Stof Scheikunde

Hoofdstuk 1: Atoombouw Volgens Rutherford is een atoom opgebouwd uit een kern en daaromheen een elektronenwolk. In de kern bevinden zich positieve protonen en neutrale neutronen. De elektronen zijn negatief geladen deeltjes. De lading van een proton is 1+ en van een elektron 1-. Een atoom is neutraal. De massa van een elektron is 1 en deze is even groot als die van een neutron. De massa van een elektron is te verwaarlozen. Atoomnummer = het aantal protonen (en elektronen)in de kern Massagetal = de som van het aantal protonen en neutronen Periodiek Systeem: De elementen in de rode hokjes (rechts + water) zijn niet-metalen, de metalen zijn de elementen in de gele hokjes (links en midden). Een horizontale rij van elementen wordt periode genoemd. Een verticale kolom van elementen wordt groep genoemd. - metalen uit groep 1: alkalimetalen. Dit zijn zachte metalen. Ze reageren van boven naar onderen steeds heftiger, met onder andere water. - metalen uit groep 2: aardalkalimetalen. Deze metalen zijn harder en reageren minder heftig. -niet-metalen uit groep 17: halogenen. In de natuur komen deze voor als twee-atomige moleculen. Ze reageren gemakkelijk met andere elementen. - niet-metalen uit groep 18: edelgassen. Deze worden gekenmerkt door hun zeer geringe reactiviteit. Een metaal als stof is buigzaam(tot een paperclip), kan men walsen(tot platen), kan men trekken(tot een draad) en glanst. Hoe hoger de temperatuur hoe vervormbaarder/plastischer metaal is. Gestolde oplossingen van een of meer metalen in een ander metaal zijn legeringen/alliages(bijvoorbeeld brons). Isotopen: atomen met hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar een verschillend aantal neutronen in de kern. De atoommassa wordt berekend door het percentage van de isotoop(delen door 100) keer de massa van de isotoop te doen. Dit doe je bij elke isotoop, en tel je bij elkaar op. Dit is de gemiddelde atoommassa. De gemiddelde molecuulmassa (M) is gelijk aan de som van de (gemiddelde) atoommassa’s van alle atomen die in het molecuul voorkomen. Elementen: een groep van ruim 100 stoffen, die uit slechts één atoomsoort bestaan. Gelijksoortige ladingen stoten elkaar af. Ongelijksoortige ladingen trekken elkaar aan. Het atoommodel van Bohr: Hij publiceerde een atoommodel waarin de gestructureerde elektronenwolk voor het eerst werd beschreven. Rond de kern cirkelen elektronen in banen met verschillende diameter. Deze banen worden schillen genoemd. Het aantal schillen dat een atoom ‘in gebruik heeft’ is hetzelfde als het nummer van de periode waarin het element is geplaatst. De elektronen van een fluoratoom bijvoorbeeld zijn verdeeld over 2 atomen, die van chloor over 3. De samenstelling van de buitenste schil is gelijk, wat de overeenkomsten in eigenschappen van deze elementen verklaart. Elektrische stroom is transport van geladen deeltjes. Er moeten in de stof dus geladen deeltjes aanwezig zijn. Ook moeten deze zich kunnen verplaatsen. Vanderwaalskrachten: Door de krachten tussen de molekulen (vanderwaalskrachten) ontstaat vanderwaalsbinding. Naarmate de molekulen groter zijn, bevatten ze meer elektronen en is de vanderwaalsbinding sterker. Het kookpunt is dan hoger. Tussen moleculen met OH- en/of NH-groepen treedt behalve vanderwaalsbinding een extra intermoleculaire binding op, die waterstofbrug wordt genoemd.

