4VWO - Samenvatting Chemie Overal Hoofdstuk 3 & 4.1-4.2

Samenvatting scheikunde hoofdstuk 3 + 4.1 + 4.2


3.1 De bouw van stoffen

Stoffen en hun eigenschappen

- Sommige stoffen geleiden stroom wel (bijv. koper)  geleiders
- Andere stoffen geleiden geen stoom (glas & PVC)  isolators

Stroomgeleiding

- Om elektrische stroom te geleiden, moeten in de stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen.
- Er zijn drie groepen stoffen:
o Stoffen die zowel in de vaste als in de vloeibare vorm stroom geleiden  metalen
o Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden  zouten
o Stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden  moleculaire
stoffen

De bouw van vaste stoffen

- In de vaste fase zitten de bouwstenen van een stof dicht op elkaar gestapeld, als ze in een regelmatig patroon
zijn gestapeld, vormen ze een kristalrooster.

Metalen

- Bij metalen zijn de metaalatomen gestapeld in een kristalrooster = metaalrooster
- Omdat de buitenste elektronen = valentie-elektronen ver van de kern staan kunnen ze makkelijk uit de schil
treden.
o Er ontstaat dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende elektronen
- De positieve metaalionen en de negatieve vrij elektronen trekken elkaar aan  een metaalbinding
- In de vaste vorm geleiden de elektronen de stroom, in de vloeibare fase zowel de elektronen als de metaalionen
(omdat ze de vaste plaats verliezen)

Zouten

- Een zout is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die elkaar aantrekken en een ionbinding vormen.
o Het kristalrooster dat ontstaat, heet een ionrooster.
- In de vaste fase zitten de ionen vast en wordt er geen stroom geleidt, in de vloeibare vorm komen de ionen los
en treedt er wel stroomgeleiding op.

Moleculaire stoffen

- Een moleculaire stof is opgebouwd uit ongeladen moleculen en kunnen geen stroom geleiden.
- De moleculen in het kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan doormiddel van de
vanderwaalskracht, zo vorm de vanderwaalsbinding, Zo vormt zich een molecuulrooster
- In een molecuulrooster zitten moleculen tegen
elkaar aan, dus het plaatje klopt niet




1

, 3.2 Binding in moleculen

Naamgeving van moleculaire stoffen

- Het aantal atomen in het molecuul geef je aan met numeriek voorvoegsels uit Binas 66C
- Als er een atoom is van het eerste stof laat je mono weg, maar als het molecuul later komt noem je het wel.

Atoombinding

- Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom en zo de buitenste schil
een stabiele edelgasconfiguratie geven.
- Omdat H2 elk atoom een elektron deelt hebben beide atomen 2 elektronen in de K-schil
- De twee gedeelde elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar, houden de kernen
bij elkaar: een atoombinding of covalente binding, de atoombinding is een zeer stere
binding: het kost veel moeite om te breken.
- Het aantal elektronen dat een atoom vrij heeft om te delen noem je de covalentie van
een atoom. Je kijkt naar hoeveel elektronen het atoom nog nodig heeft voor een
edelgasconfiguratie

Structuurformules

- In een structuur formule teken je alle atoombindingen (je geeft ze aan met een streepje).
o Als niet alle bindingsmogelijkheden worden gebruikt treedt er meer dan een binding op
tussen 2 atomen (een dubbel streepje)

Polaire en apolaire atoombindingen

- Het waterstofmolecuul heeft twee identieke waterstofatomen, de elektronen van het gemeenschappelijke
elektronenpaar bevinden zich even dicht bij het ene als het andere waterstofatoom: apolair.
- HCl bestaat uit een waterstof atoom en een chlooratoom. De elektronen van de atoombindingen bevinden zich
meer bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom omdat het chlooratoom iets harder trekt.
o Hierdoor krijgt Cl een kleine negatieve lading (δ-) en H een kleine positieve lading (δ+)
- De kleine lading is een partiële lading, en dit is een polaire atoombinding.
- Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de elektronnegativiteit, het
atoom met de hoogste trekt sterker en wordt een beetje negatief geladen.
o Deze staan in Binas 40A
- Van chloor is het bijv. 3.2 en van waterstof 2.1. Het verschil (ΔEN) is 1,1




3.3 Bindingen tussen moleculen

Vanderwaalsbinding en faseovergang

Je kunt faseovergangen bekijken door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende effecten:
2