eureka 2a
advertisement
N AT U U R W E T E N S C H A P P E N V O O R S T W Eureka! bestaat in de tweede graad uit: Thema 1 Zintuigen Thema 2 Materiemodel Eureka! 2A Thema 1 Terreinstudie Thema 2 Samenleven en relaties tussen organismen Thema 3 Stofklassen Eureka! 1B Thema 3 Verfijning van het materiemodel: atomen en moleculen Thema 4 Kracht, arbeid, vermogen, energie Thema 5 Classificatie Eureka! 2B Thema 4 Druk Thema 5 Chemische reacties Thema 6 Relaties tussen organismen en milieu Thema 7 Warmteleer Eurek(h)a! 2 Eurek(h)a! 1 (voor handelsrichtingen) Thema 1 Zintuigen Thema 2 Materiemodel Thema 3 Verfijning van het materiemodel Thema 4 Classificatie (voor handelsrichtingen) Thema 1 Terreinstudie Thema 2 Invloed van organismen op het milieu Thema 3 Kracht, arbeid, energie en vermogen Thema 4 Chemische reacties Thema 5 Druk Thema 6 Warmteleer Eureka! EUREKA 2A Eureka! 1A N AT U U R W E T E N S C H A P P E N V O O R S T W A. Bongaerts A-M. Boogaerts I. De Veuster K. Doucet A. Karsmakers P. Maesen M. Sanne R. Schoefs E. Weltjens ISBN 978-90-301-3853-2 9 789030 138532 EURE2AW cover.indd 1 2A Copyright 3/7/13 10:10 AM Copyright Copyright 1 Wat je al weet 1.1 Hoe zijn stoffen opgebouwd? Alle stoffen bestaan uit uiterst kleine deeltjes, moleculen genoemd. Een zuivere stof bevat dus slechts één soort moleculen. Een mengsel bestaat uit meer dan één soort moleculen. Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. Atomen stellen we voor als bolletjes. water watermolecuul Voorbeeld zuiver water: waterstof- atoom Elke atoomsoort of elk element heeft een naam en kan worden voorgesteld door een chemisch zuurstofsymbool. Vorig jaar heb je deze namen en waterstofatoom symbolen moeten instuderen. atoom Al deze elementen vind je ook terug in het periodiek systeem der elementen (PSE). 1.2 Hoe is een atoom opgebouwd? Overzicht van de atoommodellen: Dalton Thomson Rutherford Bohr M L K e – n ° p + N elektron kern Massieve bol Massieve bol (positief geladen) waaraan aan de buitenkant een aantal negatieve deeltjes de elektronen, vastzitten. Een kleine kern (protonen en neutronen) en een elektronenwolk (met elektronen). De elektronen bewegen zich met grote snelheid op welbepaalde banen, schillen, rond de kern. We gebruiken het atoommodel van Bohr. Een atoom is opgebouwd uit een atoomkern met daarrond een ijle ruimte waarin elektronen (e–) voorkomen, verdeeld over een welbepaald aantal schillen of banen. In de atoomkern bevinden zich de positieve deeltjes of protonen (p+ ) en de neutrale deeltjes of neutronen (n0 ). Elke atoomsoort of elk element heeft zijn eigen atoomnummer (Z): dit getal komt overeen met het aantal protonen in de kern en ook met het aantal elektronen op de schillen. Z = aantal e– = aantal p+ Voorbeeld: Copyright Voor zuurstof (O): Z = 8 dus 8 p+ en 8 e–. Het aantal neutronen kun je vinden aan de hand van het massagetal of de atoommassa (A). 82 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 82 3/8/13 2:30 PM Het massagetal is de atoommassa afgerond op het dichtstbijzijnde gehele getal. De massa van elektronen is verwaarloosbaar. A = aantal p+ + aantal n0 De elektronen zijn verdeeld over schillen (K, L, M ... Q) met elk een schilnummer (n: 1,2, 3 ... 7). Het maximaal aantal elektronen per schil vind je met de volgende formule: 2 n2 (niet meer dan 32 e– per schil). Schil Schilnummer (n) Maximaal aantal elektronen per schil (2 n2) K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 P 6 Q 7 De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie. 1.3 Waar vind je informatie over de atomen? In het periodiek systeem der elementen. De elementen staan in het PSE gerangschikt volgens stijgend atoomnummer. Bovendien staan ze gerangschikt in perioden (horizontaal) en groepen (verticaal). Het periodenummer geeft het aantal schillen van het atoom weer. Het groepsnummer (in Romeinse cijfers) geeft het aantal valentie-elektronen (elektronen op de laatste schil) weer. Elementen die in dezelfde groep staan, vertonen een sterke overeenkomst in chemische eigenschappen. Bij de groepen moeten we een onderscheid maken tussen de a-groepen (hoofdgroepen) en de b-groepen (nevengroepen). We kunnen de elementen in drie categorieën opsplitsen: - metalen (onder de trap); - niet-metalen (boven de trap, let op: ook H); - edelgassen (groep O). 