Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

4,5&6 VWO Scheikunde

samenvatting van alle scheikundige dingen van vwo 4 tot en met vwo 6
by

jimi van schalkwijk

on 30 December 2015

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of 4,5&6 VWO Scheikunde

Scheikunde: stoffen, hun eigenschappen en veranderingen (reacties)
Metalen
Moleculaire stoffen
Zouten
Verschil: geleiding elektrische stroom
nooit
soms
altijd
Alle stoffen
Binding
De Mol
Zuren en basen
Atoombouw
Organische chemie
Reacties
Zuren stoten altijd een H atoom af
Basen nemen altijd en H atoom op
*uitzondering: water kan een zuur en een base zijn.
"amfolyten"
buffers: Dat zijn oplossingen die de zuurgraad zoveel mogelijk constant houden als je er wat zuur of base aan toevoegt.
belangrijke tabellen bij dit hoofdstuk:
49, zuren, van linksboven nar rechts onder steeds minder zuur
Basen, van rechtsonder naar links boven steeds minder Basisch
atoombinding:
-tussen atomen: bijv. H-O-H
-zeer sterk
-moleculaire stoffen

-polaire atoombinding: hierbij is een verschil in elektronen activiteit tussen de twee niet-metaalatomen (o-h / N-H)

-Een atoombinding wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen de atomen: één elektron van een atoom vormt samen met één elektron van een ander atoom een elektronenpaar.
van der waals bindingen:
alle krachten die niet het gevolg zijn van covalente bindingen of elektrostatische krachten tussen ionen.
-tussen moleculen.
-zwakke sterkte ( hoe groter het molecuul, hoe sterker de binding)
De grootte van de vanderwaalskrachten neemt toe wanneer:
-er meer elektronen in de moleculen voorkomen, in eerste benadering is het aantal elektronen evenredig met de moleculaire massa.
-de moleculen een grotere omvang hebben.
-de moleculen elkaar beter kunnen benaderen (bijv. een goed contactoppervlak of een regelmatige vorm).


waterstofbruggen:
-tussen moleculen.
- matige/sterke sterkte
-polair, de o atomen of de N atomen trekken iets harder aan de elektronen zodat de O of N atomen een beetje negatief geladen worden en H atomen een beetje positief geladen worden
ionbinding:
-aangetrokken door een verschil in lading.
-sterkte hang af van de ionlading en de onderlinge afstand (maar is sowieso sterk)
-komt voor in zouten
metaalbinding:
-tussen 2 metalen
-vrij bewegende elektronen
-vrij sterk
-In het metaalrooster treedt tussen de tegengesteld geladen deeltjes een aantrekking op. Deze elektrostatische aantrekking leidt tot een metaalbinding
metaal:
-geleid altijd, dit komt doordat de elektronen vrij
in het metaal rooster kunnen bewegen
-vervormbaar doordat alle atomen in principe een
plaats opschuiven.
- Binas tabel 8 enkele gegevens
-metaalrooster, (s) zie met binding
-hoog kook- en smeltpunt uitzondering kwik (Hg)
-alliage/legering: menging van metalen bijv. brons ( Cu&Sn)

Moleculaire stof:
-niet metaalatomen, opgebouwd uit moleculen bijv. water
-Een atoombinding of vanderwaals binding.
-naamgeving wordt later in deze prezi behandel van moleculaire stoffen

structuurformule:
Een structuurformule is een grafische,
tweedimensionale weergave van de
structuur en enkele andere belangrijke
kenmerken van een molecuul. Een
structuurformule geeft daarmee veel
meer informatie dan een brutoformule, die enkel de aantallen van de verschillende atomen geeft. In de simpelste vorm, die voor veel organische moleculen volstaat, geeft een structuurformule de verschillende atomen in een molecuul weer en de covalente bindingen daartussen. Voor veel moleculen is echter een wat uitgebreidere set symbolen nodig om ze bruikbaar weer te geven. Dat is bijvoorbeeld het geval voor aromatische moleculen, andere resonante structuren, complexen en ionen. De structuurformules zijn vaak gebaseerd op de Lewistheorie van de chemische binding, en structuurformules waarin vrije elektronenparen expliciet worden aangegeven, noemt men wel Lewisstructuren.
molecuulfromule:
-De molecuulformule geeft het aantal van elke atoomsoort in een molecuul weer (NH3, CH4, H2O)
naamgeving:
De naam van een zout krijg je door de namen van het positieve en het negatieve ion achter elkaar te plaatsen.

Voorbeelden
- Na2CO3 : natriumcarbonaat
- NH4Cl : ammoniumchloride
- Fe(NO3)3 : ijzer(III)nitraat
- Pb(OH)2 : lood(II)hydroxide
zouten:
-samenstelling van metaal- en niet-metaal atomen.
-altijd een lading van 0! (behalve uitzonderingen)
-geleiden goed in (aq) en (s) niet
-niet-metaal atomen nemen makkelijker een elektron op waardoor ze altijd negatief zijn (H)(een soort base)
-zouten bestaan uit ion roosters ->

neerslag reacties:
-Binas 45
- 2 slecht oplosbare zouten vormen samen
een neerslag.
dit is o.a. een methode om erachter te komen wat een onbekende stof is. dit kan door je onbekende stof eerst op te lossen en dan aan verschillende stoffen toe te voegen totdat er een neerslag onstaat en je stoffen kunt afstrepen (binas 45)

pH:
-geeft aan hoe zuur/basisch een oplossing is.
1-14
-log
pH= 14- pOH (base)

het bereken van de ph verschilt per zuur of base,
bij een zuur bijv:
220 ml van 0.3M HClO, bereken de pH
HClO + H2O -> ClO- + H3O+
([Clo-] x [H30}) / [HClO] = kw (4,0 x10^-8)
vervolgens zeg ej dat de [..] X zijn
XxX= X^2 / 0.22 -X
dit herleid je op 0 en los je het vervolgens op met de AABC formule ( B+ of - wortel Discirminant / (delen door) 2A
D= B^2 -4AC
daar komt in dit geval 9.38x10^-8
vervolgens neem je daar de -log van en kom je uit op een pH van 4.03

een base gaat precies hetzelfde behalve het einde:
je komt na de -log bijv. uit op - 5,07. Dit is nog niet de pH maar de pOH.
om hiervan de pH te maken doe je 14-pOH=8.93

