§ 1 – Meten is weten

Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 1 – Atoommodel van Dalton
1
5 H2O
2
2 H2O(l) → 2 H2(g) +O2(g)
3
N2(g) +3 H2(g) → 2 NH3(g)
4
2 C8H18(g) +25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g)
5
Bijvoorbeeld: een chemische reactie veranderen de moleculen, maar blijven de atomen
behouden (dit is ook de basis van de wet van behoud van massa).
6
Bijvoorbeeld: door welke krachten worden moleculen bijeengehouden?
7
Het atoommodel van Dalton heeft geen verklaring voor de binding in een molecuul en
waarom chemische reacties plaatsvinden.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 de uitgangspunten van het atoommodel van Dalton
 een reactievergelijking opstellen en kloppend maken
1
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 2 – Het periodiek systeem
1
De eerste persoon die over het bestaan van germanium was Dmitri Mendelejef in 1871. Hij
baseerde zijn aanname op gaten in zijn periodiek systeem der elementen. Germanium werd
uiteindelijk ontdekt door de Duitse scheikundige Clemens Winkler in het mineraal
argyrodiet (Ag8GeS6) in 1886.
2
Bijvoorbeeld:
Germanium is net als koolstof en silicium een halfgeleider. De kleur (grijswit) verschilt met
koolstof (zwart) en het element heeft een grotere dichtheid dan koolstof en silicium.
3
Chroom werd ontdekt door Louis-Nicholas Vauquelin, terwijl hij aan het experimenteren
was met een materiaal dat bekend staat als Siberisch rood lood; het mineraal crocoiet
(PbCrO4), in 1797.
4
Giftig, zwaar metaal, geleidt elektrische stroom
Dichtheid: 7,19 g.cm-3 bij 20°C
Smeltpunt 2180 K (Binas tabel 40)
Kookpunt 2944 K (Binas tabel 40)
5
Broom en kwik.
6
Groep 1 zijn de alkalimetalen, zijn heel reactief en reageren heftig met water.
Ca, Sr en Ba behoren tot groep 2 en reageren ook, maar minder heftig, met water.
7
Een halogeen (Grieks) is een ‘zoutvormer’. Ze reageren met metalen tot zouten. Het meest
bekende zout is natriumchloride (NaCl), beter bekend als keukenzout.
8
Fluor, chloor en broom zijn erg giftig. Chloor en broom worden gebruikt als
desinfectiemiddel. Jood is minder giftig en wordt gebruikt voor wondontsmetting. Fluor kom
je tegen in tandpasta als verbinding, meestal NaF of KF.
9
Edelgassen reageren niet of nauwelijks met andere stoffen.
10
Nee, want lood (Pb) en tin (Sn) zijn metalen. Koolstof (C), silicium (Si) en germanium (Ge)
zijn niet-metalen.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 in het periodiek systeem noemt men de horizontale regels de periode en de verticale kolommen
de groepen
 de chemische elementen zijn gerangschikt naar niet alleen toenemende atoommassa maar ook
naar fysisch-chemische verwantschap
 elementen met overeenkomstige kenmerken staan onder elkaar in de zogenaamde groepen
 groep 1 is de groep van de alkalimetalen
 groep 2 is de groep van de aardalkalimetalen
 groep 17 is de groep van de halogenen
 groep 18 is de groep van de edelgassen
2
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 3 – Atoommodel van Rutherford
1
Een α-deeltje is feitelijk een helium kern en bestaat uit 2 protonen en 2 neutronen.
2
Een α-deeltje is een klein kerndeeltje en volgens Rutherford is een (goud)atoom vrijwel leeg.
Een α-deeltje kan daar dus gemakkelijk doorheen.
3
De goudatomen bevatten allemaal een grote, positief geladen kernen, die de eveneens
positief geladen α-deeltjes zullen afstoten of afbuigen.
4
Dalton stelde een atoom voor als een massief bolletje. Daar zou geen α-deeltje doorheen
kunnen gaan.
5
Hier komt jouw eigen theorie te staan!
6
De massa van elektronen is verwaarloosbaar klein.
7
Elektronen en protonen hebben een even grote, maar tegengestelde lading. In een atoom
zijn er altijd evenveel elektronen als protonen. Deze ladingen heffen elkaar dus op.
8
Kobalt heeft atoomnummer 27, er zijn dus 27p en 27e.
Het massagetal is 59, dit is het aantal p + n. Dus het aan neutronen is 59 – 27 = 32n
9
Er bestaan 2 isotopen van chloor:
Cl-35 heeft 17p 17e 18n
Cl-37 heeft 17p 17e 20n
10
Beide isotopen komen in verschillen percentages voor (zie tabel 25). Houd daar rekening
mee in je berekening:
75,5% van 34,96885 + 24,5% van 36,96590 = 35,45 u (zie ook tabel 99)
11
Van neon bestaan 3 isotopen, dus:
90,51% van 19,99244 + 0,27% van 20,99385 + 9,22% van 21,99138 = 20,18 u
12
M = 2 x 79,90 = 159,8 u
13
Broom heeft 2 isotopen: Br-79 en Br-81. Er bestaan dus moleculen met massa:
2 x 79 = 158 u
1 x 79 + 1 x 81 = 160 u
2 x 81 = 162 u
14
M = 6 x 12,01 + 12 x 1,008 + 6 x 16,00 = 180,2 u (controleer in tabel 98)
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 de uitgangspunten van het atoommodel van Rutherford
 beschrijven van een willekeurige atoomsoort uit het periodiek systeem volgens het
atoommodel van Rutherford (aantallen protonen, neutronen en elektronen)
 beschrijven van isotopen volgens het atoommodel van Rutherford
 berekenen van een molecuulmassa
 een alfa deeltje is een heliumkern
3
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 4 – Atoommodel van Bohr
1
2)3)
2
2)8)8
3
Zuurstof heeft de elektronen verdeling 2)6) en zwavel 2)8)6).
Beiden hebben dus 6 elektronen in de buitenste schil.
4
Cesium staat in dezelfde groep als Li, Na en K, dus één elektron in de buitenste schil.
5
Het model van Bohr werd slechts in bepaalde mate ondersteund door de vele atoomspectra
die in de jaren voor Bohr waren gemeten. Dit probleem lag vooral in het feit dat Bohr
uitging van uitsluitend cirkelvormige banen.
6
Schrödinger spreekt niet van cirkelvormige banen, maar van gebieden waar elektronen om
de kern met een bepaalde waarschijnlijkheid voorkomen. Deze waarschijnlijkheidsgebieden
heten orbitalen en worden mathematisch beschreven met de Schrödinger vergelijking:
Hψ = Eψ
7
8
Atoomnummer 19.
9
Groep 1 en periode 4.
10
De elementen in groep 1 hebben allemaal één elektron in de buitenste schil.
11
Door het buitenste elektron te verwijderen ontstaat een positief geladen deeltje, het kaliumion. Hierop komen we nog terug in de loop van deze module.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 de uitgangspunten van het atoommodel van Bohr
 elektronenverdeling over de schillen tekenen beschrijven voor de eerste 20 elementen van het
periodiek systeem (t/m Ca)
 verband uitleggen tussen de plaats van een element in het periodiek systeem en de
elektronenverdeling over de schillen
4
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 5 – Atoombinding
1
Twee elektronen.
