Transcript Cursushandleiding Structuur en Binding OANS-PSTRUCT

Bron: http://en.wikipedia.org/wiki/Gerridae
Lerarenopleiding
Scheikunde bachelor VT
Auteur
Nitin Bhugwansing
Versie
Cursushandleiding
Structuur en Binding
OANS-PSTRUCT-13
Definitief, april 2014
© Hogeschool Utrecht
Bronvermelding is verplicht.
Verveelvoudigen voor eigen gebruik
of intern gebruik is toegestaan.
Voltijd
Inhoudsopgave
1
Cursusbeschrijving
3
2
Inhoud
5
2.1 Leerdoelen............................................................................................................... 5
2.2 Werkvormen ............................................................................................................ 5
2.3 Literatuur ................................................................................................................. 5
2.4 Tijdsbesteding ......................................................................................................... 5
2.5 Studieplanner .......................................................................................................... 6
3
Toetsing en beoordeling
7
3.1 Toetsen ................................................................................................................... 7
3.1.1
Toetscriteria ...................................................................................................... 7
3.1.2
Inschrijven voor toetsen, toetsafname en inzage .............................................. 7
3.2
Beoordeling ...................................................................................................... 8
3.2.1
Normering ......................................................................................................... 8
3.2.2
Weging.............................................................................................................. 8
3.3 Eigenaren toets ....................................................................................................... 8
4
Verantwoording van leerdoelen naar eindkwalificaties
9
4.1 Leerdoelen in (deel)toetsen ..................................................................................... 9
4.2 Verantwoording naar de Dublindescriptoren en SBL competenties ....................... 10
4.3 Verantwoording naar de Kennisbasis .................................................................... 11
5
Werkwijze
13
6
Inleiding cursus Structuur en Binding
14
7 Activiteit 1: De kern van een atoom: nucleaire chemie
15
8
Activiteit 2: Atomen: structuur en periodiciteit
16
9
Activiteit 3: Ionen: structuur en periodiciteit
17
10 Activiteit 4: Moleculen: covalente binding en ruimtelijke structuur
18
11 Activiteit 5: Van micro via meso naar macro
24
Antwoorden opgaven
25
Practicum 1 ................................................................................................................... 26
Practicum 2 ................................................................................................................... 27
Practicum 3 ................................................................................................................... 28
Practicum 4 ................................................................................................................... 29
Practicum Voorbereidingsformulier (PVF) .................................................................... 30
Bijlage 1: Leerdoelen per hoofdstuk .............................................................................. 33
Bijlage 2: Proeftoets ...................................................................................................... 36
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
2
1
Cursusbeschrijving
Titel (nederlands)
Structuur en Binding
Titel (engels)
Structure and Bonding
OAR-HLERAAR-07
Organisatorische gegevens
Studierichting
Studiefase/categorie
Natuurkunde/Scheikunde
Propedeuse
Osiris cursuscode
OANS-PSTRUCT-12
Punten
5 EC
Voertaal
Nederlands
Aanvangsblok
V4
D4
Werkvormen
Diverse werkvormen
Toetsen:
Deelname en afronding practicum
Toets
Ingangseisen:
Geen
Contact persoon
Inhoudelijke gegevens
Inhoud
Nitin Bhugwansing ([email protected])
Leerstof, werkvormen en activiteiten:
De vakinhoudelijke concepten worden bestudeerd door zelfstandig werken
met McMurry en Fay. Op groepsbijeenkomsten wordt dit werk voorbereid en
besproken. De vakinhoudelijke vaardigheden worden geoefend op een practicumbijeenkomst.
Toetsen en beoordelingscriteria:
-Deelname aan en afronding van het practicum is vereist
-Een schriftelijke toets
Studielast: totaal 5 x 28 uur = 140 uur
Voltijd:
- groepscontacttijd : 56 uur
- ingeroosterde toetstijd 4 uur
- zelfstudie en andere activiteiten: 80 uur
Deeltijd:
- groepscontacttijd : 28 uur
- ingeroosterde toetstijd: 4 uur
- zelfstudie en andere activiteiten: 108 uur
Korte omschrijving:
De chemische industrie produceert een scala aan materialen die voldoen aan
de wensen van veeleisende gebruikers. Chemici zijn bedreven in het kiezen
van de stoffen waaruit die materialen worden opgebouwd. Om tot een goede
keuze te komen moeten ze kunnen voorspellen welke eigenschappen een
stof met een bepaalde chemische samenstelling en structuur heeft.
In deze cursus wordt de structuur van en bindingen tussen verschillende
typen deeltjes behandeld. We starten op microniveau bij de structuur van een
atoomkern en gaan vervolgens via het atoom, het ion en het molecuul naar de
structuur van hedendaagse materialen zoals bijvoorbeeld polymeren.
Doelstellingen/competenties:
De student verwerft middels een concept/context benadering vakinhoudelijke
en vakdidactische concepten met betrekking tot structuureigenschap relaties,
chemische binding en atoombouw. Verder leert de student vaardigheden op
het gebied van materiaalonderzoek.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
3
Legitimering:
SBL bekwaamheidseisen 3
Kennisbasis:
Domein 4: Atoomstructuur
Domein 5: Periodiek systeem en elementen
Domein 6: Binding
Domein 8.3: Eigenschappen van vaste stoffen
Domein 8.4: Eigenschappen van vloeistoffen
Veronderstelde voorkennis
Materialen:
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
Je beheerst de scheikunde op HAVO eindexamenniveau
Studiehandleiding : Structuur en Binding
th
Boek : Chemistry, John E. McMurry and Robert C. Fay, 6 edition, 2012,
ISBN-13: 978-0-321-76087-6 (ISBN-10: 0-321-76087-5)
4
2
Inhoud
Deelname aan cursussen is slechts mogelijk na tijdige inschrijving in OSIRIS (www.osiris.hu.nl). Inschrijven
(en eventueel uitschrijven) is mogelijk tot twee weken voor de start van een onderwijsperiode waarin het
onderwijs van de desbetreffende cursus wordt gegeven. Zie studiegids.
2.1
Leerdoelen
Deze cursus richt zich voornamelijk op vakinhoudelijke leerdoelen. De practica en de excursie naar het Ioniserend
Stralen Practicum hebben voornamelijk een ondersteunende (en motivatieverhogende) functie.
In bijlage 1 zijn de vakinhoudelijke leerdoelen per hoofdstuk uitgeschreven.
In hoofdstuk 4 wordt toegelicht hoe deze leerdoelen zich verhouden tot de te behalen eindkwalificaties en te ontwikkelen competenties.
2.2
Werkvormen
In de cursus komen de volgende werkvormen voor (onder voorbehoud): excursie, instructiecollege, hoorcollege, werkcollege, individuele begeleiding, practicum, zelfstudie.
2.3
Literatuur
Verplichte literatuur:
th
Chemistry, John E. McMurry and Robert C. Fay, 6 edition, 2012, ISBN-13: 978-0-321-76087-6 (ISBN-10: 0-32176087-5)
2.4
Tijdsbesteding
Het aantal studiepunten dat je voor deze cursus ontvangt is: 5 EC. Voor de totale tijdsbesteding(studielast) geldt dat 1
EC overeenkomt met 28 uur. 5 EC staat voor 5 x 28 uur = 140 uur tijdsbesteding.
Deze tijdsbesteding wordt als volgt verdeeld over de verschillende activiteiten:
- groepscontacttijd, docent aanwezig
40 uur
- ingeroosterde toetstijd
2 uur
- zelfstudie en andere activiteiten
98 uur
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
5
2.5
Week nr.
Studieplanner
Inhoud
(wat komt aan de orde)
Huiswerk ter voorbereiding
1
Introductie van de cursus
Instaptoets
Print de studiehandleiding
Lees bladzijde 1 t/m 13 van de studiehandleiding door
vóór de eerste bijeenkomst
2
Start Activiteit 1 en 2
Demonstratieproef Vlamkleuring
Voor week 3: Afmaken t/m Problem 5.15 (Activiteit 2)
Voorbereiden practicum Kleurenorgel
3
Activiteit 2
Start Activiteit 3
Demonstratieproef Augurk
Practicum Kleurenorgel
Voor week 4: Afmaken t/m Problem 6.10 (Activiteit 3)
Voorbereiden 5 minuten les § 6.9, 6.10,
6.11 of 6.12
Voorbereiden practica Slime en Boot
4
Activiteit 3
Start Activiteit 4.1, 4.2 en 4.3
Practica Slime en Boot
Voor week 5: Afmaken Activiteit 4.1, 4.2 en 4.3
Voorbereiden Activiteit 4.4 en 4.5
(§ 7.9, 10.1 t/m 10.3 en 10.6 lezen)
5
Activiteit 4.1, 4.2 en 4.3
Start Activiteit 4.4, 4.5
Demonstratieproef Thixotropie
Voor week 6: Afmaken Activiteit 4.4, 4.5
Voorbereiden Activiteit 5 (§10.3 en 10.6
lezen)
Voorbereiden practicum Superslurpers
6
Activiteit 4.4 en 4.5
Start Activiteit 5
Practicum Ioniserende Straling bij
de UU
Practicum Superslurpers
Voor week 7: Maken proeftoets
Uitwerken practicumverslag
7
Maken en uitwerken proeftoets
Tijd voor vragen
Voor ‘week 8’: Uitwerken practicumverslag en inleveren
(deadline 19 juni 00.00 uur)
Inhaalpractica
Leren voor toets
8
Toets (donderdag 19 juni,
09.00 – 11.00 uur)
Hertoets
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
6
3
Toetsing en beoordeling
3.1
1
Toetsen
Deze cursus wordt afgerond met de volgende toets of deeltoetsen:
1. Schriftelijke toets
2. Practicumverslagen
3. Actieve deelname aan extern practicum (Ioniserend Stralen Practicum)
3.1.1
Toetscriteria
Deeltoets 1:
De schriftelijke toets moet met een voldoende of hoger worden afgerond. Het cijfer van de schriftelijke toets bepaalt het
cijfer van Structuur en Binding.
Deeltoets 2:
Bij de practica horen werkbladen en verslagen, welke bij de docent ingeleverd worden.
Tijdens de excursie aan het Ioniserend Stralen Practicum worden opdrachten gemaakt, welke na afloop bij de docent
ingeleverd worden.
3.1.2
Inschrijven voor toetsen, toetsafname en inzage
Inschrijving (her)tentamens
Deelname aan (her)tentamens is slechts mogelijk na tijdige inschrijving voor het (her)tentamen in OSIRIS
(www.osiris.hu.nl). Inschrijven (en eventueel uitschrijven) is mogelijk tot twee weken voor de start van een tentamenperiode waarin het desbetreffende (her)tentamen wordt gegeven. Zie studiegids.
Een student mag het tentamen van een cursus 2 keer per jaar afleggen. Gedurende het studiejaar zijn er per cursus
meerdere data waarop een tentamen kan worden afgelegd. Aan de hand van het jaarrooster kun je zien in welke
periode bepaalde cursussen worden afgesloten.
Toetsafname
De duur van de toets (deeltoets 1, theorie) is: 2 uur.
Op het tentamenrooster voor de betreffende periode wordt exact aangegeven op welke dag, op welk tijdstip en in welk
lokaal de toets (of herkansing) plaatsvindt. Dit rooster wordt uiterlijk op vrijdag van de derde lesweek van een periode
gepubliceerd via OSIRIS (www.osiris.hu.nl).
Herkansingen vinden plaats in de week voorafgaand aan de afsluitingsweek van de periode. Uitzonderingen vormen
de herkansingen voor de tentamenonderdelen van de laatste periode. Deze worden ingeroosterd in de laatste volle
week van augustus voorafgaand aan het nieuwe studiejaar (start 1 september).
Bekendmaken resultaat en inzage
Uiterlijk 3 weken na afname van een tentamen wordt de uitslag door de desbetreffende examinator bekendgemaakt in
OSIRIS. De student heeft recht op inzage van het gemaakte en beoordeelde tentamenwerk. De inzage (en eventuele
nabespreking) vindt plaats binnen drie weken na het bekendmaken van de tentamenuitslag, maar uiterlijk voor het
hertentamen. Zie studiegids.
Mocht je de toets willen inzien, neem dan via de mail contact op met de docent.
1
Elke cursus wordt afgesloten met een tentamen. Een tentamen kan uit verschillende deeltentamens bestaan. De
begrippen tentamen en deeltentamen worden gebruikt in de onderwijs- en examenregeling. In deze cursushandleiding
zullen wij de termen toets (in plaats van tentamen) en deeltoets (in plaats van deeltentamen) gebruiken, omdat deze
meer aansluiten bij dagelijkse praktijk en voertaal in de opleidingen. Een toets of deeltoets kan verschillende vormen
hebben, bijvoorbeeld kennistoets, presentatie, beroepsproduct, reflectieverslag, et cetera.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
7
3.2
Beoordeling
3.2.1
Normering
Er komt één eindbeoordeling tot stand. De beoordeling vindt plaats op de schaal: 1 t/m 10 of onvoldoende – voldoende
– ruim voldoende – goed – zeer goed –uitmuntend.
3.2.2
Weging
Het eindcijfer van de cursus wordt bepaald door het behaalde resultaat van de schriftelijke toets. Voordat het cijfer
bepaald wordt, moet aan de volgende eisen voldaan worden:

