cursus chemie - Telenet Users

Bram Steeman
Kapellenstraat 21/2
9280 Denderbelle
2009
2009-2010
1|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
1. Zuivere stof – mengsel
1.1. Stoffen en stofeigenschappen
- Stof- en voorwerpeigenschappen (zie labomateriaal)
→ Voorbeeld: Erlenmeyer (stof: glas)
Stofeigenschappen
Voorwerpeigenschappen
- Breekbaar
- Maataanduiding
- Doorzichtig
- Afsluitbaar
- Hitte bestendig
- Platte bodem
- Hals
- Kwalitatieve/Kwantitatieve stofeigenschappen
Niet meetbaar
Meetbaar
Kwalitatieve stofeig.
Kwantitatieve stofeig.
- Kleurloos
- Magneet
- Smaak
- Elektrische geleidbaarheid
- Geur
- Hitte bestendigheid
- ...
- Warmtegeleiding
- pH (zuurtegraad)
- Oplosbaarheid
- θK, θS (kookpunt, smeltpunt)
- Massadichtheid
- Viscositeit (vloeibaarheid)
2|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
1.2. Mengsels en zuivere stoffen
- Een zuivere stof is een stof, die enkel identieke moleculen
bevat en is gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten.
- Een mengsel is een verzameling van verschillende stoffen,
bestanddelen of componenten van het mengsel genoemd.
fysische constanten: Voorbeeld: H2O
Kookpunt:
100 °C
Smeltpunt:
0 °C
Elektrische geleidbaarheid:
0S
1.3. Scheiden van mengsel
→ Heterogene mengsels
A) Decanteren
:
Dit is gewoon afgieten, je kan hiermee een vaste stof van een
vloeistof scheiden, als bij de vaste stoffen de partikeltjes voldoende
groot zijn om te bezinken.
B) Afscheiden
:
Hiermee kan je twee vloeistoffen van elkaar scheiden, na
ontmengen.
(Met scheitrechter)
C) Filtreren
:
Hiermee kan je een vaste stof, wat het residu zal zijn, en een
vloeistof, wat het filtraat zal zijn, scheiden.
D) Centrifugeren :
Met deze methode kan je een vloeistof en een vaste stof die
moeilijk bezinkt scheiden. Het bezinken wordt versneld door
de snelle draaisnelheid van de centrifugetrommel.
→ Homogene mengsels
A) Destilleren
:
- Ten eerste kan je hiermee een vaste stof van een vloeistof
scheiden, zo kan je een oplosmiddel verkrijgen.
- Je kan ook een vloeistof van een vloeistof scheiden indien de
kookpunten voldoende ver uit elkaar liggen.
3|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
B) Kristalliseren :
Hiermee kan je een vaste stof van een vloeistof scheiden,
om een opgeloste vaste stof te verkrijgen.
C) Extractie
:
Door deze methode kan je een vaste stof van een vloestof
afzonderen, op basis van verschil in oplosbaarheid in een
extractiemiddel.
D) Adsorptie
:
De stof die men uit een homogeen mengsel wil afscheiden
wordt vastgehecht aan het oppervlak van een andere stof.
