Samenvatting Scheikunde Hoofdstuk 1, 2, 3, 4 en 6
Samenvatting door een scholier 5e klas havo
2236 woorden 12 jaar geleden
5,6
42 keer beoordeeld
Vak Scheikunde
Methode Chemie overal
Hoofdstuk 1 Atoombouw
Ionen ontstaan uit atomen. Atomen zijn ongeladen deeltjes. Ionen hebben een positieve of negatieve lading. Atomen bestaan uit: protonen, elektronen, neutronen.
Atoommodel van Rutherford:
- een atoom bestaat uit een positief geladen kern en een negatief geladen elektronenwolk.
- de atoomkern bestaat uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen.
- de elektronenwolk bestaat uit negatief geladen elektronen.
- het aantal protonen in een atoom is gelijk aan het aantal elektronen.
-elk atoom heeft een atoomnummer. Alle atomen van dezelfde soort hebben hetzelfde atoomnummer. Het atoomnummer = aantal protonen= aantal elektronen.
- elk atoom heeft een massagetal. Atomen van dezelfde soort kunnen verschillende massagetallen hebben. Het massagetal= aantal protonen + aantal neutronen.
Een ion is een atoom of atoomgroep met een positieve of negatieve lading. De grootte van de lading is meestal 1, 2, 3 of 4. De lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool of de symbolen van het desbetreffende deeltje genoteerd.
Massa’s van atomen, ionen en moleculen worden uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u). de massa van een ion (ionmassa) is gelijk aan de massa van het atoom of de aromen waaruit het bestaat. De massa van een molecuul (molecuulmassa, M) is gelijk aan de massa’s van de atomen waaruit het bestaat.
Element= stof die uit één atoomsoort bestaat.
In het periodiek systeem zijn alle atoomsoorten gerangschikt naar opklimmend aroomnummer.
Atoomsoorten van elementen waarvan de stofeigenschappen op elkaar lijken, staan in één groep.
Elektrovalentie= de lading van een enkelvoudig ion.
Metaalatomen hebben positieve elektrovalenties. Atomen van niet- metalen hebben meestal negatieve elektrovalenties.
Hoofdstuk 2
Moleculaire stoffen
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit moleculen. Dat zijn ongeladen deeltjes die bestaan uit atomen. Zijn
de atomen hetzelfde dan is de moleculaire stof een element. Zijn de atomen van verschillende soorten dan is de moleculaire stof een verbinding. Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom. In de formules kom alleen symbolen van niet- metalen voor. Moleculen bestaan dus altijd uit atomen van niet- metalen.
Naamgeving moleculaire stoffen (triviale namen)
1 mono, 2 di, 3 tri, 4 tetra, 5 penta, 6 hexa, 7 hepta, 8 octa,
Binding tussen 2 atomen= atoombinding= 2 elektronen, van ieder atoom een.
Polaire atoombinding= de twee bindingselektronen liggen korter bij het ene atoom dan het andere.
Aantal bindingsmogelijkheden= covalentie.
Atoomsoort covalentie H, F, Cl, Br, I 1
O, S 2 N, P 3 C, Si 4
Atoombindingen worden pas verbroken bij chemische reacties.
3 fasen: vast(s), vloeibaar(l) of gas(g)
Binding tussen moleculen: vanderwaalsbinding. Die is er niet meer in de gasfase.
Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding des te hoger het kookpunt.
In de vaste fase en vloeibare fase worden moleculen bijeengehouden door vanderwaalsbindingen. Als een stof verdampt of oplost worden de vanderwaalsbindingen verbroken.
Tussen moleculen waarin OH- groepen of NH- groepen voorkomen, treedt behalve de vanderwaalsbinding nog een extra binding op, waterstofbrug of H- brug.
Hoe meer OH- of NH- groepen in een molecuul hoe hoger het kookpunt.
Hydrofiele stof= stof die oplost in water, hebben minimaal 1 OH- of NH- groep.
Ze vormen waterstofbruggen met watermoleculen.
Hydrofoob= stof die niet oplost in water.
Oplosvergelijking:
Alcohol (l) alcohol (aq) C2H6O (l) C2H6O (aq)
De oplosbaarheid van een stof geeft aan hoeveel gram van die stof maximaal kan oplossen in 100 gram water van een bepaalde temperatuur. De oplossing is dan verzadigd. De oplosbaarheid van een vaste stof wordt meestal groter als de temperatuur stijgt. De oplosbaarheid van een gas wordt kleiner als de
temperatuur stijgt.
Hydrofiele stoffen mengen onderling goed.
Hydrofobe stoffen mengen onderling goed.
Hydrofiele stoffen mengen slecht met hydrofobe stoffen.