1.4 Hoe kun je moleculen voorstellen? Moleculen stellen we voor met brutoformules. Voorbeelden: - H2O: - 3 CO2 EURE2AW 81-152.indd 83 Index 2 geeft aan dat in 1 molecule water, 2 atomen waterstof (H) voorkomen. Index 1 (wordt niet geschreven) geeft aan dat in 1 molecule water, 1 atoom zuurstof (O) voorkomt. Copyright Coëfficiënt 3 geeft aan dat er 3 moleculen koolstofdioxide voorkomen. Elk molecule bestaat uit 1 atoom koolstof (C) en 2 atomen zuurstof (O). STOFKLASSEN 83 3/8/13 2:30 PM 2 Chemische bindingen 2.1 Het chemisch gedrag van elementen 2.1.1 De chemische stabiliteit van de edelgassen De edelgassen zullen bijna nooit met andere elementen een verbinding vormen. Hun stoffen zijn monoatomische moleculen. Edelgassen hebben steeds ......................................... e– op de buitenste schil (uitgezonderd He: .........................................). Dit is een zeer stabiele toestand en noemen we edelgasconfiguratie of octetstructuur (octa = 8). Andere atomen bezitten geen 8 valentie-elektronen en bevinden zich bijgevolg in een minder stabiele toestand. Door bindingen te vormen, trachten ze om een betere stabiliteit te bereiken. 2.1.2 Ionen Voorbeeld: element Na (Z=11) Elektronenconfiguratie: ............................................................................................ Na heeft 1 e- te veel om de octetstructuur te hebben. Indien Na zijn valentie-elektron afgeeft, krijgt het de octetstructuur, zoals het element ............................................................................................. +11 Er zijn dan nog ......................................... p+ en maar ......................................... e–: Na wordt zo éénwaardig positief geladen (Na+). Schematisch: ............................................................................................ Voorbeeld: element S (Z=16) Elektronenconfiguratie: ............................................................................................ S heeft 2 e– te weinig om de octetstructuur te hebben. Indien S 2 e– opneemt, krijgt het de octetstructuur, zoals het element ............................................................................................. +16 Er zijn dan ......................................... p+ en ......................................... e–: S wordt zo tweewaardig negatief geladen (S2–). Schematisch: ............................................................................................ Na+ en S2– zijn ionen (= geladen atomen). 84 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 84 Copyright 3/8/13 2:30 PM oe oefening Schrijf de vorming van ionen voor volgende elementen. Ca ............................................................................................................................................................ Br ............................................................................................................................................................ Al ............................................................................................................................................................ P ............................................................................................................................................................ Opmerkingen - Er bestaat een verband tussen de groep van de elementen en het ion dat ze vormen. - Het vormen van negatieve ionen is een eigenschap van de niet-metalen. (= elektronegatieve