Zouten - Engels proefwerkweek 3!

Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Hoofdstuk 1: De bouw van stoffen
1.2: De bouw van een atoom.
Een atoom bestaat uit :

Protonen= weergegeven door de letter p. (zijn +, en zijn in een gelijk aantal als de elektronen)

Elektronen= weergegeven door e-. (zijn -, dus de elektronen wolk ook)

Neutronen= weergegeven door de letter n. (zijn ongeladen, maar de kern is +)
Rutherford kwam erachter waar precies in een atoom de elektronen, protonen en neutronen voor
kwamen. Ook ontdekte hij hoeveel p, e- en n er voorkwamen in een atoom.
Elk atoom heeft een atoom nummer. Met dit atoom nummer weet je ook direct het aantal protonen en
elektronen, want het Atoomnummer = het aantal protonen = het aantal elektronen.
Ook weet je van elk atoom het massa getal. Hiermee kun je het aantal neutronen berekenen, namelijk:
Het massagetal = het aantal protonen + het aantal neutronen.
1.3: Ionen: atomen met een lading.
Ionen hebben een hoger smeltpunt. Want de deeltjes trekken elkaar meer aan (ze zijn geladen)
Als er een elektron weg gaat, word het ion +.
Als er een elektron bij komt, word het ion -.
Enkelvoudig positief ion= een atoom met een positieve lading. (bv Ag+ )
Enkelvoudig negatief ion= een atoom met een negatieve lading. (bv H- )
Samengesteld ion= Een groepje atomen met een negatieve of positieve lading. (bv NH4+ ).
1.4 De massa’s van atomen, moleculen en ionen.
Een Proton heeft een massa van 1,0 u.
Een Neutron is net zo zwaar als een proton en heeft dus ook een massa van 1,0 u.
Een Elektron heeft, vergeleken met een pro-/neutron, een hele kleine massa: 0,00055 u. We mogen
daarom de massa van een elektron verwaarlozen. Dus de massa van een ion is gelijk aan de massa
van een atoom.
De massa van een atoom kun je opzoeken in de BINAS of in het periodiek systeem. Voor atoom
massa wordt vaak de letter M gebruikt.
1.5: Het periodiek Systeem.
Een element= Een stof die uit één atoomsoort bestaat.a
Periodiek systeem:
- De horizontale rijen heten perioden.
- De verticale rijen heten groepen. De elementen in een groep hebben stof eigenschappen die op
elkaar lijken.
1e groep
Alkalimetalen (behalve H)
2e groep
Aardalkalimetalen
17e groep
Halogenen
18e groep
Edelgassen
Groep
Lading ion
1
1+
2
2+
13
3+
15
316
217
1- Metaal ionen zijn altijd + (metaal atomen hebben positieve elektrovalenties)
- Niet metalen vrijwel altijd - Atomen uit dezelfde groep hebben vrijwel altijd dezelfde lading.
Zie ook tabel 39 van de BINAS.
1
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Hoofdstuk 2: Rekenen in de chemie 1
2.2: Grootheden en eenheden
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit moleculen:
- Zijn de atomen hetzelfde? Dan is de moleculaire stof een element.
- Zijn de atomen van verschillende soorten? Dan is de moleculaire stof een verbinding.
Geleidt een moleculaire stof elektrische stroom?
Ja als hij aan 2 voorwaarden voldoet, namelijk:
- De stof moet bestaan uit geladen deeltjes (ionen)
- De geladen deeltjes moeten vrij kunnen bewegen.
Moleculaire stoffen zullen dus nooit stroom geleiden, want ze bestaan uit ongeladen deeltjes. Ook
komen in hun molecuul formule alleen symbolen voor van niet-metalen.
Moleculen bestaan dus altijd uit niet-metalen.
Naam
Glucose
Kaarsvet
Koolstofdioxide
Koolstofmono oxide
Methaan
Water
Formule
C6H12O6
C18H36O2
CO2
CO
CH4
H2O
Hoe weet je de naam van een stof?
Index
1
2
3
4
5
6
Voorvoegsel
Mono
Di
Tri
Tetra
Penta
Hexa
2.3: Atoombindingen.
Polaire atoombinding= Dan vind je de bindingselektronen meer in de buurt van het ene atoom dan in
de buurt van de andere. Een voorbeeld hiervan is een waterstof brug.
Atomen in een stof worden bijeen gehouden door atoombindingen.
Covalentie van een atoomsoort= het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een
molecuul aangaat.
Atoomsoort
H, F, Cl, Br, I(jood)
O, S
N, P
C, Si
Covalentie
1
2
3
4
De atoombindingen worden uitsluitend verbroken bij chemische reacties.
2.4: Vanderwaalsbindingen.
De drie fasen van een stof.
- In de vaste fase zijn de moleculen regelmatig gerangschikt. Ze trillen rond een vast punt en blijven
daarom op hun plaats.
- In de vloeibare fase is het regelmatige patroon verloren gegaan. De moleculen bewegen kriskras
langs elkaar. Ze blijven nog wel dicht bij elkaar (net als in de vaste fase)
2
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
-
In de gasvormige fase bewegen de moleculen ook, maar nu op een zeer grote afstand van elkaar.
Tussen de moleculen van een gas is “niets”: lege ruimte. Zo wordt van een afgesloten ruimte met
gas slechts 0,001 deel bezet door moleculen, terwijl 0,999 deel uit lege ruimte bestaat. Hier wordt
de vanderwaalsbinding verbroken.
Vanderwaalsbinding= De binding tussen moleculen onderling (in vaste en vloeibare fase). Hoe
zwaarder de moleculen, des te sterker is de vdw. Binding, des te hoger is het kookpunt van die stof.
2.5: Waterstofbruggen.
Tussen moleculen waarin OH-groepen of NH-groepen voorkomen, treedt behalve een
vanderwaalsbinding ook nog een extra binding op, een waterstofbrug (H-brug).
Hoe meer H-Bruggen, des te hoger het smeltpunt.
2.6: Mengsels van moleculaire stoffen.
Hiedrofiele Stof= Een stof die van water houd (en dus daarin, en in andere hydrofiele stoffen, oplost)
Hydrofobe Stof= Een stof die niet van water houd (en dus daarin niet goed oplost, maar in andere
hydrofobe stoffen wel.)
Een oplossing is verzadigd als er niks meer bij opgelost kan worden.
De oplosbaarheid van een stof geeft aan hoeveel van die stof er maximaal in 100g water van een
bepaalde temperatuur kan oplossen. Is dat maximum behaald, dan is de stof verzadigd. De
oplosbaarheid van een vaste stof wordt meestal groter als de temperatuur stijgt. De oplosbaarheid van
een gas word meestal kleiner als de temperatuur stijgt.
Om hydrofiele en hydrofobe stoffen met elkaar te laten mengen, heb je een emulgator nodig. Deze
bestaat uit een hydrofobe staart en een hydrofiele kop.
Emulsie= Mengsel van vloeistoffen, druppels van de ene vloeistof zweven in de andere vloeistof.
Suspensie= Mengsel van een vaste stof met een vloeistof. Kleine deeltjes van de vaste stof zweven in
de vloeistof. (lijd tot een bezinking)
Schuim= Mengsel van gas en vloeistof. Belletjes van het gas zweven in de vloeistof.
Nevel= Mengsel van gas en vloeistof. Kleine druppels vloeistof zweven in een gas.
Rook= Mengsel van een vaste stof en een gas. Kleine deeltjes vaste stof zweven in een gas.
3
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Hoofdstuk 3: Zouten
3.1 Inleiding
Zouten zijn stoffen die veel met elkaar gemeen hebben, maar er zijn ook verschillen tussen deze
zouten.
In dit hoofdstuk worden de speciale bindingen tussen zouten behandeld.
3.2 Zouten
Valenties van metalen:
De lading die een zout kan hebben, noemen we de ‘elektrovalentie’ of ‘de waardigheid’.