Emulsies: mengsels van vloeistoffen. Druppeltjes van de ene vloeistof zweven in de andere.
Suspensies: mengsels van een vaste stof en een vloeistof. Kleine deeltjes van de vaste stof zweven in de vloeistof.
Schuim: mengsel van een gas en een vloeistof. Belletjes van het gas zweven op de vloeistof.
Nevel: mengsels van een gas en een vloeistof. Kleine druppels vloeistof zweven in een gas.
Rook: mengsels van een vaste stof en een gas. Kleine deeltjes vaste stof zweven in een gas.
Hoofdstuk 3
Rekenen in de chemie
Een grootheid is een gegeven of verschijnsel in de natuur dat meetbaar is. Als zo’n verschijnsel met een getalwaarde wordt aangegeven, moet achter het getal de eenheid staan waarin het getal is uitgedrukt.
Significante cijfers: cijfers die betekenis hebben. Hoe nauwkeuriger de gemeten waarde meer significante cijfers.
Bij delen of vermenigvuldigen heeft de uitkomst evenveel significante cijfers als het getal in de berekening met de minste.
Bij optellen of aftrekken kijk je naar het aantal decimalen. De uitkomst heeft net zoveel decimalen als het getal in de berekening met de minste heeft.
Een reactievergelijking is een verkorte weergave van een reactie in formules. Links en rechts van de pijl moeten evenveel atomen van elke soort voorkomen.
H2+O2 H2O 2H2+O2-2H2O
De molmassa of molaire massa van een stof is in getalwaarde even groot als de molecuulmassa of atoommassa van die stof. De molmassa is in g, de molecuulmassa of atoommassa is in u.
Molverhouding= de coëfficiënten in een reactievergelijking, geven de aantalverhouding weer waarin de deeltjes verdwijnen en ontstaan.
De molariteit van een deeltjessoort is het aantal mol van die deeltjessoort in één liter oplossing. De molariteit wordt gegeven in de eenheid mol L-1 of M(olaire).
Percentage= per honderd Promillage= per duizend
Ppm= parts per million: per 1,0x106 mL of L of m3---volume Ppm : per 1,0x106 mg of g of ton---massa Ppm
Hoofdstuk 4 Zouten
-Zouten zijn stoffen die hoge smeltpunten hebben.
-Ze bestaan uit geladend deeltjes: positieve en negatieve ionen.
-In de vaste geleiden ze geen elektrische stroom. Dat komt doordat de ionen in de vaste fase n iet vrij kunnen bewegen.
-In de vloeibare fase geleiden ze wel elektrische stroom. Dat komt doordat de ionen in een gesmolten zout wel vrij kunnen bewegen.
-Zouten kun je herkennen aan de formule. Daarin wordt het symbool van een metaal gecombineerd met het symbool van een of meer niet-metalen. Behalve als het positieve ion in het zout een ammoniumion is.
Enkele toepassingen van zouten:
-Natriumfloride in tandpasta.
-Kunstmest(kalium- , fosfaat- , ammonium- , en nitraationen)kaliumfosfaat en ammoniumnitraat -Calciumcarbonaat in Druipsteengrotten, schelpen, krijt en marmer.
-Natriumchloride is keukenzout.
-Glas (natrium- , kalium- , calcium- , carbonaat- en silicaationen).
Namen: de naam van het zout bestaat uit de namen van de ionen waaruit het zet bestaat met de naam
van het positieve ion voorop.
Formules: Een zout bestaat uit ionen. De formule van een zout is een verhoudingsformule. Daar kun je aan zien in welke verhouding de positieve en negatieve ionen voorkomen.
v.b.: Magnesiumchloride: Mg¬2+Cl-2 . Bestaat uit Mg2+-ionen en Cl—ionen. Aantal verhouding: 2:1 Ontstaan van een zout. Metaalatomen worden positief. Niet-metaalatomen negatieve ionen.
Alle zouten bestaan uit kristallen waarin de positieve ionen en negatieve ionen volgens een regelmatig patroon zijn gerangschikt. Er is een sterke elektrostatische kracht tussen de ionen daardoor is er weer een binding, die noemen we ionbinding.(elektrovalente binding)
Ionbindingen zijn veel sterker dan vanderwaalsbindingen en H-bruggen. Hoe sterker de ionbinding hoe hoger het smelt- en kookpunt.
Zouten kunnen alleen elektriciteit geleiden als ze vrij kunnen bewegen die bewegingsvrijheid krijgen zo ook als ze oplossen in water.
Als een zout oplost in water laten de ionen elkaar los. In de oplossing bevinden zich gehydrateerde negatieve en positieve ionen.
Oplosvergelijking: NaCl(s) Na+(aq)+Cl-(aq).