elementen). - Het vormen van positieve ionen is een eigenschap van de metalen. (= elektropositieve elementen). oe oefeningen 1. Gegeven: De samenstelling van enkele ionen. Om welke ionen gaat het hier? Notatie in symbolen. Z p+ e– 20 18 29 28 53 54 15 18 Ion 2. Vul de tabel aan. Element Z Groep Metaal/ Nietmetaal/ Edelgas Aantal e– ValentieIon afgegeven of elektronen (symbool) opgenomen Mg O K Ar Al P Copyright EURE2AW 81-152.indd 85 STOFKLASSEN 85 3/8/13 2:30 PM 3. Bepaal voor elk ion het aantal elementaire deeltjes. e– p+ n0 Br– Fe2+ Li+ B3+ As3– 4. Voorspel de lading van een ion gevormd door een atoom van een element uit groep: - Va: ......................................................................................................................... - IIa: ......................................................................................................................... - VIIa: ......................................................................................................................... 5. Welk van de volgende deeltjes heeft de meeste elektronen? S2– Cl Leg uit: Si4+ Al3+ N3- ............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................. 6. Welk van de volgende deeltjes heeft de meeste protonen? S2– Cl Leg uit: Si4+ Al3+ ............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................. 7. Meerkeuzevragen A. Welk van de volgende elementen, waarvan het atoomnummer gegeven is, is chemisch inert? 1 7 13 18 Leg uit: ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ B. Een deeltje met 10 e–, 13 no en 12 p+ is een atoom positief ion negatief ion edelgas Leg uit: ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ C. Een positief ion is een deeltje dat meer p+ heeft dan no meer p+ heeft dan e– Copyright meer e– heeft dan no evenveel e– heeft als p+ Leg uit: ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ ....................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... 86 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 86 3/8/13 2:30 PM D. Welk van de volgende deeltjes, waarvan het atoomnummer gegeven is, heeft de grootste neiging om elektronen op te nemen? Na (11) Al (13) Cl (17) Ar (18) Leg uit: ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ 2.1.3 Elektronegatieve waarde De neiging om elektronen op te nemen, verschilt van atoom tot atoom. Een atoom met zeven valentie-elektronen zal gemakkelijker een elektron opnemen dan een atoom met vijf valentie-elektronen. Een atoom met maar één schil zal gemakkelijker een elektron opnemen dan een atoom met drie schillen. De Amerikaanse wetenschapper Linus Pauling heeft voor elk element de kracht waarmee het atoom vreemde elektronen kan aantrekken, berekend. Dit getal is de elektronegatieve waarde (EN) van het element. De waarden liggen tussen 0,7 en 4,0. Hoe groter de waarde, hoe gemakkelijker het atoom elektronen zal aantrekken. De waarden zijn af te lezen in het periodiek systeem. De elektronegatieve waarde neemt in een periode af van rechts naar links en in een groep van boven naar onderen. Samengevat De elektronegatieve waarde van een element is de kracht waarmee het atoom vreemde elektronen aantrekt. Deze waarden liggen tussen 0,7 en 4,0. L. Pauling oe oefeningen 1. Zoek in het periodiek systeem het element met de grootste EN en het element met de kleinste EN. Het atoom met de grootste EN is ...................................... en het atoom met de kleinste EN is ........................................ 2. Welk atoom zal het gemakkelijkst elektronen opnemen: S of Br? Verklaar. ..................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... 