H1 | H2 | H3 | H4 | H5 | H6 | H7 | H8 | H9 | H10
 
Home
Contact
De Makers
Bronvermelding
Onderhoudsplan
Hoe & waarom
Copyright
 
 
Handleiding
Quiz
Examens
Extra's
Proeven
 
 
Handleiding
VMBO eisen
 
 
Periodiek systeem
Kladblokje
Oplosbaarheid
Links
Sitemap
 
 
  
 

ThinkQuest Chemie in 11 > Hoofdstuk 7 > Informatie

De meeste stoffen bestaan uit moleculen, een klein stofdeeltje bestaat al uit ongelooflijk veel moleculen. De molecuultheorie beschrijft hoe alle materie is opgebouwd en waarom bepaalde stoffen juist die bepaalde eigenschappen hebben.
Alle moleculen van 1 bepaalde stof zijn gelijk, maar moleculen van verschillende stoffen zijn dus ook verschillend. Dus alle watermoleculen zijn gelijk, maar ook alle suikermoleculen.

We kennen miljoenen verschillende stoffen. Er bestaan ongeveer 4 miljoen verschillende moleculen. Er worden elke dag nog weer nieuwe stoffen en moleculen ontdekt.

Je kunt nu met deze molecuultheorie ook verschil maken tussen een zuivere stof en een mengsel:
Een zuivere stof bestaat natuurlijk uit 1 soort moleculen, en een mengsel uit verschillende soorten.

We hebben het al eerder gehad over de fasen:
Vast = s
Vloeibaar = l
Gas = g
En opgelost in water = aq

Ook die verschillen kun je met de molecuul theorie aantonen:
Een vaste stof bestaat uit moleculen die op een vaste plaats in de stof dicht op elkaar zitten en zachtjes trillen.
Een vloeistof bestaat uit moleculen die door elkaar heen bewegen. De afstand tussen de moleculen is ook groter dan die in een vaste fase
Bij een gas bewegen de moleculen gewoon door elkaar heen.
Een oplossing in water bestaat dus uit twee soorten moleculen, namelijk de watermoleculen en de moleculen van de opgeloste stof.

Als we bijvoorbeeld een blokje ijs, verwarmen, dan gaan de moleculen steeds sneller bewegen totdat ze in de vloeibare fase terecht komen. Dit gebeurt als het smeltpunt is bereikt. En dat is bij ijs 0 graden Celcius.
Ga je nog meer verwarmen dan gaan de moleculen zo snel bewegen dat het water overgaat in de gas fase, omdat de moleculen zo snel bewegen dat ze de lucht in gaan. Dit gebeurt bij het kookpunt. Bij water is dit 100 graden Celcius.
Als het dan weer gaat afkoelen gaan de moleculen weer langzamer bewegen en door de aantrekkingskracht van alle moleculen gaan ze weer bij elkaar zitten, en gaan ze weer over in de vloeibare fase.

Regel: Als een stof een hoger kookpunt heeft, trekken de moleculen elkaar sterker aan dan de moleculen van een stof met een lager kookpunt.
Hoog kookpunt: Sterke onderlinge aantrekkingskracht
Laag kookpunt: Zwakke onderlinge aantrekkingskracht

Er zijn ook processen waarbij de moleculen veranderen. Dit noemen we chemische reacties. Bij die reacties verdwijnen de beginstoffen en daar komen reactieproducten voor in de plaats.
Beginstoffen -> Reactieproducten

Volgens de molecuultheorie verdwijnen de moleculen van de beginstoffen en ontstaan daaruit de reactieproducten.



Om dit beter te begrijpen is er aan de molecuul theorie de zogenaamde atoom theorie toegevoegd. Volgens de simpelste theorie, die van Dalton, houdt deze in:
- Moleculen bestaan uit nog kleinere deeltjes: Atomen
- Er bestaan ruim honderd soorten atomen.
- Atomen zijn massief en onvernietigbaar, dat wil zeggen dat je ze niet kunt veranderen.

Later pas is ontdekt dat het laatste punt niet helemaal klopt, we weten nu dat we atomen wel kunnen veranderen (kernreacties).

Een atoom geef je aan met het symbool van het element: Dus het H atoom, C atoom, O atoom. Alle atomen van een niet ontleedbare-stof zijn dus weer precies gelijk.

De verschillende moleculen kun je onderscheiden door:

1. Het aantal atoomsoorten.
2. Het aantal atomen van elke soort per molecuul.
We spraken eerder over de kommaformule, maar deze geeft vaak onduidelijkheid. Zo kan bijvoorbeeld C,H,O kaarsvet betekenen maar ook glucose.
Daarom geven we aan hoeveel atomen er van elke atoomsoort in een molecuul zitten. We krijgen dan de molecuulformule.
Glucose:C6H12O6


Elk bolletje is 1 atoom

Het verschil tussen niet-ontleedbare stoffen (de elementen) en verbindingen kun je goed aangeven met behulp van de atoomtheorie van Dalton:
- Een molecuul van een niet-ontleedbare stof bestaat uit 1 soort atomen.
- Een molecuul van een verbinding bestaat uit verschillende soorten atomen.
Ook chemische reacties kun je met deze theorie verklaren.

Definitie volgens Dalton: Een chemische reactie is een hergroepering van atomen:



Verschillende moleculen kun je op twee manieren weergeven.
- met een bolletjestekening
- met een molecuulformule

Molecuulformules
Het aantal atomen per molecuul wordt rechts onder het symbool van de atoomsoort geschreven. Dit noemt men de index (meervoud indices).
De volgorde van de atoomsoorten in een molecuulformule is eigenlijk niet belangrijk. We gebruiken wel een bepaalde volgorde, die volgorde leer je vanzelf.

Met de molecuulformules kun je een stof aanduiden. Een stof bestaat uit allemaal identieke moleculen. Hieronder staat de verbinding water:



Water bestaat uit 2 H atomen en 1 O atoom, dus schrijven we water als H2O

De verbindingen die je moet kennen staan in de volgende tabel:
Verbindingen

Ook een aantal niet-ontleedbare stoffen bestaat uit moleculen die uit 2 of meer atomen bestaan. Deze formules moet je leren. 
Molecuulformules van elementen

Voor zwavel en fosfor kom je ook de losse atomen tegen, dat ligt aan de temperatuur en druk waarbij je de stof bekijkt.

We hebben tot nu toe gezegd, dat alle stoffen uit moleculen bestaan en dat moleculen zijn opgebouwd uit atomen. Dat is niet helemaal juist. Niet bij alle stoffen kun je moleculen onderscheiden. Niet alle stoffen bestaan uit groepjes bij elkaar horende atomen.

De volgende soorten stoffen bestaan niet uit moleculen:
* de meest niet-ontleedbare stoffen.
- De metalen bestaan uit allemaal dezelfde atomen. Je kunt geen groepjes van bij elkaar horende atomen aanwijzen. De formule van ijzer is dus Fe.
- De edelgassen (reageren bijna niet met andere stoffen)
onder andere de gassen helium, neon en argon. Hun deeltjes zijn losse atomen, en de formules zijn dus gewoon: He, Ne en Ar.
- De formules van zwavel, koolstof en fosfor schrijft men zo: S, C en P.
* de groep verbindingen, ook wel zouten genoemd.
- zouten hebben als kenmerk dat ze meestal uit een metaal en een of meer elementen zijn opgebouwd.