covalentie:
de hoeveelheid bindingen een atoom aan kan
gaan. C(4) H(1) N(3) O(2)
halogenen hebben 1 covalente binding.
een atoom bestaat ui drie onderdelen:
elektronen: negatief geladen
-laag gewicht
protonen: positief geladen
-1u
neutronen: geen lading
-1u
de atoom kern bestaat uit protonen
en neutronen. daar omheen zit de
elektronenwolk met daarin de schillen.
massagetal:
het massagetal is het aantal protonen plus het aantal neutronen.
in het periodiek systeem staat de gem. massa
atoomnummer = het aantal protonen
Wanneer het atoom als geheel elektrisch neutraal is, is het atoomnummer gelijk aan het aantal elektronen in de elektronenwolk rond de kern
10 elek -> neon want, 2-8 (dit geld niet voor isotopen "atomen die niet elektrisch neutraal zijn" )
5protonen -> atoomnummer 5 -> boor
elektronen schillen:
K: 2 elektronen
L: 8 elektronen
M: 18 elektronen
N: 32 elektronen etc.
in elke schil kan 0-2,0-8 etc. elektronen zitten.
de schillen worden ook wel de elektronen wolk genoemd



periodiek systeem
in het periodiek systeem staan alle elementen
het PS is opgedeeld in periodes en in groepen
Halogenen: In de natuur komen halogenen voor als twee-atomige moleculen: F2, Cl2, Br2 en I2. Astaat is radioactief en komt bijna niet in de natuur voor.

eigenschappen: (kleur)
Fluor is een groen gas. Chloor is een geel gas. Broom is een donkerbruine vloeistof en jood is een paars-zwarte vaste stof.

Halogenen zijn erg reactief en reageren gemakkelijk met andere elementen (met name metalen). Halogenen vormen ionen met een lading 1−, bijvoorbeeld Cl wordt Cl− (chloride-ion).
halogenen komen meestal samen voor (Cl2)
Periode: Een horizontale rij van elementen met toenemend atoomnummer wordt een periode genoemd. Er zijn in totaal 7 periodes.
groepen: Een verticale kolom van elementen die verwante eigenschappen vertonen wordt een groep genoemd. Er zijn in totaal 18 groepen.
alkalimetalen: De alkalimetalen zijn erg reactief en vormen ionen met een lading van 1+. Vanwege de reactiviteit zijn alkalimetalen de meest onedele metalen die er zijn.

Alkalimetalen reageren van boven naar beneden in het periodiek systeem steeds heftiger met water. Als bijvoorbeeld een blokje kalium in een bak met water wordt gegooid, reageert het heftig. Tijdens de exotherme reactie ontstaat waterstofgas dat door de enorme hitte direct ontbrandt.

Alkalimetalen zijn 'zachte' metalen: je kunt ze met een mes snijden.

***H valt niet onder de alkalimetalen!!!!!***
aardalkalimetalen: Aardalkalimetalen vormen positieve ionen met een lading van 2+, bijvoorbeeld Ba wordt Ba2+.

verder zijn ze niet heel interessant (groep 2)
edelgassen: Een eigenschap van edelgassen is dat ze niet of nauwelijks reageren met andere stoffen. dit komt door de de stabiele elektronenomringing.
-0 valentie elektronen, er zijn dus geen elektronen beschikbaar om een gemeenschappelijk elektronenpaar te vormen met een ander atoom-> Er zal dan ook geen reactie optreden.
katalysatoren:
versnellen het verloop van ene reactie maar heeft er geen invloed op

Concentratie: Een hogere concentratie van de reagerende stoffen zorgt voor een snellere reactie -> botsende deeltjes model

temp: Een hogere temperatuur zorgt voor een snellere reactie. Door het verhogen van de temperatuur zullen deeltjes zich sneller gaan bewegen. Het aantal botsingen per tijdseenheid zal dan niet alleen toenemen, ook de kracht waarmee deeltjes botsen neemt toe. Door deze twee effecten neemt de reactiesnelheid toe.


Een grotere concentratie betekent dat er per volume-eenheid meer deeltjes zijn. De kans dat deeltjes botsen wordt dus groter en daarmee het aantal effectieve botsingen per tijdseenheid. Dit verklaart de toename in reactiesnelheid. Als je de concentratie van één van de stoffen tweemaal zo hoog maakt zal de kans op een botsing ook ongeveer tweemaal zo groot zijn en zal de kans op een effectieve botsing dus ook tweemaal zo hoog zijn. De reactiesnelheid zal uiteindelijk dus ook tweemaal zo hoog zijn.
Bij reacties in de gasfase wordt de snelheid beïnvloed door de druk. Bij een hogere druk zijn er per volume-eenheid meer deeltjes.
botsende deeltjes model:

http://www.aljevragen.nl/sk/reactiesnelheid/SNL140.html


Verdelingsgraad

Een fijnere verdeling van de stoffen zorgt voor een snellere reactie. Ook dit effect is te verklaren met het 'botsende-deeltjes-model'. Botsingen tussen deeltjes kunnen alleen plaatsvinden aan de oppervlakte van een stof. Bij een fijnere verdelingsgraad, dus een groter contactoppervlak, kunnen er meer deeltjes botsen. Hierdoor neemt de reactiesnelheid toe.

Overige invloeden

Natuurlijk wordt de reactiesnelheid ook bepaald door de soort stof die je gebruikt. Sommige stoffen zijn erg reactief terwijl andere totaal niet reageren (ook wel inerte stoffen genoemd).
Andere factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden zijn licht (alleen bij lichtgevoelige reacties) en geluid (ultrasone reacties). Ook straling (bijvoorbeeld van een magnetron) kan invloed hebben op de snelheid van een reactie.


Isotopen:
Isotopen zijn atomen met hetzelfde atoomnummer maar met verschillende massagetallen isotopen van een atoom hebben hetzelfde aantal protonen hebben maar een verschillend aantal neutronen.

in Binas tabel 25 staan de meeste isotopen.

valentie elektronen:
Valentie-elektronen zijn de elektronen die zich bevinden in de buitenste schil van de elektronenwolk van een bepaald atoom. d.m.v. valentie elektronen kunenn atomen chemische bindingen aangaan.

Het aantal valentie-elektronen bepaalt de bindingsmogelijkheden van een atoom. Een atoom heeft maximaal acht valentie-elektronen
- calcium (Ca) staat in groep 2 en heeft dus twee valentie-elektronen
- arseen (As) staat in groep 15 en heeft dus vijf valentie-elektronen

De overgangsmetalen (groep 3 t/m 12) hebben een variërend aantal valentie-elektronen.
redox
verbranding
zouten
naamgeving
2 soorten verbanding: bij een verbrandings reactie is er sprake van zuurtsof + brandstof.
-volledig: er is genoeg zuurstof om mee te reageren
-onvolledig: er is niet genoeg zuurstof om mee te reageren, ontstaan roet (2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O)
bij verbranding ontstaar er warmte en licht. er is ook een ontstekingsbron nodig (activeringsenergie) voordat de reactie verloopt.
als je een metaal verbrand ontstaat er een metaaloxide en dit is altijd een vaste stof (2Mg + O2 2MgO)
CH4 + 2O2 2H20 + CO2
exotherm en endotherm:
bij een exotherme reactie komt er energie vrij.
bij een endotherme reactie heb je energie nodig.

vloeibare brandstof: bij een vloeibare brandstof moet die brandstof eerst tot een gas overgaan voordat verbranding kan optreden.

vaste brandstof: door de hitte zullen de moleculen uiteenvallen in kleinere brokstukken, die uiteindelijk als gasvorm de lucht in gaan en kunnen verbranden

brandbaarheid:
De brandbaarheid van stoffen wordt uitgedrukt als energetische waarde in MJ/kg. Zo wordt een stof met een energetische waarde van 2,0 MJ/kg of minder als onbrandbaar aangemerkt.

verbrandingswarmte:
warmte die vrij komt per mol verbrandde stof. dit wordt weergegeven in energie diagrammen

(een katalysator kan de reactie versnelllen, zie reactiesnelheid)




positieve en negatieve ionen:
positieve ionen zijn + geladen en hebben 1 elektron minder dan wanneer ze in de edelgasconfiguratie zouden belanden, bij een 2+lading zijn er dus 2 elektronen tekort voor edelgasconfiguratie etc.
negatieve ionen hebben juist een extra elektron te veel en zijn dus - geladen.

de naam van een zout bestaat uit het posietieve ion naame plus de negatieve ion naam. ( KaliumOxide = K20)

In een zout zijn de positieve en negatieve ionen in een zodanige verhouding aanwezig, dat de stof als geheel neutraal van lading is. Fe2(III)O3, hier is fe 3+ geladen en O 2-.










enkele eigenschappen en tips
rutherford's model
In het atoommodel van Rutherford cirkelen de lichte elektronen als een wolk om een positief geladen zware kern. In natuurkunde zenden bewegende ladingen een elektromagnetische straling uit, zodat het atoom niet stabiel zou zijn. Om aan dit probleem te ontkomen, bedacht Bohr simpelweg dat de elektronen zich alleen in banen kunnen bevinden op specifieke afstanden van de kern, en dat een elektron in zo'n baan geen straling uitzendt
edelgassen + configuratie( groep 18)

Een eigenschap van edelgassen is dat ze niet of nauwelijks reageren met andere stoffen. Deze zeer geringe reactiviteit wordt veroorzaakt door de stabiele elektronenomringing. Uit de elektronenconfiguratie blijkt dat edelgassen nul valentie-elektronen hebben. Er zijn dus geen elektronen beschikbaar om een gemeenschappelijk elektronenpaar te vormen met een ander atoom. Er zal dan ook geen reactie optreden. De elektronenconfiguratie van een edelgasatoom wordt ook wel de edelgasconfiguratie genoemd. er zal altijd gestreefd worden naar edelgasconfiguratie.
reactiviteit:
hoe groter een atoom, hoe meer hij reageert. dit komt omdat de elektronen dan verder van de kern afzitten waardoor er makkelijk gereageerd wordt.

edelgassen reageren niet/nauwelijks omdat ze in de edelgasconfiguratie zitten (zie edelgassen)
valentie en covalentie:
covalentie: aantal bindingen wat kan worden aagegaan.
valentie: Valentie-elektronen zijn de elektronen die zich bevinden in de buitenste schil van de elektronenwolk van een bepaald atoom. Valentie-elektronen zijn erg belangrijk omdat ze kunnen worden gebruikt voor het vormen van een chemische binding tussen atomen.
bij een binding komen er dus 2 valentie elektronen bij elkaar en wordt er dus een gedeeld elektronen paar gevormd
Lewisstructuren
polariteit:
In de meeste gevallen draagt elk atoom één elektron bij aan dat tweetal gemeenschappelijke elektronen. In sommige gevallen echter levert één atoom beide elektronen. Dat tweetal elektronen heet nu “elektronenpaar”. In beide situaties bevindt het gemeenschappelijk elektronenpaar zich tussen beide atomen. Omdat dat elektronenpaar beide atoomkernen aantrekt worden volgens Lewis ook beide atomen naar elkaar toe getrokken. Lewis opperde verder het idee dat het aantal gemeenschappelijke elektronen tussen atomen samenhangt met het bereiken van de edelgasconfiguratie.
formele lading:
aantal valentie electronen - aantal niet bindende valentie electronen - (aantal bindende electronen/2)

noot: Bij een dubbele binding zijn er 4 bindende electronen en bij een enkele 2

Bij het bepalen van de correcte Lewisstructuur (of de belangrijkste resonantiestructuur) van een molecuul of samengesteld ion, wordt de structuur zo gekozen dat de formele lading (ongeacht het teken) op elk atoom zo klein mogelijk is.
ruimtelijke vorm:
(lewis)
dipoolmoment,polair en a-polair
omringingsgetal:
cis-trans isomerie en spiegelbeeld
4 vers groepen = asymmetrisch -> 2 spiegelbeeld isomeren (handen)
benzeenring heeft geen spiegelbeeld isomeren.
* geeft assymmetrisch molecuul weer
eigenschappen veranderen haast niet

link video: https://www.youtube.com/watch??v=xxle_2dxXGo haal 1 vraagteken achter watch weg.

link video: https://www.youtube.com/watch??v=-cvBBj77az8
haal 1 vraagteken achter watch weg
link video: https://www.youtube.com/watch??v=gissvx8MQUc
haal 1 vraagteken achter watch weg
link video: https://www.youtube.com/watch??v=v0BWyb9Mgtg
haal 1 vraagteken achter watch weg zodat je het filmpje op internet kan bekijken (geldt voor alle niet af te spelen viedeo's, ik weet niet hoe ik het anders moet oplossen)
lewis+ elektron formule
Dipoolmoment: maat voor ladingscheiding.

van positieve lading naar negatieve lading, van een lage elektronegativiteit naar hoog

<-c-> netto dipoolmoment = 0 als de partiele dipoolmomenten even groot zijn
dus is geen dipool en dus apolair
redox, de naam zegt het al, een reactie van een oxidator en een reductor.
wanneer je een redox reactie op gaat stellen gebruik je 2 halfreacties. dit zijn de reacties die de oxidator en de reductor ondergaan. de twee halfreacties worden daarna omgevormd naar een hele reactie. om de reactie gelijk te maken let je ALLEEN op het aantal elektronen in de reactie. het is belangrijk dat je geen overtollige informatie opschrijft zoals biijvoorbeeld het aantal elektronen voor de pijl en het aantaal elektronen na de pijl (nijntje/boom verhaal) , je streept dit gewoon tegen elkaar weg. BINAS tabel 48 is een must have bij redox reacties, hierin staan de reacties die je moet gebruiken.
Om erachter te komen of een reactie een redox reactie is kijk je eerst of het een neerslag of een zuur-base reactie is.
vervolgens check je aan de hand van 2 kenmerken of het een redox reactie is
er verdwijnen of ontstaan elementen of er is een ladingscerschil op het deeltje
voorbeeld:
Ag+ + Cl- -> AgCl
er is geen element ontstaan of verdwenen, er is geen ladingsverschil

2CO + O2 -> 2CO2
het element O2 verdwijnt -> redox


elektrochemische cel:
bij de elektrochemische cel gaat het om de overdracht van elektronen wat energie oplevert. elke batterij of accu komt voort uit de standaard opstelling.
er zijn twee ruimtes zodat de deeltjes niet gelijk met
elkaar reageren. door de scheiding heb je aan de ene
kant de oxidator en aan de andere kant de reductor.
om de stroomkring toch rond te maken maak je
gebruik van een zoutbrug. hierdoor is er geen direct
contact tussen de oxidator en de reductor.
« Stap 1
In ruimte 1 reageert de reductor (RED1). Hierbij ontstaat zijn geconjugeerde oxidator (OX1) en een elektron.
stap 2 « Stap 2
Het elektron wordt opgenomen door de elektrode. Doordat de elektrode elektronen zal gaan opnemen wordt deze negatief geladen. Met andere woorden: deze elektrode wordt de negatieve (-) pool.
stap 3 « Stap 3
De elektronen gaan door de draad heen en verplaatsen zich van ruimte 1 naar ruimte 2.
stap 4 « Stap 4
De elektronen worden door de elektrode in ruimte 2 afgegeven aan de vloeistof. Doordat de elektrode elektronen afstaat wordt deze positief geladen. Met andere woorden: deze elektrode wordt de positieve (+) pool.
stap 5 « Stap 5
In ruimte 2 neemt de oxidator (OX2) het elektron op. Hierbij ontstaat zijn geconjugeerde reductor (RED2).
stap 6 « Stap 6
Doordat elektronen in ruimte 2 vrijkomen zal deze ruimte na verloop van tijd steeds negatiever geladen worden. Ter compensatie hiervan (en om de stroomkring te sluiten) zullen kleine negatieve ionen via de zoutbrug van ruimte 2 naar ruimte 1 gaan. Andersom zullen kleine positieve ionen via de zoutbrug van ruimte 1 naar ruimte 2 gaan. De stroomkring is nu gesloten: de voltmeter zal uitslaan.
elektrochemische cell in stappen
http://www.aljevragen.nl/sk/redox/RED008.html

alkanen:

algemene formule: C(n)H(2n+2)
mepbphhond
alkanen -> verzadigd -> maximale aantal waterstof atomen
alkenen:

dubbele bindingen
algemen formule: C(n)H(2n)
onverzadigd
naamgeven in stappen:

1: als er in een koolstof keten een vertakking zit tel je als eerste de langste keten --> stam
2: belangrijkste zijgroep bepalen (na omcirkelen) 66D
3: belangrijkste groep achteraan zetten
4: de rest komt op alfabetische volgorde ervoor
5: de nummering van laag naar hoog
https://www.youtube.com/watch??v=XgwMMdLuvDQ
https://www.youtube.com/watch??v=1YoySXu6WxQ
https://www.youtube.com/watch??v=LemszR3JchA
https://www.youtube.com/watch??v=6q7gKtpRmds




haal 1 vraagteken achter watch weg
alle video's
Havo samenvatting:
https://www.youtube.com/watch??v=hjVgNmA7UFE
https://www.youtube.com/watch??v=QOXmpg1m58I
additiereactie:

dubbele binding(en) springen open bij een koolstofketen
bij een additie reactie worden van 2 moleculen een molecuul gemaakt.
werkt met hallogenen als volgt in het plaatje
of met water of waterstof
de temperatuur wordt als katalysator gebruikt

bij een oplosreactie worden de ionbindingen in het zout verbroken. er worden iondipoolbindingen gevromd en dit wordt ook wel hydratatie genoemd
CaCl2 (s) -(toevoegen water)-> Ca 2+(aq) +2Cl- (aq)
PO4(NH4)3(s) -(toevoegen water)-> 3 NH4(aq) + PO4 3- (aq)

indampen is precies het tegenovergstelde, hierbij worden de ion-dipoolbindingen verbroken en worden de originele ionbindingen weer gevormd.
Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) -(toevoegen energie)-> CaCl2 (s)
Ca2+(aq) + 2NO3-(aq) -(toevoegen energie)-> Ca(NO3)2
metalen zijn opgebouwd uit een
metaalrooster, in dit rooster bewegen elektronen zich vrij rond de metalen wardoor ze altijd geleiden in welke fase dan ook
alkyn: cycloalkaan:
c-atomen in een ring
drievoudige binding
C(n)H(2n-2)
anorganische naamgeving:
(zonder C en H atomen zoals koolwaterstoffen)

worden benoemd via de telwoorden (mono- di- tri- tetra- penta- hexa- hepta- octa- nona- en deca-)
Cl2O5 -> dichloorpentaoxide
Na3PO4 -> trinatriummonofosfaat
maar
ClO2 -> chloor dioxide
ClO -> chloormonooxide
zodra het eerste atoom (mono) bevat dan mag dit weggelaten worden.

