chemie - Faculteit Bewegings- en Revalidatiewetenschappen

KU Leuven
Faculteit Bewegings- en Revalidatiewetenschappen
Faculteit Wetenschappen
Introductieweek
Faculteit Bewegings- en Revalidatiewetenschappen
CHEMIE
Koen Uytterhoeven, Katja Ver Heyen,
Wim Schepers
Augustus 2014
Inhoudsopgave
1 Basisbegrippen
1.1 Atomen en moleculen . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.1.1 Samenstelling en eigenschappen van een atoom
1.1.2 Atoomnummer, Z . . . . . . . . . . . . . . . .
1.1.3 Massagetal, A . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.1.4 Weergave van een atoom . . . . . . . . . . . . .
1.1.5 Absolute atoommassa, m . . . . . . . . . . . .
1.1.6 Relatieve atoommassa, mr . . . . . . . . . . . .
1.1.7 Isotopen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.1.8 Mol als maat voor de hoeveelheid van stof . . .
1.1.9 Moleculen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.2 Stoffen rondom ons . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.2.1 Zuivere stoffen . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.2.2 Mengsels . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3 Concentratiegrootheden . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3.1 Enkele definities . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3.2 Molariteit of molaire concentratie . . . . . . . .
1.3.3 Massaconcentratie . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3.4 Fractionele concentraties . . . . . . . . . . . . .
1.3.5 Molfractie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.4 Massadichtheid van stoffen . . . . . . . . . . . . . . .
1.5 Verbindingen in de gasfase . . . . . . . . . . . . . . . .
1.5.1 De ideale gaswet . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.5.2 Het molair gasvolume, Vm . . . . . . . . . . . .
1.5.3 Enkele toepassingen van de ideale gaswet . . .
1.6 Oefeningen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
3
3
3
4
4
4
5
5
6
7
8
9
9
10
10
11
11
12
12
14
15
15
15
16
16
17
.
.
.
.
.
18
18
18
20
21
24
3 Het Periodiek Systeem van de Elementen
3.1 De elementen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.2 Fysische eigenschappen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
26
26
28
4 Evenwichtsreacties
4.1 Inleiding . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.2 Het chemisch evenwicht . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
30
30
30
2 Stoichiometrie
2.1 Chemische reacties . . . . . . . . .
2.2 Stoichiometrische coëfficiënten . .
2.3 Betekenis van de reactievergelijking
2.4 Stoichiometrische berekeningen . .
2.5 Oefeningen . . . . . . . . . . . . .
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
1
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
INHOUDSOPGAVE
4.3
4.4
4.5
INHOUDSOPGAVE
De evenwichtsconstante . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Factoren die de ligging van het evenwicht beı̈nvloeden . . .
4.4.1 Invloed van een concentratieverandering van één stof
4.4.2 Invloed van een temperatuursverandering . . . . . .
Oefeningen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Introductieweek FaBeR
2
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
31
33
34
35
35
Faculteit Wetenschappen
Hoofdstuk 1
Basisbegrippen
1.1
1.1.1
Atomen en moleculen
Samenstelling en eigenschappen van een atoom
Een atoom is het kleinste deeltje waaruit de materie is opgebouwd. Het is een elektrisch neutraal deeltje dat bestaat uit een positieve kern en negatief geladen elektronen. De kern bevat
neutronen en protonen. De elektronen bewegen rond de kern in een ruimte die we de elektronenwolk noemen. Neutronen, protonen en elektronen noemen we subatomaire of elementaire
deeltjes.
ATOOM
Kern
Protonen
Elektronenwolk
Neutronen
Elementair
deeltje
Plaats in het
atoom
Proton (p+ )
kern
0
Neutron (n )
−
Elektron (e )
Elektronen
Elektrische lading
Absoluut
Relatief
+1, 6 × 10−19 C
kern
wolk
+1 e.l.e.
0 e.l.e.
−1, 6 × 10
e.l.e. = elementaire ladings-eenheid
3
−19
C
−1 e.l.e.
Massa
Absoluut
Relatief
1, 673 × 10−27 kg
1
−27
kg
1
−31
kg
0
1, 675 × 10
9, 109 × 10
1.1 Atomen en moleculen
1.1.2
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Atoomnummer, Z
Alle materie is opgebouwd uit een honderdtal atoomsoorten (elementen). In het periodiek systeem van de elementen (Tabel van Mendeleev) vind je al de elementen terug, gerangschikt
volgens toenemend atoomnummer.
Het atoomnummer (Z) geeft het aantal protonen in de kern van een atoom. Voor een
neutraal atoom is Z eveneens gelijk aan het aantal elektronen.
Voorbeeld 1.1
• Het atoomnummer van het element magnesium is 12. Magnesium heeft dus 12 protonen in de kern.
• Het element zuurstof heeft 8 protonen in de kern. Het atoomnummer van zuurstof is
dus gelijk aan 8.
1.1.3
Massagetal, A
Het massagetal (A) is de som van het aantal protonen en neutronen in de kern.
Voorbeeld 1.2
Helium heeft 2 protonen en 2 neutronen in de kern. Het massagetal, A, van helium is dus
(2 + 2) = 4.
1.1.4
Weergave van een atoom
De samenstelling van een atoom kan afgeleid worden uit het atoomnummer en het massagetal, zoals hieronder voorgesteld wordt. In deze figuur stelt X de symbolische naam van het
atoom voor. Als symbool wordt een 1- of 2-letter afkorting gebruikt van de Latijnse naam.
Elementen worden vernoemd naar personen die een belangrijke bijdrage hebben geleverd tot de
chemie of fysica (Cm, Curium (Marie Curie)), plaatsen (Po, Polonium (Polen, geboorteland van
Marie Curie)), planeten (Np, Neptunium) of een welbepaalde eigenschap van het atoom (Cl,
Chloor (betekent groen gas)). Linksboven in de schematische weergave wordt het massagetal
(A) aangegeven. Linksonder staat het atoomnummer (Z) vermeld.
A
X
Z
Introductieweek FaBeR
4
Faculteit Wetenschappen
1.1 Atomen en moleculen
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Voorbeeld 1.3
• Mangaan
– weergave: 55
25Mn
– symbool: Mn
– aantal protonen: 25
– aantal elektronen: 25
– aantal neutronen: 30
• Beryllium
– weergave: 94Be
– symbool: Be
– aantal protonen: 4
– aantal elektronen: 4
– aantal neutronen: 5
1.1.5
Absolute atoommassa, m
De absolute atoommassa (m) wordt berekend als de som van de absolute massa van alle
protonen, alle neutronen en alle elektronen aanwezig in een atoom.
Daar de massa van een elektron ongeveer 2000 maal kleiner is dan de massa van een proton of
een neutron, mag de massa van het elektron in de berekening van de atoommassa verwaarloosd
worden.
Voorbeeld 1.4
Berekening van de absolute atoommassa van 73Li.
• Z = 3 ⇒ 3 protonen en 3 elektronen
A = 7 ⇒ 7 − 3 = 4 neutronen
• Toepassen van de definitie:
m( 73Li) = 3 · mproton + 4 · mneutron + 3 · melektron
= 3 · (1, 673 × 10−27 kg) + 4 · (1, 675 × 10−27 kg) + 3 · (1, 673 × 10−31 kg)
= (5, 019 × 10−27 kg) + (6, 700 × 10−27 kg) + (2, 733 × 10−30 kg)
= 1, 17 × 10−26 kg
1.1.6
Relatieve atoommassa, mr
Zoals blijkt uit voorbeeld 1.4 is de absolute massa van een atoom zeer klein. Daarom maken we
veelvuldig gebruik van de relatieve atoommassa veeleer dan van de absolute atoommassa.
De relatieve atoommassa (mr ) is een onbenoemd getal dat uitdrukt hoeveel keer de
massa van een atoom groter is dan de atomaire massa-eenheid.
Introductieweek FaBeR
5
Faculteit Wetenschappen
1.1 Atomen en moleculen
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
De atomaire massa-eenheid (u) is gelijk aan 1/12 deel van de absolute massa van een
koolstof-12 atoom ( 126C) en is gelijk aan 1, 66 × 10−27 kg.
Voorbeeld 1.5
Berekening van de relatieve atoommassa van 73Li.
m( 73Li)
u
1, 17 × 10−26 kg
=
1, 66 × 10−27 kg
= 7, 06
mr ( 73Li) =
1.1.7
Isotopen
Definitie
Atomen van eenzelfde element die hetzelfde aantal protonen in de kern en hetzelfde aantal
elektronen rond de kern hebben, maar een verschillend aantal neutronen bezitten in de kern,
noemen we isotopen.
Isotopen worden gekenmerkt door eenzelfde atoomnummer, maar een verschillend massagetal. Aangezien de chemische eigenschappen van een atoom bepaald worden door het aantal
elektronen, hebben isotopen dezelfde chemische eigenschappen. Isotopen vertonen echter wel
verschillende fysische eigenschappen.
Voorbeeld 1.6
Stikstof (N) kent 2 isotopen:
14
7N
en
15
7N
Isotopenabundantie
De isotopenabundantie van een element is het procentueel natuurlijk voorkomen van de
verschillende isotopen van dit element.
Voorbeeld 1.7
Isotopenabundantie van cerium (Ce).
