Scheikunde Toetsweek 3
2.1) Metaalbinding
- Macroniveau: dingen die we kunnen zien, meten en wegen
o Bv: Water is bij kamertemperatuur een vloeistof
- Microniveau: moleculen, atomen en elektronen
o Bv: De moleculen in water zitten dicht op elkaar, maar kunnen wel vrij bewegen
- Metalen
o Algemene eigenschappen:
Ze geleiden elektrische energie
Ze geleiden warmte
Glimmend
Vervormbaar
Vast bij kamertemperatuur (hoog smeltpunt)
o Verschillen
Gewicht
Kleur
Dichtheid
Edelheid
- Een metaalbinding komt tot stand door vrije valentie-elektronen (elektronen in de buitenste schil)
o De valentie-elektronen kunnen vrij
bewegen tussen de positief geladen
atomen, dit kan je zien in het
metaalrooster
- Sommige metalen reageren met stoffen uit de
lucht en worden aangetast (corrosie)(roest)
o De metalen die worden aangetast heten
onedele metalen
o De metalen die niet worden aangetast
zijn edelmetalen
- Legeringen/alliage: samengesmolten metalen (vaste stof en metaal)
o Legeringen zijn harder dan zuivere metalen
Bij zuivere metalen kunnen de metaalatomen goed langs elkaar schuiven
In een legering kan dit niet door het verschil in atoom grootte
- Een erts is een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal bevat
, 2.2) Molecuul- en atoombinding
- Vanderwaalsbinding: de binding die moleculen in de vaste en vloeibare fase bij elkaar houdt
o Ze zijn intermoleculaire bindingen (tussen moleculen)
Hoe sterker de intermoleculaire bindingen van een stof, hoe hoger het kookpunt en
smeltpunt zullen zijn
- Bindingen tussen atomen heten covalente bindingen
o Covalentie: het aantal bindingen dat een atoom kan vormen
Het aantal bindingen wat een atoom kan vormen is afhankelijk van de covalentie
(kijk hiervoor in binas 99: de covalentie is het aantal elektronen wat een atoom mist
in de buitenste schil)
Behalve waterstof
- Edelgasconfiguratie: acht elektronen in de buitenste schil
o Om edelgasconfiguratie te krijgen komen 2 atomen samen en vormen een binding. Hierdoor
gaan ze een elektron delen waardoor ze allebei voldoen aan de edelgasconfiguratie. Dit is
een gemeenschappelijk elektronenpaar
- Molecuulformule: geeft aan hoeveel atomen zich in een molecuul bevinden
- Structuurformule: geeft aan hoe de atomen in een molecuul onderling zijn verbonden
- Systematische naam: bijvoorbeeld: P2 O5
- Triviale naam: Water
- Fase overgangen
o
Geen vanderwaals-
bindingen meer
Vaste fase Vloeibare fase gasvormige fase
2.3) Polaire atoombinding
- Bindingen met een gedeeld elektronenpaar kunnen polair of apolair zijn
o Een polaire binding ontstaat als een atoom een stuk elektronegatiever is dan het andere dus
je hebt een ladingsscheiding (ook wel een dipool)
o Elektronegativiteit (tabel 40A): 0,0 – 0,4 (apolaire atoombinding)
0,4 – 1,7 (polaire atoombinding)
> 1,7 (ionbinding)
2.1) Metaalbinding
- Macroniveau: dingen die we kunnen zien, meten en wegen
o Bv: Water is bij kamertemperatuur een vloeistof
- Microniveau: moleculen, atomen en elektronen
o Bv: De moleculen in water zitten dicht op elkaar, maar kunnen wel vrij bewegen
- Metalen
o Algemene eigenschappen:
Ze geleiden elektrische energie
Ze geleiden warmte
Glimmend
Vervormbaar
Vast bij kamertemperatuur (hoog smeltpunt)
o Verschillen
Gewicht
Kleur
Dichtheid
Edelheid
- Een metaalbinding komt tot stand door vrije valentie-elektronen (elektronen in de buitenste schil)
o De valentie-elektronen kunnen vrij
bewegen tussen de positief geladen
atomen, dit kan je zien in het
metaalrooster
- Sommige metalen reageren met stoffen uit de
lucht en worden aangetast (corrosie)(roest)
o De metalen die worden aangetast heten
onedele metalen
o De metalen die niet worden aangetast
zijn edelmetalen
- Legeringen/alliage: samengesmolten metalen (vaste stof en metaal)
o Legeringen zijn harder dan zuivere metalen
Bij zuivere metalen kunnen de metaalatomen goed langs elkaar schuiven
In een legering kan dit niet door het verschil in atoom grootte
- Een erts is een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal bevat
, 2.2) Molecuul- en atoombinding
- Vanderwaalsbinding: de binding die moleculen in de vaste en vloeibare fase bij elkaar houdt
o Ze zijn intermoleculaire bindingen (tussen moleculen)
Hoe sterker de intermoleculaire bindingen van een stof, hoe hoger het kookpunt en
smeltpunt zullen zijn
- Bindingen tussen atomen heten covalente bindingen
o Covalentie: het aantal bindingen dat een atoom kan vormen
Het aantal bindingen wat een atoom kan vormen is afhankelijk van de covalentie
(kijk hiervoor in binas 99: de covalentie is het aantal elektronen wat een atoom mist
in de buitenste schil)
Behalve waterstof
- Edelgasconfiguratie: acht elektronen in de buitenste schil
o Om edelgasconfiguratie te krijgen komen 2 atomen samen en vormen een binding. Hierdoor
gaan ze een elektron delen waardoor ze allebei voldoen aan de edelgasconfiguratie. Dit is
een gemeenschappelijk elektronenpaar
- Molecuulformule: geeft aan hoeveel atomen zich in een molecuul bevinden
- Structuurformule: geeft aan hoe de atomen in een molecuul onderling zijn verbonden
- Systematische naam: bijvoorbeeld: P2 O5
- Triviale naam: Water
- Fase overgangen
o
Geen vanderwaals-
bindingen meer
Vaste fase Vloeibare fase gasvormige fase
2.3) Polaire atoombinding
- Bindingen met een gedeeld elektronenpaar kunnen polair of apolair zijn
o Een polaire binding ontstaat als een atoom een stuk elektronegatiever is dan het andere dus
je hebt een ladingsscheiding (ook wel een dipool)
o Elektronegativiteit (tabel 40A): 0,0 – 0,4 (apolaire atoombinding)
0,4 – 1,7 (polaire atoombinding)
> 1,7 (ionbinding)
