h1,2,3

Samenvatting scheikunde hoofdstuk 1 en 2

 

H1 §1

Om eigenschappen te kunnen bepalen en verklaren worden modellen gebruikt. Een model is een vereenvoudigde weergave van een verschijnsel. Met deze hulp is een scheikundig proces vaak makkelijker te verklaren. De aarde heeft 4 elementen: vuur, lucht, water en aarde. Elektronen zijn kleine negatief geladen deeltjes in een atoom, protonen zijn kleine positief geladen deeltjes in een atoom. Neutronen zijn neutrale deeltjes in een atoom die zijn niet geladen. In de kern zitten de protonen en neutronen de elektronen zitten in een elektronenwolk om de kern. De vaste banen daaromheen noemen we schillen. Hierbij zijn de hoeveelheden in verschillende schillen 2, 8, en de buitenste schil verschilt hierbij gebruik je de valentie-elektronen (groepen). Het atoomnummer geeft aan hoeveel protonen er in de atoomkern zitten, en dat er evenveel elektronen zijn verdeeld over de schillen. Het massagetal geeft de som van het aantal protonen en neutronen aan. Bij chloor is het atoomnummer 17 dus 17 protonen in de kern. Het massagetal is 35, dus 35-17= 18 neutronen in de kern. Het massagetal van een atoomsoort kan wel variëren. Atomen van hetzelfde element die een verschillend aantal neutronen in de kern hebben noem je isotopen (gelijke plaats). Elk atoom heeft een massa deze zijn zeer klein daarom gebruik je de atomaire massa-eenheid met als eenheid de ‘u’.

 

§2

In 1869 kwam de grote doorbraak van het periodiek systeem. Dimitri Mendelejev rangschikte de elementen naar atoommassa in combinatie met hun eigenschappen en staan gerangschikt naar oplopend atoomnummer. Op dit moment zijn er 18 groepen en 7 perioden. Rechtsboven staan de niet-metalen, links en in het midden staan de metalen. Een periode eindigt als je bij een edelgas komt (groep 18). Een edelgas heeft een zeer stabiele toestand en reageert niet of nauwelijks met andere stoffen. Chemische eigenschappen van de elementen worden verklaard door te kijken naar het aantal valentie-elektronen in de buitenste schil. Als elementen in dezelfde groep staan hebben ze vaak overeenkomstige chemische eigenschappen. Groep 18 heet de edelgassen. Groep 17 heet de halogenen. Groep 1 heet de alkalimetalen. Groep 2 heet de aardalkalimetalen.

 

§3

Alleen protonen en neutronen dragen bij aan de atoommassa. De atoommassa kan je vinden in de Binas tabel 99. Je mag voor H2O 2x de H + O optellen dit geef je dan aan met ‘u’ dit is A.

massapercentage = massa gevraagd element / totaalmassa x 100%

 

§4

De gemeten waarden geef je weer als grootheid. Dit word altijd schuingedrukt. Dit wordt uitgedrukt in een eenheid in tabel 3 en 4 staan de grootheden met de juiste eenheden. Als je de dichtheid wilt berekenen doe je: dichtheid = massa / volume ofwel rooteken = m/V.  de dichtheid is een meetwaarde, een andere waarde is de telwaarde. Telwaarde zijn het aantal protonen. De nauwkeurigheid van een meetwaarde wordt met een aantal significante cijfers aangegeven.

 

 

 

 

Belangrijke regels:

• Bij optellen en aftrekken van meetwaarden gaat het om het kleinst aantal cijfers achter de komma, dus het aantal decimalen! De uitkomst kan NOOIT nauwkeuriger zijn dan de gebruikte meetwaarden.
• Bij vermenigvuldigen en delen van meetwaarden gaat het om het kleinst aantal significante cijfers. Het eindresultaat wordt bepaald door de meetwaarde. De uitkomst kan NOOIT nauwkeuriger zijn dan de gebruikte meetwaarden.
• Je rekenmachine houd geen rekening met significantie.
• Een tussenuitkomst rond je NOOIT af.
• Rond alleen het eindresultaat af in het juist aantal significante cijfers.

Meetwaarden worden vaak in de wetenschappelijke notatie weergegeven. 

 

H2 §1

Gemeenschappelijke stofeigenschappen van metalen:

• Geleiden elektrische stroom
• Geleiden warmte
• Hebben een glanzend uiterlijk als ze gepolijst zijn
• Hebben meestal een hoog smeltpunt
• Kunnen gesmeed worden, zijn dus goed vervormbaar na verhitting
• Gesmolten metalen mengen goed met andere metalen

Zuivere metalen zijn meestal zacht bij kamertemperatuur. Een legering is een samengesmolten mengsel van metalen. Vrij bewegende elektronen zorgen ervoor dat de positieve atoomresten stevig op hun plaats blijven. De metaalbinding ontstaat door de aantrekkende krachten tussen de vrij bewegende valentie-elektronen en de positieve atoomresten. In een vaste fase zitten de metaalatomen netjes gerangschikt in lagen dat noem je een metaalrooster. Metalen zetten bij verwarming uit. Metalen verschillen onderling in reactiviteit dit noem je edelheid. Goud, platina en zilver zijn edele metalen, ze reageren niet met zuurstof en waterdamp uit de atmosfeer. Onedele metalen reageren wel met zuurstof en waterstof uit de atmosfeer en vormen dan een oxidelaagje.

 

§2

Moleculaire stoffen kunnen voorkomen in 3 fasen: vast, vloeibaar en gasvormig. Stoffen kunnen van fase veranderen door verwarmen of afkoelen. De moleculen in een moleculaire stof worden door aantrekkende krachten bij elkaar gehouden in de vaste en vloeibare fase. Dan spreek je van molecuulbinding of de vanderwaalsbinding. Hoe groter het molecuul hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding hoe hoger het kookpunt. In de gasfase is de vanderwaalsbinding helemaal opgeheven.

 

Ar

Argon

Br2

Broom

Cl2

Chloor

F2

Fluor

P

Fosfor

He

Helium

I2

Jood

C

Koolstof

Ne

Neon

Se

Seleen

Si

Silicium

N2

Stikstof

H2

Waterstof

O2

Zuurstof

S

Zwavel

H2O

Water

H2O2

Waterstofperoxide

NH3

Ammoniak

CH4

Methaan

CO2

Koolstofdioxide

CO

Koolstofmono-oxide

NO

Stikstofmono-oxide

NO2

Stikstofdioxide

SO2

Zwaveldioxide

SO3

Zwaveltrioxide

C6H22O11

Glucose

C12H22O11

suiker

 

In de vaste fase zijn moleculen in een  moleculaire stof vaak volgens een vast patroon gerangschikt. Er vindt daarbij dus een regelmatig stapeling van deeltjes plaats. Bij moleculaire stoffen heet dit een molecuulrooster. Ga je na het kookpunt door met verhitten dan zal er op een bepaald moment een ontledingsreactie optreden. Bindingen tussen atomen noem je atoombindingen. De atoomrest is het atoom zonder bindende elektronenparen. Covalentie van een niet-metaalatoom geeft aan hoeveel gemeenschappelijke elektronenparen het betreffende niet-metaalatoom kan vormen. Dit kan afgeleid worden uit de plaats in het periodiek systeem.