Stof voor het SE1 H1 t/m 7

Mengen/scheiden Methode Soort mengsel Principe Indampen Oplossing van een vaste stof in een vloeistof Vluchtigheid Destilleren Oplossing van twee of meer vloeistoffen Kookpunt Bezinken/ centrifugeren Suspensie/Emulsie Dichtheid Filtreren Suspensie Deeltjesgrootte Adsorberen Kleur en geurstoffen in een oplossing of gas Aanhechtings-vermogen Extraheren Twee vaste stoffen Oplosbaarheid

Koolstofchemie Covalentie = Aantal bindingen dat een atoom kan maken (alléén niet-metalen!) Enkelvoudige binding Dubbele binding Driedubbele binding Element Covalentie H, F, Cl, Br, I 1 O 2 N 3 C, Si 4 S 2,4, of 6 P 3 of 5

Naamgeving (BINAS 66D) Zoek de langste keten (=stamnaam) Bepaal de binding (enkel, dubbel) Bepaal de zijgroepen Hoeveel van elk (mono, di, tri) Nummering Alkaan= alleen enkele bindingen: CnH2n+2 Alkeen= één of meer dubbele bindingen: CnH2n

Zijgroepen (BINAS 66D) Halogenen (Br,Cl,F of I, voorvoegsel eigen naam) Methylgroep (CnHn+2 groep, CH3 of C2H5, voorvoegsel metyl,ethyl) Alcohol (OH groep, achtervoegsel –ol, voorvoegsel hydroxy-) Aminen (NH2 groep, achtervoegsel –amine, voorvoegsel amino-) Zuren (COOH groep, achtervoegsel –zuur)

Voorbeeldje: Langste keten = 3 – 1 dubbele binding  stamnaam propeen. Zijgroepen= 1: broom Naam: 3-broom-1-propeen Langste keten = 5 – enkele bindingen stamnaam = pentaan Zijgroepen= 3 methyl groepen Naam: 2,2,4-trimethylpentaan

H3: Atomen Atoomnummer = aantal protonen Massagetal = aantal protonen + neutronen = het aantal deeltjes in de kern Zie tabel 25 (massagetal) & 99 (relatieve atoommassa) Atoomnummer is altijd Kleiner dan de atoommassa

Bouw van het atoom Bij een atoom zijn de elektronen altijd gelijk aan het aantal protonen Atoom = ongeladen, dus positief en negatief moet gelijk aan elkaar zijn Ion = geladen atoom. Heeft dus te veel (negatieve lading) of te weinig (positieve lading) elektronen Aantal elektronen = protonen + of – de lading. Bv: Mg2+  Atoomnummer = 12, dus 12 protonen. Lading van 2+, dus twee elektronen te weinig. Elektronen = 12-2=10.

Isotopen Isotoop = hetzelfde atoomnummer, ander massagetal Zie Binas 25 Zelfde atoomnummer = zelfde aantal protonen Ander massagetal, zelfde aantal protonen  ander aantal neutronen Isotoop = hetzelfde element, met hetzelfde aantal protonen, maar een ander aantal neutronen Bv: Mg-24, Mg-25 en Mg-26. Het getal staat voor het massagetal

Elementgroepen Groep 1: Alkalimetalen Groep 2: Aardalkalimetalen Zeer onedel, reageren dus met alles Lading 1+ Groep 2: Aardalkalimetalen Behoorlijk onedel, reageren met bijna alles Lading 2+ Groep 17: Halogenen Komen nooit alleen voor (Cl2 Br2 I2 F2) Lading 1- Groep 18: Edelgassen Zeer edel, reageren nergens mee Geen ionlading, want komen niet als ion voor

Zouten Opgebouwd uit een metaal en een niet-metaal Bestaan uit ionen, gebonden door zeer sterke ionbinding. Ion heeft een ander aantal e- dan p+ Ionlading: Zie BINAS 45 & 66B Lading in een molecuul is 0, aantal – en + moet dus gelijk zijn AlCl3 Ba2 (PO4)3 Element Lading K, Na, Ag 1+ Al 3+ Fe 2+,3+ Overige metalen meestal 2+ F,Cl,Br,I 1- O,S 2-

Water In water lost een zout wel of niet op. Zie BINAS 45 Reactievergelijkingen: Oplosvergelijking: van (s) naar (aq) KI (s)  K+ (aq) + I- (aq) MgCl2 (s)  Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq) Indampvergelijking: van (aq) naar (s) 3 Na+ (aq) + PO43- (aq)  Na3PO4 (s)

Neerslag Twee oplosbare zouten die samen een onoplosbaar zout vormen Vergelijking maken: We voegen bij elkaar: een oplossing van loodnitraat en natriumjodide Deeltjes Pb2+ (aq), NO3- (aq), Na+ (aq), I- (aq) 45 Reactie  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)  PbI2 (s) Kloppend Check Deeltjes inventariseren Mini-tabel 45 Neerslagreactie opschrijven Kloppend maken Check: deeltjes + lading NO3- I- Pb2+ g s Na+

