Hoofdstuk 3 en 4

Beoordeling 7.2
Foto van een scholier
  • Samenvatting door een scholier
  • 4e klas vwo | 3276 woorden
  • 14 januari 2016
  • 21 keer beoordeeld
  • Cijfer 7.2
  • 21 keer beoordeeld

Taal
Nederlands
Vak
Methode

Scheikunde Periode 2



Toetsstof: HS.3 (Par. 2 t/m 8) + HS.4 (Par. 1 t/m 5)



3.2 De bouw van stoffen



Elektrische stroom is transport van geladen deeltjes. Om elektrische stroom te kunnen geleiden zijn er geladen deeltjes nodig die vrij kunnen bewegen.



Bij het geleiden van stroom zijn er drie groepen te maken:









Moleculaire stoffen



Zouten



Metalen














































Geleiding









Vast



Vloeibaar/ Opgelost



Deeltjes



Formule



Moleculaire stoffen



-



-



Moleculen (zonder lading)



Niet-metaal



Zouten



-



+



Ionen (+ en -)



Metaal en niet-metaal



Metalen



+



+



Vrije elektronen ionen (+)



Metaal







Kristalrooster: het regelmatige patroon waarin bouwstenen zijn gestapeld. In een vaste fase zitten de bouwstenen dicht op elkaar gestapeld.









Het kristalrooster van een moleculaire stof heet molecuulrooster.



Het kristalrooster van een zout heet ionrooster.



Het kristalrooster van een metaal heet metaalrooster.



Atoommodel van Dalton





Binding:









Metaalbinding: positieve metaalionen en negatieve vrije elektronen trekken elkaar aan (metalen)



Ionbinding: positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan. Een zout geleid geen stroom in de vaste fase omdat de ionen op een vaste plaats in het rooster zitten. In de vloeibaar fase verliezen de ionen de vaste plaats in het rooster en kunnen zich vrij bewegen (zouten).



Vanderwaalsbinding: moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen en kunnen dus geen stroom geleiden. Moleculen in het kristalrooster trekken elkaar aan, deze aantrekkingskracht heet de vanderwaalsbinding.



3.3 Binding in moleculen



Systematische naamgeving



Dit geld alleen voor moleculaire stoffen. Als een molecuul is opgebouwd uit twee verschillende atomen eindigt de naam op –ide.



Numerieke voorvoegsels (Binas tabel 66C):



































Index



Voorvoegsel



1



Mono



2



Di



3



Tri



4



Tetra



5



Penta



6



Hexa




 



 P2O5 heet dan difosforpentaoxide.



NO heet dan stikstofmono-oxide.



Atoombindingen





Als je de covalentie van een atoom wilt weten dan moet je gebruik maken van de octet-regel. Stel de buitenste schil bevat vier elektronen, dan is de covalentie vier.



Covalentie: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding.



Lewisstructuur





Valentie-elektronen worden aangegeven als puntjes of kruisjes. In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie-elektronen die geen binding vormen.



Polaire en apolaire atoombindingen



Apolair: als atomen even hard aan elkaar trekken dat ze in evenwicht zijn.



Polair: als atomen ,met een andere elektronegativiteit, niet even hard aan elkaar trekken zodat ze niet in evenwicht zijn.



Een waterstofchloride bestaat uit één waterstofatoom en één chlooratoom. Beide atomen hebben één extra elektron nodig in de buitenste schil om aan de octetregel te voldoen. Daarom gaan ze één elektron delen. Omdat chloor sterker aan het elektronenpaar trekt zit de elektron iets meer naar chloor toe. Daarom is het chlooratoom een beetje negatief geladen (-) en het waterstofatoom een beetje positief geladen (+).



Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, kun je gebruik maken van de elektronegativiteit (∆EN).



