Week 1.2 Zouten, metalen, moleculaire stoffen en hun bindingen en reacties

• New lesson editor
• Biologie
• HBO
• Studiejaar 1

E-learning week 1.2 

Zouten, metalen, moleculaire stoffen en hun bindingen en reacties

Welkom bij deze E-learning

• Deze les werk je zelfstandig aan het onderwerp zouten, metalen, moleculaire stoffen en hun bindingen en reacties. 

• Deze lessonup zal je stapsgewijs meenemen door de theorie aan de hand van theorie en opdrachten.

• Houd je boek (Basischemie) bij de hand tijdens het maken van deze les (hoofdstuk 3 en 4).

• Soms zie je dit:
  Klik eens op het pictogram.

• Alle slides hebben een kleur. Kies zelf de route die bij je past:

Veel succes en plezier!

Achtergrond

Door op deze objecten te klikken, vind je theorie over een onderwerp. We raden je aan om deze stukjes door te lezen, zodat het makkelijker wordt om de les te blijven volgen. 

Veel van deze info staat ook in het boek, dus je kunt het daar ook nog nalezen. 

De buttons bevatten wisselende pictogrammen en titels. 

Dit moet iedereen weten

Toepassen van theorie

Moeite met scheikunde?

Klik op de koptelefoon!

Aan het einde van deze les kun je:

• de bouw van een atoom beschrijven;

• uitleggen wat de verschillen zijn tussen een zout, metaal en moleculaire stof aan de hand van hun kenmerken;

• uitleggen hoe de atoommassa van een atoom wordt bepaald;

• formules van zouten maken, hierbij rekening houden met ladingen van ionen;

• een oplosvergelijking van een zout maken;

• een neerslagreactie opstellen;

• in een structuurformule aangeven welk type binding/bindingen in een stof aanwezig is/zijn;

• aangeven wat een stof polair/apolair maakt en hier voorbeelden van geven;

• intermoluculaire krachten beschrijven en aangeven hoe krachtig een bepaalde interactie is.

In de leeruitkomst

In de leeruitkomst zijn deze doelen als volgt samengevat:

Je gebruikt het periodiek systeem, deeltjesmodellen en molecuultheorieën om de bouw van stoffen met hun eigenschappen te verklaren.

Je verklaart welk type verbinding aanwezig is in een stof en welk type interactie aanwezig is tussen moleculen.

Atoombouw

Bekijk ook eens deze video (als je geen SK hebt gehad in je vooropleiding)

Kern

In de kern van een atoom zitten protonen en neutronen. Dit zijn de deeltjes die voor de massa van het atoom zorgen. Protonen hebben een positieve lading, neutronen hebben geen lading. Het aantal protonen is voor ieder soort atoom uniek. Daarom wordt het aantal atomen gebruikt om het atoomnummer te bepalen. Waterstof heeft bijvoorbeeld altijd maar 1 proton en zuurstof heeft 8 protonen.

Elektronen

Elektronen zwermen om de kern in een elektronenwolk. Elektronen zijn negatief geladen. De massa van elektronen is verwaarloosbaar klein en dragen dus niet bij aan de massa van een atoom. In een ongeladen atoom is het aantal elektronen gelijk aan het aantal neutronen. Is een atoom wel geladen, bijvoorbeeld een ion, dan wijkt het aantal elektronen af van het aantal protonen. Hierover leer je meer in een andere les.

Ieder atoom is opgebouwd uit een kern met daaromheen een elektronenwolk.

Isotopen

• Het aantal neutronen kan variëren in atomen.

• Isotopen zijn verschillende vormen van een atoom met een verschil in het aantal neutronen.  

Je ziet hier de isotopen van het atoom waterstof. Het aantal protonen (P) is in alle drie de isotopen gelijk (1). Het aantal neutronen varieert.

Het bovenste nummer in de naamgeving is de totale massa van het atoom, het onderste getal geeft het aantal protonen (en dus het atoomnummer) aan.

Molecuulmassa

• De massa van een molecuul noem je de molecuulmassa. 

• De eenheid van deze massa is de 'unit' (u).

De molecuulmassa van water (H₂O) is bijvoorbeeld:

2*1,008 + 16,00= 18,016u

Molecuulmassa berekenen

De massa van een molecuul wordt berekend door de massa's van de aanwezige atomen bij elkaar op te tellen.

Atoommassa

Massa atoom= aantal protonen + aantal neutronen

In het periodiek systeem is de massa van een atoom het gewogen gemiddelde van de verschillende isotopen die voorkomen. Dit noem je de relatieve atoommassa.

Relatieve atoommassa

Atoomnummer

Molecuulmassa

De massa van een molecuul wordt berekend door de massa's van de aanwezige atomen bij elkaar op te tellen.

Tijd om te oefenen! Bereken van ieder molecuul de molecuulmasse met behulp van het periodiek systeem. Sleep de juiste molecuulmassa naar het molecuul.

C12H22O11

SO2

C6H12O6

CH3COOH

CaCO3

64,06u

342,3u

180,156u

60,052u

100,09u

MRI staat voor Magnetic Resonance Imaging. Deze techniek wordt in ziekenhuizen gebruikt. Soms gebruikt men voor het maken van een MRI-scan een contrastmiddel. Dit middel bevat gadodiamide. Dit is een verbinding van het element gadolinium (Gd). In die verbinding komen Gd3+ ionen voor. In de natuur komt de isotoop Gd-158 het meest voor. Hoeveel protonen, neutronen en elektronen bevat een Gd3+ ion met massagetal 158? Noteer je antwoord als: aantal protonen: … aantal neutronen: … aantal elektronen: …

Elektronenschillen

Bekijk deze video over elektronenschillen

Reacties van atomen

• Atomen in dezelfde groep van het periodiek systeem hebben hetzelfde aantal elektronen in de buitenste schil.

• Deze elektronen noem je valentie-elektronen.

• Atomen uit dezelfde groep reageren daarom ongeveer op dezelfde manier met andere stoffen. 

• Atomen met 8 elektronen in de buitenste schil zijn stabiel en reageren niet met andere stoffen: edelgasconfiguratie.

Kijk op de volgende pagina voor meer info over het periodiek systeem

Het periodiek systeem

• Elementen zijn gerangschikt op atoomnummer.

• Elementen kunnen ingedeeld worden in groepen en periodes.  

Periode

Groep

Periode

De horizontale lijnen in het periodiek systeem zijn perioden. Elementen die in dezelfde periode zitten, hebben hetzelfde aantal schillen waarin elektronen voorkomen. Per periode zie je van links naar rechts het aantal elektronen toenemen.

Groep

Er zijn 18 groepen in het periodiek systeem. Atomen in dezelfde groep hebben vergelijkbare eigenschappen. Deze groepen lopen van boven naar beneden. Atomen uit dezelfde groep hebben hetzelfde aantal elektronen in de buitenste schil. Een aantal groepen moet je straks uit je hoofd weten:

Alkalimetalen (groep 1), hierbij vormt waterstof een uitzondering. Alkalietalen reageren heftig met water.

Halogenen (groep 17). De moleculen van halogenen zijn altijd opgebouwd uit 2 atomen. Bijvoorbeeld Cl2 (chloor).

Edelgassen (groep 18). Deze atomen hebben de buitenste schil vol met 8 elektronen (edelgasconfiguratie) en zullen daardoor niet reageren met andere stoffen.

1 Geef de edelgasconfiguratie van het magnesiumatoom. (Bij een edelgasconfiguratie noteer je per schil het aantal aanwezige elektronen.) 2 Voorspel op basis van het antwoord op vraag 1 de lading van het magnesium-ion.

Elektronenconfiguratie van Mg

• Magnesium heeft 12 elektronen, waarvan 2 in de buitenste schil. 

• Elektronenconfiguratie: 2, 8, 2

• Om te voldoen aan de edelgasconfiguratie zal magnesium 2 elektronen afstaan (makkelijker dan 6 opnemen).