Bindingen Metalen – Alleen metalen Zouten – Metaal met een niet metaal Binding waarbij de positieve metaalionen bij elkaar gehouden worden door de vrije, negatieve, elektronen Zouten – Metaal met een niet metaal Ionbinding: + en – trekt elkaar aan  zeer sterke binding Moleculaire stoffen – Alleen niet-metalen Molecuulbinding (vanderwaals krachten): Binding TUSSEN moleculen. Zeer zwak  laag smeltpunt Hoe groter het molecuul, hoe hoger de massa, hoe hoger de aantrekkingskracht, hoe hoger het smeltpunt

Invloed op kook/smeltpunt Ionbinding = zeer sterk, hoogste smeltpunt Metaalbinding = redelijk sterk, hoog smeltpunt Vanderwaalsbinding = zwak, laag smeltpunt Grotere massa  hoger smeltpunt Dipool  extra binding  hoger smeltpunt Atoombinding = redelijk sterk Polarie atoombinding= sterker  hoger smeltpunt

Waterstofbruggen Binding tussen N-H of O-H groep H bindt met N of O (dus positief (H) met negatief (O of N) N kan dus niet met O! Kan náást de covalente bindingen! Aangegeven met een stippellijn Waterstofbruggen = hydrofiel

Hydrofiel en Hydrofoob Hydrofiel = houdt van water, lost dus goed op in water Hydrofoob = bang voor water, lost dus niet op in water Soort zoekt soort principe Hydrofiel lost op in hydrofiel Hydrofoob lost op in hydrofoob Als een moleculaire (dus niet ionaire) stof waterstofbruggen kan vormen, lost het op.

De Mol Eenheid voor de hoeveelheid die je van een stof hebt. 1 mol = 6,022 x 1023 (getal van Avogadro, zie Binas 7) 1 mol H2O = 6,022 x 1023 water moleculen 1 mol van een stof = de molecuulmassa in u. Dus 1 mol H2O weegt 18,016 gram (Binas) De massa van 1 mol stof = molaire massa. Eenheid = gram per mol (g/mol) De molaire massa van H2O is 18,016 g/mol

Reken schema Molairiteit mol/L Aantal gram Aantal mol Aantal deeltjes x V L : V x M x Na Aantal gram  Aantal mol Aantal deeltjes     : M : Na   : ρ x ρ   x Vm : Vm Volume cm3 of mL Aantal dm3 gas

BINAS ρ dichtheid 103 kg m-3 (= g mL-1); kg m-3 (= g L-1) T8 t/m T12 M Grootheid Eenheid Tabel ρ dichtheid 103 kg m-3 (= g mL-1); kg m-3 (= g L-1) T8 t/m T12 M   molaire massa g mol-1 T98, T99, T40A Vm molair volume 22,4 L mol-1 (298 K, p0) 24,5 L mol-1 (298 K, p0) T7 NA getal van Avogadro 6,02 x 1023 deeltjes mol-1

Energie effecten Endotherm – Energie voor nodig Constante energietoevoer, bv koken van water Exotherm – Komt energie bij vrij Geen constante energietoevoer, bv een kampvuur Vaak wel activeringsenergie nodig, bv hogere temperatuur http://www.youtube.com/watch?v=x9n2j8WvDfE

Evenwichtsvoorwaarde Zodra het evenwicht is ingesteld, verandert de concentratiebreuk niet meer. Hij blijft dus constant. De evenwichtsvoorwaarde is dan: Er is evenwicht zodra de concentratiebreuk gelijk is aan K (evenwichtsconstante) De evenwichtsconstante is alleen afhankelijk van de temperatuur.

Reactiesnelheid Afhankelijk van: Soort stof Verdelingsgraad (hoe hoger, hoe sneller) Meer contactoppervlak, dus grotere kans op een effectieve botsing Concentratie (hoe hoger hoe sneller) Meer deeltjes aanwezig, dus grotere kans op een effectieve botsing Temperatuur (hoe hoger hoe sneller) Deeltjes bewegen sneller, het aantal botsingen verandert niet, maar het aantal botsingen per seconde wel.

Verschuiving van het evenwicht 1. Toevoegen reagens (beginstoffen) - Bv: H2  evenwicht naar rechts. 2. Toevoegen reactant (reactieproduct) - Bv: NH3  evenwicht naar links Verlagen van druk Evenwicht verschuift naar de kant met de meeste mol gas (in dit geval links). Verkleinen van volume Evenwicht verschuift naar de kant met de minste mol gas (in dit geval rechts). Verlagen temperatuur Evenwicht verschuift naar de kant waar energie wordt vrijgegeven dus de exotherme kant (in dit geval naar rechts)