Samenvatting Scheikunde — HAVO/VWO Eindexamen
2026
UITGEBREIDE EDITIE — Atoombouw, Bindingen, Reacties,
Zuren/Basen, Redox, Organisch + 25 Oefenvragen
Complete Examenvoorbereiding
Versie: 2026 — UITGEBREIDE EDITIE
Geschikt voor: HAVO/VWO Scheikunde eindexamen
Inhoud: Atoombouw + bindingen + reacties + zuur/base + redox + organisch + 25 oefenvragen
Omvang: 30+ pagina's
⭐ Geslaagd? Laat een review achter op Stuvia!
DEEL 1: ATOOMBOUW EN PERIODIEK SYSTEEM
1.1 Atoommodel
Atoom = kleinste deeltje van een element
Kern: protonen (p⁺) + neutronen (n⁰)
Schil: elektronen (e⁻)
Atoomnummer (Z) = aantal protonen = aantal elektronen
Massagetal (A) = protonen + neutronen
Isotopen: zelfde element, ANDER aantal neutronen
→ ¹²C en ¹⁴C: beide koolstof, maar 6n vs. 8n
→ Isotopen hebben DEZELFDE chemische eigenschappen
1.2 Elektronenconfiguratie
Schillen: K(2) L(8) M(18) N(32)
Hoofdregel: max 2n² elektronen per schil
Voorbeeld: Na (Z=11): 2-8-1
Voorbeeld: Cl (Z=17): 2-8-7
Voorbeeld: Ca (Z=20): 2-8-8-2
Valentie-elektronen = elektronen in BUITENSTE schil
→ Bepalen chemische eigenschappen!
→ Na: 1 valentie-elektron → groep 1
→ Cl: 7 valentie-elektronen → groep 17
Edelgasconfiguratie: volle buitenste schil (8 elektronen)
→ Stabiel! → atomen willen edelgasconfiguratie bereiken
→ Door elektronen AFGEVEN, OPNEMEN of DELEN
, 1.3 Periodiek Systeem
Groepen (kolommen): zelfde aantal valentie-elektronen
→ Groep 1: alkalimetalen (1 valentie-e⁻, reactief!)
→ Groep 2: aardalkalimetalen
→ Groep 17: halogenen (7 valentie-e⁻, reactief!)
→ Groep 18: edelgassen (volle schil, niet-reactief)
Perioden (rijen): zelfde aantal schillen
→ Periode 2: 2 schillen (Li t/m Ne)
→ Periode 3: 3 schillen (Na t/m Ar)
Trends:
- Atoomstraal: NEEMT AF → rechts in periode (meer protonen trekken)
- Ionisatie-energie: NEEMT TOE → rechts (moeilijker elektron weg)
- Elektronegativiteit: NEEMT TOE → rechts + omhoog (F is hoogst!)
- Metaalkarakter: NEEMT AF → rechts
DEEL 2: BINDINGEN
2.1 Ionbinding
Metaal + niet-metaal → IONEN → ionbinding
Metaal geeft elektronen AF → kation (positief)
Niet-metaal neemt elektronen OP → anion (negatief)
Na → Na⁺ + e⁻ (1 elektron afgeven)
Cl + e⁻ → Cl⁻ (1 elektron opnemen)
→ NaCl (natriumchloride = keukenzout)
Ionrooster: ionen in vast 3D-patroon
→ Hoog smeltpunt!
→ Hard maar bros
→ Geleidt stroom als VLOEISTOF of OPGELOST (ionen vrij!)
→ Geleidt NIET als vaste stof (ionen vastgezet)
2.2 Atoombinding (Covalent)
Niet-metaal + niet-metaal → elektronen DELEN
Enkele binding: 1 elektronenpaar gedeeld (H-H)
Dubbele binding: 2 elektronenparen (O=O)
Drievoudige binding: 3 elektronenparen (N≡N)
Polaire binding: elektronen ongelijk gedeeld (δ⁺ en δ⁻)
→ Groot verschil in elektronegativiteit → polair!
→ H-Cl: Cl trekt sterker → Cl is δ⁻, H is δ⁺
Apolaire binding: elektronen gelijk gedeeld
→ Zelfde atomen: H-H, Cl-Cl
Molecuulvorm:
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion):
Elektronenparen stoten af → zo ver mogelijk uit elkaar!