(Binas tabel 40A)



Atoombinding als ∆EN ≤ 0,4



Polaire atoombinding als 0,4 < ∆EN ≤ 1,7



Ionbinding als ∆EN > 1,7



Voorbeeld:



Er is een moleculaire stof die bestaat uit een chlooratoom (∆EN = 2,8) en een waterstofatoom (∆EN = 2,1). Het verschil is (2,8 - 2,1=) 0,7. Als het verschil in elektronegativiteit tussen de 0,4 en 1,7 zit, is de atoombinding polair.



3.4 Vanderwaalsbinding



Je kunt faseovergangen het beste begrijpen door uit te gaan van twee elkaar teenwerkende effecten:















De aantrekkingskracht tussen moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding.



Een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen, de zogenaamde temperatuurbeweging.



Hoe groter de molecuulmassa van de moleculen van een stof, hoe sterker de vanderwaalsbinding is en hoe hoger het smelt- en kookpunt van de stof.



3.5 Waterstofbruggen






Waterstofbrug: heel sterke dipool-dipoolbinding.



Dipoolmolecuul: een molecuul met ladingsverdeling.



Dipool-dipoolbinding: binding tussen dipoolmoleculen. Deze binding treedt op naast de vanderwaalsbinding, maar is vaak sterker.



Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een OH- of een NH-binding bevatten hebben een hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou verwachten.



Apolaire moleculen






Moleculen zonder polaire atoombindingen zijn altijd apolair, er is geen ladingsverdeling in het molecuul.



Het is mogelijk dat een molecuul wel polaire atoombindingen heeft, maar dat deze niet leiden tot een polair molecuul.



Als moleculen dezelfde elektronegativiteit hebben trekken ze even hard aan elkaar en is het dus in evenwicht. Dit is een apolair molecuul.



  



3.6 Mengsels van moleculaire stoffen



Oplossen






Apolair lost goed op in apolair



Polair lost goed op in polair



Hydrofiele stoffen: stoffen die goed oplossen in water. Deze stoffen zijn polair.



Hydrofobe stoffen: stoffen die niet goed oplossen in water. Deze stoffen zijn apolair.





Sommige stoffen zijn zowel hydrofiel als



hydrofoob. Bijvoorbeeld aceton. Aceton lost wel op in water, maar kan geen waterstofbruggen vormen, omdat het geen OH- of NH-groep heeft. Aceton heeft wel een C=O-groep, deze kan wel ‘meedoen’ met de waterstof bruggen. Deze groepen worden waterstofbrugontvangende groepen genoemd. Ze vormen geen waterstofbrug, maar ontvangen waterstofbruggen.



 



Dynamisch evenwicht: concentraties in beide lagen zijn gelijk, maar moleculen blijven verplaatsen van de ene laag naar de andere laag.



  



Verdelingsevenwicht: verdelen van een stof over twee lagen.



 



3.7 Mengsels van moleculaire stoffen



Het volume van een mol gas



Bij een constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes (bv. 1,00 dm3) van verschillende gassen evenveel moleculen dus evenveel mol.






1,00 dm3 waterstof heeft een massa van 0,0846 g



1,00 dm3 zuurstof heeft een massa van 1,344 g



1,00 dm3 koolstofdioxide heeft een massa van 1,85 g




















gram H2



2,016



0,0846



mol H2



1



x






















gram O2



32



1,344



mol O2



1



x







 



 




















gram CO2



44,01



1,85



mol CO2



1



x









 



 



 



Wet van Avogadro: moleculen nemen in de gasfase evenveel ruimte in. De moleculen hebben dan een grote afstand tot elkaar. Daarom heeft de grootte van het molecuul geen invloed meer op het aantal moleculen dat in een ruimte past.





Rekenen aan het volume van een mol gas



Molair Volume (Vm): het volume van 1,00 mol gas.