• De lading van het magnesium ion zal dus 2+ zijn: Mg²⁺

Hoe noteer je dit?

Een elektronenconfiguratie laat zien hoeveel elektronen er in elke schil zitten. Je begint met het aantal elektronen in de binnenste schil (dichtstbij de kern), daarna volgen de 2e, en/of 3e schil. 

Atomen streven altijd naar edelgasconfiguratie. Op welke 3 manieren kunnen atomen dit doen?

Octetregel

• Atomen streven naar edelgasconfiguratie: 8 elektronen in de buitenste schil.

• Dit gebeurt door:
  - elektronen af te staan (vooral metalen)
  - elektronen op te nemen (vooral niet-metalen)
  - elektronen te delen (vooral niet-metalen)

Voorspel van de volgende elementen de lading van het ion. Noteer eerst de afkorting van het element, daarna de elektronenconfiguratie en daarna de lading: calcium, zwavel zink

Oude spaarlampen bevatten stoffen die worden aangeduid met de afkorting HALO. HALO geeft de gewenste kleur aan het licht. De kleur wordt onder andere bepaald door een klein percentage antimoonionen (Sb3+) in HALO. Het aantal elektronen in de Sb3+ is daarbij van belang. Wat is de totale hoeveelheid elektronen in Sb3+?

A

48

B

51

C

54

D

Goed bezig!

• Je hebt het eerste deel van deze E-learning doorlopen. 

• Het volgende onderdeel zal over metalen, moleculaire stoffen en zouten gaan.

• De volgende dia's geven een korte samenvatting van kenmerken van deze groepen.

• Kijk ook vooral de samenvattende video!

• Hierna zal iedere groep uitgebreider toegelicht worden.

Metalen

• Glanzend uiterlijk.

• Hoog smeltpunt m.u.v. kwik.

• Voelen koud aan (goede warmtegeleiding).

• Kunnen in vaste toestand elektrische stroom geleiden.

• Zijn in gesmolten toestand goed mengbaar.

• Vervormbaar door walsen en smeden.

• Door metaalrooster            metaalbinding: sterke binding.

• Indeling: alkalimetalen aardalkalimetalen, overgangsmetalen, enz.

Metaalrooster

In een metaalrooster zitten positief geladen metaalionen. De valentie-elektronen (elektronen in de buitenste schil) bewegen vrij in het rooster. Deze elektronen houden de positieve kernen van het metaal bij elkaar en doordat de elektronen vrij kunnen bewegen kan een metaal in vaste toestand makkelijk stroom geleiden. 

Moleculaire stoffen 

• Overwegend vast of gasvormig
  

• Gaan atoombindingen/covalente bindingen aan en
  bevatten daardoor geen lading 

• Deze stoffen kunnen geen stroom geleiden. 
  

• Voorbeelden: C, Si, S, halogenen, edelgassen,
  zuurstof, stikstof, waterstof

Bekijk de video in de link

(Polair) covalente binding

De covalente binding wordt ook wel de atoombinding genoemd. Bij een atoombinding levert elk atoom dat meedoet aan de binding een elektron. Er ontstaat een gedeeld elektronenpaar. Deze binding is sterk. In de afbeelding zie je dat 2 waterstofatomen hun elektronenpaar netjes delen.

Bij een polair covalente binding wordt het elektronenpaar ook gedeeld, maar is de verdeling niet helemaal gelijk. Het ene atoom trekt sterker aan het gedeelde elektronenpaar dan het andere atoom. Hierdoor ontstaat een kleine negatieve lading bij het atoom dat het sterkste trekt aan de negatief geladen elektronen. Het andere atoom wordt een beetje positief geladen. 

Elektronegativiteit

Sommige soorten atomen trekken harder aan elektronen dan anderen. In een binding tussen 2 atomen zijn de elektronen dan niet netjes in het midden gedeeld, maar trekt het ene atoom iets harder aan het gedeelde elektronenpaar.

