Chemie - Faculteit Industriële Ingenieurswetenschappen

Introductiecursus Chemie
G. Bény
C. De Jonghe
A. Deschuytere
S. De Jonge
Hoofdstuk 1. Inleiding
1. Praktische informatie.
Het eerste jaar Bachelor in de Industriële Ingenieurswetenschappen bij KULeuven
campus GroepT omvat verschillende opleidingsonderdelen waaronder het vak Chemie.
In dit vak worden een aantal voor een ingenieur belangrijke aspecten van de Chemie
behandeld. Daarbij veronderstellen we dat je als student reeds een zekere voorkennis van
Chemie hebt. Vele studenten zullen de meeste onderdelen van deze basiskennis reeds in
hun vorige opleidingen bestudeerd hebben. Andere daarentegen hebben maar weinig
Chemie gehad.
Daarom heeft de Eenheid Materie, die verantwoordelijk is voor alle opleidingsonderdelen
die met Chemie te maken hebben, de hiernavolgende tekst opgesteld. Normaal gezien
kan je deze gebruiken om zelfstandig de voorkennis Chemie in te studeren. Om je hierbij
echter te begeleiden organiseren we een introductiecursus voor beginnende studenten.
Voor het gedeelte Chemie is dit de cursustekst.
Tijdens de cursus van het eerste bachelorjaar wordt een handboek gebruikt als
cursustekst. Een aantal van de begrippen die hier besproken worden komen ook voor in
dit handboek (General Chemistry, Chang, McGraw-Hill, 4de ed.).
2. Chemie en chemische technologie
Chemische technologie omvat alle processen die de mens gebruikt om de structuur en de
samenstelling van de materie te wijzigen. Vele van deze processen zijn even oud als de
mens zelf, andere zijn slechts zeer recent ontwikkeld. Processen die in de
voedselbereiding of in de metaalverwerkende industrie gebruikt worden behoren tot de
oudste processen. De ontwikkeling van nieuwe geneesmiddelen, brandstofcellen en
organische halfgeleiders zijn enkele voorbeelden van meer recente ontwikkelingen in de
chemische technologie.
3. Materie
Materie is alles wat ons omringt. De materie kan duidelijk zichtbaar zijn maar ook
onzichtbaar (de gassen in de ons omringende atmosfeer bvb.). De materie kan van
natuurlijke oorsprong zijn of door de mens gemaakt. De mens zelf is opgebouwd uit
materie. We kunnen de materie bewerken om er nieuwe vormen van te maken. Materie
kan gekleurd zijn of niet, doorzichtig of ondoorzichtig, inert of eerder reactief.
Bij deze grote verscheidenheid in de ons omringende materie kunnen we ons afvragen
waaruit de materie is opgebouwd, hoe de materie die in het universum aanwezig is,
ontstaan is en wat de relatie is tussen materie en energie.
De kennis van de samenstelling en de structuur van de materie laat ons ook toe ermee te
werken.
Onderzoek heeft aangetoond dat de materie, in al zijn vormen en verscheidenheid,
opgebouwd is uit een aantal fundamentele bouwstenen, de atomen. De kennis van de
atomen en de wijze waarop ze met elkaar binden laat ons toe toe vele eigenschappen van
de materie te verklaren.
Introductiecursus Chemie
2
Als toekomstige ingenieur is inzicht in de samenstelling en de eigenschappen van de
materie bijzonder belangrijk. Vele functies die je als ingenieur kan uitvoeren hebben te
maken met het werken met materie.
Introductiecursus Chemie
3
Hoofdstuk 2. Het atoom
1. Atomen en materie.
De atomen zijn de bouwstenen waaruit de materie is opgebouwd. In de natuur komen 92
verschillende atomen voor. Sommige daarvan zijn zeldzaam, andere komen in zeer grote
hoeveelheden in het universum voor. Ook op aarde komen al deze atomen in meer of
mindere mate voor (tabel 1).
Tabel 1 Het voorkomen van atomen in de aardkorst
Atoom
Zuurstof
Silicium
Aluminium
Ijzer
Calcium
Magnesium
Alle andere atomen
Aanwezigheid
in de aardkorst
(in %)
45,5
27,2
8,3
6,2
4,7
2,8
5,3
De atomen worden gevormd in sterren.
Naast de 92 zogenaamd natuurlijke atomen zijn er ook een aantal atomen die door de
mens worden gemaakt. Het zijn de synthetische of transuraan atomen. Zij zijn het
resultaat van reacties in kernreactoren of deeltjesversnellers.
1. De bouw van het atoom.
A. Elementaire deeltjes.
Atomen bestaan zelf uit nog kleinere deeltjes, die elementaire deeltjes genoemd worden.
Verschillende atomen zijn dan opgebouwd uit een verschillend aantal van deze deeltjes.
De deeltjes waaruit atomen zijn opgebouwd zijn de protonen, de elektronen en de
neutronen. Tabel 2 geeft informatie over de massa en de lading van deze deeltjes.
Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen
Proton
Neutron
Elektron
Massa (in g)
1,67262 x 10-24
1,67493 x 10-24
9,10939 x 10-28
Lading (in C)
+ 1,6022 x 10-19
0
- 1,6022 x 10-19
B. De lading van de elementaire deeltjes.
Uit tabel 2 blijkt dat protonen en elektronen geladen zijn. De protonen hebben een
positieve lading, de elektronen een negatieve lading. De neutronen zijn neutrale deeltjes.
Atomen bevatten evenveel elektronen als protonen zodat zij steeds neutraal zijn. Het
atoom zuurstof bvb bevat 8 protonen in de kern en 8 elektronen daarrond.
Atomen kunnen wel elektronen afgeven of opnemen zodat er geladen deeltjes, ionen,
ontstaan (zie verder).
De lading van het elektron (of proton) is de kleinste lading, waarvan alle andere ladingen
(ook deze die in de elektriciteit gebruikt worden) veelvouden zijn. Daarom wordt deze
waarde de elementaire ladingseenheid (ele) genoemd. Een elektron heeft dus een lading
van –1 ele (of gewoon –1) het proton een lading van +1 ele (of +1).
1 ele komt (afgerond) overeen met 1,6 x 10-19 C
C. De massa van elementaire deeltjes.
Wat massa betreft zijn protonen en neutronen ongeveer even zwaar, terwijl de elektronen
een veel kleinere massa hebben. De massa van de elektronen zal slechts in heel beperkte
mate bijdragen tot de massa van een atoom. Meestal wordt de massa van de elektronen
dan ook verwaarloosd (zie verder voor een rekenvoorbeeld).
De protonen en de neutronen (de zware deeltjes) vormen samen de kern (nucleus) van het
atoom. Zij worden daarom ook de nucleonen genoemd. De kern bevat dus bijna alle
materie van een atoom. De elektronen daarentegen vormen een soort ijle ruimte rond de
kern.
Alhoewel niet alle atomen even groot zijn kan men stellen dat de straal van een
gemiddeld atoom ongeveer 100 pm bedraagt (een pm komt overeen met 10-12 m). De
kern daarentegen meet gemiddeld 5 x 10-3 pm.
D. De samenstelling van de atomen
De verschillende atomen waaruit de materie is opgebouwd, onderscheiden zich van
elkaar door het aantal protonen in de kern. Dit aantal varieert van 1 tot 92 in de
natuurlijke atomen en is hoger in de synthetische atomen. De atomen kunnen
gerangschikt worden op basis van het aantal protonen in de kern. Dit aantal, voorgesteld
met het symbool Z, is het atoomnummer. Het atoomnummer voor de natuurlijke atomen
varieert van 1 tot 92 en is hoger dan 92 in de transuraan atomen.
Alhoewel de atomen kunnen beschreven en gerangschikt worden op basis van hun
atoomnummer is het om praktische redenen beter ze een naam en een symbool te geven.
Zo wordt het atoom dat in zijn kern slechts één proton heeft (Z=1) waterstof genoemd.
Het krijgt het symbool H. De volledige lijst van de atomen met hun atoomnummer, naam
en symbool vind je terug in de periodieke tabel.
2. Isotopen.
Van een atoom, gedefinieerd door zijn atoomnummer, kunnen verschillende isotopen
bestaan. Dit zijn varianten van een atoom die hetzelfde atoomnummer hebben maar een
verschillend aantal neutronen (in de kern). Het totaal aantal deeltjes in de kern van een
atoom (protonen en neutronen) wordt het massagetal van een atoom genoemd. Het
massagetal krijgt het symbool A. Isotopen van een atoom hebben dus hetzelfde
atoomnummer maar een verschillend massagetal. Tabel 3 toont de isotopen van enkele
atomen.
Isotopen kunnen stabiel zijn of door radioactief verval verdwijnen. Dit verval kan snel of
traag gebeuren.
Introductiecursus Chemie
2
Tabel 3 Isotopen van enkele atomen (niet alle bestaande isotopen zijn vermeld).
Atoomnummer (Z)
Naam (Symbool)
Massagetal van de
isotopen
Voorkomen (in %)
1
Waterstof (H)
1
2
99,985
0,015
6
Koolstof (C)
12
13
98,89
1,11
20
Calcium (Ca)
40
42
43
44
46
48
96,97
0,64
0,14
2,1
0,003
0,18
92
Uraan (U)
235
238
0,72
99,27
Men heeft vastgesteld dat het procentueel voorkomen van de isotopen een constante
waarde is, onafhankelijk van de plaats waar men de atomen verzamelt.
De isotopen van een atoom hebben dezelfde chemische eigenschappen. Dit heeft te
maken met het feit dat de chemische eigenschappen van een atoom (hoe het bindingen
vormt bvb.) afhangen van het aantal elektronen en niet van de kern. Isotopen hebben
hetzelfde aantal elektronen daar zij hetzelfde atoomnummer hebben.
3. Voorstelling van een atoom.
In de meeste gevallen wordt een atoom voorgesteld met behulp van zijn symbool. Dit is
zeker zo wanneer men de formules van moleculen schrijft. Soms echter wenst men
bijkomende informatie te vermelden. Wanneer het gaat om een specifieke isotoop kan
men het massagetal toevoegen. Dit wordt dan links bovenaan naast het symbool vermeld
zoals in volgende voorbeelden.
Voorbeeld 1 De voorstelling van enkele isotopen
Het uraan isotoop met massagetal 238: 238U (uitgesproken “uraan 238”)
Het waterstofisotoop met massagetal 2: 2H.
Het koolstofisotoop met massagetal 14: 14C
Eventueel kan het atoomnummer vermeld worden en dan wordt dit links onderaan
geschreven.
De isotopen van waterstof krijgen eveneens een eigen naam.
Tabel 4 De isotopen van waterstof
Isotoop
1
H
2
H
3
H
Naam
Waterstof
Deuterium
Tritium
Introductiecursus Chemie
3
4. Atoommassa.
A. Absolute atoommassa.
De massa (gewicht) van een atoom is gelijk aan de som van de massa’s van de
elementaire deeltjes waaruit het is opgebouwd. Het volstaat dus te weten hoeveel
protonen en hoeveel neutronen het atoom bevat. Het aantal elektronen is gelijk aan het
aantal protonen.
Voorbeeld 2 Wat is de massa van het 2H waterstofisotoop? Wat is de bijdrage van
het elektron tot deze massa?
Dit isotoop bevat 2 nucleonen (1 proton, 1 neutron) en 1 elektron.
Massa waterstof atoom 2H = massa proton + massa neutron + massa elektron.
Massa 2H = 1,67262 x 10-24 g + 1,67493 x 10-24 g + 9,10939 x 10-28 g.
Massa 2H = 3,34846 x 10-24 g
De bijdrage van het elektron = (9,10939 x 10-28 g/ 3,34846 x 10-24 g) x 100% = 0,0272
%
Zoals blijkt uit deze berekening draagt de massa van het elektron slechts in beperkte mate
bij tot de totale massa van dit atoom. Daarom wordt deze massa meestal verwaarloosd.
B. De atomaire massa eenheid.
De massa van een atoom uitgedrukt in gram is een bijzonder klein getal. Het gebruik van
deze eenheid om de atoommassa uit te drukken is dan ook onpraktisch. Om die reden
werd een nieuwe eenheid ingevoerd die toelaat op een eenvoudige manier zulke kleine
massa’s weer te geven. Deze eenheid is de atomaire massa eenheid (ame). Deze wordt
gedefinieerd als 1/12 van de massa van een 12C-isotoop. Vermist dit isotoop bestaat uit 6
protonen en 6 neutronen betekent dit dat de ame het gemiddelde is van de massa van een
proton en een neutron.
De waarde van de ame (afgerond) = 1,6 x 10-24 g .
De massa van gelijk welk atoom (of isotoop) kan dan uitgedrukt worden als een veelvoud
van de atomaire massa eenheid.
Voorbeeld 3 Wat is de massa van het 2H-isotoop uitgedrukt in ame?
De massa van dit isotoop (zie hoger) = 3,34846 x 10-24 g
Massa 2H uitgedrukt in ame = 3,34846 x 10-24 g/1,6 x 10-24 g/ame = 2 ame (afgerond)
C. Gemiddelde atoommassa.
Wanneer men spreekt over een bepaald atoom, zoals Chloor, dan heeft men het in
werkelijkheid over een verzameling atomen bestaande uit verschillende isotopen met elk
een andere massa. Rekening houdend met de massa van elk isotoop en met het
Introductiecursus Chemie
4
(constante) relatieve voorkomen van deze isotopen kan men voor een atoom een
gemiddelde atomaire massa berekenen. Onderstaand voorbeeld toont dit aan.
Voorbeeld 4 De berekening van de gemiddelde atoommassa van chloor.
Chloor bestaat uit de volgende isotopen:
35
Cl: een atoommassa van 34,9688 ame en een procentueel voorkomen van 75,53 %
37
Cl: een atoommassa van 36,965 ame en een procentueel voorkomen van 24,47 %
De gemiddelde atoommassa van Chloor =
34,9688 ame x 75,53/100 + 36,965 ame x 24,47/100 = 35,45 ame
Op deze wijze kan men voor elke atoomsoort een gemiddelde atoommassa berekenen.
D. Relatieve gemiddelde atoommassa.
Zoals blijkt uit vorige berekeningen kan de massa van een gemiddeld atoom weergegeven
worden als een veelvoud van de ame. Dit veelvoud wordt de relatieve (gemiddelde)
atoommassa (Ar) genoemd. De relatieve atoommassa wordt gedefinieerd als een getal
dat aangeeft hoeveel maal het gemiddeld atoom zwaarder is dan de ame. Het is dit getal
(dat geen eenheid heeft) dat in de periodieke tabel samen met andere eigenschappen van
het atoom vermeld wordt.
Voorbeeld 5 Wat is de massa van een aluminiumatoom?
In de periodieke tabel vindt men voor de relatieve atoommassa van aluminium de waarde
27
Een (gemiddeld) aluminiumatoom weegt dus:
Massa Al-atoom = Ar(Al) x ame = 27 x 1,6 x 10-24 g = 4,32 x 10-24 g
5. Het begrip mol.
De massa van de atomen is zeer klein. Dat betekent dat men in de praktijk steeds met
zeer grote aantallen atomen zal werken. Een druppel water bvb met een volume van 0,05
ml (dit is ook 0,05 g) bevat ongeveer 5 x 1021 atomen (waterstof en zuurstof). Om met
zulke grote aantallen te kunnen werken heeft men het begrip mol ingevoerd.
Een mol wordt gedefinieerd als een aantal dat overeenkomt met 6,02 x 1023. Dit getal
noemt met het getal van Avogadro (symbool NA). Het komt overeen met het aantal
atomen aanwezig in 12 g van het 12C-isotoop.
Het begrip mol is vergelijkbaar met andere begrippen die eveneens een aantal aangeven
zoals paar (2), dozijn (12), honderd (100) enz. Gezien de waarde van mol heeft het
gebruik ervan enkel zin bij het weergeven van de aantallen van zeer kleine deeltjes zoals
elektronen, protonen, atomen of, zoals verder blijkt, moleculen.
Introductiecursus Chemie
5
Voorbeeld 6 Hoeveel mol atomen zijn er in 0,05 g water?
In 0,05 g water zijn er 5 x 1021 atomen.
Het aantal mol atomen hierin = aantal atomen/NA
Het aantal atomen in 0,05 g water = 5 x 1021 atomen/ 6,02 x 1023 atomen per mol =
0,00831 mol atomen
6. Molaire massa.
De molaire massa van een deeltje (atoom, elektron e.d.) is de massa van 1 mol (6.02 x
1023 ) van deze deeltjes. De molaire massa (symbool MM) bekomt men door de massa
van één deeltje te vermenigvuldigen met het getal van Avogadro. De eenheid van molaire
massa is g/mol.
Voorbeeld 7 Wat is de molaire massa van aluminium?
De relatieve atoommassa van aluminium (uit periodieke tabel) = 27
De molaire massa van aluminium is:
MM(Al) = aantal atomen in 1 mol x massa van 1 atoom
MM(Al) = NA atomen/mol x Ar(Al) x ame
MM(Al) = 6.02x1023 atomen/mol x 27 ame/atoom x 1,6 x 10-24 g/ame
MM (Al) = 27 g/mol
Zoals blijkt uit dit voorbeeld is de absolute waarde van de molaire massa van een atoom
gelijk aan de relatieve atoommassa van dit atoom. Om de molaire massa van een atoom
te kennen volstaat het dus de relatieve atoommassa uit een tabel af te lezen en de eenheid
g/mol er aan toe te voegen. Onderstaande tabel geeft hiervan enkele voorbeelden.
Tabel 5 Enkele voorbeelden van de molaire massa van atomen.
Atoom
O
Al
Si
V
U
Ar (afgerond, uit periodieke
tabel)
16
27
28
89
238
1 mol van dit atoom weegt
16 g
27 g
28 g
89 g
238 g
Opmerking: de verschillende massa’s in tabel 5 bevatten allemaal hetzelfde aantal
deeltjes (nl. 1 mol of 6,02 x 1023).
Introductiecursus Chemie
6
7. De periodieke tabel.
In de periodieke tabel worden de atomen gerangschikt op basis van hun atoomnummer.
Bovendien is de tabel zodanig opgebouwd dat atomen die gelijkaardige eigenschappen
hebben samen staan, hetzij vertikaal hetzij horizontaal.
De kolommen in de periodieke tabel worden groepen genoemd. De rijen in de periodieke
tabel worden perioden genoemd.
De atomen die in eenzelfde groep voorkomen vertonen zeer gelijkaardige eigenschappen.
Dit is de reden waarom deze groepen een nummer krijgen en ook een naam.
De groep waar fluor (F) bovenaan staat krijgt nummer 7 en wordt de groep van de
halogenen genoemd.
In de periodieke tabel wordt een onderscheid gemaakt tussen de hoofdgroepen,
genummerd van IA tot VIIA en VIII, en de nevengroepen, genummerd met het suffix B.
Tabel 6 Informatie over de hoofdgroepen van de periodieke tabel.
Nummer
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIII
Atoom dat bovenaan staat
Waterstof
Beryllium
Boor
Koolstof
Stikstof
Zuurstof
Fluor
Helium
Naam
Alkalimetalen
Aardalkalimetalen
Boorgroep
Koolstofgroep
Stikstofgroep
Zuurstofgroep
Halogenen
Edelgassen
De periodieke tabel wordt gebruikt om een grote hoeveelheid informatie over de atomen
samen te brengen.
8. De elektronenstructuur van atomen.
Atomen bestaan uit een kern die positief geladen is (hier bevinden zich de protonen) met
daarrond een aantal elektronen. In een neutraal atoom is het aantal elektronen gelijk aan
het aantal protonen.
Alhoewel de beschrijving van de elektronen behoort tot het domein van de
quantummechanica zullen hier toch enkele aspecten ervan besproken worden.
