HAVO Scheikunde cheat sheet

Wet van behoud van massa: bij een reactie blijft het totale aantal atomen van elke soort gelijk; een kloppende vergelijking heeft aan beide zijden evenveel atomen per element.

Molmassa M in g/mol = som van atoommassa's uit het periodiek systeem; aantal mol n = m / M en aantal deeltjes N = n · 6,02·10^23.

Gaswet bij standaardomstandigheden (273 K, 1,01·10^5 Pa): molair volume Vm ≈ 22,4 L/mol, dus n = V / 22,4 bij T = 273 K en p = p0.

Algemene gaswet p·V = n·R·T met R = 8,314 J/(mol·K); temperatuur altijd in kelvin (T = t + 273).

Concentratie c = n / V in mol/L; bij verdunnen geldt c1·V1 = c2·V2 omdat de hoeveelheid opgeloste stof gelijk blijft.

Massapercentage van een element in een verbinding = (atoommassa element · aantal atomen) / molmassa verbinding · 100%.

Rendement = (werkelijk gevormde hoeveelheid / theoretisch berekende hoeveelheid) · 100%; reken eerst de theoretische opbrengst uit de kloppende vergelijking.

Enthalpie: ΔH < 0 betekent exotherm (energie komt vrij), ΔH > 0 betekent endotherm (energie wordt opgenomen); de eenheid is kJ per mol reactie.

Rekenvolgorde bij stoichiometrie: massa of volume omzetten naar mol, molverhouding uit de coëfficiënten toepassen, daarna omzetten naar de gevraagde grootheid.

Atoomnummer Z = aantal protonen; in een neutraal atoom geldt aantal elektronen = Z; massagetal A = protonen + neutronen, dus neutronen = A − Z.

Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer maar verschillen in massagetal door een ander aantal neutronen; chemische eigenschappen zijn vrijwel gelijk.

Elektronenconfiguratie vult de schillen in volgorde 2, 8, 8, ...; het aantal elektronen in de buitenste schil bepaalt de groep in het periodiek systeem.

Ionlading voorspellen: metalen in groep 1 en 2 vormen 1+ en 2+ ionen; halogenen vormen 1− ionen; een edelgasconfiguratie is de drijfveer.

Ionbinding: metaal geeft elektronen af aan niet-metaal, tegengestelde ionen trekken elkaar elektrostatisch aan; stoffen hebben een hoog smeltpunt en geleiden gesmolten of opgelost stroom.

Covalente binding: atomen delen elektronenparen; een dubbele binding deelt twee paren; moleculen zijn meestal niet geleidend en hebben lagere smeltpunten.

Elektronegativiteitverschil bepaalt het bindingstype: klein verschil geeft een apolaire atoombinding, groot verschil een polaire atoombinding of ionbinding.

Metaalbinding: positieve ionen in een rooster met vrij beweeglijke delocalized elektronen; dit verklaart geleiding en buigbaarheid van metalen.

Dipool-dipoolkrachten en waterstofbruggen (bij O–H, N–H, F–H) zijn intermoleculaire krachten; sterkere krachten geven een hoger kookpunt.

Zuur: staat H+ (proton) af; base: neemt H+ op; een sterk zuur of een sterke base is in water vrijwel volledig geïoniseerd.

pH = −log[H3O+]; omgekeerd [H3O+] = 10^(−pH); bij 298 K geldt pH + pOH = 14 en Kw = [H3O+]·[OH−] = 1,0·10^−14.

Sterk zuur zoals HCl: [H3O+] gelijk aan de molariteit; zwak zuur zoals azijnzuur: gebruik de zuurconstante Kz en stel de evenwichtsvergelijking op.

Zuurconstante Kz = [H3O+]·[zoution] / [zuur] voor HA + H2O ⇌ H3O+ + A−; grotere Kz betekent een sterker zuur.

Zuur-base-reactie: zuur + base → zout + water (neutralisatie); het zuur staat H+ af aan de base, waarbij de base wordt geprotoneerd.

Zoutoplossing voorspellen: zout van sterk zuur en sterke base is neutraal; zout van zwak zuur met sterke base is basisch; zout van sterk zuur met zwakke base is zuur.

Oplosbaarheid van zouten: nitraten en natrium- en kaliumzouten zijn goed oplosbaar; zilverchloride en barium- en loodsulfaat zijn slecht oplosbaar en slaan neer.

Neerslagreactie: meng ionen die samen een slecht oplosbaar zout vormen; de netto-vergelijking laat alleen de deeltjes zien die werkelijk reageren.

Indicator of pH-meter: methyloranje slaat om rond pH 3–4, fenolftaleïen rond pH 8–10; kies de indicator waarvan het omslagtraject bij het equivalentiepunt past.

Koolstof vormt vier covalente bindingen; een verzadigde koolwaterstof heeft alleen enkele bindingen (alkaan, CnH2n+2), een onverzadigde bevat een dubbele of driedubbele binding.

Alkaan: CnH2n+2; alkeen: CnH2n met één C=C; alkyn: CnH2n−2 met één C≡C; de dubbele binding maakt additiereacties mogelijk.

Naamgeving: langste koolstofketen bepaalt de stamnaam, nummer vanaf de kant die de zijgroep of meervoudige binding het laagste nummer geeft.

Functionele groepen: hydroxyl (OH) geeft een alcohol, carboxyl (COOH) een carbonzuur, carbonyl (C=O) een aldehyde of keton, en ester (COO) een ester.

Additie: bij een alkeen worden atomen over de dubbele binding geplaatst, bijvoorbeeld etheen + water (met katalysator) geeft ethanol; broomwater ontkleurt als aantonen van onverzadigdheid.

Polymerisatie: additiepolymerisatie koppelt alkenen zonder afsplitsing (polyetheen uit etheen); condensatiepolymerisatie splitst water af (polyester, polyamide).

Reacties van carbonzuren: carbonzuur + alcohol ⇌ ester + water (verestering, evenwicht, katalysator zwavelzuur); ester + water geeft hydrolyse terug.

Verbranding van een koolwaterstof: CxHy + (x + y/4) O2 → x CO2 + (y/2) H2O; onvolledige verbranding geeft CO of roet.

Isomerie: stoffen met dezelfde molecuulformule maar een andere structuur, bijvoorbeeld butaan en 2-methylpropaan, hebben verschillende eigenschappen.