• Hoe wordt een atoom beschreven, kijkend naar de begrippen atoommassa en atoomnummer?
Een atoom bestaat uit een kern, met protonen en neutronen, en een zijn schillen. In deze schillen
zitten de elektronen. Het aantal protonen van een atoom vormen het atoomnummer (p), dit staat
linksonder het element. De protonen samen met de neutronen vormen dan het massagetal (p+n), dit
staat linksboven het element vermeld. De massa van de elektronen is zodanig klein dat deze
verwaarloosd kan worden. Een atoom zonder lading zal altijd evenveel elektronen in zijn schillen
hebben als protonen in de kern.
• Wat is het verschil tussen twee isotopen van een element?
Twee isotopen van een element hebben hetzelfde aantal protonen, maar een ander aantal neutronen.
Dit betekent dat het atoomnummer hetzelfde blijft, maar het massagetal verschilt. Wanneer een
isotoop instabiel is (radioactief), zal deze vervallen. De snelheid waarmee dit gebeurt, de
vervalsnelheid, wordt uitgedrukt in halfwaardetijd (De tijd die nodig is om 50% van de isotoop te laten
vervallen).
• Hoe worden elektronen verdeeld over de schillen?
Een atoom heeft om zijn kern elektronenschillen waar de elektronen in zitten. Hoe de elektronen
verdeeld worden over deze schillen, bepaalt de chemische eigenschappen van een atoom. De
elektronenschillen zullen ernaar streven om hun buitenste schil, de valentieschil, vol te krijgen. Voor
de eerste schil zijn twee valentie elektronen nodig om deze vol te krijgen. De schillen hierna zullen
allemaal proberen acht valentie elektronen te krijgen. Valentie elektronen zijn de elektronen die zich
in de valentieschil bevinden. Een atoom met een volle valentieschil kan gezien worden als niet-
reactief.
Omdat we nooit kunnen zeggen waar een elektron zich precies bevindt, beschrijven we dit met
orbitalen: een drie dimensionale ruimte waar een elektron zich 90% van de tijd in bevindt. De eerste
schil heeft 1 orbitaal: 1s. De tweede schil heeft daarentegen 4: 2s, en drie 2p orbitalen. Een enkele
orbitaal kan maar 2 elektronen vasthouden. Hierdoor kan de tweede schil met zijn vier orbitalen 8
elektronen bevatten. Wanneer atomen een covalente binding vormen, vormen de vier orbitalen
hybride orbitalen in de vorm van een tetrahedron (pyramide).
, De schillen van een atoom hebben elk een eigen energieniveau. Energie wordt beschreven als de
mogelijkheid om arbeid te verrichten. Hoe verder de schil van de kern af ligt, hoe hoger de potentiele
energie. Deze energie wordt beschreven als de energie die iets heeft door zijn locatie of structuur.
• Welk type binding is mogelijk aan de hand van de verdeling van de elektronen in de schillen?
Wanneer twee atomen een binding aangaan, wordt dat een covalente binding genoemd. Wat voor
binding een atoom aangaat, hangt af van het aantal valentie elektronen. Als bijvoorbeeld waterstof
een binding aan wil gaan, kijken we naar het aantal elektronen die hij nodig heeft om zijn valentieschil
vol te krijgen. Zijn buitenste schil heeft een valentie van 1, en deze zal vol komen te zitten met 2
elektronen. Waterstof kan dus 1 enkele binding vormen waar hij een enkel elektronenpaar deelt met
een ander atoom, waardoor hij een extra elektron erbij krijgt om zijn valentieschil te vullen. Zuurstof
heeft daarentegen 6 valentie elektronen. Om zijn buitenste schil vol te krijgen zijn 2 extra elektronen
nodig, hij zal een dubbele binding vormen waar hij 2 elektronenparen deelt. De hoeveelheid
bindingen die een atoom aan kan gaan wordt de valentie genoemd. Waterstof heeft dan een valentie
van 1, en zuurstof een valentie van 2.
• Wat voor covalente bindingen zijn er?