Het aantal elektronen in een atoom varieert van 1 in waterstof (Z=1) tot 92 in uraan
(Z=92). Deze elektronen hebben niet allemaal dezelfde energie. Sommige elektronen
hebben een lagere energie en bevinden zich gemiddeld dichter bij de kern, andere hebben
een hogere energie en bevinden zich gemiddeld verder van de kern.
Deze verschillen in positie van de elektronen kunnen weergegeven worden door een
model waarbij de elektronen in sferische schillen worden geplaatst. Elke schil komt dan
overeen met een energieniveau. De elektronen op de schillen die dichter bij de kern
liggen hebben een lagere energie, de elektronen op verder gelegen schillen hebben een
hogere energie.
De elektronen die zich op de buitenste schil bevinden worden valentieëlektronen
genoemd. Het zijn deze elektronen die betrokken zijn bij de interacties (bindingen)
tussen atomen.
Introductiecursus Chemie
7
Het aantal valentieëlektronen van een atoom kan afgeleid worden uit de positie van het
atoom in de periodieke tabel en komt overeen met het nummer van de groep.
Tabel 7 Het aantal valentieëlektronen(VE) van de atomen.
Groep
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIII
Atoom dat bovenaan staat
Waterstof
Beryllium
Boor
Koolstof
Stikstof
Zuurstof
Fluor
Helium
Aantal VE
1
2
3
4
5
6
7
8
9. Ionen.
Hierboven werd aangegeven dat atomen steeds neutraal zijn omdat ze evenveel
elektronen als protonen bevatten. In vele gevallen echter zullen atomen tijdens hun
interacties met elkaar elektronen afgeven of opnemen. Dit gebeurt o.a. bij de vorming
van chemische bindingen (zie verder).
Wanneer atomen elektronen afgeven of opnemen worden ionen gevormd.
Positieve ionen (kationen) worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen
afgeven (verliezen). Zulke ionen hebben minder elektronen dan protonen en hebben dus
een netto positieve lading. De waarde van de positieve lading is gelijk aan het aantal
elektronen dat verloren werd.
Negatieve ionen worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen opnemen.
Zulke ionen hebben meer elektronen dan protonen en krijgen een netto negatieve lading.
De waarde van de negatieve lading is gelijk aan het aantal elektronen dat opgenomen
werd.
Atomen kunnen niet zomaar gelijk welk aantal elektronen verliezen of opnemen. Hoeveel
elektronen kunnen worden afgegeven of opgenomen hangt o.a. af van het aantal
valantieëlektronen en dus van de groep waarin het atoom zich bevindt.
A. Positieve ionen.
Positieve ionen worden o.a. gevormd door atomen die behoren tot de groepen IA, IIA en
IIIA. Zij vormen ionen met een lading van respectievelijk +1, +2, +3. Volgende tabel
toont dit aan. Enkele ionen van de andere hoofdgroepen zijn eveneens vermeld.
Introductiecursus Chemie
8
Tabel 8 Voorbeelden van positieve ionen van de atomen in de hoofdgroepen.
Groep
IA
IIA
IIIA
IVA
Atoom
H
Li
Na
Be
Mg
Ca
Al
Pb
Sn
Ion
H+
Li+
Na+
Be+2
Mg+2
Ca+2
Al+3
Pb+2 en Pb+4
Sn+2 en Sn+4
Atomen van de nevengroepen vormen eveneens positieve ionen. Een aantal van deze
ionen zijn in volgende tabel weergegeven. Merk op dat sommige atomen meerdere
verschillend geladen ionen kunnen vormen.
Tabel 9 Veel voorkomende ionen van de nevengroepen
Groep
IB
IIB
VIB
VIIB
VIIIb
Atoom
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Ion(en)
Cu+ en Cu+2
Ag+
Au+ en Au+3
Zn+2
Cd+2
Hg2+2 en Hg+2
Cr+3
Mn+2
Fe+2 en Fe+3
Co+2
Ni+2
B. Negatieve ionen.
Negatieve ionen worden voornamelijk gevormd door atomen van de groepen die rechts in
de periodieke tabel staan. De belangrijkste daarvan zijn de atomen van groep VIIA (de
halogenen). De negatieve ionen van deze atomen zijn in werkelijkheid de zuurresten van
de overeenkomende binaire zuren (vb. Cl-)
10. Oefeningen.
1. Stel dat men een atoom zodanig zou vergroten dat de kern even groot is als een
basketbal. Hoe groot zou dan het atoom zijn?
2. Stel dat deze basketbal dezelfde dichtheid zou hebben als de kern van een
waterstofatoom. Bereken dan de massa van deze bal.
3. Vervolledig volgende tabel
Introductiecursus Chemie
9
Tabel 10 Vervolledig.
Symbool
+
H
Cs
Bi
Z
A
1
3
2
133
209
138
55
56
Sn
Zn+2
17
238
Aantal
protonen
Aantal
neutronen
Aantal
elektronen
56
70
34
37
18
U
4. De constante van Faraday (F) geeft de lading weer van één mol elektronen. Bereken
deze waarde.
5. Bereken de bijdrage van de massa van de elektronen tot de totale massa in een 203Hgatoom.
6. Hoeveel valentieëlektronen heeft het 12C-isotoop?
Introductiecursus Chemie
10
Hoofdstuk 3. De molecule.
1. Inleiding.
Een molecule is een deeltje dat bestaat uit meerdere atomen. Deze atomen zijn bij middel
van chemische bindingen aan elkaar gebonden. In dit gedeelte van de cursus wordt
besproken hoe deze chemische bindingen ontstaan en dus hoe moleculen gevormd
worden. Een molecule wordt beschreven met een moleculeformule die aangeeft welke en
hoeveel atomen deel uitmaken van de molecule.
2. De chemische binding.
A. Definitie.
De chemische binding is een interactie tussen atomen die tot gevolg heeft dat deze
atomen aan elkaar gebonden worden om zo een min of meer permanente structuur
(molecule) te vormen. Bindingen kunnen terug verbroken worden zodat chemische
reacties mogelijk worden. Tijdens chemische reacties worden bestaande bindingen
verbroken en ontstaan nieuwe bindingen met de oorspronkelijke atomen.
Bij de vorming en het breken van de chemische binding spelen de valentieëlektronen van
de bindende atomen een belangrijke rol. Op basis van het gedrag van de elektronen
tijdens de vorming van de chemische binding kunnen twee soorten bindingen
onderscheiden worden: de covalente binding en de ionbinding.
B. De covalente binding.
De covalente binding kan het best begrepen worden wanneer men de vorming van
diwaterstof (H2) uit twee individuele waterstofatomen bestudeert.
Stel dat twee waterstofatomen (elk bestaande uit 1 proton en 1 elektron) zich op een
oneindig grote afstand van elkaar bevinden. De enige interacties die dan bestaan zijn de
aantrekkingskrachten tussen de kern(+) en het eigen elektron(-). Deze interacties
definiëren een begin energie van het beschouwde systeem die we gelijk stellen aan nul
(zie figuur).
Wanneer deze atomen dichter naar elkaar gebracht
worden ontstaan ook wederzijdse interacties. De kern
van het ene atoom zal ook elektronen van het andere
atoom beginnen aan te trekken. Deze
aantrekkingskrachten verlagen de energie van het
systeem en doen de atomen nog dichter naar elkaar
toekomen.
Wanneer de atomen te dicht genaderd zijn ontstaan er
ook sterke afstotingen tussen de twee kernen, die
allebei positief geladen zijn. Deze afstotingskrachten
verhogen de energie van het systeem.
Op de figuur is duidelijk te zien dat de energiecurve een minimum vertoont. Dit
minimum komt overeen met een bepaalde afstand tussen de twee kernen waarbij de
aantrekkingskrachten tussen kernen en elektronen de afstotingskrachten tussen de kernen
optimaal compenseren. Wanneer twee waterstofatomen zich op deze afstand van elkaar
bevinden zijn ze aan elkaar gebonden. Men noemt deze afstand de bindingsafstand. De
bindingsafstand in waterstof is gelijk aan 74 pm. Wanneer andere atomen met elkaar
binden is deze afstand verschillend.
Zoals uit het voorgaande blijkt binden twee waterstofatomen met elkaar omdat de
elektronen van elk atoom door beide kernen worden aangetrokken. Deze elektronen
vormen een paar en dit elektronenpaar wordt door de atomen gemeenschappelijk
gebruikt.
Men spreekt daarom van een gemeenschappelijk elektronenpaar of een bindend
elektronenpaar.
De chemische binding waarbij een elektronenpaar gemeenschappelijk gebruikt wordt
door twee atomen noemt men een covalente binding. Het bindende elektronenpaar wordt
in een tekening van een covalente binding met een horizontale streep weergegeven.
C. De polariteit van een covalente
binding.
Bij de vorming van de covalente binding tussen twee
waterstofatomen wordt het bindend elektronenpaar
door beide atomen (in feite de atoomkernen) even hard
aangetrokken. Dit elektronenpaar zal dus op
symmetrische wijze verdeeld zijn tussen de twee
atomen.
Wanneer echter twee verschillende atomen met elkaar
binden (vb. waterstof en fluor) dan zullen de twee atomen een verschillende invloed
uitoefenen op het elektronenpaar. Eén van beide atomen zal harder aan het paar trekken
dan het andere atoom zodat de elektronen niet meer symmetrisch verdeeld zijn maar
verschoven naar het atoom dat de sterkste aantrekking uitoefent.
Het atoom dat de elektronen meer naar zich toetrekt zal daardoor een gedeeltelijk
negatieve lading krijgen, het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading. Deze
ladingen zijn kleiner dan 1, omdat de elektronen slechts gedeeltelijk verschoven worden,
en worden voorgesteld met het symbool - of +.
Een covalente binding die op deze manier gevormd wordt
noemt men een polaire covalente binding. Deze uitdrukking
verwijst naar het feit dat er twee polen (een negatieve en een
positieve pool) aanwezig zijn. Men zegt ook dat de binding een
dipool is.