Alkanen: Dit zijn verbindingen van koolstof en waterstof. Hoe hoger de molecuulmassa, hoe hoger het kookpunt en des te sterker is de vanderwaalsbinding. Inter- en intramoleculaire binding: binding tússen de moleculen en binding ín de moleculen. Polymeren: Stoffen(zoals PVC) die zijn opgebouwd uit lange, ketenvormige moleculen. Macromoleculen: Polymeermoleculen en andere zeer grote moleculen. Er is geen scherpe scheiding tussen moleculaire stoffen enerzijds en macromoleculaire stoffen anderzijds. Kristalrooster: molekulen in de vaste fase zijn regelmatig gerangschikt en bevinden zich dicht bij elkaar en ze trillen. Molekuulrooster: een kristalrooster van molekulen Metaalrooster: een kristalrooster van metaalatomen Atoomrooster: een kristalrooster van niet-metaalatomen Ionrooster: een model van een regelmatige stapeling van positieve en negatieve ionen. Stroomgeleiding: Metalen: geleiden de stroom in zowel de vaste als de vloeibare fase, ze beschikken over voldoende bewegingsvrijheid. Er zijn 2 verschillende typen geladen deeltjes, ionen en zogenaamde vrije elektronen. Moleculaire stoffen: geleiden de stroom in geen van beide fasen. Ze bestaan uit ongeladen deeltjes, moleculen. Zouten: geleiden de stroom niet in de vaste fase, maar wel in de vloeibare fase. (Een zout is opgebouwd uit een combinatie van een metaalatoom en een niet-metaalatoom.) Ze beschikken in de vaste toestand geen bewegingsvrijheid, deze geladen deeltjes heten ionen. Ze worden ook wel ionogene verbindingen genoemd, omdat zouten zijn opgebouwd uit negatieve en positieve ionen. Ion: een atoom of atoomgroep met een positieve of een negatieve lading. De grootte van de lading is meestal 1,2,3 of 4. De lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool van het desbetreffende deeltje genoteerd. Metaalionen: uit metaalatomen worden áltijd positieve ionen gevormd. Metaalionen zijn dus positief. Niet-metaalionen: zijn meestal negatief. De formule van een ionegene verbinding geeft aan in welke verhouding de deeltjes(ionen) in de stof aanwezig zijn. De formule wordt daarom verhoudingsformule genoemd(bijv. Na+ + Cl- ? NaCl). Elektrolyse: een ontledingsreactie die ontstaat tijdens stroomgeleiding door een gesmolten zout (gesmolten natriumchloride valt bijvoorbeeld uit in natrium en chloor). Ionbinding/elektrostatische binding: binding die optreedt in een ionrooster als gevolg van een netto-elektrostatische aantrekking(werkt in elke richting even sterk) tussen tegengesteld geladen ionen. Ionbindingen zijn veel sterker dan vanderwaalsbindingen en H-bruggen. Naarmate de aantrekkingskracht tussen de ionen sterker is, is de ionbinding sterker. Dit komt onder andere tot uiting in hogere smeltpunten en kookpunten. Metaalbinding: de chemische binding tussen de metaaldeeltjes: de atoomrest is positief geladen en de negatieve vrije elektronen houden deze positieve atoomresten bij elkaar. Atoombinding/covalente binding: binding tussen 2 atomen van niet-metalen door elektronen die positieve kernen bij elkaar houden (een gemeenschappelijk elektronenpaar/bindingselektronenpaar). Covalentie: het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan. Koolwaterstoffen: stoffen die de elementen koolstof en waterstof bevatten en die voldoen aan de algemene formule CnHm. De alkanen hebben de formule: CnH2n+2. Methaan, ethaan, propaan,butaan, pentaan, hexaan, heptaan, octaan, nonaan, decaan, haxadecaan.