De mate waarin een atoom trekt aan een gedeeld elektronenpaar wordt elektronegativiteit genoemd (EN-waarde). Door het verschil te berekenen van de EN-waarde van 2 atomen die een binding aangaan, kun je iets zeggen over het type binding van deze atomen:

covalente binding: Verschil EN-waarde tussen 0 t/m 0,4

polair covalente binding: verschil EN-waarde vanaf 0,4 tot 1,7

ionbinding: Verschil in EN-waarde vanaf 1,7

Voorbeeld: 

Water (H₂O) heeft polair covalente bindingen, want...
En-waarde O= 3,5
EN-waarde H= 2,1

Verschil: 3,5-2,1= 1,4

Let op: 

• Bij het rekenen met de EN-waarden, kijk je alleen naar het verschil tussen de 2 atomen waartussen je soort binding wil bepalen.

• In binas tabel 40a vind je een overzicht van eigenschappen van elementen. Hier kun je ook de elektronegativiteit (EN-waarde) vinden.

Bereken het verschil in EN-waarde. Welk type binding is aanwezig in een molecuul HCl?

A

polaire binding, verschil EN-waarde is 1,1

B

covalente binding, verschil EN-waarde is 1,1

C

covalente binding, verschil EN-waarde is 5,3

D

polaire binding, verschil EN-waarde is 5,3

Bereken het verschil in EN-waarde. Welk type binding is aanwezig in een molecuul koolstofdioxide?

A

ionbinding, verschil EN-waarde is 2,0

B

polaire binding, verschil in EN-waarde is 2,0

C

ionbinding, verschil EN-waarde is 1,0

D

polaire binding, verschil EN-waarde is 1,0

Dipolen

Bij een molecuul met een polaire binding is het gedeelde elektronenpaar niet helemaal eerlijk verdeeld. Er ontstaat een verschuiving van de lading in het molecuul. Hierdoor is een deel van het molecuul een beetje positief geladen (delta +), een ander deel een beetje negatief (delta -). Het molecuul heeft dus een plus- en minpool. Je noemt het molecuul dan een dipool of een polaire stof. Polaire stoffen lossen makkelijk op in andere polaire stoffen, maar niet in apolaire stoffen. 

Niet alle moleculen met een polaire binding vormen een dipool. Bij koolstofdioxide liggen de atomen op 1 lijn, waardoor er geen plus- of minpool ontstaat. Deze stof is dus ook niet polair.

Moleculen met 'gewone' covalente bindingen hebben geen verschillen in ladingen in het molecuul. Hierdoor noem je ze apolair, bijvoorbeeld methaan.

Apolaire stoffen lossen makkelijk op in andere apolaire stoffen, maar niet in polaire stoffen. Daarom zal olijfolie niet in water oplossen, het blijft er op drijven. 

Polaire stof

Apolaire stof

Zouten

• Bestaan uit metaalatomen en niet-metaalatomen.

• De metaalatomen leveren altijd de positieve ionen. 

• De niet-metaalatomen leveren altijd de negatieve ionen.

• Ionen vormen een ionrooster door middel van een ionbinding. Deze binding is zeer sterk! Daardoor hebben zouten een zeer hoog smeltpunt.

• Zouten geleiden stroom als elektronen vrij kunnen
  bewegen in opgeloste en gesmolten toestand.

• In een ionrooster is de totale positieve lading gelijk aan
  totale negatieve lading.

Ionrooster

Een ionrooster is in principe oneindig. Het is in dit rooster niet aan te geven welk positief geladen ion bij welk negatief geladen ion hoort. Daarom hebben zouten geen molecuulformule (zoals bij een moleculaire stof), maar een verhoudingsformule. Voorbeeld van een verhoudingsformule is NaCl (keukenzout).

De notatie van een verhoudingsformule is altijd hetzelfde:  eerst noteer je de afkorting van het metaalion (positief geladen ion), daarachter het niet-metaalion (negatief geladen ion).

Soorten zouten

Zouten bestaan uit ionen. Ieder zout bevat een positief geladen ion (metaal) en een negatief geladen ion (niet metaal). Ionen kunnen enkelvoudig of samengesteld zijn. 

Een enkelvoudig ion bestaat uit 1 atoom dat één of meerdere elektronen heeft opgenomen of afgestaan. Voorbeelden zijn Cu2+ en F-.

Een samengesteld ion bestaat uit meedere covalent gebonden atomen die in het geheel één of meerdere elektronen hebben opgenomen of afgestaan. Voorbeelden zijn SO42- en NH4+.

Naamgeving van zouten

Zouten hebben een verhoudingsformule (omdat in een ionrooster niet duidelijk is welk positief ion bij welk negatief ion hoort). Door een verhoudingsformule te gebruiken, weet je hoe het ionrooster is opgebouwd.

In een verhoudingsformule noteer je altijd het positieve ion als eerste en daarna het negatieve ion. 

Daarna kijk je in welke verhouding ionen voorkomen. Hierbij moet de lading van de positieve en negatieve ionen in de verhouding op 0 uitkomen.

Als laatste noteer je de getallen van de verhouding achter het ion, op de plek van de index.

Voorbeelden: 

natriumbromide: NaBr 

magnesiumsulfaat: Mg(SO₄)

aluminiumsulfaat: Al₂(SO₄)₃

Let op: 

• Wanneer in een zout een samengesteld ion voorkomt, zet je haakjes om het samengestelde ion.

• In binas tabel 45a vind je een overzicht van de oplosbaarheid van zouten. Hier kun je ook de ladingen van ionen vinden.

Noteer de verhoudingsformule van de volgende zouten: 1 Kaliumfluoride 2 Zinknitraat 3 IJzer(III)sulfaat

Oplossingen van zouten

• Het ionrooster wordt afgebroken in water.

• Ionen worden omringd door watermoleculen (hydratatie).

• Doordat ionen vrij kunnen bewegen in water, kunnen ze stroom geleiden. 

• Het oplossen van een zout noteer je in een oplosvergelijking.

• Wanneer je 2 opgeloste zouten samenvoegt,
  kan er een neerslag ontstaan: een neerslagreactie.
  Dit kun je in een neerslagvergelijking noteren.

NaCl (s)          Na⁺ (aq) + Cl^- (aq)

Hydratatie

Wanneer een zout in water oplost, worden ionen gehydrateerd. Dit betekent dat er watermoleculen rondom een ion gaan zitten. In de afbeelding zie je dat watermoleculen rond een Na+-ion gaan zitten en rondom het Cl--ion. 

Kijk eens goed hoe deze watermoleculen zijn gerangschikt! Bij het positieve ion ligt de delta- kant van water naar het ion toe. Bij het negatief geladen ion ligt de delta+ kant van water naar het ion gekeerd.

Neerslagrecties en neerslagvergelijking

Bekijk deze video over neerslagreacties en het maken van neerslagvergelijkingen:

https://www.youtube.com/watch?v=X50rye03kBo

Sleep de 'ionen' naar de vakjes van de ionen in de afbeelding die een neerslag vormen. Welke ionen doen niet mee? Sleep ook hier het tekstvakje naar de juiste ionen.

Positief ion

Negatief ion

Doet niet mee

Doet niet mee

Schrijf je antwoord op papier, maak er een foto van: Geef in de volgende situaties aan of er een neerslag ontstaat. Als er een neerslag ontstaat, noteer dan de neerslagreactie: 1 bekerglas calciumnitraat wordt bij bekerglas kaliumfluoride gegoten 2 bekerglas koperchloride wordt bij bekerglas natriumbromide gegoten

Metalen, zouten en moleculaire stoffen

Sleep de stoffen naar de juiste kolom

Cu(s)

Metaal

Moleculaire stof

Zout

FeO(s)

CO₂ (g)

O₂ (g)

ZnO (s)

PbCO₃ (s)

KNO₃ (s)

Ti (s)

C₆H₁₂O₆ (s)

NH₃ (g)

Type bindingen tussen atomen

• Covalente binding

• Polair covalente binding

• Ionbinding

Sterk      Zwak

Bindingen tussen atomen noem je:
intramoleculaire krachten. Ze zijn in te delen van zwak naar sterk, maar er is 1 uitzondering: 

De metaalbinding past niet in dit rijtje, doordat een metaalrooster geen gedeelde elektronenparen heeft, maar wel positieve kernen, waar vrije elektronen om bewegen.

