat voor elementaire ladingseenheid, dit is een zeer kleine
hoeveelheid lading van een proton of elektron.
* De (u) staat voor atomaire massa-eenheid, hier wordt de massa van elk
deeltje in uitgedrukt.
De som van het aantal protonen en neutronen wordt het massagetal
genoemd, dit getal kan klein verschillen. Dit komt doordat het aantal
neutronen variabel is. (bv 4)
De massa van een atoom wordt de atoommassa genoemd. Deze wordt
dus uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. (bv: 4,002603 u).
Isotopen:
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen en elektronen
maar met een verschillend aantal neutronen
Notatie voor isotopen: massagetal/atoomnummer-SYMBOOL (24/12 Mg)
OF:
SYMBOOL-massagetal (Mg-24)
Gemiddelde atoommassa:
Om de gemiddelde massa van een atoom te kunnen berekenen (van
degene die in de natuur voorkomen) vermenigvuldig je de atoommassa
met het percentage dat ze voorkomen. Aan het eind tel je ze op en deel je
het door 100, hierbij krijg je het gewogen gemiddelde.
De manier om de gemiddelde massa uit te rekenen is:
Mg-24
Mg-25
Mg-26
78,8
10,1
11,1
X
X
X
23,98505 =
1890,0
24,98584 =
252,4
25,98260 =
288,4 +
Atoommassa(A)= 2430,8 u
Als symbool voor de atoommassa wordt de letter (A) gebruikt en is
meestal een gemiddelde en wordt bepaald door:
*De massa’s van de isotopen in het isotopenmengsel van het element
*De percentages waarin de isotopen in dat mengsel voorkomen
Molecuulmassa:
Om de massa’s van moleculen te berekenen moet je de
molecuulformule kennen. Daarna zoek je de gemiddelde atoommassa
van elke atoomsoort op. Daarna kan je de massa van een molecuul, de
molecuulmassa (M), berekenen.
De gemiddelde molecuulmassa (M) is gelijk aan de som van de
gemiddelde atoommassa’s van alle atomen die in het molecuul
voorkomen.
Als je de molecuulmassa van water of van waterstofperodixe wilt
uitrekenen moet je eerst de gemiddelde losse atomen uitrekenen en deze
daarna optellen:
H-Atoom
O-Atoom
H2O-Molecuul
H2O2-Molecuul
=
=
=
=
1,008 u
16,00 u
2 x 1,008 + 1 x 16,00 = 18,02 u
2 x 1,008 + 2 x 16,00 = 34,02 u
In het periodiek systeem zijn de elementen gerangschikt naar opklimmend
atoomnummer en tegelijkertijd naar overeenkomsten in chemische
eigenschappen.
*De horizontale rij van elementen wordt de periode genoemd.
*De verticale kolom van elementen wordt de groep genoemd.
De elementen uit één groep worden ook wel elementenfamilies genoemd
er zijn 4 speciale groepen:
*Groep 1: De alkalimetalen (behalve de H), zachte metalen
*Groep 2: De aardalkalimetalen, harder maar reageren minder heftig
*Groep 17: De halogenen, komen alleen voor als 2-atomige moleculen, ze
reageren makkelijk met andere elementen.
*Groep 18: De edelgassen, zeer geringe reactiviteit.
Structuur van de elektronenwolk:
De elektronenwolk is opgebouwd uit banen die schillen worden genoemd.
De samenstelling van de buitenste schil is belangrijk als een verklaring
voor de overeenkomsten in eigenschappen van de elementen.
Indeling van stoffen:
De stoffen die een elektrische stroom geleiden kun je in 3 groepen
verdelen, namelijk:
*Stoffen die niet in de vast en ook niet in de vloeibare fase geleiden;
oftewel de moleculen
*Stoffen die alleen in de vloeibare fase geleiden; oftewel de zouten
*Stoffen die zowel in de vloeibare als de vaste fase geleiden;
oftewel de metalen
Moleculaire stoffen:
Moleculaire stoffen bestaan uit ongeladen deeltjes omdat ze in beide
fasen geen stroom geleiden
Zouten:
Bij de zouten geleiden de deeltjes wèl in vloeibare fase maar niet in de
vaste fase, dit komt doordat ze in de vaste fase geen bewegingsvrijheid
bezitten. Deze deeltjes heten ionen.