De sterkte van de dipool wordt aangegeven met het
dipoolmoment. Het dipoolmoment () wordt berekend als het
produkt van de absolute lading van één van de polen (beide
polen hebben dezelfde absolute waarde voor de lading)
vermenigvuldigd met de afstand tussen de twee polen (de bindingsafstand).
D. Elektronegativiteit.
Om de polariteit van een covalente binding te kennen moet men weten welk van de twee
atomen de elektronen van de binding sterker naar zich toe trekt. Dit wordt aangegeven
door de elektronegativiteit (EN), ook elektronegatieve waarde genoemd. Deze waarde
Introductiecursus Chemie
2
ligt tussen 0 en 4 en wordt meestal in een periodieke tabel naast andere informatie over
atomen weergegeven. Tabel 7 geeft hiervan enkele voorbeelden.
Tabel 1 De elektronegativiteit van enkele atomen.
H
2,2
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Be
1,5
B
2,0
Al
1,5
C
2,5
Si
1,8
N
3,0
P
2,1
O
3,5
S
2,5
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit (EN) tussen de twee atomen in een binding
hoe meer de binding gepolariseerd is en hoe groter het dipoolmoment is.
Wanneer twee identieke atomen met elkaar binden is EN gelijk aan nul en is de binding
niet polair of apolair.
E. De ionbinding.
Een ionbinding is een extreem geval van een polaire
binding. De ionbinding ontstaat wanneer het
verschil in elektronegativiteit tussen de bindende
atomen zo groot is dat de bindingselektronen
volledig verschoven worden naar één van de twee
atomen. Daardoor krijgt dit atoom een gehele
negatieve lading terwijl het andere atoom een gehele
positieve lading krijgt. De twee tegengesteld
geladen deeltjes zijn dan gebonden door elektrische
aantrekking, ook Coulombse aantrekking genoemd.
De binding tussen natrium en chloor toont dit aan.
Voorbeeld 1 Hoe ontstaat de ionbinding tussen natrium en chloor?
Natrium is een atoom met 1 valentieëlektron en met een lage elektronegativiteit.
Chloor is een atoom met zeven valentieëlektronen en een hoge elektronegativiteit.
Het chlooratoom onttrekt 1 elektron aan het natriumatoom en krijgt daardoor een lading
van –1. Het natriumatoom krijgt een lading van +1.
Het Cl- ion en het Na+ ion trekken elkaar aan omdat ze tegengesteld geladen zijn.
Over het algemeen stelt men dat wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen twee
atomen groter is dan 1,7 de binding als een ionbinding kan beschouwd worden. De
ionbinding komt dus vooral voor tussen atomen met een lage EN (links in de tabel) en
atomen met een hoge EN (rechts in de tabel).
Introductiecursus Chemie
3
Voorbeeld 2 Wat voor een binding bestaat er tussen H en O?
De elektronegativiteit van deze elementen is (zie tabel):
EN(H) = 2,2
EN(O) = 3,5
Het verschil in elektronegativiteit EN = 1,3
EN is groter dan nul maar kleiner dan 1,7.
De binding tussen H en O is dus een polaire covalente binding.
3. De molecuulformule.
De molecuulformule beschrijft de samenstelling van de molecule door aan te geven
hoeveel atomen van elke soort in de molecule aanwezig zijn.
Voorbeeld 3 Hoe is een molecule zwavelzuur (H2SO4) opgebouwd?
Eén molecule zwavelzuur bestaat uit twee atomen waterstof, één zwavelatoom en vier
zuurstofatomen. Deze zijn bij middel van chemische bindingen aan elkaar gebonden.
Merk op dat de molecuulformule niets zegt over de volgorde of de ruimtelijke structuur
van de chemische bindingen, zij geeft enkel de samenstelling van de molecule weer.
4. Moleculen en ionen.
Water (H2O) en keukenzout(NaCl) zijn zeer verschillende
verbindingen. Water bestaat uit een groot aantal afzonderlijke
deeltjes (moleculen) die elk bestaan uit twee waterstofatomen
die covalent gebonden zijn aan een
zuurstofatoom. Keukenzout
daarentegen bestaat uit vele postief
geladen natriumionen en negatief
geladen chloorionen die in een kristalrooster aan elkaar
gebonden zijn bij middel van elektrische aantrekkingskrachten
(Coulombse krachten).
In dat opzicht is H2O een echte voorstelling van een
watermolecule terwijl NaCl enkel de verhouding van de ionen in
keukenzout weergeeft. Wij zullen echter verder de formule NaCl behandelen alsof het
een echte molecuulformule is.
5. Molecuulmassa.
A. Absolute molecuulmassa.
De massa van een molecule is gelijk aan de som van de massa’s van de atomen waaruit
deze molecule is opgebouwd.
Introductiecursus Chemie
4
Voorbeeld 4 Wat is de massa van een watermolecule?
Een watermolecule (H2O) bestaat uit een zuurstofatoom en twee waterstofatomen.
Massa watermolecule = massa zuurstofatoom + 2x massa waterstofatoom.
Massa watermolecule = Ar(O) x ame + 2 x Ar(H) x ame
Massa watermolecule = 16 ame + 2 x 1 ame
Massa watermolecule = 18 ame
Massa watermolecule = 18 x 1,6 x 10-24 g = 2,88 x 10-23 g
B. Relatieve molecuulmassa.
Net zoals bij atomen kan men de moleculaire massa ook weergeven met behulp van een
getal dat aangeeft hoeveel maal de molecule zwaarder is dan de ame. Men noemt dit
getal de relatieve molecuulmassa (Mr). De relatieve molecuulmassa is gelijk aan de som
van de relatieve atoommassa’s van de atomen waaruit de molecule is opgebouwd. Het
bovenstaande voorbeeld toont aan dat de massa van een watermolecule 18 maal zwaarder
is dan de ame. Mr (H2O) = Ar(O) + 2 x Ar(H) = 18.
6. Molaire massa van een molecule.
Net zoals bij atomen is de massa van een molecule zeer klein. Ook hier zal het begrip
mol gebruikt worden om grote aantallen moleculen te beschrijven. Een mol moleculen
komt overeen met 6,02x1023 moleculen.
De molaire massa van een molecule is de massa van 1 mol van deze moleculen. De
molaire massa kan, zoals bij atomen, berekend worden door aan het getal van de
relatieve molecuulmassa de eenheid g/mol toe te voegen.
Voorbeeld 5 Wat is de molaire massa van water?
Massa van één molecule water = 18 ame.
De massa van 1 mol water = massa van één molecule x NA
Molaire massa (H2O) = 18 x ame x NA
MM(H2O) = 18 g/mol
7. De oxidatietoestand van een atoom in een molecule.
Wanneer atomen met elkaar binden om moleculen te vormen doen ze dat met hun
valentieëlektronen. Zij geven elektronen (gedeeltelijk) af op nemen elektronen
(gedeeltelijk) op. Om aan te geven wat het verschil is tussen het aantal elektronen van
een niet gebonden (vrij) atoom en een gebonden atoom worden twee getallen gebruikt: de
oxidatietoestand (OT) en de formele lading (FL). De formele lading wordt vooral
gebruikt bij de gedetailleerde beschrijving van de elektronenverdeling in moleculen en
zal later toegepast worden.
De oxidatietoestand (ook oxidatietrap genoemd) is echter belangrijk bij de beschrijving
van chemische reacties en zal hier besproken worden.
Introductiecursus Chemie
5
De oxidatietoestand wordt normaal gezien berekend door het bindende elektronenpaar in
een chemische binding toe te kennen aan één van beide atomen en vervolgens de
bekomen toestand te vergelijken met deze die bestond in het vrije atoom. Om dit te
kunnen heeft men echter informatie nodig over de wijze waarop de atomen aan elkaar
gebonden zijn en het aantal elektronen dat hierbij betrokken is.
In dit stadium van de cursus hebben we deze informatie nog niet (het enige dat we weten
is de globale molecuulformule) en daarom worden, voor het bepalen van de
oxidatietoestand een aantal regeltjes gebruikt. Deze worden in volgende tabel
weergegeven. Merk op dat wij voor het schrijven van de oxidatietoestand romeinse
cijfers gebruiken om deze te onderscheiden van de lading van ionen (en ook van de
formele lading).
Tabel 2 regels voor het bepalen van de oxidatietoestand van een atoom
OT van atomen die niet aan andere (verschillende) atomen gebonden zijn = 0
OT van waterstof in een molecule is meestal +I
OT van zuurstof in een molecule is meestal –II
OT van de atomen van groepen IA, IIA en IIIA zijn +I, +II en +III resp.
De som van de OT van de atomen in een molecule vermenigvuldigd met het
aantal atomen = 0
De som van de OT van de atomen in een ion vermenigvuldigd met het aantal
atomen = lading van het ion
Deze regels laten toe voor de atomen in de meeste van de verbindingen die in de cursus
voorkomen de oxidatietoestanden te bepalen.
Voorbeeld 6 Wat zijn de oxidatoetoestanden van de atomen in H2SO4?
De oxidatietoestanden van H en O zijn resp +I en –II.
De som van deze oxidatietoestanden is dus = 2 x (+I) + 4 x (-II) = -VI
Omdat de som van de OT’s moet gelijk zijn aan nul (molecule) is de OT van S = +VI.
Samengevat: OT(H) = +I, OT(O) = -II en OT(S) = +VI
Voorbeeld 7 Wat zijn de oxidatietoestanden van de atomen in NH4+?
De oxidatoetoestand van H = +I wat een totaal geeft van 4 x (+I) = +IV
Omdat het deeltje een lading heeft van +1 moet de som van alle OT’s = +I
De OT van N is dus = -III.
8. Oefeningen.
1. Zeg van de volgende bindingen tot welke categorie ze behoren: polaire covalente
binding, apolaire covalente binding, ionbinding.
H-Cl, N-H, O-O, K-Cl
2. Rangschik volgende bindingen volgens stijgende polariteit en geef met een pijl het
dipoolmoment en de deelladingen aan.