De elektrovalentie van een atoomsoort geeft aan met welke lading het ion van die atoomsoort kan
voorkomen in een zout.
Metalen hebben altijd positieve elektrovalenties. Metaalionen bevatten dus positieve ionen.
Zie Blz. 67 van je boek tabel 3.7.
De metalen uit groep 1 van het periodiek systeem hebben een elektrovalentie van 1+.
Dit zijn dus eenwaardige positieve ionen.
De metalen uit groep 2 van het periodiek systeem hebben een elektrovalentie van 2+.
Dit zijn dus tweewaardige positieve ionen.
De metalen uit groep 13 van het periodiek systeem hebben een elektrovalentie van 3+.
Dit zijn dus driewaardige positieve ionen.
Sommige metalen hebben meerdere elektrovalenties, zo kan Koper (Cu) voorkomen als Cu+ en Cu2+.
Dit moet je ook in de naamgeving van het ion onderscheiden. Daarom zet je een Romeins cijfer achter
de naam van het ion
Bijvoorbeeld:
- Cu(II)ion
- Fe(III)ion
Romeinse cijfers gebruik je dus alleen in de naam als het desbetreffende ion meerdere
elektrovalenties heeft. Hier geeft het Romeinse cijfer de lading van het ion aan.
Valenties van niet-metalen:
Niet-metalen kunnen zowel in moleculaire stoffen als in zouten voorkomen. Als deze in zouten zitten
hebben deze altijd een negatieve elektrovalenties.
De niet-metalen uit groep 17 van het periodiek systeem hebben een elektrovalentie van 1-.
Dit zijn dus eenwaardige negatieve ionen.
De niet-metalen uit groep 16 van het periodiek systeem hebben een elektrovalentie van 2-.
Dit zijn dus tweewaardige negatieve ionen.
Namen van negatieve ionsoorten die afgeleid zijn van niet-metalen hebben altijd –ide achter
hun naam.
Bijvoorbeeld:
- Cl−: Chloride-ion.
Samengestelde ionen:
Er bestaan ook samengetelde negatieve ionen. De namen van deze ionen eindigen altijd op –aat en –
iet behalve Hydroxide(OH−).
Geheugensteun: Een ion dat op –aat eindigt heeft altijd 1 +/- meer dan bij een ion dat op –iet eindigt.
Zoutformules:
In een zout zijn de ionen altijd zo aanwezig dat het zout in zijn geheel neutraal is. De formule waar je
dit mee aanduidt noem je de verhoudingsformule. De verhoudingsformule is heel makkelijk te bepalen
4
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
als je de ionen weet, die het zout bevat.
Bijvoorbeeld:
- AluminiumChloride.
Stap 1: Uit welke ionen bestaat de stof: Al3+ en Cl− ionen.
Stap 2: Hoeveel van de negatieve/positieve ionsoort heb je nodig om het andere ion gelijkwaardig te
maken: 3 x Cl− en 1 x Al3+
Stap 3: Noteer dit zo: Al3+(Cl−)3 of Al(Cl)3
Bij de naamgeving van het zout zet je altijd het positieve ion voorop en daarachter komt het negatieve
ion.
3.3 Zoutoplossingen
Hydratatie:
Neem het molecuul H2O, dit molecuul bestaat uit 3 positief geladen kernen en 3 negatief geladen
elektronenwolken die elkaar overlappen, maar het zwaartepunt ligt niet precies in het midden.
Hierdoor ontstaan de positieve en negatieve kanten van het molecuul. Hierdoor is het water is in staat
om het ionrooster van ionen af te breken. Dit komt doordat de negatieve zijde van het watermolecuul
zich tegen het positieve deel uit het ionrooster keert en de positieve zijde van water zich naar de
negatieve zijde van het ionrooster keert. Hierdoor ontstaan nieuwe bindingen die (gedeeltelijk) het
verlies van de kracht van het ionrooster compenseren.
Het omringen van ionen door watermoleculen noem je hydratatie.
Ionen die omringt zijn door een wand van watermoleculen heten gehydrateerde ionen.
In de formule noteer je dit door achter het ion (aq) neer te zetten (aq van aqua).