2 paren: lineair (180°)
3 paren: driehoekig (120°)
4 paren: tetraëdrisch (109,5°)
2026
UITGEBREIDE EDITIE — Atoombouw, Bindingen, Reacties,
Zuren/Basen, Redox, Organisch + 25 Oefenvragen
Complete Examenvoorbereiding
Versie: 2026 — UITGEBREIDE EDITIE
Geschikt voor: HAVO/VWO Scheikunde eindexamen
Inhoud: Atoombouw + bindingen + reacties + zuur/base + redox + organisch + 25 oefenvragen
Omvang: 30+ pagina's
⭐ Geslaagd? Laat een review achter op Stuvia!
DEEL 1: ATOOMBOUW EN PERIODIEK SYSTEEM
1.1 Atoommodel
Atoom = kleinste deeltje van een element
Kern: protonen (p⁺) + neutronen (n⁰)
Schil: elektronen (e⁻)
Atoomnummer (Z) = aantal protonen = aantal elektronen
Massagetal (A) = protonen + neutronen
Isotopen: zelfde element, ANDER aantal neutronen
→ ¹²C en ¹⁴C: beide koolstof, maar 6n vs. 8n
→ Isotopen hebben DEZELFDE chemische eigenschappen
1.2 Elektronenconfiguratie
Schillen: K(2) L(8) M(18) N(32)
Hoofdregel: max 2n² elektronen per schil
Voorbeeld: Na (Z=11): 2-8-1
Voorbeeld: Cl (Z=17): 2-8-7
Voorbeeld: Ca (Z=20): 2-8-8-2
Valentie-elektronen = elektronen in BUITENSTE schil
→ Bepalen chemische eigenschappen!
→ Na: 1 valentie-elektron → groep 1
→ Cl: 7 valentie-elektronen → groep 17
Edelgasconfiguratie: volle buitenste schil (8 elektronen)
→ Stabiel! → atomen willen edelgasconfiguratie bereiken
→ Door elektronen AFGEVEN, OPNEMEN of DELEN
, 1.3 Periodiek Systeem
Groepen (kolommen): zelfde aantal valentie-elektronen
→ Groep 1: alkalimetalen (1 valentie-e⁻, reactief!)
→ Groep 2: aardalkalimetalen
→ Groep 17: halogenen (7 valentie-e⁻, reactief!)
→ Groep 18: edelgassen (volle schil, niet-reactief)
Perioden (rijen): zelfde aantal schillen
→ Periode 2: 2 schillen (Li t/m Ne)
→ Periode 3: 3 schillen (Na t/m Ar)
Trends:
- Atoomstraal: NEEMT AF → rechts in periode (meer protonen trekken)
- Ionisatie-energie: NEEMT TOE → rechts (moeilijker elektron weg)
- Elektronegativiteit: NEEMT TOE → rechts + omhoog (F is hoogst!)
- Metaalkarakter: NEEMT AF → rechts
DEEL 2: BINDINGEN
2.1 Ionbinding
Metaal + niet-metaal → IONEN → ionbinding
Metaal geeft elektronen AF → kation (positief)
Niet-metaal neemt elektronen OP → anion (negatief)
Na → Na⁺ + e⁻ (1 elektron afgeven)
Cl + e⁻ → Cl⁻ (1 elektron opnemen)
→ NaCl (natriumchloride = keukenzout)
Ionrooster: ionen in vast 3D-patroon
→ Hoog smeltpunt!
→ Hard maar bros
→ Geleidt stroom als VLOEISTOF of OPGELOST (ionen vrij!)
→ Geleidt NIET als vaste stof (ionen vastgezet)
2.2 Atoombinding (Covalent)
Niet-metaal + niet-metaal → elektronen DELEN
Enkele binding: 1 elektronenpaar gedeeld (H-H)
Dubbele binding: 2 elektronenparen (O=O)
Drievoudige binding: 3 elektronenparen (N≡N)
Polaire binding: elektronen ongelijk gedeeld (δ⁺ en δ⁻)
→ Groot verschil in elektronegativiteit → polair!
→ H-Cl: Cl trekt sterker → Cl is δ⁻, H is δ⁺
Apolaire binding: elektronen gelijk gedeeld
→ Zelfde atomen: H-H, Cl-Cl
Molecuulvorm:
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion):
Elektronenparen stoten af → zo ver mogelijk uit elkaar!
2 paren: lineair (180°)
3 paren: driehoekig (120°)
4 paren: tetraëdrisch (109,5°)