 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



Significante cijfers



Significante cijfers:



 



 



 



 



 



Vermenigvuldigen + delen:



Bij vermenigvuldigen en delen geef je je antwoord in het minste significante cijfers:



 



 





 



 



 



Optellen + aftrekken:



Bij vermenigvuldigen kijk je naar het getal met de minste cijfers achter de komma:



 



 



 



 



 



 



3.8 Percentage, promillage en ppm



Volumepercentage: hoeveel volume stof in percentage.



Percentage: 1 op de 100



 



 



Promillage: 1 op de 1000



 



 



Parts per million (ppm): aantal deeltje per miljoen (1 op de 1.000.000)



 



 



 



4.2 Zouten



De vorming van een zout



Het atoommodel van Bohr en de octetregel worden gebruikt om de vorming van zouten te verklaren. Het is namelijk een reactie tussen niet-metalen en metalen. Hierbij wordt door het metaalatoom één of meerdere elektronen afgestaan aan het niet-metaalatoom.



De ionbinding



Elektrostatische krachten: aantrekkingskracht die negatieve en positieve ionen op elkaar uitoefenen. Hierdoor ontstaat een ionbinding.



Ionbinding: sterke binding tussen de positieve en negatieve ionen. Deze binding is veel sterker dan een vanderwaalsbinding of een waterstofbrug. Hierdoor is het smelt- en kookpunt van zouten veel hoger dan van moleculaire stoffen.



 



4.3 Namen en formules van zouten



Enkelvoudige ionen: ionen die uit één atoomsoort bestaan.



Naamgeving van ionen:






De naam van het metaalion ontstaat door achter de naam van het metaal ion te plaatsen (Natriumion).



Bestaan er van een atoomsoort meerder elektrovalenties, dan gebruik je een Romeins cijfer om de lading aan te geven, zoals Goud(III)ion.



De naam van het niet-metaalion ontstaat door achter de van het niet-metaal het woord ide te plaatsen. En daar achter weer het woord ion (Oxide-ion).



Samengesteld ion: één ion die in twee of meer verschillende atoomsoorten voorkomen.



Systematische naam: de officiële naam van een zout. De naam van het positieve ion staat voorop, gevolgd door de naam van het negatieve ion.



Verhoudingsformule: de verhouding in deze formule tussen het positieve ion en het negatieve ion is zo, dat de formule een elektrisch neutrale stof is.



 



 



 









































































































































Naam



Formule



Enkelvoudige positieve ionen



aluminiumion



 Al3+



bariumion



 Ba2+



calciumion



 Ca2+



goud(I)ion



 Au+



goud(III)ion



 Au3+



ijzer(II)ion



 Fe2+



ijzer(III)ion



 Fe3+



kaliumion



 K+



koper(I)ion



 Cu2+



kwik(I)ion



 Hg+



kwik(II)ion



 Hg2+



lithiumion



 Li+



lood(II)ion



 Pb2+



lood(IV)ion



 Pb4+



magnesiumion



 Mg2+



mangaan(II)ion



 Mn2+



mangaan(IV)ion



 Mn4+



natriumion



 Na+



tin(II)ion



 Sn2+



tin(IV)ion



 Sn4+



uraan(III)ion



 U3+



uraan(VI)ion



 U6+



zilverion



 Ag+



zinkion



 Zn2+



Enkelvoudige negatieve ionen



bromide-ion



 Br-



chloride-ion



 Cl-



fluoride-ion



 F-



jodide-ion



 I-



oxide-ion



 O2-



sulfide-ion



 S2-




 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 

































































Naam



Formule



Samengesteld positief ion



ammoniumion



 NH4+



Samengestelde negatieve ionen



acetaation



 CH3COO-



carbonaation



 CO32-



fosfaation



 PO4-3



hydroxide-ion



 OH-



nitraation



 NO3-



nitrietion



 NO2-



permanganaation



 MnO4-



sulfaation



 SO42-



sulfietion



 SO32-



thiosulfaation



 S2O32-



waterstofcarbonaation



 HCO3-




 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



4.4 Zouten in water



Als een zout wordt opgelost in water dan laten de zoutionen elkaar los en worden ze omringt door watermoleculen.