Hier volgt een formule voor het oplossen van Kopersulfaat (Cu2+So32-):
Cu2+SO32−(s)  Cu2+(aq) + SO32− (aq)
Let op: Niet alle zouten zijn oplosbaar in water, soms is het ionrooster te sterk en zijn de
watermoleculen niet in staat om het ionrooster los te weken.
Oplosbaarheid van zouten:
In de Binas op tabel 45A vindt je een tabel waarin staat welke zouten goed, slecht of matig oplosbaar
zijn in water.

Zouten die als positieve ionsoort Natrium, kalium of ammonium bevatten zijn goed oplosbaar in
water.

Zouten die als negatieve ionsoort nitraat, of acetaat ionen bevatten zijn ook goed oplosbaar.
Triviale namen:
De triviale namen van stoffen moet je goed kennen (dit zijn de namen voor stoffen die wij in het
dagelijks leven gebruiken) deze triviale namen kun in je Binas tabel 66A.
Oplosbaarheid van Metaaloxiden:
De meeste metaaloxiden lossen slecht op in water, maar er zijn enkele die wel goed oplosbaar zijn in
water. Dit zijn Na2O en K2O, er zijn ook enkele metaaloxiden die matig oplosbaar zijn in water. Dit zijn
BaO en CaO. De oplossing gaat als volgt in zijn werk:
De O2− ionen reageren onmiddellijk met de H2O moleculen, hierdoor ontstaat het ion OH−.
Na2O(s) + H2O  2 OH− (aq) + 2 Na+(aq)
Natronloog* maak je door NaOH in water op te lossen, dit kun je echter ook doen door Na 2O in water
op te lossen. Bij een oplossing van Na2O is er sprake van een chemische reactie, dus moet je als
beginstof ook H2O(l) vermelden in de reactieformule.
*Natronloog is de oplossing van natriumhydroxide (NaOH) in water. De oplossing is zeer basisch. In
water valt natriumhydroxide uiteen in Na+- en OH−-ionen.
Natronloog is een bijtende stof die huid en ogen aantast. Het wordt veel gebruikt voor reiniging.
Natronloog wordt onder meer gebruikt voor de verzeping van vetten. Verder is het een veel gebruikt
middel om de pH in te stellen.
5
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Indampen van een Zoutoplossing:
Door een zoutoplossing te verwarmen, kan het water waardoor het ionrooster van het zout zijn oude
staat weer terug krijgt. Dit is het indampen van een zoutoplossing. Dit noteer je d.m.v een
indampvergelijking:
Na+(aq) + OH− (aq)  Na2O(s)
3.4: Neerslagreacties:
Als er bij een reactie een zout ontstaat dat slecht oplosbaar is in water komt dit zout als het ware naar
beneden vallen in de oplossing. Dit is zoutneerslag.
Als je 2 ionen bij elkaar in een oplossing brengt ontstaat er meteen een vaste stof dit iis de neerslag.
Deze kunnen samen namelijk niet in een oplossing voorkomen.
Dit soort reacties noem je neerslagreacties. Dit schrijf je op in een neerslagvergelijking:
Pb2+(aq) + 2 I− (aq)  PbI2 (s)
De grootste zoutoplossing ter wereld is de zee.
3.5: Toepassingen van neerslagreacties:
Er zijn 3 toepassingen van neerslagreacties:
1. Manier: Een ionsoort verwijderen uit een oplossing
Hoe: Stel een fabriek heeft chemisch afval dit is verontreinigt water en dit mogen ze dus niet in
een rivier gooien. Het water is schadelijk doordat er kwik(II)ionen in het water zitten.
Dit halen ze eruit door de kwik(II)ionen neer te slaan met bijvoorbeeld carbonaationen. Natuurlijk
is er geen voorraad carbonaationen dus dit zul je moeten maken. Je neemt bijvoorbeeld een
oplosbaar out waarin een goed oplosbaar en minder schadelijk ion en een ion in zit om de
kwik(II)ionen neer te slaan met natriumcarbonaat bijvoorbeeld. De oplossing voeg je vervolgens
toe aan het afvalwater en de kwik(II)ionen worden neergeslagen. Je filtert het water en je hebt
schoner afvalwater dat je in de rivier mag gooien.