Metalen:
Metalen bevatten geladen deeltjes die blijkbaar zowel in de vloeibare als
in de vaste fase genoeg bewegingsvrijheid hebben, hier blijkt sprake te
zijn van 2 soorten deeltjes: ionen en vrije elektronen.
Binding in moleculen:
Elk streepje bij een structuurformule geeft een atoombinding aan, Een
atoom kan maar een bepaald aantal bindingen hebben. Het aantal
bindingsmogelijkheden van een atoom in een molecuul noemen me de covalentie van een atoom.
De co-valentie van een atoomsoort is het getal dat aangeeft
hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan.
Symbool
H, F, Cl, Br, I
O, S
N, P
C, Si
Covalentie
1
2
3
4
De covalentie van de atomen is ook af te lezen in het periodiek systeem,
als een element in groep 14 staat heeft deze er dus 4 in de buitenste
schil, dit betekend dat hij er nog 4 moet hebben om een volle schil te
krijgen, vandaar de covalentie 4.
Hoe wordt een atoombinding gevormd ?
Als 2 atomen dicht bij elkaar in de buurt komen kunnen hun
elektronenwolken elkaar overlappen, ze smelten dan gedeeltelijk samen.
Op deze manier vormen zich bindingen tussen de beide atomen, de
atoombindingen of ook wel covalente bindingen genoemd.
Zo’n atoombinding wordt aangegeven met een streepje, soms komen er 2
streepjes voor in een structuurformule, dan heb je te maken met een
dubbele binding. En zijn er 4 atomen bij betrokken.
Een atoombinding of covalente binding is een binding tussen 2
atomen van niet-metalen. Deze binding wordt tot stand gebracht
door 2 elektronen. Elk atoom levert per atoombinding één
elektron.
De 2 elektronen noemt met een bindingselektronenpaar of
gemeenschappelijk elektronenpaar. Een atoombinding wordt in
een structuurformule met een streepje aangegeven.
Bindingen tussen moleculen:
De oorzaak waardoor de I2-Moleculen bij verhoging van de temperatuur
zich ten opzichte van elkaar gaan verplaatsen (smelten) en elkaar
uiteindelijk loslaten (verdampen).
*Moleculen trekken elkaar aan; dit leidt tot een binding tussen de
moleculen die de vanderwaalsbinding wordt genoemd.
Als een stof verdampt, is de overwinning van de temperatuurbeweging
definitief: de moleculen laten elkaar los en de vanderwaalsverbinding
wordt verbroken.
Hoe groter de molecuulmassa van een stof, des te sterker is de
vanderwaalsbinding en des te hoger zijn het smeltpunt en het
kookpunt van de stof.
Smelten en verdampen:
*Smelten is de naam voor het proces waarbij een vaste stof overgaat in
een vloeistof.
*Verdampen is het overgaan van een vloeistof in de gasvormige toestand.
In de vaste fase zijn de moleculen gerangschikt.
In de vloeibare fase verplaatsen de moleculen zich wel maar blijven nog
steeds dicht bij elkaar.
In de gasvormige fase zijn de moleculen totaal los van elkaar.
Naamgeving:
De naamgeving bij moleculen doe je door voorvoegsels aan de naam van
het molecuul toe te voegen aan de hand van de desbetreffende index:
P2O3 = difosfortriodixe
SiCl4 = monosiliciumtetrachloride
Deze naamgeving geldt alleen voor de niet-metalen, bij de metalen
worden de voorvoegsels weggelaten.
1
2
3
mono
di
tri
4
5
6
tetra
penta
hexa
7
8
hepta
octa
Waterstofbruggen:
Tussen moleculen met OH- en NH-groepen treedt behalve de
vanderwaalsbinding een extra intermoleculaire binding op die
waterstofbrug genoemd wordt.