Hydratatie: het omringen van ionen door watermoleculen.



(keukenzout) lost goed op in water. Dit komt omdat water een ladingsverschil heeft. Het zijn dus dipoolmoleculen. Als oplost in water gaan de -ionen en de -ionen uitelkaar. De negatieve kant van de watermoleculen () keert zich naar de positieve -ionen. En de positieve kant van de watermoleculen () keert zich naar de negatieve -ionen. (= hydratatie)



Oplosvergelijking:



 



 



Het indampen van water uit een zoutoplossing dan gebeurt er eigenlijk het tegenovergestelde van wat er bij het oplossen zou gebeuren.



Indampvergelijking:



Geleidingsvermogen: een zout kan stroom geleiden als deze oplosbaar is in water. Ionen die niet oplosbaar zijn in water hebben namelijk een te sterk ionrooster. Ionen kunnen dan niet vrij bewegen. Voor stroomgeleiding zijn juist geladen deeltjes nodig die vrij kunnen bewegen. Of een zout geleid vindt je in Binas tabel 45A.



Verzadigd: als de maximale hoeveelheid stof is opgelost.



Onverzadigd: als de maximale hoeveelheid stof nog niet is opgelost.



Vier zouten die reageren met H2O:



 



 



 



 



Trivale naam: Binas tabel 66



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



4.5 Zouthydraten



Kristalwater: water dat wordt opgenomen in een ionrooster.



Zouthydraat: zout die kristalwater heeft opgenomen in zijn ionrooster.



Het opnemen van kristalwater door wit koper(II)sulfaat:



 



 



Koper(II)sulfaat kleurt blauw als het gehydrateerd wordt.



De formules en de kleuren van een paar hydraten staan in Binas tabel 65B.






Zouthydraten worden voornamelijk gebruikt als droogmiddel, in bouwmaterialen en als gips.



Er is geen regel voor hoeveel kristalwater een zout kan opnemen.



Scheikunde Periode 2



Toetsstof: HS.3 (Par. 2 t/m 8) + HS.4 (Par. 1 t/m 5)



3.2 De bouw van stoffen



Elektrische stroom is transport van geladen deeltjes. Om elektrische stroom te kunnen geleiden zijn er geladen deeltjes nodig die vrij kunnen bewegen.



Bij het geleiden van stroom zijn er drie groepen te maken:









Moleculaire stoffen



Zouten



Metalen














































Geleiding









Vast



Vloeibaar/ Opgelost



Deeltjes



Formule



Moleculaire stoffen



-



-



Moleculen (zonder lading)



Niet-metaal



Zouten



-



+



Ionen (+ en -)



Metaal en niet-metaal



Metalen



+



+



Vrije elektronen ionen (+)



Metaal







Kristalrooster: het regelmatige patroon waarin bouwstenen zijn gestapeld. In een vaste fase zitten de bouwstenen dicht op elkaar gestapeld.









Het kristalrooster van een moleculaire stof heet molecuulrooster.



Het kristalrooster van een zout heet ionrooster.



Het kristalrooster van een metaal heet metaalrooster.



Atoommodel van Dalton





Binding:









Metaalbinding: positieve metaalionen en negatieve vrije elektronen trekken elkaar aan (metalen)



Ionbinding: positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan. Een zout geleid geen stroom in de vaste fase omdat de ionen op een vaste plaats in het rooster zitten. In de vloeibaar fase verliezen de ionen de vaste plaats in het rooster en kunnen zich vrij bewegen (zouten).



Vanderwaalsbinding: moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen en kunnen dus geen stroom geleiden. Moleculen in het kristalrooster trekken elkaar aan, deze aantrekkingskracht heet de vanderwaalsbinding.