136
138
58Ce: 0,19 %
58Ce: 0,25 %
Introductieweek FaBeR
140
58Ce:
6
88,48 %
142
58Ce:
11,08 %
Faculteit Wetenschappen
1.1 Atomen en moleculen
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Gemiddelde relatieve atoommassa van een element, Ar
De gemiddelde relatieve atoommassa (Ar ) van een element is gelijk aan de som van
de relatieve atoommassa’s van de verschillende isotopen van dit element, rekening houdend
met de isotopenabundantie.
Voorbeeld 1.8
Berekening van de gemiddelde relatieve atoommassa voor het element lithium.
• Li komt voor onder vorm van 2 isotopen: 63Li(mr = 6, 02) en 73Li(mr = 7, 06)
• De isotopenabundantie is: 63Li: 7,5 % en 73Li: 92,5 %
• De gemiddelde relatieve atoommassa bereken we dan als volgt:
Ar (Li) = mr ( 63Li) · %( 63Li) + mr ( 73Li) · %( 73Li)
= (6, 02 · 0, 075) + (7, 06 · 0, 925)
= 6, 98
Het periodiek systeem vermeldt voor elk element de gemiddelde relatieve atoommassa (Ar ).
Kortweg spreekt men hier ook vaak van relatieve atoommassa.
1.1.8
Mol als maat voor de hoeveelheid van stof
Definitie
Zelfs kleine hoeveelheden materie bevatten een enorm aantal deeltjes. 1 gram water, bijvoorbeeld, bevat maar liefst 3, 3 × 1022 watermoleculen. Het is echter lastig om met deze zeer grote
getallen te rekenen. Daarom werd het begrip mol ingevoerd.
Eén mol (n) is de hoeveelheid van een stof die evenveel deeltjes bevat als er atomen
aanwezig zijn in 12 gram 126C. Dat getal is gelijk aan 6, 022 × 1023 en wordt het getal van
Avogadro genoemd.
1 mol deeltjes = 6, 022 × 1023 deeltjes
Merk de analogie op met het begrip ‘dozijn’ uit het dagelijks leven:
• 1 dozijn = 12 stuks
• 1 mol = 6, 022 × 1023 stuks = 602 200 000 000 000 000 000 000 stuks
Voorbeeld 1.9
1 mol natrium (Na) bevat 6, 022 × 1023 atomen natrium.
Introductieweek FaBeR
7
Faculteit Wetenschappen
1.1 Atomen en moleculen
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Molaire massa van een element, M
De molaire massa (M (X)) is de massa van 1 mol atomen van het element X. De getalwaarde van M (X) is gelijk aan de relatieve atoommassa, Ar (X), van het element X en
draagt als eenheid g/mol.
Voorbeeld 1.10
De molaire massa van Li = M (Li) = 6,98 g/mol
1.1.9
Moleculen
Door de aantrekkingskracht tussen atomen verenigen die atomen zich tot een molecule (verbinding). Voor atomen hebben we de begrippen relatieve atoommassa en molaire massa gedefinieerd. Dit kunnen we nu ook doen voor moleculen:
Relatieve moleculemassa van een verbinding, Mr
De relatieve moleculemassa (Mr ) van een verbinding is gelijk aan de som van de gemiddelde relatieve atoommassa’s van de verschillende atomen aanwezig in de verbinding
rekening houdend met het aantal atomen van elke atoomsoort.
Voorbeeld 1.11
Bereken de relatieve moleculemassa van H2 O.
Mr (H2 O) = 2 · Ar (H) + 1 · Ar (O)
= (2 · 1) + (1 · 16)
= 18
Introductieweek FaBeR
8
Faculteit Wetenschappen
1.2 Stoffen rondom ons
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Molaire massa van een verbinding, M
De molaire massa (M ) is de massa van 1 mol moleculen van de verbinding. De getalwaarde van M is gelijk aan de relatieve moleculemassa, Mr , van de verbinding en draagt
als eenheid g/mol.
Voorbeeld 1.12
• De molaire massa van H2 O: M (H2 O) = 18 g/mol
• Bereken de molaire massa van CO2 als je weet dat 3 mol overeenkomt met 132 g CO2 .
m(CO2 )
n(CO2 )
132 g
=
3 mol
= 44 g/mol
M (CO2 ) =
In dit laatste voorbeeld zien we dat we met behulp van de molaire massa gemakkelijk een massa
kunnen omzetten in een aantal mol en omgekeerd:
n=
1.2
m
M
Stoffen rondom ons
Alles wat je rondom je ziet, alles wat tastbaar is en wat een zekere ruimte inneemt behoort tot
de materie, tot de verschillende stoffen rondom ons. Stoffen zijn opgebouwd uit moleculen. De
moleculen in een stof kunnen van dezelfde of van verschillende soort zijn. Een zuivere stof
bevat slechts één soort moleculen. Bestaat de stof uit meer dan één soort moleculen dan spreken
we van een mengsel.
1.2.1
Zuivere stoffen
Bij een zuivere stof zijn de waarden van de fysische grootheden zoals smeltpunt, kookpunt,
dichtheid, oplosbaarheid, . . . constant en karakteristiek, dus typisch voor de stof.
Er bestaan twee soorten zuivere stoffen:
• Moleculen die bestaan uit atomen van dezelfde soort noemen we enkelvoudige zuivere
stoffen.
Introductieweek FaBeR
9
Faculteit Wetenschappen
1.3 Concentratiegrootheden
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Voorbeeld 1.13
O2 (dizuurstof), Fe (ijzer), P4 (tetrafosfor) zijn voorbeelden van enkelvoudige zuivere
stoffen.
• Moleculen die bestaan uit atomen van verschillende soorten noemen we samengestelde
zuivere stoffen. Samengestelde zuivere stoffen kunnen verder ontleed worden in enkelvoudige zuivere stoffen.
Voorbeeld 1.14
H2 O (water), NaCl (natriumchloride, keukenzout), H2 SO4 (zwavelzuur) zijn voorbeelden van samengestelde zuivere stoffen.
1.2.2
Mengsels
Bij een mengsel van zuivere stoffen zijn de waarden van de fysische grootheden afhankelijk van
de samenstelling van het mengsel.
Er bestaan twee soorten mengsels:
• Homogene mengsels zijn mengsels die in elk punt van het mengsel dezelfde fysische
en chemische eigenschappen bezitten. Tot de homogene mengsels behoren oplossingen en
gasmengsels.
Voorbeeld 1.15
Een onverzadigde oplossing van NaCl in H2 O vormt een homogeen mengsel.
• Heterogene mengsels zijn mengsels waarbij verschillende punten binnen het mengsel
verschillende fysische en chemische eigenschappen bezitten. Heterogene mengsels bestaan
bijgevolg uit verschillende fasen.
Voorbeeld 1.16
Een mengsel van vast AgCl (zilverchloride) in H2 O vormt een heterogeen mengsel.
Mengsels kunnen fysisch gescheiden worden in hun afzonderlijke zuivere stoffen.
1.3
Concentratiegrootheden
De samenstelling van een mengsel kan op verschillende manieren weergegeven worden. Hierna
worden de voornaamste toegelicht.
Introductieweek FaBeR
10
Faculteit Wetenschappen
1.3 Concentratiegrootheden
1.3.1
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Enkele definities
• De opgeloste stof (A) is de vaste stof, de vloeistof of het gas, die in een tweede stof
(meestal een vloeistof) wordt opgelost.
• Het oplosmiddel is de stof (meestal een vloeistof) waarin een tweede stof, de vaste
stof, de vloeistof of het gas wordt opgelost.
• De opgeloste stof A en het oplosmiddel worden samen de oplossing (opl) genoemd.
Voorbeeld 1.17
NaCl in water vormt een oplossing van de opgeloste stof NaCl en het oplosmiddel water.
Onder concentratie (c) van een stof verstaat men de hoeveelheid opgeloste stof per eenheid
van volume van de oplossing of van het oplosmiddel:
concentratie = c =
hoeveelheid opgeloste stof
volume van de oplossing
Voorbeeld 1.18
• 8 g suiker per liter oplossing.
• 0,3 mol waterstofchloride in 100 mL water.
Om de concentratie van een verbinding aan te geven, wordt de chemische formule vaak tussen
vierkante haken geplaatst: [NaCl] = 0, 5 mol/L
1.3.2
Molariteit of molaire concentratie
De molariteit of molaire concentratie, wordt gedefinieerd als het aantal mol opgeloste
stof (nA ) per liter oplossing (Vopl ). De molariteit wordt uitgedrukt in mol/L of M, vaak
ook molair genoemd.
c=
nA
Vopl
Voorbeeld 1.19
1,0 molair MgSO4 (magnesiumsulfaat) of nog, 1 M MgSO4 in water betekent 1,0 mol MgSO4
per liter oplossing.
Introductieweek FaBeR
11
Faculteit Wetenschappen
1.3 Concentratiegrootheden
1.3.3
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Massaconcentratie
De massaconcentratie wordt gedefinieerd als het aantal gram opgeloste stof (mA ) per
liter oplossing (Vopl ). De massaconcentratie wordt uitgedrukt in g/L.
c=
mA
Vopl
Voorbeeld 1.20
De 1 molaire oplossing aan MgSO4 uit voorbeeld 1.19 bevat 120,37 g MgSO4 per liter
oplossing. De massaconcentratie aan MgSO4 is dus 120,37 g/L.
1.3.4
Fractionele concentraties
Een fractionele concentratie geeft de fractie (deel) opgeloste stof in het gehele mengsel weer.
Massaprocent
Het massaprocent (m%A ) wordt gedefinieerd als de procentuele bijdrage van de massa
van de opgeloste stof A (mA ) tot de totale massa van de oplossing (mtot ). Het massaprocent
heeft een getalwaarde tussen 0 en 100% en is dimensieloos.
m%A =
mA
× 100%
mtot
Voorbeeld 1.21
Een waterige oplossing van 98 m% H2 SO4 (zwavelzuur) bevat per 100 g oplossing 98 g
H2 SO4 .
Volumeprocent
Het volumeprocent (V %A ) wordt gedefinieerd als de procentuele bijdrage van het volume van de opgeloste stof A (VA ) tot het totale volume van de oplossing (Vtot ). Het
volumeprocent heeft een getalwaarde tussen 0 en 100% en is dimensieloos.
V %A =
Introductieweek FaBeR
VA
× 100%
Vtot
12
Faculteit Wetenschappen
1.3 Concentratiegrootheden
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Voorbeeld 1.22
100 mL van een waterige oplossing die 5 mL ethanol (C2 H5 OH) bevat heeft een concentratie
van 5 V% ethanol in water.
Massavolumeprocent
Het massvolumeprocent (m/V %A ) wordt gedefinieerd als de procentuele bijdrage van
de massa van de opgeloste stof A (mA ) tot het totale volume van de oplossing (Vtot ). Het
massavolumeprocent heeft een getalwaarde tussen 0 en 100% en is dimensieloos.
m/V %A =
mA
× 100%
Vtot
Voorbeeld 1.23
In voorbeeld 1.18 heeft de oplossing van 8 g suiker per liter een massavolumeprocent van
(8 g/1000 mL) × 100% = 0, 8 m/V %. Merk opdat we voor de massa en het volume de
getalwaarden nemen die overeekomen met de eenheden gram en milliliter.
De fractionele concentratie kan zowel in procent (%) als in promille (‰), parts per million
(ppm) of parts per billion (ppb) weergegeven worden. De promille, de ppm en de ppb zijn per
definitie het aantal delen opgeloste stof respectievelijk per duizend (10−3 ), per miljoen (10−6 )
en per miljard (10−9 ) delen oplossing. Deze delen kunnen uitgedrukt worden in massadelen,
in volumedelen of zelfs in massa- per volumedelen. Promille, ppm en ppb zijn per definitie
dimensieloos.
Voorbeeld 1.24
• Ethyleenglycol (C2 H6 O2 ) is dodelijk vanaf een dosis van 400 mg per kg lichaamsgewicht of nog, vanaf 0,4 promille of 400 ppm.
• Om het alcoholgehalte in je bloed aan te geven gebruikt men de hoeveelheid gram
alcohol per liter bloed. In België mag een bestuurder van een voertuig op de openbare
weg niet meer dan 0,5 promille (m/V‰) alcohol in het bloed bezitten. Deze waarde
stemt overeen met een maximale hoeveelheid van 0,5 g alcohol per liter bloed.
• Als leidingwater een loodgehalte heeft van 15 ppb betekent dit dat 1 liter leidingwater
15 µg Pb bevat.
Introductieweek FaBeR
13
Faculteit Wetenschappen
1.3 Concentratiegrootheden
1.3.5
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Molfractie
De molfractie (XA ) wordt gedefinieerd als de verhouding van het aantal mol van één
verbinding tot het totaal aantal mol (ntot ) van alle verbindingen van een oplossing. De
molfractie heeft steeds een getalwaarde tussen 0 en 1 en is dimensieloos.
XA =
nA
ntot
Voorbeeld 1.25
Beschouw een oplossing van 5 g chloormethaan (CH3 Cl) in 500 g benzeen (C6 H6 ).
• We berekenen eerst het aantal mol chloormethaan en benzeen:
m(CH3 Cl)
5g
=
= 0, 10 mol
M (CH3 Cl)
50, 48 g/mol
m(C6 H6 )
500 g
n(C6 H6 ) =
=
= 6, 40 mol
M (C6 H6 )
78, 11 g/mol
n(CH3 Cl) =
• Vervolgens berekenen we de molfractie van chloormethaan en benzeen:
n(CH3 Cl)
=
ntot
0, 10
n(C6 H6 )
X(C6 H6 ) =
=
ntot
0, 10
X(CH3 Cl) =
0, 10 mol
= 0, 015
mol + 6, 40 mol
6, 40 mol
= 0, 985
mol + 6, 40 mol
In de tabel hieronder zijn de voornaamste concentratiegrootheden samengevat:
Concentratiegrootheid
Symbool
molariteit
c
massaconcentratie
c
massaprocent
m%
volumeprocent
V%
massavolumeprocent
molfractie
Introductieweek FaBeR
m/V %
X
Definitie
nA
Vopl
mA
c=
Vopl
mA
m% =
× 100%
mtot
VA
V%=
× 100%
Vtot
mA
m/V % =
× 100%
Vtot
nA
X=
ntot
c=
14
Eenheden
mol/L of M
g/L
%
%
%
dimensieloos
Faculteit Wetenschappen
1.4 Massadichtheid van stoffen
1.4
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Massadichtheid van stoffen
De massadichtheid (ρA ) wordt gedefinieerd als de verhouding van de massa van een stof
A (mA ) tot het volume ingenomen door die stof A (VA ). De dichtheid wordt uitgedrukt in
g/mL.
ρA =
mA
VA
De massadichtheid mag niet verward worden met de massaconcentratie, c, van een oplossing
(zie paragraaf 1.3.3)
Voorbeeld 1.26
Zuiver water heeft een dichtheid van 1,00 g/mL. Dit betekent dat 1,00 g H2 O een volume
inneemt van 1 mL.
1.5
1.5.1
Verbindingen in de gasfase
De ideale gaswet
Om berekeningen van stoffen in de gasfase uit te voeren, maken we gebruik van de ideale gaswet.
Deze wet geeft het verband tussen druk, volume, aantal mol en temperatuur van een (ideaal) gas
weer. De wet is afgeleid van een aantal observaties van de fysische eigenschappen van gassen. We
zullen de theorie achter de gaswet echter niet bespreken. Je moet de wet wel kunnen toepassen
bij berekeningen waarbij gassen betrokken zijn.
Voor een ideaal gas geldt:
pV = nRT
met:
p = druk in Pa (Pascal)
V = volume in m3
n = aantal mol
J
K · mol
T = temperatuur in K (Kelvin)
R = gasconstante = 8, 315
Indien in de ideale gaswet de druk in atmosfeer (atm) wordt uitgedrukt en het volume in liter
L·atm
(L) dan gebruikt men voor de gasconstante R de waarde 0, 082 K·mol
.
Introductieweek FaBeR
15
Faculteit Wetenschappen
1.5 Verbindingen in de gasfase
1.5.2
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Het molair gasvolume, Vm
Gassen hebben de speciale eigenschap dat 1 mol van een ideaal gas bij een welbepaalde temperatuur T en een welbepaalde druk p steeds eenzelfde volume V inneemt, ongeacht de aard van
het gas. Dit laat ons toe het molair gasvolume te definiëren:
Het molair gasvolume (Vm ) wordt gedefinieerd als het volume van 1 mol ideaal gas. Bij
een temperatuur gelijk aan 0 ◦ C (of 273 K) en een druk gelijk aan 1,0 atm is dit steeds,
ongeacht de aard van het gas, gelijk aan 22,4 L/mol.
Vm =
Vgas
n
De voorwaarden van 0 ◦ C (273 K) en 1,0 atm noemt men de standaardvoorwaarden voor temperatuur en druk voor een gas (ook normale omstandigheden genoemd, n.o.).
Voorbeeld 1.27
3 mol H2 -gas (waterstofgas) neemt onder normale omstandigheden een volume in van:
Vm =
Vgas
⇒ Vgas = Vm · n
n
V (H2 ) = 22, 4 L/mol · 3 mol = 67, 2 L
1.5.3
Enkele toepassingen van de ideale gaswet
Bepaling van de molaire massa (M ) van een gas
10 g van een onbekend diatomisch gas neemt onder normale omstandigheden een volume
in van 7 liter. Bepaal de molaire massa van dit gas.
We combineren de formule voor de molaire massa en de ideale gaswet:
m
n=
M
|
p·V =n·R·T
{z
}
⇓
M=
=
m·R·T
p·V
L · atm
10 g · 0, 082 mol
· K · 273 K
1 atm · 7 L
= 31, 98 g/mol
Introductieweek FaBeR
16
Faculteit Wetenschappen
1.6 Oefeningen
Hoofdstuk 1 - Basisbegrippen
Om welk gas gaat het?
• diatomisch gas
⇒ O2 -gas
• 32 g/mol
Berekening van de massadichtheid (ρ) van een gas
Bepaal de massadichtheid van CH4 -gas (methaangas of aardgas) onder standaardvoorwaarden.