Houd er wel rekening mee dat je niet een ander schadelijk ion gebruikt dat goed oplosbaar is in
water.
2. Manier: Een ionsoort aantonen in een oplossing.
Hoe: Je hebt 2 stoffen natriumsulfiet of natriumsulfaat, je wilt aantonen welke stof er in de
oplossing zit. Dit doe je door een zout toe te voegen dat met de ene stof neerslag vormt en als het
bij de andere stof wordt gebracht dat er niks gebeurd je voegt het zout toe en je kijkt wat er
gebeurd de rest spreekt voor zich..
3. Manier: Het maken van Zouten.
Hoe: Stel je wilt het zout koper(II)fosfaat maken. Dit doe je door 2 zoutoplossingen bij elkaar te
brengen waarbij in de ene oplossing kwik(II)ionen zitten en in de andere oplossing fosfaationen.
Je zorgt ervoor dat de andere stof in de oplossing goed reageert met de kwik(II) of fosfaationen
reageert en niet goed reageert met de andere stof in de andere oplossing. Je filtert de neerslag en
je hebt je hebt je zout.
3.6: Kristalwater:
Kristalwater:
Kristalwater is water dat zich chemisch bindt aan andere zouten. Zo wordt elk Cu 2+ ion door 5 H2O
moleculen omringt. Dit noteer je als volgt(CuSO4):
CuSO4 ∙ 5 H2O.
Hydratatie is een omkeerbaar proces. Dit kun je doen door een hydraat geleidelijk te verwarmen.
Hydraten zijn stoffen die watermoleculen in het ionrooster hebben zitten. Een vorm van hydratatie is
bijvoorbeeld het opnemen van water door een zoutkristal. Stoffen die op deze manier kunnen binden
worden ook wel als droogmiddel gebruikt.
De kleuren van hydraten kun je vinden in je Binas tabel 65B.
6
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
3.7 Hard water
Het ontstaan van hard water:
Hard water is water dat veel metalen in de (aq)-vorm bevat, naarmate er een grotere hoeveelheid van
deze metalen in de (aq)-vorm in water voorkomen is het water harder en naarmate er minder grotere
hoeveelheden metalen in de (aq)-vorm in water voorkomen wordt het water steeds minder hard.
Hard water geeft nadelen als het wordt verwarmd:
- Er kan kalksteen ontstaan in de fluitketel en het koffiezetapparaat.
- Er komt kalkaanslag op verwarmingselementen van de vaatwasser en afwasmachine.
- De gaatjes van de stoomstrijkijzerbout raken verstopt.
- Tegels etc. krijgen een witte kalkaanslag.
In al deze gevallen zorgt kalk (calciumcarbonaat) voor de problemen. Kalk ontstaat bij de verhitting
van hard water. De vergelijking ziet er zo uit:
Ca2+(aq) + 2 HCO3− (aq)  CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
Centrale waterontharding:
Sommige drinkwaterleidingbedrijven ontharden hun water eerst voordat het water naar de klant gaat.
Dit gebeurt vaak door natronloog toe te voegen aan het harde water de vergelijking ziet er als volgt uit:
Ca2+(aq) + HCO3−(aq) + OH−(aq)  CaCO3(s) + H2O(l)
De vloeistof wordt door een kolom gevuld met bolletjes van kunsthars gevulde. De ionen die in de
vloeistof zitten en je eruit wil hebben wissel je met de ionen die op de kolom zitten. Er wordt gewisseld
met gelijkwaardige elektrovalenties, zo zullen de Ca2+ ionen die op de kolom zitten door 2 H+ worden
gewisseld.
De ionenwisselaar wordt na gebruik geregenereerd door de harsbolletjes te spoelen met een
regeneratievloeistof, bijvoorbeeld natronloog. Door na te spoelen met behandeld water worden de
laatste restjes afval verwijderd en dan is de ionenwisselaar weer bruikbaar.
7
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Extra uitleg (het spul wat Driessen had gestuurd)
Soorten stoffen, zouten en zoutformules
In hoofdstuk 1 van Pulsar-Chemie heb je gezien (demoproef of leerlingproef), dat er drie soorten
stoffen zijn:
Aggregatietoestand
Categorie I (moleculair)
Categorie II (zout)
Categorie III (metaal)
Vast
Geleidt geen stroom
Geleidt geen stroom
Geleidt stroom
Vloeibaar
Geleidt geen stroom
Geleidt stroom
Geleidt stroom
Bij elektrische stroom – zo leert de natuurkunde ons – bewegen er geladen deeltjes. Er zijn dus
twee voorwaarden voor elektrische geleiding:
 er zijn geladen deeltjes in een stof aanwezig
 deze geladen deeltjes kunnen vrij bewegen
Als je een stof smelt, gaan de moleculen dicht langs elkaar bewegen (zie Pulsar-Chemie, 3e klas,
§ 6.1). Maar een molecuul is niet geladen, dus stoffen van categorie III en van categorie II (die in
vloeibare toestand wél stroom geleiden) bestaan dus niet uit moleculen (!!!).
Niet elke stof bestaat dus uit moleculen, zoals we in klas 3
(voor de eenvoud) wél beweerden.
Alleen de stoffen uit categorie I bestaan uit moleculen. Dit noemen we dan ook de moleculaire
stoffen. Voorbeelden daarvan zijn water (H2O), koolstofdioxide (CO2) en glucose (C6H12O6).
Wat zijn nu wél de kleinste deeltjes van de stoffen uit categorie II en categorie III? Daarvoor
moeten we “iets nieuws verzinnen”. Dit hoofdstuk gaat over de stoffen uit categorie II: de zouten. Over
categorie III (de metalen) komen we laten te spreken.
8
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Stoffen uit categorie II en hun kleinste deeltjes
Er zijn zoals gezegd twee voorwaarden voor elektrische geleiding:
 er zijn geladen deeltjes in een stof aanwezig
 deze kunnen vrij bewegen
In een vaste stof kunnen de kleinste deeltjes van een stof niet vrij bewegen, maar in een vloeistof
wel (zie boek 3e klas, § 6.1). De stoffen die binnen categorie II vallen, bestaan dus uit geladen
deeltjes, die bij smelten langs elkaar kunnen bewegen. Zo’n geladen deeltje noemden we een ion
(zie ook hoofdstuk 2 van de oefenbundel).
Zoals je weet, trekt positieve lading negatieve lading aan en andersom. Het is dan ook logisch te
veronderstellen, dat een positief ion of een negatief ion niet in zijn eentje (geïsoleerd) voorkomt.
En inderdaad: je kunt pas een stof uit ionen opbouwen, als je positieve ionen en negatieve ionen
combineert. Een stof die bestaat uit positieve en negatieve ionen noemen we een zout.
Omdat er veel soorten ionen bestaan, bestaan er ook veel combinaties en zijn er dus vele zouten.
“Zout” uit de keuken is maar één van de vele stoffen, die onder de categorie “zouten” vallen.
Een zout is altijd elektrisch neutraal. De lading van de positieve ionen wordt opgeheven door de
lading van de negatieve ionen. Daarmee moet je rekening houden, als je de formule van een zout
wil opstellen.
Voorbeeld 1:
Het zout koperoxide bestaat uit koperionen en oxide-ionen, ofwel uit Cu2+ en O2–. Voor elk
koperion heb je één oxide-ion nodig (éénmaal +2 en éénmaal –2 heffen elkaar precies op).
De formule van het zout koperoxide is dan ook Cu2+O2– of ook wel CuO.
Voorbeeld 2:
Het zout bariumchloride bestaat uit bariumionen en chloride-ionen, ofwel uit Ba2+ en Cl–. Voor
elk bariumion heb je twee chloride-ionen nodig (éénmaal +2 en tweemaal –1 heffen elkaar
precies op).