Voldoende aanwezig zijn geweest (maximaal 2 keer afwezig)

De practica hebben uitgevoerd en werkbladen/verslagen ingeleverd en goedgekeurd

Deelname aan en afronding van het Ioniserend Stralings Practicum.
3.3
Eigenaren toets
De betrouwbaarheid van de toetsing wordt gewaarborgd door de professionaliteit van de toetsontwikkelaars: er zijn
twee eigenaren van de toets. Voor deze cursus zijn dit Annemoon Brans en Nitin Bhugwansing. Zij stellen indien nodig,
de toetsing en beoordeling van deze cursus per studiejaar bij.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
8
Verantwoording van leerdoelen naar eindkwalificaties
4
4.1
Leerdoelen in (deel)toetsen
In de paragraaf 2.1 Leerdoelen zijn de leerdoelen van deze cursus beschreven. In deze paragraaf wordt aangegeven
welk leerdoel in welke deeltoets wordt getoetst. Om zo efficiënt mogelijk te toetsen mag een leerdoel in maximaal 2
deeltoetsen beoordeeld worden.
Leerdoel:
De vakinhoudelijke concepten, beschreven in bijlage 1, worden
getoetst in de schriftelijke eindtoets
Het uitvoeren en afronden van enkele practica, illustratief en
verduidelijkend voor de vakinhoudelijke concepten van deze
vakcursus
Het uitvoeren en afronden van het practicum tijdens de excursie
naar het Practicum Ioniserende Straling
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
Toetsonderdeel:
Theorietoets
Practicumwerkbladen/verslagen
Opdrachtenvel Practicum Ioniserende Straling
9
4.2
Verantwoording naar de Dublindescriptoren en SBL competenties
In deze paragraaf wordt de inhoud van de cursus gekoppeld aan de te behalen eindkwalificatie, namelijk de Dublindescriptoren voor Hoger Onderwijs en de SBL-competenties voor het
leraarschap. In deze cursus wordt gewerkt aan de eindkwalificaties die gemarkeerd zijn in onderstaande tabel.
Domein (SBL) com
petenties
Dublin-descriptoren
1.
Interpersoonlijk
2.
Pedagogisch
3.
Vakinhoudelijk en
didactisch
4.
Organisatorisch
5.
Samenwerken met collega’s
6.
Samenwerken met de omgeving
7.
Reflectie en ontwikkeling
a.
Kennis en inzicht
Kennis van theorieën
en modellen:
-communicatie
-interculturele communicatie,
-groepsdynamica
Kennis van theorieën
en modellen:
-ontwikkeling en
opvoeding
-identiteitsontwikkeling en
culturele bepaaldheid
Kennis van theorieën
en modellen:
- wetenschappelijk
fundament leerinhoud
-didactiek
-schoolmethodes
Kennis van theorieën
en modellen:
-klassen-management
-organisatorische
aspecten van leeromgevingen
Kennis van theorieën en
modellen:
-samenwerking en onderwijsinnovatie
-kwaliteitszorg
-leerlingvolg-systemen
-organisatie-vorm-en voor
scholen
Kennis van theorieën en
modellen:
- leefwereld en culturele
achtergronden van opvoeders,
- professionele infrastructuur
waar de school onderdeel
van is
Kennis van theorieën
en modellen:
(gedrags-) psychologie
b.
Toepassen kennis en
inzicht
Toepassen van
genoemde kennis en
inzicht in specifieke
onderwijscontext
m.b.v praktijkkennis
Toepassen van
genoemde kennis en
inzicht in specifieke
onderwijscontext
m.b.v praktijkkennis
Toepassen van genoemde kennis en
inzicht in specifieke
onderwijscontext m.b.v
praktijkkennis
Toepassen van
genoemde kennis en
inzicht in specifieke
onderwijscontext
m.b.v praktijkkennis
In onderling overleg toepassen
van genoemde kennis en
inzicht in specifieke onderwijscontext mbv praktijkkennis
In onderling overleg toepassen van genoemde kennis en
inzicht in specifieke onderwijscontext mbv praktijkkennis
Benutten van de
genoemde kennis met
inbegrip van praktijkkennis voor reflectie
en resulterend in
ontwikkelingsvragen
c.
Oordeelsvorming
Beredeneerde keuzes maken m.b.t.
interactie-patronen en
Interventiemogelijkheden
Beredeneerde keuzes maken m.b.t.
interactie-patronen en
Interventiemogelijkheden
Beredeneerde keuzes
maken mbt leerinhoud, didactiek,
schoolmethodes en de
onderlinge afstemming
Beredeneerde keuzes
maken m.b.t. klassenmanagement en
organisatie leeromgeving
In onderling overleg keuzes
maken m.b.t. schoolontwikkeling en –innovatie.
In onderling overleg keuzes
maken m.b.t. samenwerken
met de omgeving
Beredeneerde keuzes
maken uit ontwikkelings-vragen
d.
Communiceren
Uitleggen, verantwoorden en afstemmen van
interactie-patronen en
Interventiemogelijkheden
Uitleggen, verantwoorden en afstemmen van
interactie-patronen en
interventiemogelijkheden
Uitleggen, verantwoorden en afstemmen van
leerinhoud, didactiek
en schoolmethodes en
hun onderlinge samenhang
Uitleggen, verantwoorden en afstemmen van klassenmanagement en organisatie leeromgeving
Uitleggen, verantwoorden en
afstemmen van schoolontwikkeling en -innovatie
Uitleggen, verantwoorden en
afstemmen met de omgeving
over de samenwerking
Uitleggen, verantwoorden en afstemmen van eigen keuzes bij invulling
beroep en professionele ontwikkeling
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
10
4.3
Verantwoording naar de Kennisbasis
In onderstaande tabel zijn de eindkwalificaties (vanuit de Kennisbasis) opgenomen waaraan in deze cursus wordt gewerkt.
KENNISBASIS SCHEIKUNDE
Een indicatie van het niveau wordt gegeven door McMurry & Fay, Chemistry, 6th edition.
(Hoofdstukken genoemd)
4 Atoomstructuur
4.1 Atoombouw, denken in modellen
H5
Elektronen, protonen, neutronen, atoomnummer, massagetal, isotopen, atoommassa, symbool,
modellen door de geschiedenis heen, Dalton, Rutherford, Bohrse model, Schrödinger
Kwanta, amplitude, energie, frequentie, golflengte, lichtsnelheid, constante van Planck
Energie-effecten, energieniveaus
Elektronenconfiguratie, Aufbau principe, valentie-elektronen, periodiek systeem en eigenschappen
Hoofdkwantumgetal, s, p, d en f orbital, elektronspin, Pauli principe, regel van Hund.
Kernstructuur, kernkracht, massadefect, radioactiviteit, kernsplijting en –fusie. Toepassingen.
H6
Ionen van hoofdgroepen en hun edelgasconfiguratie, octetregel
Ionstralen, ionisatie energieën, elektronenaffiniteit
Eigenschappen, voorkomen, productie, reacties
4.2 Elektromagnetische straling
4.3 Absorptie en emissie van straling
4.4 Orbitalen
4.5 Kwantumgetallen
4.6 Nucleaire Chemie
5 Periodiek Systeem en elementen
5.1 Elektronenconfiguratie
5.2 Trends in het periodiek systeem
5.3 Alkalimetalen, aardalkalimetalen, Elementen
groep 3, halogenen en edelgassen
5.4 Kennis van Elementen
6 Binding
6.1 Chemische binding
6.2 Ionbinding
6.4 Covalente binding
6.5 Structuur
6.6 Ruimtelijke modellen
8 Gassen, vloeistoffen en vaste stoffen
8.3 Eigenschappen van vaste stoffen
8.4 Eigenschappen van vloeistoffen
KENNISBASIS NATUURKUNDE
8 De materie
8.1 Atoomfysica
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
Voorkomen
H6, 7, 22
Wat is binding? Chemische en fysische binding
Ionbinding, roosterenergie
Sterkte van een covalente binding, elektronrelativiteit, elektronenaffiniteit. Polariteit van binding.
Lewisstructuur, enkelvoudige- en meervoudige binding, resonantie/mesomerie, formele lading
VSEPR model, moleculaire geometrie
H 10
Kristallijn, amorf, ion- en molecuulrooster
Vanderwaalsbinding, dipoolmoment, polair en apolair, dipoolinteractie, London interactie
experiment van Rutherford, lijnspectra, Bohrmodel, elektronen
als staande golven, kwantummodel van waterstof, spin, Pauli-principe, periodiek systeem,
kwantumgetallen
11
8.2 Kernfysica
8.4 Vaste stof fysica
(niet uit dit domein: Zeemaneffect, röntgenstraling, röntgendiffractie, relatie van Bragg, laser)
kernstructuur, isotoop, kernkracht, bindingsenergie, massadefect;
radioactief verval, vervalschema, energiespectra, activiteit, halveringstijd, vervalsreeksen, dateringsmethoden, medische toepassingen
(niet uit dit domein: stralingsdetectoren, stralingsgrootheden, dracht, halveringsdikte,
exponentiële verzwakking, foton-materiewisselwerking,
achtergrondstraling, kernsplijting, kernreactors, kernafval, kernfusie)
Covalente binding, ionbinding
(niet uit dit domein: metaalbinding, vrij-elektronengas,
Kristallen, spectrum van molekuul (vibratie en rotatie-energie), Fermi-energie; Paramagnetisme, ferromagnetisme; eigenschappen van magnetische
materialen; lage temperaturen (supergeleiding))
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
12
5
Werkwijze
Voor de cursus Structuur en Binding staan 5 ECTS, dus de studielast bedraagt ongeveer 140 uur. Er zijn ongeveer
40 contacturen, en er is 2 uur uitgetrokken voor de schriftelijke toets. Dat betekent dat je thuis en op de hogeschool
ongeveer 98 uur zelfstandig moet studeren en werken aan dit vak.
Een deel van deze zelfstudietijd moet worden besteed aan de voorbereiding van de theorie- en practicumbijeenkomsten.
Theoriebijeenkomsten
Op de theoriebijeenkomsten komt de inhoud van Chemistry aan de orde. Je bestudeert de inhoud zelfstandig,
voorafgaand aan de theoriebijeenkomst. Het bestuderen van Chemistry kan goed verlopen door de tekst door te
lezen, en de uitgewerkte voorbeelden te oefenen (Worked Example (met uitwerking en antwoord) en Problem / Key
concept problem).
Om na te gaan of je de bestudeerde stof beheerst, maak je een aantal vraagstukken uit de voorraad aan het eind
van het hoofdstuk. Per activiteit staat in de studiehandleiding een representatieve keuze van vraagstukken aangegeven.
Om een overzicht te krijgen over de bestudeerde stof, moet je in de alfabetische lijst met belangrijke termen en
begrippen aanwijzen welke aan de orde komen in deze stof. Het helpt nog beter als je deze termen ordent in een
begrippenkaart.
Practicumbijeenkomsten
Op de practicumbijeenkomsten voer je proeven uit die de theorie ondersteunen..
Een proef mag pas worden uitgevoerd, als je een PVF (Practicum VoorbereidingsFormulier) hebt ingevuld en aan
de docent of practicuminstructeur hebt overlegd. Ook de uitwerking van een specifieke voorbereidingsopdracht
moet voor het begin van het practicum aan de docent of practicuminstructeur worden getoond.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
13
6
Inleiding cursus Structuur en Binding
De chemische industrie produceert een scala aan materialen die voldoen aan de wensen van veeleisende gebruikers. Chemici zijn bedreven in het kiezen van de stoffen waaruit
die materialen worden opgebouwd.
Om tot een goede keuze te komen moeten ze kunnen voorspellen welke eigenschappen een stof met een bepaalde chemische samenstelling en structuur heeft.
De eigenschappen blijken bepaald te worden door de deeltjes waaruit stoffen zijn opgebouwd. In deze cursus gaan we de deeltjes nader bekijken. De lijn van de cursus is van
klein naar groot, van atoomkern, via atoom, molecuul naar stoffen.

In activiteit 1 zoomen we in op de atoomkern. Hoe ziet de kern eruit? Wat voor reacties kunnen optreden en hoe gebruiken wij de kennis over atoomkernen in onze
maatschappij? We betreden het terrein van de nucleaire chemie.