Type bindingen tussen moleculen

• Vanderwaalskracht

• Dipool-dipool interactie

• Waterstofbrug

• Dipool-ion interactie 

• Ion-ion

Sterk     Zwak

Moleculen trekken elkaar aan. Hoe groter de aantrekkingskracht tussen moleculen, des te hoger het smelt- en kookpunt van de stof.

Intermoleculaire krachten deel 1

De krachten tussen moleculen noem je intermoleculaire krachten. Er zijn verschillende krachten die kunnen voorkomen tussen moleculen:

De vanderwaalskracht (vdw-kracht) is altijd aanwezig tussen moleculen. Hoe zwaarder het molecuul, des te groter is de vdw-kracht. Deze binding is de zwakste vande mogelijke intermoleculaire krachten.

De interactie tussen twee dipolen is de dipool-dipoolinteractie. Het delta+ deel van een molecuul gaat een interactie aan met het delta- deel van het andere molecuul. Deze interactie is vrij sterk, dus stoffen van dipolen hebben vaak een hoog smelt- en kookpunt. De interactie geef je aan met een stippellijn.

Intermoleculaire krachten deel 2

De waterstofbrug is een nog sterkere interactie dan een dipool-dipool interactie. Hierbij gaat een waterstofatoom die delta+ geladen is, een interactie aan met een N, O, of F-atoom die delta- geladen is. Ook deze interactie geef je aan met een stippellijn. Stoffen die H-bruggen kunnen vormen, lossen goed op in water.

Dipool-ion interactie is een nog sterkere interactie. Doordat er een ion bij betrokken is, zal deze sterk trekken aan de dipool.

Ion-ion interactie: wanneer 2 ionen een interactie aangaan, zal dit de sterkst mogelijke interactie zijn, aangezien deze een grotere lading hebben dan bijvoorbeeld een dipool.

Hydrofoob, hydrofiel en amfipathisch

Hydrofiele stoffen lossen juist goed op in water. Het zijn polaire stoffen. Deze stoffen bevatten dus polair covalente bindingen. Meestal bevatten ze ook covalente bindingen, maar is het polaire deel sterk genoeg om de stof toch helemaal hydrofiel te maken. Soms kunnen deze stoffen ook waterstofbruggen vormen in water.

Hydrofobe stoffen lossen niet goed op in water. Ze zijn daarom apolair. Het zijn dus stoffen met voornamelijk covalente bindingen in het molecuul.

Amfipathische stoffen zijn stoffen die een hydrofoob én een hydrofiel gedeelte hebben. Hierdoor vertonen ze eigenschappen van allebei. Voorbeelden van deze stoffen zijn vetzuren, de fosfolipiden in het celmembraan en zepen.

Klik om te vergroten

Welke kenmerken passen bij een hydrofobe stof? Er zijn meerdere goede antwoorden.

A

Lossen slecht op in water

B

Dit zijn apolaire stoffen

C

Lossen goed op on water

D

Dit zijn dipolen

Wat heb je deze les geleerd? Formuleer in 3 of 4 zinnen wat voor jou de belangrijkste opbrengst van de les is.

Volgende les (week 1.2)

Volgende les zie ik je weer op de HAN. 

Er is tijdens deze bijeenkomst uitgebreid ruimte om vragen te stellen en om te oefenen met opdrachten over
hoofdstuk 1 t/m 4.

Let op: Dit zal geen theorieles zijn!

Goed gewerkt!

Je bent aan het einde van deze E-learning gekomen. 

We willen graag van je weten hoe je deze les hebt ervaren. 

Wil je de volgende 2 vragen nog invullen?

Klik!

Geef een top voor deze les. Wat moet er de volgende keer zeker in blijven?

Geef een tip voor deze les. Wat zou er een volgende keer anders moeten?