aromaten :
een meervoudig verzadigde cycloketen
waartussen de dubbele bindingen verspringen
*benzeen heeft als zijketen de naam fenyl*

karaktaristieke groepen staan in tabel 66D van belangrijk naar minder belangrijk. de groepen boven aan zijn dus het belangrijkst en onderaan het minst belangrijk. De belangrijkste groep vormt het achtervoegsel (bijv. hex-2-eenzuur) en de rest van de groepen (die dus minder belangrijk zijn) vormen de voorvoegsels

C-C-C-C=C-COOH
uitzondering zouten lading en bijzondere zouten die gebruikt worden in de lessen:
MnO4 -
MnO4 2-
Cr2O7 -
Cr)4 -
een hydraat is een zout waarin in het kristalrooster water zit.
bijv: Hard gips : CaSO4 . 1/2 H2O(s) of 2CaSO4 . 1 H2O(s)
doordat er water in het kristalrooster zit wordt de hardheid van het zout vergroot.
hoeveel water er opgenomen kan worden hangt af van de omstandigheden zoals temperatuur en luchtvochtigheid.
Het indampen van zoutoplossingen levert vaak een hydraat op. Moleculen van het water waar de ionen in opgelost waren worden dan ingebouwd in het ionrooster van de vaste stof. Een ionrooster is het kristalrooster van een zout; het water dat in dit rooster ingebouwd is, wordt daarom kristalwater genoemd.

Kal(SO4)2.12H2O(s) --------> Kal(SO4)2(s) + 12 H2O(g)
Kal -> kalium aluin (triviale naam)
metalen
geleiding:
Ertsen:
gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal bevat.
onedele metalen:
metalen die met zuurstof reageren (chemische reactie is nodig om metalen vrij te maken uit het mineraal)
edelmetalen:
goud, ziver en platina
zo weinig reactief dat ze als element uit de aardkorst gewonnen kunnen worden.
moleculaire stoffen
alcoholen:
een alcohol is een OH groep gebonden aan een koolwaterstofketen. alcoholen krijgen als voornaam hydroxy- en als achternaam -OL.
de afbeelding is fenol of hydroxybenzeen, een goed voorbeeld waarin
zowel de voor als achternaam gebruikt kan worden.
tussen de OH groep van alcoholen zitten waterstofbruggen waardoor het kookpunt verhoogt wordt en het is een polaire stof. de poliare sterkte neemt af naarmate de koolstofketen langer wordt
drie soorten alocholen:
-primair: het c-atoom waar de OH groep aan gebonden is zit aan een ander c-atoom.
kunnen omgezet worden in carbonzuren. Doorgaans verloopt (partiële) oxidatie van primaire alcoholen in deze volgorde: methylgroep → alcohol/alkanol (hydroxylgroep) → aldehyde/alkanal (carbonylgroep) → carbonzuur (carboxygroep).
-secundair: het c-atoom waar de OH groep aan gebonden is zit aan 2 andere c-atomen.
kunnen omgezet worden in ketonen.
-tertiar: het c-atoom waar de OH groep aan gebonden is zit aan 3 andere c-atomen.
kan geen reactie met een oxidator aangaan

aldehyden of :
*Aldehyden reageren met waterstof via een
additiereactie tot primaire alcoholen.
*Aldehyden kunnen met zuurstof
geoxideerd worden tot carbonzuren.
* de naam veranderd haast niet behalve dat het -ol gedeelte -al wordt.
mits er geen achtervoegsel is
carbonzuren:
-mierenzuur of methaanzuur (HCOOH)
-azijnzuur of ethaanzuur (CH3COOH)
-Carbonzuren met een lange keten van koolstofatomen worden vetzuren genoemd
-verzadigde en onverzadigde vetzuren (verzadigd is zonder dubbele bindingen en onverzadigd met. er zijn ook nog meervoudigonverzadigden vetzuren diw dat er meerdere dubbele of drievoudige bindingen in zitten. (zie alkenen / alkynen)
Carbonzuren hebben altijd de uitgang -zuur. Hoewel er ook een voorvoegsel is voor carbonzuren (carboxy-).
Carbonzuren kunnen door een reactie met alcoholen esters vormen en met primaire aminen kunnen amiden worden gevormd.
-Dicarbonzuren
Aantal C Triviale naam Systematische naam Formule
2 Oxaalzuur Ethaandizuur (COOH)2
3 Malonzuur Propaandizuur HOOC-CH2-COOH
4 Barnsteenzuur Butaandizuur HOOC-(CH2)2-COOH
4 Appelzuur Hydroxybutaandizuur, 2- HOOC-C(OH)H-CH2-COOH
4 Wijnsteenzuur Dihydroxybutaandizuur, 2,3- HOOC-C(OH)H-C(OH)H-COOH
6 Adipinezuur Hexaandizuur HOOC-(CH2)4-COOH
7 Pimelinezuur Heptaandizuur HOOC-(CH2)5-COOH
8 Kurkzuur Octaandizuur HOOC-(CH2)6-COOH
tricarbonzuren
citroenzuur (2-hydroxy-propaan-1,2,3-tricarbonzuur)
esters:
worden voornamelijk door condensatie reactie gemaakt waarbij H2O als bijproduct onstaat.
CCOOH + HOCC --> CCOCC + H2O (de O is dubbel gebonden aan de tweede C)
ethaanzuur +ethanol --> ethylethanoaat + water of de ester van ethaanzuur & ethanol
in algemeen: alkaanzuur + alkanol --> alkylalkanoaat of de ester van ..... (zie boven)
-relatief apolair
-hebben een herkennende geur
-

ethers:
alkoxyalkanen.
-alkoxy als voornaam
geen achternaam
R-C-O-C-R
additie, substitutie, eliminatie, hydrolyse, verestering/amidevorming( condensatie ), oxidatie
substitutie:
kan met alle hallogenen.
een van de twee chloor
atomen wordt verwisseld
met een waterstofatoom.
als katalysator wordt UV licht gebruikt waardoor halogenen radicaal worden en héél graag verwisselen met waterstof atomen.
het kan meerdere keren achter elkaar gebeuren maar er moeten altijd 2 voor en 2 na de pijl blijven, elk waterstof atoom kan vervangen worden door een chloor atoom. in het voobeeld hierboven zou het dan deze reactie kunnen geven: CH4 + 4CL2 -> CCL4 + 4HCL
eliminatie reacties:
ook hier wordt als katalysator de temperatuur gebruikt.
dit is eigenlijk het tegenovergestelde van een additie reactie.
van 1 molecuul 2 moleculen maken en er ontstaat een dubbele binding.