(het adsorptiemiddel)
4|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
2. Van samengestelde tot
enkelvoudige stof
2.1. Inleiding
Mengsels
Zuivere stoffen
Nieuwe, andere stoffen
Scheidingstechnieken
(Fysisch)
(Chemisch)
2.2. Mogelijkheid 1: samengesteld → enkelvoudig
→ Ontleden, analyse, ontbinding
Koolstof (C)
Suiker
(C6H12O6)
Water (H2O)
Toestel van
Hofmann
Zuurstofgas of
Dizuurstof (O2)
( pluspool)
5|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
Waterstofgas of
Diwaterstof (H2)
(minpool)
auteur: Bram Steeman
→ Soorten
→ Thermolyse
(warmte)
- H2O
→ Elektrolyse
(elektronisch)
-/
→ Fotolyse
(licht)
Voorbeeld: - Suiker
- Recycleren van kunststoffen → Pyrolyse
(zonder O2)
2.3. Mogelijkheid 2: enkelvoudig → samengesteld
→ Synthese
Voorbeeld: - H2 +
O2
→
H2O
- Mg +
O2
→
MgO
2.4. Mogelijkheid 3: subsitutie
→ Uitwisselingsreactie
Voorbeeld: - AB +
CD
→
AD
+
CB
- Mg +
HCl
→
MgCl2 +
H2
2.5. Elementen/atoomsoorten – atomen
& atoomstructuren
→ Elementen/atoomsoorten
Voorbeeld: Steenkool
Grafiet
Diamant (c)
zwart
Grijs
kleurloos
hard
zacht
zeer hard
Opmerking: Koolstof (c)
→
C60
(Buckminsterfullereen)
6|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
→ Atomen & atoomstructuren
Voorbeeld: - Grafiet → Hexagonale schikking
- Diamant → Tetraëdrische schikking
Tekeningen
- Hexagonale schikking
- Tetraëdrische schikking
Opmerking: Fotosynthese
Organisme → Chlorofyl (bladgroen)
Zon
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2
7|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
3. Enkele belangrijke
enkelvoudige stoffen
3.1. Metalen en niet-metalen
Zie handboek
3.2. Dizuurstof
→ Methode 1
KClO3
(kaliumchloraat)
MnO2
(mangaandioxide)
→ Methode 2
Toestel van Hofmann
→ Eigenschappen
- Slecht oposbaar in water
- Geen kleur
- Geen geur
- Geen smaak
- Onbrandbaar, maar noodzakelijk voor verbranding
→ Industrieel
O2 wordt hoofdzakelijk verkregen door destillatie van
vloeibaar gemaakte lucht.
8|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
→ Natuur
CO2 + H2O
C6H12O6 + 6 O2
Opmerking: Samenstelling van lucht:
- 78 % N2
- 21 % O2
- 0,9 % edelgassen
- 0,03 % CO2
Opmerking: O3
(ozon)
(+ waterdamp)
wordt gevormd door sterke
elektrische ontladingen in de atmosfeer,
en ook door UV-straling.
3.3. Diwaterstof
→ Methode 1
Toestel van Hofmann
→ Methode 2
Zn
+
2 HCl → H2
+
ZnCl2
→ Voorkomen op aarde
Niet in de natuur
→ Eigenschappen
- Reukloos
- Kleurloos
- Brandbaar
- Mengsel met lucht is explosief
9|Cursus Chemie: Derde wetenschappen
auteur: Bram Steeman
→ Toepassingen
- Diwaterstof wordt gebruikt als brandstof in raketten.
- Dit is de vulling in een onbemande ballon.
3.4. Edelgassen
- Er zijn 6 edelgassen.
Naam
- Helium
- Neon
- Argon
- Krypton
- Xenon
- Radon
Symbool
Gebruik
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Vulling in luchtballon, koelmiddel, gas in duikerklok
Neonverlichting, tv-buis
Gloeilampvulling
Tl-buizen
Zonnebank
Een geneeskrachtige bron
10 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
4. De chemische
reacties
4.1. Kenmerken van een chemische reactie
→ Voorbeeld 1
Wit krijt + zoutzuur (HCl)
→ Het krijt is verdwenen,
wat overblijft weten we niet.
→ Voorbeeld 2
Keukenzout + Fenolftaline → Kleurloos
NaOH + Fenolftaline
→ Violet
Indicator, aanwijzer
→ Voorbeeld 3
→ Koningsblauw
CuSO4
Geconcentreerd NH3
→ Voorbeeld 4
H2SO4 (18°C) + NaOH (18°C) → Temperatuur 90°C
→ Voorbeeld 5
→
H2SO4 + Cu + Zn
Spanning
→ Conclusie
- Er ontstaan andere (nieuwe) stofeigenschappen
- De structuur van de stoffen wordt gewijzigd
→ Notatie
Reagentia
→
- Reagerende stoffen
- Uitgangsstoffen
Reactieproducten
Reactiepijl
11 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
→ Het deeltjesmodel
1.