3. Wat is de EN van de edelgassen? ................................................................................................................................................................................................................................................................... Geef hiervoor een verklaring. .................................................................................................................................................................................................................................................................................... Copyright ..................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... EURE2AW 81-152.indd 87 STOFKLASSEN 87 3/8/13 2:30 PM 2.2 Chemische bindingen tussen atomen 2.2.1 Ionbinding Voorbeeld: een binding tussen Na en Cl e– Na-atoom: - Z = 11 +11 - Groep: ......................................... +17 - Elektronenconfiguratie: ......................................... - EN = ......................................... - Metaal of niet-metaal : ......................................... Cl - atoom: - Z = 17 - Groep: ......................................... - Elektronenconfiguratie: ......................................... - EN = ......................................... - Metaal of niet-metaal : ......................................... ΔEN = EN (Cl) - EN (Na) = ......................................... = ......................................... Opmerking Het verschil in elektronegatieve waarde tussen een niet-metaal en een metaal beschouwen we steeds positief. (altijd hoogste waarde - kleinste waarde). Het elektron dat het Na-atoom afgeeft, wordt door het Cl-atoom opgenomen. Er treedt een elektronenoverdracht op. Hierdoor ontstaan twee ionen, namelijk ...................................................................................... . De gevormde ionen bezitten een tegengestelde lading en trekken elkaar dus aan. Er ontstaat een nieuw molecule met brutoformule NaCl, beter bekend als keukenzout. Schematisch: Na - 1 e– Î Na+ Cl + 1 Î elektronenoverdracht e– 88 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 88 Cl– Na+ Cl– ionenformule Î NaCl brutoformule Copyright 3/8/13 2:30 PM Besluit Ionbinding ♦ ♦ ♦ ♦ De binding tussen tegengesteld geladen ionen noemt men een ionbinding. Een ionbinding treedt meestal op tussen een metaal en een niet-metaal. Het verschil in EN tussen de elementen is meestal groot of ΔEN 1,7. Het totaal aantal afgegeven elektronen is steeds gelijk aan het totaal aantal opgenomen elektronen. Het totaal aantal positieve ionladingen is dan ook steeds gelijk aan het totaal aantal negatieve ionladingen. Het geheel blijft dus elektrisch neutraal. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Kubusvormige stapeling van keukenzout Keukenzout Eigenschappen van ionverbindingen: - De positieve en negatieve ionen combineren zich tot een ionrooster met een regelmatige geometrische structuur, een kristal. - Ionverbindingen zijn vaste stoffen. - Ze hebben hoge smelt- en kookpunten omdat tussen de positieve en negatieve ionen sterke aantrekkingskrachten heersen. Voorbeeld: keukenzout (NaCl) heeft een smeltpunt van 801 °C en een kookpunt van 1413 °C. Andere voorbeelden van ionverbindingen: Een binding tussen K en S K-atoom: S-atoom: - Z = 19 - Z = 16 - Elektronenconfiguratie: ......................................... - Elektronenconfiguratie: ......................................... - Aantal valentie-elektronen: ......................................... - Aantal valentie-elektronen: ......................................... - EN = ......................................... - EN = ......................................... - Metaal of niet-metaal: ......................................... - Metaal of niet-metaal: ......................................... - ΔEN = ......................................................................................................................................... Copyright Aangezien het S-atoom twee elektronen wil opnemen, zal het een binding aangaan met 2 K-atomen die elk één elektron