Isomeren: hebben dezelfde molecuulformule, maar een verschillende structuurformule. Hoofdstuk 1 1.2: De bouw van een atoom. Een atoom bestaat uit : - Protonen, weergegeven door de letter p. (zijn +, en zijn in een gelijk aantal als de elektronen) - Elektronen, weergegeven door e-. (zijn -, dus de elektronen wolk ook) - Neutronen, weergegeven door de letter n. (zijn ongeladen, maar de kern is +) Rutherford kwam erachter waar precies in een atoom de elektronen, protonen en neutronen voor kwamen. Ook ontdekte hij hoeveel p, e- en n er voorkwamen in een atoom. Elk atoom heeft een atoom nummer. Met dit atoom nummer weet je ook direct het aantal protonen en elektronen, want het Atoomnummer = het aantal protonen = het aantal elektronen. Ook weet je van elk atoom het massa getal. Hiermee kun je het aantal neutronen berekenen, namelijk: Het massagetal = het aantal protonen +het aantal neutronen. 1.3: Ionen: atomen met een lading. Ionen hebben een hoger smelt punt. Want de deeltjes trekken elkaar meer aan (ze zijn geladen) Als er een elektron weg gaat, word het ion +. Als er een elektron bij komt, word het ion -. Enkelvoudig positief ion= een atoom met een positieve lading. (bv Ag+ ) Enkelvoudig negatief ion= een atoom met een negatieve lading. (bv H- ) Samengesteld ion= Een groepje atomen met een negatieve of positieve lading. (bv NH4+ ). 1.4 De massa’s van atomen, moleculen en ionen. Een Proton heeft een massa van 1,0 u. Een Neutron is net zo zwaar als een proton en heeft dus ook een massa van 1,0 u. Een Elektron heeft, vergeleken met een pro-/neutron, een hele kleine massa: 0,00055 u. We mogen daarom de massa van een elektron verwaarlozen. Dus de massa van een ion is gelijk aan de massa van een atoom. De massa van een atoom kun je opzoeken in de binas of in het periodiek systeem. Voor atoom massa wordt vaak de letter M gebruikt. 1.5: Het periodiek Systeem. Een element: Een stof die uit één atoomsoort bestaat.a Periodiek systeem: - De horizontale rijen heten perioden. - De verticale rijen heten groepen. De elementen in een groep hebben stof eigenschappen die op elkaar lijken. 1e Groep 2e Groep 17e Groep 18e Groep Alkalimetalen Aardalkalimetalen Halogenen Edelgassen Groep Lading ion 1 1+ 2 2+ 13 3+ 15 316 217 1-

- Metaal ionen zijn altijd + (metaal atomen hebben positieve elektrovalenties) - Niet metalen vrijwel altijd - Atomen uit dezelfde groep hebben vrijwel altijd dezelfde lading. Zie ook tabel 39 van de binas. Hoofdstuk 2 Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit moleculen: - Zijn de atomen hetzelfde? Dan is de moleculaire stof een element. - Zijn de atomen van verschillende soorten? Dan is de moleculaire stof een verbinding. Geleidt een moleculaire stof elektrische stroom? Ja als hij aan 2 voorwaarden voldoet, namelijk: - De stof moet bestaan uit geladen deeltjes (ionen) - De geladen deeltjes moeten vrij kunnen bewegen. Moleculaire stoffen zullen dus nooit stroom geleiden, want ze bestaan uit ongeladen deeltjes. Ook komen in hun molecuul formule alleen symbolen voor van niet-metalen. Moleculen bestaan dus altijd uit niet-metalen. Naam Formule Glucose C6H12O6 Kaarsvet C18 H36 O2 Koolstofdioxide CO2 Koolstofmono-oxide CO Methaan CH4 Water H2O Hoe weet je de naam van een stof? Index Voorvoegsel 1 Mono 2 Di 3 Tri 4 Tetra 5 Penta 6 Hexa 2.3: Atoombindingen. Polaire atoombinding= Dan vind je de bindingselektronen meer in de buurt van het ene atoom dan in de buurt van de andere. Een voorbeeld hiervan is een waterstof brug. Atomen in een stof worden bijeen gehouden door atoombindingen. Covalentie van een atoomsoort= het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul aangaat. Atoomsoort Covalentie H, F,Cl, BR, I 1 O, S 2 N, P 3 C, Si 4 De atoombindingen worden uitsluitend verbroken bij chemische reacties. 2.4: Vanderwaalsbindingen. De drie fasen van een stof. - In de vaste fase zijn de moleculen regelmatig gerangschikt. Ze trillen rond een vast punt en blijven daarom op hun plaats. - In de vloeibare fase is het regelmatige patroon verloren gegaan. De moleculen bewegen kriskras langs elkaar. Ze blijven nog wel dicht bij elkaar (net als in de vaste fase) - In de gasvormige fase bewegen de moleculen ook, maar nu op een zeer grote afstand van elkaar.

