De komende twee weken zijn 'seksweken' op Scholieren.com. Samen met de Sense Infolijn geven we antwoord op al jouw seksvragen.

 


Alles over seks Alles over seks


ADVERTENTIE
Geslaagd? Doneer je verslagen We zijn heel trots op je, supergoed gedaan. Waarschijnlijk ga je Scholieren.com nu voorgoed verlaten. Wil je ons nog bedanken voor 4, 5 of 6 jaar trouwe dienst? Upload dan nu al je verslagen en samenvattingen voor de generaties scholieren die na jou strijden voor dat diploma.

Nu uploaden
Samenvatting scheikunde:

1.2 Bouw en massa van atomen.

Protonen: positief geladen deeltjes in een atoomkern. De lading van een atoom wordt hierdoor bepaald, evenals het aantal protonen bepaalt wat voor soort atoom het is.
Neutronen: deeltjes die geen lading bezitten ook in de atoomkern zitten en een massa hebben die ong. gelijk is aan een proton( ong..1U)
Elektronen: zitten in de elektronen wolk rondom de kern, ze zijn negatief geladen en het gewicht ervan is verwaarloosbaar aan dat van de protonen en neutronen.
Voor elk atoom geldt, dat het aantal protonen gelijk is aan het aantal elektronen. Dit aantal noem je het atoom nummer.
De grootte van een proton of een elektron is gesteld op één elementair ladingsquantum.
Deze zeer kleine hoeveelheid noem je ook wel de elementaire ladingseenheid.
De som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern noem je het Massagetal, een getal zonder eenheid.
De massa van een atoom noem je de atoommassa, de atoom massa is bepaald door te wegen, de atoommassa is meestal geen geheel getal en wordt uitgedrukt in atomaire massa-eenheden.
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen en elektronen maar met een verschillend aantal neutronen. Om onderscheid te maken tussen verschillende soorten isotopen van een element massagetal.
De atoommassa (A) van een element is meestal een gemiddelde. De waarde van deze gemiddelde atoommassa wordt bepaald door :
- de massa’s van de isotopen in het isotopenmengsel van het element, en
- de percentages waarin de isotopen in dat mengsel voorkomen.
De (gemiddelde) molecuulmassa (M) is gelijk aan de som van de (gemiddelde) atoommassa’s van alle atomen die in het molecuul voorkomen.

1.3 Het periodiek systeem.

- de elementen met atoomnummers 58 t/m 71 en 90 t/m 103 zijn onderaan in aparte rijen geplaatst. De reden hiervan is heel simpel, anders zou het periodiek systeem moeilijk op één bladzijde passen.
- een (horizontale) rij van elementen noem je een periode.
- een (verticale) kolom van elementen noem je een groep.
- de elementen uit 1 groep noem je ook wel elementen families. De belangrijkste elementenfamilies, met sterke overeenkomsten in chemische eigenschappen zijn te vinden in de volgende groepen:

- groep 1, de alkalimetalen(alleen H wordt hier niet toe gerekend). Het zijn zachte metalen, je kunt ze met een mes besnijden. Ze reageren van boven naar beneden steeds heftiger met onder andere water.
- groep 2, de aardalkalimetalen. Deze metalen zijn harder dan de alkalimetalen en reageren minder heftig.
- groep 17, de halogenen. In de natuur komen deze elementen alle voor als twee-atomige moleculen. Ze reageren gemakkelijk met andere elementen(met name metalen).
- groep 18, de edelgassen. Deze elementen worden gekenmerkt door hun zeer geringe reactiviteit(vergelijk de edelmetalen). Toepassingen van de edelgassen hangen nauw samen met dit gebrek aan reactiviteit, bv. Gloeilampvulling(Ar).
De elektronen in de buitenste schil van een atoom noem je ook wel valentie-elektronen.