Buiten de OH en de NH bendingen is er ook nog een speciale binding, de
C=O binding (C-dubbele-O binding)
De waterstofbruggen zijn veel sterker dan de vanderwaalsbinding, dit kan
je bijvoorbeeld zien als water stolt tot ijs.
De zouten:
De kleinste deeltjes in een zout zijn positieve en negatieve ionen, ionen
ontstaan uit atomen.
In een ion is het aantal elektronen niet gelijk aan het aantal protonen.
Een positief ion ontstaat doordat een atoom een of meerdere elektronen
kwijtraakt waardoor het een positief ion wordt, hetzelfde geldt voor
negatieve ionen alleen krijg het atoom er dan elektronen bij.
Een ion is een atoom of atoomgroep met een positieve of een
negatieve lading. De grootte van de lading is meestal 1, 2, 3 of 4.
De lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool van
het desbetreffende deeltje genoteerd.
*Metaalatomen kunnen veel gemakkelijker elektronen verliezen dan
opnemen en betekend dat uit metaalatomen altijd positieve ionen
worden gevormd.
*Niet-metaal atomen kunnen gemakkelijker elektronen opnemen dan
afstaan en betekend dus dat uit niet-metaalatomen altijd negatieve
ionen worden gevormd.
De benodigdheden voor het geleden van stroom zijn:
*Er moeten in de stof geladen deeltjes aanwezig zijn
*Deze geladen deeltjes moeten zich kunnen verplaatsen
In een gesmolten zout zijn de zich verplaatsende positieve en
negatieve ionen verantwoordelijk voor de stroomgeleiding.
Bij de stroomgeleding door een gesmolten zout treedt er een
ontledingsreactie op, oftewel elektrolyse.
Onder ionbinding of elektrostatische binding verstaan we binding die
optreedt in een ionrooster als gevolg van een netto-elektrostatische
aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen.
Verhoudingsformule:
De formule van een ionogene verbinding geeft aan in welke
verhouding de deeltjes (ionen) in de stof aanwezig zijn. De
formule wordt daarom verhoudingsformule genoemd.
Sterkte ionbinding:
Naarmate de aantrekkingskracht tussen de ionen sterker is, is de
ionbinding sterker. Dit komt onder andere tot uiting in hogere
smeltpunten en kookpunten.
Om de verhoudingsformule af te kunnen leiden van een ion met je de
volgende dingen toepassen aan de hand van een tekening:
*Op een hoekpunt telt voor 1/8
*In het midden van een ribben telt voor ¼
*In het midden van een zijvlak telt voor ½
BV: NaCl: Na = 1/8x8=1 + 6x1/2=3 is in totaal 4
Cl = 1/8x4=1/2 + 12x1/4=3 + 1x1/2=1/2 is in totaal 4
De verhouding is dus 4:4 oftewel 1:1 dus symbool wordt: Na4Cl4
Metalen:
Bij metalen in de vaste fase blijven de positief geladen deeltjes (vrije
elektronen) op dezelfde plek en negatief geladen deeltjes bewegen, in de
vloeibare fase bewegen de negatief geladen deeltjes ook.
*Bij de stroomgeleiding blijft het metaal onaangetast, er treed dus GEEN
ontledingsreactie op!!
Metalen zijn gemakkelijk vervormbaar, dit is te verklaren door de
volgende redenering:
Als een metaal wordt vervormd, zullen de kleinste deeltjes in het metaal
gedeeltelijk van positie moeten veranderen, waarbij de afstand tussen die
deeltjes niet groter mag worden. Bij voldoende druk op het metaal worden
sommige ionen verplaatst, maar het metaalrooster verandert daar feitelijk
niet door.
Bij verplaatsing komen de negatieve ionen in posities tegenover elkaar te
liggen en hetzelfde geldt voor de positieve ionen. Als gevolg hiervan
ontstaat een netto elektrostatische afstoting die gemakkelijk, als het veel
ionen betreft, tot breuk leidt in het metaal.
Copyright © by VWO4SITE.TK