1. Berekenen
1.1. Mol
1.2. Ph
1.2.1. Maat voor de relatieve sterkte van zuren en basen in waterige oplossing
1.2.1.1. pH of pOH
1.2.1.1.1. pOH = -log[OH-]
1.2.1.1.2. pH = -log[H+]
1.2.1.2. Concentartie Zuur of Base
1.2.1.2.1. [H+] = 10-pH
1.2.1.2.2. [OH-] = 10-pOH
1.3. Juiste significantie
1.3.1. Hoeveelheid getallen in je eind-antwoord
2. Reacties
2.1. Oplosreactie
2.1.1. Neerslagreactie
2.1.1.1. Twee goed oplosbare zouten vormen samen een slecht oplosbaar zout
2.1.2. Oplossing
2.2. Verbrandingsreactie
2.2.1. Voornamelijk exotherme reacties tussen een brandstof en een oxidator waarbij warmte en licht ontstaat
2.3. Evenwichtsreactie
2.3.1. Een reactie die twee kanten op werkt, zulke reacties eindigen niet
2.4. Ontledingsreactie
2.4.1. Opsplitsen van een stof in samenstellende delen
2.5. Exotherm/Endotherm
2.5.1. Exotherm
2.5.1.1. Reactie waarbij energie vrijkomt, vaak in de vorm van warmte
2.5.2. Endotherm
2.5.2.1. Reactie waarbij energie ontrokken word van de omgeving
3. scheidingsmethoden
3.1. Filtreren
3.1.1. Het tegenhouden van onzuivere (grotere) deeltjes uit een mengsel
3.1.1.1. Filtraat
3.1.1.1.1. Overblijfsel
3.1.1.2. Residu (onzuiver deeltjes)
3.2. Bezinken
3.2.1. Mengsel van een vaste, niet-oplosbare stof en een vloeistof, de vaste stof zinkt naar de bodem
3.3. Indampen
3.3.1. Het verdampen van een oplosmiddel waardoor bepaalde stoffen uit een mengsel neerslaan (de droge vaste stoffen blijven altijd over)
3.3.1.1. kookpunt
3.3.1.2. kooktraject
3.4. Destillatie
3.4.1. Scheiding van vloeibare verbindingen op basis van kookpunt
3.4.1.1. destilaat
3.5. Extraheren
3.5.1. Vloeistof van bijvoorbeeld een vaste stof scheiden
3.5.1.1. extractiemiddel
3.6. Adsorptie
3.6.1. Het hechten van een niet vaste stof aan een vaste stof
3.6.1.1. adsorptiemiddel
3.7. Chromatografie
3.7.1. Een scheidingsmethode waarbij je vloeistof- of gasmengsels scheidt door ze met behulp van een (andere) vloeistof of gas over een adsorberende kolom te leiden
3.7.1.1. rf-waarde
4. Zuren & Basen
4.1. Zuur
4.1.1. Vloeistof met een pH-waarde onder de 7
4.1.1.1. zuur + H2O → H3O+ + zwakke base
4.1.1.1.1. Hoe hoger de concentratie H30+ hoe lager de pH
4.2. Base
4.2.1. Vloeistof met een ph waarde boven de 7
4.2.1.1. base + H2O → OH- + zwak zuur
4.2.1.1.1. Hoe hoger de concentratie OH- hoe hoger de pH
4.3. Sterk of zwak
4.3.1. Zuur
4.3.1.1. Sterk
4.3.1.1.1. Boven H30+
4.3.1.2. Zwak
4.3.1.2.1. Onder H3O+
4.3.2. Base
4.3.2.1. Sterk
4.3.2.1.1. Onder OH-
4.3.2.2. Zwak
4.3.2.2.1. Boven OH-
5. Evenwicht ontstaat als er een zwakke base of een zwak zuur reageert
6. Stoffen
6.1. Moleculen
6.1.1. Verschillende atomen
6.1.1.1. Metalen
6.1.1.1.1. Metaal atomen
6.1.1.2. Moleculaire stoffen
6.1.1.2.1. Niet metaal atomen
6.1.1.3. Zout
6.1.1.3.1. Niet metaal atoom
6.1.1.3.2. Metaal atoom
6.1.2. Dezelfde atoom
6.1.2.1. Element
6.2. Ionen
6.2.1. Soorten ionen
6.2.1.1. Enkelvoudig
6.2.1.1.1. Ionen die uit één soort atoom bestaan
6.2.1.2. Samengesteld
6.2.1.2.1. Geladen deeltje dat uit meerdere atoomsoorten bestaat
6.2.2. Ontstaan ion
6.2.2.1. Elektron opnemen
6.2.2.1.1. Negatief ion
6.2.2.2. Elektron afstaan
6.2.2.2.1. Positief ion
7. Kennis
7.1. Correct gebruik binas
7.1.1. Zuren en basen (Tabel 49)
7.1.1.1. Linker colom is zuur
7.1.1.2. Rechter colom is base
7.1.2. Zuur-basa-indicatoren (Tabel 52 A)
7.1.3. Zouten in water (Tabel 45 A)
7.1.4. Formules en hun namen (Tabel 66 B)
7.1.5. Periodiek systeem
7.1.5.1. Metalen
7.1.5.1.1. Vakje zijn geel
7.1.5.2. Metalloïde
7.1.5.2.1. Vakje zijn blauw
7.1.5.3. Niet-metalen
7.1.5.3.1. Vakjes zijn rood
7.1.5.4. Verticaal
7.1.5.4.1. Groepen
7.1.5.5. Horizontaal
7.1.5.5.1. Perioden
7.2. Structuurformules
7.3. Molecuulformules
7.4. Systematisch naamgeven
7.5. Atomen
7.5.1. Atoomkern
7.5.1.1. Neutronen
7.5.1.1.1. Geen lading
7.5.1.2. Protonen
7.5.1.2.1. Positief
7.5.2. Elektronenschil
7.5.2.1. Elektronen
7.5.2.1.1. Negatief
7.6. Bindingen
7.6.1. Elektrovalentie
7.6.1.1. Ion-binding
7.6.1.1.1. Verschil elekgronegativiteit groter dan 7
7.6.1.2. Polair
7.6.1.2.1. Verschil elektronegativiteit groter dan 0,4 en kleiner dan 1,7
7.6.1.3. Apolair
7.6.1.3.1. Neutraal geladen molecuul (verschil elektronegativiteit kleiner dan 0,4)
7.6.2. Vanderwaalsbinding
7.6.2.1. Zwakke binding tussen moleculen (intermoleculair)
7.6.3. Waterstofbrug
7.6.3.1. Binding tussen OH en NH groepen (intermoleculair)
7.6.4. Metaalbinding
7.6.4.1. Binding tussen atomen (ionen) van zwak elektronegatieve elementen (moleculair)
7.6.5. Atoombinding
7.6.5.1. Binding tussen atomen doormiddel van gemeenschappelijke elektronenparen (moleculair)