C-H, H-H, H-Br, H-F en B-H
3. Hoeveel atomen zijn er in een molecule Ca3(PO4)2?
Introductiecursus Chemie
6
4. Bereken de massa van een propaan molecule (C3H8)
5. Wat is de molaire massa van zwavelzuur (H2SO4)?
6. Met hoeveel mol komt 1 kg water overeen?
7. Hoeveel gram zwavelzuur moet men afwegen om evenveel moleculen te hebben als in
500 g propaan?
8. Hoeveel gram K is er in 150 g KNO3?
9. Bepaal de oxidatietoestand van elk atoom in de volgende verbindingen:
K2SO4, HNO3, CrO4-2, KMnO4, HSO4-.
Introductiecursus Chemie
7
Hoofdstuk 4. Soorten verbindingen en naamgeving
1. Classificatie van chemische verbindingen.
Over het algemeen worden chemische stoffen (verbindingen, moleculen) ingedeeld op
basis van hun chemische eigenschappen. Azijnzuur bvb wordt bij de zuren ingedeeld
omdat het zuur smaakt, omdat het met basen reageert en omdat het metalen aantast in een
typische reactie waarbij waterstofgas gevormd wordt. Om een chemische stof te kunnen
bespreken en om de eigenschappen ervan te kennen zodat men ermee kan werken, moet
men weten tot welke groep verbindingen deze stof behoort.
In de meeste gevallen kan men dit afleiden uit de molecuulformule (en soms ook uit de
naam). Het is dus van belang te weten welke soorten chemische verbindingen bestaan,
welke eigenschappen ze hebben en hoe men ze kan herkennen aan de hand van de
formule en/of de naam.
2. Soorten chemische verbindingen.
De soorten chemische verbindingen die in deze cursus besproken worden zijn:
- de zuren,
- de basen en hydroxiden,
- de zouten,
- de oxiden.
De verbindingen die behoren tot elk van deze groepen hebben karakteristieke
eigenschappen die tot uiting komen in hun gedrag tijdens chemische reacties. Bij de
hiernavolgende bespreking van deze groepen zal ook telkens worden aangegeven welke
algemene formule ze hebben en hoe ze genoemd worden.
A. Zuren.
A.1. Eigenschappen van zuren.
Zuren zijn verbindingen die de mens reeds lang kent al was het maar vanwege de
typische smaak die zij hebben. Enkele voorbeelden zijn:
- Azijnzuur dat gevormd wordt wanneer wijn verzuurt,
- Melkzuur dat ontstaat bij de verzuring van melk,
- Het zuur dat in de maag gevormd wordt en bij oprispingen in de mond kan
terechtkomen.
Zuren zijn verbindingen die in staat zijn een positief geladen waterstofion (H+, een
proton) te vormen. In hun formule vinden we dus steeds één of meerdere
waterstofatomen terug. Algemeen kan de formule als volgt voorgesteld worden:
Hn A
In deze formule is n meestal gelijk aan 1, 2 of 3 Wanneer n gelijk is aan 1 spreekt men
van een monoprotisch zuur, wanneer n groter is dan 1 spreekt men van een polyprotisch
zuur.
In de formule van een zuur wordt A de zuurrest genoemd.
De classificatie van de zuren gebeurt op basis van de samenstelling van de zuurrest. De
zuurrest bevat steeds minstens één niet-metaal zoals chloor, zwavel, forfor e.d. Daarnaast
kunnen er al dan niet zuurstofatomen in voorkomen.
Wanneer de zuurrest geen zuurstof bevat spreekt men van een binair zuur. Wanneer er
wel zuurstof in voorkomt spreekt men van een oxozuur of ternair zuur.
Opm.: er bestaan ook veel verbindingen die waterstof bevatten en die niet zuur zijn.
Methaan (CH4) is hiervan een voorbeeld. Een waterstofatoom dat zich niet als zuur
gedraagt, noemt men een niet-zure waterstof.
A.2. Binaire zuren
Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. De naam van de binaire zuren
wordt als volgt opgebouwd
Naam van een binair zuur= waterstof + niet-metaal + -ide.
De volgende binaire zuren en hun overeenkomende zuurresten moeten gekend zijn.
Tabel 1 Enkele belangrijke binaire zuren en hun zuurrest.
Formule
HF
HCl
HBr
HI
H2S
Naam
waterstoffluoride
waterstofchloride
waterstofbromide
waterstofjodide
waterstofsulfide
HCN
waterstofcyanide
Zuurrest
FClBrIHSS2CN-
Naam zuurrest
fluoride(ion)
chloride(ion)
bromide(ion)
jodide(ion)
waterstofsulfide(ion)
sulfide(ion)
cyanide(ion)
De naam van de negatief geladen zuurrest wordt gevormd door van de naam van het zuur
de waterstof te verwijderen en eventueel de uitgang -ion toe te voegen. Indien niet alle
waterstofatomen worden verwijderd, wordt het aantal waterstoffen dat overblijft in de
naam aangegeven (zie HS- in bovenstaande tabel).
Opm.: waterstofcyanide wordt soms een pseudo-binair zuur genoemd omdat het twee
niet-metalen in de zuurrest bevat i.p.v. één.
A.3. Oxozuren.
Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of
meerdere zuurstofatomen bevat.
Er zijn twee naamgevingen voor oxozuren in gebruik. Deze worden door elkaar gebruikt.
Naamgeving a: naam van niet-metaal + zuur. (vb HClO3:
chloorzuur).
Naamgeving b: waterstof + niet-metaal + -aat. (vb HClO3:
waterstofchloraat)
Introductiecursus Chemie
2
Indien van eenzelfde niet-metaal meerdere oxozuren gekend zijn moet de naamgeving
duidelijk maken over welk zuur het gaat. Eén van de zuren (het referentiezuur) wordt
benoemd volgens de regels die hierboven werden gegeven. Voor de andere zuren wordt
de naam met behulp van voor- of achtervoegsels aangepast. Dit blijkt het best uit
volgend voorbeeld:
Voorbeeld 1 Hoe worden de verschillende oxozuren die chloor bevatten genoemd?
Met chloor kunnen meerdere oxozuren gevormd worden.
Deze zijn HClO, HClO2, HClO3, en HClO4. Het referentiezuur is HClO3, dat op de
normale manier benoemd wordt (zie hierboven).
HClO3 noemt men waterstofchloraat of chloorzuur.
HClO4 bevat meer zuurstofatomen dan het referentiezuur en wordt waterstofperchloraat
of perchloorzuur genoemd.
HClO2 bevat één zuurstofatoom minder dan het referentiezuur en wordt
waterstofchloriet of chlorigzuur genoemd.
HClO bevat nog een zuurstofatoom minder en wordt waterstofhypochloriet of
hypochlorigzuur genoemd.
Het systeem dat in het voorbeeld wordt geïllustreerd gebruikt men ook voor de andere
zuren. De keuze van het referentiezuur varieert sterk en is niet gebonden aan een
bepaalde formule.
Voor de naamgeving van de zuurresten wordt naamgeving b gebruikt.
In volgende tabel worden de te kennen oxozuren opgesomd.
Introductiecursus Chemie
3
Tabel 2 Lijst met belangrijke oxozuren.
Het nietmetaal in
de
zuurrest
Koolstof
(C)
Formule Naam
Zuurrest Naam van de zuurrest
H2CO3
HCO3-
Waterstofcarbonaat(ion)
CO32NO3-
Carbonaat(ion)
Nitraat(ion)
NO2-
Nitriet(ion)
H2PO4-
Diwaterstoffosfaat(ion)
HPO42PO43H2PO3-
Monowaterstofosfaat(ion)
Fosfaat(ion)
Diwaterstoffosfiet(ion)
HPO32PO33H2AsO4-
Monowaterstoffosfiet(ion)
Fosfiet(ion)
Diwaterstofarsenaat(ion)
HAsO42AsO43H2AsO3-
Monowaterstofarsenaat(ion)
Arsenaat(ion)
Diwaterstofarseniet(ion)
HAsO32AsO33HSO4-
Monowaterstofarseniet(ion)
Arseniet(ion)
Waterstofsulfaat(ion
SO42HSO3-
Sulfaat(ion)
Waterstofsulfiet(ion)
SO32HS2O3-
Sulfiet(ion)
Waterstofthiosulfaat(ion)
S2O32-
Thiosulfaat(ion)
Stikstof (N) HNO3
HNO2
Fosfor (P)
H3PO4
H3PO3
Arseen
(As)
H3AsO4
H3AsO3
Zwavel (S)
H2SO4
H2SO3
H2S2O3
Koolzuur
Waterstofcarbonaat
Salpeterzuur
Waterstofnitraat
Salpeterigzuur
Waterstofnitriet
Fosforzuur
Waterstoffosfaat
Fosforigzuur
Waterstoffosfiet
Arseenzuur
Waterstofarsenaat
Arsenigzuur
Waterstofarseniet
Zwavelzuur
Waterstofsulfaat
Zwaveligzuur
Waterstofsulfiet
Thiozwavelzuur
Waterstofthiosulfaat
Introductiecursus Chemie
4
Chloor (Cl)
HClO4
HClO3
HClO2
HClO
Broom (Br)
HBrO4
HBrO3
HBrO2
HBrO
Iood (I)
HIO4
HIO3
HIO2
HIO
Perchloorzuur
Waterstofperchloraat
Chloorzuur
Waterstofchloraat
Chlorigzuur
Waterstofchloriet
Hypochlorigzuur
Waterstofhypochloriet
Perbroomzuur
Waterstofperbromaat
Broomzuur
Waterstofbromaat
Bromigzuur
Waterstofbromiet
Hypobromigzuur
Waterstofhypobromiet
Perioodzuur
Waterstofperiodaat
Ioodzuur
Waterstofiodaat
Iodigzuur
Waterstofiodiet
Hypoiodigzuur
Waterstofhypoiodiet
ClO4-
Perchloraat(ion)
ClO3-
Chloraat(ion)
ClO2-
Chloriet(ion)
ClO-
Hypochloriet(ion)
BrO4-
Perbromaat(ion)
BrO3-
Bromaat(ion)
BrO2-
Bromiet(ion)
BrO-
Hypobromiet(ion)
IO4-
Periodaat(ion)
IO3-
Iodaat(ion)
IO2-
Iodiet(ion)
IO-
Hypoiodiet(ion)
Er bestaan ook enkele oxozuren die een metaal bevatten i.p.v. een niet-metaal. Deze
staan in volgende tabel. Hieraan is ook azijnzuur toegevoegd dat een organisch zuur is,
zodat de structuur enigszins afwijkt van de andere zuren
Tabel 3 Oxozuren met afwijkende samenstelling.