1.4 Een andere indeling van stoffen.

Stoffen zijn te verdelen in 3 groepen:
1. stoffen die niet in vaste en ook niet in vloeibare toestand elektrische stroom geleiden. Ze bestaan kennelijk uit ongeladen deeltjes: moleculen. Deze stoffen heten moleculaire stoffen.
2. stoffen die alleen in de vloeibare toestand elektrische stroom geleiden. Ze bestaan kennelijk uit geladen deeltjes die in de vaste toestand geen bewegingsvrijheid bezitten, je noemt deze geladen deeltjes Ionen. Stoffen die zijn opgebouwd uit zowel positieve als negatieve Ionen heten zouten, zouten bestaan dus níet uit moleculen. Wanneer een zout gesmolten is kunnen de positieve en negatieve ionen vrij bewegen, het gesmolten zout geleid dus elektrische stroom.
3. stoffen die zowel in de vaste als in de vloeibare vorm elektrische stroom geleiden. Ze bestaan kennelijk uit geladen deeltjes die reeds in vaste toestand over voldoende bewegingsvrijheid beschikken. Hier is sprake van twee verschillende typen geladen deeltjes: de positieve metaal-ionen en de negatieve vrije elektronen. Deze stoffen heten metalen.
- bij een metaal in de vaste fase zijn de negatieve vrije elektronen verantwoordelijk voor de elektrische geleiding. De positieve metaal-ionen bezitten in de vaste fase geen bewegingsvrijheid: zij zitten op vaste plaatsen in het rooster.

De formules van de stoffen van de drie hiervoor genoemde groepen:
- de stoffen in groep 1 hebben formules waarin uitsluitend symbolen van niet-metaal atomen voorkomen;
- de stoffen in groep 2 hebben formules waarin zowel symbolen van metaal- als symbolen van niet-metaal atomen voorkomen;
- de formules van de stoffen in groep 3 bestaan uitsluitend uit symbolen van metaal atomen.
Én:
moleculaire stoffenGroep 1
zoutenGroep 2
Groep 3 metalen

Elektrische stroom is transport van geladen deeltjes
Een stof kan alleen elektrische stroom geleiden als :
- er in de stof geladen deeltjes aanwezig zijn;
- deze geladen deeltjes vrij kunnen bewegen.

Naamgeving: bij moleculen die voornamelijk uit C en H atomen (methaan, ethaan etc) de overige moleculairebestaan stoffen:

Index voorvoegsel index voorvoegsel
1 mono 5 penta
2 di 6 hexa
3 tri 7 hepta
4 tetra 8 octa

NO: (mono)stikstofmono-oxide
: (mono)stikstofdioxideNO
:OP difosfortrioxide
: difosforpentaoxideOP
:SiCl (mono)siliciumtetrachloride
In de namen worden voorvoegsels opgenomen zodat je niet twee verschillende stoffen met dezelfde naam kunt krijgen.

1.5 binding in en tussen moleculen.

waterstof- Structuurformule; bv. H - H jood.of I – I
Een streepje geeft een binding tussen twee moleculen aan, de atoombinding.
De covalentie van een atoomsoort is het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan.
Bv. Een H-atoom is steeds maar met één andere atoom verbonden, dus de colvalentie is 1, een C-atoom daaentegen, kan met 4 andere atomen verbonden zijn, de covalentie van een C-atoom is dus 4.
Meestal worden alle bindingsmogelijkheden van een atoom gebruikt, dat ziet er dan bv. Zo uit:

Covalenties van een aantal belangrijke atoomsoorten:

Symbool covalentie
H, F, Cl, Br, I 1
O, S 2
N, P 3
C, Si 4

Een atoombinding of covalente binding is een binding tussen twee atomen van niet-metalen. Deze binding wordt tot stand gebracht door twee elektronen.
Elk atoom levert per atoombinding één elektron.
De twee elektronen noem je een bindingselektronenpaar of gemeenschappelijk elektronenpaar.
Een atoombinding geef je in een structuurformule met een streepje aan.
(de atomen in de buitenste schil van een elektronen wolkje heten valentie elektronen)
Smelten is de naam voor het proces waarbij een vast stof overgaat in een vloeistof. Onder verdampen verstaan we het overgaan van een vloeistof in gasvormige toestand.]
(Alle moleculen vormen samen het molecuulrooster, de moleculen zijn op een vaste plaats gerangschikt)