afgeven. Er ontstaan twee K+-ionen en één S2–-ion. Het gevormde molecule krijgt als brutoformule K2S. Schematisch: EURE2AW 81-152.indd 89 STOFKLASSEN 89 3/8/13 2:30 PM Een binding tussen AI en O Stel de ionbinding tussen Al en O voor. 2.2.2 Atoombinding (covalente binding) Ook twee niet-metalen kunnen door een binding aan te gaan de octetstructuur krijgen. Voorbeeld: dichloor (Cl2) Cl - atoom: - Z = 17 - Elektronenconfiguratie: ......................................... - EN = ......................................... - ΔEN = ......................................... Als twee chlooratomen dicht bij elkaar komen, is de vorming van een ionbinding onwaarschijnlijk, aangezien elk chlooratoom één elektron wil opnemen en er geen wil afgeven. De twee atomen gaan samenwerken en elk één elektron ter beschikking stellen van het andere atoom, zonder het echt af te geven. +17 +17 +17 +17 Er is een gemeenschappelijk elektronenpaar (doublet) ontstaan. Elk chlooratoom verwerft hierdoor de stabiele edelgasconfiguratie van een Ar-atoom. Er is een dichloormolecule (Cl2) gevormd. Met behulp van de Lewisnotatie kunnen we de vorming van een atoombinding schematisch voorstellen. Het symbool van het atoom wordt omgeven door stippen en streepjes die respectievelijk ongepaarde en gepaarde valentie-elektronen voorstellen. 90 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 90 Copyright 3/8/13 2:30 PM Voorstelling Cl-atoom: Cl Cl Cl Cl Cl of Cl Cl gemeenschappelijk, bindend elektronenpaar Besluit ♦ ♦ ♦ ♦ Een atoombinding treedt steeds op tussen niet-metalen. Het verschil in EN tussen de elementen is klein of ΔEN < 1,7. Bij een atoombinding worden er gemeenschappelijke elektronenparen gevormd tussen de bindingspartners. De gemeenschappelijke elektronenparen vormen de binding tussen de atomen, of met andere woorden, ze houden de atomen samen. Eigenschappen van atoomverbindingen: - De atoombinding tussen de atomen in een molecule is tamelijk sterk. - De aantrekking tussen de moleculen onderling is vrij zwak. - Atoomverbindingen zijn gasvormig, vloeibaar of vast, met een laag smelt- en kookpunt. Andere voorbeelden van atoomverbindingen Voorbeeld H2O: H-atoom: O-atoom: -Z=1 -Z=8 - Valentie-elektronen: ......................................... - Valentie-elektronen: ......................................... - Lewisnotatie : ......................................... - Lewisnotatie : ......................................... - EN = ......................................... - EN = ......................................... ΔEN = H ............................................................................................................................................... O H H O H Voorbeeld CO2: C-atoom: O-atoom: -Z=6 -Z=8 - Valentie-elektronen: ......................................... - Valentie-elektronen: ......................................... - Lewisnotatie : ......................................... - Lewisnotatie : ......................................... Copyright - EN = ......................................... ΔEN = O EURE2AW 81-152.indd 91 - EN = ......................................... ............................................................................................................................................... C O Î O C O STOFKLASSEN 91 3/8/13 2:30 PM Voorbeeld N2: N - atoom: -Z=7 - Valentie-elektronen: ......................................... - Lewisnotatie : ......................................... - EN = ......................................... - ΔEN = ......................................... N Î N N N De edelgasconfiguratie kan bereikt worden door het vormen van enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen. oe oefeningen 1. Noteer of een binding tussen onderstaande atoomsoorten overwegend een ionbinding (I) of een atoombinding (A) zal worden. Geef uitleg bij je keuze. - Na en Cl: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - H en H: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - Mg en O: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - P en Cl: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - S en P: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - Ca en F: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - S en O: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - H en C: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - Li en S: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... - Cl en Cl: ......................