3.3 Binding in moleculen



Systematische naamgeving



Dit geld alleen voor moleculaire stoffen. Als een molecuul is opgebouwd uit twee verschillende atomen eindigt de naam op –ide.



Numerieke voorvoegsels (Binas tabel 66C):



































Index



Voorvoegsel



1



Mono



2



Di



3



Tri



4



Tetra



5



Penta



6



Hexa




 



 



 



 



 



 



 



 






P2O5 heet dan difosforpentaoxide.



NO heet dan stikstofmono-oxide.



Atoombindingen





Als je de covalentie van een atoom wilt weten dan moet je gebruik maken van de octet-regel. Stel de buitenste schil bevat vier elektronen, dan is de covalentie vier.



Covalentie: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding.



Lewisstructuur





Valentie-elektronen worden aangegeven als puntjes of kruisjes. In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie-elektronen die geen binding vormen.



Polaire en apolaire atoombindingen



Apolair: als atomen even hard aan elkaar trekken dat ze in evenwicht zijn.



Polair: als atomen ,met een andere elektronegativiteit, niet even hard aan elkaar trekken zodat ze niet in evenwicht zijn.



Een waterstofchloride bestaat uit één waterstofatoom en één chlooratoom. Beide atomen hebben één extra elektron nodig in de buitenste schil om aan de octetregel te voldoen. Daarom gaan ze één elektron delen. Omdat chloor sterker aan het elektronenpaar trekt zit de elektron iets meer naar chloor toe. Daarom is het chlooratoom een beetje negatief geladen (-) en het waterstofatoom een beetje positief geladen (+).



Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, kun je gebruik maken van de elektronegativiteit (∆EN).



(Binas tabel 40A)



Atoombinding als ∆EN ≤ 0,4



Polaire atoombinding als 0,4 < ∆EN ≤ 1,7



Ionbinding als ∆EN > 1,7



Voorbeeld:



Er is een moleculaire stof die bestaat uit een chlooratoom (∆EN = 2,8) en een waterstofatoom (∆EN = 2,1). Het verschil is (2,8 - 2,1=) 0,7. Als het verschil in elektronegativiteit tussen de 0,4 en 1,7 zit, is de atoombinding polair.



3.4 Vanderwaalsbinding



Je kunt faseovergangen het beste begrijpen door uit te gaan van twee elkaar teenwerkende effecten:















De aantrekkingskracht tussen moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding.



Een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen, de zogenaamde temperatuurbeweging.



Hoe groter de molecuulmassa van de moleculen van een stof, hoe sterker de vanderwaalsbinding is en hoe hoger het smelt- en kookpunt van de stof.



3.5 Waterstofbruggen






Waterstofbrug: heel sterke dipool-dipoolbinding.



Dipoolmolecuul: een molecuul met ladingsverdeling.



Dipool-dipoolbinding: binding tussen dipoolmoleculen. Deze binding treedt op naast de vanderwaalsbinding, maar is vaak sterker.



Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een OH- of een NH-binding bevatten hebben een hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou verwachten.



Apolaire moleculen






Moleculen zonder polaire atoombindingen zijn altijd apolair, er is geen ladingsverdeling in het molecuul.



Het is mogelijk dat een molecuul wel polaire atoombindingen heeft, maar dat deze niet leiden tot een polair molecuul.



Als moleculen dezelfde elektronegativiteit hebben trekken ze even hard aan elkaar en is het dus in evenwicht. Dit is een apolair molecuul.



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



3.6 Mengsels van moleculaire stoffen



Oplossen






Apolair lost goed op in apolair



Polair lost goed op in polair



Hydrofiele stoffen: stoffen die goed oplossen in water. Deze stoffen zijn polair.



Hydrofobe stoffen: stoffen die niet goed oplossen in water. Deze stoffen zijn apolair.