2
Zuurstof gaat twee bindingen aan, waterstof één.
3
Zuurstof stelt twee elektronen beschikbaar, waterstof één.
4
Als je de bindende elektronen meetelt komt zuurstof op 8 elektronen in de buitenste schil en
waterstof tot 2 elektronen. De buitenste schillen zijn dus geheel gevuld.
5
Vraag je docent om deze tekening op het bord voor te doen.
6
De rode x zijn de elektronen van het koolstofatoom en de blauwe ● zijn de elektronen van
het zuurstofatoom:
7
PCl3
8
O=Si=O
9
_
_
S == S
¯
¯
10
+
11
Groep 14: covalentie 4
Groep 15: covalentie 3
Groep 16: covalentie 2
Groep 17: covalentie 1
Groep 18: covalentie 0
12
Thermolyse
13
2 H2O → 2 H2 + O2
14
De vanderwaalsbindingen (de binding tussen de moleculen: de molecuulbindingen)
15
Natrium bereikt de edelgasconfiguratie door één elektron af te staan, bijvoorbeeld aan een
chlooratoom. Op deze manier ontstaat Na+Cl-(s), keukenzout.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 kennen, beschrijven en hanteren van de begrippen edelgasconfiguratie, atoombinding en
covalentie
 voorspellen van covalenties op basis van het periodiek systeem en het atoommodel van Bohr
 afleiden van molecuul-, structuur- en elektronenformules met behulp van periodiek systeem
en covalenties
5
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 6 – Octetregel
1 t/m 3
mol.
form.
CCl4
totaal
val. el.
C: 1x4
Cl: 4x7 +
32 e-
octet
regel
C: 1x8
Cl: 4x8 +
40 e-
bindende
elektronen
40-32 = 8 edit zijn dus
4 GP
nietbindend
32-8 = 24 edit zijn dus
12 EP
CO2
C: 1x4
O: 2x6 +
16 e-
C: 1x8
O: 2x8 +
24 e-
24-16 = 8 edit zijn dus
4 GP
16-8 = 8 edit zijn dus
4 EP
NI3
N: 1x5
I: 3x7 +
26 e-
N: 1x8
I: 3x8 +
32 e-
32-26 = 6 edit zijn dus
3 GP
26-6 = 20 edit zijn dus
10 EP
elektronen
formule
ruimtelijke
structuur
tetraëder
lineair
trigonaal
piramidaal
Ar
Ar: 1x8
Ar: 1x8
8-8 = 0 edit zijn dus
0 GP
8-0 = 8 edit zijn dus
4 EP
losse atomen
4 t/m 7
mol.
form.
H2S
totaal
val. el.
S: 1x6
H: 2x1 +
8 e-
octet/
duet
S: 1x8
H: 2x2 +
12 e-
bindende
elektr.
12-8 = 4 edit zijn dus
2 GP
nietbindend
8-4 = 4 edit zijn dus
2 EP
HF
F: 1x7
H: 1x1 +
8 e-
F: 1x8
H: 1x2 +
10 e-
10-8 = 2 edit is dus
1 GP
8-2 = 6 edit zijn dus
3 EP
SiH4
Si: 1x4
H: 4x1 +
8 e-
Si: 1x8
H: 4x2 +
16 e-
16-8 = 8 edit zijn dus
4 GP
8-8 = 0 edit zijn dus
0 EP
CH2O
C: 1x4
O: 1x6
H: 2x1 +
12 e-
C: 1x8
O: 1x8
H: 2x2 +
20 e-
20-12 = 8 edit zijn dus
4 GP
12-8 = 4 edit zijn dus
2 EP
elektr.
formule
ruimtelijke
structuur
gebogen
rechte halter
tetraëder
trigonaal
6
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
8 en 9
Metalen hebben meestal maar één of twee (soms drie) valentie elektronen. Dit zijn er te weinig
om te delen. Metalen staan hun elektronen dan ook liever af. Op deze manier ontstaan positief
geladen deeltjes die we metaalionen noemen.
Niet-metalen hebben juist één of enkele elektronen tekort in hun buitenste schil. Niet-metalen
kunnen daarom elektronen opnemen (van metalen). Op deze manier ontstaan negatief geladen
deeltjes die we niet-metaalionen noemen.
Een stof die is opgebouwd uit deze positief en negatief geladen ionen noemen we een zout. De
ionentheorie komt verder op in deze module nog aan de orde.
10 t/m 12
mol.
form.
CO
SO2
totaal
val. el.
C: 1x4
O: 1x6
octet/
duet
C: 1x8
O: 1x8
+
+
10 eS: 1x6
O: 2x6
16 eS: 1x8
O: 2x8
+
+
18 e-
24 e-
bindende
elektr.
16-10 = 6 edit zijn dus
3 GP
nietbindend
10-6 = 4 edit zijn dus
2 EP
e-
e-
24-18 = 6
dit zijn dus
3 GP
elektr.
formule
ruimtelijke
structuur
rechte halter
18-6 = 12
dit zijn dus
6 EP
gebogen
Om te kunnen voldoen aan de octetregel is het dus in beide gevallen noodzakelijk om te schuiven
met ladingen. Je ziet dat de (formele) + lading terecht komt op het minst elektronegatieve atoom
en de (formele) − lading terecht komt op het meest elektronegatieve atoom. Verder zitten rond
het zwavelatoom in SO2 drie elektronengebieden. Eén daarvan is een EP. Zwaveldioxide heeft dus
(net als water) een gebogen structuur .
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 kennen en toepassen van de octet en duetregel
 tekenen van Lewis structuren
 voorspellen en tekenen van ruimtelijke structuren van moleculen aan de hand van
elektronengebieden
7
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 7 – Stroomgeleiding
1
Goede stroom- en warmtegeleiders, glanzend uiterlijk, hoog smeltpunt, grote dichtheid,
gemakkelijk te vervormen door smeden en walsen.
2
Metalen hebben slechts 1, 2 of 3 elektronen in hun buitenste schil. Bij de niet-metalen zijn
dit er meer.
3
Het buitenste elektron van lithium in de L-schil zit verder weg van de (3+) geladen
atoomkern en is daardoor losser gebonden dan de andere 2 elektronen in de binnenste Kschil. Dit elektron kan dus gemakkelijk overwippen naar de L-schil van een ander lithium
atoom.
4
Na atoom: 2)8)1)
Cl atoom: 2)8)7)
5
Na+ ion: 2)8)
6
Cl- ion : 2)8)8)
7
Na atoom: 186.10-12 m
Na+ ion: 98.10-12 m
De ionstraal is kleiner want er is een schil ‘verdwenen’.