Tussen de moleculen van een gas is “niets”: lege ruimte. Zo wordt van een afgesloten ruimte met gas slechts 0,001 deel bezet door moleculen, terwijl 0,999 deel uit lege ruimte bestaat. Hier wordt de vanderwaalsbinding verbroken. Vanderwaalsbinding= De binding tussen moleculen onderling (in vaste en vloeibare fase). Hoe zwaarder de moleculen, des te sterker is de vdw. Binding, des te hoger is het kookpunt van die stof. 2.5: Waterstofbruggen. Tussen moleculen waarin OH-groepen of NH-groepen voorkomen, treedt behalve een vanderwaalsbinding ook nog een extra binding op, een waterstofbrug (H-brug). Hoe meer H-Bruggen, des te hoger het smeltpunt. 2.6: Mengsels van moleculaire stoffen. Hiedrofiele Stof= Een stof die van water houd (en dus daarin, en in andere hydrofiele stoffen, oplost) Hydrofobe Stof= Een stof die niet van water houd (en dus daarin niet goed oplost, maar in andere hydrofobe stoffen wel.) Een oplossing is verzadigd als er niks meer bij opgelost kan worden. De oplosbaarheid van een stof geeft aan hoeveel van die stof er maximaal in 100g water van een bepaalde temperatuur kan oplossen. Is dat maximum behaald, dan is de stof verzadigd. De oplosbaarheid van een vaste stof wordt meestal groter als de temperatuur stijgt. De oplosbaarheid van een gas word meestal kleiner als de temperatuur stijgt. Om hydrofiele en hydrofobe stoffen met elkaar te laten mengen, heb je een emulgator nodig. Deze bestaat uit een hydrofobe staart en een hydrofiele kop. Emulsie= Mengsel van vloeistoffen, druppels van de ene vloeistof zweven in de andere vloeistof. Suspensie= Mengsel van een vaste stof met een vloeistof. Kleine deeltjes van de vaste stof zweven in de vloeistof. (lijd tot een bezinking) Schuim= Mengsel van gas en vloeistof. Belletjes van het gas zweven in de vloeistof. Nevel= Mengsel van gas en vloeistof. Kleine druppels vloeistof zweven in een gas. Rook= Mengsel van een vaste stof en een gas. Kleine deeltjes vaste stof zweven in een gas. H2 Experiment 6 Doel Het doel van deze proef is een soort ionen uit een zoutoplossing halen door middel van reagentia en filtreren. Het indirecte doel is om leren gaan met tabel 45 in BINAS (zouten in water). Uitvoering en waarneming De sulfaationen moeten uit een oplossing van• natriumsulfaat worden gehaald. In BINAS tabel 45 staat dat sulfaationen niet met bariumionen oplossen, maar neerslaan. Barium is er niet als pure stof (beschikbaar) in een oplossing. Natriumionen kunnen met alle negatieve ionen oplossen. Bariumchlori-de is er wel in een oplossing, dus wordt dit aan de natriumsulfaatoplossing toegevoegd, die al in een reageerbuis klaarstaat. Er ontstaat een wittige neerslag in de reageerbuis. Er wordt een filtertje gemaakt met een filtreerpapiertje en een trechtertje, dat bovenop een an-dere reageerbuis wordt geplaatst. De vloeistof met de neerslag wordt in het filtertje gegoten. In het reçedu zit de neerslag, bestaand uit de vaste stof bariumsulfaat. In het filtraat zit een oplos-sing van het zout natriumchloride, een heldere vloeistof. De zilverionen moeten uit een oplossing van• zilvernitraat worden verwijderd. In BINAS tabel 45 staat dat zilverionen in een reactie met chloride-ionen neerslaan. Nitraationen vormen geen neerslagreactie met bariumionen, dus wordt er bariumchloride toegevoegd aan de zilvernitraatoplossing die in een reageerbuis klaarstaat. Er ontstaat een witte neerslag. We filtreren het goedje weer in een schone reageerbuis. In het filtraat zit nu een oplossing van bariumnitraat, een heldere vloeistof, in het reçedu de vaste stof zilverchloride.