In activiteit 2 kijken we naar de opbouw van een atoom: de atoomkern met zijn elektronen. Er zal kort ingegaan worden op hoe onze kennis over atomen gedurende de
loop van de geschiedenis bijgesteld is en hoe deze nog steeds in ontwikkeling is. Voornamelijk de buitenste elektronen van een atoom blijken de chemie van het atoom
te bepalen en daarmee de chemie van stoffen.

In activiteit 3 kijken we naar atomen die 1 of meer elektronen extra of juist verloren hebben: de ionen. In deze activiteit zal onder andere ingegaan worden op de drijvende kracht achter de vorming van ionen.

Een atoom kan zijn elektronen delen met een ander atoom, waardoor een binding tussen deze twee atomen ontstaat. Dit is de basis voor de vorming van moleculen.
Vervolgens zoomen we in op de driedimensionale vorm van moleculen. Hierbij spelen de elektronen ook weer een belangrijke rol. Als laatste wordt in activiteit 4 kort ingegaan op de krachten tussen afzonderlijke moleculen.

Bij activiteit 5 zijn we aangekomen bij de overstap van de micro-wereld, de wereld van de deeltjes, via de meso-wereld, naar de macro-wereld, de wereld zoals die voor
ons zichtbaar is met zijn onnoemelijk hoeveelheid stoffen en materialen. We zullen onze kennis over de micro-wereld gebruiken om de fysische en chemische eigenschappen van stoffen in de macrowereld te verklaren.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
14
7
Activiteit 1
De kern van een atoom: nucleaire chemie
Kernvragen:
 Hoe is de kern opgebouwd?
 Hoe stel je een kernreactie op?
 Hoe bereken je de halfwaardetijd van een radioactieve kern?
 Hoe bereken je massa-defect?
 Hoe meet je radioactiviteit?
Kernbegrippen:
α, β en γ straling
kettingreactie
kernreactie
halfwaardetijd
radioactiviteit
kritische massa
isotoop
massa-defect
kernsplijting
kernfusie
Bestuderen:
Chemistry, par. 2.7 t/m 2.9, par. 12.6, par. 22.1 t/m 22.4
en
Worked Example:
2.7
Balancing nuclear equations
12.8
Calculating a half-life from a decay constant
12.9
Calculating a decay constant from a half-life
12.10
Using half-life to calculate an amount remaining
12.11
Using decay rates to calculate a half-life
22.1
Calculating a mass defect and a binding energy
22.2
Calculating the mass defect in a chemical reaction
22.3
Calculating the energy released in a nuclear reaction
22.4
Calculating a nuclear transmutation equation
Maken: Problem
2.11 t/m 2.14, 12.11 t/m 12.14 en 22.1 t/m 22.6
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
15
8
Activiteit 2
Atomen: structuur en periodiciteit
Inleiding:
Een grote doorbraak op het gebied van de chemie vond plaats in 1869. De rus Mendeleev bestudeerde de eigenschappen en gedrag van een groot aantal elementen. Hij ontdekte overeenkomsten en verschillen tussen de elementen en stelde hiervoor een systeem op: het periodiek systeem der elementen. Pas veel later is ontdekt dat een belangrijk
deel van het gedrag van stoffen zijn oorsprong heeft in de elektronenverdeling van atomen en dat deze elektronenverdeling de basis vormt voor het periodiek systeem. Wat jij in
deze cursus gaat doen is eigenlijk het omgekeerde van wat Mendeleev deed: jij begint met het bestuderen van de bouw van het atoom met zijn elektronen en past vervolgens
deze theorie toe op een stof die wij in onze huidige maatschappij gebruiken.
Hoofdstuk 5 van McMurry and Fay gaat over de structuur van atomen. Deze structuren voorspellen direct eenvoudige eigenschappen van sommige materialen. Op het eind van
het hoofdstuk weet je hoe de opbouw van het periodiek systeem der elementen afhangt van de elektronenstructuur van de atomen.
Kernvragen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding)
 Welke eigenschappen van atomen bepalen de aard en de sterkte van de chemische binding in stoffen en materialen?
 Wat is daarbij de rol van het Periodiek Systeem?
Kernbegrippen:
Elektromagnetische straling
Fotonen
Golflengte
Frequentie
Energie
De Broglie golflengte
Electronen
Kwantumgetallen
Orbitalen (s, p, en d )
Knoopvlakken
Absorptie
Emissie
Grondtoestand
Aangeslagen toestand
Pauli uitsluitingsprincipe
Regel van Hund
Aufbau principe
Effectieve kernlading (Zeff.)
Electronenconfiguratie
Periodiek systeem
Atoomstraal
Bestuderen:
Chemistry H5, par. 5.1 t/m 5.14
en
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
16
Worked Example:
5.1
5.4
5.5
5.6
5.8
5.9
Calculating a frequency from a wavelength
Calculating the energy of a photon from its frequency
Using quantum numbers to identify an orbital
Assigning quantum numbers to an orbital
Assigning a ground-state electron configuration to an atom
Identifying an atom from its ground-state electron configuration
Maken: Problem
5.1, 5.2, 5.3, 5.8, 5.11, 5.12, 5.14, 5.17, 5.18, 5.19, 5.20, 5.22, 5.24, 5.26, 5.28
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit):
5.30
5.34
5.36
5.46
5.64
5.70
5.72
5.86
5.88
5.90
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
5.48
5.76
5.118
5.54
5.78
17
5.56
5.80
5.58
5.82
9
Activiteit 3
Ionen en periodiciteit
Kernvragen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):