8
Cl atoom: 99.10-12 m
Cl- ion : 181.10-12 m
De ionstraal is groter, want door het extra elektron zullen de elektronen elkaar meer
afstoten en ‘verder uit elkaar gaan zitten’.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 metalen hebben vrije valentie elektronen en kunnen daardoor elektrische stroom geleiden
 zouten bestaan uit geladen deeltjes, positief en negatief geladen ionen
 alleen in opgeloste of gesmolten toestand kunnen deze deeltjes vrij bewegen; zouten geleiden
dus de elektrische stroom alleen in gesmolten of opgeloste toestand
 positief geladen ionen hebben een tekort aan elektronen
 negatief geladen ionen hebben een overschot aan elektronen
8
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 8 – Roosters
1
Het is een klein molecuul (16,0 u) met een kleine molecuulmassa, de vanderwaalskrachten
zijn dus ook klein. Daardoor is het kookpunt laag.
2
Suiker (C12H22O11) heeft een grote molecuulmassa (342,3 u). De vanderwaalskrachten zijn
groot.
3
Het kookpunt van jood 458 K. Bij deze temperatuur worden de vanderwaalskrachten
verbroken.
4
Bij een fase overgang blijven de moleculen in tact, dus I 2.
M (in u) smpt. (in K)
Fluor
38,00
54
Chloor 79,90
172
Broom 159,80
266
Jood
253,80
387
Smetpunten (K)
Smeltpunten
450
400
350
300
250
200
150
100
50
0
0,00
100,00
200,00
300,00
Molecuulmassa (u)
Fluor
Chloor
Broom
Jood
M (in u)
38,00
79,90
159,80
253,80
kpt. (in
K)
85
239
332
458
Kookpunten
500
450
400
Kookpunt (K)
5
350
300
250
200
150
100
50
0
0,00
50,00
100,00
150,00 200,00
250,00 300,00
Molecuulmassa (u)
9
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
6
Hoe groter de molecuulmassa, des te groter de vanderwaalskrachten en des te hoger de
smelt- en kookpunten komen te liggen.
7
Beneden 273 K is vast, tussen 273 – 373 K is vloeibaar en boven 373 K is gasvormig.
8
Het hoge kookpunt van 1686 K wordt veroorzaakt door de sterke ionbinding tussen de
natrium- en chloride-ionen.
9
Een natrium ion is omgeven door 6 chloride ionen. Omgekeerd geldt hetzelfde.
10
1:1
11
De formule is CaCl2. De verhouding is hier anders omdat een calcium ion 2+ geladen is. Om
deze lading te neutraliseren zijn 2 chloride ionen nodig (beiden 1– geladen).
12
4 bindingen, dit komt overeen met de covalentie van koolstof.
13
14
De koolstofatomen in diamant zijn met elkaar verbonden met (sterke) atoombindingen.
Diamant heeft geen smeltpunt (en ook geen kookpunt), want daarvoor zou je de
atoombindingen moeten verbreken.
15
Grafiet en diamant zijn de meest bekende vormen van het atoomrooster van koolstof.
Hieronder het verschil tussen diamant en grafiet. Grafiet heeft een gelaagde structuur.
16
Lood (601 K), Fe (1811 K) en W (3695 K) hebben alle drie een hoog smeltpunt door de sterke
metaalbinding in een metaal. Dit is de aantrekkingskracht tussen de negatief geladen en
los gebonden valentie elektronen (in de buitenste schil) en de positief geladen atoomrest.
17
Bij de warmte geleiding zullen los gebonden valentie elektronen een belangrijke rol spelen,
want deze kunnen zich vrij door het metaal verplaatsen.
18
Het metaalrooster van magnesium bestaat uit positief geladen atoomresten van
magnesium, die bijeengehouden worden door de negatief geladen valentie elektronen (bij
magnesium zijn dit er twee, want magnesium heeft twee elektronen in zijn buitenste schil).
19
In beide gevallen wordt het rooster bijeengehouden door elektrostatische krachten.
20
In een metaalrooster zijn deeltjes, die zich vrij kunnen verplaatsen (de valentie elektronen).
In een ionrooster is dit niet het geval.
10
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 beschrijven van de onderstaande roostertypen
 een molecuulrooster is een regelmatige rangschikking van moleculen en wordt
bijeengehouden door (in het algemeen) zwakke vanderwaalskrachten
 vanderwaalskrachten zijn aantrekkingskrachten tussen moleculen en hangen af van de
massa van de moleculen
 een ionrooster is een regelmatige rangschikking van positieve en negatieve ionen en wordt
bijeengehouden door sterke ionbindingen
 een atoomrooster is een regelmatige rangschikking van atomen en wordt bijeengehouden door
sterke atoombindingen; atoomroosters zijn zeldzaam, bekendste voorbeeld is diamant
 een metaalrooster is een regelmatige rangschikking van positief geladen atoomresten
bijeengehouden door de los gebonden valentie elektronen (die voor de stroomgeleiding zorgen)
 met behulp van de 4 roostertypen kunnen verklaren / voorspellen of een stof een hoog of laag
smelt- of kookpunt heeft, in vaste toestand wel of geen stroom kan geleiden
 tip: de samenvatting van de 4 roostertypen vind je in § 19B
11
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 9 – Ionisatie energie
1
Dalton formuleerde drie hoofdstellingen voor zijn atoomtheorie:
• alle materie is samengesteld uit kleine ondeelbare deeltjes, de atomen
• elke atoomsoort heeft unieke eigenschappen en eigen gewicht
• er zijn twee soorten deeltjes; enkelvoudige (elementen) en samengestelde (moleculen).
In Rutherford’s atoommodel is de massa van een atoom in de atoomkern geconcentreerd
en zijn de atomen verder praktisch leeg zijn. In deze lege ruimte cirkelen de elektronen om
de kleine positieve kern, waarmee het model enigszins lijkt op ons zonnestelsel. Hier
cirkelen verschillende planeten (o.a. de Aarde) om de zon heen.
Deels gebaseerd op het atoommodel van Rutherford, kwam Bohr met een nieuw
atoommodel: elektronen kunnen in cirkelvormige schillen om de kern bewegen.
2
Door de atoomtheorie van Bohr kreeg het periodiek systeem van Mendeleev een
theoretische achtergrond. Atoomsoorten met hetzelfde aantal elektronen in de buitenste
schil staan in het periodiek systeem onder elkaar.
3
1 eV = 1,602.10-19 J (tabel 5)
4
Resp. 5,39 – 75,64 – 122,4 eV.
Het eerste elektron bevindt zich in de buitenste (L-)schil, verder van de kern verwijderd en
wordt daarom minder sterk aangetrokken door de positief geladen kern.
5
Ionisatie energieën lithium
2,50
2,00
1,50
Reeks1
1,00
0,50
0,00
0
1
2
3
4
aantal elektronen
6
In buitenste schil van het ongeladen Mg atoom bevinden zich twee (negatief) geladen
elektronen, die elkaar afstoten. Het eerste elektron is daardoor makkelijker te verwijderen
dan het tweede.
7
Het eerste twee elektron bevinden zich in de buitenste (M-)schil, verder van de kern
verwijderd en worden daarom minder sterk aangetrokken door de positief geladen kern dan
de andere elektronen.