Atoom
Formule
in de
zuurrest
Mangaan HMnO4
(Mn)
Chroom H2CrO4
(Cr)
Koolstof
(C)
Naam
Zuurrest
Permangaanzuur
MnO4Waterstofpermanganaat
Chroomzuur
HCrO4Waterstofchromaat
CrO42H2Cr2O7
Dichroomzuur
HCr2O7Waterstofdichromaat
Cr2O72CH3COOH Azijnzuur
CH3COOWaterstofacetaat
Naam van de zuurrest
Permanganaat(ion)
Waterstofchromaat(ion)
Chromaat(ion)
Waterstofdichromaat(ion)
Dichromaat(ion)
Acetaat(ion)
Introductiecursus Chemie
5
B. Hydroxiden en basen.
B.1. Hydroxiden.
Hydroxiden zijn verbindingen van een positief geladen metaalion en één of meerdere
OH-groepen. De OH-groep noemt men de hydroxide-groep. Deze is éénwaardig
negatief geladen (OH-).
Naamgeving van de hydroxiden: naam van het metaal + hydroxide.
Het aantal OH-groepen wordt bepaald door de lading van het metaalion.
Indien meerdere hydroxiden van eenzelfde metaal bestaan (omdat er meerdere ladingen
van dit metaal bestaan) moet ofwel de lading (oxidatietoestand) van het metaal of het
aantal OH-groepen vermeld. Onderstaande tabel geeft enkele voorbeelden.
Tabel 4 Enkele metaalhydroxiden.
Formule
NaOH
Ba(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Al(OH)3
Naam
Natriumhydroxide
Bariumhydroxide
Ijzer(II)hydroxide*
Ijzerdihydroxide
Ijzer(III)hydroxide
Ijzertrihydroxide
Aluminiumhydroxide
* uitgesproken: ijzertweehydroxide.
B.2. Verschil tussen base en hydroxide.
Zoals hierboven aangegeven werd worden hydroxiden gekarakteriseerd door de
aanwezigheid van de OH-groep in de formule. Basen daarentegen worden gedefinieerd
op basis van hun scheikundige eigenschappen. Basen zijn in staat vetten te hydrolyseren,
geven een bepaalde kleur aan zuur-baseindicatoren en verhogen de pH.
Sommige hydroxiden gedragen zich als basen, andere niet. Er bestaan eveneens
moleculen die basen zijn maar niet de typische formule van een hydroxide hebben.
Ammoniak (NH3) is daarvan een voorbeeld.
De hydroxiden van de metalen van de groepen I en II gedragen zich als basen, de andere
niet.
Tabel 5 Enkele voorbeelden van basen en hydroxiden.
Verbinding
Natriumhydroxide
Ijzer(II)hydroxide
Ammoniak
Calciumhydroxide
Behoort tot…
Basen
Hydroxiden (is geen base)
Basen
Basen
Introductiecursus Chemie
6
Met de meeste hydroxiden en basen kan een positieve groep geassocieerd worden,
namelijk het positief geladen metaalion. Bij ammoniak (NH3) is dit het ammoniumion
(NH4+). Dit is belangrijk bij de bespreking van de zouten.
B.3. Zouten.
Zouten zijn samengesteld uit een positieve groep (metaal- of ammoniumion) en een
negatieve groep (zuurrest). Het aantal van elk van deze groepen moet zodanig zijn dat de
verbinding neutraal is. Men kan de vorming van de zouten beschrijven als het vervangen
van één of meerdere zure waterstoffen van een zuur door een positieve groep. Zouten die
zodanig gevormd zijn dat niet alle zure waterstofatomen uit het zuur vervangen zijn,
noemt men zure zouten.
Naamgeving: naam van de positieve groep + naam van de
zuurrest.
Indien nodig moet het aantal van de verschillende groepen aangegeven worden.
Volgende tabel geeft een aantal voorbeelden.
Tabel 6 Enkele voorbeelden van zouten met hun naam.
Formule
KCl
Na2SO4
NaHSO4
Ca3(PO4)2
NH4Cl
FeSO4
Fe2(SO4)3
NaH2PO4
Naam
kaliumchloride
natriumsulfaat
natriumwaterstofsulfaat
calciumfosfaat
ammoniumchloride
ijzer(II)sulfaat
ijzer(III)sulfaat
natriumdiwaterstoffosfaat
Alternatieve naam
monoijzermonosulfaat
diijzertrisulfaat
B.4. Oxiden.
Oxiden zijn verbindingen van een atoom met zuurstof. Van de meeste atomen bestaan
één of meerdere oxiden. Zij ontstaan bvb. tijdens een verbranding.
Naamgeving: naam van het atoom + oxide.
Indien meerdere oxiden van eenzelfde atoom gekend zijn moet, bij middel van de
oxidatietoestand van het atoom of de samenstelling van het oxide, aangegeven worden
over welk oxide het gaat.
Men maakt een onderscheid tussen metaaloxiden en niet-metaaloxiden.
Voor de metaaloxiden is de formule gemakkelijk af te leiden uit de lading van het
metaalion.
Wat de niet-metalen betreft zullen we hier enkel de oxiden gebruiken waarin het nietmetaal dezelfde oxidatietoestand heeft als in de te kennen oxozuren
Introductiecursus Chemie
7
Tabel 7 Enkele voorbeelden van metaaloxiden
Groep
groep I
groep II
groep III
overgangsatomen
Formule
Na2O
MgO
Al2O3
MnO2
FeO
Fe2O3
HgO
Naam
natriumoxide
magnesiumoxide
aluminiumoxide
mangaan(IV)oxide
ijzer(II)oxide
ijzer(III)oxide
kwik(II)oxide
mangaandioxide
monoijzermonooxide
diijzertrioxide
monokwikmonooxide
Tabel 8 Enkele voorbeelden van niet-metaaloxiden met het overeenkomende
oxozuur
Groep
groep IV
groep V
groep VI
groep VII
Formule
CO2
N2O5
SO2
SO3
Cl2O7
Naam
koolstof(IV)oxide
stikstof(V)oxide
zwavel(IV)oxide
zwavel(VI)oxide
chloor(VII)oxide
Naam
koolstofdioxide
distikstofpentaoxide
zwaveldioxide
zwaveltrioxide
dichloorheptaoxide
Oxozuur
H2CO3
HNO3
H2SO3
H2SO4
HClO4
Tabel 9 Enkele andere bestaande niet-metaaloxiden.
Groep
Formule
Naam
groep I
groep IV
groep V
groep VIII
H2O
CO
N2O
XeO3
(waterstofoxide)
koolstof(II)oxide
stikstof(I)oxide
xenon(VI)oxide
water
koolstofmonooxide
distikstofmonooxide
xenontrioxide
3. Oefeningen
1. Geef de naam van de volgende verbindingen:
FeO, K2Cr2O7, As2S3, Ba(NO3)2, KClO3, AgCl, LiOH, KNO2, H2S, KMnO4.
2. Geef de formule van de volgende verbindingen:
Aluminiumoxide, koper(I)sulfaat, dikopersulfaat, natriumnitriet, ijzer(III)oxide,
tin(IV)chloride, bariumcarbonaat, ammoniumchloride, distikstoftrioxide,
kaliumwaterstofsulfaat.
3. Geef van elk van de vorige verbindingen aan tot welke groep ze behoren: binair zuur,
oxozuur, metaaloxide, niet-metaaloxide, hydroxide, base, zout, zuur zout.
Introductiecursus Chemie
8
Hoofdstuk 5. Het gedrag van verbindingen.
1. Inleiding.
Bij de studie van het gedrag van verbindingen kunnen twee situaties beschreven worden,
het gedrag van zuivere verbindingen (zuiver water, keukenzout, een staaf ijzer bvb.) of
het gedrag van mengsels (een oplossing van zout in water, een legering van ijzer en zink
enz.).
Het gedrag van een zuivere stof gaat vooral over de aggregatietoestanden (vast, vloeibaar
en gasvormig) en de overgangen ertussen (kookpunt, smeltpunt e.d.). Zo kan men bvb
proberen te verklaren waarom water een veel hoger kookpunt heeft dan methaan. De
bespreking van zulke problemen maakt deel uit van de stof die tijdens de cursus in het
eerste jaar wordt gegeven en zal hier niet verder behandeld worden.
Wat we in dit hoofdstuk zullen bespreken is wat er gebeurt wanneer chemische
verbindingen in contact worden gebracht met water.
2. Water.
Water is een belangrijke verbinding. In de natuur is water het oplosmiddel waarin veel
chemische reacties gebeuren. Dit is niet alleen het geval in het water van rivieren en
oceanen maar ook in het water dat deel uitmaakt van cellen, organen en weefsels.
Ook in het chemisch laboratorium en in de industrie is water een veel gebruikt
oplosmiddel.
De chemie van het eerste jaar beperkt zich bijna volledig tot systemen waarbij water het
oplosmiddel is. Organische solventen worden pas later gebruikt.
Bij de studie van het gedrag van verbindingen in water zullen twee aspecten behandeld
worden: de oplosbaarheid en het elektrolytgedrag. Deze twee begrippen zijn niet
onafhankelijk. Het elektrolytgedrag gaat over het feit of een verbinding in een waterige
oplossing al dan niet ionen vormt. Het is duidelijk dat om dit te kunnen doen de
verbinding eerst in water moet kunnen opgelost worden.
