Critique de livre
Samenvatting scheikunde 6vwo volledig
- Cours
- Type
De perfecte complete en uitgebreide samenvatting voor een leerling uit 6vwo voor het vak scheikunde
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
feline06
Avis reçus
Aperçu du contenu
Scheikunde SamenvattingAtomen
Atomen zijn de bouwstenen van moleculen en hebben een unieke
structuur die bepaalt hoe ze zullen reageren met andere atomen en
moleculen. De kern van een atoom bestaat uit protonen en neutronen. Een
proton is een positief geladen deeltje en een neutron is een ongeladen
deeltje. Kernkracht zorgt ervoor dat protonen en neutronen, die zich
bevinden in het kern van een atoom, verbonden blijven en niet uit elkaar
vallen.
Protonen en neutronen bevinden zich in het kern van een atoom, terwijl
elektronen zich buiten de kern bevinden. Elektronen zijn kleinere deeltjes
met een negatieve lading. Ze bewegen zich om de kern heen en vormen
een elektronenschil om het atoom heen. Elektronen kunnen zich op
verschillende niveaus of energieniveaus bevinden. Het binnenste
energieniveau heet de valentieschil en dat is het niveau waar de meeste
elektronen zich bevinden. Het aantal elektronen in de valentieschil bepaalt
hoe het atoom zal reageren met andere atomen en moleculen.
De bouw van de kern
Het aantal protonen in de kern van een atoom is hetzelfde als het
atoomnummer van dat atoom, wat dient als een unieke identificatie van
het element. Het massagetal van een atoom is het totale aantal protonen
en neutronen in de kern van het atoom. Het massagetal is altijd groter dan
het atoomnummer, omdat het ook neutronen bevat. Binnen een element
kan het voorkomen dat atomen een verschillend aantal neutronen in de
kern hebben, dit noemen we isotopen. Het atoomnummer en het
massagetal van een isotoop kunnen worden gebruikt om het aantal
neutronen in de kern te bepalen.
Atoommodellen
Er zijn twee belangrijke atoommodellen die zijn ontwikkeld om de bouw en
het gedrag van atomen beter te begrijpen:
Het atoommodel van Rutherford werd ontwikkeld door de Engelse
natuurkundige Ernest Rutherford in 1911. Het model stelt dat de
atoomkern het zwaartepunt van het atoom is en dat de elektronen zich in
een baan om de kern bewegen, net zoals planeten zich in een baan om de
zon bewegen. Volgens dit model is de atoomkern enorm zwaar en massief
in verhouding tot de elektronen, die relatief weinig massa hebben.
,Het atoommodel van Bohr werd ontwikkeld door de Deense natuurkundige
Niels Bohr in 1913. Het model is gebaseerd op het werk van Rutherford,
maar voegt een aantal nieuwe concepten toe. Het model stelt dat
elektronen alleen op specifieke energieniveaus of “orbitals” rond de
atoomkern kunnen bewegen. Dit betekent dat elektronen alleen bepaalde
hoeveelheden energie kunnen hebben en niet elke mogelijke hoeveelheid.
Dit verklaart waarom atomen stabiele en voorspelbare eigenschappen
hebben.
Elektronenschil
De elektronenschil is opgedeeld in verschillende lagen of energieniveaus,
waarvan de K-, L- en M-schil de eerste drie zijn. Elke schil kan een beperkt
aantal elektronen bevatten. De K-schil, die het dichtst bij de kern ligt, kan
maximaal 2 elektronen bevatten. De L-schil, die daarboven ligt, kan 8
elektronen bevatten en de M-schil, die nog verder van de kern ligt, kan 18
elektronen bevatten. Na de M-schil komen nog meer schillen, zoals de N-,
O-, P-, Q- en R-schil. Deze schillen bevatten steeds meer elektronen en
liggen steeds verder van de kern af.
De verdeling van elektronen over de lagen of energieniveaus van de
elektronenschil wordt elektronenconfiguratie genoemd. De
elektronenconfiguratie van een atoom bepaalt de chemische
eigenschappen van het atoom en hoe het zal reageren met andere atomen
en moleculen.
Periodiek systeem
Het periodiek systeem is een tabel waarin elementen worden geordend op
volgorde van hun atoomnummer. Het atoomnummer van een element is
hetzelfde als het aantal protonen in de kern van het atoom en geeft de
unieke identificatie van het element aan. Er zijn in totaal 118 elementen in
het periodiek systeem, waarvan de meeste bekend zijn en stabiel zijn.
In het periodiek systeem zijn de elementen onderverdeeld in periodes en
groepen. De periodes zijn rijen van elementen die lopen van links naar
rechts en geven het aantal schillen van elektronen rondom de kern van
het atoom aan. De groepen zijn kolommen van elementen die lopen van
boven naar beneden en geven de chemische eigenschappen van de
elementen aan.
