Home / Post
Written by Teije Uilkema at 27/10/2020 - updated at 09/04/2021
Scheikunde - Samenvatting H3

De bouw van stoffen (1)

Stoffen kun je indelen in drie verschillende groepen;

1. stoffen die zowel in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden (metalen, formules waarin alleen metaalatomen voorkomen);

2. stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden (zouten, formules waarin een combinatie van metaalatomen en niet-metalen in voorkomt);

3. stoffen die in beide fases geen stroom geleiden (moleculaire stoffen, formules waarin alleen niet-metalen in voorkomen).

 

Metalen hebben een metaalrooster. De binding tussen de positieve metaalionen en de negatieve vrije elektronen noem je de metaalbinding.

Zouten hebben een ionrooster. De binding tussen de positieve en de negatieve ionen is de ionbinding.

De meeste moleculaire stoffen hebben een molecuulrooster. De binding tussen de moleculen is de vanderwaalsbinding

 

Binding in moleculen (2)

Numerieke voorvoegsels kan je vinden in Binas tabel 66C, de eerste 8 worden het meest gebruikt:

Index Voorvoegsel

1 - mono

2 - di

3 - tri

4 - tetra

5 - penta

6 - hexa

7 - hepta

8 - octa

 

Heb je maar 1 atoom van de eerste atoomsoort in de hele formule, laat je het voorvoegsel mono weg. Als ergens anders in de formule van een atoomsoort maar 1 atoom aanwezig is, laat je het voorvoegsel mono staan.

 

De atoombindingen of covalente bindingen zijn de bindingen die atomen bij elkaar houden. Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding noem je de covalentie van een atoom.

 

De bouw van een molecuul wordt meestal weergegeven met behulp van een structuurformule. Hierin worden alle atoombindingen getekend.

 

De elektronegativiteit laat zien welk atoom sterker aan het andere trekt. Als de elektronegativiteit hoger is, en dus harder aan een atoom trekt, krijgt het 'winnende' atoom een kleine negatieve lading en krijgt het andere atoom een kleine positieve lading. De kleine lading die elk atoom krijgt, noem je partiele lading.

 

Om te bepalen of een atoombinding polair of apolair is, moet je de elektronegativiteit weten van de atomen in kwestie. De elektronegativiteit van elke stof kan je vinden in Binas tabel 40A

Als het verschil in elektronegativiteit tussen de 0,4 en 1,7 zit, is de atoombinding polair. Is het verschil 0,4 of lager, dan is de atoombinding apolair. Bij een verschil van 1,7 of hoger, is er sprake van een ionbinding.

 

Binding tussen moleculen (3)

De hoger de molecuulmassa, de sterker de vanderwaalsbinding en de hoger het kook- en smeltpunt is.

 

Waterstofbruggen (H-bruggen) zijn hele sterke bindingen die het kookpunt nog hoger legt.

 

Er is sprake van een dipool-dipoolbinding als er een lading is verdeeld tussen de moleculen.

 

Moleculaire stoffen mengen (4)

Hydrofobe stoffen hebben geen waterstofbruggen.

 

Hydrofobe stoffen lossen goed op in andere hydrofobe stoffen, ook hydrofiele stoffen lossen goed op in hydrofobe stoffen. Sommige stoffen kunnen in beide oplossing, als dat het geval is ontstaat een verdelingsevenwicht.

 

Rekenen aan gassen (5)

Het molair volume is op twee verschillende manieren te berekenen:

 

T = 273.15K en ρ=ρ0 = 2.24*10-2 m3 mol-1

T = 298K en ρ=ρ0 = 2.45*10-2 m3 mol-1