hoofdstuk 6 + 8.1 + 8.2 (herhaling H5 + 7)
Hoofdstuk 8
8.1 Oorzaken roesten van ijzer: Het roesten van ijzer tegengaan:
veel water schilderen
veel zuurstof andere metaalsoort eroverheen
groot oppervlak uit vochtige of gezouten omgeving houden
zout (kristalwater) hoge temperatuur
Oorzaken bederven van voedsel: Het bederven van voedsel tegengaan: Bacteriën (= micro- conserveren op allerlei mogelijke manieren
Schimmels organismen) vacuüm, wekken, zouten, roken, invriezen. Oorzakenvoor het ontstaan van meer micro-organismen: Voedselrijke omgeving
Water
Zuurstof (aëroob) of geen zuurstof (anaëroob) Temperatuur tussen de 20 en 40 ˚C 8.2 Reactiesnelheid: De snelheid waarmee de beginproducten verdwijnen of reactieproducten ontstaan. Hoe groter het oppervlak hoe sneller de reactie. Katalysator: een stof die de snelheid van de reactie vergroot zonder daarbij zelf verbruikt te worden. Een katalysator wordt wel GEbruikt maar niet VERbruikt. Enzym: biologische katalysator in ons lichaam die bijna elke reactie laat plaatsvinden. Hoofdstuk 7 (herhaling) 7.1 in een reactievergelijking geven de coëfficiënten de verhouding in mol aan bij de reactie. Bijvoorbeeld 2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (l) 2 : 1 : 2 7.2 aantal mol stof aantal mmol stof molariteit = aantal liter oplossing = aantal ml oplossing
dus bij 0,50 mol in 1 l water = molariteit = 0,50 mol/l 7.3 procent = 100
promille = 1.000
ppm (parts per milion) = 1.000.000 7.4 bereken de stoffen die in een reactievergelijking verdwijnen en ontstaan.Stap 1: stel de reactievergelijking opStap 2: kijk van welke stof de hoeveelheid gegeven is en van welke stof de hoeveelheid wordt gevraagd.Stap 3: leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en gevraagde stofStap 4: reken de hoeveelheid gegeven stof om in molStap 5: bereken uit het aantal mol gegeven stof en de verhouding in mol het aantal mol van de gevraagde stof (stap 3 en 4) Stap 6: reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid.Stap 7: controleer je antwoord 7.5 om de verhouding in mol uit de reactievergelijking te kunnen aflezen, moet je bij reacties in oplossing ook de ionen die niet aan de reactie deelnemen onder de reactievergelijking schrijven.
7.6 bij andere druk en temperatuur hebben gassen een ander volume
Hoofdstuk 5 (herhaling) 5.1 relatieve atoommassa à tabel 39 + 104
atoommassa = relatieve atoommassa + u (= eenheid) massa van elektronen is te verwaarlozen dus atoommassa = ionmassa
ion is namelijk alleen een ander aantal elektronen
tabel 25: uitrekenen gemiddelde atoommassa 5.2 molecuulmassa = atoommassa’s opgeteld (CO2 = 12,01 + 16,00 x 2 = 44,01 u) massapercentage à 1. bereken molecuulmassa 2. bereken massa deel
massa deel 3. massapercentage = massa geheel x 100% verhoudingsformule à 1. ga uit van 100 u stof 2. bereken de massa van de verschillende atomen 3. maak atoomverhouding (in hele getallen) 5.3 chemische hoeveelheid (n) uitgedrukt in mol is gelijk aan de atoommassa à 1 mol is de atoommassa van het deeltje
molaire massa = gelijk aan 1 mol
massa
dichtheid x volume
massa molaire massa x chemische hoeveelheid
volume gas molair volume x chemische hoeveelheid 5.4 1 mol gas heeft bij standaard omstandigheden (273K, Po) een molair volume van
22,4 dm³molˉ¹ Hoofdstuk 6 6.1 * 6.2 Water heeft vele bindingen, o.a. atoom binding en vanderwaalsbinding. De grootte van de vanderwaalsbinding zegt iets over het smelt en kookpunt van de stof. De polaire binding is op te vatten als de geleidelijke overgang van da atoombinding naar de ionbinding. Polaire atoombinding: als het ene atoom een grotere elektronegaviteit heeft dan een ander atoom dan spreek je van dipoolbinding tussen die twee atomen. Het atoom met de grootste elektronegaviteit trekt het gezamenlijk elektronenpaar dan naar zich toe.het atoom met het gezamenlijk elektronenpaar wordt dan een beetje negatief, en het andere atoom een beetje positief. De lading geef je aan met δ of δˉ en is >0 & <1
Het molecuul dat bestaat uit polaire atoombindingen noemen we een dipool-molecuul. Bij meer dan twee niet-metaalatomen wordt het anders, kijk in tabel 54 naar het dipoolmoment. Hoe groter het getal, hoe sterker de dipool. Polaire stoffen zijn stoffen die uit dipoolmoleculen bestaan. Apolaire stoffen zijn stoffen die niet uit dipoolmoleculen bestaan.