Er is een oorzaak waardoor de I2-moleculen bij verhoging van temperatuur zich ten opzichte van elkaar gaan verplaatsen(=smelten) en uiteindelijk loslaten(=verdampen) Je kunt deze fase-overgangen het beste begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenstrevende effecten:
1. Moleculen trekken elkaar aan. Dit leidt tot een binding tussen de moleculen, die je vanderwaalsbinding noemt.
2. Een hogere temperatuur heeft tot gevolg dat moleculen heftiger ten opzichte van elkaar gaan ‘trillen’ (de zogenaamde temperatuurbeweging’).
Hoe groter de molecuulmassa van een stof, des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt van de stof.
Alkanen: dit zijn verbindingen waarvan de moleculen uit koolstof en waterstof atomen zijn C2H6 etc..) CH4, ethaanopgebouwd (methaan

1.6 Waterstofbruggen.

-kookpunt en molecuulbouw

Kookpunt en molecuulbouw:
Water heeft een kookpunt van 373 K terwijl het verwachte kookpunt van water rond de 210K ligt. En dat is (-63 graden Celsius). Water zou dan in theorie moeten koken terwijl het dan in werkelijkheid ver beneden zijn werkelijke vriespunt is. Kennelijk is er tussen OH-groepen sprake van een binding tussen moleculen die (veel) sterker is dan de vanderwaalsbinding.
Dit type intermoleculaire binding noemen je een “waterstofbrug”. Een H-atoom slaat als het ware een brug tussen 2 watermoleculen. “kijk bron 1.35”.
Tussen NH-groepen treden ook H-bruggen op.

Tussen moleculen met OH- en/of NH-groepen treedt behalve de vanderwaalsbinding, een extra intermoleculaire binding op, die je waterstofbrug noemt.

1.7 Ionen en Ionogene stoffen.

Zouten:

Een atoom is elektrisch neutraal, maar als een atoom een of meer van zijn elektronen ‘kwijtraakt’, is de positivie lading in de kern groter dan de negatieve lading in de elektronenwolk. Het atoom als geheel is dan positief geworden. Dit geladen atoom is een positief ion.
Een negatief ion onstaat als het atoom in z’n elektronenwolk er één of meer elektronen bij krijgt. Nu is de negatieve lading van de elektronenwolk groter dan de positieve lading in de kern.
Ook een atoomgroep met een teveel of tekort aan elektronen noem je een ion.
De kleinste deeltjes in een zout zijn positieve en negatieve ionen.
Een ion is een atoom of atoomgroep met een positieve of negatieve lading. De grootte van de lading is meestal 1, 2, 3 of 4. de lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool van het desbetreffende deeltje genoteerd.
Metaal atomen verliezen elektronen veel makkelijker dan dat ze ze opnemen.
Dat betekend dat uit metaalatomen altijd positieve ionen worden gevormd.
Atomen van niet-metalen kunnen gemakkelijker elektronen opnemen dan afstaan. Dit heeft tot gevolg dat uit atomen van niet-metalen meestal negatieve ionen worden gevormd.

De geladen deeltjes in zouten(iogene verbindingen): positieve en negatieve ionen:

In de vaste fase hebben positieve en negatieve ionen in zouten een vaste plek. Ze bewegen niet vrij door de stof geleid niet
In de vloeibare fase hebben de ionen hun vaste plaats in het geleidrooster verloren, en kunnen ze vrij bewegen

In een gesmolten zout zijn de zich verplaatsende positieve en negatieve ionen verantwoordelijk voor de stroomgeleiding.