Zouten zijn veelvoorkomende stoffen die opgebouwd zijn uit ionen. Wat is de drijvende kracht achter de vorming van ionen?
Hoe kunnen we het periodiek systeem en de elektronenconfiguratie van atomen en ionen gebruiken bij de verklaring hiervan?
Kernbegrippen:
Ionen
Ionstraal
Ionisatie-energie (eerste, tweede,
derde, etc.)
Elektronenaffiniteit
Octetregel
Edelgasconfiguratie
Bestuderen:
Chemistry H6, par. 6.1 t/m 6.6 en alleen de introductie-alinea’s van par. 6.9 t/m 6.12
Worked Example:
6.1
6.2
6.3
6.4
Maken: Problem
6.1 t/m 6.12
Ionization energies
Higher ionization energies
Electron affinities
Chemical reactions and the octet rule
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
6.28
6.24
6.26
6.30
6.42
6.48
6.50
6.100
6.104
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
6.32
6.56
6.36
6.72
18
6.38
6.74
6.40
6.94
10
Activiteit 4
Moleculen: covalente binding en ruimtelijke structuur
Kern van de activiteit:
Atomen kunnen atoombindingen met elkaar aangaan waarbij moleculen gevormd worden. Er bestaan op de aarde miljoenen soorten moleculaire stoffen.
Welke rol spelen elektronen bij een atoombinding? Hoe kun je dat weergeven in Lewis-structuren?
De driedimensionale structuur van moleculen kan van grote invloed te zijn op de uiteindelijke eigenschappen van een stof. Waardoor wordt deze ruimtelijke structuur van moleculen bepaald? Hoe groot zijn bindingshoeken en bindingsafstanden van de atomen in een molecuul?
Als laatste wordt ingegaan op de aard van de krachten die ervoor zorgen dat moleculen bij elkaar worden gehouden in stoffen.
Activiteit 4.1
Covalente bindingen
Kernbegrippen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):
Covalente binding
Bindingsdissociatie-energie
Polaire binding
Bindingssterkte
Ionische binding
Apolaire binding
Gebruik van het studieboek:
Je leert over covalente bindingen, bindingssterkte en polaire bindingen door het bestuderen van par. 7.1 - 7.4
Maak de volgende Problems en Key Concept Problems: 7.1 t/m 7.3.
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
7.38
7.40
7.42
7.44
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
7.48
19
Activiteit 4.2
Lewis-structuren
Kernbegrippen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):
Lewisstructuur
Vrije electronenparen
Bindende electronenparen
Streepjesformule
Inleiding:
In hoofdstuk 7 van McMurry and Fay wordt de manier behandeld waarop Lewis tekeningen maakte van de elektronenstructuur in moleculen. Lewis nam in zijn theorie van de
atoombinding (1916) aan dat de binding wordt verzorgd doordat de atomen een of meer elektronenparen gemeenschappelijk hebben. Elke atoomromp in een stabiel molecuul
wordt daarbij omringd door een valentieschil met acht elektronen ofwel vier elektronenparen. Dit wordt de octetregel genoemd. Deze regel hangt samen met het feit dat in de s
en p subschillen acht elektronen kunnen worden geplaatst.
Uitzonderingen zijn:
het waterstofatoom dat de valentieschil (1s) vol heeft met één elektronenpaar;
atomen uit de derde periode van het periodiek systeem en lager, die meer dan acht elektronen in de valentieschil kunnen plaatsen vanwege de aanwezigheid van de d subschil.
In MF par. 7.6 wordt een methode beschreven om de streepjesformule van een molecuul te bepalen. Hieronder staat een andere methode beschreven. Je kunt zelf bepalen
welke methode jij het prettigst vind om mee te werken. In een Lewis-structuur – dat is een streepjesformule - voor een molecuul wordt elk paar valentie-elektronen door een
streepje weergegeven. Volgens de octetregel moeten in een streepjesformule bij elk atoom dus vier streepjes staan, maar bij een waterstofatoom één streepje.
Als een elektronenpaar door twee atomen wordt gedeeld spreken we van een bindend elektronenpaar (b.e.p.) en een elektronenpaar dat bij één atoom zit wordt een vrij
elektronenpaar (v.e.p.) genoemd.
Het aantal b.e.p. en v.e.p. kan worden bepaald met de volgende rekenregel:
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
Voor de moleculen H2, F2, N2 en HCN werkt de regel als volgt:
H2
22=4
21=2
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
(1 b.e.p.) 2
20
F2
2  8 = 16
2  7 = 14
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
aftrekken:
N2
Aantal elektronen in de binding:
(1 b.e.p.) 2
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
2  8 = 16
2  5 = 10
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
HCN
(3 b.e.p.) 6
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
2 + 8 + 8 = 18
1 + 4 + 5 = 10
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
(4 b.e.p.) 8
De streepjesformules voor deze stoffen zijn dus:
H
H
F
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
F
N
N
H
C
N
21
Opdracht 4.1
Teken de streepjesformule voor het molecuul O2.
Zoek in Binas tabel 58 op hoeveel energie er beschikbaar komt bij het maken van een mol moleculen F2, O2 en N2 uit losse atomen. Merk de relatie op tussen de bindingssterkte
en het aantal b.e.p.
Gebruik van het studieboek:
Je leert werken met streepjesformules door het bestuderen van MF 7.5 - 7.6.
Worked Example:
7.1
Drawing an electron-dot structure
7.3
7.4
7.5
7.6
7.7
7.8
Drawing an electron-dot structure
7.2
Drawing an electron-dot structure
Drawing an electron-dot structure
Identifying multiple bonds in molecules
Drawing an electron-dot structure
Drawing an electron-dot structure
Drawing an electron-dot structure
Maak de volgende Problems en Key Concept Problems: 7.4 t/m 7.11
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
7.54
7.56
7.60
7.66
Activiteit 4.3
Formele ladingen en mesomerie
Kernbegrippen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):
Resonantiestructuur (mesomere structuur)
Formele lading
Mesomerie
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
22
Gebruik van het studieboek:
Je leert over resonantiestructuren en formele lading in par. 7.7 - 7.8 en via onderstaande tekst.
Bestudeer par. 7.7 en 7.8.
Worked Example:
7.9
7.10
Drawing resonance structures
Calculating formal charges
Maak de volgende Problems en Key Concept Problems: 7.13 t/m 7.16.
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
7.58
7.62
7.68
7.70
7.72
Extra uitleg:
Voor het cyanide-ion CN kunnen we berekenen:
CN
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
8 + 8 = 16
4 + 5 + 1= 10
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
(3 b.e.p.) 6
Omdat het ion negatief is geladen is er een extra elektron beschikbaar. De streepjesformule van het cyanide-ion is:
C
N
Je kunt de plaats van de negatieve lading vinden door te tellen hoeveel valentie-elektronen beide atomen bij zich hebben. De v.e.p, tellen gewoon voor twee, maar de b.e.p.
tellen maar voor één omdat ze gedeeld worden. Beide atomen hebben dus 5 valentie-elektronen, wat voor stikstof het juiste aantal is en voor koolstof een te veel. De negatieve
lading zit op het koolstofatoom. We noemen dit een formele lading omdat het de uitkomst is van een wijze van tellen waarbij we hebben aangenomen dat het koolstofatoom en
het stikstofatoom de b.e.p. eerlijk delen (in verband met het verschil in elektronegativiteit tussen koolstof en stikstof is die veronderstelling niet juist). We geven de formele lading
als volgt aan in de streepjesformule:
C
N
Er is een drievoudige binding, wat in overeenstemming is met de covalentie 3 voor stikstof. Koolstof zelf heeft covalentie 4, maar omdat het koolstofatoom formeel een elektron te
veel heeft (en dus evenveel als stikstof) is de covalentie hier ook 3.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
23
Opdracht 4.2
+
Teken de streepjesformules van het nitrosonium-ion NO , het molecuul koolstofmonooxide CO, en het azide-ion N3. Geef waar nodig formele ladingen aan op atomen.
Om de streepjesformule van N2O (het molecuul van lachgas) te maken bereken je:
N2O
2  8 + 8 = 24
2  5 + 6 = 16
Vereist aantal elektronen:
Beschikbaar aantal elektronen:
aftrekken:
Aantal elektronen in de binding:
(4 b.e.p.) 8
Je kunt nu op een aantal manieren een streepjesformule maken. Ze staan allemaal in figuur 1.
-
N
2+
O
-
-
N
N
+
N
N
O
N
O
2+
N
O
2-
N
+
N
N
-
-
N
O
N
O
2-
N
2+
O
2-
N
N
+
+
N
O
+
-
N
+
N
O
Figuur 1. Streepjesformules voor N2O
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
24
Er zijn drie kolommen formules. Elke kolom heeft zijn eigen manier waarop de atomen aan elkaar zijn gebonden. Elke kolom stelt een isomeer van N2O voor. Verschillende
isomeren horen bij verschillende stoffen.
Er zijn hier in elke kolom ook nog eens drie formules. De atomen zitten op dezelfde manier aan elkaar, maar de elektronen zijn op verschillende manieren geplaatst. Elke formule
stelt een mesomere structuur (of ook resonantiestructuur genoemd) voor. Je kunt mesomere structuren uit elkaar laten ontstaan door elektronenparen te verschuiven.
Verschuiven van alleen elektronenparen (mesomerie) leidt nooit tot een molecuul of ion van een andere stof. De feitelijke verdeling van de elektronen in het molecuul is een