6.3 Er zijn twee groepen: de -OH groep, die geeft het achtervoegsel ‘ol’ zoals methanol
De –NH 2 groep, met het achtervoegsel ‘amine’ : methaanamine. OH en NH zijn beide sterk polair, ze hebben een bijzonder dipooleffect. Men noemt deze bindingen dan ook waterstofbruggen (H-bruggen). 6.4 Een vloeistof is met water mengbaar als de moleculen van deze vloeistof met de watermoleculen voldoende waterstofbruggen kunnen vormen. Hydrofiel (=waterminnend) = stoffen die goed oplossen. Hydrofoob (=watervrezend) = stoffen die niet goed oplossen. Hydratie = het oplossen in water. In een natriumchloride-oplossing zijn de Na en de Cl‾ gehydrateerd. Kristalwater: wanneer hydratatiewater in het ionrooster wordt ingebouwd. Het kristalrooster van het zout bevat dan watermoleculen. De hoeveelheid water verschilt per rooster. CuSO4.2H2O = kopersulfaatpentahydraat gips = calciumsulfaatdihydraat 6.6 C17H35COONa (s) à(opl) C17H35COO‾ (aq) + Na (aq) het stearaation heeft een geladen kop. Aan die kop zit een lange koolwaterstofstaart. Ze bevinden zich eerst aan het wateroppervlak om zo min mogelijk H-bruggen te hoeven verbreken. Als het wateroppervlak vol is vormen de stearaationen micellen waarvan de apolaire staarten naar elkaar toe. Vuildeeltjes zijn meestal apolair en lossen dus slecht op in water, de vuildeeltjes lossen wel op in het apolaire gedeelte van de stearaationen. Als je zeepwater krachtig schudt, kunnen de micellen zich vullen met lucht, ze stijgen dan naar het wateroppervlak. Synthetische zepen zijn gemaakt van grondstoffen uit de aardolie-industrie. Zeep= geladen kop en apolaire staart. Detergentia: stoffen die grensvlak-actief zijn. Bindingen: atoombinding 2 dezelfde niet-metaalatomen Cl : Cl Redelijk sterke
Polaire atoombinding 2 verschillende niet-metaalatomen . δ δ‾ H : Cl Sterke
ionbinding 1 metaal en 1 niet-metaalatoom Na :Cl Sterk
Vanderwaalsbinding Afhankelijk van de grootte en de Massa van de moleculen Zwak
H-brug Sterk Scheikunde samenvatting hoofdstuk 3 + 5 + 7 Hoofdstuk 3 3.1 Fossiele brandstoffen zijn o.a. steenkool, aardolie en aardgas
Kolenvergassing is steenkool onder de grond laten reageren tot het gasvormig wordt
en via pijpen uit de grond gewonnen kan worden
Het voordeel van fossiele brandstoffen is dat ze bij volledige verbranding geen giftige
stoffen ontstaan. Ze zijn niet schoon voor het milieu, want er ontstaat CO2. Er wordt steeds meer gezocht naar schonere manieren van brandstofverbruik
3.2 gefractioneerde destillatie: we hebben geen zuivere stoffen gekregen, maar mengsels van stoffen met kookpunten dicht bij elkaar. Toepassingen van fracties met hoge kookpunten: - brandstof - smeermiddel voor machines - (residu) asfalt voor wegen en dakbedekking - grondstof voor chemische industrie (plastic, geneesmiddelen, kunstmest) toepassingen van fracties met lage kookpunten: - benzine (brandstof) - kerosine ( “ ) ook wordt aardolie gekraakt (van lange ketens korte maken) om de bruikbaarheid te vergroten. 3.3 alkanen: CnH 2 n + n
CH4C2H6C3H8C4H10 C5H12C6H7C7H16C8H18