Hoe de elektronen tussen de atomen worden verdeeld hangt af van de elektronegativiteit van de
atomen. Hoe hoger de elektronegativiteit van een atoom, hoe harder het atoom aan de elektronen
trekt.
Apolair covalente binding: Wanneer beide atomen net zo hard aan de elektronen trekken (ongeveer
dezelfde elektronegativiteit) worden de elektronen gelijk verdeeld. Het verschil in elektronegativiteit
moet dan kleiner zijn dan 0,4. De binding is dan apolair.
Polair covalente binding: Wanneer een atoom een hogere elektronegativiteit heeft dan het andere
atoom, zal deze harder trekken aan het elektronenpaar. Dit resulteert in een ongelijke verdeling van
elektronen tussen de twee atomen. Het verschil in elektronegativiteit moet hierbij liggen tussen de 0,4
en 1,6. De binding is dan polair.
• Wat is een non-covalente binding?
Een non-covalente binding is een binding tussen atomen waarbij er geen elektronen worden gedeeld
tussen de atomen. Er zijn meerdere verschillende non-covalente bindingen:
Ionbinding: Wanneer het verschil in elektronegativiteit groter is dan 1,6, worden de elektronen niet
meer verdeeld tussen de atomen maar pakt het meest elektronegatieve atoom de elektronen volledig
af van het andere atoom. De twee verschillend geladen atomen worden dan ionen genoemd. Een
, positief geladen ion wordt een kation genoemd, en een negatief geladen ion een anion. Moleculen
gevormd door ionbindingen worden zouten genoemd.
Waterstofbruggen: Wanneer een waterstofatoom een covalente binding aangaat met een
elektronegatief atoom, krijgt het waterstofatoom een positieve partiele lading. Dit zorgt ervoor dat er
een binding kan vormen tussen een waterstofatoom en een elektronegatief atoom met een negatieve
partiele lading. Deze binding wordt een waterstofbrug genoemd.
Vanderwaals interacties: Ook moleculen met apolaire covalente bindingen kunnen negatief- en
positief geladen delen hebben. Elektronen zijn niet altijd gelijk verdeeld over een molecuul, ze kunnen
zich tussen verschillende delen van een molecuul verplaatsen. Dit resulteert in afwisselend positief en
negatief geladen delen van een molecuul, waardoor meerdere moleculen elkaar aantrekken. Een
individuele vanderwaals interactie is zwak, en kunnen alleen vormen wanneer moleculen dichtbij
elkaar zitten. Wanneer veel interacties tegelijkertijd plaatsvinden kunnen ze toch sterk zijn.
Hydrofobe interacties: Moleculen kunnen hydrofiel (affiniteit voor water) of hydrofoob (geen
affiniteit voor water) zijn. Wanneer hydrofobe moleculen interacties aangaan om water af te stoten,
worden dat hydrofobe interacties genoemd. Wanneer een molecuul een hydrofoob en hydrofiel deel
heeft, is het amfipatisch. Hydrofobe moleculen hebben over het algemeen veel apolair covalente
bindingen.
Leerdoelen Les 1 – H3
• Wat zijn de vier belangrijke eigenschappen van water?
1- Cohesie eigenschappen van water: Watermoleculen blijven dicht bij elkaar door de
waterstofbruggen die ze met elkaar kunnen vormen. Dit verschijnsel wordt Cohesie genoemd. Cohesie
resulteert in een hoge oppervlaktespanning, een maat voor hoe lastig het is om het oppervlak van
een vloeistof te doorbreken. Adhesie daarentegen, is het vasthouden van een soort molecuul aan een
ander soort molecuul.
2- Temperatuur regulatie: Water reguleert de temperatuur door het absorberen van warmte van de
omgeving en het vrijgeven van deze warmte aan een koelere omgeving. Water kan effectief warmte
opslaan en vrijgeven, omdat dit proces maar een minieme verandering in eigen temperatuur zal
geven. Deze eigenschap van water wordt zijn specifieke warmte genoemd, de hoeveelheid warmte
die een substantie moet vrijgeven of opnemen om 1 gram van die substantie 1 graden Celsius in
temperatuur te laten verhogen. We hebben de specifieke warmte van water vastgesteld op 1 Calorie
(cal/g x °C).
