Resume
Samenvatting - chemie 2 theorie
- Cours
- Chemie 2
- Établissement
- Odisee Hogeschool (Odisee)
In deze samenvatting staat alle theorie die moet gekend zijn voor het examen chemie2 in het eerste jaar voedings-en dieetkunde.
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
Aperçu du contenu
CHEMIE 2 SAMENVATTINGHOOFDSTUK 1: POLARITEIT
Polariteit= verschil in EN-waarde in tabel hoe meer omhoog hoe hoger
EN-waarde, hoe meer naar rechts hoe hoger EN-waarde
Polaire moleculen= bevatten een + en – pool
Diatomische moleculen= moleculen die uit
2 atomen bestaan
o 2 dezelfde atomen= apolair (hebben
geen verschil in EN-waarde)
o 2 verschillende atomen= polair (wel
verschil in EN-waarde)
Meer dan 2 atomen= kijken naar
symmetrie
o Geen vrije elektronen paren op het
centraal atoom= apolair
Symmetrie= apolair
Geen symmetrie= polair (bij een vrij elektronen paar of als de
krachten niet even hard aan elke kant trekken)
INTERMOLECULAIRE KRACHTEN
Krachten tussen moleculen onderling (niet zelfde als intra= is in de moleculen zelf)
o 3 soorten
Dipool-dipool kracht
Tussen polaire moleculen
Hoe sterker de kracht tussen de moleculen= hoe hoger het kookpunt
hoe groter het verschil in EN-waarde
Zwakste kracht
Waterstofbruggen
Bij zowel polair als apolair
Zeer sterke dipoolkracht
Enkel tussen een H-atoom met F, O en N moet gebonden zijn!
Sterkste kracht
Londondispersiekrachten
Bij zowel polair als apolaire moleculen
Is sterker bij grotere moleculen
2e sterkste kracht
INVLOED VAN INTERMOLECULAIRE KRACHTEN OP KOOK- EN SMELTPUNT
Algemeen= hoe groter molecule, hoe hoger het kookpunt
Hoe groter verschil in EN-waarde= hoe hoger het kookpunt
Hoe meer intermoleculaire kracht= hoe hoger het kookpunt
Waterstofbruggen zorgen voor een hoger kookpunt
Hoe groter de moleculaire massa (in tabel meest naar beneden en meest rechts) hoe hoger
het kookpunt
Apolaire moleculen= enkel dispersiekrachten
o Hoe hoger de molaire massa, hoe hoger het kookpunt
, Polaire moleculen= zonder dat H-bruggen aanwezig zijn (alle krachten)
o Dispersiekrachten (molaire massa)= bepalend
o Dipoolkrachten (grootste verschil in EN-waarde)
Polaire moleculen= met H-bruggen
o Hoe meer H-bruggen= bepalend
STRUCTUURFORMULE TEKENEN
1. Sterisch getal zoeken
a. Aantal gebonden atomen+ aantal vrije elektronenparen
o 2= 180°
o 3= 120°
o 4= 109°
HOOFDSTUK 2:
GECOMBINEERDE GASWETTEN
Volume= het volume van het vat waarin het gas zich bevindt (cm3 of l)
temperatuur= Kelvin (K) !! dus altijd omzetten in kelvin
aantal mol= n
druk= kracht per eenheid van het gas (kpa)
Gaswetten gelden enkel voor ideaal gas
Gecombineerde gaswet bestaat uit 3 verschillende wetten
o Wet van Boyle
o Wet van Gay-Lusac
o Wet van Charles
WET VAN BOYLE
Geldt wanneer de temperatuur gelijk blijft
Volume en druk zijn omgekeerd evenredig
P1*V1= P2*V2
WET VAN GAY- LUSAC
Geldt wanneer volume constant blijft
, P1/T1=P2/T2
WET VAN CHARLES
Geldt wanneer de druk constant blijft
0°C= 273K
V1/T1=V2/T2
GECOMBINEERDE GASWET
Alle 3 de paramaters veranderen
standaardvoorwaarden= P= 101,3 kpa en T=273K
(P1*V1)/T1=(P2*V2)/T2
DE IDEALE GASWET
als je iets wil te weten komen van een gas
gaan geen parameters veranderen, wel te weten komen
massa= m (kleine m)
p*V=nrT
! eenheden altijd omzetten R gebruikt deze eenheden
P= Kpa
T= K
V= l
r= 8.31 Kpa*l/Mol*K
n= aantal mol massa/molaire massa m/M
P*V= m/M * R*T
MOLMASSA BEREKENEN VIA IDEALE GASWET
dichtheid van gassen
o ρ= P*M/R*T
o ρ= M/V
PARTIËLE DRUK (WET VAN DALTON)
De partiële druk van een gas in een mengsel is de druk die het gas zou
uitoefenen indien het alleen aanwezig was in hetzelfde volume bij een
zelfde druk en temperatuur.
Ptot= P1+p2
eerste nieuwe drukken berekenen en dan optellen
HOOFDSTUK 3: REACTIESNELHEID
Reactie gaat door wanneer de deeltjes effectief botsen met elkaar of bij
een effectieve botsing (2 voorwaarden)
o Botsende deeltjes moeten voldoende kinetische energie bezitten
o Ze moeten met elkaar botsen met een gepaste oriëntatie
Reactiesnelheid hangt af van=
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur laradesutter. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €6,39. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
79202 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans