Welkom op de pagina voor de scheikundevoorbereiding voor komend schooljaar.
Tot de zomervakantie sta ik voor je klaar (t/m 3 juli), daarna kun je zelfstandig verder studeren.
Je kunt me bereiken via het volgende mailadres: ri.pol@outlook.com . Hierop kun je me mailen voor vragen. Daarnaast bied ik ook ondersteuning aan door middel van videobellen. Dit kunnen we inplannen. Ik werk op maandag, dinsdag en donderdag tussen 9:00-12:00. Daarbuiten valt ook altijd iets te plannen!
Buiten de theorie vind je tussendoor ook verschillende opdrachten. Zorg dat je een schrift bij de hand hebt voor het maken van aantekeningen en het maken van de opdrachten. Sommige opdrachten kun je maken op deze site, sommige opdrachten moet je opschrijven in je schrift.
Tussendoor vind je momenten waarop je gevraagd wordt om mij te mailen. Ik kan dan zien hoe ver je bent en ik stuur je de antwoorden toe van de opdrachten die je ervoor hebt gemaakt.
Heel veel succes en ik hoop dat dit je helpt om komend schooljaar met een goede basiskennis te starten!
Met vriendelijke groet,
Rianne Pol
ri.pol@outlook.com
Namen en symbolen van elementen uit het periodiek systeem
In totaal bestaan er iets meer dan 110 atoomsoorten en daarmee kun je miljoenen verschillende moleculen maken. Elke atoomsoort heeft een eigen naam en een eigen symbool. Het symbool bestaat uit één of twee letters. De eerste letter is altijd een hoofdletter en de tweede is een kleine letter. Een aantal atoomsoorten kom je veel tegen. Het is daarom van belang dat je die uit je hoofd leert. In het document hieronder staan 40 belangrijke atoomsoorten. Hiervan moet je de naam en het symbool kennen.
Scheikunde hoort bij de natuurwetenschappen, net als natuurkunde en biokogie. Van deze drie is scheikunde de jongste wetenschap. Natuurkunde gaat over stoffen die niet veranderen, scheikunde gaat over stoffen die wél continu veranderen.
Scheikunde gaat over stoffen. Alles om je heen bestaat uit stoffen: lucht, water, voedsel en textiel. Stoffen als koper, diamant en alcohol zijn al heel lang bekend. Maar hoe kan het dat koper buigzaam, diamant heel hard en alcohol brandbaar is? Deze eigenschappen ga je begripen als je de onvoorstelbare kleine deeltjes kent waaruit de stoffen bestaan. Bij biologie worden deeltjes vaak bekeken met een microscoop, maar de scheikundige deeltjes zijn veel te klein om met een simpele microscoop te kunnen bekijken. Scheikunde is daarom soms lastig, omdat je het niet kunt zien.
Hieronder vind je een kleine oefening om te kijken wat je al weet van stoffen. Succes!
Je gaat op vakantie met het vliegtuig. Bij de douane wordt je bagage gecontroleerd. Daarin zit een doosje met pilletjes. Het zijn pilletjes tegen hooikoorts, maar de douane vertrouwt het niet. De douane denkt dat je XTC wilt smokkelen. Ze nemen een pilletje mee en doen daarmee een test. Al snel blijkt dat alles in orde is en je kunt je vlucht nog halen. Blijkbaar kan de douane niet aan de buitenkant van het pilletje zien of het XTC bevat. Daarom doen ze dat testje. Waaraan kun je stoffen herkennen?
Tussen zout en peper zie je direct een verschil: zout is wit en peper is gekleurd. De kleur is niet het enige verschil: als je beide stoffen in water doet, lost het zout op, peper blijft op het water drijven. Met andere woorden: de oplosbaarheid in water verschilt.
Zout en suiker kun je moeilijker uit elkaar houden. Het zijn allebei witte stoffen die goed oplossen. Maar als je je zout in je thee doet of suiker over je eitje strooit, merk je het verschil. Een ander verschil tussen zout en suiker is de brandbaarheid. Suiker brandt wel, zout niet.
Een derde voorbeeld: water en alcohol zijn allebei kleurloze vloeistoffen. Maar even ruiken is voldoende om deze stoffen te onderscheiden: alcohol heeft een kenmerkende geur, water is geurloos.
Met de hierboven genoemde eigenschappen kun je dus stoffen herkennen. Je noemt ze daarom stofeigenschappen.
1.3 Smeltpunt en kookpunt
Je ziet direct het verschil tussen water en suiker. Water is vloeibaar en suiker is bij kamertemperatuur (25oC) vast. De fase van een stof bij kamertemperatuur is hier voldoende om de stoffen te onderscheiden.
De fase van een stof hangt af van de temperatuur. Water is beneden 0oC vast en wordt bij 00C vloeibaar, het smeltpunt van water. Bij 100oC wordt water gasvormig, dit is het kookpunt van water. Alcohol bijvoorbeeld heeft een smeltpunt van -114oC en een kookpunt van 78oC.
Smeltpunt en kookpunt zijn kenmerkend voor een stof. Deze stofeigenschappen zijn geschikter om stoffen te herkennen dan hun fase. De fase van een stof kan veranderen en is daarom géén stofeigenschappen, een smeltpunt of kookpunt van een stof verandert niet en is daarom wél een stofeigenschap.
Een stof kan voorkomen in drie verschillende fasen:
Vast (s = solid): wanneer de temperatuur lager is dan het smeltpunt van de stof
Vloeibaar (l = liquid): wanneer de temperatuur tussen het smeltpunt en het kookpunt van de stof ligt
Gasvormig (g = gas): wanneer de temperatuur boven het kookpunt ligt
Opdracht: In de tabel hieronder staan het smeltpunt en het kookpunt van een aantal stoffen. Bepaal voor elke stof de fase bij kamertemperatuur (25oC). Schrijf de antwoorden op in je schrift.
1.4 Faseovergangen
Als je water verwarmt, wordt het waterdamp. Als je water afkoelt, wordt het ijs. Stoffen kunnen van de ene fase in de andere overgaan door de stof te verwarmen of af te koelen. In de fasedriehoek (afbeelding hieronder) zie je dat elke faseovergang een eigen naam heeft. Het is belangrijk dat je de namen van de faseovergangen goed kent.
Een toestandsaanduiding geeft aan in welke fase een stof zich bevindt. Een vaste stof wordt aangeduid met de letter s, afgeleid van solid. Een vloeistof wordt aangeduid met de letter l, afgeleid van liquid. Een gas wordt aangeduid met de letter g, afgeleid van gas.
Hieronder een voorbeeld met de verschillende toestandsaanduidingen van water:
IJs = water (s)
Water = water (l)
Waterdamp = water (g)
Als water verdampt, gaat het dus van de vloeibare fase naar de gasvormige fase. Dit kun je als volgt in een schema weergeven: water (l) → water (g)
1.5 Temperatuurschalen (Celsius en kelvin)
De temperatuur geef je aan in oC. Maar in de wetenschap wordt meestal de eenheid kelvin (K) gebruikt. Je kunt de temperatuur in oC omrekenen in kelvin.
0oC = 273 K
De temperatuur in kelvin ligt dus 273 hoger. Dus als je de temperatuur van oC naar K wilt omrekenen doe je het volgende:
temperatuur in K = temperatuur in oC + 273
Andersom van K naar oC doe je het volgende:
temperatuur in oC = temperatuur in K - 273
Opdracht:reken de temperaturen om. Schrijf de antwoorden in je schrift en denk aan het vermelden van de juiste eenheid!
A. Reken de volgende temperaturen in oC om naar K.
152 oC
80 oC
-15 oC
B. Reken de volgende temperaturen in K om naar oC.
842 K
560 K
214 K
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
1.6 Dichtheid
Een belangrijke stofconstante is de dichtheid. De dichtheid wordt bepaald door de verhouding van massa en volume van een stof. Massa en volume zijn géén stofeigenschappen, want deze kunnen veranderen. De dichtheid is wél een stofeigenschap.
De dichtheid van een stof is de massa van 1 m3 van die stof.
Een vraag: wat is zwaarder? 1 kg veren of 1 kg lood?
Beiden zijn natuurlijk even zwaar, maar 1 kg veren heeft een véél groter volume dan 1 kg lood. Dat is wat het begrip dichtheid inhoudt: lood heeft een grote dichtheid, veren hebben een lage dichtheid.
Je zou dus eigenlijk kunnen zeggen dat stoffen met een grote dichtheid zware stoffen zijn en dat stoffen met een lage dichtheid lichte stoffen zijn.
Je kunt de dichtheid van een stof berekenen met de volgende formule:
\(dichtheid = \frac{massa}{volume}\)
Als eenheid kun je kg/m3 of g/cm3 gebruiken.
Als je de dichtheid wilt berekenen zijn er twee opties qua eenheden:
Massa in kg en volume in m3 → dichtheid in kg/m3
Massa in g en volume in cm3 → dichtheid in g/cm3
Eenheden omrekenen
Om hiermee te kunnen rekenen, moet je eenheden in elkaar kunnen omrekenen. Bekijk hiervoor het volgende filmpje:
Maak nu de opdrachten in het document hieronder. Schrijf de antwoorden op in je schrift. Als je klaar bent kun je zelf de opdrachten nakijken, de antwoorden staan achteraan in het document. Probeer het wel echt zelf te doen!
Hiervoor heb je geleerd dat een stofeigenschap kenmerkend is voor een stof en dat je een stof hieraan kunt herkennen. De stofeigenschappen bepalen hoe of waarvoor je een stof gebruikt.
Alles wat je met je zintuigen kunt waarnemen noem je het macroniveau.
Maar wat zijn de bouwstenen van stoffen? Als je naar een steeds kleiner deel van een stof kijkt, zoom je net als met een camera als het ware in op de stof en uiteindelijk kom je op het microniveau uit. Op dit niveau bestudeer je de kleinste deeltjes waaruit een stof is opgebouwd. Als je een grote hoeveelheid van die deeltjes bij elkaar neemt, krijg je de stof.
1.8 Moleculen
Door het vele onderzoek dat de afgelopen eeuwen is uitgevoerd, is bekend dat de kleinste deeltjes waaruit de meeste stoffen bestaan moleculen zijn. Als je op microniveau naar de zuivere stof koolstofdioxide kijkt, dan zijn de bouwstenen van die stof koolstofdioxide moleculen. De zuivere stof water bestaat alleen maar uit watermoleculen. Een zuivere stof bestaat dus uit allemaal dezelfde deeltjes.
De eigenschappen van een molecuul zijn anders dan die van de bijbehorende stof.
De stof water heeft een kookpunt van 100oC, maar één enkel watermolecuul heeft geen kookpunt. Van een stof kun je aangeven in welke fase deze zich bevindt, maar van één los molecuul kan dat niet.
Je hebt eerder geleerd dat een stof in drie verschillende fasen kan voorkomen. Nu je weet dat de meeste stoffen zijn opgebouwd uit moleculen, kun je deze fasen weergeven met behulp van een schematische tekening.
In de afbeelding hieronder zie je op microniveau wat de verschillende fasen inhouden. Hierbij zijn de moleculen vereenvoudigd weergegeven als bolletjes.
In de scheikunde schakel je voortdurend tussen het macroniveau en het microniveau. Je beschrijft op microniveau wat de fasen inhouden, maar je gebruikt de waarnemingen op macroniveau.
In de eerst afbeelding zie je een vaste stof. De moleculen zijn netjes dichtbij elkaar gestapeld, je noemt deze stapeling in een vaste stof een rooster. Bij een vaste stoffen trillen de moleculen wel, maar blijven op hun plaats. Als je de stof verwarmt, gaan de moleculen door de toegevoegde warmte steeds harder trillen.
Bij een bepaalde temperatuur, het smeltpunt van de stof, is de trilling van de moleculen zo sterk dat het rooster wordt verbroken. Er ontstaat een vloeistof. De molecueln blijven nog wel bij elkaar, maar bewegen zich nu langs elkaar door de vloeistof, zoals in de tweede afbeelding.
Wanneer de temperatuur nog verder stijgt, wordt de beweging van de moleculen steeds sterken en bij het kookpunt van de stof komen de moleculen helemaal los van elkaar, er ontstaat een gas. De moleculen bewegen nu op grote afstand van elkaar, zoals te zien is in de derde afbeelding.
1.9 Atomen
Hiervoor heb je gezien dat op macroniveau de bouwstenen van de meeste stoffen moleculen zijn. Als je nog verder inzoomt op een molecuul, dan blijkt dat moleculen zijn samengesteld uit nog kleinere deeltjes. Deze deeltjes noem je atomen. De atomen zijn dus de bouwstenen voor de moleculen. Twee of meer atomen samen vormen een molecuul. De atomen kunnen van dezelfde soort zijn, maar ook van verschillende soort. In de afbeelding hieronder zie je de molecuultekening van alcohol:
Ieder bolletje stelt een atoom voor. Wanneer je meerdere atomen aan elkaar vast hebt zitten, noem dit moleculen. Een alcoholmolecuul bestaat uit drie verschillende atoomsoorten: koolstof (zwart), waterstof (wit) en zuurstof (rood). Omdat dit molecuul uit meerdere atoomsoorten bestaat, noem je dit een verbinding.
In de afbeelding hieronder zie je een molecuultekening van chloor:
In deze molecuultekening is maar één kleur bolletjes aanwezig en is er dus maar één atoomsoort aanwezig: chloor (groen). Een molecuul dat bestaat uit maar één atoomsoort noem je een element.
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden van de opdracht met dichtheid staan in het document zelf.
1.10 Toets
Via de volgende link kun je de toets van hoofdstuk 1 maken.
Er is geen controle natuurlijk, maar doe het eerlijk: gebruik geen aantekeningen en zoek geen antwoorden op op internet. Zorg wel dat je een rekenmachine bij de hand hebt.
Als je toch wilt frauderen, dan heb je daarmee alleen jezelf. Het is een toets om voor jezelf te testen of je alles hebt begrepen.
Als je achteraf vragen hebt over fouten die je hebt gemaakt, hoor ik het graag.
2. Mengels en scheidingsmethoden
2.1 Mengsel en zuivere stof
Op veel verpakkingen van mineraalwater staat 'zuiver mineraalwater', op verpakkingen van vruchtensap staat '100% puur sap. Over boslucht zegt men vaak dat dit 'zuivere lucht' is. Zijn mineraalwater, vruchtensap en boslucht echt zuiver en bestaan ze dus uit maar één stof? Uit de term 'zuiver mineraalwater' volgt al dat er mineralen én water in zitten. Scheikundig is het dus géén zuivere stof, maar een mengsel. Vruchtensap bevat vooral water met vruchtensuikers, lucht bevat voornamelijk stikstof en zuurstof. Het woord 'zuiver' staat in het dagelijks leven dus bijna altijd voor 'gezond' en niet voor 'chemisch zuiver'.
Een mengsel bestaat uit twee of meerdere soorten moleculen
Een zuivere stof bestaat maar uit één soort molecuul.
In de afbeelding hieronder kun je het verschil zien. Een bolletje staat voor één molecuul:
2.2 Smeltpunt en smelttraject
Om te controleren of kaarsvet een zuivere stof of een mengsel is, kijk je naar de temperatuur tijdens het stollen van gesmolten kaasvet. Als deze temperatuur tijdens het stollen gelijk blijft, is het kaarsvet zuiver. Verandert de temperatuur tijdens het stollen, dan is er sprake van een mengsel. Dit geldt ook voor smelten: een vaste zuivere stof heeft een smeltpunt, een mengsel heeft een smelttraject. Bij een smelttraject begint de stof bij een bepaalde temperatuur te smelten, bij een hogere temperatuur is alles gesmolten. Je smelt het kaarsvet eerst, omdat de temperatuurmeting tijdens het stollen betrouwbaar is dan tijdens het smelten.
Bij het koken van vloeistoffen zie je iets dergelijks. Tijdens het koken van een zuivere stof verandert de temperatuur niet. Als je de vlam onder kokend water hoger zet, gaat het water wel heftiger koken (meer dampbellen), maar de temperatuur blijft ervan gelijk: 100oC.
Bij het koken van een mengsel van water en alcohol zal eerst alcohol verdampen. Hierdoor verandert het mengsel van samenstelling: het overgebleven mengsel bevat in verhouding steeds meer water. Daardoor loopt de temperatuur tijdens het koken langzaam op: mengsels hebben geen kookpunt, maar een kooktraject. Een kooktraject heeft een begin- en eindtemperatuur.
Kortom: je kunt zuivere stoffen en mengsels onderscheiden door de temperatuur tijdens het smelten of koken te meten. Heeft een stof een smeltpunt en een kookpunt, dan is het een zuivere stof.
In de grafieken hieronder kun je het verschil zien tussen smeltpunt en smelttraject en kookpunt en kooktraject:
2.3 Soorten mengsels
Een mengsel bestaat uit twee of meer stoffen. Voorbeelden van mengsels met een vloeistof zijn thee en sinaasappelsap. Thee is een oplossing. Een oplossing is een helder mengsel van een stof in een vloeistof. In een oplossing is de opgeloste stof zo fijn verdeeld dat de vloeistof helder en doorzichtig is. Andere voorbeelden van oplossingen zijn drinkwater, cola, appelsap en brandspiritus.
Sinaasappelsap is een suspensie. Een suspensie is een troebel mengsel van een vaste stof in een vloeistof. Door een suspensie kun je niet heen kijken, de deeltjes in de vloeistof zijn te groot om het licht door te laten. Vaak zijn de deeltjes zo groot dat ze naar de bodem zakken. Daarom moet je sinaasappelsap voor gebruik schudden. Andere voorbeelden van suspensies zijn modderwater en vloeibaar schuurmiddel.
Thee is een geelgekleurde oplossing en suikerwater in een kleurloze oplossing. Een suspensie is nooit kleurloos, maar altijd gekleurd of wit.
Niet elke troebele vloeistof is een suspensie. Zonnebrandcreme bijvoorbeeld is vloeibaar vet met water gemengd. Vet mengt pas met water als je een hulpstof gebruikt, een emulgator. De waterdeeltjes in het vet zijn zo groot dat de vloeistof troebel is, net als bij een suspensie. Een troebel mengsel van twee vloeistoffen heet een emulsie.
Als benzine op water drijft, kun je afwasmiddel op het water spuiten. Dan mengt de olie wel met het water, het afwasmiddel is de emulgator. Zonder emulgator zal een emulsie snel weer ontmengen. Door verschil in dichtheid zie je de twee vloeistoffen boven elkaar, er vormt zich dan een tweelagensysteem. In de afbeelding hieronder is dat te zien:
Bij een suspensie en een emulsie is er sprake van mengsels waarbij stoffen niet tot in de kleinste deeltjes zijn gemengd. De mengsels zijn daardoor troebel. Andere voorbeelden van mengsels waar je niet doorheen kunt kijken zijn:
rook is een mengsel van een vaste stof in een gas
schuim is een mengsel van een gas in een vloeistof
nevel is een mengsel van een vloeistof in een gas
Gassen mengen altijd tot één gasfase. Een mengsel van gassen is dus altijd doorzichtig. Een mengsel van twee vaste fasen komt ook voor, denk bijvoorbeeld aan kiezels in beton. Ook hier zijn de afzonderlijke stoffen nog te herkennen.
2.4 Scheiden van mengsels
De geurstoffen van rozen kun je met olie uit de rozenblaadjes halen. Het uit elkaar halen van stoffen in een mengsel heet scheiden. Hierbij veranderen de stoffen niet en ook de stofeigenschappen blijven gelijk. Bij het scheiden scheid je het mengsels in zuivere stoffen:
De stoffen waaruit een mengsel bestaat, verschillen in een aantal stofeigenschappen. Van deze verschillen maak je gebruik als je een mengsel gaat scheiden. Je leert 5 verschillende scheidingsmethoden: bezinken, filtreren, extraheren, indampen en destilleren. Daarbij wordt onder andere gebruik gemaakt van de practicumhulpmiddelen die hieronder zijn afgebeeld:
2.5 Bezinken en filtreren
Een suspensie en een emulsie zijn troebele mengsels. Na verloop van tijd scheiden deze mengsels vanzelf. In een suspensie zakt de stof met de grootste dichtheid op den duur naar de bodem. Dat noem je bezinken.
In de afbeelding hieronder zie je twee glazen slootwater. In het rechter glas zie je dat het water nog met aarde is gemengd. In het linker glas is de aarde naar de bodem gezakt.
De scheidingsmethode bezinken berust op verschil in dichtheid. Door de vloeistof van het bezinksel af te gieten, zijn beide stoffen gescheiden. Bezinken kun je gebruiken om suspensies én emulsies te scheiden.
Je kunt de aarde ook uit het water halen door gebruik te maken van het verschil in deeltjesgrootte. Omdat de korreltjes in de aarde veel groter zijn dan de deeltjes waar het water uit bestaat, kun je de aarde uit het mengsel met een filter zeven. Als je de suspensie door het filter giet, blijft de aarde achter op het filter en loopt het water door het filter heen. Deze methode heet filtreren. De scheidingsmethode filtreren berust op verschil in deeltjesgrootte. De vaste stof die achterblijft op het filter heet residu, de stof die door het filter loopt heet filtraat. Zie de afbeelding hieronder.
Tijdens het practicum gebruik je als filter een rond filtreerpapiertje dat je in een trechter ligt. Hieronder zie je een afbeelding hoe je het filtreerpapiertje moet vouwen zodat het in de trechter past.
Met filtreren kun je alleen suspensies scheiden. Emulsies bestaan uit twee vloeistoffen die beide uit zeer kleine deeltjes bestaan en dus door het filter lopen. Ook oplossingen kun je niet met filtreren scheiden. De opgeloste stof is zo fijn verdeeld, dat hij door het filter loopt.
2.6 Extraheren
Je wilt suiker uit suikerbieten halen. De suikerbiet zelf is niet te eten. Om de suiker uit de biet te halen, maak je gebruik van de scheidingsmethode extraheren. Bij extraheren voeg je aan het mengsel een oplosmiddel toe, het extractiemiddel. Hierin lost één stof van het mengsel wel op en andere niet. Om de suiker uit de biet te halen voeg je kokend water aan het mengsel toe. De suiker lost op en het restant van de biet, de bietenpulp niet. De scheidingsmethode extraheren berust op verschil in oplosbaarheid.
Om daarna de bietenpulp nog van het zoete water te scheiden, gebruik je één van de scheidingsmethoden op de pagina hiervoor. Bij bezinken zakt de pulp naar de bodem. Bij filtreren blijft de pulp zonder suiker in het filter achter. De pulp is het residu, het suikerwater is het filtraat. Uit het suikerwater verkrijg je de suiker. Andere voorbeelden van extraheren zijn het zetten van koffie en thee en de geurstoffen uit rozenblaadjes halen om parfum te maken.
2.7 Indampen
Als het zeewater in de bassins door de zonnewarmte verdampt, blijft het zout achter. Als je het verdampen van het water wilt versnellen, kun je een zoutoplossing verhitten. Als je op deze manier een opgeloste vaste stof uit een vloeistof haal, gebruik je een scheidingsmethode die indampen heet.
Bij filtreren haal je de vaste stof uit een suspensie, bij indampen krijg je de opgeloste stof uit een oplossing. Omdat het kookpunt van de vloeistof veel lager is dat het kookpunt van de vaste stof, zal alleen de vloeistof verdampen. Indampen berust op verschil in kookpunt. In het laboratorium gebruik je een indampschaaltje en een driehoek om in te dampen. Zie de afbeelding hieronder:
Zo kun je bijvoorbeeld een zoutoplossing in een indampschaaltje gieten. Je zet het schaaltje met de brander op een driepoot. Met een brander verhit je het schaaltje. Het zoute water begint te koken. Je stopt als al het water is verdampt. Het zoute water blijft dan als vaste stof over.
2.8 Destilleren
Wijn is een mengsel van verschillende stoffen zoals water en alcohol. Deze stoffen hebben verschillende kookpunten. Als je wijn verhit, kookt de vloeistof met het laagste kookpunt het eerst. De damp van deze stof leid je door een koeler, waarbij de stof condenseert. De gecondenseerde vloeistof is nu gescheiden van de rest van de wijn. Het verdampen gevolgd door condenseren heet destilleren. In de afbeelding hieronder zie je een destillatieopstelling:
Mengsels van vloeistoffen en opgeloste vaste stoffen of mengsels van vloeistoffen kun je vaak scheiden door middel van destillatie. De scheidingsmethode destilleren berust op het verschil in kookpunt. Het deel van het mengsel dat verdampt, is het residu. De opgevangen vloeistof is het destillaat.
2.9 Scheidingsmethoden
Je hebt nu geleerd hoe 5 verschillende scheidingsmethoden werken. Hieronder zie je een samenvatting:
Maak nu een kort testje om te kijken of je het hebt begrepen via de volgende link: https://testmoz.com/551593
Stuur nu een mailtje naar ri.pol@outlook.com als je hier bent aangekomen! Ik weet dan hoe ver je bent. Graag melden dat je klaar bent met 2.9!
2.10 Oplosbaarheid
Suiker lost goed op in water, krijt lost niet op in water. De oplosbaarheid van een stof is het aantal gram dat maximaal in 1 L vloeistof kan oplossen. Een oplossing waarin de maximale hoeveelheid stof is opgelost, noem je een verzadigde oplossing. Is er minder opgelost, dan spreek je van een onverzadigde oplossing.
Als je een onverzadigde oplossing indampt, zal het gehalte van de opgeloste stof steeds groter worden, omdat de hoeveelheid vloeistof afneemt. Op het moment dat de oplossing verzadigd is en je doorgaat met indampen, begint er een vaste stof te ontstaan. Niet alleen vaste stoffen en vloeistoffen lossen op in water, maar ook gassen. De oplosbaarheid van vaste stoffen neemt toe als de temperatuur stijgt en de oplosbaarheid van gassen wordt juist kleiner als de temperatuur stijgt.
Vissen halen met hun kieuwen opgeloste zuurstof uit het water. Als in de zomer de temperatuur in sloten en rivieren te hoog wordt, neemt de oplosbaarheid van zuurstof in het water af. Vissen kunnen dan te weinig zuurstof binnenkrijgen.
De oplosbaarheid is het aantal gram dat maximaal in een liter oplossing kan zitten. De oplosbaarheid kun je ook aangeven met het aantal gram stof dat ik 1 kg oplosmiddel kan zitten. De eenheden zijn dus g/L of g/kg.
Voorbeeld:
De oplosbaarheid van natriumchloride (keukenzout) in water bij 298 K is 359 g/kg. Dus: in 1 kg water kan 359 g natriumchloride oplossen.
Vraag 1: Hoeveel oC is 298 K?
Antwoord: Om van K naar oC te gaan moet je temperatuur in K - 273 doen. Dus: 298 - 273 =25oC.
Vraag 2: Hoeveel g natriumchloride kan oplossen in 1 g water?
Antwoord: in 1 kg kan 359 g natriumchloride oplossen. 1 kg = 1000 g, dus in 1000 g kan 359 g natriumchloride oplossen. In 1 g kan dan: 359/1000 = 0,359 g natriumchloride oplossen.
Vraag 3: Hoeveel g natriumchloride kan oplossen in 275 g water?
Antwoord: in 1 g kan 0,395 g oplossen, in 275 g kan dan: 0,395 x 275 = 108,625 g natriumchlorideoplossen.
Vraag 4: Jane maakt een zoutoplossing. Ze heeft 600 g water en voegt hieraan 250 g natriumchloride toe. Heeft Jane een verzadigde oplossing of een onverzadigde oplossing gemaakt?
Antwoord:
Eerst berekenen we hoeveel g natriumchloride maximaal in 600 g water kan oplossen. In 1 g kan 0,359 g oplossen, in 600 g water kan dan: 0,359 x 600 = 215,4 g natriumchloride oplossen.
Er kan maximaal 215,4 g natriumchloride oplossen, maar Jane heeft meer toegevoegd. Dit betekent dat de maximale hoeveelheid is opgelost! Dus: het is een verzadigde oplossing.
Vaak wordt ook gevraagd hoeveel g zout er niet op kan lossen. Dat is dus alles boven de 215,4 g! Ze heeft 250 g toegevoegd, dus 250 - 215,4 = 34,6 g natriumchloride wordt niet opgelost en zal je als vaste stof in de vloeistof op de bodem zien liggen.
Hieronder staat een document met opdrachten over oplosbaarheid. Maak deze opdrachten in je schrift.
Bekijk het volgende filmpje over massapercentage en volumepercentage:
Massa en volumepercentage
Twee verschillende producten kunnen dezelfde stoffen bevatten, maar hebben dan wel een andere samenstelling. Neem tafelazijn en schoonmaakazijn. Beide mengsels bevatten water en azijnzuur. Tafelazijn bevat ongeveer 4% azijnzuur, schoonmaakazijn 8%.
Op veel verpakkingen staat aangegeven hoeveel van een bepaalde stof in een bepaalde hoeveelheid mengsel zit. Op een pakje halvarine staat bijvoorbeeld: 'bevat 40% olie'. Dit is een massapercentage: 100 g van deze halverine bevat 40 g olie. Massapercentagie (massa%) is een eenheid van concentratie, ook wel: gehalte.
Bij mengsels van vloeistoffen en mengsels van gassen in het handiger om met volumepercentage te werken. Twee voorbeelden:
In 100 mL wijn met 12 volumeprocent (vol%) alcohol zit 12 mL alcohol.
Lucht bevat 21 volumeprocent (vol%) zuurstof, in 100 cm3 lucht bevindt zich dan 21 cm3 lucht.
Je berekent het massapercentage van een stof in een mengsel met:
Je berekent het volumepercentage van een stof in een mengsel met:
De concentratie van een vaste stof in een oplossing wordt vaak in een andere eenheid uitgedrukt: gram per liter (g/L). Zo is de zoutconcentratie van Noordzeewater 34 g/L.
Maak nu de opdrachten via de volgende links. Schrijf de antwoorden ook in je schrift!
In een zwembad ruik je soms de typische geur van chloor, een stof die gebruikt wordt om te ontsmetten. De concentratie chloor in de lucht mag niet te hoog zijn, omdat teveel chloor irriterend is en schadelijk voor de gezondheid. Er bestaat een wettelijke norm voor hoeveel stof maximaal aanwezig mag zijn in een bepaalde ruimte: de maximaal aanvaardbare concentratie (MAC-waarde).
Voor schadelijke stoffen is de MAC-waarde natuurlijk relatief laag. Het is dan niet handig om de concentratie aan te geven in gram per liter of in procent. Je gebruikt meestal milligram per kubieke meter (mg/m3).
Bij lage cocentraties kun je ook rekenen met massa-ppm en volume-ppm. De afkorting ppm betekent part per million (delen per miljoen). Als de concentratie chloor in de lucht 5 volume-ppm bedraagt, zit er dus 5 cm3 chloor in een miljoen cm3 lucht. Dat is gelijk aan 5 cm3 chloor per kubieke meter lucht.
ADI-waarde
Schadelijke stoffen kun je niet alleen binnenkrijgen via de lucht die je inademt, maar ook via eten en drinken. Hierin kunnen soms restanten van bestrijdingsmiddelen, diergeneesmiddelen of milieuverontreiningen zitten. Voor deze stoffen is er de ADI-waarde: aanvaardbare dagelijkse inname. Men neemt als dat je deze hoeveel van een stof dagelijks kunt binnenkrijgen zonder gevolgen voor je gezondheid. De ADI-waarde wordt meestal gegeven in milligram stof per kilogram lichaamsgewicht. Een klein kind mag dus minder binnenkrijgen dan een volwassene. Ook voor stoffen met een E-nummer, zoals kleurstoffen, smaakstoffen en conserveringsmiddelen geldt een ADI-waarde. Deze stoffen zijn uitgebreid onderzocht en mogen alleen in een veilige concentratie in voedingsmiddelen verwerkt worden.
Opdracht: Arseen is een zwaar metaal dat schadelijk is voor de gezondheid. De ADI-waarde van arseen is 0,002 mg per kg lichaamsgewicht (per dag). Bereken hoeveel gram arseen jij maximaal op één dag binnen zou mogen krijgen. Schrijf het antwoord in je schrift.
Bekijk nu het volgende filmpje:
Rekenvoorbeelden met ADI-waarde
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
2.13 Toets
Via de volgende link kun je de toets van hoofdstuk 2 maken.
Er is geen controle natuurlijk, maar doe het eerlijk: gebruik geen aantekeningen en zoek geen antwoorden op op internet. Zorg wel dat je een rekenmachine bij de hand hebt.
Als je toch wilt frauderen, dan heb je daarmee alleen jezelf. Het is een toets om voor jezelf te testen of je alles hebt begrepen.
Als je achteraf vragen hebt over fouten die je hebt gemaakt, hoor ik het graag.
3. Formules en reacties
3.1 Periodiek systeem
Eerder heb je al geleerd dat atomen zijn opgebouwd uit moleculen. Een molecuul met maar één atoomsoort is een element, een molecuul met meerdere atoomsoorten is een verbinding.
Daarnaast heb je verschillende namen en symbolen van veelvoorkomende elementen geleerd en geoefend! Hopelijk ken je ze al allemaal uit je hoofd, want dit is belangrijk.
De symbolen van alle atoomsoorten staan gerangschikt in een overzicht: het periodiek systeem. Dimitri Mendelejev bedacht dit systeem in 1869 waarbij hij chemische en fysische eigenschappen van atoomsoorten met elkaar in verband bracht. Tegenwoordig wordt nog steeds van dit periodiek systeem gebruik gemaakt. Via de volgende link kun je online een periodiek systeem vinden. Bekijk het eens! Je gaat het periodiek systeem vaak voorbij zien komen.
De horizontale rijen heten perioden. De verticale kolommen in het periodiek systeem zijn de groepen. Op macroniveau komen de eigenschappen van elementen binnen één groep sterk overeen. Een aantal groepen heeft een speciale naam die je moet kennen:
Groep 1: alkalimetalen
Groep 2: aardalkalimetalen
Groep 17: halogenen
Groep 18: edelgassen
Het grootste deel van het periodiek systeem bestaat uit metalen, de rest bestaat uit niet-metalen en een kleine groep metalloiden, die zowel eigenschappen van metalen als van niet-metalen hebben.
Niet-metalen
Niet-metalen komen voor als element en in verbindingen. Aangezien er ongeveer twintig atoomsoorten niet tot de metalen behoren, bestaan er ook ongeveer twintig elementen die niet-metalen heten. De niet-metalen hebben geen duidelijk overeenkomstige eigenschappen.
Metalen
Het grootste deel van het periodiek systeem bestaat uit metalen. Een zuiver metaal is een stof waarin maar één atoomsoort voorkomt. Het is dus een element. Er bestaan ruim 90 elementen die metalen worden genoemd.
Alle metalen hebben een aantal gemeenschappelijk eigenschappen:
in zuivere vorm hebben ze een glimmend oppervlak;
ze geleiden warmte en elektrische stroom;
je kunt ze vervormen, vooral als ze heet zijn;
je kunt ze in gesmolten toestand met andere metalen mengen.
Als je metalen in gesmolten toestand met elkaar mengt en je laat het metaalmengsel afkoelen totdat er een vaste stof ontstaat, ontstaat er een legering. Een legering is dus een mengsel van metalen. Een legering heeft vaak andere eigenschappen dan de afzonderlijke metalen. Zo is 'roest-vrij' staal een legering van ijzer met chroom en een kleine hoeveelheid van het niet-metaal koolstof.
Gouden sieraden worden meestal ook van een legering gemaakt. Zuiver goud is namelijk erg zacht en bij zuiver goud zou je sieraad snel beschadigen, bovendien is zuiver goud erg kostbaar. Daarom wordt er door het goud een ander metaal gemengd, zoals zilver of platina.
Enkele andere bekende legeringen zijn messing (koper en zink), brons (koper en tin), soldeer (tin en lood) en zilveramalgaam (zilver en kwik).
3.2 Molecuulformules
Je kent de formule van water, H2O, vast al wel. In de afbeelding hieronder zie je de molecuultekening van water.
In deze molecuultekening zie je dat een watermolecuul is opgebouwd uit drie atomen, één zuurstofatoom (rode bolletje) en twee waterstofatomen (witte bolletjes).
In plaats van een molecuultekening wordt vaak gebruikgemaakt van een formule zoals H2O bij water. In zo'n formule staat het symbool van elke atoomsoort die in het molecuul voorkomt en hoeveel atomen van elke soort er zijn. Achter iedere atoomsoort staat een cijfertje, de index. Dit cijfertje geeft het aantal atomen aan van het symbool dat ervoor staat. H2O betekent dus twee H-atomen en één O-atoom. De index 1 wordt altijd weggelaten, daarom staat er geen cijfer achter de O.
Hieronder zie je de molecuultekeningen van stikstof en azijnzuur. Hiervoor zijn vaste afspraken gemaakt. Wereldwijd worden dezelfde kleuren voor bepaalde atoomsoorten gebruikt.
Het azijnzuurmolecuul bestaat uit twee zwarte bolletjes, vier witte bolletjes en twee rode bolletjes. Dat wil zeggen twee koolstofatomen, vier waterstofatomen en twee zuurstofatomen. De formule van azijnzuur is dus C2H4O2. Soms wordt de formule net iets anders weergegeven zodat je ook de volgorde van de atomen in de molecuultekening eruit kunt afleiden. Voor azijnzuur staat er dan CH3COOH. Dit zijn nog steeds twee koolstofatomen, vier waterstofatomen en twee zuurstofatomen. De formules van moleculen noem je molecuulformules.
In de afbeelding hieronder staan vijf watermoleculen met een molecuultekening weergegeven. Dit kun je ook in formuletaal schrijven. Je zet dan het aantal moleculen voor de formule van het molecuul. Voor het voorbeeld hieronder zou dat 5 H2O zijn. Dit cijfer voor de formule van een verbinding of een element noem je de coefficient.
Formules van verbindingen en elementen
Hieronder staan enkele voorbeelden van enkele molecuultekeningen. Onder de molecuultekeningen staan de naam en de formule van die stof. De naam en de bijbehorende formule moet je uit je hoofd kennen. Soms moet je zelf een formule opstellen van uit een molecuultekening. Wanneer je zelf een formule opstelt, zet je de symbolen van de atomen in alfabetische volgorde. Als je in een molecuultekening dus vijf waterstofatomen telt, één stikstofatoom, zes koolstofatomen en twee zuurstofatomen, dan schrijf je de molecuulformule als C6H5NO2. Zoals je hieronder bij ammoniak ziet, kan de officiele notatie weleens afwijken van de alfabetische volgorde.
Een element is een stof die uit één atoomsoort bestaat. Bij de meeste elementen vormen de atomen geen groepjes. Er zijn dan geen moleculen. De formule van zo'n element is het symbool van het atoom met index 1. Zo heeft het element koolstof eigenlijk de formule C1, dus dat schrijf je als C.
Zeven elementen komen als twee-atomige moleculen voor. De formule van zo'n element is het symbool van het atoom met index 2. Bijvoorbeeld het element waterstof heeft de formule H2. De namen en formules van deze elementen die in de tabel hieronder staan, moet je uit je hoofd kennen. Er is een ezelsbruggetje: Claire Fietst Naar Haar Oma In Brugge
Opdracht: Gegeven is de formule 2 C6Cl5OH. Beantwoord hierover de volgende vragen en schrijf de antwoorden in je schrift.
a. Noteer de namen van de atoomsoorten waaruit de moleculen van deze stof zijn opgebouwd.
b. Hoeveel atomen van iedere soort komen er in één molecuul voor?
c. Waarvoor staat het cijfer 2 in deze formule?
d. Wat is het totaal aantal atomen in deze formule?
Opdracht: Hieronder zie je molecuultekeningen van vijf stoffen. Leid hieruit de formules van deze stoffen af en schrijf deze in je schrift. Gebruik hierbij het tabelletje met de kleuren en de atoomsoorten.
3.3 Atoommassa en molecuulmassa
Je lichaamsgewicht druk je uit in kilogram, als je een zak chips koopt, staat de massa er in gram op. De massa van een atoom of een molecuul kun je natuurlijk ook in gram uitdrukken, maar omdat de massa daarvan heel klein is, worden dat onhandige getallen. Daarom druk je de massa van atomen en moleculen uit in atomaire massa-eenheden, waarbij de eenheid u hoort. Afgesproken is dat 1,00 u overeenkomt met 1,66x10-27 kg.
Omdat de atomaire massa-eenheid heel klein is, kun je de massa van atomen, de atoommassa, met symbool A, beter uitdrukken in u. In de tabel hieronder staan een aantal atoommassa's uitgedrukt in u.
Als je van een molecuul precies weet welke atomen erin voorkomen, kun je met de atoommassa's van die atomen de molecuulmassa uitrekenen.
Water bestaat uit twee waterstofatomen met een massa van 1,0 u en één zuurstofatoom met een massa van 16,0 u. De molecuulmassa van water is dus: 1,0 + 1,0 + 16,0 = 18,0 u
Koolstofdioxide heeft formule CO2 en de molecuulmassa berekenen we dan als volgt:
In het bestand hieronder vind je een lijst met atoomsoorten en de bijbehorende afgeronde atoommassa's. Deze lijst heb je nodig voor het maken van opdrachten. Als het lukt, print hem dan uit en bewaar hem in je schrift.
Opdracht: Bereken de molecuulmassa van onderstaande verbindingen. Schrijf de berekening én het antwoord in je schrift. Alleen een antwoord is niet voldoende.
a. C2H6O (alcohol)
b. NH3 (ammoniak)
c. CH4 (methaan)
d. C4H4S (thiofeen)
e. C3H5N3O9 (nitroglycerine)
3.4 Kenmerken van een chemische reactie
Eerder heb je al gezien dat je stoffen kunt mengen. Soms is het zo dat je de stoffen in een mengsel van elkaar weer kunt scheiden: de stofeigenschappen zijn niet veranderd.
Soms treden er wel veranderingen op. Hieronder zie je een filmpje wat er gebeurt als je magnesium gaat verhitten:
Verbranding van magnesium
Magnesium is een grijs metaal. Tijdens het verhitten ontstaat een wit licht en blijft er een witte, vaste stof over. Er zijn dus stofeigenschappen veranderd.
De stof magnesium, de beginstof, is verdwenen en daarvoor in de plaats is een nieuwe stof, het reactieproduct, gekomen. Door het verwarmen van magnesium is een chemische reactie opgetreden. Het verdwijnen van de beginstoffen en het ontstaan reactieproducten is een kenmerk van een chemische reactie.
Niet elke stof verandert bij verwarmen: kaarsvet smelt als je het verwarmt. Laat je het afkoelen, dan wordt het kaarsvet weer vast. Tijdens het smelten van kaarsvet zijn de stofeigenschappen niet veranderd. Een faseverandering is dus géén chemische reactie.
Opdracht: Leg uit bij welke van de onderstaande processen een chemische reactie optreedt. Schrijf de antwoorden in je schrift.
a. Het oplossen van suiker in je thee
b. Het ontploffen van dynamiet
c. Het bakken van pannenkoeken
d. Het zuur worden van melk
e. Het verkleuren van inkt in de zon
f. Het verdampen van water
Opdracht: Schrijf het antwoord in je schrift. Je verwarmt een zuivere witte vaste stof. Deze stof wordt bij 440oC vloeibaar. Tijdens het afkoelen verandert deze vloeistof bij 335oC weer in een witte vaste stof. Leg uit of tijdens het verhitten een chemische reactie is opgetreden.
Opdracht: Schrijf de antwoorden in je schrift. Bekijk figuur 1 en 2 hieronder. Elk bolletje stelt een atoom voor. Verschillende gekleurde bolletjes stellen verschillende atomen voor.
a. Leg uit welke tekening een chemische reactie voorstelt.
b. Leg uit wat de andere tekening voorstelt.
3.5 Exotherm en endotherm
Bij de verbranding van magnesium komt energie vrij in de vorm van licht en warmte. Een reactie waarbij energie, bijvoorbeeld warmte, licht of elektrische energie, vrijkomt, noem je een exotherme reactie. Het verbranden van magnesium is dus een exotherme reactie.
Een reactie die alleen verloopt als er energie, bijvoorbeeld warmte of licht, wordt opgenomen, noem je een endotherme reactie. Als je een witte vulling in je kies krijgt, gebruikt de tandarts licht om te zorgen dat de reactie verloopt die voor het uitharden van de vulling zorgt. Dit is een voorbeeld van een endotherme reactie.
Bij elke chemische reactie treedt een energie-effect op. Bij een exotherme reactie komt er energie vrij, bij een endotherme reactie is er energie nodig.
Bij de verbranding van magnesium was er eerst wel energie nodig om de reactie te starten. Je zou daarom denken dat het een endotherme reactie is. Er komt daarna alleen véél meer energie vrij dan dat er nodig was. Bij sommige reacties is er eerst een beetje energie nodig om de reactie op te starten, maar daarna kan er veel meer energie vrijkomen. Een verbranding is daarom tóch een exotherme reactie.
Een voorbeeld hiervan is het branden van papier. Je hebt eerst een klein beetje energie (warmte) nodig om het verbrande te laten starten, maar als het papier eenmaal brandt komt er veel meer energie vrij dan dat je hebt gebruikt om het papier aan te steken.
De temperatuur waarbij het papier pas gaat branden, noem je de reactietemperatuur. Voor elke chemische reactie is een bepaalde minimale temperatuur nodig. Is de temperatuur lager dan de reactietemperatuur, dan verloopt de reactie niet vanzelf. Papier is erg brandbaar, maar verbrandt niet bij kamertemperatuur (gelukkig maar!). Pas bij een veel hogere temperatuur gaat papier branden. De reactietemperatuur van papier, ook wel ontbrandingstemperatuur genoemd, is blijkbaar veel hoger dan kamertemperatuur.
Een ander voorbeeld is witte fosfor. Dit was vroeger een gevreesd wapen in oorlogen, omdat de reactietemperatuur voor de ontbranding ervan heel laag is.
3.6 Wet van behoud van massa
In de afbeelding hieronder zie je een molecuulvoorstelling van de verbranding van koolstofdisulfide. in dit model zie je dat er bij de reactie geen atomen verloren gaan en ook geen nieuwe atomen bijkomen. Dit is een kenmerk van een chemische reactie die bekend staat als de wet van behoud van massa.
Tijdens de verbranding van koolstofdisulfide (C = zwart en S = geel) veranderen de bouwstenen van koolstofdisulfide en zuurstof (O = rood) in die van koolstofdioxide en zwaveldioxide. Het aantal C-, S- en O-atomen is vóór en ná de reactie gelijk, dus de massa is niet veranderd. Dat noem je de wet van behoud van massa.
De Franse scheikundige Antoine Laurent Lavoisier was de eerste die op grond van zijn experimenten deze regel opstelde. De wet van behoud van massa staat ook bekend als de wet vanLavoisier:
Bij een chemische reactie is de totale massa van de beginstoffen gelijk aan de totale massa van de reactieproducten.
Soms lijkt het alsof tijdens de reactie de massa groter of kleiner wordt. Bijvoorbeeld als één van de reactieproducten of beginstoffen een gas is. Maar als je de gassen mee weegt, zie je dat de massa vóór en na de reactie toch even groot is. Hieronder een voorbeeld van de verbranding van aluminium:
3.7 Reactiesnelheid
Bekijk het volgende filmpje:
Reactiesnelheid
Er zijn dus vijf factoren die invloed hebben op de snelheid waarmee een chemische reactie verloopt:
1. De soort stof
2. De concentratie: hoe hoger de concentratie, des te groter de reactiesnelheid
3. De temperatuur: de reactiesnelheid wordt groter als de temperatuur wordt verhoogd
4. De verdelingsgraad: een grotere verdelingsgraad zorgt voor een grotere reactiesnelheid
5. De aanwezigheid van een katalysator: wanneer er een katalysator aanwezig is, wordt de reactiesnelheid groter. Een katalysator wordt tijdens de reactie wel gebruikt, maar raakt niet op. Aan het einde van de reactie is er nog evenveel van de toegevoegde katalysator over.
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
3.8 Reactieschema
In paragraaf 1.4 Faseovergangen heb je een faseverandering verkort in een schema weergegeven. Het verdampen van water kun je schrijven als: water (l) → water (g).
Een chemische reactie kun je ook weergeven door middel van een reactieschema. Dat is een verkorte weergave van de beschrijving van een reactie. Zie het onderstaande voorbeeld.
Vaak staat erbij in welke fase de stof zich bevindt. Als dit niet zo is, mag je uitgaan van het volgende:
Water is vloeibaar, tenzij er duidelijk waterdamp staat aangegeven
Zuurstof en koolstofdioxide zijn gasvormig
Opdracht: Geef het reactieschema van de volgende reacties. Schrijf de antwoorden in je schrift.
a. Stikstofgas en waterstofgas reageren tot het gas ammoniak.
b. Aardgas reageert met zuurstof tot koolstofdioxidegas en water.
c. Bij de ontleding van natriumchloride (keukenzout) ontstaan de vaste stof natrium en chloorgas.
3.9 Reactievergelijkingen
In een reactieschema worden de stoffen in woorden aangegeven. Dit is voor ons goed te lezen, maar voor mensen die een andere taal spreken is dit lastig. Gelukkig is de formuletaal een universele taal: mensen over de hele wereld weten dat H2O water is en dat CO2 koolstofdioxide is. Daarom is weergave van een reactie in formules veel handiger! Dit noemen we een reactievergelijking: in formules wordt weergegeven welke reactie er plaats vindt.
We gaan een reactievergelijking opstellen aan de hand van een stappenplan met het volgende voorbeeld:
De verbranding van methaan
Gegeven: voor de verbranding van methaan (CH4) is zuurstof (O2) nodig. De reactieproducten zijn koolstofdioxide (CO2) en water (H2O).
2. Vervang de namen van de stoffen in het reactieschema door de formules van de stoffen:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)
Bij een chemische reactie verandert de massa niet (wet van behoud van massa / wet van Lavoisier). Omdat alle atomen een bepaalde massa hebben en de massa gelijk moet blijven, verandert het aantal atomen van een atoomsoort tijdens een chemische reactie niet!
Als je nu goed kijkt naar de reactievergelijking, zie je dat er vóór de pijl 4 waterstofatomen staan en achter de pijl maar 2. Vóór de pijl staat één C-atoom en achter de pijl ook. Voor de pijl staan 2 O-atomen en achter de pijl 3. Dat klopt dus niet met de wet van Lavoisier. De reactievergelijking moet kloppend gemaakt worden!
3. Stel de kloppende reactievergelijking op:
Om ervoor te zorgen dat de reactievergelijking kloppend wordt, moet je vóór de formules van de stoffen coefficienten zetten. Denk erom: je mag de formules zélf niet veranderen, want dan verander je de stof. Je mag dus nooit de index van een formule veranderen.
Maar met welke atoomsoort moet je dan beginnen? Daar is een regel voor. Je begint met de atoomsoort die in twee formules voorkomt. Dat zijn hier de atoomsoorten C en H. Je ziet in de reactievergelijking dat de atoomsoort zuurstof in drie formules voorkomt. Daar begin je dan niet mee. Die bewaar je voor het laatst.
Stel dat je begint met de atoomsoort koolstof, dan moet je vóór de formule van methaan het getal 1 zetten en vóór de formule van koolstofdioxide ook.
1 CH4 (g) + .. O2 (g) → 1 CO2 (g) + .. H2O
Vóór de pijl staan er nu 4 waterstofatomen en achter de pijl maar 2. Dan moet je achter de pijl het getal 2 vóór de formule van water zetten om ook hier het aantal H-atomen op 4 te krijgen.
1 CH4 (g) + .. O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O
Ten slotte moet je ervoor zorgen dat het aantal atomen zuurstof in orde komt. Achter de pijl staan twee atomen zuurstof in koolstofdioxide en twee atomen zuurstof in water. In totaal staan er dus 4 atomen zuurstof. Vóór de pijl moeten ook 4 atomen zuurstof komen te staan. Dat kan door het getal 2 voor de formule van zuurstof te zetten.
1 CH4 (g) + 2 O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O
4. Controleer de reactievergelijking:
Als je de aantallen atomen natelt, zie je dat er van elke atoomsoort evenveel atomen vóór als achter de pijl staan:
Voor de pijl Na de pijl
1 x C 1 x C
4 x H 4 x H
4 x O 4 x O
De reactievergelijking klopt dus!
Wat we hierboven hebben gedaan noemen we het kloppend maken van reactievergelijking en dit zul je altijd tegenkomen bij reactievergelijkingen en dus nog vaak moeten doen bij je opleiding! Daarom is het een heel belangrijk onderdeel. Bekijk het volgende filmpje:
Kloppend maken van reactievergelijkingen
Oefenen, oefenen, oefenen! Dit is echt heel belangrijk! Maak daarom nu de reactievergelijkingen kloppend van het document hieronder. Je kunt het blad uitprinten, maar je kunt de reactievergelijkingen ook overnemen in je schrift. Zorg dat je een kladpapiertje bij de hand hebt.
Kom je er niet uit? Neem contact op via ri.pol@outlook.com en dan kijken we hoe ik je het beste verder kan helpen! Succes. Heb je de opdrachten af? Stuur dan ook even een mailtje, want dan kan ik je de antwoorden sturen.
Via de volgende link kun je ook oefenen met een 'spel':
Bij verbrandingsreacties denk je al snel aan vuurverschijnselen. Maar er zijn ook verbrandingsreacties die zonder vuurverschijnselen verlopen. Zo moet een wielrenner voedsel verbranden om een topprestatie te kunnen leveren. Bij het verbranden van waterstof hoor je vaak alleen een luide knal. Ongeacht de verschijnselen zijn er drie voorwaarden voor het verlopen van een verbrandingsreactie:
Er moet een brandbare stof zijn
Er moet voldoende zuurstof zijn
De ontbrandingstemperatuur moet bereikt zijn.
De branddriehoek met de drie voorwaarden voor verbranding
Het bestrijden van een brand
Verbrandingsreacties ken je van grote bosbranden, die regelmatig in het nieuws zijn. Het bestrijden van dit soort branden gebeurt vaak door te blussen met water. Het water verlaagt daarbij de temperatuur en doordat het water verdampt, verdrijft het ook nog eens de zuurstof. Bij veel branden is het blussen met water zeer effectief, maar niet alle branden kun je met water bestrijden. Bij een frituurbrand is het zelfs gevaarlijk om met water te blussen, omdat hierbij een steekvlam kan optreden.
Bij alle vormen van brandbestrijding is het belangrijk om één of meerdere van de drie voorwaarden voor het optreden van een brand weg te nemen.
Bekijk het volgende filmpje:
Brand
Volledige en onvolledige verbranding
Veel brandbare stoffen bevatten de atoomsoort koolstof. Als bij een verbranding alle koolstof die de brandstof bevat wordt omgezet in koolstofdioxide noem je dit een volledige verbranding. Bij een volledige verbranding is er genoeg zuurstof aanwezig om CO2 te vormen.
Wanneer er te weinig zuurstof aanwezig is, ontstaan koolstof (roet, C) en koolstofmono-oxide (CO). Koolstof is een zwarte vaste stof die bij hoge temperatuur geel opgloeit. Hierdoor kleurt de vlam geel, goed te zien bij een kaars of een brander met dichte luchttoever. Inademen van roetdeeltjes in de lucht ('fijnstof') is schadelijk voor je longen.
Koolstofmonoxide, een kleurloos, geurloos en zeer giftig gas, ontstaat onder andere in slecht functionerende verwarmingsinstallaties. De verbrandingsproducten koolstof en koolstofmono-oxide zijn zelf ook nog brandbaar. Daarom spreek je hier van onvolledige verbranding, een verbranding met te weinig zuurstof. Koolstofmonoxide is erg gevaarlijk:
Het is daarom belangrijk dat je in huis een koolstofmonoxide hebt hangen en dat de CV-ketel regelmatig gecontroleerd wordt. Bij het gebruik van een open haard is het belangrijk dat er voldoende toevoer is van lucht met voldoende zuurstof.
Wat is koolstofmonoxide? En waarom is het gevaarlijk?
Opdracht: In onderstaande situaties wordt steeds een brand geblust. Bij het blussen van een brand neem je één van voorwaarden uit de branddriehoek weg. Geef bij ieder voorbeeld aan welke van de drie voorwaarden voor verbranding wordt weggenomen. Schrijf de antwoorden in je schrift.
a. Een brandende lucifer wordt uitgeblazen.
b. Bij het verlaten van een kampplaats wordt het kampvuur gedoofd door er zand over te werpen.
c. Door kortsluiting in een elektriciteitshuisje is brand ontstaan. De brandweer blust met schuim.
d. Brandweermannen doven een brandende oliebron door vlakbij een lading dynamiet te laten ontploffen.
e. De brandweer spuit water op de huizen naast een brandend huis.
f. Tijdens het frituren is de vlam in de pan geslagen. Je doet direct een deksel op de pan en draait het gas uit.
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
3.11 Toets
Bij deze toets heb je de lijst met atoomsoorten, atoomnummers en afgeronde gemiddelde atoommassa's nodig:
Er is geen controle natuurlijk, maar doe het eerlijk: gebruik geen aantekeningen en zoek geen antwoorden op op internet. Zorg wel dat je een rekenmachine bij de hand hebt.
Als je toch wilt frauderen, dan heb je daarmee alleen jezelf. Het is een toets om voor jezelf te testen of je alles hebt begrepen.
Als je achteraf vragen hebt over fouten die je hebt gemaakt, hoor ik het graag.
Het lukte niet om daar ook het kloppend maken van reactievergelijkingen te toetsen, dus dat kun je hieronder doen!
4. Atomen en moleculen
4.1 Atoombouw
Atomen zijn nog niet de kleinste deeltjes die bestaan, want ze zijn zelf weer opgebouwd uit nog kleinere deeltjes. Uit onderzoek bleek dat alle massa van de atomen geconcentreerd is in het midden van het atoom, daar omheen zit vrijwel niets. Dit midden van het atomen, de kern, is opgebouwd uit twee soorten deeltjes die even zwaar zijn. Het ene deeltje, het proton, heeft een positieve lading. Het andere deeltje, het neutron, is neutraal geladen. De afkortingen voor deze twee deeltjes zijn p en n.
Om de kern zweven deeltjes, de elektronen, die vrijwel geen massa hebben, maar wel een negatieve lading. De elektronen bevinden zich in een zogenoemde elektronenwolk. De afkorting voor elektronen is e-.
Om je een idee te geven van de verhoudingen binnen een atoom, kun je aan een voetbalveld denken. Het veld is dan het atoom en een korreltje verf in de middenstip geeft de grootte van de atoomkern weer. Dit is een model waarmee je alle atomen kunt weergeven en dit model heet het atoommodel van Rutherford.
Alle atomen hebben een vergelijkbare opbouw, maar het aantal protonen, neutronen en elektronen is anderd. Het aantal protonen dat in de kern van een bepaalde atoomsoort zit, kun je afleiden uit het periodiek systeem. Atomen zijn namelijk in het periodiek systeem gerangschikt naar het aantal protonen in de kern. Het aantal protonen is gelijk aan het atoomnummeren dat is uniek voor een atoomsoort.
Alle atomen van dezelfde soort hebben hetzelfde atoomnummer. Het aantal elektronen in een atoom is gelijk aan het aantal protonen. Hierdoor is een atoom een ongeladen deeltje.
Linksboven staat het atoomnummer, zie het voorbeeld van ijzer:
Het atoomnummer van ijzer is 26. Dit betekent dat ijzer 26 protonen heeft. Omdat het aantal elektronen gelijk is aan het aantal protonen, heeft ijzer ook 26 elektronen.
Opdracht: gebruik het periodiek systeem via de link hierboven. Schrijf de antwoorden in je schrift. Leg met behulp van het periodiek systeem uit hoeveel protonen en elektronen de volgende deeltjes bevatten:
a. Mg
b. Au
c. Al
d. Cl
Opdracht: Een atoom heeft 56 protonen en 56 elektronen. Wat is het symbool dat bij deze atoomsoort hoort? Schrijf het antwoord in je schrift.
4.2 Isotopen
Per atoomsoort is het aantal protonen en elektronen gelijk. Het aantal neutronen hoeft niet gelijk te zijn aan het aantal protonen en elektronen. Zo heeft een koolstofatoom altijd zes protonen in de kern, maar in de natuur komen atoomsoorten voor met 6, 7 of 8 neutronen in de kern, zie de tabel hieronder.
Atomen van dezelfde atoomsoort met alleen een verschillend aantal neutronen in de kern noem je isotopen. Isotopen van dezelfde atoomsoort zijn chemisch gezien precies hetzelfde, ook al hebben ze een verschillend aantal neutronen. Ze hebben daarom hetzelfde symbool.
Om het verschil tussen de isotopen duidelijk te maken, wordt gebruikgemaakt van het massagetal (zie de tabel hierboven). Het massagetal is de som van het aantal protonen en neutronen in de kern en is dus altijd een geheel getal. Het aantal elektronen wordt hierbij niet meegerekend.
Er zijn twee manieren die veel worden gebruikt om een isotoop in formulevorm weer te geven.
Het symbool van het atoom wordt opgeschreven met daar links boven het massagetal en er links onder het atoomnummer.
Het symbool wordt opgeschreven gevolgd door een streepje en het massagetal.
Hieronder de twee voorbeelden van chloor met massagetal 37:
Bij manier 2 zie je dus het atoomnummer niet, maar die kun je opzoeken in het periodiek systeem.
Samengevat:
Het atoomnummer geeft het aantal protonen van een atoom weer.
Het aantal elektronen in een atoom is gelijk aan het aantal protonen.
Het massagetal is de som van de protonen en de neutronen.
Het aantal neutronen kun je dan berekenen: aantal neutronen = massagetal - atoomnummer
Opdracht: Geef van de volgende atomen het aantal protonen, elektronen en neutronen. Schrijf de antwoorden in je schrift.
Opdracht: Schrijf de antwoorden in je schrift. Een atoom heeft 27 protonen, 32 neutronen en 27 elektronen.
a. Welke atoomsoort is dit?
b. Wat is het atoomnummer en het massagetal van dit atoom?
Van deze atoomsoort zijn meerdere isotopen bekend.
c. Geef de isotoopnotatie van bovenstaande isotoop op de twee manieren die in deze paragraaf zijn beschreven.
d. Wat is het aantal neutronen als je de isotoop met massagetal 57 hebt?
Opdracht: Neem onderstaande tabel over in je schrift en vul hem verder in.
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
4.3 Stroomgeleiding
Er zijn miljoenen verschillende stoffen op de wereld. De meeste van die stoffen komen in mengsels voor. Mengsels kun je scheiden in hun componenten door gebruik te maken van verschillen in stofeigenschappen. De zuivere stoffen die je dan krijgt kun je weer onderverdelen in verbindingen en elementen. Er is ook een andere manier om de vele stoffen om je heen in te delen. Hierbij kijk je naar één bepaalde stofeigenschap, namelijk elektrisch geleidingsvermogen. Een stof geleidt elektrische stroom als tegelijkertijd aan twee voorwaarden wordt voldaan:
de stof moet bestaan uit geladen deeltjes;
de geladen deeltjes moeten vrij kunnen bewegen.
Metalen
Metalen bevatten in hun formules alleen symbolen van elementen (zie het periodiek systeem: https://www.ptable.com/?lang=nl). Metalen kunnen zowel in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden.
Moleculaire stoffen
Moleculaire stoffen bevatten in hun formules alleen symbolen van niet-metalen. Moleculaire stoffen kunnen in geen enkele fase stroom geleiden.
Zouten
Zouten bevatten in hun formules symbolen van zowel metalen als van niet-metalen. Eerst staat het symbool van een metaal, gevolgd door het symbool van een niet-metaal. Zouten kunnen alleen in de vloeibare fase stroom geleiden.
Opdracht: Neem onderstaande tabel over in je schrift en vul de ontbrekende namen en formules in. Geef op grond van het geleidingsvermogen aan tot welke groep van stoffen de stof behoort.
4.4 Metalen
Metaalatomen in een metaal zijn regelmatig gerangschikt in een rooster. Dit noem je een metaalrooster. In de afbeelding hieronder zie je een atoommodel voor een lithiumatoom.
Een metaalatoom kan één of twee elektronen uit de elektronenwolk loslaten, dat zijn de vrije elektronen. Het metaalatoom wordt dan positief geladen. Zo'n positief geladen atoom heet een ion. Een metaalrooster ontstaat doordat de positieve metaalionen in een vast patroon zijn gerangschikt. De vrije elektronen bewegen langs die positieve ionen. Hieronder ontstaat een aantrekkingskracht tussen de positief en de negatief geladen deeltjes. De binding tussen de metaalionen en de vrij bewegende elektronen heet de metaalbinding. In de afbeelding hieronder zie je een model van het metaalrooster van lithium.
In vaste toestand zijn er in het metaal vrij bewegende negatief geladen elektronen, dus het metaal kan elektrische stroom geleiden. In vloeibare toestand zijn de positieve metaalionen niet meer gerangschikt in een rooster, maar bewegen ze zich door de vloeistof. Er zijn dan naast negatief geladen elektronen ook positief geladen metaalionen die kunnen bewegen. Ook dan is er stroomgeleiding.
Lichte en zware metalen
Naast eigenschappen die metalen gemeenschappelijk hebben, zijn er ook belangrijke verschillen tussen metalen. Je kunt metalen verdelen in lichte en zware metalen. Je let dan op verschil in dichtheid van metalen. Lichte metalen worden veel toegepast in de luchtvaart , maar ook in de bouw. Je kunt dan denken aan magnesiu, aluminium en titaan. Verreweg de meeste metalen behoren tot de zware metalen. Een aantal zware metalen is erg giftig. Verbindingen waarin bijvoorbeeld de atoomsoorten cadmium, kwik, thallium en lood voorkomen zijn heel erg giftig.