Isomeren hebben dezelfde molecuulformule, maar verschillende structuurformules. Het zijn dan ook verschillende stoffen 3.4 systematische naamgeving: 1. zoek de langste koolstofketen. (stamnaam) 2. kijk welke atomen (groepen) aan de hoofdketen zijn bevestigd
3. kijk aan welk atoom van de hoofdketen de zijgroep zit
bij meer zijgroepen gaat de naam op alfabetische volgorde, dus broom voor chloor. structuurformule naam - CH3 Methyl - CH2 – CH3 ethyl - CH2 – CH2 – CH3 propyl - CH – CH3 │ CH3 (1-methylethyl) of isopropyl - CHnH2 n + 1 alkyl 3.5 alkenen: CnH2 n
alkenen reageren snel met broom, ze hebben een dubbele binding
ze worden ook wel onverzadigde verbindingen genoemd, omdat ze niet genoeg H hebben
alkynen: CnH2 n – 2 3.6 cycloalkanen, cyclo voor de keten-naam
Benzeen: C6H6
Aromaten zijn stoffen waarvan de moleculen een benzeenring bevatten. (ze hebben een sterk aroma) Alifatische verbindingen zijn niet cyclische koolwaterstoffen. 3.7 bij een additiereactie springt een dubbele binding open
veel zuurstof andere metaalsoort eroverheen
groot oppervlak uit vochtige of gezouten omgeving houden
zout (kristalwater) hoge temperatuur
Oorzaken bederven van voedsel: Het bederven van voedsel tegengaan: Bacteriën (= micro- conserveren op allerlei mogelijke manieren
Schimmels organismen) vacuüm, wekken, zouten, roken, invriezen. Oorzakenvoor het ontstaan van meer micro-organismen: Voedselrijke omgeving
Zuurstof (aëroob) of geen zuurstof (anaëroob) Temperatuur tussen de 20 en 40 ˚C 8.2 Reactiesnelheid: De snelheid waarmee de beginproducten verdwijnen of reactieproducten ontstaan. Hoe groter het oppervlak hoe sneller de reactie. Katalysator: een stof die de snelheid van de reactie vergroot zonder daarbij zelf verbruikt te worden. Een katalysator wordt wel GEbruikt maar niet VERbruikt. Enzym: biologische katalysator in ons lichaam die bijna elke reactie laat plaatsvinden. Hoofdstuk 7 (herhaling) 7.1 in een reactievergelijking geven de coëfficiënten de verhouding in mol aan bij de reactie. Bijvoorbeeld 2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (l) 2 : 1 : 2 7.2 aantal mol stof aantal mmol stof molariteit = aantal liter oplossing = aantal ml oplossing
dus bij 0,50 mol in 1 l water = molariteit = 0,50 mol/l 7.3 procent = 100
promille = 1.000
ppm (parts per milion) = 1.000.000 7.4 bereken de stoffen die in een reactievergelijking verdwijnen en ontstaan.Stap 1: stel de reactievergelijking opStap 2: kijk van welke stof de hoeveelheid gegeven is en van welke stof de hoeveelheid wordt gevraagd.Stap 3: leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en gevraagde stofStap 4: reken de hoeveelheid gegeven stof om in molStap 5: bereken uit het aantal mol gegeven stof en de verhouding in mol het aantal mol van de gevraagde stof (stap 3 en 4) Stap 6: reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid.Stap 7: controleer je antwoord 7.5 om de verhouding in mol uit de reactievergelijking te kunnen aflezen, moet je bij reacties in oplossing ook de ionen die niet aan de reactie deelnemen onder de reactievergelijking schrijven.
Hoofdstuk 5 (herhaling) 5.1 relatieve atoommassa à tabel 39 + 104
atoommassa = relatieve atoommassa + u (= eenheid) massa van elektronen is te verwaarlozen dus atoommassa = ionmassa
ion is namelijk alleen een ander aantal elektronen
tabel 25: uitrekenen gemiddelde atoommassa 5.2 molecuulmassa = atoommassa’s opgeteld (CO2 = 12,01 + 16,00 x 2 = 44,01 u) massapercentage à 1. bereken molecuulmassa 2. bereken massa deel
massa deel 3. massapercentage = massa geheel x 100% verhoudingsformule à 1. ga uit van 100 u stof 2. bereken de massa van de verschillende atomen 3. maak atoomverhouding (in hele getallen) 5.3 chemische hoeveelheid (n) uitgedrukt in mol is gelijk aan de atoommassa à 1 mol is de atoommassa van het deeltje
massa
dichtheid x volume
massa molaire massa x chemische hoeveelheid
volume gas molair volume x chemische hoeveelheid 5.4 1 mol gas heeft bij standaard omstandigheden (273K, Po) een molair volume van
22,4 dm³molˉ¹ Hoofdstuk 6 6.1 * 6.2 Water heeft vele bindingen, o.a. atoom binding en vanderwaalsbinding. De grootte van de vanderwaalsbinding zegt iets over het smelt en kookpunt van de stof. De polaire binding is op te vatten als de geleidelijke overgang van da atoombinding naar de ionbinding. Polaire atoombinding: als het ene atoom een grotere elektronegaviteit heeft dan een ander atoom dan spreek je van dipoolbinding tussen die twee atomen. Het atoom met de grootste elektronegaviteit trekt het gezamenlijk elektronenpaar dan naar zich toe.het atoom met het gezamenlijk elektronenpaar wordt dan een beetje negatief, en het andere atoom een beetje positief. De lading geef je aan met δ of δˉ en is >0 & <1
Het molecuul dat bestaat uit polaire atoombindingen noemen we een dipool-molecuul. Bij meer dan twee niet-metaalatomen wordt het anders, kijk in tabel 54 naar het dipoolmoment. Hoe groter het getal, hoe sterker de dipool. Polaire stoffen zijn stoffen die uit dipoolmoleculen bestaan. Apolaire stoffen zijn stoffen die niet uit dipoolmoleculen bestaan.
De –NH 2 groep, met het achtervoegsel ‘amine’ : methaanamine. OH en NH zijn beide sterk polair, ze hebben een bijzonder dipooleffect. Men noemt deze bindingen dan ook waterstofbruggen (H-bruggen). 6.4 Een vloeistof is met water mengbaar als de moleculen van deze vloeistof met de watermoleculen voldoende waterstofbruggen kunnen vormen. Hydrofiel (=waterminnend) = stoffen die goed oplossen. Hydrofoob (=watervrezend) = stoffen die niet goed oplossen. Hydratie = het oplossen in water. In een natriumchloride-oplossing zijn de Na en de Cl‾ gehydrateerd. Kristalwater: wanneer hydratatiewater in het ionrooster wordt ingebouwd. Het kristalrooster van het zout bevat dan watermoleculen. De hoeveelheid water verschilt per rooster. CuSO4.2H2O = kopersulfaatpentahydraat gips = calciumsulfaatdihydraat 6.6 C17H35COONa (s) à(opl) C17H35COO‾ (aq) + Na (aq) het stearaation heeft een geladen kop. Aan die kop zit een lange koolwaterstofstaart. Ze bevinden zich eerst aan het wateroppervlak om zo min mogelijk H-bruggen te hoeven verbreken. Als het wateroppervlak vol is vormen de stearaationen micellen waarvan de apolaire staarten naar elkaar toe. Vuildeeltjes zijn meestal apolair en lossen dus slecht op in water, de vuildeeltjes lossen wel op in het apolaire gedeelte van de stearaationen. Als je zeepwater krachtig schudt, kunnen de micellen zich vullen met lucht, ze stijgen dan naar het wateroppervlak. Synthetische zepen zijn gemaakt van grondstoffen uit de aardolie-industrie. Zeep= geladen kop en apolaire staart. Detergentia: stoffen die grensvlak-actief zijn. Bindingen: atoombinding 2 dezelfde niet-metaalatomen Cl : Cl Redelijk sterke
Polaire atoombinding 2 verschillende niet-metaalatomen . δ δ‾ H : Cl Sterke
ionbinding 1 metaal en 1 niet-metaalatoom Na :Cl Sterk
Vanderwaalsbinding Afhankelijk van de grootte en de Massa van de moleculen Zwak
H-brug Sterk Scheikunde samenvatting hoofdstuk 3 + 5 + 7 Hoofdstuk 3 3.1 Fossiele brandstoffen zijn o.a. steenkool, aardolie en aardgas
Kolenvergassing is steenkool onder de grond laten reageren tot het gasvormig wordt
en via pijpen uit de grond gewonnen kan worden
stoffen ontstaan. Ze zijn niet schoon voor het milieu, want er ontstaat CO2. Er wordt steeds meer gezocht naar schonere manieren van brandstofverbruik
3.2 gefractioneerde destillatie: we hebben geen zuivere stoffen gekregen, maar mengsels van stoffen met kookpunten dicht bij elkaar. Toepassingen van fracties met hoge kookpunten: - brandstof - smeermiddel voor machines - (residu) asfalt voor wegen en dakbedekking - grondstof voor chemische industrie (plastic, geneesmiddelen, kunstmest) toepassingen van fracties met lage kookpunten: - benzine (brandstof) - kerosine ( “ ) ook wordt aardolie gekraakt (van lange ketens korte maken) om de bruikbaarheid te vergroten. 3.3 alkanen: CnH 2 n + n
CH4C2H6C3H8C4H10 C5H12C6H7C7H16C8H18
Isomeren hebben dezelfde molecuulformule, maar verschillende structuurformules. Het zijn dan ook verschillende stoffen 3.4 systematische naamgeving: 1. zoek de langste koolstofketen. (stamnaam) 2. kijk welke atomen (groepen) aan de hoofdketen zijn bevestigd
3. kijk aan welk atoom van de hoofdketen de zijgroep zit
bij meer zijgroepen gaat de naam op alfabetische volgorde, dus broom voor chloor. structuurformule naam - CH3 Methyl - CH2 – CH3 ethyl - CH2 – CH2 – CH3 propyl - CH – CH3 │ CH3 (1-methylethyl) of isopropyl - CHnH2 n + 1 alkyl 3.5 alkenen: CnH2 n
ze worden ook wel onverzadigde verbindingen genoemd, omdat ze niet genoeg H hebben
alkynen: CnH2 n – 2 3.6 cycloalkanen, cyclo voor de keten-naam
Benzeen: C6H6
Aromaten zijn stoffen waarvan de moleculen een benzeenring bevatten. (ze hebben een sterk aroma) Alifatische verbindingen zijn niet cyclische koolwaterstoffen. 3.7 bij een additiereactie springt een dubbele binding open
REACTIES
:name
:name
:comment
1 seconde geleden