Stof voor het SE1 H1 t/m 6

Mengen/scheiden
Methode
Soort mengsel
Principe
Indampen
Oplossing van een vaste stof Vluchtigheid
in een vloeistof
Destilleren
Oplossing van twee of meer
vloeistoffen
Kookpunt
Bezinken/
Suspensie/Emulsie
centrifugeren
Dichtheid
Filtreren
Suspensie
Deeltjesgrootte
Adsorberen
Kleur en geurstoffen in een
oplossing of gas
Aanhechtingsvermogen
Extraheren
Twee vaste stoffen
Oplosbaarheid
Koolstofchemie
 Covalentie = Aantal bindingen dat een atoom kan
maken (alléén niet-metalen!)
• Enkelvoudige binding
• Dubbele binding
• Driedubbele binding
Element
Covalentie
H, F, Cl, Br, I
1
O
2
N
3
C, Si
4
S
2,4, of 6
P
3 of 5
Naamgeving (BINAS 66D)
1.
2.
3.
4.
5.
Zoek de langste keten (=stamnaam)
Bepaal de binding (enkel, dubbel)
Bepaal de zijgroepen
Hoeveel van elk (mono, di, tri)
Nummering
Alkaan= alleen enkele bindingen: CnH2n+2
Alkeen= één of meer dubbele bindingen: CnH2n
Zijgroepen (BINAS 66D)
 Halogenen (Br,Cl,F of I, voorvoegsel eigen naam)
 Methylgroep (CnHn+2 groep, CH3 of C2H5, voorvoegsel
metyl,ethyl)
 Alcohol (OH groep, achtervoegsel –ol, voorvoegsel
hydroxy-)
 Aminen (NH2 groep, achtervoegsel –amine,
voorvoegsel amino-)
 Zuren (COOH groep, achtervoegsel –zuur)
Voorbeeldje:
 Langste keten = 3 – 1 dubbele binding  stamnaam
propeen.
 Zijgroepen= 1: broom
 Naam: 3-broom-1-propeen
H
C
H
H
H
C
C
Br
H
 Langste keten = 5 – enkele bindingen stamnaam =
CH3
pentaan
CH3
 Zijgroepen= 3 methyl groepen H3C C CH2 HC
CH3
 Naam: 2,2,4-trimethylpentaan
H3C
H3: Atomen
 Atoomnummer = aantal protonen
 Massagetal = aantal protonen + neutronen = het aantal
deeltjes in de kern
 Zie tabel 25 (massagetal)
& 99 (relatieve atoommassa)
 Atoomnummer is altijd
Kleiner dan de atoommassa
Bouw van het atoom
 Bij een atoom zijn de elektronen altijd gelijk aan het
aantal protonen
 Atoom = ongeladen, dus positief en negatief moet gelijk
aan elkaar zijn
 Ion = geladen atoom. Heeft dus te veel (negatieve
lading) of te weinig (positieve lading) elektronen
 Aantal elektronen = protonen + of – de lading.
 Bv: Mg2+  Atoomnummer = 12, dus 12 protonen.
Lading van 2+, dus twee elektronen te weinig.
Elektronen = 12-2=10.
Isotopen
 Isotoop = hetzelfde atoomnummer, ander massagetal
 Zie Binas 25
 Zelfde atoomnummer = zelfde aantal protonen
 Ander massagetal, zelfde aantal protonen  ander
aantal neutronen
 Isotoop = hetzelfde element, met hetzelfde aantal
protonen, maar een ander aantal neutronen
 Bv: Mg-24, Mg-25 en Mg-26.
 Het getal staat voor het massagetal
Elementgroepen
 Groep 1: Alkalimetalen
 Zeer onedel, reageren dus met alles
 Lading 1+
 Groep 2: Aardalkalimetalen
 Behoorlijk onedel, reageren met bijna alles
 Lading 2+
 Groep 17: Halogenen
 Komen nooit alleen voor (Cl2 Br2 I2 F2)
 Lading 1 Groep 18: Edelgassen
 Zeer edel, reageren nergens mee
 Geen ionlading, want komen niet als ion voor
Zouten
 Opgebouwd uit een metaal en een niet-metaal
 Bestaan uit ionen, gebonden door zeer sterke
ionbinding.
 Ion heeft een ander aantal e- dan p+
 Ionlading: Zie BINAS 45 & 66B
 Lading in een molecuul is 0, aantal
– en + moet dus gelijk zijn
 AlCl3
 Ba2 (PO4)3
Element
Lading
K, Na, Ag
1+
Al
3+
Fe
2+,3+
Overige metalen
meestal 2+
F,Cl,Br,I
1-
O,S
2-
Water
 In water lost een zout wel of niet op. Zie BINAS 45
 Reactievergelijkingen:
 Oplosvergelijking: van (s) naar (aq)
 KI (s)  K+ (aq) + I- (aq)
 MgCl2 (s)  Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
 Indampvergelijking: van (aq) naar (s)
 3 Na+ (aq) + PO43- (aq)  Na3PO4 (s)
Neerslag
 Twee oplosbare zouten die samen een onoplosbaar zout
vormen
 Vergelijking maken:
We voegen bij elkaar:
een oplossing van loodnitraat
en natriumjodide
1.
2.
3.
4.
5.
Deeltjes inventariseren
Mini-tabel 45
Neerslagreactie opschrijven
Kloppend maken
Check: deeltjes + lading
Deeltjes Pb2+ (aq), NO3- (aq), Na+ (aq), I- (aq)
45
Reactie  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)  PbI2 (s)
Kloppend
Check
NO3-
I-
Pb2+
g
s
Na+
g
g
Bindingen
 Metalen – Alleen metalen
 Binding waarbij de positieve metaalionen bij elkaar
gehouden worden door de vrije, negatieve, elektronen
 Zouten – Metaal met een niet metaal
 Ionbinding: + en – trekt elkaar aan  zeer sterke
binding
 Moleculaire stoffen – Alleen niet-metalen
 Molecuulbinding (vanderwaals krachten): Binding
TUSSEN moleculen. Zeer zwak  laag smeltpunt
 Hoe groter het molecuul, hoe hoger de massa, hoe hoger
de aantrekkingskracht, hoe hoger het smeltpunt
Invloed op kook/smeltpunt
 Ionbinding = zeer sterk, hoogste smeltpunt
 Metaalbinding = redelijk sterk, hoog smeltpunt
 Vanderwaalsbinding = zwak, laag smeltpunt
 Grotere massa  hoger smeltpunt
 Dipool  extra binding  hoger smeltpunt
 Atoombinding = redelijk sterk
 Polarie atoombinding= sterker  hoger smeltpunt
Waterstofbruggen
 Binding tussen N-H of O-H groep
 H bindt met N of O (dus positief (H) met negatief (O of
N)
 N kan dus niet met O!
 Kan náást de covalente bindingen!
 Aangegeven met een stippellijn
 Waterstofbruggen = hydrofiel
Hydrofiel en Hydrofoob
 Hydrofiel = houdt van water, lost dus goed op in water
 Hydrofoob = bang voor water, lost dus niet op in water
 Soort zoekt soort principe
 Hydrofiel lost op in hydrofiel
 Hydrofoob lost op in hydrofoob
 Als een moleculaire (dus niet ionaire) stof
waterstofbruggen kan vormen, lost het op.
De Mol
 Eenheid voor de hoeveelheid die je van een stof hebt.
 1 mol = 6,022 x 1023 (getal van Avogadro, zie Binas 7)
 1 mol H2O = 6,022 x 1023 water moleculen
 1 mol van een stof = de molecuulmassa in u.
 Dus 1 mol H2O weegt 18,016 gram (Binas)
 De massa van 1 mol stof = molaire massa.
 Eenheid = gram per mol (g/mol)
 De molaire massa van H2O is 18,016 g/mol
Molairiteit
Reken
mol/L
Aantal
gram
Aantal
mol
Volume
Aantal
cm3 of mL
dm3 gas
schema
Aantal
deeltjes
BINAS
Grootheid
Eenheid
Tabel
ρ
dichtheid
103 kg m-3 (= g mL-1);
kg m-3 (= g L-1)
T8 t/m T12
M
molaire
massa
g mol-1
T98, T99,
T40A
Vm molair
volume
22,4 L mol-1 (298 K, p0)
24,5 L mol-1 (298 K, p0)
T7
NA getal van
Avogadro
6,02 x 1023 deeltjes mol-1 T7
Energie effecten
 Endotherm – Energie voor nodig
 Constante energietoevoer, bv koken van water
 Exotherm – Komt energie bij vrij
 Geen constante energietoevoer, bv een kampvuur
 Vaak wel activeringsenergie nodig, bv hogere
temperatuur
 http://www.youtube.com/watch?v=x9n2j8WvDfE
Evenwichtsvoorwaarde
 Zodra het evenwicht is ingesteld, verandert de
concentratiebreuk niet meer. Hij blijft dus constant.
De evenwichtsvoorwaarde is dan:
 Er is evenwicht zodra de concentratiebreuk gelijk is
aan K (evenwichtsconstante)
 De evenwichtsconstante is alleen afhankelijk van de
temperatuur.
Reactiesnelheid
 Afhankelijk van:
 Soort stof
 Verdelingsgraad (hoe hoger, hoe sneller)

Meer contactoppervlak, dus grotere kans op een effectieve
botsing
 Concentratie (hoe hoger hoe sneller)

Meer deeltjes aanwezig, dus grotere kans op een effectieve
botsing
 Temperatuur (hoe hoger hoe sneller)

Deeltjes bewegen sneller, het aantal botsingen verandert niet,
maar het aantal botsingen per seconde wel.
Verschuiving van het evenwicht
1. Toevoegen reagens (beginstoffen)
1.
1.
- Bv: H2  evenwicht naar rechts.
2. Toevoegen reactant (reactieproduct)
2.
1.
- Bv: NH3  evenwicht naar links
Verlagen van druk
3.
1.
Evenwicht verschuift naar de kant met de meeste mol gas
(in dit geval links).
4. Verkleinen van volume
1.
Evenwicht verschuift naar de kant met de minste mol gas
(in dit geval rechts).
5. Verlagen temperatuur
1.
Evenwicht verschuift naar de kant waar energie wordt
vrijgegeven dus de exotherme kant (in dit geval naar rechts)