+
→
+
→
+
(Zelf te tekenen)
2.
(Zelf te tekenen)
Opmerking:
- Exo-energetische reacties
(is een reactie waarbij energie vrijkomt)
- Endo-energetische reacties
(is een reactie waarbij energie wordt toegevoegd)
- Exotherm
(is een reactie waarbij warmte vrijkomt)
- Endotherm
(is een reactie waarbij warmte wordt toegevoegd)
4.2. Belangrijke principes geldig voor
alle chemische reacties
→ Wet van behoud van massa of
wet van Lavoisier
De wet:
In een gesloten systeem, is de massa van de reagentia
gelijk aan de massa van de reactieproducten.
Gevolg:
Door chemische processen kunnen er geen atomen of
atoomsoorten bijkomen of verloren gaan.
Voorbeeld:
2 KI
+
Pb (NO3)2
→
PbI2 ↓
+
2KNO3
Dit is geel
Deze pijl wijst erop dat de stof naar onder zal gaan in de proefbuis
12 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
→ Symbolische voorstelling van
chemische reacties: reactievergelijking
Voorbeeld:
De verbranding van magnesiumlint
2 Mg
+
O2
→
13 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
2 MgO
auteur: Bram Steeman
5. Atoombouw, periodiek systeem
en chemische binding
5.1. Samenstelling van een
atoom (cem)
→ Model
Voorbeeld:
- Trouwring
→
10000
triljoen atomen
- Punt achter zin
→
100
miljard atomen
Au
→ Atoombouw
1
1.
Mantel bevat elektronen (e-)
2.
Kern bestaat uit...
2
Protonen (p+)
neutronen (n°)
→ Massa & lading van een atoom
Deel
- Kern
- Mantel
p+, n°, e-
Abs. massa
Rel. massa
Abs. lading
Rel. lading
P+
1,66 . 10-27kg
1u
+ 1,6 . 10-19C
+ 1 e.l.e.
n°
1,66 . 10-27kg
1u
/
/
e-
≈ 0kg
Ou
- 1,6 . 10-19C
- 1 e.l.e.
→
U: Unit
C: Coulomb
e.l.e: elektronladingseenheid
14 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
→ Voorstelling van stoffen
Voorstelling:
୞
ଢ଼X
Enkele voorbeelden:
1)
2)
X: Naam van de stof
Z: Massagetal, aantal p+ + n° = aantal kerndeeltjes
Y: Atoomnummer, aantal p+ = aantal eହ଺
ଶ଺Fe
ଶଷ
ଵଵNa
→
26 p+
→
26 e-
→
30 n°
→
11 p+
→
11 e-
→
12 n°
5.2. Atoommodel volgens Bohr
→ Banen – Schillen – Energieniveaus - Orbits
K
L
M
N
O
P
Q
n
1
2
3
4
5
6
7
2n2
2
8
18
32
32
32
32
- Regel 1: e- hebben een zo laag mogelijke energie-inhoud
→ Plaatsing op de laagste baan.
- Regel 2: Maximum 2n2 e- op de n-schil (max 32).
- Regel 3: Maximum 8 e- op de buitenste schil.
Er was eens ...
→ Dalton
(1800)
→ Thompson
(1904)
→ Rutherford
(1911)
→ Bohr
(1914)
15 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
Atoomnr.
Stof
K
L
1
H
1
2
He
2
3
Li
2
1
4
Be
2
2
5
B
2
3
6
C
2
4
7
N
2
5
8
O
2
6
9
F
2
7
10
Ne
2
8
11
Na
2
8
1
12
Mg
2
8
2
13
Al
2
8
3
14
Si
2
8
4
15
P
2
8
5
16
S
2
8
6
17
Cl
2
8
7
18
Ar
2
8
8
19
K
2
8
8
1
20
Ca
2
8
8
2
16 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
M
N
auteur: Bram Steeman
5.3. Periodiek systeem van de elementen (PSE)
Inleiding :
Een vereenvoudigde versie is opgesteld door Dimitri Mendeljev,
hij leefde van 1834 tot 1907, hij zorgde voor de
classificatie van de elementen. Dit gebeurde op twee manieren,
- Stijgende massa (vlnr)
- Eigenschappen
(vbno)
Niet ontdekt :Sommige vakjes in de tabel van Mendeljev waren niet ingevuld,
Mendeljev zei dat in deze vakjes stoffen kwamen die nog niet
ontdekt waren. Hij had gelijk, later werden deze stoffen
gevonden: - 21Sc
- 32Ge
- 31Ga
PSE:
Een verbeterde versie van de tabel van Mendeljev.