De metalen zijn voornamelijk te vinden aan de linkerkant en in het midden
van de tabel, terwijl de niet-metalen voornamelijk te vinden zijn aan de
rechterkant van de tabel. De halogenen zijn te vinden aan de rechterkant
van de tabel, onder de niet-metalen. De edelgassen staan onder de
halogenen en zijn de laatste groep elementen in het periodiek systeem.
,Er zijn twee soorten moleculaire stoffen: ontleedbare stoffen en niet-
ontleedbare stoffen.
Ontleedbare stoffen zijn moleculaire stoffen die kunnen worden
gedecomprimeerd in twee of meer andere stoffen door chemische
reacties. Dit betekent dat de moleculen van ontleedbare stoffen zijn
opgebouwd uit atomen van meer dan één soort element.
Bijvoorbeeld, water (H2O) is een ontleedbare stof die bestaat uit
moleculen die zijn opgebouwd uit twee waterstofatomen (H) en één
zuurstofatoom (O). Water kan worden gedecomprimeerd in waterstofgas
(H2) en zuurstofgas (O2) door elektrolyse.
Niet-ontleedbare stoffen zijn moleculaire stoffen die niet kunnen worden
gedecomprimeerd in andere stoffen door chemische reacties. Dit betekent
dat de moleculen van niet-ontleedbare stoffen zijn opgebouwd uit atomen
van slechts één soort element. Dit maakt niet-ontleedbare stoffen
eenvoudigere stoffen dan ontleedbare stoffen, omdat ze minder complexe
moleculen hebben.
Er zijn 7 uitzonderingen, dit zijn elementen die als niet-ontleedbare stof
met z’n tweetjes zijn: Br2, O2, F2, I2, H2, N2, Cl2
Zouten
Zouten zijn chemische verbindingen die bestaan uit ionen. Ze kunnen
worden weergegeven met een verhoudingsformule, die de verhouding
tussen de positieve en negatieve ionen in het zout weergeeft.
Zuren en basen
Een zuur is een verbinding (deeltje) die (dat) een proton (H+ -ion) af kan
staan. In de formule van een zuur moet daarom altijd minstens één H-
atoom voorkomen. Een base is een verbinding (deeltje) die (dat) een
proton (H+ -ion) op kan nemen. In de formule van een base hoeft geen H-
atoom voor te komen.
Structuurformules en Lewistructuren
Structuurformules en Lewis-structuren zijn twee manieren om de
chemische structuur van moleculen en ionen weer te geven:
, Een structuurformule is een visuele representatie van de chemische
structuur van een molecuul of ion. Deze formules geven aan hoe de
atomen in een molecuul of ion zijn verbonden met elkaar en hoeveel
atomen van elk element er zijn.
Een Lewis-structuur is een manier om de chemische structuur van een
molecuul of ion weer te geven. In een Lewis-structuur worden alle
valentie-elektronen (elektronen in de buitenste schil) getekend, zowel
bindende als niet-bindende elektronenparen. In het algemeen geven
Lewis-structuren dus meer informatie over de chemische structuur van
een molecuul of ion dan structuurformules, omdat ze ook aangeven hoe
de elektronen zich in de molecuul of ion bevinden.
Stappenplan om Lewis-structuren op te stellen:
Stap 1: Bepaal het aantal valentie-elektronen met behulp van BiNaS tabel
99.
Stap 2: Bereken hoeveel elektronen nodig zijn om alle atomen te laten
voldoen aan de octetregel.
Stap 3: Bereken hoeveel elektronen je tekort komt.
Stap 4: De elektronen die je tekort komt om te voldoen aan de octetregel
krijg je door de atomen door elektronen te delen. Die elektronen vormen
de bindende elektronenparen
Stap 5: Bereken hoeveel niet-bindende elektronenparen overblijven.
Stap 6: Teken nu de Lewisstructuur zodanig dat alle atomen voldoen aan
de octetregel.
Voorbeeld met NH2
Stap 1: N-atoom heeft 5 valentie-elektronen en heeft H-atoom: 1 valentie-
elektronen.
Aantal valentie-elektronen: (2 * 1) + 5 = 7 valentie-elektronen.
De lading van 1- zorgt ervoor dat het totale aantal valentie-elektronen
uitkomt op 8.
Stap 2: N-atoom: 8 elektronen en H-atoom: 2
Aantal elektronen: (2 * 2) + 8 = 12 elektronen.
Stap 3: 12 – 8 = 4 elektronen tekort
Stap 4: 4/2 = 2 bindende elektronenparen.
Stap 5: Je had 8 elektronen maar dit zijn 8/2 = 4 elektronenparen.
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 feline06. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €10,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
78998 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans