Kennisclip hs 2
2.1
• Elementen en chemische verbindingen
2.2
• Atomen:
Protonen en neutronen en daarom heen elektronen
• Massagetal = protonen en neutronen
• atoomnummer = aantal protonen
• Atoomgewicht (dalton) = Neutron + proton
• Isotopen = Atoom met zelfde aantal protonen (zelfde chemische eigenschappen) en
verschillend aantal neutronen.
• Radioactieve isotopen = Onstabiele isotoop, veranderd van atoom, neutron aantal
veranderend
• Valentie elektronen = Elektronen in buitenste schil, atomen willen hun buitenste schil vol
krijgen (2,8,8)
• Orbitaal = Ruimte waarin een elektron 90% vd tijd zit.
In een orbitaal kunnen 2 elektronen.
De eerste schil heeft dus 1 orbitaal (1s orbitaal), maar de 2e schil heeft 4 orbitalen (2s, 2px,
2py, 2pz, ).
• Sp3 hybridisatie ?
• In een dubbele covalente binding een C atoom deelt 2 elektronen in twee orbitalen
2.3
Bindingen
Atomen met een incomplete valentieschil, proberen schil vol te krijgen.
• Covalente binding: elektronenparen delen
Molecuul: 2 of meer atomen verbonden door covalente binding
• Niet polaire covalente binding; elektronen gelijk verdeeld; elektronnegativiteit minder van
0,5
• Polaire covalente binding; elketronen dichter bij 1 atoom; verschil elektronegativiteit 0,5 tot
1,6; partiele lading in molecuul
• Ionbinding: elektronen overdragen/afpakken
• Ion= Geladen atoom/molecuul
• Kation = positief geladen
• Anion = negatief geladen
• Zouten; ionbindingen
Zwakkere chemische interacties
• Waterstofbrug: aantrekking tussen deels positieve laden (h2o, H is beetje positieve)en deels
negatieve lading
, Zwak, kort durend
• Van der waals kracht; Ladingsverschil binnen moleculen, daardoor aantrekkings kracht
tussen twee moleculen die dicht bij elkaar zijn
Molecuul vorm en functies
• De orbitalen veranderen als het molecuul zijn elektronen gaan delen; tetrahedron vorming
• De vorm van de molecuul bepaald de functie.
2.4
• Start moleculen = reactanten of substraat
• Eind = product
Kennisclip hs 3
3.1 polariteit water
• Polaire covalente binding
• O2 trekt harder aan de atomen dan H2, elektronen zitten bij O2
• Watermoleculen vormen waterstofbruggen tussen zuurstof en wateratoom van
verschillende h2o moleculen.
3.2
• Cohesie; door waterstofbruggen blijven watermoleculen bij elkaar.
Oppervlaktespanning van water is erg hoog door cohesie van watermoleculen
• Adhesie; aantrekken tussen verschillende stoffen
• Thermische energie = kinetische(beweging) energie; willekeurige beweging van moleculen en
atomen
• Thermische energie van warme object naar koelere
• Water kan grote hoeveelheid energie absorberen voor het veel in tempratuur opwarmt.
• Hoge specifiek warmte
1 calorie = energie nodig om 1 gram water 1 graad warmer te maken
• Hitte absorberen = H-brug breken
Hitte afgeven = H-brug vormen
, • Hoge verdampingswaarde
energie nodig om 1 gram vloeistof > gas
• Verdamping = enkele moleculen snel genoeg bewegen om vloeistof te verlaten
• Evaporative cooling = vloeistof verdampt, h-bruggen breken, kost energie, vloeistof koelt af
• Random collisions allow some molecules to accumulate more energy than other molecules.
The weakness of hydrogen bonds lets those molecules escape, leaving the cooler molecules
behind.
• When you heat water, much of the heat is used to break hydrogen bonds. Only the
remaining heat can increase molecular motion, raising the temperature.
• Ijs is een kristalstructuur, H-atomen zitten verder uit elkaar/koude moleculen bewegen
minder > dichtheid ijs is lager
• Water is goed oplosmiddel
Polair karakter van water
• Hydrofiele stof = affiniteit met water = polair
• Hydrofobe stof = geen affinitet met water = nonpolair ?
3.3 zuren en base
• Waterstofatoom (H+ waterstof-ion, zonder elektron) van watermolecuul kan overspringen
op ander watermolecuul > zuur en base
• In puur water evenveel H+ en OH-
• PH = Concentratie van H+
pH = -log[H+]
PH + pOH =14
[H+][OH-]= 10 ^-14 = Concentratie keer elkaar
Neutrale conditie [H+] = 10^-7 > pH = -(-7) = 7
• Veel H+ = lage PH (tussen 0 en 7)
• Zuren en basen
• Zuur = stof die H+ laat stijgen, proton donor
HCl> H+ laat de PH waarde dalen
• Base = stof die OH- laat dalen, proton accepteren
NaOH> OH-
, • Buffer houdt PH stabiel;
Zwak zuur en geconjugeerde basen
Als de Ph waarde omhooggaat, dus minder H+, evenwicht naar rechts
Hs 4 kennisclip Carbon
4.1
• Organisch = Molecuul met koolstofatoom
4.2
• (a)Enkele binding; tetrahedron vorm
(b) overlapende tetrahedrons
(c) C=C atomen kunnen niet meer draaien
• Koolwaterstoffen (C en O)
Niet polaire covalente binding > geen lading > hydrofoob
• Isomeren = stoffen met dezelfde molecuul formule maar met andere
structuur eigenschappen.
-structuur isomeren = Verschil in hoe atomen aan elkaar verbonden
zijn
-Cis-trans isomeren = zelfde verbinding maar ruimtelijk anders
- Enantiomeren = spiegelbeeld (medicijnen)
2.1
• Elementen en chemische verbindingen
2.2
• Atomen:
Protonen en neutronen en daarom heen elektronen
• Massagetal = protonen en neutronen
• atoomnummer = aantal protonen
• Atoomgewicht (dalton) = Neutron + proton
• Isotopen = Atoom met zelfde aantal protonen (zelfde chemische eigenschappen) en
verschillend aantal neutronen.
• Radioactieve isotopen = Onstabiele isotoop, veranderd van atoom, neutron aantal
veranderend
• Valentie elektronen = Elektronen in buitenste schil, atomen willen hun buitenste schil vol
krijgen (2,8,8)
• Orbitaal = Ruimte waarin een elektron 90% vd tijd zit.
In een orbitaal kunnen 2 elektronen.
De eerste schil heeft dus 1 orbitaal (1s orbitaal), maar de 2e schil heeft 4 orbitalen (2s, 2px,
2py, 2pz, ).
• Sp3 hybridisatie ?
• In een dubbele covalente binding een C atoom deelt 2 elektronen in twee orbitalen
2.3
Bindingen
Atomen met een incomplete valentieschil, proberen schil vol te krijgen.
• Covalente binding: elektronenparen delen
Molecuul: 2 of meer atomen verbonden door covalente binding
• Niet polaire covalente binding; elektronen gelijk verdeeld; elektronnegativiteit minder van
0,5
• Polaire covalente binding; elketronen dichter bij 1 atoom; verschil elektronegativiteit 0,5 tot
1,6; partiele lading in molecuul
• Ionbinding: elektronen overdragen/afpakken
• Ion= Geladen atoom/molecuul
• Kation = positief geladen
• Anion = negatief geladen
• Zouten; ionbindingen
Zwakkere chemische interacties
• Waterstofbrug: aantrekking tussen deels positieve laden (h2o, H is beetje positieve)en deels
negatieve lading
, Zwak, kort durend
• Van der waals kracht; Ladingsverschil binnen moleculen, daardoor aantrekkings kracht
tussen twee moleculen die dicht bij elkaar zijn
Molecuul vorm en functies
• De orbitalen veranderen als het molecuul zijn elektronen gaan delen; tetrahedron vorming
• De vorm van de molecuul bepaald de functie.
2.4
• Start moleculen = reactanten of substraat
• Eind = product
Kennisclip hs 3
3.1 polariteit water
• Polaire covalente binding
• O2 trekt harder aan de atomen dan H2, elektronen zitten bij O2
• Watermoleculen vormen waterstofbruggen tussen zuurstof en wateratoom van
verschillende h2o moleculen.
3.2
• Cohesie; door waterstofbruggen blijven watermoleculen bij elkaar.
Oppervlaktespanning van water is erg hoog door cohesie van watermoleculen
• Adhesie; aantrekken tussen verschillende stoffen
• Thermische energie = kinetische(beweging) energie; willekeurige beweging van moleculen en
atomen
• Thermische energie van warme object naar koelere
• Water kan grote hoeveelheid energie absorberen voor het veel in tempratuur opwarmt.
• Hoge specifiek warmte
1 calorie = energie nodig om 1 gram water 1 graad warmer te maken
• Hitte absorberen = H-brug breken
Hitte afgeven = H-brug vormen
, • Hoge verdampingswaarde
energie nodig om 1 gram vloeistof > gas
• Verdamping = enkele moleculen snel genoeg bewegen om vloeistof te verlaten
• Evaporative cooling = vloeistof verdampt, h-bruggen breken, kost energie, vloeistof koelt af
• Random collisions allow some molecules to accumulate more energy than other molecules.
The weakness of hydrogen bonds lets those molecules escape, leaving the cooler molecules
behind.
• When you heat water, much of the heat is used to break hydrogen bonds. Only the
remaining heat can increase molecular motion, raising the temperature.
• Ijs is een kristalstructuur, H-atomen zitten verder uit elkaar/koude moleculen bewegen
minder > dichtheid ijs is lager
• Water is goed oplosmiddel
Polair karakter van water
• Hydrofiele stof = affiniteit met water = polair
• Hydrofobe stof = geen affinitet met water = nonpolair ?
3.3 zuren en base
• Waterstofatoom (H+ waterstof-ion, zonder elektron) van watermolecuul kan overspringen
op ander watermolecuul > zuur en base
• In puur water evenveel H+ en OH-
• PH = Concentratie van H+
pH = -log[H+]
PH + pOH =14
[H+][OH-]= 10 ^-14 = Concentratie keer elkaar
Neutrale conditie [H+] = 10^-7 > pH = -(-7) = 7
• Veel H+ = lage PH (tussen 0 en 7)
• Zuren en basen
• Zuur = stof die H+ laat stijgen, proton donor
HCl> H+ laat de PH waarde dalen
• Base = stof die OH- laat dalen, proton accepteren
NaOH> OH-
, • Buffer houdt PH stabiel;
Zwak zuur en geconjugeerde basen
Als de Ph waarde omhooggaat, dus minder H+, evenwicht naar rechts
Hs 4 kennisclip Carbon
4.1
• Organisch = Molecuul met koolstofatoom
4.2
• (a)Enkele binding; tetrahedron vorm
(b) overlapende tetrahedrons
(c) C=C atomen kunnen niet meer draaien
• Koolwaterstoffen (C en O)
Niet polaire covalente binding > geen lading > hydrofoob
• Isomeren = stoffen met dezelfde molecuul formule maar met andere
structuur eigenschappen.
-structuur isomeren = Verschil in hoe atomen aan elkaar verbonden
zijn
-Cis-trans isomeren = zelfde verbinding maar ruimtelijk anders
- Enantiomeren = spiegelbeeld (medicijnen)