Edele en onedele metalen
Een belangrijk onderscheid tussen metalen is het verschil in edelheid. Daaronder versta je de mate waarin een metaal gevoelig is voor corrosie. Corrosie is een ingewikkeld proces waarbij metalen reageren met stoffen uit de omgeving, zoals water en zuurstof. Bij ijzer spreek je ook wel van roesten. Bij het toepassen van een metaal is het belangrijk om te weten of een metaal edel of ofedel is.
Edele metalen zijn niet gevoelig voor corrosie. Deze metalen worden bijvoorbeeld gebruikt voor sieraden, bijvoorbeeld zilver, goud en platina.
Onedele metalen zijn wel gevoelig voor corrosie. Voorbeelden hiervan zijn koper, aluminium, lood en zink.
Op grond van de verschillen in corrosiegevoeligheid onderscheid je edele metalen, half-edele metalen, onedele metalen en zeer onedele metalen.
4.5 Moleculaire stoffen
De meeste stoffen die voorkomen zijn moleculaire stoffen. Moleculaire stoffen hebben, vergeleken met metalen en zouten, in het algemeen een laag smeltpunt en een laag kookpunt en ze geleiden geen stroom. Dat komt doordat er in moleculaire stoffen geen geladen deeltjes voorkomen die vrij bewegen.
De temperatuur waarbij een stof smelt of verdampt, hangt samen met de sterkte van de aantrekkingskrachten tussen moleculen. Deze aantrekkingskrachten noem je vanderwaalskrachten. Deze resulteren in de vanderwaalsbinding. De sterkte van de vanderwaalsbinding hangt af van de massa van de moleculen. Hoe groter de massa van de moleculen, des te sterker is de vanderwaalsbinding. Een sterkere vanderwaalsbinding betekent een hoger smeltpunt en kookpunt.
Bekijk het volgende filmpje:
Vanderwaalsbinding
4.6 Atoombinding
Aan de buitenkant van een atoom bevinden zich elektronen die een belangrijke rol spelen bij het vormen van een binding tussen atomen. Deze binding zit dus ín het molecuul en tussen de atomen. De vanderwaalsbinding zit tussen moleculen.
De niet-metaalatomen makkelijk elektronen delen en vormen dan een binding tussen de atomen. Zo'n binding noem je een atoombinding of covalente binding. Een dergelijkige binding bestaat uit twee elektronen, een elektronenpaar. Je geeft die bindingen in een molecuultekening aan door middel van een streepje. Niet alle atoomsoorten vormen evenveel van deze bindingen. De atoomsoort H kan bijvoorbeleld maar één binding vormen en de atoomsoort C vier. Het aantal bindingen dat een atoomsoort kan maken is specifiek voor die atoomsoort. Het aantal bindingen dat een atoom kan vormen, noem je ook wel de covalentie van het atoom. De covalentie komt overeen met het aantal streepjes dat in een molecuultekening rondom een atoom is getekend. In onderstaande tabel zijn je een overzicht van de belangrijkste covalenties.Hi
De molecuulformule van ammoniak is NH3. Aan de hand van de covalenties kun je een molecuultekening maken van ammoniak, ook wel structuurformule genoemd. Je kunt zien in de tabel dat N covalentie 3 heeft en H covalentie 1. Dit betekent:
4.7 Zouten
Naast keukenzout, dat je al kent, horen veel andere stoffen ook tot de zouten. Op een aantal plaatsen op de aarde, zoals in Pamukkale, in Turkije, komen rotsen voor die spierwit zijn. De witte stof waar de rotsen uit bestaan is een zout. De eigenschappen van dit zout, kalk, zijn heel anders dan de eigenschappen van keukenzout. Toch hebben zouten ook een aantal gemeenschappelijke kenmerken. In het algemeen blijkt dat zouten een hoog smeltpunt en kookpunt hebben.
Je hebt al geleerd dat zouten in vaste toestand geen stroom kunnen geleiden, maar in vloeibare fase wel. Kennelijk bestaat een zout uit geladen deeltjes die in de vaste fase niet kunnen bewegen, maar in de vloeibare fase wel.
Zouten kunnen in de vloeibare fase stroom geleiden, ze moeten daarom wel uit geladen deeltjes bestaan. Deze geladen deeltjes zijn ionen. Zouten zijn opgebouwd uit positieve metaalionen en negatieve niet-metaalionen.
In het rooster van het metaal natrium zitten Na+-ionen in een regelmatig patroon gerangschikt met daartussen negatief teladen elektronen die vrij kunnen bewegen. Een atoom chloor heeft aan de buitnekant ruimte voor een extra elektron. Als je nu bij natrium chloorgas, Cl2, brengt, zal het chloor elektronen uit het metaalrooster kunnen opnemen. Hierbij ontstaan dan Cl--ionen, zie de afbeelding hieronder. De Na+- en de Cl--ionen trekken elkaar sterk aan en rangschikken zich nu in een rooster, dit noem je een ionrooster. De ionen kunnen in de vaste fase niet meer van hun plaats komen, maar in vloeibare toestand wel en dan kunnen ze stroom geleiden.
Zouten smelten en koken bij aanzienlijk hogere temperaturen dan moleculaire stoffen. Dat komt doordat de elektrische aantrekkingskrachten tussen de positieve ionen en de negatieve ionen in een zout zeer sterk zijn. Als gevolg van deze sterke aantrekkingskrachten ontstaat een sterke binding tussen de positieve ionen en de negatieve ionen. Deze binding is een ionbinding. De ionbinding is veel sterker dan de vanderwaalsbinding in moleculaire stoffen.
4.8 Waterstofbruggen
Water heeft in vergelijking met andere stoffen een hoog kookpunt. Tussen watermoleculen zijn vanderwaalsbindingen aanwezig. Hoe groter/zwaarder het molecuul, des te sterker zijn de vanderwaalsbindingen en is het kookpunt van de stof hoger. Water is maar een klein molecuul, maar heeft toch een hoog kookpunt. Dit kun je alleen verklaren door aan te nemen dat er tussen de watermoleculen naast de vanderwaalsbinding nog een ander soort binding aanwezig is.
Deze komt tot stand doordat het zuurstofatoom in een watermolecuul het gemeenschappelijk elektronenpaar in de atoombindingen sterker aantrekt dat de waterstofatomen. Hiervoor bevinden zich de elektronen zich dichterbij het O-atoom dan bij het H-atoom en daardoor wordt het O-atoom een beetje negatief geladen en de H-atomen een beetje positief geladen. Deze lading geef je aan met δ- en δ+, zoals te zien is in de afbeelding hieronder.
Een atoombinding waarbij lading verschuift, heet een polaire atoombinding. Het negatief geladen O-atoom van het ene watermolecuul kan dan het positief geladen H-atoom van een ander watermolecul aantrekken. Door deze aantrekkingskracht ontstaat een binding: de waterstofbrug. Doordat in water naast de vanderwaalsbinding ook waterstofbruggen voorkomen heeft het een hoger kookpunt. Hoe je in de structuurformules waterstofbruggen aangeeft zie je in het voorbeeld hieronder. Een waterstofbrug geef je aan als een stippellijn tussen een negatief geladen O-atoom van het watermolecuul en een positief geladen H-atoom van het andere watermolecuul.
Polaire bindingen komen niet alleen voor tussen O-atomen en H-atomen. Ook bindingen tussen N-atomen en H-atomen zijn polaire atoombindingen. Hierbij wordt het N-atoom een beetje negatief geladen en het H-atoom een beetje positief geladen. In het algemeen kun je zeggen dat waterstofbruggen gevormd kunnen worden tussen alle moleculen die OH-groepen en/of NH-groepen bevatten. Zie de afbeelding hieronder.
De bindingen tussen C-atomen en H-atomen is geen polaire atoombinding. De H-atomen die zijn gebonden aan het C-atoom hebben geen kleine positieve lading. Ze kunnen geen waterstofbruggen vormen.
Bekijk nu onderstaand filmpje:
Waterstofbruggen
Opdracht: In de tabel hieronder staan de molecuulformules van verbindingen ven waterstof met atoomsoorten uit groep 15 van het periodiek systeem. De kookpunten van deze stoffen zijn ook vermeld. Schrijf de antwoorden in je schrift.
a. Bereken de molecuulmassa van elke stof.
b. Maak voor deze stoffen een diagram (grafiek). Zet hierin de molecuulmassa op de horizontale as (X-as) en het kookpunt op de verticale as (Y-as).
c. Verklaar de vorm van de verkregen grafiek.
Je kunt nu de opdrachten nakijken. De antwoorden kun je verderop vinden onder het kopje 'Antwoorden'.
4.9 Toets
Voor deze toets heb je de lijst nodig waarin de symbolen en atoomnummer in staan:
Er is geen controle natuurlijk, maar doe het eerlijk: gebruik geen aantekeningen en zoek geen antwoorden op op internet. Zorg wel dat je een rekenmachine bij de hand hebt.
Als je toch wilt frauderen, dan heb je daarmee alleen jezelf. Het is een toets om voor jezelf te testen of je alles hebt begrepen.
Als je achteraf vragen hebt over fouten die je hebt gemaakt, hoor ik het graag.
Het arrangement Scheikunde Drenthe College is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Rianne Pol
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2020-07-02 09:49:25
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
Oefeningen en toetsen
Wat weet je al van stoffen?
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
Namen en symbolen van elementen uit het periodiek systeem.docx
Maak nu een kort testje om te kijken of je het hebt begrepen via de volgende link: 
De branddriehoek met de drie voorwaarden voor verbranding