De kolommen in het PSE: groepen.
Dit zijn ze :
Ia
: Alkalimetalen
IIa
: Aardalkalimetalen
IIIa
: Aardmetalen/boorgroep
IVa
: Koolstofgroep
Va
: Stikstofgroep
VIa
: Zuurstofgroep
VIIa : Halogenen
0
Ia
: Edelgassen
IIa
IIIa
IVa
Va
VIa
VIIa
0
1
H
2
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
3
Na
Mg
Al
Si
P
S
C
Ar
4
K
Ca
He
Aantal schillen
Valentie – e- = Aantal e- op buitenste schil
17 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
Opmerking: Edelgassen zijn inert
→ Octetstructuur = edelgasconfiguratie
→
8 valentie-e-
5.4. Gegevens uit het PSE
→ Ar
Relatieve atoommassa : een onbenoemd getal dat uitdrukt hoeveel
keer de massa van de stroom groter is dan de unit.
Voorbeeld
: Ar(F) = 19.0
abs. m v/e atoom = Ar (atoom) . u
Absolute m van een atoom F:
Ar(F).u = 19,0 . 1,66.10-27kg
= 3,15 . 10-26kg
→ Mr
Relatieve moleculemassa : Theorie, zie handboek
Voorbeeld
: Mr(H2SO4)
→ 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O)
→ 2 . 1,0 + 32,1 + 4 . 16,0
→ 98,1
→ Mol en molaire massa
Mol
: Eenheid van hoeveelheid stof
Voorbeeld
: - 1 mol O2: Hoeveelheid mol die 6,023 . 1023
moleculen bevat.
- 1 mol Na: 6,023 . 1023 atomen Na
18 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
Molaire massa v/e stof
: Absolute massa van 1 mol van die stof.
Voorbeeld
: Mr (H3PO4)
→ 3Ar(H) + Ar(P) + 4Ar(O)
→ 3 . 1,0 + 31,0 + 4 . 16,0
→ 98,0
→ De molaire massa van H3PO4 is 98,0 g/mol
Oefeningen
: Bereken de molaire massa van …
Stof
HClN
MgO
CH4
(NH4)2SO4
Oplossing
50,5 g/mol
40,4 g/mol
16,0 g/mol
132,5 g/mol
→ Aantal mol stof, aantal moleculen
୫ୟୱୱୟ ୴ୟ୬ ୢୣ ୱ୲୭୤
Aantal mol v/e stof
: N =୫୭୪ୟ୧୰ୣ ୫ୟୱୱୟ ୴ୟ୬ ୢୣ ୱ୲୭୤
Voorbeeld
: Bereken hoeveelheid mol stof en hoeveel
moleculen er zijn in 49 g H2SO4.
-
Mr(H2SO4)= 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O)
= 2(1,0) + (32,1) + 4(16,0)
= 98,1
De molaire massa van H2SO4 is 98,1g/mol
ସଽ,଴୥
-
N=
-
0,499 mol . 6,023 .1023 moleculen/mol =
ଽ଼,ଵ୥/୫୭୪
Oefeningen
= 0,499 mol
3,01 . 1023 moleculen
: Doe dit ook voor …
Formule
14 g Cl2
4,0 NaOH
1,8 HCl
Opl. moleculen
1,2 . 1023
6,0 . 1023
3,0 . 1022
19 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
Opl. aantal mol
0,20 mol
0,1 mol
0,049 mol
auteur: Bram Steeman
→ ENW (elektronegatieve waarde)
- Alle elementen proberen een edelgasconfiguratie te bereiken.