We combineren de formule voor de molaire massa, de ideale gaswet en de massadichtheid:
m
n=
M
|
p·V =n·R·T
{z
ρ=
m
V}
⇓
ρ=
=
p·M
R·T
1 atm · 16 g/mol
L · atm
0, 082 mol
· K · 273 K
= 0, 71 g/L
= 7, 1 · 10−4 g/mL
1.6
Oefeningen
1. Van koolstof bestaan er twee isotopen:
de abundantie van de isotopen.
12
6C
(mr = 12,0000) en 136C (mr = 13,0033). Bereken
2. Hoeveel elektronen bevat een stukje koper (Cu) van 3,0 gram? Wat is de totale massa van
de elektronen in dit stukje koper?
3. Bereken de molaire massa van (NH4 )2 SO4 .
4. Wat is de massa (in mg) van 0,1 mol NaCl?
5. 50 mL van een 30 m/V% HCl-oplossing wordt aangelengd met water tot 1 liter. Bereken
de molariteit van de verdunde oplossing.
6. Bereken de molaire concentratie van 1,0 L 87 m% HNO3 waarvan de massadichtheid 1,11
g/mL bedraagt.
7. Hypochlorigzuur, HClO, wordt gebruikt om zwembaden te ontsmetten. Als de concentratie
aan HClO 1,0 ppm (= parts per million) moet bedragen voor een voldoende ontsmetting,
hoeveel gram HClO moet dan toegevoegd worden aan een zwembad van 625 m3 ?
Introductieweek FaBeR
17
Faculteit Wetenschappen
Hoofdstuk 2
Stoichiometrie
2.1
Chemische reacties
Elke chemische reactie kan voorgesteld worden door een reactievergelijking waarin alle stoffen
als formules worden geschreven. De stoffen waarvan men vertrekt, worden in het linkerlid van
de vergelijking geschreven. Men noemt ze de reagentia of beginproducten. De nieuw gevormde
stoffen worden in het rechterlid geplaatst. Men noemt ze de reactieproducten of eindproducten.
Tussen reagentia en reactieproducten schrijft men een pijl die de richting van de omzetting
aangeeft.
reagentia
Bv.
reactieproducten
2 H2 + O2
2 H2 O
Bij een chemische reactie worden bestaande moleculen afgebroken tot losse atomen en deze
atomen komen weer samen in andere combinaties ter vorming van nieuwe moleculen met andere
eigenschappen. Vermits er geen atomen verdwijnen of bijkomen is het aantal atomen van elke
soort vóór de reactie gelijk aan het aantal atomen van elke soort na de reactie. Dit wordt
verwoord in de Wet van behoud van massa (ook wel Wet van Lavoisier genoemd):
Wet van behoud van massa.
De totale massa van alle stoffen voor de reactie is gelijk aan de totale massa van alle stoffen
na de reactie. De totale massa blijft behouden tijdens een chemische reactie.
2.2
Stoichiometrische coëfficiënten
Om aan de eis van massabehoud te voldoen is het meestal nodig om in de reactievergelijking aan
de chemische formules voorgetallen, stoichiometrische coëfficiënten, toe te voegen. Aangezien
fracties van moleuclen als dusdanig niet bestaan moeten deze coëfficiënten gehele getallen zijn.
Voor de eenvoud neemt men de kleinst mogelijke gehele getallen. De coëfficiënt 1 wordt niet
vermeld.
18
2.2 Stoichiometrische coëfficiënten
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
Voorbeeld 2.1
Als we onderstaande reactie willen laten voldoen aan de Wet van behoud van massa,
N2 + H 2
NH3
moeten we deze stoichiometrische coëfficiënten toevoegen:
N2 + 3 H2
2 NH3
Bij de juiste keuze van de stoichiometrische coëfficiënten is voor elke atoomsoort de atoombalans
in evenwicht. Voor de meeste reacties kunnen de atoombalansen vlot in evenwicht worden
gebracht en kunnen de coëfficiënten afgeleid worden door eenvoudig redeneren.
Voorbeeld 2.2
We willen de atoombalans van deze reactie in evenwicht brengen:
CO2 + H2 O
C 3 H8 + O 2
Bij het opstellen van de atoombalansen beginnen we best met de atoomsoort die slechts
in één formule links en in één formule rechts voorkomt en de hoogste index heeft. In dit
voorbeeld kiezen we dus voor waterstof (H). In het linkerlid komt dit element enkel voor in
C3 H8 en in het rechterlid in H2 O. Om zowel links als rechts evenveel H-atomen te bekomen
(nl. 8) moeten we voor H2 O de coëfficiënt 4 plaatsen.
H-balans:
C3 H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2 O
Voor de andere atoomsoorten kunnen we bijgevolg de volgende balansen opstellen:
C-balans:
O-balans:
C3 H8 + 5 O2
C3 H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2 O
3 CO2 + 4 H2 O
De correcte vergelijking wordt dan:
C3 H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2 O
Een coëfficiënt moet steeds een geheel getal zijn. Indien bij het zoeken van de juiste coëfficiënten
niet-gehele getallen vooromen dan vermenigvuldigt men elke coëfficiënt met eenzelfde getal zodat
alleen de kleinst mogelijke gehele getallen overblijven.
Voorbeeld 2.3
De volgende reactie:
Na +
1
2
Cl2
NaCl
is niet in orde omwille van de breuk 12 . Om de breuk weg te werken, vermenigvuldigen we
elke coëfficiënt met 2, zodat de reactievergelijking wordt:
2 Na + Cl2
Introductieweek FaBeR
19
2 NaCl
Faculteit Wetenschappen
2.3 Betekenis van de reactievergelijking
2.3
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
Betekenis van de reactievergelijking
Elke reactievergelijking heeft zowel een kwalitatieve als een kwantitatieve betekenis:
• Kwalitatief : een reactievergelijking geeft weer welke stoffen de reagentia zijn en welke
de reactieproducten.
• Kwantitatief : een reactievergelijking drukt een verband uit tussen de hoeveelheden van
de reagentia die worden omgezet en de hoeveelheden van de reactieproducten die worden
gevormd. Dit is weergegeven in de stoichiometrische coëfficiënten.
Voorbeeld 2.4
De verschillende onderdelen van een reactievergelijking en hun betekenis.
4 Al + 3 O2
2 Al2 O3
kwalitatieve betekenis
kwantitatieve betekenis
Voor een volledige verbranding van magnesium geldt de volgende reactievergelijking:
2 Mg + O2
2 MgO
De reactievergelijking drukt uit dat 2 moleculen magnesium reageren met 1 molecule zuurstofgas
ter vorming van 2 moleculen magnesiumoxide. Dit is de moleculaire interpretatie van de
reactievergelijking:
2 moleculen Mg + 1 molecule O2
2 moleculen MgO
Dan geldt ook het volgende:
20 moleculen Mg + 10 molecule O2
20 moleculen MgO
Door de kleine massa’s van de moleculen (10−27 kg) is het onmogelijk om enkele moleculen
magnesium en zuurstofgas af te wegen om deze te laten reageren volgens de aantallen weergegeven in de reactievergelijking. In de praktijk zullen we gebruik maken van zeer grote aantallen
moleculen om een meetbare hoeveelheid van de stoffen te bekomen. Daarom vermenigvuldigen
we de coëfficiënten met een zeer groot getal, zoals het getal van Avogadro (6, 022 × 1023 ):
2 · 6, 022 × 1023 moleculen Mg + 1 · 6, 022 × 1023 molecule O2
2 · 6, 022 × 1023 moleculen MgO
Aangezien we de hoeveelheid van 6, 022 × 1023 deeltjes gedefinieerd hebben als een mol, kunnen
we de reactievergelijking ook schrijven als:
2 mol Mg + 1 mol O2
2 mol MgO
Dit noemen we de molaire interpretatie van de reactievergelijking.
Introductieweek FaBeR
20
Faculteit Wetenschappen
2.4 Stoichiometrische berekeningen
2.4
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
Stoichiometrische berekeningen
In industriële processen en in laboratoria is het belangrijk te weten welke hoeveelheden reagentia
op elkaar inwerken en welke hoeveelheid aan reactieproduct hierbij wordt verkregen, zonder dat
er tekorten of overschotten zijn.
Stoichiometrische berekeningen zijn berekeningen van de hoeveelheden weggereageerde
reagentia of gevormde reactieproducten.
In deze berekeningen worden verbanden gelegd tussen de hoeveelheden (in mol) omgezette reagentia en/of gevormde reactieproducten. Deze berekeningen gebeuren op basis van de stoichiometrische coëfficiënten van de reactievergelijking die het verband weergeven tussen het aantal
mol van de reagentia en de reactieproducten.
De meest algemene werkwijze bij stoichiometrische berekeningen baseert zich op het leggen van
verbanden tussen het aantal mol van de reagentia en de reactieproducten.
Algemene werkwijze
1. Opstellen van de chemische reactievergelijking met de juiste coëfficiënten en interpreteren in mol.
2. Herleiden van de gegevens (massa’s, volumes, concentraties, . . . ) naar molhoeveelheden.
3. Nagaan of één van de reagentia in overmaat aanwezig is.
4. Afleiden van het aantal mol van de gevraagde stoffen door met behulp van de reactievergelijking een verband te leggen met het aantal mol van de gegeven stoffen.