gemiddelde van de verdeling in de verschillende mesomere structuren.
Je kunt je nu afvragen welke van de drie isomeren hoort bij de stof lachgas. Met behulp van de mesomere structuren kan een vergelijking worden gemaakt van de stabiliteit van
de isomeren.
We kijken eerst naar de formele ladingen. Het molecuul is gemaakt uit neutrale atomen, dus als in een streepjesformule formele ladingen voorkomen moet er positieve en
negatieve elektrische lading op afstand worden gehouden. Hiervoor is energie vereist. Je kunt daarom de volgende regel hanteren:
Hoe groter de formele ladingen in een streepjesformule (of ook: hoe groter de ladingsscheiding), des te onstabieler is de mesomere structuur.
Bij mesomere structuren met gelijke ladingsscheiding maakt het voor de stabiliteit nog uit op welke atoomsoort de formele lading zit. Voordeliger is het als negatieve lading op
een meer elektronegatief atoom zit.
Opdracht 4.3
Welke van de mesomere structuren uit figuur 1 is op grond van ladingsscheiding het meest stabiel?
Welke van de mesomeren van het isomeer NNO is het meest stabiel?
Het cyclische isomeer is om een andere reden veel minder stabiel dan de andere twee. Dat heeft te maken met de bindingshoeken van ca 60° die hierin optreden. Hierdoor zitten
de bindende elektronen erg dicht bij elkaar, terwijl we negatieve lading juist zo ver mogelijk uit elkaar willen hebben. In MF par. 7.9 wordt verder ingegaan op de grootte van
bindingshoeken.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
25
Opdracht 4.4
Welk isomeer van N2O is het meest stabiel, en hoort daarom bij de stof lachgas?
Vergelijk je antwoord met het gegeven dat lachgas, net als zuurstof, de verbranding onderhoudt. Als een stof verbrandt met lachgas ontstaat er, behalve een of meer oxiden, ook
stikstof.
Opdracht 4.5
Ga met behulp van streepjesformules na wat het meest stabiele isomeer van HClO is.
Activiteit 4.4
Ruimtelijke structuur van moleculen
Inleiding:
Koolstofdioxide en zwaveldioxide komen sterk overeen in molecuulformule. Het zijn beide gassen bij kamertemperatuur.
Maar zwaveldioxide lost 50 maal zo goed op in water als koolstofdioxide.
En zwaveldioxide wordt al vloeibaar bij −10 C, terwijl koolstofdioxide pas condenseert bij −78 C.
Deze verschillen kunnen worden verklaard door het verschil in molecuulstructuur. Het zwaveldioxidemolecuul is gehoekt, met een O−S−O hoek van 119,5. Het koolstofdioxidemolecuul is lineair, dus met een O−C−O hoek van 180.
In par. 7.9 van McMurry and Fay leer je over het VSEPR model. Daarmee kun je de vorm van een molecuul en de grootte van de bindingshoeken voorspellen.
Kernbegrippen (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):
VSEPR model
Ruimtelijke structuur
Gebruik van het studieboek:
Bestudeer par. 7.9.
Worked Example:
7.11
Using the VSEPR model to predict a shape
Maak de volgende Problems en Key Concept Problems: 7.17 t/m 7.19.
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
7.76
7.78
7.80
7.82
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
7.84
7.86
26
7.88
7.92
Activiteit 4.5
Krachten tussen moleculen
Individueel werken met McMurry and Fay (MF).
Kern van de activiteit (voor de uitgebreid beschreven leerdoelen zie verder in deze studiehandleiding):
Wat zijn de aantrekkingskrachten tussen moleculen waardoor ze in vloeistoffen en vaste stoffen dicht bij elkaar gaan zitten?
Inleiding:
De aantrekkingskrachten tussen moleculen zijn altijd elektrische krachten. Zwaartekracht of eventuele magnetische kracht tussen moleculen is véél te klein om te kunnen verklaren dat moleculen bij elkaar blijven in een vloeistof of vaste stof.
Tussen neutrale moleculen zijn twee soorten wisselwerking belangrijk: vanderwaals wisselwerking en waterstofbruggen.
In hoofdstuk 10 van McMurry and Fay worden deze wisselwerkingen behandeld.
Kernbegrippen:
Dipoolmoment
Vanderwaalskrachten
ion-dipoolkrachten
Waterstofbruggen
Intermoleculaire krachten
London dispersie krachten
dipool-dipoolkrachten
Gebruik van het studieboek:
Je maakt kennis met moleculaire wisselwerking door het bestuderen van par. 10.1 en 10.2.
Worked Example:
10.1
Calculating percent ionic character from a dipole moment
of a dipole moment
10.3
Identifying intermolecular forces
10.2
Maak de volgende Problems en Key Concept Problems: 10.1, 10.2, 10.5 en 10.6.
Je kunt verder oefenen, en je vaardigheid aantonen met (een selectie uit)
10.32
10.34
10.36
10.38
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
10.42
10.46
27
Predicting the presence
11
Activiteit 5
Van micro via meso naar macro
Bij het lesgeven in de scheikunde wordt vaak geswitcht tussen verschillende niveaus: het macro en het micro niveau. Op het macroniveau hebben we het als we over stoffen en
hun eigenschappen praten. We begeven ons op het microniveau als we gaan spreken over moleculen, atomen, interacties tussen moleculen, etc. Het switchen tussen deze
niveaus blijkt voor leerlingen in het voortgezet onderwijs lastig te zijn. Wat het voor leerlingen nog complexer maakt is het gebruik van een eigen taal door chemici: de taal van
symbolen.
Toch is het macro-micro manier van denken essentieel voor chemici. Bij deze manier van denken worden eigenschappen verklaard m.b.v. iets (een mesostructuur, deeltjes) in
het materiaal. Deze stap is meestal te groot en te abstract voor leerlingen. Uit een promotie onderzoek bij de vakgroep chemie didactiek (UU) blijkt dat deze grote stap verkleind
kan worden in kleinere deelstappen die gerelateerd kunnen worden aan (meso)structuren in het materiaal. Het meso-niveau zit tussen het micro- en macroniveau in en bevindt
zich op microscopisch niveau.
Bij deze activiteit zal ingegaan worden op hoe bepaalde eigenschappen op macroniveau, zoals bijvoorbeeld viscositeit en oppervlaktespanning van vloeistoffen en oplosbaarheid
van vaste stoffen, verklaard kunnen worden door te kijken naar het micro- en mesoniveau. Er wordt kort ingegaan op de opbouw van vaste stoffen.
Kernbegrippen:
Viscositeit
Roosters (kristallijn, moleculair, ionisch, covalent, metaal)
Oppervlaktespanning
Amorfe structuur
Gebruik van het studieboek:
Bestudeer par 10.3 en 10.6
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
28
12
Antwoorden
Antwoorden activiteit 4 (atoombinding):
4.1
O
O
stof
bindingsenthalpie
5
-1
/ 10 J.mol
F2
-1,53
O2
-4,98
N2
-9,45
4.2
N
O
C
O
N
N
N
4.3
Op grond van ladingsscheiding is de mesomere structuur rechts boven het meest stabiel.
Van de isomeer NNO is de middelste mesomere structuur het meest stabiel.
4.4
De isomeer NNO is het meest stabiel. In de verbrandingsreactie met lachgas breekt de NO binding. Er blijft een molecule N2 over en het zuurstofatoom is beschikbaar voor het
maken van een oxide met een molecule van de brandstof.
4.5
Het meest stabiele isomeer van HClO is HOCl.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
29
Practicum 1
Een kleurenorgel
Sommige elementen hebben verschillende valenties. Het element mangaan heeft zes valenties, elk met een eigen kleur. Er bestaan dus mangaan(II)-, mangaan(III)- en zo verder tot mangaan(VII)-verbindingen. Een van de aardigste methoden om al deze kleuren te tonen, is het trapsgewijze reduceren van permanganaat (VII) tot aan mangaan (II) en
wel in één reactievat. In deze proef zijn een aantal oxidatietoestanden van mangaan te zien en te herkennen aan de kleur.
Benodigdheden:
0.01 M kaliumpermanganaat-oplossing (KMnO4(aq))
1,0 M NaOH-oplossing
0,01 M Na2SO3-oplossing
3,0 M H2SO4-oplossing
Werkwijze:
Stap 1:
Verdun 10 mL 0,01 M KMnO4 met gedestilleerd water tot 100 mL (in een 300 mL bekerglas).
Maak de oplossing alkalisch met 10 mL 1 M NaOH-oplossing.
Stap 2:
Voeg hieraan toe 5 mL 0,01 M Na2SO3-oplossing; dit levert een mengsel van het permanganaat en het manganaat:
2222 MnO4 + SO3 + 2 OH → 2 MnO4 + SO4 + H2O
Stap 3:
Voeg nogmaals 5 mL van de sulfietoplossing toe en de omzetting in manganaat is volledig.
Stap 4:
Voeg langzaam 3 M zwavelzuuroplossing toe, waardoor een donkerbruine kleur en wat neerslag wordt gevormd. Dat is bruinsteen (MnO2) en mangaan(IV)sulfaat.
Stap 5:
Voeg nu snel meer 3 M zwavelzuuroplossing toe waardoor in totaal 10 mL is toegevoegd.
+
23+
22 H3O + MnO2 + SO3 → Mn + SO4 + 3 H2O
Stap 6:
Met nog eens 35 mL 0,01M Na2SO3-oplossing komt er een kleurloze oplossing van mangaanionen:
3+
22+
2+
3 H2O + 2 Mn + SO3 → 2 Mn + SO4 + 2 H3O
Bij het practicum krijg je een werkblad. Lever dit ingevuld in bij je begeleider.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
30
Practicum 2
Slime
Slime roept jeugdherinneringen op. Slime is nog steeds een populair stukje speelgoed dat in vrijwel geen enkel gezin ontbreekt. Het is niet duur en in alle kleuren te koop.
Denk eens terug hoe het voelt om met slime te spelen. Het voelt griezelig en onsmakelijk aan, net als een kleverige limonadefles. Het voelt vies en plakkerig en je moet je handen wassen om het plakkerige goedje van je handen af te krijgen.
Hoe komt dit toch?
Benodigdheden

