Samenvatting Chemie
Examencommissie 3de graad
Inhoud
1 Deeltjesmodel 2
1.1 Atoombouw 2
1.2 Structuur van moleculen 8
1.3 Intermoleculaire krachten en polariteit 12
2 Chemisch rekenen 14
3 Thermodynamica 17
4 Reactiesnelheid 20
5 Chemisch evenwicht 25
6 Zuur-base reacties
7 Redoxreacties
8 Organische chemie
8.1 Organische stoffen
8.2 Reacties in de organische chemie
8.3 Kunststoffen
1
,1 Deeltjesmodel
1.1 Atoombouw
Ontwikkeling van het atoommodel:
1. Dalton: formuleerde dat materie opgebouwd is uit kleine ondeelbare en
onvernietigbare deeltjes of atomen. (Een bol)
2. Thomson: ontdekte de elektronen. (Bol met kleine bolletjes aan.)
3. Rutherford: formuleerde dat een atoom bestaat uit een kleine, positief geladen
kern omgeven door een wolk van negatief geladen elektronen. (Kern met
willekeurige elektronen rond.)
4. Bohr: positieve geladen kern met daarrond negatief geladen elektronen die
rondcirkelen op schillen: de K, L, M, N, O, P en Q-schil.
5. Bohr-Sommerfeld: Sommerfield ondervond dat de hoofdniveaus nog werden
opgesplitst in subniveaus; s, p, d en f.
Verklaring atoommodel Bohr-Sommerfeld aan de hand van het lijnenspectrum:
Het lijnenspectrum zijn de lijnen K, L, M, N, O, P en Q. De subniveaus verschillen
niet van kleur, daarom zijn ze subniveaus van de hoofdschillen.
Sommerfeld ondervond dat de spectraallijnen zijn samengesteld uit meerdere dicht bij
elkaar gelegen lijntjes. Deze lijntjes verschillen niet van kleur. Sommerfeld
interpreteerde ze daarom als een onderverdeling van de hoofdniveaus. De 7
hoofdniveaus K, L, M, N, O, P en Q worden opgesplitst in subniveaus. Sommerfeld
noemde ze s, p, d en f. Aantal elektronen dat ze kunnen behouden:
s=2
p=6
d = 10
f = 14
K-schil (n = 1): 1s
L-schil (n = 2): 2s 2p
M-schil (n = 3): 3s 3p 3d
N-schil (n = 4): 4s 4p 4d 4f
O-schil (n = 5): 5s 5p 5d 5f
P-schil (n = 6): 6s 6p 6d 6f
Q-schil (n = 7): 7s 7p 7d 7f
2
, Een orbitaal is het gebied rondom een atoomkern waarin elektronen zich met 90%
waarschijnlijkheid bevindt.
S-orbitalen zijn bolvormig met de kern in het middelpunt. Deze
bolsymetrie betekent dat de trefkans van de s-elektronen op een
bepaalde afstand van de kern in alle richtingen even groot is.
P-orbitalen zijn haltervormig. Er zijn drie mogelijke P-orbitalen:
De vorm van een orbitaal is onafhankelijk van het hoofniveau waartoe het behoort,
maar het volume wordt
groter naarmate n stijgt. Zo
heeft een 1s-orbitaal een
kleiner volume dan een
2s-orbitaal, de 2p orbitalen
hebben een kleiner volume
dan de 3p-orbitalen.
Hoofdniveaus:
Er zijn 7 hoofdniveaus, namelijk K, L, M, N, O, P en Q. De kwantumgetallen zijn voor
K; n = 1. Voor L; n = 2. Voor M; n = 3, enzovoort.
Aantal elektronen: de maximale bezitting van elektronen per schil wordt gevonden
door de formule: 2 n2 . Deze formule geldt maar tot schil 4. Want er zijn maximaal 32
elektronen per schil. Als je dus bijvoorbeeld de maximale bezitting van een O-schil
wilt berekenen, gebruik je als kwantumgetal (n) 4. Dus maximum 32 elektronen.
Voorbeeld:
Vraag: Hoeveel elektronen kan een M-schil maximaal bezitten?
Oplossing: het kwantumgetal van M is 3, dus 18 elektronen, want 2 ∙3 2=18.
3