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................................................... 2. De gegeven atomen zullen overwegend een ionbinding vormen. Schematiseer de elektronenoverdracht in de vorm van een vergelijking. Noteer daarna de ionenformule en de brutoformule van de gevormde verbinding. - Na en S - Mg en F - Al en Cl 92 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 92 - Al en S Copyright 3/8/13 2:31 PM 3. Noteer de Lewisstructuur van de atomen. Leg daarna uit hoe de atomen een atoombinding vormen. - O2 O - CCl4 O Cl Cl C Cl Cl - NH3 - HOCN H H N H H O C H H C C H H C C H H C C - C2H6 H - C2H4 - C2H2 H H N H H H 2.2.3 Metaalbinding Metalen bereiken de octetstructuur door het van valentie-elektronen. Metaalatomen zullen onderling niet gebonden worden door een atoombinding of een ionbinding. De EN van metalen is klein. De elektronen worden dus zwak aangetrokken door de kern. De metaalatomen laten hun valentie-elektronen los. De vrije elektronen bewegen ordeloos binnen de grenzen van het metaal. De positieve metaalionen zijn regelmatig gegroepeerd in een metaalrooster. De metaalionen stoten elkaar weliswaar af, maar worden ‘samengelijmd’ door de alom aanwezige negatieve ladingswolk van de valentie-elektronen. ...................................................................................................................................................... vrij valentie-elektron positief metaalion modelvoorstelling van de metaalbinding Copyright EURE2AW 81-152.indd 93 STOFKLASSEN 93 3/8/13 2:31 PM metaal Deze valentie-elektronen zijn dus gemeenschappelijk voor alle metaalionen. De wolk beweeglijke elektronen zorgt voor de binding tussen de metaalionen. Dit bijzondere type binding noemen we de ‘metaalbinding’. Eigenschappen van de metaalbinding (+ verklaring) - Door de vrij bewegende elektronen geleiden metalen goed de elektrische stroom. Hoe meer vrije elektronen, hoe beter de geleidbaarheid. zin van de geordende beweging van het ‘elektronengas’ - De goede warmtegeleiding is te danken aan de vrije elektronen, die gemakkelijk warmtetrillingen doorgeven. - Invallende lichtstralen weerkaatsen op de vrije elektronen, dit verklaart de typische glans van metalen. batterij metaal kracht - Als op een metaal een kracht uitgeoefend wordt, kunnen de metaalionlagen t.o.v. elkaar verschuiven. De elektronenwolk zorgt er echter voor dat positieve metaalionen nog steeds samengehouden worden. Je kunt metalen dus gemakkelijk rekken en plooien. goede vervormbaarheid Besluit Een metaalbinding is een rooster van positieve ionen waartussen de valentieelektronen zich vrij bewegen en de positieve ionen samenhouden. oe oefeninge Verklaar waarom Al de elektrische stroom beter geleidt dan Mg. ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... 2.2.4 Oxidatiegetallen (OG) Het oxidatiegetal van een gebonden atoom is de lading die, soms reëel (bij ionbinding), meestal denkbeeldig (bij atoombinding), door het atoom gedragen wordt. Het oxidatiegetal geven we weer d.m.v. een Romeins cijfer, voorafgegaan door een + of een -. 