3. Oplosbaarheid.
De oplosbaarheid wordt gedefinieerd als de maximale hoeveelheid die men van een
verbinding kan oplossen in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel (water) bij een
welbepaalde temperatuur. De oplosbaarheid kan uitgedrukt worden in gram per liter (g/l)
of een andere concentratieëenheid.
De waarde van de oplosbaarheid is voor elke verbinding anders en varieert van zeer
kleine tot zeer grote waarden. Alhoewel in de cursus Chemie en Chemische technologie
deze waarden zullen gebruikt worden, zullen hier de verbindingen ingedeeld worden in
twee groepen: slecht oplosbare en goed oplosbare verbindingen. De slecht oplosbare
verbindingen (soms ook onoplosbaar genoemd) zijn al die verbindingen waarvan de
oplosbaarheid lager ligt dan een bepaalde waarde (bvb 1 g/l), de goed oplosbare
verbindingen zijn deze waarvan de oplosbaarheid hoger ligt.
Volgende tabel geeft de oplosbaarheden van de verbindingen die we het meest zullen
gebruiken. In deze tabel hebben de hoger geplaatste regels voorrang op de lager
geplaatste.
Tabel 1 Oplosbaarheid van verbindingen in water
1. Alle natrium, kalium en ammoniumzouten en alle nitraten zijn goed oplosbaar.
2. Alle zilver, lood(II) en Hg22+ zouten zijn weinig oplosbaar behalve de nitraten
(hoger).
3. Alle (per)chloraten, acetaten, chloriden, bromiden en iodiden zijn goed oplosbaar
behalve uitzonderingen (hoger).
4.Alle carbonaten, sulfiden en fosfaten zijn weinig oplosbaar behalve uitzonderingen
(hoger).
5. Alle metaaloxiden en hydroxiden zijn slecht oplosbaar behalve die van natrium,
kalium, lithium.
6. Alle sulfaten zijn oplosbaar behalve van calcium en barium en de hoger vermelde
ionen.
4. Elektrolytgedrag.
Een verbinding die oplost in water kan ofwel onder zijn moleculaire vorm blijven bestaan
ofwel in ionen splitsen.
Een molecule die niet in ionen splitst noemt men een nietelektrolyt. Suiker is daarvan een voorbeeld.
Een verbinding die wel in ionen splitst noemt men een elektrolyt.
Elektrolyten kunnen verder opgesplitst worden in zwakke
elektrolyten en sterke elektrolyten. Bij zwakke
elektrolyten zullen slechts enkele van de moleculen
in ionen splitsen terwijl het grootste gedeelte (meer
dan 90 % bvb.) onder moleculaire vorm blijft
bestaan. Sterke elektrolyten zijn verbindingen die
volledig in ionen splitsen zodat de concentratie van
ionen in zulke oplossingen hoog kan zijn.
Het verschil tussen deze situaties kan gemeten
worden met de geleidbaarheid van de oplossing. Een oplossing van een niet-elektrolyt
geleidt de elektrische stroom niet en een oplossing van een zwak elektrolyt slechts
weinig. Een oplossing van een sterk elektrolyt geleidt de stroom bijzonder goed.
A. Elektrolytgedrag van zuren.
Zuren zijn over het algemeen goed oplosbaar in water. De meeste zuren zijn zwakke
elektrolyten. Zij worden daarom ook zwakke zuren genoemd. Slechts enkele zuren zijn
sterke elektrolyten en deze worden sterke zuren genoemd. Volgende tabel geeft aan
welke zuren sterk zijn. Alle andere zijn zwak.
Introductiecursus Chemie
2
Tabel 2 De sterke zuren
Volgende zuren zijn sterke zuren (sterke elektrolyten):
HI, HBr, HClO4, HCl, H2SeO4, H2SO4, HMnO4, HNO3, H2CrO4, HClO3
B. Elektrolytgedrag van hydroxiden en basen.
De meeste metaalhydroxiden zijn slecht oplosbaar en kunnen daarom ook weinig ionen
vormen in oplossing. De goed oplosbare hydroxiden (NaOH, LiOH, KOH) zijn dan ook
sterke elektrolyten.
Ammoniak (NH3) is een goed oplosbare verbinding maar is een zwak elektrolyt.
C. Elektrolytgedrag van zouten.
Bij de zouten komt het elektrolygedrag overeen met de oplosbaarheid. Goed oplosbare
zouten zijn sterke elektrolyten, slecht oplosbare zouten zijn zwakke elektrolyten.
D. Elektrolytgedrag van oxiden.
Oxiden die in water oplossen reageren over het algemeen ook met water tot vorming van
hydroxiden of zuren (zie volgend hoofdstuk). Hoeveel ionen er daarbij gevormd worden
hangt af van het elektrolytgedrag van de gevormde verbinding.
Introductiecursus Chemie
3
Hoofdstuk 6. Chemische reacties.
1. Definitie.
Een chemische reactie is een proces waarbij uit één of meerdere deeltjes (moleculen of
atomen) nieuwe deeltjes gevormd worden. Een chemische reactie kan eenvoudig zijn
maar ook zeer complex.
De deeltjes waarmee het proces start worden de reagentia genoemd (enkelvoud: reagens),
de deeltjes die tijdens het proces ontstaan worden producten genoemd.
Een chemisch proces wordt meestal als volgt weergegeven:
Reagentia  Produkten
2. Wet van behoud van materie.
Tijdens een chemische reactie gaat geen materie verloren en wordt geen nieuwe materie
gevormd. Men noemt dit de wet van behoud van materie. Dit betekent dat alle atomen
die voor reactie aanwezig waren, na de reactie (meestal onder de vorm van andere
verbindingen) teruggevonden worden.
3. De reactievergelijking.
In de reactievergelijking wordt aangegeven welke deeltjes (verbindingen) met elkaar
reageren, welke produkten gevormd worden en in welke verhouding dit gebeurt. De
reactievergelijking moet zodanig geschreven worden dat ze voldoet aan de wet van
behoud van materie. Het aantal atomen aanwezig onder de vorm van produkten moet
gelijk zijn aan het aantal atomen in de reagentia. Wanneer dit zo is dan zegt men dat de
reactievergelijking in balans is.
Het in balans brengen van een reactievergelijking gebeurt door gebruik te maken van
stoechiometrische coëfficiënten. Dit zijn de getallen die voor de molecuulformules
geschreven worden in de reactievergelijking.
Onderstaand voorbeeld illustreert dit.
Voorbeeld 1 De reactievergelijking voor de synthese van ammoniak.
Ammoniak is een belangrijke chemische verbinding die wordt gemaakt uit waterstofgas
en stikstofgas in het zogenaamde Haber-proces.
Het proces kan als volgt geschreven worden:
N2 + H2  NH3
In deze vergelijking staan links en rechts niet evenveel waterstof- of stikstofatomen.
Het toevoegen van de coëfficiënten brengt de vergelijking in balans:
N2 + 3 H2  2 NH3
4. Soorten chemische reacties.
Algemeen kunnen chemische reacties onderverdeeld worden in twee belangrijke groepen:
reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen niet verandert en reacties waarbij deze
wel verandert.
Reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen verandert worden oxidoreductiereacties of redoxreacties genoemd.
A. Reacties zonder verandering van oxidatietoestand.
A.1. Algemeen.
Tijdens deze reacties veranderen de oxidatietoestanden van de betrokken atomen niet.
Dit is een gegeven dat moet gebruikt worden om de correctheid van de
reactievergelijking na te gaan. Bovendien laat het in een aantal gevallen toe te
voorspellen welke verbindingen zullen gevormd worden tijdens de reactie. Bij de
reacties met de oxiden bvb is dit heel duidelijk (zie verder).
A.2. Reacties met oxiden.
(1)Algemeen
Bij de reacties met oxiden zijn geen geladen deeltjes (ionen) betrokken. In die zin zijn ze
verschillend van de volgende reacties (zoals tussen zuren en basen) waarbij ionen met
elkaar zullen reageren.
(2)Oxiden met water
(a)Metaaloxiden
Algemeen: oxiden van alkali- en aardalkalimetalen (groep IA en IIA) reageren met water
tot vorming van hydroxiden. Men noemt ze basevormende oxiden. De andere oxiden
reageren niet.
Voorbeeld 2 Reacties van metaaloxiden met water.
Na2O + H2O  2 NaOH
Fe2O3 + H2O  geen reactie.
(b)Niet-metaaloxiden.
Algemeen: de reactie van een niet-metaaloxide met water levert een oxozuur op. Men
noemt deze oxiden daarom zuurvormende oxiden. De oxidatoetoestand van het nietmetaal verandert niet tijdens de reactie. Dit maakt het mogelijk te kiezen tussen de
verschillende oxozuren die van een niet-metaal kunnen bestaan.
Voorbeeld 3 Reacties van niet-metaaloxiden met water.
SO3 + H2O  H2SO4 (en niet H2SO3).
Introductiecursus Chemie
2
P2O5 + H2O  2 H3PO4
Zoals blijkt uit uit de vorige voorbeelden kunnen niet-metaaloxiden geassocieerd worden
met een overeenkomend oxozuur.
Voor de metaaloxiden kan met dat eveneens doen met hydroxiden, alhoewel sommige
niet met water reageren. Men kan bvb. Fe2O3 (in gedachten) associëren met Fe(OH)3,
ondanks het feit dat het niet met water reageert.
Dit gegeven is belangrijk in de volgende reacties om te begrijpen hoe oxiden met andere
verbindingen reageren.
(3)Oxiden met oxiden.
Algemeen: metaaloxiden reageren met niet-metaaloxiden tot vorming van zouten. De
zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van het
niet-metaaloxide.
Voorbeeld 4 Reactie van oxiden onderling.
Na2O + SO3  Na2SO4
(4)Oxiden met zuren.
Algemeen: metaaloxiden reageren met een zuur tot vorming van een zout en water.
Voorbeeld 5 Reactie van een oxide met een zuur.
Na2O + 2 HCl  2 NaCl + H2O
Fe2O3 + 6 HCl FeCl3 + 3 H2O
Opmerking: deze reactie gaat op voor alle metaaloxiden, in tegenstelling hun reactie met
water.
(5)Oxiden met hydroxiden.
Algemeen: niet-metaaloxiden reageren met hydroxiden tot vorming van zouten en water.
De zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van
het niet-metaaloxide.
Voorbeeld 6 Reacties van oxiden met hydroxiden.
SO3 + Ca(OH)2  CaSO4 + H2O
A.3. Thermolysereacties.
Algemeen: Thermolysereacties zijn reacties waarbij verbindingen onder invloed van
warmte ontbonden worden. Deze reacties mogen niet verward worden met
verbrandingsreacties waarbij zuurstof een reagens is en waarbij warmte vrijkomt. De
thermolyse van zouten, oxozuren en hydroxiden geeft de overeenkomende metaal- en/of
niet-metaaloxiden en eventueel water. Deze reacties kunnen beschouwd worden als de
Introductiecursus Chemie
3
omgekeerde reacties van de hierboven beschreven reacties van oxiden met oxiden en
oxiden met water.
Voorbeeld 7 Thermolyse reacties
CaCO3 + warmte  CaO + CO2
Cu(OH)2 +warmte  CuO + H2O
H2CO3 + warmte  CO2 + H2O
Opm.: de oxidatietoestanden van de betrokken atomen veranderen niet.
A.4. Metathesereacties.
(1)Inleiding.
Metathesereacties zijn reacties die optreden omdat de ionen die in het reactiemidden (een
waterige oplossing) gebracht worden met elkaar binden tot vorming van een nieuwe
verbinding. Deze verbinding kan een neerslag zijn, een zwak elektrolyt of kan eventueel
onder de vorm van een gas uit de oplossing verdwijnen. Zulke reacties gaan enkel op
indien er inderdaad zo een nieuwe verbinding gevormd wordt. Indien dit niet gebeurt, is
er geen reactie en blijven de ionen gewoon naast elkaar in de oplossing bestaan.
Heel algemeen kunnen deze reacties als volgt geschreven worden:
AB + CD  AD + CB
Zoals blijkt uit deze vergelijking worden de twee negatieve groepen, voorgesteld door B
en D (t.t.z. zuurresten of OH--groepen) gewoon van plaats verwisseld.
De reactie gaat op indien minstens één van de vermelde verbindingen (AD en/of CB)
ook daadwerkelijk gevormd wordt.
Wanneer dit niet het geval is wordt de reactie herschreven als:
AB + CD  geen reactie
(2)Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt.
Bij deze reacties worden meestal onoplosbare zouten gevormd. Deze zouten worden
gevormd door het combineren van de ionen die voor de reactie aanwezig waren tot een
onoplosbare verbinding.
Introductiecursus Chemie
4
Voorbeeld 8 Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt
1. Reactie van zilvernitraat met natriumchloride
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
Deze reactie gaat op omdat zilverchloride onoplosbaar is
1. Reactie van kaliumnitraat met natriumchloride
KNO3 + NaCl  geen reactie want KCl en NaNO3 zijn beide goed oplosbaar
3. Reactie van kaliumhydroxide met ijzer(III)chloride.
3 KOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3 KCl
Deze reactie gaat op omdat ijzertrihydroxide onoplosbaar is
(3)Reacties waarbij een zwak elektrolyt gevormd wordt.
Zulke reacties gaan op omdat een zwak zuur of water gevormd wordt. Merk op dat de
slecht oplosbare zouten in de vorige paragraaf ook zwakke elektrolyten zijn.
Voorbeeld 9 Vorming van zwakke elektrolyten
1. Reactie van ijzer(II)sulfide met waterstofchloride
FeS + 2 HCl  FeCl2 + H2S
Deze reactie gaat op omdat waterstofsulfide een zwak elektrolyt is.
2. Reactie van natriumhydroxide met salpeterzuur
NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O
Deze reactie gaat op omdat water een zwak elektrolyt is
(4)Reacties waarbij gassen gevormd worden.
Dit zijn reacties waarbij één van de gevormde produkten H2CO3 of H2SO3 is. Deze
zuren zijn bijzonder onstabiel en zullen reeds bij kamertemperatuur ontbinden
(thermolyseren). Zij vormen dan resp. CO2 + H2O en SO2 + H2O.
Voorbeeld 10 Vorming van gassen.
1. Natriumcarbonaat met waterstofchloride
Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl + H2O + CO2 (en niet 2 NaCl + H2CO3)
2. Kaliumsulfiet met zwavelzuur.
K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + H2O + SO2 
Een bijzonder geval van deze reacties zijn de reacties met ammoniumzouten en basen.
Bij zulke reacties wordt het gas ammoniak gevormd (en niet ammoniumhydroxide, dat
niet bestaat).
Introductiecursus Chemie
5
Voorbeeld 11 De vorming van ammoniak
Reactie van ammoniumchloride met kaliumhydroxide.
NH4Cl + KOH  KCl + NH3 + H2O (en niet NH4OH).
(5)De essentiële reactievergelijking.
Wanneer een metathesereactie opgaat zullen sommige ionen deelnemen aan de reactie
om een neerslag, een zwak elektrolyt of een gas te vormen. Andere ionen die in de
oplossing aanwezig zijn nemen niet deel aan de eigenlijke reactie. Dikwijls noemt men
ze toeschouwerionen.
De essentiële reactievergelijking is een vergelijking waarin de toeschouwerionen niet
voorkomen. Het is een reactievergelijking waarin enkel de actief aan de reactie
deelnemende ionen (of verbindingen) vermeld worden. Wanneer men aan de hand van
bovenstaande regels de molecuulvergelijking heeft opgesteld kan men hieruit
gemakkelijk de essentiële vergelijking bekomen. Men doet dit door alle moleculen die
sterke elektrolyten zijn te splitsen in ionen en vervolgens de ionen die links en rechts
voorkomen te schrappen. Molecuulformules van verbindingen die zwakke elektrolyten
zijn of slecht oplosbaar, blijven gewoon staan (zowel links als rechts van de reactiepijl).
Voorbeeld 12 Het schrijven van een essentiële vergelijking
Reactie van zilvernitraat met natriumchloride
Molecuulvergelijking: AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
Tussenstap: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-  AgCl + Na+ + NO3Essentiële vergelijking: Ag+ + Cl-  AgCl
Merk op dat reacties die niet opgaan ook geen essentiële vergelijking hebben.
B. Reacties met verandering van oxidatietoestand.
B.1. Inleiding
Van de chemische reacties waarbij een verandering van oxidatietoestand optreedt zijn de
verbrandingsreacties en de reacties van onedele metalen met zuren, deze waarvan de
reactievergelijking op een eenvoudige manier kan geschreven worden. Deze worden hier
dan ook in de eerste plaats behandeld.
Van andere oxidoreductiereacties vergt het bepalen van de reactievergelijking het gebruik
van een techniek bestaande uit verschillende stappen. Dit wordt behandeld in de cursus
zelf.
B.2. Verbrandingsreacties.
Verbrandingsreacties zijn reacties van verbindingen of atomen met zuurstof (O2).
Alhoewel in werkelijkheid verbrandingsreacties zeer complex kunnen zijn, zullen we hier
veronderstellen dat bij deze reacties van elk atoom dat in de verbinding aanwezig was een
oxide gevormd wordt.
Indien verschillende oxiden van een atoom bestaan wordt steeds het oxide met de hoogst
mogelijke oxidatoetoestand van het atoom gevormd..
Introductiecursus Chemie
6
Voorbeeld 13 Enkele verbrandingsreacties.
1 Verbranding van ijzer
4 Fe + 3 O2  2Fe2O3
2. Verbranding van methaan (CH4)
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
3 Verbranding van C6H5NO2Cl
4 C6H5NO2Cl + 37 O2  24 CO2 + 10 H2O + 2 N2O5 + 2 Cl2O7
Opmerking: omdat bij de verbranding geen ionen betrokken zijn, heeft deze reactie geen
essentiële vergelijking.
B.3. Reacties van onedele metalen met een zuur.
Onedele metalen reageren met een zuur tot vorming van een zout en waterstofgas (H2).
Dit gas ontsnapt uit het reactiemengsel.
Voorbeeld 14 Zink reageert met waterstofchloride
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
De essentiële reactie is: Zn + 2 H+  Zn2+ + H2
Opmerking: edele metalen (Au, Pt, Ag) en halfedele metalen (Cu, Hg) reageren op een
andere manier met zuren. Deze reacties behoren tot de complexe oxidoreductiereacties
(zie verder).
5. Oefeningen.
Schrijf van de volgende reacties de reactievergelijking. Geef, indien van toepassing, ook
de essentiële vergelijking.
1. Zwavelzuur met natriumsulfide.
2. Calciumoxide met zwaveltrioxide.
3. Lithiumoxide met zwavelzuur.
4. Thermolyse van aluminiumcarbonaat.
5. Ammoniumchloride met kaliumhydroxide.
6. Zilversulfiet met waterstofchloride.
7. Thermolyse van koper(I)sulfaat.
8. Aluminiumoxide met waterstofchloride.
9. Reactie van chloorzuur op zink.
10. Aluminiumoxide met waterstoffosfaat.
11. Reactie van perchloorzuur op magnesium.
12. Aluminiumcarbonaat met zwavelzuur.
13. Lood(II)nitraat met kaliumchloride.
14. Oplossen van zwaveldioxide in water.
Introductiecursus Chemie
7
15. Thermolyse van koper(II)fosfaat.
16. Het oplossen van koolstofdioxide in een oplossing kaliumhydroxide.
17. Reactie van natriumhydroxide met waterstofarsenaat.
18. Het oplossen van lithiumoxide in water.
19. De verbranding van C4H4S
20. De reactie van natriumsulfaat met bariumnitraat.
Introductiecursus Chemie
8