De koper(II)ionen moeten uit een• oplossing van koper(II)sulfaat worden gehaald. In BINAS tabel 45 staat dat koper(II)ionen een neerslagreactie vormen met carbonaationen. In deze tabel staat ook dat natriumionen met geen enkele negatieve ionsoort een neerslagreactie vormt. Natriumcarbonaat is in een oplossing mogelijk, door het in demi-water te doen. Dit gebeurt uiter-aard ook en we krijgen een blauwige neerslag in een blauwig watertje. We filtreren het goedje weer en krijgen een blauw reçedu, met de vaste stof koper(II)carbonaat en een lichtblauwige vloei-stof, het filtraat, wat officieel bestaat uit natriumsulfaat, maar waarin kristalwater is opgenomen. De hydroxide-ionen moeten uit een oplossing van• natriumhydroxide worden gehaald. In de BINAS tabel 45 staat dat hydroxide reageert tot een vaste stof met koper(II)ionen. Zoals al eer-der vermeld reageren natriumionen met geen enkele negatieve ionsoort tot een neerslag. Er wordt koper(II)chloride aan de al klaarstaande natriumhydroxide toegevoegd. Het spulletje begint te bruisen en er vormt zich een witte neerslag. De neerslag wordt er uit gefiltreerd. In het filtertje zit nu de vaste stof koper(II)hydroxide en in de heldere, kleurloze oplossing (filtraat) zit een oplossing van het zout natriumchloride. Conclusies De vier reactievergelijkingen van de neerslagreacties in de bovenstaande volgorde: SO42- (aq) + Ba2+ (aq) = BaSO4 (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) = AgCl (s) Cu2+ (aq) + CO32- (aq) = CuCO3 (s) Cu2+ (aq) + 2OH- (aq) = CuOH2 (s) Verder kom ik tot de conclusie dat natrium geen reagens is, omdat het met geen enkele negatieve ionsoort een neerslagreactie vormt. Vragen bij de proef a) In de bovenstaande volgorde: *bariumchloride *bariumchloride *natriumcarbonaat *koper(II)chloride b) SO42- (aq) + Ba2+ (aq) = BaSO4 (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) = AgCl (s) Cu2+ (aq) + CO32- (aq) = CuCO3 (s) Cu2+ (aq) + 2OH- (aq) = CuOH2 (s) Experiment 7 Doel Het doel van deze proef is het nog onbekende zout vaststellen dat in vier reageerbuizen zit door middel van reagentia die met een van beide verschillende stoffen in het zout een neerslagreactie vormt. Uitvoering en waarneming In de eerste reageerbuis is magnesiumchloride of bariumchloride aanwezig.• Om een van beide vast te stellen als aanwezig zal er een proef gedaan moeten worden met een reagens die met een van beide stoffen een neerslagreactie voor. Sulfaationen reageren wel met bariumionen, maar niet met magnesiumionen. Natrium reageert niet met chloride als neerslag, dus dat zit ook wel goed. Er wordt een beetje natriumsulfaat aan de reageerbuis toegevoegd. Er is geen neerslagreactie en de stof blijft helder, dus is de stof in reageerbuis 1 magnesiumchloride. In de tweede reageerbuis zit leidingwater of gedestilleerd water. In• leidingwater zit een beetje calcium, wat niet in demi-water zit. Calciumionen reageren met nitraationen, maar het demi-water niet. Zilverionen reageren ook niet met een van beide stoffen, dus wordt er zilvernitraat aan de vloeistof in de buis toegevoegd. Er komt geen reactie en het zilvernitraat mengt zich gewoon in het water. De stof in de tweede reageerbuis was dus demi-water. In de• derde reageerbuis zit natriumsulfaat of natriumfosfaat. Sulfaationen reageren met koper(II)-ionen, fosfaationen niet. Natrium is geen reagens, dus wordt er natriumsulfaat aan de reageerbuis toegevoegd. Na de toevoeging wordt de transparante vloeistof een beetje lichtblauw, vanwege het kristalwater, maar verder gebeurt er niets en even later nog steeds niet. De oplossing in reageer-buis 3 is een natriumfosfaatoplossing.