Tijdens de stroomgeleiding door een gesmolten zout elektrolyse, zoverandert de stof. Er treedt namelijk een ontledingsreactie op ontstaan bij stroomgeleiding door gesmolten natriumchloride de natrium en chloor.ontledingsproducten
Ionrooster:
Een model van regelmatige stapeling van positieve en negatieve ionen(kubus)

Het stukje dat bij figuur 1.45a hoort even goed doorlezen!!!

Onder ionbinding of elektrostatische binding verstaan we de binding die optreedt in een ionrooster als gevolg van een netto- statische aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen.
Elektrostatische krachten werken in elke richting even sterk ruimtelijke bouw van zoutkristallen weinig variatie, in tegenstellingregelmaat tot de ruimtelijke bouw van moleculen in moleculaire stoffen.
De formule van een ionogene verbinding geeft aan in welke verhouding de deeltjes(ionen) in de stof aanwezig zijn. De formule noem je daarom de verhoudingsformule.
Na+ en Na+Cl- (is hetzelfde als verhouding 1:1Cl- ionen in een NaCl kristal NaCl)
Aangezien een Na atoom zijn elektron volledig heeft afgegeven aan een Cl-atoom is er van emig gemeenschappelijk elektronen paar geen sprake.
Dit geldt voor ieder zout.

Ionbindingen zijn sterker dan vanderwaalsbindingen en H-bruggen Zouten verschillen onderling ook in huin smeltpunten en kookpunten. Dit wijst op verschil in sterkte van de ionbindingen in dioverse ionroosters. Er zal dus een verschil zijn in aantrekkingskracht tussen verschillende soorten ionen.

Naarmate de aantrekkingskracht tussen de ionen sterker is, is de ionbinding sterker. Dit kom onder andere tot uiting in hogere smeltpunten en kookpunten.

1.8 Metalen

-Metalen zijn vaste stoffen
-Metalen geleiden elektrische stroom
-Metalen zijn gemakkelijk vervormbaar

Metalen zijn vaste stoffen:
Vaste metalen zijn opgebouwd uit kristallen,ze hebben een kristalrooster, ook wel genoemd een “metaalrooster”. Tussen de tegengesteld geladen deeltjes in het metaalrooster treedt elektrostatische aantrekking op, die voor de stof leidt tot metaalbinding. Metaalverbindingen zijn over het algemeen vrij sterk en daardoor zijn bijna alle metalen onder normale omstandigheden vast.(behalve kwik).

Metalen geleiden elektrische stroom:
Vrije elektronen zijn elektronen die vrij bewegen door het metaal, zowel in de vaste als vloeibare fase. Deze elektronen zijn verantwoordelijk voor de geleiding van elektrische stroom.

Metalen zijn gemakkelijk vervormbaar:
Metalen kun je buigen,walsen en trekken. Ze zijn vervormbaar of plastisch.
Deze eigenschap treedt nadrukkelijker op bij hogere temperatuur.
We noemen dat “Plastische eigenschappen”.
Eigenlijk lijkt een metaal dus meer op een polymeren dan op een ionogene stof.
Als een metaal vervormt zullen de kleine deeltjes gedeeltelijk moeten veranderen van positie, waarbij de afstand tussen de deeltjes niet groter mag worden.Bij verplaatsing komen de negatieve ionen in positie tegenover elkaar, hetzelfde geld voor de positieve ionen. Als gevolg hiervan ontstaat netto elektrostatische afstoting die gemakkelijk tot breuk kan leiden als het veel ionen betreft. Als je metaal harder wil maken en je het percentage “opgelost” koolstof groter maakt, ontstaat gietijzer dat een grote hardheid bezit, maar daardoor ook breekbaar is. Gestolde “oplossingen” van een of meer metalen noemt men legeringen. Een andere benaming is alliage.

REACTIES

Log in om een reactie te plaatsen of maak een profiel aan.