5. Herleiden van de berekende molhoeveelheden naar de gevraagde grootheden.
Voorbeeld 2.5
Stikstofgas (N2 ) en waterstofgas (H2 ) reageren met elkaar in gepaste omstandigheden tot
ammoniak (NH3 ). Bereken de massa die gevormd kan worden wanneer 50 g waterstofgas
volledig wegreageert.
N2 + H 2
NH3
1. Opstellen van de correcte reactievergelijking.
We zien dat de coëfficiënten niet kloppen: in het linkerlid hebben we 2 atomen stikstof
en 2 atomen waterstof, in het rechterlid hebben we slechts 1 atoom stikstof en 3
atomen waterstof. Door eenvoudig redeneren vinden we de juiste coëfficiënten:
N2 + 3 H2
2 NH3
Als we de reactievergelijking interpreteren in mol, schrijven we:
Introductieweek FaBeR
21
Faculteit Wetenschappen
2.4 Stoichiometrische berekeningen
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
1 mol N2 + 3 mol H2
2 mol NH3
2. Herleiden van de gegevens naar molhoeveelheden.
Er is gegeven dat we over 50 g waterstofgas beschikken. Om een massa om te zetten
naar een aantal mol gebruiken we de formule:
n=
Invullen geeft: n(H2 ) =
m
M
50 g
m(H2 )
=
= 25 mol
M (H2 )
2 g/mol
3. Overmaat controleren.
In dit voorbeeld is de hoeveelheid van slechts 1 reagens gegeven, er is dus geen reagens
in overmaat.
4. Afleiden van de gevraagde hoeveelheden.
Er is gevraagd hoeveel gram ammoniak we kunnen produceren. Uit de reactievergelijking leren we dat we met 3 mol waterstofgas 2 mol ammoniak kunnen produceren.
1 mol N2 + 3 mol H2
2 mol NH3
Tevens weten we uit de voorgaande berekening dat we niet over 3 mol H2 , maar over
25 mol H2 beschikken. We kunnen dus de regel van drie toepassen om te bepalen
hoeveel mol NH3 we kunnen produceren:
3 mol H2
2 mol NH3
× 25
3
× 25
3
25 mol H2
16, 67 mol NH3
Met 25 mol H2 kunnen we dus 16,67 mol NH3 produceren.
5. Herleiden van molhoeveelheden naar gevraagde grootheden.
Er is gevraagd naar de massa van het geproduceerde ammoniak en niet de molhoeveelheid. We zetten de molhoeveelheid dus om in een massa:
n=
m
M
⇒
m=M ·n
Invullen geeft: m(NH3 ) = M (NH3 ) · n(NH3 ) = 17 g/mol · 16, 67 mol = 283 g
Introductieweek FaBeR
22
Faculteit Wetenschappen
2.4 Stoichiometrische berekeningen
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
Een mengsel van reagentia in de juiste verhouding voor een volledige omzetting van alle reagentia
wordt een stoichiometrisch mengsel genoemd. Is er van één van de reagentia meer aanwezig
dan nodig voor een volledige omzetting dan is dat reagens in overmaat en blijft er na de reactie
een deel van die stof over. Het andere reagens is dan het beperkend reagens en zal volledig
wegreageren. In dat geval moet de hoeveelheid van de gevraagde stof berekend worden aan de
hand van het beperkend reagens.
Voorbeeld 2.6
Men voegt 5,3 g zink toe aan 0,5 L van een 0,2 M HCl oplossing. Bereken de molariteit
van de gevormde ZnCl2 -oplossing aan het einde van de reactie.
Zn + HCl
ZnCl2 + H2
1. Opstellen van de correcte reactievergelijking.
Om de atoombalans van waterstof en chloor in evenwicht te brengen moeten we de
stoichiometrische coëfficiënt van HCl aanpassen:
Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Als we de reactievergelijking interpreteren in mol, schrijven we:
1 mol Zn + 2 mol HCl
1 mol ZnCl2 + 1 mol H2
2. Herleiden van de gegevens naar molhoeveelheden.
Er is gegeven dat we enerzijds over 5,3 g zink beschikken en anderzijds over een halve
liter van een HCl oplossing met een concentratie van 0,2 mol/L. We zetten eerst de
massa zink om in mol:
n=
Invullen geeft: n(Zn) =
m
M
5, 3 g
m(Zn)
=
= 0, 081 mol
M (Zn)
65, 4 g/mol
Vervolgens berekenen we het aantal mol HCl dat in de oplossing aanwezig is:
c=
n
V
⇒
n=c·V
Invullen geeft: n(HCl) = c(HCl) · V (HCl) = 0, 2 mol/L · 0, 5 L = 0, 1 mol
3. Overmaat controleren.
Als we de reactievergelijking interpreteren, zien we dat we voor elke mol zink, die we
willen omzetten in ZnCl2 , 2 mol HCl nodig hebben.
Zn
1 mol
+
HCl
2 mol
ZnCl2
1 mol
+
H2
1 mol
In stap 2 hebben we berekend dat we beschikken over 0,081 mol Zn. Hoeveel mol HCl
zouden we in theorie nodig hebben om de gegeven 0,081 mol zink te laten wegreageren?
Introductieweek FaBeR
23
Faculteit Wetenschappen
2.5 Oefeningen
Zn
1 mol
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
+
0,081 mol
HCl
2 mol
ZnCl2
1 mol
+
H2
1 mol
0,162 mol
We hebben 0,162 mol HCl nodig. In stap 2 hebben we echter berekend dat we slechts
over 0,1 mol HCl beschikken. We hebben dus niet voldoende HCl om al het zink te
laten reageren. HCl is het beperkende reagens en zink is de overmaat.
4. Afleiden van de gevraagde hoeveelheden.
Er is gevraagd om de molariteit van de gevormde ZnCl2 -oplossing te berekenen. We leiden eerst af hoeveel mol ZnCl2 we kunnen vormen. Omdat HCl
het beperkende reagens is, zal dit bepalen hoeveel mol ZnCl2 we kunnen vormen:
Zn
+
HCl
ZnCl2
+
H2
1 mol
1 mol
1 mol
2 mol
0,1 mol
0, 05 mol
We kunnen dus 0,05 mol ZnCl2 vormen uitgaande van 0,1 mol HCl en 0,081 mol zink.
5. Herleiden van molhoeveelheden naar gevraagde grootheden.
Tenslotte zetten we het aantal mol ZnCl2 om in molariteit. Aangezien we 0,5 L
HCl-oplossing gebruiken, zal het volume finaal ook 0,5 L bedragen:
c=
Invullen geeft: c(ZnCl2 ) =
2.5
n
V
n(ZnCl2 )
0, 05 mol
=
= 0, 1 M
Voplossing
0, 5 L
Oefeningen
1. Hoeveel gram magnesiumoxide ontstaat er bij de volledige verbranding van 35,0 g magnesium? De reactievergelijking is:
Mg + O2
MgO
2. Bij de productie van ijzer (Fe) in een hoogoven wordt ijzererts onder meer behandeld met
het gas koolstofmonoxide (CO) volgens de reactie:
Fe2 O3 + CO
Fe + CO2
Welke massa diijzertrioxide moet men verwerken om één ton vloeibaar ijzer te bekomen?
Welke massa CO is hiervoor nodig?
3. Aspirine (C9 H8 O4 ) kan bereid worden door het toevoegen van azijnzuuranhydride (C4 H6 O3 )
aan een waterige oplossing van salicylzuur (C7 H6 O3 ). In deze synthese is azijnzuur ook
Introductieweek FaBeR
24
Faculteit Wetenschappen
2.5 Oefeningen
Hoofdstuk 2 - Stoichiometrie
een eindproduct.
Indien 500 g salicylzuur gebruikt wordt met 1,0 kg azijnzuuranhydride, bereken dan het
aantal gram aspirine dat kan worden bereid.
4. Om chloorgas (Cl2 ) te maken kan je HCl (zoutzuur) laten reageren met natriumhypochloriet (javel):
HCl + NaOCl
H2 O + NaCl + Cl2
We beschikken over 500 ml NaOCl-oplossing met een concentratie van 0,1 mol/L en 85 mL
HCl-oplossing met een concentratie van 36 m%. De massadichtheid van de HCl-oplossing
bedraagt 1,18 g/cm3 . De reactie wordt uitgevoerd bij 25 ◦ C en 1 atm. Hoeveel kubieke
meter chloorgas wordt er gevormd?
Introductieweek FaBeR
25
Faculteit Wetenschappen
Hoofdstuk 3
Het Periodiek Systeem van de
Elementen
3.1
De elementen
Sinds november 2011 zijn er 118 elementen bekend: 92 komen er voor in de natuur, de overige elementen werden gesynthetiseerd in laboratoria in Berkeley (California, Verenigde Staten),
Darmstadt (Duitsland) en Dubna (voormalige USSR, nu Rusland). Elk element wordt universeel voorgesteld door een symbool. Een symbool bestaat uit 1, 2 of 3 letters waarbij de eerste
letter altijd een hoofdletter is. De naam van een element is afkomstig uit het Latijn (ferrum:
ijzer) of Grieks (helium > helios: de zon), is genoemd naar een stad (Berkelium), land (Francium) of continent (Europium), naar een planeet (Pluto) of naar een geleerde (Einsteinium,
Curium).
26
PERIODEN
aardalkalimetalen
scandiumgroep
titaangroep
vanadiumgroep
chroomgroep
mangaangroep
ijzergroep
cobaltgroep
nikkelgroep
kopergroep
zinkgroep
boorgroep
koolstofgroep
stikstofgroep
zuurstofgroep
halogenen
edelgassen
Hoofdstuk 3 - Het Periodiek Systeem van de Elementen
alkalimetalen
3.1 De elementen
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
K
H
L
Li
GROEPEN
He
Be
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
M Na Mg
N
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe
Co
Ni
Cu
O Rb
Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
P Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Au Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Q
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
Hs Mt
Fr
Ir
Pt
lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw
Figuur 3.1 - Het Periodiek Systeem van de Elementen. De kleuren geven het metaalkarakter van de
elementen weer:
metalen,
niet-metalen,
metaalachtigen.
Alle elementen zijn opgenomen in het Periodiek Systeem van de Elementen (PSE), ook wel de
Tabel van Mendeleev genoemd (figuur 3.1). In het PSE zijn de elementen gerangschikt in een
rooster. De horizontale rijen noemen we perioden en de verticale kolommen noemen we
groepen. De elementen worden van links naar rechts in de tabel geplaatst volgens toenemend
atoomnummer (Z, aantal protonen in de atoomkern). Het eerste element is waterstof (H)
waarvan de atoomkern uit één proton bestaat en dus atoomnummer 1 heeft (linksboven in
het PSE). Elementen met dezelfde chemische eigenschappen staan onder elkaar in het PSE en
behoren dus tot dezelfde groep.
Er zijn zeven perioden in het PSE en deze worden enerzijds aangeduid met een arabisch cijfer (1
t/m 7) en anderzijds met een letter (K, L, M, N, O, P, Q). De letters verwijzen naar de organisatie
van de elektronen in een atoom. Rond de atoomkern zijn er een aantal energieniveaus aanwezig
die we hoofdenergieniveaus of schillen noemen. De elektronen van een atoom zijn verdeeld
over één of meer van deze schillen. Eerst worden de schillen die het dichtsbij de kern gelegen
zijn opgevuld met elektronen en vervolgens de schillen die verder weg van de kern liggen. De
elektronen die zich in de buitenste schil (verst verwijderd van de kern) bevinden noemen we de
valentie-elektronen. Het zijn voornamelijk de valentie-elektronen die de chemische eigenschappen
van een element bepalen. Elementen die tot dezelfde groep behoren hebben dan ook eenzelfde
aantal valentie-elektronen.
Voorbeeld 3.1
• Omdat waterstof slechts één elektron heeft, is dit meteen ook het enige valentieelektron van waterstof. Het zal zich bevinden in de K-schil.
• Zwavel (S) heeft 16 elektronen. 2 elektronen bevinden zich in de K-schil, 8 in de
Introductieweek FaBeR
27
Faculteit Wetenschappen
3.2 Fysische eigenschappen
Hoofdstuk 3 - Het Periodiek Systeem van de Elementen
L-schil en de overige 6 bevinden zich in de M-schil. De buitenste schil die elektronen
bevat is dus de M-schil en de 6 elektronen van de M-schil zijn de valentie-elektronen
van zwavel.
Er zijn 18 groepen in het PSE. Deze worden officieël genummerd
van 1 t/m 18. Naast deze officiële nummering zal je vaak een verouderde nummering met romeinse cijfers terugvinden. Sommige
groepen worden ook vaak aangeduid met een officieuze naam, de
voornaamste zijn de alkalimetalen (eerste groep), de aardalkalimetalen (tweede groep), de halogenen (voorlaatste groep) en de
edelgassen (laatste groep).
De tabel kan ook verdeeld worden in 4 blokken die we aanduiden
met de letters s, p, d en f. Deze onderverdeling hangt eveneens
samen met de structuur van de elektronenwolk. De eerste twee
groepen en helium vormen het s-blok. De 10 volgende groepen
vormen het d-blok en de 6 laatste groepen het p-blok. De twee
perioden onderaan vormen het f-blok. In een volledig correcte
weergave van het PSE moet het f-blok tussen het s- en d- blok
worden geplaatst. Dit wordt echter zelden gedaan omdat de
tabel dan onpraktisch breed wordt.
1
2
K
H
L
Li Be
3
4
5
6
7
8
M
L
K
atoomkern
elektron
Figuur 3.2 - Elektronenconfiguratie van het zwavelatoom
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
B
M Na Mg
N
K Ca
C
N
O
F Ne
Al Si
P
S
Cl Ar
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
O Rb Sr
I
Xe
P Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Q
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu AmCm Bk Cf Es Fm Md No Lw Rf Db Sg Bh Hs Mt
Figuur 3.3 - Het PSE met de lanthaniden en actiniden op hun correcte plaats. De kleuren verwijzen
naar de verschillende blokken:
s-blok,
p-blok,
d-blok,
f-blok.
3.2
Fysische eigenschappen
De elementen kunnen onderverdeeld worden in twee grote groepen: metalen (blauw) en nietmetalen (groen) (zie figuur 3.1). Voor een aantal elementen is de indeling in metalen enerzijds en
niet-metalen anderzijds te strikt. Deze elementen bezitten namelijk zowel een metaalkarakter als
een niet-metaalkarakter: zij worden daarom metaalachtigen genoemd (roze). De metaalachtigen
vormen een nagenoeg trapsgewijze overgang tussen elementen met een uitgesproken metaal- en
niet-metaalkarakter (zie figuur 1).
We kunnen de elementen ook onderverdelen op basis van hun aggregatietoestand bij kamertemperatuur (zie figuur 3.4). De meeste elementen komen voor als vaste stoffen bij kamertemperatuur met als voornaamste uitzondering de edelgassen (laatste groep in het PSE) en een beperkt
aantal andere gassen (waterstof, stikstof, zuurstof, fluor en chloor). Slechts twee elementen
zijn vloeibaar bij kamertemperatuur: het giftige kwik (Hg) dat een typische grijze metaalkleur
Introductieweek FaBeR
28
Faculteit Wetenschappen
3.2 Fysische eigenschappen
Hoofdstuk 3 - Het Periodiek Systeem van de Elementen
heeft en het zeer reactieve broom (Br) dat voorkomt als een roodbruine vloeistof met een laag
kookpunt.
De meeste elementen komen in hun zuivere vorm voor als afzonderlijke atomen. Dergelijke
elementen noemt men mono-atomisch, bijvoorbeeld al de metalen en de edelgassen. De atomen
van sommige elementen binden evenwel met zichzelf en vormen zo een molecule bestaande uit
twee atomen. Deze elementen zijn de diatomische gassen: H2 , N2 , O2 en de halogenen: F2 , Cl2 ,
Br2 , I2 . Daarnaast zijn er de poly-atomische elementen P4 (tetrafosfor) en S8 (octazwavel).
1
K
H
L
Li
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
He
Be
B
C
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
M Na Mg
Co
Ne
Sc
Ti
V
O Rb
Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Au Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
P Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
Hs Mt
Fr
Ir
Pt
Cu
F
Ca
Q
Ni
O
K
N
Cr Mn Fe
N
lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw
Figuur 3.4 - De aggregatietoestand van de elementen bij kamertemperatuur.
vloeistof.
Introductieweek FaBeR
29
vast,
gas,
Faculteit Wetenschappen
Hoofdstuk 4
Evenwichtsreacties
4.1
Inleiding
Tot nu beschouwden we alle reacties als aflopend. Dit wil zeggen dat de reactie doorgaat tot
één of alle reagentia volledig omgezet zij in reactieproduct(en). De reactie stopt zodra één van de
reagentia is opgebruikt. Zulke reacties stellen we in de reactievergelijking voor met een enkele
pijl.
Voorbeeld 4.1
Een aflopende reactie: Mg + 2 HCl
MgCl2 + H2
Voor veel reacties geldt dit eenvoudig verloop niet. De reagentia kunnen ook onvolledig omgezet
worden. Wanneer de reactie stopt is er in dit geval geen enkel reagens volledig weggereageerd
maar is er een toestand ontstaan waarin zowel reagentia als reactieprdoucten aanwezig zijn: de
evenwichtstoestand. Men spreekt dan van een evenwichtsreactie die in de reactievergelijking
met een dubbele pijl wordt voorgesteld.
Voorbeeld 4.2
Een evenwichtsreactie: H2 + I2
4.2
2 HI
Het chemisch evenwicht
Een reactiemengsel in evenwicht bevindt zich in een toestand waarin zowel reagentia als reactieproducten aanwezig zijn. In een evenwichtsreactie:
A + B
C + D
Zullen bij het begin van de reactie de reagentia A en B wegreageren ter vorming van de prodcuten
C en D. De concentraties van A en B zullen in functie van de tijd afnemen, terwijl de concentraties
−
van C en D zullen toenemen. De reactiesnelheid van de heenreactie, →
v , is dus maximaal bij het
begin van de reactie en neemt af naarmate er meer reagentia verdwijnen.
Na een zekere tijd veranderen de concentraties niet meer en blijven zowel de concentraties van
de reagentia als van de reactieproducten constant. Schijnbaar stopt de reactie, dit noemt men
30
4.3 De evenwichtsconstante
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
v
A + B
C + D
→
−
v
tijd
de evenwichtstoestand. Alhoewel de concentraties van alle deeltjes niet meer veranderen, stopt
A + B
de reactie niet als de evenwichtstoestand bereikt is. De omgekeerde reactie C + D
−
treedt echter ook op met een reactiesnelheid, ←
v zoals weergegeven in onderstaande figuur.
v
C + D
A + B
←
−
v
tijd
In de evenwichtstoestand is de snelheid van de heen reactie gelijk aan de snelheid van de terugreactie. De reagentia A en B verdwijnen terwijl ze evenveel terug gevormd worden vanuit C en
D. Het continu en gelijktijdig optreden van de heen- en terugreactie leidt tot een dynamisch
evenwicht.
v
A + B
C + D
→
−
−
v =←
v
t
4.3
tijd
De evenwichtsconstante
Een evenwichtsreactie is dus een reactie die nooit volledig opgaat of aflopend is. Deze onvolledigheid kunnen we uitdrukken met de evenwichtsconstante.
Voor elke reactie wordt de samenstelling bij evenwicht gekarakteriseerd door een constante,
de evenwichtsconstante K. Voor een algemene reactie:
aA + bB
Introductieweek FaBeR
cC + dD
31
Faculteit Wetenschappen
4.3 De evenwichtsconstante
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
wordt de evenwichtsconstante gegeven door:
K=
[C]ce · [D]de
[A]ae · [B]be
Enkele opmerkingen hierbij:
• De concentraties zijn evenwichtsconcentraties en worden uitgedrukt in molariteiten (M of
mol/L).
• Zuivere vaste stoffen en zuivere vloeistoffen worden niet weergegeven in de uitdrukking
van de evenwichtsconstante omdat de concentraties van deze stoffen nagenoeg ongewijzigd
blijven. Dit is bijvoorbeeld van toepassing wanneer de reactie plaatsvindt in waterig milieu,
zoals een zuur-base reactie. De concentratie van water wordt dan niet weergegeven in de
uitdrukking van de evenwichtsconstante omdat de concentratie van water nagenoeg niet
verandert.
Voorbeeld 4.3
Als we azijnzuur CH3 COOH oplossen in water dan treedt deze reactie op:
CH3 COOH + H2 O
CH3 COO– + H3 O+
Doorgaans lossen we relatief weinig azijnzuur op in een grote hoeveelheid water (bv.
100 mL azijnzuur in 1 L water). Slechts weinig water zal omgezet worden in H3 O+ dus
zal de [H2 O] quasi niet veranderen. Daarom laten we de [H2 O] weg uit de uitdrukking
voor de evenwichtsconstante:
K=
[CH3 COO− ]e · [H3 O+ ]e
[CH3 COOH]e
• De eenheid van de evenwichtsconstante wordt bepaald door het aantal concentratiefactoren
in teller en noemer. Bijgevolg kan de eenheid van de evenwichtsconstante verschillen van
reactie tot reactie. Meestal wordt de eenheid van de evenwichtsconstante weggelaten.
Voorbeeld 4.4
Beschouw de volgende twee evenwichtsreacties:
CH3 COOH + H2 O
CH3 COO– + H3 O+
K=
[CH3 COO− ]e · [H3 O+ ]e
[CH3 COOH]e
De eenheid van de evenwichtsconstante is mol/L.
N2 + 3 H2
2 NH3
K=
[NH3 ]2e
[N2 ]e · [H2 ]3e
De eenheid van de evenwichtsconstante is (mol/L)−2 .
• De evenwichtsconstante is afhankelijk van de temperatuur. Als je eenzelfde reactie uitvoert
op twee verschillende temperaturen zal de evenwichtsconstante verschillen.
Introductieweek FaBeR
32
Faculteit Wetenschappen
4.4 Factoren die de ligging van het evenwicht beı̈nvloeden
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
• De grootte van de evenwichtsconstante is een maat voor de ligging van het evenwicht.
Immers, indien de evenwichtsconstante een hoge waarde heeft wil dit zeggen dat de teller
van de breuk groter is dan de noemer. In de teller van de uitdrukking voor de evenwichtsconstante staan de concentraties van de producten. Bij een hoge waarde voor de
evenwichtsconstante zijn er bij evenwicht dus veel producten aanwezig en slechts weinig
reagentia. We hebben dan een nagenoeg aflopende reactie.
Indien de evenwichtsconstante een lage waarde heeft dan is de noemer van de breuk groter
dan de teller. Aangezien de concentraties van de reagentia in de noemer staan wil dit
zeggen dat er bij evenwicht veel reagentia aanwezig zijn, maar slechts weinig producten.
Er is dan nagenoeg geen reactie opgetreden.
Als de waarde van de evenwichtsconstante in de buurt van 1 ligt, wil dit zeggen dat
teller en noemer ongeveer gelijk zijn aan elkaar. In zo’n geval zijn er van zowel reagentia
als producten behoorlijke hoeveelheden aanwezig en kunnen we spreken over een echte
evenwichtsreactie.
In de figuur hieronder vind je een indeling van chemische reacties op basis van de waarde
van de evenwichtsconstante. Merk op dat deze indeling arbitrair is. Bij zuur-base reacties, bijvoorbeeld, komen vaak evenwichtsconstanten voor die kleiner zijn dan 10−3 . Deze
reacties worden dan toch gezien als evenwichtsreacties.
Waarde evenwichtsconstante
10−3
nagenoeg
geen reactie
103
1
evenwicht ligt naar
kant van reagentia
evenwicht ligt naar
kant van producten
nagenoeg
aflopende reactie
evenwichtsreactie
4.4
Factoren die de ligging van het evenwicht beı̈nvloeden
Het principe van Le Châtelier laat toe te voorspellen in welke richting de ligging van
het evenwicht zal evolueren bij wijziging van een parameter. Bij het aanbrengen van een
verandering aan het evenwichtssysteem, zal de ligging van het evenwicht verschuiven in die
richting waarin de aangebrachte verandering zoveel mogelijk wordt tegengewerkt.
De factoren die invloed hebben op het evenwicht zijn:
• de concentratie
• de druk
• de temperatuur
Introductieweek FaBeR
33
Faculteit Wetenschappen
4.4 Factoren die de ligging van het evenwicht beı̈nvloeden
4.4.1
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
Invloed van een concentratieverandering van één stof
Veronderstel dat de volgende reactie in evenwicht is:
Fe3+
+
lichtgeel
SCN–
FeSCN2+
kleurloos
rood
Bij evenwicht is het reactiemengsel rood gekleurd. Er wordt bij een verhoging van de Fe3+ concentratie, door bijvoorbeeld toevoeging van Fe3+ , een kleurverandering vastgesteld. Het
reactiemengsel wordt roder.
Een verandering van het evenwicht heeft als gevolg dat er een reactie optreedt die leidt naar een
nieuwe evenwichtstoestand. Volgens het principe van Le Châtelier zal bij het toevoegen van één
van de reagentia, het evenwicht zich verleggen zodat het toegevoegde reagens wegreageert. Dit
wil zeggen dat er een reactie optreedt in de richting van de reactieproducten. M.a.w. de ligging
van het evenwicht verschuift in de richting van de reactieproducten.
In dit voorbeeld verschuift het evenwicht bijgevolg in de richting van de vorming van meer
FeSCN2+ wat ervoor zorgt dat de oplossing roder gekleurd wordt.
We kunnen dit eenvoudig verklaren. De evenwichtsconstante voor bovenstaande reactie wordt
gegeven door:
[FeSCN2+ ]e
K=
[Fe3+ ]e · [SCN− ]e
Indien we meer Fe3+ toevoegen, wordt de noemer van de breuk groter. Dit zou ertoe leiden dat
de waarde van de evenwichtsconstante kleiner wordt. Echter, de evenwichtsconstante is, zoals
de naam aangeeft, een constante en zal dus niet veranderen.
kan niet kleiner worden,
moet constant blijven!
K ↓=
[FeSCN2+ ]e
[Fe3+ ] ↑ ·[SCN− ]e
dit voegen we toe
Om de breuk constant te houden zal de teller dus groter moeten worden. M.a.w. een deel van
het toegevoegde Fe3+ zal omgezet worden in FeSCN2+ .
het grootste deel van het toegevoegde Fe3+ reageert tot FeSCN2+ zodat er dus meer FeSCN2+
aanwezig zal zijn dan voor toevoeging van het Fe3+
K=
[FeSCN2+ ]e ↑
[Fe3+ ]e ↑ ·[SCN− ]e ↓
het toegevoegde Fe3+ zal grotendeels wegrea-
het SCN– reageert weg met het toege-
geren, netto blijft er iets meer Fe3+ over dan
voegde Fe3+ zodat er minder SCN– over-
er aanwezig was voor toevoeging van het Fe3+
blijft dan voor toevoeging van het Fe3+
Wanneer het evenwicht zich heeft hersteld na toevoeging van het Fe3+ , zal de concentratie van
Fe3+ en FeSCN2+ groter zijn dan voor de verstoring van het evenwicht. De concentratie van
Introductieweek FaBeR
34
Faculteit Wetenschappen
4.5 Oefeningen
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
SCN– zal kleiner zijn aangezien er een deel van is weggereageerd om het extra Fe3+ om te zetten
naar FeSCN2+ .