In de vierde reageerbuis• zit natriumcarbonaat of kaliumsulfaat. Sulfaationen reageren met koper(II)ionen, carbonaationen niet. Natriumionen en kaliumionen hebben geen reagentia, dus de weg is vrij om koper(II)chloride als reagens te gebruiken. Na de toevoeging vindt er een neerslagreactie plaats en er is een blauwe neerslag en een lichtblauwe vloeistof over. De stof in de vierde reageerbuis is kaliumsulfaat. Conclusies De vier neerslagreactievergelijkingen in bovenstaande volgorde: Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Cu2+ (aq) + SO42- (aq) = CuSO4 (s) Vragen bij de proef a) In bovenstaande volgorde de reagentia die ik heb gebruikt: *natriumsulfaat *zilvernitraat *koper(II)chloride *koper(II)chloride b) In bovenstaande volgorde de eventuele reactievergelijkingen. Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Er is geen reactievergelijking, omdat er geen reactie is. Cu2+ (aq) + SO42- (aq) = CuSO4 (s) Experiment 11 Doel Het doel van deze proef is de hardheid van leidingwater en andere soorten water vast kunnen stellen met behulp van de gegevens van verdunningen van de standaardoplossing (400 mg Ca2+ per liter water). Uitvoering en waarneming Er moeten 5• erlenmeyers komen met elk 25 ml van een calciumoplossing met een steeds kleinere calciumdichtheid per erlenmeyer. Dit gebeurt door eerst 50 ml van de standaardoplossing in een maatcilinder te doen en daarvan 25 ml in de eerste erlenmeyer te doen meteen briefje eronder: 400 mg Ca2+/liter. Er wordt 25 ml demiwater aan de andere 25 ml standaardoplossing in de maatcilinder toegevoegd. Nu is er een oplossing van 50 ml ontstaan met 200 mg Ca2+/liter. Hiervan wordt 25 ml in de tweede erlenmeyer gedaan met een briefje eronder: 200 mg Ca2+/liter. Bij de overgebleven 25 ml in de maatcilinder wordt weer 25 ml demiwater gevoegd. 25 ml van dit mengsel wordt in de derde erlenmeyer met een briefje eronder: 100 mg Ca2+/liter. Aan de rest in de cilinder wordt weer 25 ml demiwater toegevoegd. De vierde erlenmeyer krijgt 25 ml van deze oplossing met op het briefje eronder: 50 mg Ca2+/liter. Aan de overige 25 ml in de maatcilinder wordt er voor de laatste maal 25 ml gedestilleerd water toegevoegd. De vijfde erlenmeyer wordt gevuld met 25 ml van deze vloeistof en eronder ligt een briefje met 't opschrift: 25 mg Ca2+/liter. De rest van de vloeistof in de maatcilinder kan door de gootsteen. Er zijn nu 5 erlenmeyers met heldere vloeistoffen die steeds een kleinere dichtheid aan Ca2+ hebben. Er zijn geen reacties opgetreden. In een zesde, afsluitbare erlenmeyer wordt 25 ml demiwater gedaan en er wordt met behulp van de buret 0.5 ml zeepoplossing aan toegevoegd. Er gebeurt niks na schudden. Er wordt weer 0.5 ml zeepoplossing toegevoegd. Er gebeurt nog steeds niets. Pas na toevoeging van in totaal 3 ml zeepoplossing komt er schuim op het demiwater te staan. Bij de vijfde erlenmeyer, met de 400 mg Ca2+/liter,• gevoegd 0.5 ml zeepoplossing, maar er gebeurt niets. Er wordt net zolang zeepoplossing toegevoegd tot er een schuim op de oplossing ontstaat. Dit gebeurt ook met de vier andere Ca2+-oplossingen. Ik zie dat er steeds minder zeepoplossing nodig is om een schuimkraag te realiseren. De tabel met verhoudingen en getallen staat bij het onderdeel: vragen bij de proef. Er wordt 25 ml leidingwater in de zevende erlenmeyer gedaan. Er wordt net zolang 0.5 ml zeep-oplossing aan de erlenmeyer toegevoegd, tot er een