5 g lijm (Hema-lijmstift)

4 mL water

druppeltje kleurstof

4% boraxoplossing (Na2B4O7)

Bekerglaasje

roerstaafje
Uitvoering
Weeg ongeveer 5 g lijm af in een bekerglaasje. Doe er 4 mL water bij en eventueel een paar druppels kleurstof. Roer het mengsel goed met een roerstaaf. Druppel dan een paar
druppels 4% borax-oplossing toe. Roer het mengsel weer en ga door met toedruppelen en roeren tot er een klont aan de roerstaaf blijft zitten en loslaat van het bekerglas. Over
het algemeen gebeurt dit na 15-20 druppels borax-oplossing. Voeg nog een paar druppels borax toe en roer nog eens goed. Pak de slijmerige stof uit het bekerglas en begin te
kneden. Snel wordt het een vrij droge kneedmassa. Als het niet lukt, heb je teveel of te weinig borax toegevoegd. De slime is klaar.
Vraag
Hoe het komt dat de slime aan je handen plakt/ kleeft?
Proef 2: Invloed van een base/zuur
Benodigdheden

slime uit proef 1

0,4 M NaOH-oplossing (natronloog)

Handschoenen

0,4 M HCl-oplossing (zoutzuur)
Uitvoering
Verdeel de slime in twee gelijke delen, (25 mL)
Voeg aan een deel van de slime een paar druppels 0,4 M Natronloog toe en aan het andere deel een paar druppels 0,4 M zoutzuur.
Vraag
Wat is er met de slime gebeurd?
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
31
Practicum 3
De boot
Vul een grote bak met water.
Knip uit een stuk papier de volgende bootvorm.
1.
2.
3.
doe een druppel afwasmiddel op de achterkant van een potlood
zorg dat het bootje met de achterkant naar de rand ligt
stip met het afwasmiddel op het potlood in het gaatje van het bootje
De volgende variaties op deze proef zullen uitgevoerd worden:

punaise op water + afwasmiddel

opgerolde plastic strip (20 cm), vet maken, druppel zeep in midden spiraal (aanstippen met potlood)

peper op water + afwasmiddel
N.B. bij meerdere uitvoeringen de bak tussendoor goed schoonmaken
Opruimen: lever de spullen weer schoon en droog in.
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
32
Practicum 4 Superslurpers
Uitvoering:



Weeg ± 0,2 g superslurper op een bovenweger nauwkeurig af en noteer de massa.
Breng dit over in een 400 mL bekerglas.
Voeg vervolgens een kleine portie (bv 10 mL) demiwater toe en meng kort. Probeer klontjes te voorkomen. Om de gevormde gel niet kapot te maken, kun je het beste het
bekerglas zwenken ipv roeren met een roerstaaf. Wacht tot er een gel is gevormd. (Wanneer je veel roert, gaat de gelstructuur kapot!)
 Herhaal de vorige stap totdat de gel is verzadigd met water. De gel wordt erg ‘vloeibaar’ en soms zie je een laagje water op de gel liggen.
 Maak een vouwfilter nat en laat het uitlekken. Weeg het natte vouwfilter en noteer de massa.
 Filtreer de gel met water en wacht tot het overtollige water is weggelopen.
 Weeg het vouwfilter met de gel en noteer de massa. Op de balansen staan bakjes voor het natte filter.
 Noteer de massa van de gel en bereken de verhouding tussen de massa van de gel en van de droge superslurper.
Meetgegevens per meting:
inweeg superslurper – massa nat filter – massa filter +gel
Bereken hieruit:
massa gel – massa gel / inweeg superslurper
Dit experiment ga je nu uitvoeren met een keukenzoutoplossing en een zoutzuuroplossing. Hoe verandert de opnamecapaciteit van de superslurper?
Voer dit experiment uit met minimaal 2 van de onderstaande oplossingen:
- HCl-oplossing
concentratie (M): 0,02 – 0,01 – 0,005 – 0,0025
- NaCl-oplossing
concentratie (M): 0,02 – 0,01 – 0,005 – 0,0025
Verdun de oplossingen vanuit de stockoplossing (0,02 M), je hebt maximaal 200 mL oplossing nodig voor één meting.
Verdeel de metingen van alle oplossingen over de practicumgroep, iedere oplossing moet minimaal 2 maal gemeten zijn. Verzamel alle meetresultaten, schrijf jouw resultaten op
het bord.
Verslag:
Verwerk de onderstaande opdrachten in je verslag.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Maak overzichtelijke tabellen van alle practicumresultaten.
Maak grafieken van de massaverhouding gel/superslurper uitgezet tegen de (zout-/zuur-) concentratie van de toegevoegde vloeistof.
Welke conclusies kun je trekken op basis van de grafieken?
Roepen de grafieken nieuwe vragen op? Hoe kun je antwoord krijgen op die vragen? Geef waar mogelijk jouw antwoorden.
+
+
Leg uit hoe (chemisch gezien) Na -ionen de opnamecapaciteit van de gel beïnvloeden. En H -ionen?
Neem aan dat in menselijke urine gemiddeld 1,17 g/L NaCl zit en dat de pH varieert tussen pH 5,0 - 7,5. Reken deze waarden om naar mol/L. Komen de concentraties
gebruikt in dit experiment overeen met die van urine?
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
33
Practicum Voorbereidingsformulier
(PVF)
 Voor aanvang van het practicum laten aftekenen door de begeleider
Naam cursist:
Cursus:
Naam begeleider:
Experiment:
Datum practicum:
Gegevens van chemicaliën
● in pure/geconcentreerde vorm
● tijdens het practicum
naam
(triviale naam)
Voorbeelden voorzorgsmaatregelen:
jas (altijd dragen)
bril (bijna altijd dragen)
handschoenen
werken in de zuurkast
geen open vuur
niet mengen met…
Benodigde apparatuur:
© Hogeschool Utrecht, Instituut Archimedes
molecuulformule
R/S-zinnen
→ dus welke voorzorgsmaatregelen?
→
→
→
→
→
Afvalcategorie:
I zure anorganische oplossingen
II alkalische anorganische oplossingen
III halogeen-arme organische stoffen
IV halogeen-rijke organische stoffen
gootsteen (evt met voldoende water)
prullenbak
34
concentratie
hoeveelheid
(geschat)
afvalcategorie
Bijlage 1
Inhoudelijke leerdoelen
Leerboek: Chemistry (6th edition), McMurry and Fay
CHAPTER 2
ATOMS, MOLECULES, AND IONS
Chapter Learning Goals for Students
Section 2.7
Define nucleon, nuclide, and nuclear reaction, summarizing the differences between
nuclear reactions and chemical reactions and how they are described by their
respective nuclear equations and chemical equations.
Section 2.9
Use the neutron/proton plot for stable isotopes to determine whether a given nuclide
is expected to be stable or unstable.
Identify nuclear decay processes and the identity of isotopes involved in nuclear
decay processes.
CHAPTER 5
PERIODICITY AND ATOMIC STRUCTURE
Chapter Learning Goals for Students
Section 5.1
Interconvert wavelength, frequency, and energy of electromagnetic radiation.
Section 5.3
Interconvert the amount of energy associated with a quantum of radiant energy, frequency,
and wavelength.
Section 5.4
Using the de Broglie equation, estimate the wavelength of a moving object knowing its
mass and velocity.
Section 5.6
Use quantum numbers to identify an orbital.
Assign quantum numbers to an orbital.
Section 5.7
Sketch and name each of the s, p, and d orbitals.
Determine numbers of nodal planes present in an orbital.
Section 5.9
State the Pauli Exclusion Principle, Hund’s Rule and the Aufbau Principle.
Section 5.10
Explain what is meant by effective nuclear charge, Zeff.
Section 5.11
Predict ground-state electron configurations for elements; use orbital-filling diagrams to
determine the number of unpaired electrons in these species.
Section 5.12
Predict which elements might be expected to have anomalous electron configurations.
Predict the anomalous electron configurations of elements.
Section 5.13
Write the general valence-shell electron configuration for each group of the periodic table,
and identify the blocks in which the elements are located.
Section 5.14
Given a set of atoms, determine which atom is expected to have the largest radius.
CHAPTER 6
IONIC BONDS AND SOME MAIN-GROUP CHEMISTRY
Chapter Learning Goals for Students
Section 6.1
Predict the ground-state electron configuration for ions.
Section 6.2
Given a set of atoms and ions, determine which atom or ion is expected to have the largest
radius.
Section 6.3
For any two elements, predict which has the higher first ionization energy.
Section 6.4
For any two elements, predict which has the higher second, third, fourth, etc. ionization
energy.
Section 6.5
For any two elements, predict which has the more favorable (more negative) electron
affinity.
Section 6.8
Use the octet rule to generalize the chemistry of each family of elements studied in this
chapter.
Know when to expect the octet rule to be valid and when it can fail.
Give the noble gas configuration of cations and anions in ionic compounds.
Use the octet rule to determine the number of electrons gained or lost by a given element
in a redox reaction.
CHAPTER 7
COVALENT BONDS AND MOLECULAR STRUCTURE
Chapter Learning Goals for Students
Section 7.2
Define bond dissociation energy, D.
Section 7.3
From a list of compounds, predict which are ionic and which are molecular.
Section 7.4
Using only the periodic table, predict which of two elements is more electronegative.
Using only the periodic table, predict whether a given bond is ionic, polar covalent, or nonpolar covalent.
Using a table of electronegativities, predict which of two bonds is expected to be more
polar.
Section 7.5
Write Lewis symbols for atoms, and tell how many electrons must be shared to enable the
atom to achieve a completed valence shell. Give the symbol of the noble gas with the
same number of valence electrons.
Draw electron-dot structures for simple molecules.
Section 7.6
Draw electron-dot structures for polyatomic molecules and ions, recognizing when multiple
bonding is needed.
For each atom in an electron-dot structure, give the number of bonded electron pairs and
the number of nonbonded electron pairs.