Sommige stoffen zijn zowel hydrofiel als



hydrofoob. Bijvoorbeeld aceton. Aceton lost wel op in water, maar kan geen waterstofbruggen vormen, omdat het geen OH- of NH-groep heeft. Aceton heeft wel een C=O-groep, deze kan wel ‘meedoen’ met de waterstof bruggen. Deze groepen worden waterstofbrugontvangende groepen genoemd. Ze vormen geen waterstofbrug, maar ontvangen waterstofbruggen.



 



 



 



 



 



Dynamisch evenwicht: concentraties in beide lagen zijn gelijk, maar moleculen blijven verplaatsen van de ene laag naar de andere laag.



 



 



Verdelingsevenwicht: verdelen van een stof over twee lagen.



 



3.7 Mengsels van moleculaire stoffen



Het volume van een mol gas



Bij een constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes (bv. 1,00 dm3) van verschillende gassen evenveel moleculen dus evenveel mol.






1,00 dm3 waterstof heeft een massa van 0,0846 g



1,00 dm3 zuurstof heeft een massa van 1,344 g



1,00 dm3 koolstofdioxide heeft een massa van 1,85 g




















gram H2



2,016



0,0846



mol H2



1



x







 



 




















gram O2



32



1,344



mol O2



1



x







 



 




















gram CO2



44,01



1,85



mol CO2



1



x









 



 



 



Wet van Avogadro: moleculen nemen in de gasfase evenveel ruimte in. De moleculen hebben dan een grote afstand tot elkaar. Daarom heeft de grootte van het molecuul geen invloed meer op het aantal moleculen dat in een ruimte past.





 



Rekenen aan het volume van een mol gas



Molair Volume (Vm): het volume van 1,00 mol gas.





 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



Significante cijfers



Significante cijfers:



 



 



 



 



 



Vermenigvuldigen + delen:



Bij vermenigvuldigen en delen geef je je antwoord in het minste significante cijfers:



 



 





 



 



 



Optellen + aftrekken:



Bij vermenigvuldigen kijk je naar het getal met de minste cijfers achter de komma:



 



 



 



 



 



 



3.8 Percentage, promillage en ppm



Volumepercentage: hoeveel volume stof in percentage.



Percentage: 1 op de 100



 



 



Promillage: 1 op de 1000



 



 



Parts per million (ppm): aantal deeltje per miljoen (1 op de 1.000.000)



 



 



 



4.2 Zouten



De vorming van een zout



Het atoommodel van Bohr en de octetregel worden gebruikt om de vorming van zouten te verklaren. Het is namelijk een reactie tussen niet-metalen en metalen. Hierbij wordt door het metaalatoom één of meerdere elektronen afgestaan aan het niet-metaalatoom.



De ionbinding



Elektrostatische krachten: aantrekkingskracht die negatieve en positieve ionen op elkaar uitoefenen. Hierdoor ontstaat een ionbinding.



Ionbinding: sterke binding tussen de positieve en negatieve ionen. Deze binding is veel sterker dan een vanderwaalsbinding of een waterstofbrug. Hierdoor is het smelt- en kookpunt van zouten veel hoger dan van moleculaire stoffen.



 



4.3 Namen en formules van zouten



Enkelvoudige ionen: ionen die uit één atoomsoort bestaan.



Naamgeving van ionen:






De naam van het metaalion ontstaat door achter de naam van het metaal ion te plaatsen (Natriumion).



Bestaan er van een atoomsoort meerder elektrovalenties, dan gebruik je een Romeins cijfer om de lading aan te geven, zoals Goud(III)ion.



De naam van het niet-metaalion ontstaat door achter de van het niet-metaal het woord ide te plaatsen. En daar achter weer het woord ion (Oxide-ion).



Samengesteld ion: één ion die in twee of meer verschillende atoomsoorten voorkomen.



Systematische naam: de officiële naam van een zout. De naam van het positieve ion staat voorop, gevolgd door de naam van het negatieve ion.