schuimkraag ontstaat. Dit is na toevoeging van 2 ml zeepoplossing. Conclusies Ik kom tot de conclusie dat hoe harder het water is, hoe meer zeepoplossing er moet worden toegevoegd om een schuimkraag te creëren. Ik concludeer ook dat het leidingwater geen erg hard water is, omdat ik maar 2 ml zeepoplossing nodig heb om daar een schuimkraag op te realiseren. Vragen bij de proef a) hardheid water: in mg Ca2+/liter zeep nodig om schuimkraag te krijgen 25 2 50 2.5 100 3.5 200 6 400 10 Ik zie bij de eerste twee oplossingen (met het hardste water) de meeste kalkzeep verschijnen. Verder komt er alleen een schuimkraag op. b) op de volgende pagina is de diagram c) Het leidingwater bevat ongeveer 25 mg Ca2+ per liter, naar mijn eigen metingen. d) De proef met regenwater is niet gedaan. e) 25 : 7.1 = 3.52 ºD want 7.1 mg Ca2+/liter is 1.0 ºD Hoofdstuk 1: De bouw van stoffen Paragraaf 1.2: Bouw en massa van atomen De drie bouwstenen van atomen Massa Lading Plaats Aantal Proton 1,0 u +1 (e) In de kern Gelijk aan atoomnummer Neutron 1,0 u Geen In de kern Variabel Elektron 5,5 . 10(-4)u -1 (e) Rond de kern Gelijk aan atoomnummer Atomaire massa eenheid: de massa van elk van de deeltjes (1,00 = 1,66 . 10(-27) kg). Elementaire ladingseenheid: de grootte van de lading van een proton of elektron (1,00 = 1,6 . 10(-19) Coulomb). Atoommassa: de massa van een atoom. Massagetal: de som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern. Isotopen: atomen met hetzelfde aantol protonen en elektronen, maar met verschillende aantallen neutronen. Om onderscheid te maken plaatst men links boven het symbool het bijbehorende massagetal en links onder het atoomnummer: Gemiddelde atoommassa De massa van 1000 Mg-atomen bedraagt: 788 X 23,98505 = 18 900 u 101 X 24,98584 = 2 524 u 111 X 25,98260 = 2 884 u + 24 308 u 1000 Mg-atomen wegen 24 308 u. De gemiddelde massa van Mg-atomen is: 24 308 u / 1000 = 24,308 u; dit wordt afgerond tot 24,31 u. Als symbool voor atoommassa wordt A gebruikt. Molecuulmassa De gemiddelde molecuulmassa (M) is gelijk aan de som van de gemiddelde atoommassa’s van alle atomen die in het molecuul voorkomen. Soort deeltje massa (u) H-atoom 1,008 O-atoom 16,00 H2O-molecuul 2 X 1,008 + 1 X 16,00 = 18,02 Paragraaf 1.4: Een indeling van stoffen

Moleculaire stoffen: stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden (niet-metalen). Zouten: stoffen die niet in de vaste maar wel in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden (metalen & niet-metalen). Ze bestaan kennelijk uit geladen deeltjes, die in de vaste fase geen bewegingsvrijheid bezitten. Metalen: stoffen die zowel in de vaste al in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden (metalen). Ze bestaan kennelijk uit geladen deeltjes, die reeds in de vaste fase over voldoende bewegingsvrijheid beschikken (ionen en vrije elektronen). Paragraaf 1.5: Binding in en tussen moleculen Atoombinding: de bindingen tussen atomen in een molecuul. Valentie-elektronen: alleen de elektronen in de ‘buitenste schil’ van de elektronenwolk spelen een rol bij de vorming van