For a given electron-dot structure, give the number of single bonds, double bonds, and
triple bonds. Give the bond order of each bond.
Section 7.7
Draw electron-dot structures for polyatomic molecules and ions, recognizing when resonance structures are needed.
Give the bond order of each bond in an electron-dot structure that requires resonance
structures.
Section 7.8
Calculate the formal charge on each atom in a molecule.
Determine the formal charge on each atom in a resonance structure, and use the formal
charges to select the best resonance structure.
Section 7.9
Use the VSEPR model to predict the geometries of molecules and polyatomic ions, including those with more than one central atom.
CHAPTER 10
LIQUIDS, SOLIDS, AND CHANGES OF STATE
Chapter Learning Goals for Students
Section 10.1
Using only VSEPR geometries and electronegativity trends, determine whether a molecule
is expected to be polar and have a dipole moment.
Give the direction of a dipole moment.
Section 10.2
Identify the major type of intermolecular forces present in substances, and determine
which of two substances exhibits the stronger intermolecular force.
Relate relative strengths of intermolecular forces to physical properties of molecules.
Section 10.3
Describe viscosity and surface tension, and relate these properties to intermolecular forces.
Section 10.6
Classify solids as ionic, molecular, covalent network, or metallic, and give the major forces
of attraction of each.
CHAPTER 12
CHEMICAL KINETICS
Chapter Learning Goals for Students
Section 12.6
Show how radiocarbon dating is used to determine the age of an object.
Perform first-order decay calculations involving medical uses of radioactivity.
.
CHAPTER 22
NUCLEAR CHEMISTRY
Chapter Learning Goals for Students
Section 22.1
Calculate mass defects and binding energies for nuclides. Use values of binding
energy per nucleon to compare the relative stabilities of two nuclides.
Calculate the mass defect in a chemical reaction, and compare it to the mass defect in
a nuclear reaction.
Section 22.2
Classify nuclear reactions as fission or fusion.
Calculate the energy released by a nuclear fission or fusion reaction.
Section 22.3
Write balanced equations for nuclear transmutations.
Section 22.4
Perform calculations interconverting units used for measuring radiation.
Compare properties of types of ionizing radiation and their biological effects.
Relate biological effects of short-term radiation to doses.
BIJLAGE 2 Proeftoets
STRUCTUUR EN BINDING
PROEFTOETS
Deze toets bestaat uit 11 meerkeuzevragen, 1 invulvraag en 3 open vragen. Noteer
je antwoorden niet op deze toets, maar op je eigen papier.
Bij het beantwoorden van onderstaande vragen mag je gebruik maken van het
BINAS tabellenboek en een rekenmachine.
Geef niet alleen antwoorden, maar ook berekeningen en argumenten.
Onderaan deze proeftoets vind je het ‘schaakbord’.
INVULVRAAG EN MEERKEUZEVRAGEN
Vraag 1
Neem de volgende zin over en vul de missende woorden in:
Bij toevoeging van energie aan een atoom kunnen er elektronen naar een hogere energietoestand gaan. Deze toestand heet de _______. Dit proces noemen we ______. Het tegenovergestelde proces, waarbij een elektron terugvalt
naar de _________, noemen we ______
Bij de meerkeuzevragen is slechts één antwoord goed.
Vraag 2
In de figuur hieronder zijn twee elektromagnetische golven weergegeven:
Golf (a) heeft:
A) een grotere golflengte en een hogere frequentie dan golf (b)
B) een grotere golflengte en een lagere frequentie dan golf (b)
C) een kleinere golflengte en een hogere frequentie dan golf (b)
D) een kleinere golflengte en een lagere frequentie dan golf (b)
Vraag 3
De intensiteit van een lichtbundel is gerelateerd aan:
A) de frequentie van het licht
B) de relatieve hoeveelheid fotonen
C) de snelheid van de lichtstraal
D) de golflengte van de lichtstraal
Vraag 4
De golfeigenschappen van een groot, bewegend object, zoals een auto, zijn lastig waar te nemen omdat:
A) de energie niet gekwantificeerd is
B) de energie wel gekwantificeerd is, maar de afstand tussen de energieniveaus is te klein
C) de golflengte erg groot is
D) de golflengte erg klein is
Vraag 5
Welke van de onderstaande uitspraken is waar:
A) het model van Bohr is het juiste model als het gaat om de plaats van elektronen in
atomen
B) elektronen bewegen zich in cirkels om de kern
C) de elektronen in een heliumatoom zitten in orbitalen met verschillende energie-inhouden
D) het kwadraat van de golffunctie geeft de waarschijnlijkheid aan waar je het elektron vindt
Vraag 6
Hoeveel orbitalen zijn er in de vierde schil?
A) 3
B) 4
C) 6
D) 16
Vraag 7
Welke van de onderstaande elementen heeft de grootste effectieve kernlading voor zijn valentie-elektronen?
A) Na
B) K
C) Si
D) Cl
Vraag 8
Hoeveel ongepaarde elektronen zitten er in de grondtoestand van een atoom Cobalt (Co)?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 7
Vraag 9
Welke van de onderstaande diagrammen is tegenstrijdig met de regel van Hund?
A)
B)
C)
D)
Vraag 10
Welke combinatie (I), (II) of (III) bevat atomen of ionen met dezelfde elektronenconfiguratie in de grondtoestand?
(I)
(II)
(III)
2-
2+
O , Ne en Mg
+
2+
Ni, Cu en Zn
+
2+
Hg, Tl en Pb
A) alledrie: (I), (II) en (III)
B) alleen (II) en (III)
C) alleen (I) en (III)
D) alleen (I)
– Ga verder op de volgende bladzijde –
Vraag 11
Welk van de onderstaande elementen heeft de meeste (= meest negatieve) elektronenaffiniteit?
A)
Na
B)
Mg
C)
O
D)
Ne
Vraag 12
In het periodiek systeem in het plaatje hierboven staan 4 elementen genoemd: element A, B, C en D. Welk van deze
1
elementen heeft de hoogste tweede ionisatie-energie Ei ?
A)
B)
C)
D)
A
B
C
D
– Ga verder met de open vragen op de volgende bladzijde –
OPEN VRAGEN
Vraag 13: Atomen en ionen
a. Geef de elektronenconfiguratie van een atoom vanadium (V)
b.
Schets de vorm van de 2p-orbitaal van het vanadium-atoom. Leg uit of het wel of niet mogelijk is dat dit elektron héél dicht bij de kern komt.
c.
Vanadium kan gemakkelijk geïoniseerd worden. Geef de elektronenconfiguratie van het V
d.
De ionstraal van het V
ring.
2+
2+
ion.
ion is kleiner dan de atoomstraal van het vanadium atoom. Geef hiervoor een verkla-
Vraag 14: Moleculen
a. Teken de streepjesformule van het molecuul PCl3 (fosfortrichloride). Geef de bindende elektronenparen,
eventuele vrije elektronenparen en eventuele formele ladingen aan.
b.
Maak een tekening van de ruimtelijke structuur van het molecuul PCl3. Geef een toelichting op je tekening.
c.
Voorspel de grootte van de Cl − P − Cl bindingshoek.
d.
Zoek in BINAS op of PCl3 wel of niet een dipool heeft. Laat zien dat jouw ruimtelijke structuur van PCl3 daarmee in overeenstemming is.
e.
Het kookpunt van fosfortrichloride is 76 C. Welke wisselwerkingen worden verbroken bij de faseovergang
van vloeistof naar gas in fosfortrichloride?
Vraag 15: Nucleaire chemie
Schrijf de kernreactie van het verval van:
213
213
a.
Bi naar Po
18
18
b.
F naar O
218
214
c.
Po naar Pb
Plutonium is een element dat wordt gebruikt in kernwapens. Het wordt ook wel voorgesteld als een nucleaire
239
6
brandstof. Een monster van Pu met een massa van 1,00 mg vervalt met een snelheid van 2,3 x 10 deeltjes
per seconde.
d. Bereken de halfwaardetijd van dit isotoop.
In een kernreactor vindt het volgende splijtingsproces plaats:
235
139
94
U + n → Ba + Kr + 3n
e. Bereken de energie die vrijkomt bij de splijting van 1,0 g
235
– EINDE TOETS –
U.
Ter informatie: