• View
• Edit
• History
• Print

4 VWO-H 1

4VWO SAMENVATTING HOOFDSTUK 1

(Door Arie Hamaker)

Atoombouw

• atoomnummer = aantal p = aantal e
  

• massagetal = aantal p + aantal n (massagetallen in tabel 25)
• gemiddelde atoommassa = naar percentage van voorkomen in de natuur (T25)

• isotoop = ondersoort van een bepaalde atoomsoort (de atoomsoort wordt bepaald door het aantal protonen), de isotopen verschillen alleen van elkaar in het aantal neutronen (isotopen T25).

Atoomsoorten

In het Periodiek Systeem staan alle elementen of atoomsoorten vermeld. Grofweg zijn deze atoomsoorten in te delen in twee groepen: de metalen en de niet-metalen. Een verbinding kan in principe bestaan uit twee of meer niet-metalen en dan is het een moleculaire stof. Of een verbinding bestaat uit een metaal en een niet-metaal, dan is het een zout. Wanneer het gaat om twee of meer metalen bij elkaar dan noemt men het een metaal, maar is het eigenlijk een metaalmengsel en spreekt men van een legering of een alliage.
Het periodiek systeem is ingedeeld in perioden (horizontale rijen) en in groepen (vertikale rijen) elementen, de elementen in zo’n groep hebben sterk op elkaar lijkende chemische eigenschappen. Van deze groepen moet je de naam van groep 1, de alkalimetalen, de naam van groep 17, de halogenen, en de naam van groep 18, de edelgassen, kennen.

Atoombinding

In een molecuul zitten de niet-metaalatomen met atoombinding aan elkaar gebonden. Onder een atoombinding tussen twee atomen verstaan we een bindend electronenpaar (elk van de twee atomen levert één electron voor dit paar) tussen de twee atoomresten (atoom – electron = atoomrest) in. De negatieve electronen houden zo de positieve atoomresten waar ze tussen zitten bij elkaar.
Atoombinding komt alleen voor tussen niet-metaalatomen, en stoffen (elementen of verbindingen) die enkel uit niet-metaalatomen bestaan, zijn meestal moleculaire stoffen. Uitzonderingen zijn bv diamant (C (s)), rode fosfor (P (s)) en siliciumdioxide (SiO₂ (s)), in deze stoffen zijn alle atomen met atoombinding aan elkaar gebonden in een groot netwerk, het atoomrooster.
Een voorbeeld van een moleculaire stof is chloor. De molecuulformule is Cl₂ en in een molecuul hebben beide chlooratomen (17p en 17e, aantal n onbelangrijk) een electron geleverd voor een bindend electronenpaar, dat de beide atoomresten (17p en 16e) bij elkaar houdt. De structuurformule van chloor is Cl-Cl, waarbij het streepje het bindende electronenpaar voorstelt.
Atoombinding is erg sterk, water ontleedt pas bij ± 1500°C.
Het aantal atoombindingen dat een atoom van een bepaald niet-metaal kan aangaan, wordt de covalentie van dat niet-metaal genoemd. Waterstof heeft covalentie 1, de niet-metalen van groep 14 uit het periodiek systeem (C en Si) covalentie 4, de niet-metalen van groep 15 (N en P) covalentie 3, de niet-metalen van groep 16 (O en S) covalentie 2 en de niet-metalen van groep 17 (F, Cl, Br enI) covalentie 1 (tip: groepsnr + covalentie = 18). Er zijn twee of maximaal drie atoombindingen mogelijk tussen twee niet-metaalatomen. Bijvoorbeeld in stikstof, N₂, drie atoombindingen tussen de beide stikstofatomen en in zuurstof, O₂, twee atoombindingen tussen de beide zuurstof atomen.

Molecuulbinding

In moleculaire stoffen die vloeibaar of vast zijn komt nog een soort binding voor: de molecuulbinding, ook wel van der Waalskrachten of cohesie genoemd. Deze aantrekkingskracht tussen moleculen is vrij zwak, moleculaire stoffen hebben ook relatief lage smeltpunten. Wel geldt: hoe groter het molecuul des te sterker de van der Waalskrachten.
Een vaste moleculaire bestaat uit kristallen, waarin de moleculen volgens een vast patroon zijn gerangschikt, deze rangschikking noemt men in het algemeen een kristalrooster en in dit geval een molecuulrooster. Let wel: als een moleculaire stof smelt, worden deze van der Waalskrachten gedeeltelijk overwonnen, verlaten de moleculen hun vaste plaats in het molecuulrooster en gaan ze langs elkaar heen bewegen. Bij het kookpunt worden de vdWkrachten geheel overwonnen en laten de moleculen elkaar los. De atoombinding in moleculen blijft intact, deze wordt pas verbroken als de moleculaire stof wordt ontleed.

Metaalbinding

In metalen (en metaalmengsels = legeringen of alliages) komen alleen metaalatomen voor. Deze metaalatomen zijn aan elkaar gebonden met metaalbinding. Van een metaalatoom is (zijn) altijd één (twee, soms drie) van de buitenste electronen iets losser gebonden en dit (deze) electron(en) kan (kunnen) van een metaalatoom naar een ernaast liggend metaalatoom overspringen, mits het daar aanwezige buitenste electron ook een atoom “opschuift” enzovoort. Men noemt deze electronen wel de “vrije electronen”. Deze electronen zorgen er ook voor dat metalen stroom geleiden (stroom is niets anders dan het zich verplaatsen van electronen in een metaal van min naar plus). Onder metaalbinding nu verstaat men het verschijnsel dat de positieve metaalatoomresten (metaalatoomrest = metaalatoom minus vrij(e) electron(en)) bij elkaar gehouden worden door de zich ertussen bevindende negatieve vrije electronen. Deze eindeloze stapeling volgens vast patroon noemt men het metaalrooster. Metaalbinding is sterk, de meeste metalen hebben hoge smeltpunten.

Ionbinding

Deze binding komt voor in zouten.
Zouten bestaan uit positieve en negatieve ionen. Het positieve ion is (bijna altijd) een metaalion. Het negatieve ion (bijna altijd) een niet-metaalion.
Hoe ontstaan deze ionen?
We nemen als voorbeeld het ontstaan van keukenzout, systematische naam natriumchloride, formule Na⁽⁺⁾Cl^(-), uit natrium (een metaal) en chloor (een niet-metaal).
De stof chloor heeft als formule Cl₂(g), dat betekent dat het een (groen) gas is met tweeatomige moleculen, de twee atomen zijn met een atoombinding aan elkaar gebonden. Bij een reactie met een metaal laten de twee atomen van een chloormolecuul elkaar los en reageren de ontstane chlooratomen als volgt: een CHLOOR-atoom wordt een CHLORIDE-ion door het opnemen van één electron.

Waar komt dat electron vandaan?
Dat kan geleverd worden door een metaalatoom van bijvoorbeeld natrium, Na(s). Natrium is een onedel metaal, dat wil zeggen dat het nogal snel (heftig) reageert met bv zuurstof uit de lucht, met water en ook met chloor. Bij de genoemde reacties staat het natriumatoom een electron (het vrije electron, zie metaalbinding) af en wordt een natriumion.

Het vrijkomende electron gaat naar het chlooratoom en zo ontstaan er twee ionen, een positief en een negatief ion. De reactievergelijking voor de vorming van NaCl:

2 Na(s) + Cl₂ (g) → 2Na⁽⁺⁾Cl^(-) (s)

In het zout blijven de ionen bij elkaar doordat ze elkaar sterk aantrekken (+ en - !). Deze vorm van binden noemt men ionbinding. De positieve ionen en de negatieve ionen zijn om en om gerangschikt in een eindeloze herhaling: het ionrooster. De ladingen van de ionen hoeven in de formule van het zout niet vermeld te worden, het mag wel. Er zijn drie mogelijke notaties: NaCl (s), Na⁺Cl^-(s) en Na⁽⁺⁾Cl^(-)(s). De zoutformule noemt men ook wel een verhoudingsformule, de formule geeft de verhouding weer waarin de ionen in het zout voorkomen. Anders dan bij moleculaire stoffen zijn in zouten geen bij elkaar horende groepjes ionen te herkennen. Het is een zich eindeloos herhalende stapeling van om en om posieve en negatieve ionen. Dus geeft men in de formule de verhouding tussen de positieve en de negatieve ionen weer.

Soorten stoffen

In de laatste reactievergelijking komen de drie soorten stoffen voor waarin je alle stoffen in principe kunt verdelen, of het nu elementen zijn of verbindingen. Die drie soorten zijn:

• METALEN
• ZOUTEN
• MOLECULAIRE STOFFEN

Er zijn zo’n zeventig metalen bekend, dit zijn allemaal elementen (atoomsoorten). Daarnaast bestaan er vele metaalmengsels (alliages of legeringen), die niet als verbindingen worden beschouwd.
Uit bovenstaande reactievergelijking is het metaal natrium, Na(s).
Zouten zijn altijd verbindingen, want er moeten zowel positieve als negatieve ionen in voorkomen en dat kan alleen met minimaal twee atoomsoorten, altijd een metaalgedeelte en een niet-metaalgedeelte. In bovenstaande reactievergelijking is het zout natriumchloride, NaCl (s). In de moleculen van de moleculaire stoffen zitten altijd alleen niet-metaalatomen, aan elkaar gebonden met atoombinding. Het kan zijn dat in een molecuul van een bepaalde stof slechts atomen van één element aanwezig zijn, dan is de stof dát element. In bovenstaande reactievergelijking is dat chloor, Cl₂ (g). Er zijn ook stoffen met moleculen waarin meer dan een soort atomen voorkomen en dan is zo’n stof een verbinding, bijvoorbeeld suiker, C₁₂H₂₂O₁₁ (s).
Er zijn een paar gevallen bekend van stoffen waarin alle niet-metaalatomen aan elkaar gebonden zijn met atoombinding, zoals C (s) en SiO₂ (s). Dit zijn dan geen moleculaire stoffen (atoomrooster).

Je dient goed te beseffen dat een natriumatoom (in het metaal natrium) kwa eigenschappen een heel ander deeltje is dan een natriumion (in het zout natriumchloride). De een moet je niet in de mond nemen (reageert zeer heftig met water en dus je slijmvliezen), de ander strooi je gewoon over je eten.
Het zelfde grote verschil is er tussen een chlooratoom (in een chloormolecuul, chloor is een zeer giftig gas) en een chlorideion (in het zout natriumchloride).
Atomen en ionen van hetzelfde element verschillen dus hemelsbreed! En dat alles door een (soms twee of drie) electronen meer of minder.

Notatie

Naamgeving

Uit de naam van een stofkan je bijna altijd beredeneren wat voor stof het is: een metaal (alleen metaalatomen), een moleculaire stof (alleen niet-metaalatomen) of een zout (positieve metaalionen en negatieve niet-metaalionen). Voorbeelden (n.m.= niet-metaal en m.= metaal):

Bij de naamgeving van moleculaire stoffen gebruikt men altijd de voorvoegsels di, tri, tetra enz (T 103A, of 66A in de nieuwste B). Echter mono wordt niet altijd gebruikt, alleen ter onderscheid van een er op lijkende stof(naam), bv koolstofmonooxide, CO, en koolstofdioxide, CO2. Zie voor voorbeelden van namen van moleculaire stoffen bovenstaande a, d en f.
Bij de naamgeving van zouten gebruikt men nooit de voorvoegsels di, tri enz. De namen van de ionen achter elkaar geschreven, en dan de naam van de positieve ionsoort eerst, volstaan bij zouten. Wel wordt gebruik gemaakt van romeinse cijfers tussen haakjes achter de positieve ionsoort, wanneer er twee ionsoorten van het betreffende element bestaan met verschillende ladingen, bv Fe²⁺ wordt in de zout naam voor FeCl₂ ijzer(II)chloride en Fe³⁺ in FeCl₃ wordt dan ijzer(III)chloride. Voorbeelden van zouten en hun namen: b, e en g. Van de namen van metalen valt niets te vertellen, gewoon de naam volstaat. Namen van legeringen of alliages kan je vinden in T 9.

Stroomgeleiding

Wanneer geladen deeltjes zich in een bepaalde richting bewegen, vindt er ladingstransport plaats en kunnen we spreken van een elektrische stroom. In metalen komen vrije elektronen voor en deze groep stoffen geleidt elektrische stroom in vaste en in vloeibare toestand.
Zouten bestaan uit ionen, ook geladen deeltjes, maar de ionen kunnen in een vast zout niet van hun plaats: geen stroomgeleiding. Is het zout gesmolten dan kunnen de ionen wel bewegen en bij stroomgeleiding bewegen de positieve ionen zich naar de negatieve pool en de negatieve ionen zich naar de positieve pool. De meeste zouten zijn goed oplosbaar in water en deze zoutoplossingen geleiden ook stroom, aangezien de ionen zich in oplossing ook vrij kunnen bewegen.
In moleculaire stoffen komen ook wel geladen deeltjes voor, bv elektronen, maar noch in vaste, noch in vloeibare vorm kunnen deze deeltjes zich vrij bewegen, gevolg is dat moleculaire stoffen geen stroom geleiden. Ook oplossing van moleculaire stoffen geleiden geen stroom.