8
7,65 + 15,04 = 22,69 eV (tabel 22)
12
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
9
10
11
Li 2)1)
Na 2)8)1)
Mg 2)8)2)
De diagrammen vertonen hetzelfde patroon.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 omschrijven van het begrip ionisatie energie
 met hulp van het schillenmodel van Bohr een verklaring kunnen geven voor de vorm van
ionisatiediagrammen (vraag 5, 9 en 10)
 de elektronen in een atoom worden verdeeld over energieniveaus.
 het aantal energieniveaus dat gevuld is komt overeen met het nummer van de periode waarin
dit element in het periodiek systeem staat
13
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 10 – Zoutformules
1
Zn2+
2
De Romeinse cijfers geven de lading aan:
IJzer(II) ion = Fe2+
IJzer(III) ion = Fe3+
3
Fe2+ heeft 26p en 24e
Fe3+ heeft 26p en 23e
4
2+
5
1–
6
Seleen staat in groep 16, dezelfde groep als zuurstof. Deze elementen komen twee
elektronen tekort in hun buitenste schil en zijn dus instaat om twee elektronen op te
nemen. Daarbij ontstaat in het geval van seleen een Se2- ion.
Cesium staat in dezelfde groep als natrium, dus het cesium ion wordt Cs+
7
8
Cs atomen hebben als elektronenverdeling: 2)8)18)18)8)1
Cs+ ionen hebben één elektron minder: 2)8)18)18)8)
Dit is dezelfde elektronenverdeling als het edelgas xenon (Xe).
9
In de buitenste schil van stikstof passen 8 elektronen. In het ammonium ion gaat het
stikstofatoom 4 bindingen aan. Iedere binding bestaat uit 2 elektronen. In de buitenste schil
van stikstof zitten 4 bindingen x 2 elektronen= 8 elektronen totaal, is dus geheel gevuld!
10
CO32-
11
2–
12
Uit één C-atoom en drie O-atomen.
13
14
Ag+2S2Opmerking: het is gebruikelijk om in de verhoudingsformules van zouten de ladingen weg
te laten (je moet wel weten dat ze er zijn!). Dat maakt de zaak wat overzichtelijker.
Zonder ladingen krijg je: Ag2S
15
Fe2O3
16
Sr2+O2- of SrO
17
In een molecuul vormen de atomen samen één molecuul. In een zout is kun je niet zeggen
welk positief ion bij welk negatief ion hoort. Daarom praten we bij een zout liever over de
verhoudingsformule in plaats van de formule. De verhoudingsformule wordt bepaald door
de ladingsverhouding tussen het positieve ion en het negatieve ion.
18
Dan staat er Al2SO43
14
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
19
Na3PO4
20
Mg(OH)2
21
Loodperoxide = lood(IV)oxide, het loodion is 4+ geladen: PbO 2
22
Salmiak = ammoniumchloride = NH4Cl
23
Vlugzout = ammoniumcarbonaat = (NH4)2CO3
24
De totale negatieve lading is 2 x 2- (van de SO42- ionen) + 6 x 1- (van de OH- ionen) = 10Het NH4+ ion heeft een 1+ lading. Netto is er dus nog 9+ nodig om de 10- te compenseren.
Verdeeld over 3 ijzer ionen kom je uit op 3+.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 kennen en toepassen van een aantal bekende ionsoorten (blz. 24)
 het opstellen van zoutformules
15
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 11 – Zouten in water
1
Pb(CH3COO)2(s) → Pb2+(aq) + 2 CH3COO-(aq)
2
Hg(NO3)2(s) → Hg2+(aq) + 2 NO3-(aq)
3
Barietwater is een oplossing van bariumhydroxide: Ba2+(aq) + 2 OH-(aq)
4
Natronloog is een oplossing van natriumhydroxide: Na+(aq) + OH-(aq)
5
Met een “s”.
6
De ionbinding is heel sterk.
7
Dit geldt ook voor alle kalium- en ammoniumzouten en alle nitraten en acetaten.
8
Na+(aq) + Cl-(aq) → NaCl(s)
9
CuSO4.5H2O(s)
10
11
Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5 H2O(l) → CuSO4.5H2O(s)
Tabel 45A
Fe3+
K+
SO42g
g
OHs
g
Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) → Fe(OH)3(s)
geelbruin neerslag
12
Tabel 45A
Ag+
NH4+
NO3g
g
Is
g
Ag+(aq) + I-(aq) → AgI(s)
geel neerslag
13
Tabel 45A
Na+
Pb2+
NO3g
g
CH3COOg
g
SO42g
g
PO43s
g
Geen reactie
14
Tabel 45A
Cu2+
Na+
3 Cu2+(aq) + 2 PO43-(aq) → Cu3(PO4)2(s) blauw neerslag
15
Tabel 45A
Zn2+
Na+
NO3g
g
S2s
g
Zn2+(aq) + S2-(aq) → ZnS(s) wit neerslag
16
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
16
Door de oplossing bij elkaar te voegen. Als er geen neerslag ontstaat is nikkelcarbonaat
oplosbaar. Ontstaat er echter een neerslag dan is nikkelcarbonaat slecht oplosbaar, want
alle natriumzouten zijn wel oplosbaar in water.
17
Ni2+(aq) + CO32-(aq) → NiCO3(s)
Nikkelcarbonaat is dus slecht oplosbaar.
18
De tribune ionen: Na+(aq) en SO42-(aq)
19
Zie vraag 18.
20
Pb2+CO32- en Pb2+(OH-)2
21
Laat een loodnitraat oplossing reageren met bijvoorbeeld een natriumcarbonaat oplossing:
Pb2+(aq) + CO32-(aq) → PbCO3(s)
22
Laat een loodnitraat oplossing reageren met bijvoorbeeld een natriumhydroxide oplossing:
Pb2+(aq) + 2 OH-(aq) → Pb(OH)2(s)
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 het opstellen van een vergelijking voor het oplossen van een zout in water
 het opstellen van een neerslagvergelijking
 bij een neerslagreactie gebruik je alleen de ion-soorten, die bij de neerslagreactie betrokken
zijn
 uit de mini-oplosbaarheidstabel kun je afleiden welke stof neerslaat
 de tribune-ionen zijn de ionen, die niet bij de neerslagreactie betrokken zijn; deze blijven in
opgeloste toestand en worden nóóit in de neerslagreactie vermeld
17
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 12 – Toepassingen van neerslagreacties
1
Lood ionen slaan neer met sulfaat ionen, magnesium ionen niet.
Voeg bijvoorbeeld natriumsulfaat oplossing toe:
Pb2+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s)
2
Bijvoorbeeld natronloog en kopersulfaat oplossing.
3
Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) → Cu(OH)2(s)
4
Ammoniumchloride is een oplosbaar zout, je kunt deze stof dus niet laten neerslaan. Je
moet er voor zorgen dat de ammonium en chloride ionen als tribune ion aanwezig zijn.
Bijvoorbeeld door een ammoniumsulfaat oplossing te laten reageren met een bariumchoride
oplossing. Bariumsulfaat slaat neer en kan afgefiltreerd worden. Het filtraat bevat de
tribune ionen (het ammonium ion en het chloride ion). Het filtraat moet je vervolgens
indampen om vast ammoniumchloride te krijgen.