hydrolyse:
splitsen van een molecuul door middel van water.
het tegenovergestelde van een verestering/amidevorming of condensatie reactie.
hierbij worden bijvoorbeeld ethanol en ethaanzuur teruggevormd uit ethylethanoaat.
H20 + CCOOCC --> CCOOH + CCOH
of een ander voorbeeld:
oxidatie reacties:
Oxidatie is een chemisch proces waarbij een stof (de reductor) elektronen afgeeft aan een andere stof (de oxidator) (yay redox)




In de organische chemie levert de stapsgewijze oxidatie van een koolwaterstof water op en achtereenvolgens een alcohol, een aldehyde of keton, een carbonzuur en ten slotte een perzuur. Deze stappen kunnen soms niet allemaal gezet worden. Dit verschil is te wijten aan het aantal waterstofatomen (H) aan het koolstofatoom dat onmiddellijk aan de hydroxylgroep gebonden is. (zie organische chemie)
dit gebeurd voornamelijk in een aangezuurde klaiumdichroomaatoplossing.
condensatie reacties:
een reactie waarbij water vrijkomt
bij een condensatie reactie wordt alkylalkanoaat gevormd uit een alkanol en een aklaanzuur.
deze reactie heet ook wel verestering of amidevorming.

onder de juiste omstandgiheden kan een alkaanzuur ook een condensatie reactie met een alkaanamine aangaan, hierbij komt water vrij en wordt er een a gevormd.
omdat deze reactie zo lang duurt wordt vaak gebruik gemaakt van een refluxkoeler als katalysator.
aminen:
korte alkaanaminen zijn goed oplosbaar in water (aminogroep kan goed waterstofbruggen vormen).
schadelijk voor de gezondheid
stinken (vis) en ammoniak
OH groep heeft sterkere waterstofbruggen dan NH3 groep
voornaam amine, achternaam amino
R-C-N-R2

aminozuren:
zowel een basische als een zure groep
amfolyt (kan zowel basisch als zuur reageren)
sterk zuur milieu evenwicht links en + geladen, basisch rechts en - geladen
totale molecuul neutraal.
dubbelgeladen -> zwitterion
amminozuren in het lichaam worden door middel van
peptide bindingen ( vet ) en condensatie reacties aan elkaar
gebonden.

amiden:
alkylamides.
geen voorvoegsel
amide als achtervoegsel
RC=ON
amine + zuur -> amide + water
condensatiereactie
ketonen:
alkanolen
-oxo als voornaam
-on als achternaam
RC=OR
gevormd uit secundaire alcoholen

oliën en vetten:
esters van glycerol en vetzuren.
olie is vloeibaar
vet is vast
bijna alle oliën en vetten zijn triglyceriden (tri-esters van glycerol en vetzuren)
verzadigd -> zonder dubbele binding en onverzadgid -> met dubbele binding
het smeltpunt van onverzadigde de vetten is lager doordat de dubbele binding ervoor zorgt dat het molecuul een andere vorm krijgt en dus een lagere van der waals binding want het past niet meer mooi in elkaar.
vetzuren hebben vaak een even aantal vetzuren t.o.v elkaar.

zeep:
Zeep ontstaat door de verzeping van een vet of vetzuur met loog.
zeep komt met het hydrofiele gedeelte ( de kop ) bij het water en het
hydrofobe gedeelte (de staart) trekt het vet mee. zeep vormt een
micel omdat het in eerste instantie het vet niet bij het water wil
komen en vormt dus een bubbel met alle koppen aan de buitenkant
en de staarten aan de binnenkant.
molmassa:
Een mol van een bepaalde stof heeft een massa (in gram) die gelijk is aan de massa van het molecuul of het atoom van die stof uitgedrukt in u (units) . Dit heet de molmassa. Water heeft bijvoorbeeld een molecuulmassa van 18,016 u. Ofwel: 1 mol water heeft een massa van 18,016 gram.
de molmassa wordt dus simpelweg berekend door het aantal units per atoom bij elkaar op te tellen (16+ 2* 1.008)
dus zoals in het vorige schema te zien is kan je van mol naar gram door te vermingvuldigen met de molmassa en terug door te delen door de molmassa.
deeltjes:
Het gewicht van atomen wordt uitgedrukt in zogenoemde "atomaire massa-eenheden", waarvoor de afkorting "u" wordt gebruikt. Eén
waterstofatoom weegt bijvoorbeeld ongeveer 1 u, terwijl een zuurstofatoom zo’n 16 u op de weegschaal legt. een mol staat gelijk aan 6,02214 * 10^23 deeltjes van de stof. dit getal heet het getal van avogadro (staat als Na in de tabel).
Molariteit:


molariteit is een maat voor aantal deeltjes in een oplossing.
stel je hebt dus 35 mol HCL opgelost in 400 Liter water, dan wordt je M(molariteit) 35/400.
als je het aantal mol of liter wilt weten en je hebt de twee andere gegevens dan kan je met behulp van het ezelsbruggetje
?/2=5 ANTWOORD: 10 --> 5*2=? (10)
molair volume (gas):
neemt altijd dezelfde ruimte in onder gelijke omstandgiheden
volume gas = molair volume/ massa
binas tabel 7
signitficantie en eenheden:
significantie wordt geteld vanaf het eerste cijfer wat niet een 0 is.
0,049 = 4,9x10^-2
bij + en - wordt het afgerond op zo min mogelijk cijfers.
4,39 +2,1 = 6,5 of 4,39 + 1,112 = 5,50
bij x en / wordt de uitkomst op het getal met de minste cijfers.
3.34 (3) x 5.026 (4) = 16,8 (3)
afronden 0 tot en met 4 gaat naar beneden
afronden 5 tot en met 9 wordt omhoog afgerond
tussendoor rond je niet af in een som.
n = mol
M = molmassa
m= massa
percentage = massa (deel) / massa (geheel)
percentage is in hondersten
promilage in duizendsten
ppm = parts per million 10^6
ppb = parts per billion 10^9
energie en chemie in beweging
energie diagrammen:
een energie diagram begint bij de beginproducten. deze producten hebben een bepaalde energie die bepaalt de hoogte van het begin van de diagram. vervolgend is er een activerings energie nodig om ervoor te zorgen dat de reactie gaat verlopen. het verschil in energie tussen de beginstoffen en eindproducten wordt weergeven met delta H. wanneer delta H lager ligt was het een exotherme reactie want er is energie ( in de vorm van warmte of licht) vrijgekomen. en andersom is het een endotherme reactie.
wet van behoud van energie:
Volgens de wet van energiebehoud kan energie niet verloren gaan of uit het niets te voorschijn komen. Bij een omkeerbaar proces is het energie-effect van het heengaande proces even groot als van het teruggaande proces.
Een katalysator verlaagt de activeringsenergie en versnelt daardoor de reactie.

delta E (energie) = E reactieproducten - E beginstoffen

http://olo.twenteacademy.nl/vakken/41/onderwerpen/537
De definitie van reactiesnelheid is het aantal mol stof dat per seconde per liter reactiemengsel verdwijnt of ontstaat.
een reactie is in principe twee deeltjes die met een groot genoege snelheid tegen elkaar aan botsen dat ze zich gaan hergroeperen. dit wordt ook wel een effectieve botsing genoemd. bij reacties wil je zoveel mogelijk effectieve botsingen er daarvoor zijn diverse factoren:
de soort stof
de concentratie (aq en G)
Temperatuur
katalysator
Het is belangrijk om te weten dat een katalysator een reactie versnelt.

Een katalysator verlaagt de activeringsenergie. Wat dat precies is wordt in de module 'Energie effecten' uitgelegd. Het verlagen van de activeringsenergie kan echter alleen als de katalysator hiervoor geschikt is en dat is lang niet altijd het geval. Onthoud dat iedere reactie zijn eigen katalysator(en) heeft.
kraken:
hiermee worden lange koolwaterstof ketens kleiner gemaakt omdat ze slechte verbrandingseigenschappen hebben. hierbij ontstaan ook onverzadigde koolwaterstoffen.

thermisch kraken:
het tot een hoge temperatuur verhitten zonder zuurstof.
vormingsenthalpie/vormingswarmte:
de hoeveelheid warmte die vrijkomt of nodig is
om 1 mol van een bepaalde stof te maken.

bij een negatieve vormingsenthalpie is het een exotherme reactie.

bij een positieve vormingsenthalpie is het een endotherme reactie.

elementen hebben geen vormingswarmten.
'tabel 57 geeft de vormingswarmte van veel
gebruikte stoffen. tabel 56 geeft de verbrandings warmte.
enthalpieverandering:
de vrijgekomen of opgenomen energie, wordt ook geschreven als (delta)H.
(delta) H > E -> endotherm
(delta) H < E -> exotherm
(delta) H wordt weergeven een joules, kilojoules of caloriën
stel je vormt een stof uit 2 CO2, dan neemn je twee keer de waarde die je gebruikt voor CO2.
Delta E = Q + W
Q staat voor reactiewarmte en W voor arbeid
bij een reactie met een constante druk kan W worden verwaarloosd omdat het zo klein is(haast geen arbeid nodig) -> delta E = Q
De reactiewarmte hierbij wordt de enthalpieverandering genoemd. (Binas 38A)
soortelijke warmte:
De hoeveelheid warmte (joule) die nodig is om de temperatuur van de eenheid van massa (1 kg) van een gegeven stof met 1 K te verhogen, wordt weergeven in c.
reactiewarmte (Q) = c x m x (delta) T
c is de soortelijke warmte in J/kg/K
m is de massa in kg
delta T is de temperatuurverandering in K of celsius

rendement:
percentage / hoeveelheid energie wat nuttig gebruikt wordt
t.o.v. de totale energie
een rendement van 100% is onrealistisch want er gaat altijd wel warmte verloren.
reactiesnelheid
reactiesnelheid bepalen:
De reactiesnelheid wordt bepaald over de concentratie van een bepaalde stof over een bepaalde tijd
bij reactiesnelheid wordt s altijd tegen t uitgezet waarbij s de reactiesnelheid in mol/liter/seconde is en t in sec. min. uren etc.)
de formule hiervoor is
s = delta [A]/ delta t
de molverhouding is belangrijk in een reactie.
als de verhouding 1:3:2 zou zijn dan is er 3x zoveel mol van stof b nodig dan van stof a om stof c te maken, maar andersom wordt er ook 3x zoveel mol van stof b gevromd in dezelfde tijd als 1 mol van stof a
evenwichten
omkeerbaar en onomkeerbaar.
omkeerbare reactie zijn in evenwicht en kunne beiden kanten op
onomkeerbare reacties lopen af en zijn dus niet in evenwicht, dit kan bijvoorbeeld door het weghalen van een van de eindproducten (zoals gas laten ontsnappen).
wanneer je oplossing verzadgid is dan is de maximale hoeveelheid stof die op kan lossen bereikt.
een evenwicht wordt met een dubbele pijl weergeven,
een aflopende reactie wordt met een enkele pijl aangegven
een dynamisch evenwicht wordt bereikt wanneer er punt is gekomen wanneer de concentraties niet meer veranderen.
de insteltijd is de tijd die de reactie nodig heeft om het het dynamischevewicht te vinden.
t in de grafiek hiernaast, daar bevind zich ook het
dynamisch evenwicht.

concentratiebreuk:
het moment waarop de stoffen een evenwicht hebben bereikt, de concentratie van de stoffen verschilt met die van die in het begin, dit i s te berekenen met de concentratie breuk
de machten worden de bepaald door de coëfficiënten van de stof.
in de concentratiebreuk wordt alleen gerekend met stoffen in de fase gas en opgeloste stof, stoffen in vaste en vloeibare fases worden weggelaten.
evenwichtsvoorwaarde:
geschreven in kc, wanneer een vaste waarde bereikt is door de concentratiebreuk (onder bepaalde omstandigheden, veranderd wanneer de temperatuur veranderd).
tabel ... binas
wanner qc aan kc gelijk staat is er een evenwicht
wanneer qc < kc betekent het dat er geen evenwicht is, voor evenwicht zullen rechts de concentraties moeten toenemen en links afnemen.
qc > kc is precies andersom
als kc groter is dan 1 ligt het evenwicht rechts
als kc kleiner is dan 1 ligt het evenwicht links
homo- en heterogeen:
Homo(hetzelfde)geen -> alle fases zijn het zelfde
Hetero(verschillend)geen -> alle fases zijn anders

concentratieverandering:
wanneer er bij een evenwicht een extra stof wordt toegevoegd zal de reactiesnelheid voor die stof ook toenemen.
Er is dan geen evenwicht meer. Het evenwicht zal naar links of rechts verschuiven, afhankelijk van aan welke kant van de pijl de concentratie veranderd.
Uiteindelijk zal er een nieuw evenwicht worden bereikt.
dit kan herhaaldelijk gebeuren.
evenwichtenbij gassen:
bij gassen kan je het evenwicht beïnvloeden door drukverhoging of volumeverkleining, doordat gassen

over het algemeen geld dat het gasevenwicht verschuift naar de kant met de minste deeltjes -> concentratiebreuk.
feitjes en handigheden:
In homogene oplossingen gebruiken we KC
Bij gassen gebruiken we KP
Bij heterogene mengsels (s)+(aq) in evenwicht gebruiken we Ks
Volgens afspraak wordt de "concentratie" van een vaste, heterogene stof de waarde 1 gegeven.
De waarde van K hangt niet af van veranderingen in concentraties, druk of katalysator,
Die verandert alleen als de temperatuur van het systeem in evenwicht verandert.
waterevenwicht:
water is een amfolyt, waaruit een waterevenwicht onstaat:
2 H2O <=> H3O+ + OH-
dus kan beide een H atoom opnemen of afstaan.
Kwaterconstante= [H3O+][OH-]
Kw = 1,0x10 tot de macht -7 doordat je de concentratie van het zuur neemt en die van de base en die is even hoog. een pH van 1-6.9 is zuur, 7 is neutraal en 7.1 tot 14 is basisch.

pH-schaal:
logaritmisch
H30+ / OH- bepaald de pH, wanneer bijvoorbeeld [H3O]+ toeneemt, daalt de pH met factor tien.
pH = -log [H3O]+
[H3O+] = 10 tot de macht -ph
pOH = -log[OH-]
[OH-] = 10 tot de macht -pOH
pH + pOH = 14.00
pH bepalen:
dit kan op meerdere manieren:
pH papiertje: in aanraking met een stof zal het papiertje van kleur veranderen en de pH aangeven.
berekenen: spreekt voor zich
indicator: een andere stof toevoegen die bij een bepaalde van kleur veranderd. fenolftaline maakt oplossingen pink panther roze.

sterke en zwakke zuren:
binas tabel 49
des te makkelijker het voor een zuur of base
is om een proton af te staan, des te sterker
ze zijn.
sterke zuren en basen zijn in water altijd volledig geïoniseerd
sterke zuren en basen hebben dus een aflopende reactie waar zwakker en zeer zwakke zuren en basen een evenwicht hebben.
elk zuur of elke base heeft een geconjugeerd zuur, deze staat precies aan de andere kant van het betreffende zuur of base.

constantes:
De zuur/base constante werkt hetzelfde als de concentratiebreuk
Kzuur = [rechts]/[links]
Kbase = [rechts]/[links]
Hoe groter de Kz, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker het zuur
Hetzelfde geldt voor de basen
Hoe groter Kz, hoe kleiner Kb is
bijzondere zuren en basen:
Sommige metaalionen kunnen als een zuur reageren in een oplossing
Zouten: om zouten te vinden in tabel 49 moet je het molecuul opslitsen (ionen), NaF staat er niet in maar F- wel.
Metlionen: zijn gehydrateerd en reageerd dan ook zo met water of een proton.
Al(H2O)6 3+ + H2O <=> AlOH(H2O)5 2+ + H30+
Een eerwaardig zuur kan meerdere H+ per molecuul afstaan. Gebeurt vooral bij overmaten.
een instabiel zuur staat er om bekend om uit elkaar te vallen na vormind (koolzuur):
H2CO3 <=> H2O + CO2


stappenplan reacties opstellen:
stap 1: deeltjes inventarisatie.
noteer van zouten de ionen
noteer een oplossing sterk zuur/base geïoniseerd.
noteer zwakke zuren of basen niet geïoniseerd
stap 2: zoek met behulp van tabel 49 het sterkste zuur of base.
stap 3: stel de reactievergelijking op. let op:
evenwicht en aflopend
een overmaat
meerwaardig of eenwaardig
instabiele zuren zoals koolzuur
buffers:
Buffers zijn oplossingen die de pH waarde nauwelijks verandert als er een kleine hoeveelheid zuur of base aan wordt toegevoegd.

Buffers bestaan uit oplossingen waarin een relatief hoge concentratie van zowel een zwak zuur als de geconjugeerde base aanwezig is.
titraties:
equivalentiepunt: punt waarop een het zuur precies geneutraliseerd wordt door de base wat resulteerd in een sterke pH verandering. de indicator veranderd de kleur wanneer het equivalentie punt bereikt wordt.
zwak zuur + sterke base:
HZ + OH- -> Z- + H2O
equivalentiepunt niet altijd gelijk aan 7
dit komt omdat er een zwakke base is ontstaan (dus iets basischer)

een titratie moet altijd via een aflopende reactie.
isomeren:
Chemische verbindingen kunnen in verschillende geometrische (ruimtelijke) vormen voorkomen. De structuurformule geeft de ruimtelijke rangschikking van de atomen weer, wat in een molecuulformule (of brutoformule) niet kan.

Een van de voordelen van een structuurformule is de mogelijkheid van de weergave van isomeren.
Chemische resonantie of mesomerie is een manier om de elektronendistributie weer te geven bij bepaalde moleculen en samengestelde ionen die niet met behulp van één Lewisstructuurformule beschreven kunnen worden.
Full transcript