Hiernaast heeft water een hoge verdampingswaarde, de energie die nodig is om 1 gram van een
vloeistof om te zetten naar een gas. Wanneer een deel van een vloeistof verdampt, krijgen de
moleculen genoeg snelheid om de vloeistof te verlaten. Wanneer een vloeistof verdampt verliest het
achterblijvende deel warmte, dit wordt evaporative cooling genoemd. Dit mechanisme wordt
bijvoorbeeld gebruikt om een individu af te laten koelen, zweten.
3- Bevriezing: Water is een van de weinige substanties die een lagere dichtheid hebben als een vaste
stof dan als een vloeistof. Dit komt omdat water een kristalstructuur aanneemt wanneer het bevriest.
Dit resulteert in een vaste, langere afstand tussen watermoleculen dan in een vloeistof. Door de lagere
dichtheid van ijs, drijft het op water. Dit maakt leven onder water in koude gebieden mogelijk.
, 4- Water als oplosmiddel: Water werkt goed als oplosmiddel door de hoge polariteit ervan. De
verschillende ladingen van de opgeloste stof (solute) en het oplosmiddel (solvent), in dit geval water,
trekken elkaar aan. Waterstofatomen van water hebben een negatieve partiele lading en het
zuurstofatoom heeft een positieve partiele lading. Deze ladingen trekken tegenovergestelde ladingen
van de opgeloste stof aan waardoor water een laag (hydration shell) om deze moleculen vormt, wat
ze gescheiden houdt. Een vloeistof die een volledig homogene samenstelling is van twee of meer
substanties, wordt een oplossing genoemd.
• Wat zijn zuren en basen?
Een zuur is een substantie die de concentratie waterstofionen in een vloeistof verhoogt. Bijvoorbeeld
wanneer HCl wordt toegevoegd aan water: HCl > H+ + Cl-. Een hogere concentratie van
waterstofionen resulteert in een zure oplossing, een oplossing met meer H+ dan OH-.
Een base is een substantie die de concentratie waterstofionen in een vloeistof vermindert. Dit kan op
twee manieren: direct en indirect. Een directe manier is een base die H+ ionen aantrekt en ze bindt.
Een indirecte manier is een base die oplost in water en spitst in o.a. OH-. Deze ionen kunnen een H+
binden om water te vormen.
Sterke zuren en basen lossen volledig op in water, en vormen geen evenwichtsreactie. Zwakke zuren
en basen doen dit niet. Een zwak zuur kan kunnen H+ binden en loslaten in een omkeerbare reactie.
• Wat is een pH?
Elke vloeistof heeft een bepaalde pH (zuurtegraad). Deze zuurtegraad wordt bepaald door zuren en
basen. De pH is gedefinieerd als de negatieve logaritme van de H+ concentratie: 𝑝𝐻 = − log[𝐻! ].
Een neutrale oplossing heeft een pH van 7. Hierbij is de concentratie van H+ en OH- gelijk. Bij een pH
van 10 is de concentratie H+ 10^-10 M en die van OH- 10^-4 M. Ze moeten dus bij elkaar opgeteld 14
zijn.
• Wat is een buffer?
Een buffer is een substantie dat de veranderingen in OH- en H+ concentraties minimaliseert. Dit doet
het door het opnemen van H+ wanneer deze in te grote mate aanwezig zijn, en het vrijgeven van deze
H+ ionen wanneer deze in te kleine mate aanwezig zijn. De meest belangrijke buffer in het bloed is
HCO3–/CO2 :
𝐻! 𝐶𝑂" ⇋ 𝐻𝐶𝑂" # + 𝐻$
Deze reactie verloopt naar rechts wanneer de pH stijgt, en naar links wanneer de pH daalt. H2CO3 is in
dit geval de H+ donor (zuur) en HCO3- is hier de H+ acceptor (base).
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 ambermensonides. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