→ Ze proberen hun buitenste schil volledig te vullen (octetstructuur).
- De elektronegatieve waarde is een maatgetal dat uitdrukt hoe sterk de
neiging is van een atoom is om elektronen op te nemen.
Opmerking 1: Edelgassen hebben geen elektronegatieve waarde, want
*Voorbeelden zie cursus
de buitenste schil is volledig gevuld.
→ Ze vertonen geen neiging om e- op te nemen/af te staan.
* Opmerking 2: Elementen uit de linkergroepen hebben een kleine
elektronegatieve waarde.
→ Ze zullen gemakkelijk e- afstaan.
* Opmerking 3: Elementen uit de rechtergroep (behalve edelgassen) hebben een
grote elektronegatieve waarde.
→ Ze zullen gemakkelijk e- opnemen.
5.5. De chemische binding
→ Ionbinding
- Gebeurt tussen een metaal en een niet-metaal
- ∆ENW > 1,6(6)
- Voorbeeld*:
* Meer voorbeelden in de cursus,
uitleg equivalentieregel.
11Na
(2 8 1)
en
17Cl
11 p+
11 p+
17 p+
17 p+
11 e-
10 e-
17 e-
18 e-
0
+
0
Cl-
Na+
→
Na
Na+ + e-
+
e-
→
Cl-
Na +
Cl
+
e-
Cl
(2 8 7)
→
[Na+]
[Cl-]
+
e-
NaCl
20 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
⇒ Totale elektronenoverdracht!
+ Metaalionen
Ze trekken elkaar aan
- Niet-metaalionen
→ coulombkrachten → ionenrooster
⇒ Voorbeelden:
Alle kook- en
smeltpunten zijn
uitgedrukt in °C
θS
θK
AgBr
430
1533
Al2O3
2037
2977
KCl
772
1407
MgO
2927
3627
NaOH
319
1387
→ Covalente binding/atoombinding
- Gebeurt tussen een niet-metaal en een niet-metaal.
- ∆ENW ≤ 1,6(6)
- Hoogstens elektronenverschuiving.
- Gemeenschappelijk elektronenpaar: doublet
- Lewisnotatie: - /Elektronenstipmodel:
..
ENW = 0, geen elektronenverschuiving
- Voorbeelden*:
BV 1:
H
en
H
2,1
2,1
nM
nM
Binding zelf te tekenen
H - H
∆ENW = 0
BV 2:
Cl
en
Cl
3,5
3,5
nM
nM
Binding zelf te tekenen
Cl - Cl
∆ENW = 0
21 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
BV 3:
H
en
Cl
2,1
3,5
nM
nM
Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.
H
- Cl
∆ENW = 0,9 ≤ 1,6(6)
*Meer voorbeelden in de cursus.
BV 4:
H
en
C
2,1
2,5
nM
nM
∆ENW = 0,4 ≤ 1,6(6)
Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.
H
H
-
C
- H
H
BV 5:
C
en
Cl
2,5
3,0
nM
nM
∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)
Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.
Cl
Cl
-
C
- Cl
Cl
BV 6:
N
en
O
3,0
3,5
nM
nM
∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)
Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.
O = N - O - N = O
22 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman
⇒ Tussen deze moleculen zitten zwakke krachten
of Vanderwaals-krachten.
Alle kook- en
smeltpunten zijn
uitgedrukt in °C
θS
θK
Fase
CO2
-205
-131
Gas
HCl
-114
-85
Gas
H2O
0
100
Vloeistof
CH4
-182
-161
Gas
Opmerking 1: Aantal atoombindingen: 8 – het groepsnr. waar de stof in staat
→ Uitkomst: ≤ 4, aantal atoombindingen
→ Uitzondering: H, 1 atoombinding
→ Metaalbinding
- Tussen een metaal en zichzelf
- positieve metaalionen: vrije elektronen
- Voorbeeld:
→ Warmtegeleiding
→ Elektrische geleiding
Binding zelf te tekenen
23 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n
auteur: Bram Steeman