Om een reactie kort op te schrijven zonder dat atomen verdwijnen of bijkomen, gebruik je een reactievergelijking.
Een reactievergelijking kloppend maken doe je met het volgende stappenplan:
* Schrijf de beginstoffen en eindproducten in woorden op in een schema.
voorbeeld: methaan + zuurstof -> water
* Schrijf de formules van de stoffen eronder.
voorbeeld: CH4 (g) + O2 -> CO2 (g) + H2O (l)
* Maak het aantal atomen van elke soort voor en na de reactie gelijk door voor de moleculen een getal te zetten.
voorbeeld: 1 CH4 (g) +2 O2 (g) -> 1 CO2 (g) + 2 H2O (g)
* Controleren is belangrijk! Altijd kijken ofdat er geen atomen uit het niets zijn ontstaan, en ofdat er geen atomen plotseling zijn verdwenen. De coŽfficiŽnt 1 mag je weglaten. De verglijking wordt dus:
CH4 (g) + 2 O2 -> CO2 (g) + 2 H2O (g)
Als je vaak genoeg oefent is het niet moeilijk meer om een reactievergelijking kloppend te maken. Denk er wel aan, dat je nooit de formules mag gaan veranderen.


In de atoomtheorie van Dalton worden atomen voorgesteld als massieve bolletjes. Daarmee kun je veel scheikundige reacties verklaren. Rond 1900 werd ontdekt dat uit metalen elektrische lading kan ontsnappen. Die lading bestaat uit elektronen.
Nog later kwam men erachter dat je uit elke stof elektronen kunt vrijmaken. Als je dat zou doen, krijgt de overgebleven stof een elektrische lading die tegengesteld is aan de lading van de elektronen. Hierover hebben ze een afspraak gemaakt, men noemt de lading van een elektron negatieve lading, en de tegengestelde lading noemt men positieve lading.

Een atoom heeft geen lading. Een elektron heeft een negatieve lading. Als je dus elektronen uit het atoom haalt, houd je positief geladen deeltjes over. Die positieve geladen deeltjes noemen we protonen.

Periodiek systeem

De Engelsman Rutherford verbeterde het model van Dalton. Hij ontdekte dat radioactieve straling voor het grootste deel dwars door atomen heen kon gaan. Daaruit trok hij de conclusie, dat een atoom niet massief is. Hij stelde een atoom voor als een atoomkern, waarin de protonen zitten. Om die kern zit een wolk van elektronen. De ruimte tussen de kern en de elektronenwolk is leeg.

Met het atoommodel van Rutherford kun je het verschil tussen de atoomsoorten verklaren. Het verschil tussen atoomsoorten wordt bepaald door het aantal protonen in de atoomkern.
Een H kern (waterstofatoom) heeft lading 1+, en bevat dus 1 proton
Een He kern heeft een lading 2+, en bevat 2 protonen
Het aantal protonen in de kern van 1 atoomsoort is altijd hetzelfde, dat wil zeggen, dat een H atoom altijd 1 proton bevat, en nooit meer of minder. Het aantal protonen noemen we het atoomnummer van de atoomsoort.
In een atoom is het aantal elektronen gelijk aan het aantal protonen, dus gelijk aan het atoomnummer.

In 1930 ontdekte men dat atoomkernen niet alleen uit protonen bestaan, maar ook nog uit neutronen. Deze deeltjes hebben geen lading, vandaar hun naam "Neutron=Neutraal". De massa van een neutron is gelijk aan de massa van een proton. We noemen het aantal protonen en neutronen dat in de kern van een atoom zit het MASSAGETAL.
De volgende eigenschappen van electronen (e), protonen (p) en neutronen (n) moet je goed ONTHOUDEN:

de lading van e is 1-
de lading van p is 1+
neutronen hebben geen lading

de massa van p = massa van n = 1
aantal p + aantal n = massagetal
aantal p is het atoomnummer.
Hier even een voorbeeld van:
Als je van natrium het atoomnummer (11) en het massagetal (23) kent, dan weet je alles van dat atoom
atoomnummer = 11 dus 11 protonen, maar omdat een atoom neutraal is dus ook 11 electronen.
massagetal = 23 dus 23 - 11 = 12 neutronen.
De p en n zitten in de kern en de e in de schil.

Naar boven

 

 
 

 

 

 
 
 
 



Engelse versie