KNO3(s) K+(aq)+NO3-(aq) Na2CO3(s) 2Na+(aq)+CO32-(aq)
Indampvergelijking: Na+(aq)+Cl-(aq) NaCl(s) 3Na+(aq)+PO43-(aq) Na3PO4(s)
Niet alle zouten zijn oplosbaar kijk daarvoor in je binas tabel 45.
-zouten met de positieve ionen; kalium- , natrium- of ammoniumionen zijn goed oplosbaar.
-zouten met negatieve ionen; nitraat- ,of acetaationen zijn ook goed oplosbaar.
Sommige zouten reageren met water.
-Na2O -K2O -CaO -BaO
O2 ionen veranderen hierbij in OH- ionen.
Reactievergelijking:Na2O(s)+H2O(l) 2Na+(aq)+2OH-(aq) CaO(s)+H2O(l) Ca2+(aq)+2OH-(aq)
Molariteit van kaliumionen = [K+]
Alleen als het gaat om deeltjes die werkelijk aanwezig zijn.
[K2SO4] mag niet.
Het ontstaan van hardwater:
Calciumcarbonaat en magnesiumcarbonaat zijn slecht oplosbaar in water, ze komen veel voor in grond en gesteente. Ze reageren met water waarin koolstofdioxide is opgelost.
CaCO3(s)+H2O(l)+CO2(g) Ca2+(aq)+2HCO3-(aq) MgCO3(s)+H2O(l)+CO2(g) Mg2+(aq)+2HCO3-(aq)
Bij deze reacties ontstaan oplossingen met calcium- en magnesiumionen.
Nadelen van hard water:
-Er ontstaat ketelsteen in fluitketen.
-Er komt kalkaanslag op verwarmingselementen van wasmachines en afwasmachines.
-De gaatjes in een stoomstrijkijzer raken verstopt.
-De tegels en kranen in douche en badkamer krijgen witte kalkaanslag.
Die kalk ontstaat als je hardwater verwarmt. De reactie:
Ca2+(aq)+2HCO3-(aq) CaCO3(s)+H2O(l)+CO2(g) Kalkzeep reactie:
Ca2+(aq)+2C17H35COO-(aq) Ca(C17¬H35COO)2(s)
Hoe harder het water hoe meer zeep je nodig hebt om te wassen.
Het schuimgetal: De stearaationen zorgen ook voor het schuimen van de zeep.
Alle ionen die hebben gereageerd met Ca2+-ionen kunnen geen schuim meer vormen. Dus moet je meer zeep toevoegen.
De toegevoegde hoeveelheid zeep wordt ook wel het schuimgetal genoemd (een maat voor de hardheid van water).
Neerslagreacties en ionvergeijkingen: in de oplosbaarheidtabel in je binas staan combinaties van ionen daar staan letters bij. De letter s betekend niet allen dat ze slecht oplosbaar zijn in water maar dat de desbetreffende ionen kunnen ook niet samen voorkomen in een oplossing dan krijg je neerslag(vaste stof).
Een reactie tussen ionen waarbij een vaste stof ontstaat, heet neerslagreactie. De vergelijking die de reactie tussen de ionen weergeeft wordt ionvergelijking genoemd.
Lood(II)nitraat Pb(NO3)2 Pb2+(aq)+NO3-(aq) Kaliumjodide KI K+(aq)+I-(aq)
Neerslagreactie: Pb2+(aq)+NO3-(aq)+K+(aq)+2I-(aq) KNO3+PbI2 Ionvergelijking: vergelijking met de twee slecht oplosbare stoffen.
Ionvergelijking=neerslagvergelijking.
Ionvergelijking:Pb2+(aq)+2I-(aq) PbI2(s) Overmaat van ionsoort:
Je kunt de ionen die met elkaar reageren in de juiste verhouding bij elkaar doen. Je kunt ook willekeurige hoeveelheden zoutoplossingen bij elkaar doen. Dan is de kans groot dat 1 van de 2 ion soorten in
overmaat aanwezig is. Dan reageren niet alle ionen. En zul je de stof in overmaat nog aantreffen in de oplossing.
Toepassen neerslag reacties:
-ongewenste ionen verwijderen uit een oplossing -je kunt nieuwe zouten maken.
-Het is mogelijk om aan te tonen dat een bepaalde ionsoort in een oplossing aanwezig is.
Ionen verwijderen uit een oplossing.
Er zitten Ag+-ionen in het afvalwater die moeten eruit. Dan moet je een negatieve ion-soort uitzoeken die reageert met zilver-ionen. Als er dan neerslag ontstaat kan er worden gefiltreerd.
Zoek in de oplosbaarheidtabel de ion-soort op. We nemen de ionsoort S2+. Dat kannatuurlijk niet zomaar dat kan alleen in molecuulvorm. We nemen natriumsulfide(Na2S)
Neerslagreactie: 2Ag+(aq)+S2-(aq) Ag2S(s)
De Ag+-ionen komen zo terecht in de vaste stof Ag2S. en kan worden gefiltreerd.
Nieuwe zouten maken: het is wel eens dat je een bep. Zout wil maken omdat het op is.
Het zout koper(II)sulfaat maken: bestaat uit 2 ionsoorten; Cu2+ en PO43-. Als je die twee in een oplossing samen brengt, vormen ze de vaste stof koper(II)sulfaat.
Je neemt bijv. koper(II)nitraat:Cu(NO3)2 en natriumfosfaat: Na3PO4 Ionvergelijking: 3Cu2+(aq)+2PO43-(aq) Cu3(PO4)2(s)
Met de natrium- en nitraationen gebeurd niets.
Het koper(II)fosfaat kun je filtreren en laten drogen.
Het filtraat zou je kunnen indampen dan krijg je een 2e zout:natriumnitraat.
Ionsoort aantonen: je weet niet of de stof natriumhydroxide of natriumsulfaat is. Dat kun je zo uitzoeken:
-in beide stoffen komt dezelfde positieve ionsoort voor; Na+. De negatieve ionsoorten zijn verschillend. De ene bevat OH- en de andere SO42- ionen.
-In de oplosbaarheidtabel zoek je een positieve ionsoort die slechts met een van beide stoffen reageert.
Cu2+-ionen reageren alleen met OH- ionen.
-Je lost een deel van de onbekende stof op in water. Daar voeg je een oplossing met koper(II)ionen en toe.
Met een koper(II)nitraatoplossing. Volgt er neerslag dan bevatte de stof OH- ionen en was het Natriumhydroxide. Ontstaat er geen neerslag dan weet je dat de witte vaste stof Natriumsulfaat is.
Zouthydraten:
Wit kopersulfaat is een reagens op water. Het blauwe koper(II)sulfaat bevat dus water. De temp. Moet boven 200°C uitkomen voordat het vrijkomt. Koper(II)sulfaat bindt het water chemisch. Het is een vorm van hydratie. Er ontstaan bindingen tussen de watermoleculen en de ionen van het zout.
-Het gebonden water heet kristalwater.
-De zouten die watermoleculen bevatten heten zouthydraten.
In het blauw koper(II)sulfaat komt per mol CuSO4, 5 mol water voor.
Dit wordt zo opgeschreven: CuSO4.5H2O.
-Indampen van de oplossing:
Cu2+(aq)+SO42-(aq)+5H2O(l)CuSO4. 5H2O(s) Blauw Blauw
-verhitten van de blauwe, vaste stof:
CuSO4. 5H2O(s) CuSO4(s)+5H2O(l) Blauw Wit
-water toedruppelen aan de witte vaste stof:
CuSO4(s)+5H2O(l) CuSO4. 5H2O(s) Wit Blauw
Zouten die water kunnen binden:
-Gebruikt als droogmiddel.(zakje silicagel(SiO2) beschermt apparaten tegen vocht)
-Bouwmaterialen zoals gips, cement en beton ontstaan doordat watervrije zouten, water binden.
(gisp=calciumsulfaat gebonden met water(CaSO4.2H2O)
Hoofdstuk 6 Zuren en basen.
Zure oplossing: pH< 7 Basische oplossing: pH > 7 Neutrale oplossing: pH= 7
De pH kun je meten met behulp van: universeelindicatorpapier, pH- meter, zuur- base- indicatoren.
Een zuur is een deeltje dat H+ -ionen kan afstaan. De H+ -ionen ontstaan als het zuur in contact komt met
water. Alle zure oplossingen bevatten dus H+ -ionen.
Meerwaardige zuren: zuren die per molecuul meer dan 1 H+ -ionen kunnen vormen.
In de formule van de oplossing van een zuur staan H+ -ionen en negatieve ionen.
pH= -log[H+]
[H+]=(2nd)log(-pH)
Een base is een deeltje dan 1 of meer H+ -ionen kan opnemen. Alle basische oplossingen bevatten OH- - ionen. OH- -ionenontstaan als een base in contact komt met water.
14-pH=pOH pOH= -log[OH-]
pH + pOH= 14,00
Tijdens een zuur- basereactie neemt een base 1 of meer H+ -ionen op. Deze H+ -ionen zijn afkomstig van een zuur of uit een zure oplossing.
Zoutzuur en ammoniakoplossing:
H+(aq) + Cl-(aq) NH3(aq) H+ reageert met NH3 NH3(aq) + H+NH4+