94 STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 94 Copyright 3/8/13 2:31 PM 1) Oxidatiegetal bij een ionbinding Een ionbinding ontstaat door overdracht van elektronen met vorming van geladen deeltjes. Het oxidatiegetal stemt overeen met de lading van de ionen. CaF2 Î Ca2+ + 2 F– OG (Ca) = +II OG (F) = -I 2) Oxidatiegetal bij een atoombinding Bij een covalente binding zijn er geen ionen, maar treedt er een verschuiving op van het gemeenschappelijk elektronenpaar, van het minder naar het meer elektronegatieve atoom. Voorbeeld HCl: EN (H) = 2,1 EN (Cl) = 3 H Î Cl Het OG is de lading die het atoom krijgt indien de elektronenoverdracht volledig zou zijn. Dit betekent dat het atoom met de grootste EN een negatief oxidatiegetal zal hebben. Het OG van dit atoom is gelijk aan het groepsnummer min 8. Het oxidatiegetal van het andere atoom vind je door de regel toe te passen dat de som van de oxidatiegetallen van alle atomen, rekening houdend met het aantal atomen in de verbinding, gelijk moet zijn aan de lading van het deeltje, hier nul. OG (Cl) = -I (7 - 8 ) OG (H) = +I (-1 + 1 = 0) Bij bindingen tussen gelijke atomen treedt er geen elektronenverschuiving op. In enkelvoudige stoffen is het OG steeds 0! Voorbeeld Cl2: Cl - Cl OG (Cl) = 0 Opmerkingen - Zuurstof in een verbinding heeft meestal OG = -II. - Waterstof in een verbinding heeft meestal OG = +I. - In enkelvoudige stoffen is het OG steeds nul. - In een molecule is de som van de oxidatiegetallen gelijk aan nul. - In een ion is de som van de oxidatiegetallen gelijk aan de lading van het ion. Copyright EURE2AW 81-152.indd 95 STOFKLASSEN 95 3/8/13 2:31 PM oe oefening Bepaal het oxidatiegetal van de atomen in volgende verbindingen. Bv.: Na2O: Na2 EN 96 OG (Na) = +I 0,9 3,5 OG (O) = -II 2x (+I) -II +2 -2 =0 N2O5 NH3 SO2 HCl OG (N) = OG (O) = AlF3 OG (N) = OG (H) = P4 OG (S) = OG (O) = FeO OG (H) = OG (Cl) = Al2O3 OG (Al) = OG (F) = OG (P) = OG (Fe) = OG (O) = OG (Al) = OG (O) = STOFKLASSEN EURE2AW 81-152.indd 96 O Copyright 3/8/13 2:31 PM Mg3P2 CaCl2 Fe2O3 H2 OG (Mg) = OG (P) = Na OG (Ca) = OG (Cl) = H2S OG (Fe) = OG (O) = SO42– OG (H) = Ca2+ OG (Na) = OG (H) = OG (S) = OG (S) = OG (O) = OG (Ca) = Samengevat ➡ ➡ ➡ ➡ ➡ ➡ Edelgassen zijn chemisch stabiel. Andere atomen bereiken door elektronen af te geven of op te nemen ook de octetstructuur. Positieve ionen ontstaan door het afgeven van elektronen. Negatieve ionen ontstaan door het opnemen van elektronen. De elektronegatieve waarde van een element is de kracht waarmee het vreemde elektronen kan aantrekken. Bindingstypen: Bindingstype bindingspartners Δ EN binding tussen ontstaan door Ionbinding M en nM ≥1,7 positieve en negatieve ionen elektronenoverdracht Atoombinding nM en nM < 1,7 atomen gemeenschappelijk stellen van elektronen losse moleculen Metaalbinding M en M =0 positieve ionen en elektronen loslaten van valentie-elektronen Copyright roostertype EURE2AW 81-152.indd 97 ionrooster metaalrooster STOFKLASSEN 97 3/8/13 2:31 PM Copyright Copyright N AT U U R W E T E N S C H A P P E N V O O R S T W Eureka! bestaat in de tweede graad uit: Thema 1 Zintuigen Thema 2 Materiemodel Eureka! 2A Thema 1 Terreinstudie Thema 2 Samenleven en relaties tussen organismen Thema 3 Stofklassen Eureka! 1B Thema 3 Verfijning van het materiemodel: atomen en moleculen Thema 4 Kracht, arbeid, vermogen, energie Thema 5 Classificatie Eureka! 2B Thema 4 Druk Thema 5 Chemische reacties Thema 6 Relaties tussen organismen en milieu Thema 7 Warmteleer Eurek(h)a! 2 Eurek(h)a! 1 (voor handelsrichtingen) Thema 1 Zintuigen Thema 2 Materiemodel Thema 3 Verfijning van het materiemodel Thema 4 Classificatie (voor handelsrichtingen) Thema 1 Terreinstudie Thema 2 Invloed van organismen op het milieu Thema 3 Kracht, arbeid, energie en vermogen Thema 4 Chemische reacties Thema 5 Druk Thema 6 Warmteleer Eureka! EUREKA 2A Eureka! 1A N AT U U R W E T E N S C H A P P E N V O O R S T W A. Bongaerts A-M. Boogaerts I. De Veuster K. Doucet A. Karsmakers P. Maesen M. Sanne R. Schoefs E. Weltjens 2A ISBN 978-90-301-3853-2 Copyright 9 789030 138532 EURE2AW cover.indd 1 3/7/13 10:10 AM
