De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen."— Transcript van de presentatie:

1 Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties

2  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen en naamgeving

3  Letterlijk: transport van geladen deeltjes Er zijn twee mogelijkheden: 1)Elektronen die door een draad bewegen (natuurkunde) 2)Ionen (alleen in vloeibare fase of in oplossingen) Wat is elektrische stroom?

4  Moleculaire stoffen (niet- metalen)  Zouten (metaal + niet- metaal)  Metalen (metalen) Drie groepen

5  Bestaan alleen uit niet-metaal atomen  Bevatten atoombindingen  Geleiden nooit stroom  Voorbeelden: Aardgas CH 4 Zuurstof O2O2 Glucose C 6 H 12 O 6 Moleculaire stoffen

6  Als de atomen verschillend zijn Bijvoorbeeld: NO 2 Stikstofdioxide Verbinding

7  Opstelling: Zuiver water is een moleculaire stof en kan geen stroom geleiden.

8  Kaarsvet bestaat uit stearinezuur en heeft de volgende formule: C 17 H 35 COOH Kan gesmolten kaarsvet stroom geleiden? Oplossing  Kijk naar de formule van kaarsvet:  Kijk met behulp van Binas tabel 99 of de atomen in kaarsvet niet-metalen zijn  Ja C = niet metaal H= niet metaal O = niet metaal  Kaarsvet is moleculair kan dus geen stroom geleiden Voorbeelden

9 Soort stofBouwstenen Geleiding in vaste toestand Geleiding in vloeibare toestand Formule MoleculairOngeladen moleculen Nee niet-metalen ZoutenIonenNeeJametaal-/niet- metaal Metalenvrije elektronenJa metalen

10

11  Molecuulrooster  De molecuulstructuur bepaalt de vorm van het rooster Bouw van moleculaire stoffen

12  Bevatten positieve ionen en negatieve ionen  Sterke binding door ladingsverschil  Ionrooster Bouw van zouten

13  Metaalrooster  Elektronen bewegen zich vrij langs de positieve metaal- ionen Bouw van metalen

14

15 Binding in moleculen

16  Aan een molecuulformule kun je zien hoeveel en welke atomen aan elkaar zijn gebonden. Bijvoorbeeld : coëfficent Water: notatie :3 H2OH2O 3 moleculen water die elk bestaan uit 2 waterstof en 1 zuurstofatoom Molecuulformule index

17  Wat is de chemische naam van water? H 2 O Het eerste symbool= volledige naam = waterstof Het tweede symbool krijgt het achtervoegsel ide = oxide Systematische naamgeving Moleculaire stoffen

18  De index 2 in de molecuulformule geven we aan met een voorvoegsel di (BINAS 66C): diwaterstof Systematische naamgeving INDEXvoorvoegsel 1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta 6 hexa

19 Tweede symboolNaam Ooxide Ssulfide Nnitride Pfosfide Hhydride Voorbeeld 1: H 2 O diwaterstofmono-oxide

20  Systematische naam PCl 5  Index P-atoom: 1  (mono)  Index Cl-atoom: 5  penta  De naam wordt dan: (mono)fosforpentachloride Voorbeeld 2

21  Systematische naam P 2 O 5  Index P-atoom: 2  di  Index O-atoom: 5  penta  De naam wordt dan difosforpentaoxide telwoord- atoomsoort- telwoord-atoomsoort-ide Voorbeeld 3

22  As 2 Br 3  As = niet-metaal  Br = niet-metaal  Index As = 2  di  Index Br = 3  tri  Naam: diarseentribromide Voorbeeld 4

23 Naamformule GlucoseC 6 H 12 O 6 MethaanCH 4 WaterH2OH2O WaterstofperoxideH2O2H2O2 Triviale namen

24 3.3 Atoombindingen

25  Kun je zien hoe de atomen in een molecuul zijn gebonden  Atoombindingen worden aangegeven met streepjes.  Een atoombinding wordt ook wel covalente binding genoemd. Structuurformule

26 Getal dat aangeeft hoeveel atoombindingen een atoomsoort kan vormen. Elementen GroepCovalentie H, F, I, Cl, Br 1 of 171 O, S 62 N, P 53 C, Si 44 Covalentie

27 Structuurformules pentaan 2- methylbutaan

28  Elk atoom levert per atoombinding 1e -. De 2e - samen noemt men het: bindings- of gemeenschappelijk e - - paar Als moleculen kapot gaan worden er atoombindingen verbroken. Atoom(covalente)binding

29 ion versus covalente atoombinding

30

31 Waterstof heeft maar 1e - dus kan ook nooit meer dan 1 binding vormen. Alleen de e - in de buitenste schil spelen een rol, deze e - noemt de valentie-e -.

32  Een koolstofatoom heeft covalentie 4. Er moeten dus altijd vier bindingen om heen getekend worden, dit heeft soms tot gevolg dat er een meervoudige binding ontstaat.  Voorbeelden: Etheen (C 2 H 4 ) HCN Meervoudige bindingen

33 etheen

34 Wat is elektronegativiteit? Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft hoe sterk een atoom elektronen aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker een atoom elektronen aantrekt. De elektronegativiteit kun je opzoeken in binas-tabel 40A.

35 De atoombinding tussen twee atomen in een moleculaire stof wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen die twee atomen. Als voorbeeld kiezen we de atoombinding in een HCl-molecuul:

36 Uit tabel 40A blijkt dat de EN van chloor 2,8 bedraagt. De EN van waterstof is 2,1. Het chlooratoom trekt dus sterker aan de e - in de atoombinding dan het waterstofatoom.

37 ONTHOUD: ΔEN ≤ 0,4 gewone atoombinding 0,4 < ΔEN < 1,7 polaire atoombinding ΔEN > 1,7 ionbinding

38 Polaire atoombinding In het voorbeeld hierboven zag je dat het verschil in EN (Δ EN ) tussen de twee atomen 0,7 was. We noemen de atoombinding in een HCl- molecuul daarom ook wel een: polaire atoombinding omdat Δ EN groter is dan 0,4.


Download ppt "Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen."

Verwante presentaties


Ads door Google