5
Je kunt de magnesium ionen bijvoorbeeld aantonen met een oplossing van natriumfosfaat
(magnesiumfosfaat slaat neer) of de sulfaat ionen aantonen met een oplossing van
bariumchloride (bariumsulfaat slaat neer)
Een chloride slaat neer, dat kan duiden op de aanwezigheid van Hg + of Ag+.
Een sulfaat slaat neer, dan blijft alleen Hg+ over (zilversulfaat is matig oplosbaar).
Er slaan geen barium ionen neer, maar levert weinig nieuwe informatie op.
De meest voor de hand liggende optie is dus kwik(I)nitraat.
6
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 het aantonen van ionsoorten met behulp van een neerslagreactie
 het verwijderen van ongewenste ionsoorten met behulp van een neerslagreactie
 het maken van een nieuw zout met behulp van een neerslagreactie
 het zuiveren van een zoutmengsel met behulp van een neerslagreactie
18
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 13 – Voorbeeld proefwerkopgaven (1)
1
74p 74e 110n (184 – 74)
2
Wolfraam heeft een zeer hoog smeltpunt (3695 K).
3
Van argon bestaan 3 isotopen:
0,34% van 35,96755 + 0,06% van 37,97673 + 99,6% van 39,96238 = 39,95 u
4
Argon is een edelgas en reageert niet met andere stoffen. De zuurstof uit de lucht zou bij
hogere temperaturen met het wolfraam reageren en het lampje zou doorbranden.
5
76,14 u
6
S=C=S en |S=C=S|
7
Vloeistof, want het smeltpunt ligt onder en het kookpunt boven kamertemperatuur.
8
De vanderwaalsbinding.
9
Bij de ontleding van koolstofdisulfide moeten de atoombindingen verbroken worden, daar is
een veel hogere temperatuur voor nodig.
10
De MAC waarde (tabel 97A) van koolstofdisulfide is 30 mg m-3. Dit is de maximale
aanvaardbare concentratie koolstofdisulfide, waaraan iemand gedurende een werkdag (acht
uur) mag worden blootgesteld.
11
CS2 + 3 O2→ CO2 + 2 SO2
12
Zwaveldioxide is zeer giftig (MAC waarde 5 mg m-3).
13
IJzer atomen lossen niet op in water.
14
Ca(OH)2(s) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
15
Kalkwater
16
Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) → Fe(OH)3(s)
17
Bij de bovenstaande neerslagreactie zijn de calcium ionen de tribune ionen. Deze blijven in
oplossing en komen in het drinkwater terecht. De hardheid neemt dus toe.
18
Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
19
Ca2+(aq) + 2 C17H35COO-(aq) → Ca(C17H35COO)2(s)
20
12oD x 7,2 mg L-1 = 86,4 mg L-1 = 86,4 g m-3
21
MgO
22
Mg2+ en O2- trekken elkaar aan
O2- en O2- stoten elkaar af
Mg2+ en Mg2+ stoten elkaar af
19
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
23
Het smeltpunt van MgO (3125 K) is hoger dan het smeltpunt van NaCl (1074 K), want de
ionen in MgO hebben een grotere (2+) lading en trekken elkaar harder aan.
24
2 Mg + O2→ 2 Mg2+O2-
25
De magnesium atomen raken twee elektronen kwijt.
26
Dit is natuurlijk een voordeel, want anders zou er een oplossing ontstaan. Dit komt de grip
niet ten goede.
20
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 16 – De polaire atoombinding
1
stofnaam
calciumchloride
stikstofmonooxide
zuurstof
waterstofbromide
verschil in elektronegativite t
Cl/Ca = 2,8 – 1,0 = 1,8
O/N = 3,5 – 3,1 = 0,4
O/O = 0
Br/H = 2,7 – 2,1 = 0,6
bindingstype
ionbinding
zwak polaire atoombinding
covalente atoombinding
polaire atoombinding
2
Bij stof A is er de extra dipool-dipool interactie tussen de moleculen, dus stof A heeft grotere
inter-moleculaire krachten.
3
Stof A, voor uitleg zie vorige vraag.
4
CH3Cl: M = 50,48 u
CH3OH: M = 32,04 u
5
Op grond van deze gegevens zou CH3Cl het hoogste kookpunt moeten hebben.
6
CH3Cl (249 K) heeft – wat je niet zou verwachten - een veel lager kookpunt dan CH3OH
(338 K).
7
of:
8
▲ Voorbeeld van een waterstofbrug tussen twee ammoniakmoleculen.
21
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
9
H
H
─
│
C
H
─
│
H
H
─
│
C
─
O
─
H
│
H
H
H
│
C
│
H
│
C
│
H
─
H
O
─
H
─
│
C
H
─
│
C
│
H
│
H
H
│
C
H
│
C
─
H
─
H
O
H
O
H
─
│
H
─
│
H
Er kunnen alleen waterstofbruggen gevormd worden met de H-atomen van de OH-groepen
en niet met de H-atomen van de apolaire C2H5 groepen.
10
Water heeft een veel kleinere molecuulmassa (18 u) dan ethanol (46 u). Toch heeft water
een duidelijk hoger kookpunt (100 oC) dan ethanol (78 OC), want water heeft meer
mogelijkheden om waterstofbruggen te vormen omdat het twee OH groepen heeft ethanol
maar één.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 elektronegativiteit is de maat voor de aantrekkingskracht van een atoomsoort op het
gemeenschappelijk elektronenpaar
 bij weinig verschil (< 0,4) in elektronegativiteit ontstaat een covalente of apolaire
atoombinding
 bij een groot verschil (0,4—1,6) in elektronegativiteit ontstaat een polaire atoombinding; de
polaire atoombinding is op te vatten als een geleidelijke overgang van de covalente
atoombinding naar de ionbinding
 bij een heel groot verschil (≥ 1,7) ontstaat een ionbinding
 in een dipoolmolecuul komen één of meer polaire atoombindingen voor en is er sprake van
gescheiden ladingscentra; dipoolmoleculen zijn aan de ene kant een beetje positief en aan de
andere kant een beetje negatief geladen.
 een sterke dipool heeft een groot dipoolmoment; de extra aantrekkingskracht tussen dipool
moleculen noemen we dipool-dipool binding
 bij moleculen met een O—H of N—H groep ontstaan sterke elektrostatische bindingen tussen
de δ+ geladen waterstofatomen van de ene groep en de δ- geladen zuurstofatomen van de
andere groep; deze extra binding noemen we waterstofbruggen
 de sterkte van een waterstofbrug ongeveer 10% van een gewone atoombinding
 waterstofbruggen kunnen in een tekening weergegeven worden (vraag 7, 8 en 9)
22
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 17 – Karakteristieke groepen
1
2
butaan:
heptaan:
3
Een langere koolstofketen betekent een grotere molecuulmassa, grotere
vanderwaalskrachten, dus een hoger kook- en smeltpunt.
4
Apolair, want er komen geen polaire atoombindingen in voor.
5
Nee, de C- H binding is apolair.
6
7
8
Het koolstofatoom van de COOH groep heeft al drie bindingen (zie boven) en kan dus nog
maar één binding aangaan. In het midden van een koolstofketen zijn er twee bindingen
nodig met de naastgelegen koolstofatomen. Op deze manier zou er een koolstof atoom
ontstaan met 5 bindingen en dat is onmogelijk.
