1 / 24

Stof voor het SE1 H1 t/m 7

Stof voor het SE1 H1 t/m 7. Mengen / scheiden. Koolstofchemie. Covalentie = Aantal bindingen dat een atoom kan maken (alléén niet-metalen!) Enkelvoudige binding Dubbele binding Driedubbele binding. Naamgeving (BINAS 66D). Zoek de langste keten (=stamnaam)

carol
Télécharger la présentation

Stof voor het SE1 H1 t/m 7

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Stof voor het SE1H1 t/m 7

  2. Mengen/scheiden

  3. Koolstofchemie • Covalentie = Aantal bindingen dat een atoom kan maken (alléén niet-metalen!) • Enkelvoudige binding • Dubbele binding • Driedubbele binding

  4. 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

  5. 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)

  6. 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

  7. 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

  8. 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 elektronenteweinig. Elektronen = 12-2=10.

  9. 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

  10. Elementgroepen • Groep 1: Alkalimetalen • 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 • Zeeredel, reagerennergensmee • Geenionlading, want komennietals ion voor

  11. 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

  12. 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)

  13. 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

  14. Bindingen • Metalen – Alleenmetalen • Binding waarbij de positieve metaalionen bij elkaar gehouden worden door de vrije, negatieve, elektronen • Zouten – Metaal met eennietmetaal • Ionbinding: + en – trektelkaaraan  zeersterke binding • Moleculairestoffen – Alleenniet-metalen • Molecuulbinding (vanderwaalskrachten): Binding TUSSEN moleculen. Zeerzwak laagsmeltpunt • Hoe groter het molecuul, hoe hoger de massa, hoe hoger de aantrekkingskracht, hoe hoger het smeltpunt

  15. Invloedop kook/smeltpunt • Ionbinding = zeersterk, hoogstesmeltpunt • Metaalbinding = redelijksterk, hoogsmeltpunt • Vanderwaalsbinding = zwak, laagsmeltpunt • Groteremassa hogersmeltpunt • Dipool  extra binding  hogersmeltpunt • Atoombinding = redelijksterk • Polarieatoombinding= sterker  hogersmeltpunt

  16. Waterstofbruggen • Binding tussen N-H of O-H groep • H bindt met N of O (duspositief (H) met negatief (O of N) • N kandusniet met O! • Kan náást de covalentebindingen! • Aangegeven met eenstippellijn • Waterstofbruggen = hydrofiel

  17. 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.

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

  19. Molairiteit mol/L Reken schema L : V x 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

  20. BINAS

  21. 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

  22. 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.

  23. 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.

  24. 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)

More Related