4.4.2
Invloed van een temperatuursverandering
Wanneer we de invloed van een temperatuursverandering op het chemisch evenwicht willen
nagaan moeten we een duidelijk onderscheid maken tussen exo- en endotherme reacties.
Een exotherme reactie, een reactie die warmte afgeeft, zal bevorderd worden bij afkoeling. Een
endotherme reactie, een reactie die warmte opneemt, zal bevorderd worden bij verwarming.
In overeenstemming met het principe van Le Châtelier zal bijgevolg bij afkoeling een reactie in
evenwicht verschuiven in de richting van de exotherme reactie. Deze reactie zorgt immers voor
een temperatuursverhoging en zal alzo de aangebrachte verandering (= temperatuursdaling)
tegenwerken. Bij een temperatuursverhoging zal daarentegen het evenwicht verschuiven in de
richting van de endotherme reactie. Een endotherme reactie neemt de toegevoegde warmte op
zodat de temperatuur weer daalt.
Beschouw volgende evenwichtsreactie:
2 NO2 (g)
N2 O4 (g) + x kJ
De reactie naar rechts is een exotherme reactie (een bepaalde hoeveelheid warmte x kJ komt
vrij), de reactie naar links is endotherm (x kJ warmte moet opgenomen worden). Bij verwarmen
stelt men bijgevolg vast dat er meer NO2 gevormd wordt. Dit betekent een verschuiving van
het evenwicht naar links, naar die kant waar warmte wordt opgenomen. Bij afkoeling wordt er
meer N2 O4 gevormd en verschuift het evenwicht dus naar rechts, naar de kant van de reactie
waar warmte wordt afgegeven.
Let wel op het onderscheid met de concentratieverandering. Het verschuiven van het evenwicht
bij een temperatuursverandering is het gevolg van een verandering van de evenwichtsconstante.
Bij een concentratieverandering verschuift het evenwicht zonder dat de waarde van de evenwichtsconstante verandert indien de temperatuur constant blijft.
4.5
Oefeningen
1. Beschouw volgend evenwicht:
PCl5 + x kJ
PCl3 + Cl2
In welke richting verschuift de ligging van het evenwicht bij:
a) temperatuursverhoging
b) hogere concentratie Cl2
c) hogere concentratie PCl5
2. Schrijf de uitdrukking van de evenwichtsconstante, K, voor de volgende reacties:
a) C(s) + H2 O(g)
b) N2 (g) + 3 H2 (g)
c) Ca3 (PO4 )2 (s)
CO(g) + H2 (g)
2 NH3 (g)
3 Ca2+ (aq) + 2 PO3–
4 (aq)
d) Hemoglobine(aq) + H2 O(l)
Introductieweek FaBeR
HemoglobineH+ (aq) + OH– (aq)
35
Faculteit Wetenschappen
Opmerking: betekenis van (s), (l), (g) en (aq):
• s = solid: het betreft hier een vaste stof
• l = liquid: een vloeistof
• g = gas: een gas
• aq = aqua: een stof die is opgelost in water
3. In een kolf van 4,68 liter wordt gelijktijdig 1,00 mol H2 en 1,00 mol H2 O en 1,00 mol CO2
gebracht op kamertemperatuur. Vervolgens wordt de temperatuur verhoogt tot 2000 K
waarbij een evenwicht wordt ingesteld. Bij 2000 K bedraagt de evenwichtsconstante, K,
4,40.
H2 (g) + CO2 (g)
H2 O(g) + CO(g)
Bereken de evenwichtsconcentratie (in mol/L) van elke component bij deze temperatuur
van 2000 K.
4. In voorbeeld 4.3 hebben we aangenomen dat de concentratie van water nauwelijks verandert tijdens de reactie en daarom niet wordt weergegeven in de uitdrukking van de
evenwichtsconstante. Kan je berekenen hoeveel de H2 O-concentratie verandert als je 100
mL azijnzuur toevoegt aan 1,00 L water? De evenwichtsconstante van de reactie bedraagt
1, 80 × 10−5 .
CH3 COOH + H2 O
CH3 COO– + H3 O+
37
4
1,5
Ra
(226)
Fr
88
87
(223)
Ba
137,3
Cs
56
55
132,9
Sr
87,62
Rb
38
37
85,47
Ca
40,08
K
20
19
39,10
Mg
1,2
24,31
12
Na
0,9
22,99
11
Be
9,012
Li
1,0
6,941
3
21
atoomnummer
25
Z
X
E.N.
27
elektronegativiteit
symbool
5
B
2,0
6
C
2,5
7
N
3,0
8
3,5
9
F
4,0
Sc
Y
(227)
Ac
89
138,9
La
57
88,91
39
44,96
V
Pa
(231)
232,0
140,9
91
140,1
90
Th
Pr
59
(260)
Db
105
180,9
Ta
73
92,91
Nb
41
50,94
23
Ce
58
(257)
Rf
104
178,5
Hf
72
91,22
Zr
40
47,90
Ti
22
U
238,0
92
144,2
Nd
60
(263)
Sg
106
183,9
W
74
95,94
Mo
42
51,100
Cr
24
relatieve atoommassa
Mn
(237)
Np
(145)
93
Pm
61
(262)
Bh
107
186,2
Re
(98)
75
Tc
43
54,94
(242)
Pu
94
150,4
Sm
62
(265)
Hs
108
190,2
Os
76
101,1
Ru
44
55,85
Fe
26
Ar
Co
Ir
(243)
Am
95
152,0
Eu
63
(266)
Mt
109
192,2
77
102,9
Rh
45
58,93
(247)
Cm
96
157,3
Gd
64
(269)
Uun
110
195,1
Pt
78
106,4
Pd
46
58,70
Ni
28
(247)
Bk
97
158,9
Tb
65
197,0
Au
79
107,9
Ag
47
63,55
Cu
29
(249)
Cf
98
162,5
Dy
66
200,6
Hg
80
112,4
Cd
48
65,38
Zn
30
1,5
(254)
Es
99
164,9
Ho
67
204,4
Tl
81
114,8
In
49
69,72
Ga
31
26,96
Al
13
10,81
1,8
(253)
Fm
100
167,3
Er
68
207,2
Pb
82
118,7
Sn
50
72,59
Ge
32
28,09
Si
14
12,01
P
2,1
(256)
Md
101
168,9
Tm
69
209,0
Bi
83
121,8
Sb
51
74,92
As
33
30,97
15
14,01
O
S
2,5
(254)
No
102
173,0
Yb
70
(209)
Po
84
127,6
Te
52
78,96
Se
34
32,06
16
16,00
3,0
2,8
I
2,5
(257)
Lr
103
175,0
Lu
71
(210)
At
85
126,9
53
79,90
Br
35
35,45
Cl
17
19,00
(222)
Rn
86
131,3
Xe
54
83,80
Kr
36
39,95
Ar
18
20,18
Ne
10
He
4,003
2
H
2,1
1,008
1
(Tabel van Mendeleev)
Periodiek Systeem van de Elementen
lanthaniden
Introductieweek FaBeR
actiniden
4.5 Oefeningen
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
Faculteit Wetenschappen
Oplossingen
Basisbegrippen
1. Abundantie isotopen:
• %( 126C) = 99 %
• %( 136C) = 1 %
2. Stukje koper van 3,0 gram:
• Aantal elektronen: 8, 2 × 1023
• Massa van de elektronen: 0,75 mg
3. Molaire massa (NH4 )2 SO4 = 132 g/mol
4. Massa 0,1 mol NaCl: 5850 mg
5. Molariteit HCl-oplossing: 0,41 M of 0,41 mol/L
6. Molaire concentratie HNO3 -oplossing: 15,3 M of 15,3 mol/L
7. Aantal gram HClO omzwembad te ontsmetten: 625 g
Stoichiometrie
1. Aantal gram MgO dat wordt gevormd: 58,0 g
2. Om 1 ton Fe te maken heb je nodig:
• 1,4 ton Fe2 O3
• 0,75 ton CO
3. Aantal gram aspirine dat kan worden bereid: 652 g
4. Aantal kubieke meter Cl2 -gas dat wordt gevormd: 1, 22 × 10−3 m3
38
4.5 Oefeningen
Hoofdstuk 4 - Evenwichtsreacties
Evenwichtsreacties
1. Het evenwicht verschuift:
a) naar de kant van de producten
b) naar de kant van de reagentia
c) naar de kant van de producten
2. Uitdrukkingen voor de evenwichtsconstanten:
a) K =
[CO]e [H2 ]e
b) K =
[NH3 ]2e
[H2 O]e
[N2 ]e [H2 ]3e
2
c) K = [Ca2+ ]3e [PO3−
4 ]e
d) K =
[HemoglobineH+ ]e [OH− ]e
[Hemoglobine]e
3. Evenwichtsconcentratie van elke component van de reactie:
• [H2 ]e = 0,095 M
• [CO2 ]e = 0,095 M
• [H2 O]e = 0,33 M
• [CO]e = 0,119 M
4. De [H2 O] neemt af met 1, 33 × 10−3 M.
Introductieweek FaBeR
39
Faculteit Wetenschappen