9
De polymeren van natriumpolyacrylaat bevat COO- zijgroepen. Deze groepen hebben een
zeer sterk polair karakter (nog meer dan de ongeladen COOH groep) en een zeer sterke
aantrekkingskracht op een polaire stof als water.
10
2-Hexaanamine (CH3-CHNH2-CH2-CH2-CH2-CH3) heeft een lange, apolaire koolwaterstof
keten en mengt daardoor slechter met water dan methaanamine (CH 3NH2), waarin het
polaire karakter van de NH2 groep een grotere invloed heeft en er gemakkelijker
waterstofbruggen worden gevormd.
23
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
11
Suiker (C12H22O11) bevat een groot aantal OH groepen, die waterstofbruggen kunnen
vormen met water.
12
Citroenzuur bevat weliswaar een aantal polaire groepen (3x COOH en 1x OH), maar heeft
geen netwerkstructuur en zal dus gewoon in het water oplossen in plaats van water
opnemen.
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 een groep stoffen die aan een algemene formule voldoet, noemt men een homologe reeks
 aan een koolstofketen kunnen zogenaamde karakteristieke groepen vastzitten
 karakteristieke groepen die je moet kennen zijn de OH groep (alcoholen), NH 2 groep (amines),
C=O groep (aldehydes en ketonen) en de COOH groep (alkaanzuren)
 zowel de koolstofketen lengte als de aanwezigheid van karakteristieke groepen hebben invloed
op oplosbaarheid/mengbaarheid en kook- of smeltpunt
 de regels voor de naamgeving van stoffen uit de homologe reeksen worden behandeld in
module 7 en hoef je nu nog te weten / kunnen toepassen!
24
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 18 – Mengbaarheid van stoffen
1
Beide stoffen zijn polair en kunnen waterstofbruggen vormen.
2
Vet en wasbenzine zijn beide apolaire stoffen.
3
Aceton bevat een polaire C=O binding en kan via deze groep waterstofbruggen vormen met
de waterstofatomen van de watermoleculen:
water
aceton
4
Aceton bevat ook apolaire CH3 groepen.
5
Nee, want aceton bevat geen OH of NH2 groepen.
6
7
H
H
─
─
8
H
─
H
│
C
│
H
H
│
C
│
H
H
│
C
─
─
─
H
│
C
│
H
─
O
─
H
H
─
O
─
H
│
C
│
H
─
H
│
C
│
H
Cl-
H
│
C
│
H
H
─
H
│
C
H
O
O
H
─
O
H
O
─
H
│
C
─
H
│
C
│
H
─
H
─
H
│
C
│
H
─
H
─
H
│
C
─
H
25
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
│
H
│
H
│
H
│
H
H
│
C
│
H
H
│
C
│
H
Cu2+
H
9
─
H
│
C
│
H
H
│
─
─
O
│
H
O
H
H
─
─
─
H
Zouten lossen alleen op in polaire oplosmiddelen. Het polaire karakter van water is groter
dan het polaire karakter van ethanol. Zouten lossen dus beter op in water dan in ethanol.
10
CuSO4•5H2O
11
Blauw kopersulfaat bevat 5 (=penta) kristalwatermoleculen.
12
Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5 H2O(l) → CuSO4•5H2O(s)
13
CuSO4•5H2O(s) is blauw en CuSO4(s) is wit. Bij het verhitten van blauw kopersulfaat
verdwijnen de kristalwatermoleculen uit het rooster en ontstaat er wit kopersulfaat:
CuSO4•5H2O(s) → CuSO4(s) + 5 H2O(g)
14
Bij contact met water wordt wit kopersulfaat omgezet in blauw kopersulfaat:
CuSO4(s) + 5 H2O(l) → CuSO4•5H2O(s)
15
Calciumsulfaatdihydraat
16
CaSO4(s) + 2 H2O(l) → CaSO4•2H2O(s)
17
Na+C17H35COO-(s) → Na+(aq) + C17H35COO-(aq)
18
19
Stearaat ionen hebben een sterk polaire en geladen COO- groep.
20
De apolaire staarten zijn hydrofoob (watervrezend) en mengen niet met water en gaan dus
´bij elkaar zitten´.
21
De grote oppervlaktespanning van water wordt veroorzaakt door de waterstofbruggen. De
apolaire staarten verlagen deze oppervlaktespanning doordat ze boven het wateroppervlak
uit steken (zie figuur hieronder).
26
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
22
Het vethoudend vuil wordt in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden. De staart
wurmt zich in het vuil. De staarten houden het vuil vast totdat het wordt weggespoeld
23
Ca2+(aq) + 2 C17H35COO-(aq) → Ca2+(C17H35COO-)2(s)
24
Ca2+(aq) + 2 HCO3¯(aq) → Ca2+CO32-(s) + CO2(g) + H2O(l)
Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen:
 met behulp van structuurkenmerken verklaren waarom sommige stoffen goed oplossen /
mengen en andere slecht
 bij het oplossen van een zout vindt hydratatie plaats, de ionen worden omringd door
watermoleculen (kunnen tekenen!)
 hydraten zijn stoffen die water in het kristalrooster ingebouwd hebben
 natuurlijke zeep bestaat voor het grootste deel uit natriumstearaat, Na +C17H35COO-(s)
 stearaationen hebben een polaire kop (de geladen COO – groep) en een apolaire staart (de
langgerekte koolwaterstofketen) en vormen in water zogenaamde micellen; apolair vuil wordt
in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden doordat de staarten zich in het vuil
wurmen en het vuil in de micellen vasthouden totdat het wordt weggespoeld
 de waterhardheid geeft de concentratie van calciumionen in het leidingwater aan; iIn
Nederland wordt de waterhardheid meestal uitgedrukt in Duitse hardheid (DH of °D)
 water met een hoge waterhardheid bemoeilijkt het de werking van zeep: de stearaationen
reageren met de in kraanwater aanwezige calciumionen tot kalkzeep( een neerslag van
calciumstearaat)
 bij verwarmen of koken van water ontstaat ketelsteen (calciumcarbonaat)
27
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
§ 21 – Voorbeeld proefwerkopgaven (2)
1
Een zout bestaat uit positief en negatief geladen ionen. Deze deeltjes kunnen de stroom
alleen geleiden in vloeibare of opgeloste toestand, want in vaste toestand kunnen ze zich
niet verplaatsen.
2
Koolstof.
3
De zwarte stof is waarschijnlijk koolstof en ontstaan door ontleding van een organische stof.
4
Het sulfaat-ion is de enige ionsoort, die een neerslag kan vormen met zowel de zilverionen
als de bariumionen. Omdat zilversulfaat matig oplosbaar is, moet de concentratie van de
sulfaationen wel voldoende hoog zijn.
5
Het zijn de gehydrateerde koperionen: Cu 2+(aq).
Zie tabel 65B.
6
Het bruine bolletje in het midden stelt het koper ion voor, dat wordt omringd door de δgeladen zuurstofatomen van de watermoleculen. Dit verschijnsel heet ‘hydratatie’.
7
De ammoniak moleculen nemen de plaats in van de watermoleculen. De koper ionen
worden nu omringd door de δ- geladen stikstofatomen van de ammoniakmoleculen.
Dit veroorzaakt een diep blauwe kleur (vraag evt. je docent om dit te demonstreren).
Je kunt het in een zelfde soort tekening weergeven als bij vraag 6.
8
9
1-propanol mengt met water omdat er waterstofbruggen gevormd kunnen worden tussen de
OH groepen van beide moleculen
1-propanol mengt goed met hexaan omdat het ook een apolaire koolwaterstofketen heeft
28
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
10
Glycol heeft het hoogste kookpunt omdat het twee OH groepen heeft, die waterstofbruggen
kunnen vormen.
Fluorethaan heeft het één na hoogste kookpunt, omdat het een dipool molecuul is en er
dipool-dipool interactie kan optreden.
Butaan heeft het één na laagste kookpunt, want het is een apolaire stof, maar heeft een
grotere molecuulmassa dan methaan.
29
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
Samenvatting Module 1
1
Atoommodel van Dalton
Moleculen zijn de kleinste deeltjes van een stof.
Moleculen zelf zijn weer opgebouwd uit kleine ondeelbare bouwsteentjes, de atomen.
De atomen van een bepaald element bezitten elk hun unieke eigenschappen en eigen
gewicht; er zijn in de natuur ongeveer 100 atoomsoorten bekend.
2
Atoommodel van Rutherford
Iedere atoomsoort wordt gekenmerkt door zijn eigen aantal protonen in de kern
(atoomnummer). De som van het aantal protonen en neutronen in de kern is het massagetal.
Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer en een verschillend massagetal.
Positieve ionen hebben te weinig elektronen.
Negatieve ionen hebben te veel elektronen.
3
Atoommodel van Bohr
Elektronen bewegen in cirkelvormige schillen om de kern.
De schillen worden gekarakteriseerd met een waarde n (n = 1, 2, 3, ….)
De schil met n = 1 is de schil die het dichts bij de kern is, ook wel de K-schil genoemd.
Daarna komen de L-schil (n = 2), de M-schil (n = 3), de N-schil (n=4), enzovoorts.
Voor de eerste twintig elementen geldt dat de K-schil maximaal 2 elektronen kan bevatten
en de overige schillen maximaal 8 elektronen.
4
Periodiek Systeem
In het periodiek systeem zijn de elementen gerangschikt zijn naar opklimmend
atoomnummer en fysisch-chemische verwantschap.
In de verticale kolommen staan elementen met overeenkomstige eigenschappen onder elkaar
in groepen. De horizontale rijen heten perioden.
5
Ionisatie energie
De ionisatie energie is de hoeveelheid energie die nodig is om één of meer elektronen te
verwijderen uit een atoom. Deze kun je opzoeken in tabel 22 van BINAS. De eenheid die in
deze tabel gebruikt wordt, is elektronvolt (eV).
De elektronen in een atoom worden hierbij verdeeld over energieniveaus.
Het aantal energieniveaus dat gevuld is komt overeen met het nummer van de periode
waarin dit element in het periodiek systeem staat.
6
Bindingstypen
Elektronegativiteit is de maat voor de aantrekkingskracht van een atoomsoort op het
gemeenschappelijk elektronenpaar. Bij weinig verschil (< 0,4) in elektronegativiteit ontstaat
een apolaire atoombinding, bij een groot verschil (0,4—1,6) in elektronegativiteit ontstaat
een polaire atoombinding en bij een heel groot verschil (≥ 1,7) ontstaat een ionbinding.
Dipoolmoleculen zijn aan de ene kant een beetje positief en aan de andere kant een beetje
negatief geladen, een sterke dipool heeft een groot dipoolmoment.
De extra aantrekkingskracht tussen dipool moleculen noemen we dipool-dipool binding.
Bij moleculen met een O—H of N—H groep ontstaan sterke elektrostatische bindingen
tussen de δ+ geladen waterstofatomen van de ene groep en de δ- geladen zuurstofatomen
van de andere groep; deze extra binding noemen we waterstofbruggen.
Een overzicht van alle bindingstypen vind je in § 19A.
7
Roostertypen
In het algemeen gesproken is een kristalrooster een regelmatige rangschikking van deeltjes.
deze deeltjes kunnen moleculen, atomen of ionen zijn.
Is er in de vaste toestand geen sprake van een regelmatige rangschikking, dan is de stof
meestal poedervormig. Men spreekt ook wel over een amorfe toestand.
30
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
Men onderscheid vier verschillende roostertypen.
Een molecuulrooster is een regelmatige rangschikking van moleculen en wordt
bijeengehouden door (in het algemeen) zwakke vanderwaalskrachten. Stoffen met een
molecuulrooster hebben daardoor meestal lage smelt- en kookpunten.
Een ionrooster is een regelmatige rangschikking van positieve en negatieve ionen en wordt
bijeengehouden door sterke ionbindingen. Zouten hebben daarom vaak hoge smelt- en
kookpunten.
Een atoomrooster is een regelmatige rangschikking van atomen en wordt bijeengehouden
door sterke atoombindingen. Atoomroosters zijn zeldzaam, bekendste voorbeeld is diamant.
Stoffen met een atoomrooster zijn heel sterk en kunnen niet smelten.
Een metaalrooster is een regelmatige rangschikking van positief geladen atoomresten
bijeengehouden door de los gebonden valentie elektronen.
8
Stroomgeleiding
Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom.
Metalen geleiden stroom door de vrije valentie elektronen.
Zouten geleiden alleen stroom in opgeloste of gesmolten toestand door de vrij beweegbare
ionen.
9
Covalentie en molecuulformules
Alle atoomsoorten streven naar een edelgasconfiguratie (= volle buitenste schil).
Een covalente atoombinding bestaat uit één of meer gemeenschappelijke elektronenparen
(g.e.p.’s). Er komen enkele, dubbele en soms driedubbele bindingen voor.
Het aantal bindingen dat een bepaalde atoomsoort aangaat noemt men de covalentie van het
atoom. De covalentie kun je afleiden met behulp van het periodiek systeem:





groep 18: covalentie 0
groep 17: covalentie 1
groep 16: covalentie 2
groep 15: covalentie 3
groep 14: covalentie 4
M et behulp van de covalenties kun je structuur- en molecuulformules van moleculaire
stoffen afleiden.
Het begrip covalentie is uitsluitend toepasbaar op de niet-metalen. Metalen hebben geen
covalentie, omdat ze geen elektronen kunnen delen met een ander atoom.
10
Lewis theorie
Volgens de Lewistheorie hebben in de meeste stabiele verbindingen de atomen een
edelgasconfiguratie, voor waterstof en helium zijn dat twee valentie elektronen (duetregel),
voor alle andere atomen acht (octetregel). Met deze theorie kan de meest waarschijnlijke
elektronenformule van vele chemische stoffen op vrij eenvoudige manier gevonden worden.
In een elektronenformule zijn alle valentie elektronen getekend en onderscheiden we
bindende en niet-bindende elektronenparen.
Je kunt in drie stappen het aantal bindende en niet-bindende elektronenparen van een
molecuul berekenen met behulp van de octetregel en duetregel.
Stap 1: bereken het totaal aantal valentie elektronen (VE)
Stap 2: bereken hoeveel elektronen zijn er nodig volgens de octet/duetregel
Stap 3: bereken aan de hand van het elektronentekort het aantal gemeenschappelijke
elektronenparen
31
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
11
Ruimtelijke structuur
In moleculen kunnen enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen voorkomen. Daarnaast
zijn er nog eenzame elektronenparen. We kunnen deze vier samenvatten onder de naam
elektronengebieden. De afstotingstheorie stelt dat een molecuul ernaar streeft de hoeken
tussen twee elektronengebieden altijd zo groot mogelijk te maken.






In moleculen met erg weinig valentie elektronen zoals H2 is er maar één
elektronengebied, de enkele binding tussen de atomen. Het molecuul is dan een
rechte halter zonder eenzame elektronenparen paren.
Indien er rondom het centrale atoom A twee elektronengebieden zijn trachten die zo
ver mogelijk bij elkaar uit de buurt te blijven. Dat betekent dat er een lineaire
structuur ontstaat met een X−A−X hoek van 180°.
Indien er rond een atoom A drie elektronengebieden zijn is de geometrie trigonaal:
een vlakke driehoek met drie hoeken van 120°.
Indien er rond een atoom A vier elektronengebieden kan de structuur alleen
driedimensionaal goed weergegeven worden, omdat het zo ver mogelijk van elkaar
weg plaatsen van vier gebieden leidt tot hoeken van ~109° in een tetraëdrische vorm.
Een bekend voorbeeld van deze ruimtelijke structuur is het methaanmolecuul (CH 4).
Indien één van deze vier elektronengebieden een eenzaam elektronenpaar (E) is dan
krijgen we een trigonaal piramidale vorm. Een bekend voorbeeld van deze structuur
is het ammoniakmolecuul: |NH3
Een bekend geval met twee eenzame elektronenparen is water H2O. Het is een
gebogen molecuul met een bindingshoek van iets minder dan 109° (gemeten: 104,5°).
12
Elektrovalentie en zoutformules
De grootte van de ionlading heet elektrovalentie.
Metaal ionen zijn altijd positief geladen en niet-metaal ionen altijd negatief geladen.
De formules van de meest voorkomende ion soorten vind je in tabel 45A. Deze formules moet
je kennen.
Uit de ionladingen leid je de verhouding af tussen de ionen in een zout.
Dit levert de (verhoudings)formule van het zout op.
13
Notaties van oplossingen
De opgeloste toestand wordt aangegeven met (aq).
Bijvoorbeeld een glucose oplossing: C6H12O6(aq)
Bij opgeloste (of gesmolten) zouten is er sprake van een iets andere situatie.
Een zout is in opgeloste (of gesmolten) toestand altijd in ionen gesplitst.
Bijvoorbeeld een calciumchloride oplossing: Ca2+(aq) + 2 Cl−(aq)
In tabel 45A vind je informatie over de oplosbaarheid van zouten.
Alle natrium-, kalium- en ammoniumzouten zijn oplosbaar, evenals alle nitraten en
acetaten.
Het oplossen van een zout kun je in een reactievergelijking weergeven.
Bijvoorbeeld voor calciumchloride: Ca2+Cl−2(s) → Ca2+(aq) + 2 Cl−(aq)
14
Neerslagreacties
Een reactie waarbij een vaste stof uit het mengen van twee oplossingen ontstaat, vaak in de
vorm van een suspensie, heet een neerslagreactie.
Bij een neerslagreactie gebruik je alleen de ion-soorten, die bij de neerslagreactie betrokken
zijn. Door met behulp van tabel 45A een mini-oplosbaarheidstabel te maken kun je afleiden
welke stof neerslaat.
De tribune-ionen zijn de ionen, die niet bij de neerslagreactie betrokken zijn; deze blijven in
opgeloste toestand en worden nóóit in de neerslagreactie vermeld.
32
Module 1 “Chemische binding”
Antwoorden
15
Homologe reeksen en karakteristieke groepen
Een groep stoffen die aan een algemene formule voldoet, noemt men een homologe reeks,
bijvoorbeeld de homologe reeks van de alkanen. Dit zijn koolwaterstoffen die voldoen aan de
algemene formule CnH2n+2.
Aan een koolstofketen kunnen zogenaamde karakteristieke groepen vastzitten.
De karakteristieke groepen die je moet kennen zijn de OH groep (alcoholen), NH 2 groep
(amines), C=O groep (aldehydes en ketonen) en de COOH groep (alkaanzuren).
Zowel de koolstofketen lengte als de aanwezigheid van karakteristieke groepen hebben
invloed op oplosbaarheid/mengbaarheid en kook- of smeltpunt.
Let op: de regels voor de naamgeving van stoffen uit de homologe reeksen worden behandeld
in module 7 en hoef je nu nog te weten / kunnen toepassen!
16
Hydratatie en hydraten
Bij het oplossen van een zout vindt hydratatie plaats, de ionen worden omringd door
watermoleculen (dit moet je kunnen tekenen!).
Hydraten zijn stoffen die water in het kristalrooster ingebouwd hebben. Bekend voorbeeld is
blauw kopersulfaat: CuSO4(H2O)5 of CuSO4•5H2O
17
Oplosbaarheid en mengbaarheid
In het algemeen is dit een kwestie van ´soort zoekt soort´. Polair mengt goed met polair en
apolair mengt goed met apolair. Alles wat daar tussen in zit zal de praktijk uitwijzen.
Met behulp van structuurkenmerken kun je vaak verklaren waarom sommige stoffen goed
oplossen / mengen en andere slecht.
18
De waswerking van zeep
Natuurlijke zeep bestaat voor het grootste deel uit natriumstearaat, Na+C17H35COO-(s).
Net als andere natriumzouten is natriumstearaat oplosbaar in water.
De stearaationen hebben een polaire kop (de geladen COO – groep) en een apolaire staart
(de langgerekte koolwaterstofketen) en vormen in water zogenaamde micellen.
Het apolaire vuil wordt in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden doordat de
staarten zich in het vuil wurmen en het vuil in de micellen vasthoudt totdat het wordt
weggespoeld
19
Hard water en zeep
De waterhardheid geeft de concentratie van calciumionen in het leidingwater aan.
In Nederland wordt de waterhardheid meestal uitgedrukt in Duitse hardheid (DH of °D).
Water met een hoge waterhardheid bemoeilijkt het de werking van zeep: de stearaationen
reageren met de in kraanwater aanwezige calciumionen. Hierbij ontstaat een neerslag van
calciumstearaat, ook wel bekend onder de naam van ’kalkzeep’.
Een ander nadeel van hard water is het ontstaan van ketelsteen bij verwarmen of koken van
water. Het ketelsteen belemmert de goede werking van het verwarmingsapparaat en is ook
schadelijk voor een aanwezig verwarmingselement. In hard water zit veel ‘kalk’ in de vorm
van het redelijk oplosbare calciumwaterstofcarbonaat. Bij het verwarmen ontwijkt
kooldioxide en ontstaat vast calciumcarbonaat (ketelsteen).
33