atoombindingen. Enkele structuurformules H-H (waterstof) I-I (jood) H-C-C-H (ethaan) H-C-O-H (methanol) Smelten en verdampen Ø Als een stof smelt, gaan de moleculen zich wel verplaatsen, maar laten elkaar niet los; Ø Als een stof verdampt, laten de moleculen elkaar los, de vanderwaalsverbinding wordt verbroken. Hoe groter de molecuulmassa van een stof, des te sterker is de vanderwaalsbinding en des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt van de stof. Alkanen (verbindingen van koolstof en waterstof) Naam Molecuulformule Molecuulmassa (u) Kookpunt (K) Methaan CH4 16 112 Ethaan C2H6 30 185 Propaan C3H8 44 231 Butaan C4H10 58 273 Pentaan C5H12 72 309 Hexaan C6H14 86 342 Heptaan C7H16 100 372 Octaan C8H18 114 399 Oplossen Het oplossen van Jood (I2) in hexaan (C6H14). Tijdens het oplossen van jood wordt de vanderwaalsbinding tussen sommige hexaanmoleculen verbroken, doordat er joodmoleculen tussenkruipen. (bij verdampen van jood worden er alleen vanderwaalsbindingen verbroken, terwijl bij het oplossen ook nieuwe vanderwaalsbindingen ontstaan) Naamgeving Enkele voorbeelden: NO: monostikstofmonooxide NO2: monostikstofdioxide P2O3: difosfortrioxide P2O5: difosforpentaoxide SiCl4: monosiliciumtetrachloride Covalenties van enige atoomsoorten Symbool Covalentie H, F, Cl, Br, I 1 O, S 2 N, P 3 C, Si 4 Voorvoegsels Index Voorvoegsel 1 Mono 2 Di 3 Tri 4 Tetra

5 Penta 6 Hexa 7 Hepta 8 Octa Paragraaf 1.6: Waterstofbruggen Tussen moleculen met OH- en/of NH-groepen treedt behalve vanderwaalsbinding een extra intermoleculaire binding op, die waterstofbrug genoemd wordt. Paragraaf 1.7: Ionen en ionogene stoffen Ion: een atoom of atoomgroep met een positieve of een negatieve lading. De grootte van de lading is meestal 1, 2, 3 of 4. De lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool van het desbetreffende deeltje genoteerd. Metaalionen: positief Niet-metaalionen: negatief Waarom kan zout wel in de vloeibare fase maar niet in de vaste fase elektrische stroom geleiden? à Positieve en negatieve ionen hebben in de vaste fase een vaste plaats. Ze bewegen niet vrij door de stof dus kan bijv. vast NaCl geen elektrische stroom geleiden. à in een gesmolten zou zijn de zich verplaatsende positieve en negatieve ionen verantwoordelijk voor de stroomgeleiding. Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen en worden daarom ook wel ionogene verbindingen genoemd. Ionrooster: een model van regelmatige stapeling van positieve en negatieve ionen. De formule van een ionogene verbinding geeft aan in welke verhouding de deeltjes (ionen) in de stof aanwezig zijn. De formule wordt daarom verhoudingsformule genoemd. Paragraaf 1.8: Metalen De bouw van een metaal Vaste metalen zijn opgebouwd uit kristallen, ook wel metaalrooster. Tussen tegengesteld geladen deeltjes in het metaalrooster treedt elektrostatische aantrekking op, die voor de stof leidt tot metaalbinding. Elk natriumatoom heeft één elektron afgestaan en deze elektronen bewegen vrij door het metaal, zowel in de vaste als in de vloeibare fase. De vrije elektronen zijn verantwoordelijk voor de geleiding van elektrische stroom in natriummetaal. Gestolde oplossingen van een of meer metalen in een ander metaal worden legeringen genoemd (alliage).