Verhoudingsformule: de verhouding in deze formule tussen het positieve ion en het negatieve ion is zo, dat de formule een elektrisch neutrale stof is.



 



 



 









































































































































Naam



Formule



Enkelvoudige positieve ionen



aluminiumion



 Al3+



bariumion



 Ba2+



calciumion



 Ca2+



goud(I)ion



 Au+



goud(III)ion



 Au3+



ijzer(II)ion



 Fe2+



ijzer(III)ion



 Fe3+



kaliumion



 K+



koper(I)ion



 Cu2+



kwik(I)ion



 Hg+



kwik(II)ion



 Hg2+



lithiumion



 Li+



lood(II)ion



 Pb2+



lood(IV)ion



 Pb4+



magnesiumion



 Mg2+



mangaan(II)ion



 Mn2+



mangaan(IV)ion



 Mn4+



natriumion



 Na+



tin(II)ion



 Sn2+



tin(IV)ion



 Sn4+



uraan(III)ion



 U3+



uraan(VI)ion



 U6+



zilverion



 Ag+



zinkion



 Zn2+



Enkelvoudige negatieve ionen



bromide-ion



 Br-



chloride-ion



 Cl-



fluoride-ion



 F-



jodide-ion



 I-



oxide-ion



 O2-



sulfide-ion



 S2-




 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 

































































Naam



Formule



Samengesteld positief ion



ammoniumion



 NH4+



Samengestelde negatieve ionen



acetaation



 CH3COO-



carbonaation



 CO32-



fosfaation



 PO4-3



hydroxide-ion



 OH-



nitraation



 NO3-



nitrietion



 NO2-



permanganaation



 MnO4-



sulfaation



 SO42-



sulfietion



 SO32-



thiosulfaation



 S2O32-



waterstofcarbonaation



 HCO3-




 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



 



4.4 Zouten in water



Als een zout wordt opgelost in water dan laten de zoutionen elkaar los en worden ze omringt door watermoleculen.



Hydratatie: het omringen van ionen door watermoleculen.



(keukenzout) lost goed op in water. Dit komt omdat water een ladingsverschil heeft. Het zijn dus dipoolmoleculen. Als oplost in water gaan de -ionen en de -ionen uitelkaar. De negatieve kant van de watermoleculen () keert zich naar de positieve -ionen. En de positieve kant van de watermoleculen () keert zich naar de negatieve -ionen. (= hydratatie)



Oplosvergelijking:



Het indampen van water uit een zoutoplossing dan gebeurt er eigenlijk het tegenovergestelde van wat er bij het oplossen zou gebeuren.



Indampvergelijking:



Geleidingsvermogen: een zout kan stroom geleiden als deze oplosbaar is in water. Ionen die niet oplosbaar zijn in water hebben namelijk een te sterk ionrooster. Ionen kunnen dan niet vrij bewegen. Voor stroomgeleiding zijn juist geladen deeltjes nodig die vrij kunnen bewegen. Of een zout geleid vindt je in Binas tabel 45A.



Verzadigd: als de maximale hoeveelheid stof is opgelost.



Onverzadigd: als de maximale hoeveelheid stof nog niet is opgelost.



Vier zouten die reageren met H2O:





Trivale naam: Binas tabel 66





4.5 Zouthydraten



Kristalwater: water dat wordt opgenomen in een ionrooster.



Zouthydraat: zout die kristalwater heeft opgenomen in zijn ionrooster.



Het opnemen van kristalwater door wit koper(II)sulfaat:



Koper(II)sulfaat kleurt blauw als het gehydrateerd wordt.



De formules en de kleuren van een paar hydraten staan in Binas tabel 65B.






Zouthydraten worden voornamelijk gebruikt als droogmiddel, in bouwmaterialen en als gips.



Er is geen regel voor hoeveel kristalwater een zout kan opnemen.


REACTIES

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

M.

M.

Waarom is de tekst zo klein?

4 jaar geleden