De formule van het zout bariumchloride is dan ook Ba2+(Cl–)2 of ook wel BaCl2 .
Als je de ionladingen niet kent, is het dus onmogelijk om zoutformules op te stellen. Zorg er dus
voor, dat je de ionen, ionformules en ionladingen goed kent!
9
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
3.2 Enkele belangrijke opmerkingen over zouten en zoutformules
Wil je de meest gemaakte fouten en misverstanden wat betreft zouten vermijden, lees dan de
onderstaande opmerkingen aandachtig door.
1. een zout bestaat niet uit moleculen. Je mag de formule van een zout dan ook nooit een
molecuulformule noemen. In het grijze kader hieronder wordt het verschil uitgelegd.
Het verschil tussen een zout en een moleculaire stof
Vaak denken mensen, dat zouten ook uit moleculen bestaan, bijvoorbeeld uit
natriumchloridemoleculen. Dat is onjuist, hoewel het een begrijpelijk
misverstand is. Een verschil is, dat moleculen afzonderlijk te herkennen zijn.
Een watermolecuul bestaat uit één O-atoom en twee H-atomen. Een
naastgelegen watermolecuul (met twee H’s en één O) vormt een afzonderlijk
herkenbaar “voorwerp”. Dat zie je goed bij het smelten van een stof: een
watermolecuul blijft – ook in gesmolten water – bestaan uit drie atomen. Dat
betekent, dat de binding tussen moleculen kennelijk zwakker is dan de binding
in moleculen. Kennelijk kunnen watermoleculen elkaar bij 0 ºC al niet meer
stevig vasthouden, maar de atomen binnenin één molecuul zitten dan nog wél
stevig aan elkaar vast.
Bij een zout zit dat anders. Neem bijvoorbeeld het zout natriumchloride. Het is
niet mogelijk om één “molecuul” natriumchloride aan te wijzen. Het natriumion
links van een chloride-ion hoort even weinig bij dat chloride-ion als het
natriumion bóven hetzelfde chloride-ion. Ze zitten ook allemaal even sterk aan
elkaar vast. Bij het smelten van een zout gaan alle ionen los langs elkaar
bewegen: het is dus niet zo, dat één natriumion in een gesmolten zout aan één
bepaald chloride-ion vast blijft zitten. Voor VWO4: bekijk ook i-puls 24.
2. De formule van een zout geeft aan, in welke verhouding de positieve en negatieve ionen
aanwezig zijn. We noemen een zoutformule dan ook wel een verhoudingsformule.
3. In een verhoudingsformule wordt gekozen voor de kleinste gehele getallen. De formule van
bariumchloride is dus niet Ba2Cl4 of Ba3240Cl6880 maar gewoon BaCl2 .
4. In een verhoudingsformule staat het positieve ion altijd voorop.
5. De naam van een zout wordt bepaald door de ionen, die erin zitten. Omdat elke scheikundige (en
elke scheikundeleerling) de bekendste ionen kent, hoef je de aantallen van de ionen er in de
naam niet bij te zetten. Dat blijkt namelijk wel uit de ionladingen. Denk wél aan de juiste index in
de verhoudingsformules. Dus:
– de naam van BaCl2 is bariumchloride en niet bariumdichloride. Je weet zelf wel uit de naam
bariumchloride, dat je Ba2+ en Cl– moet combineren en dan kom je vanzelf op BaCl2 uit;
– de naam van Al2O3 is aluminiumoxide en niet di-aluminiumtrioxide enzovoort.
Bij moleculaire stoffen moet je wél mono, di, tri, etc gebruiken. Je moet dus kunnen herkennen
aan een formule of een stof een moleculaire stof is of een zout. Dat lijkt lastiger dan het is:
meestal gaat dat op termijn vanzelf goed, omdat je na het leren van de ionen vanzelf herkent, of
een stof uit ionen bestaat of niet. Bovendien: de meeste zouten bestaan uit een metaal en een
niet-metaal. Denk er alleen even aan, dat ook het ammoniumion (NH4+) een ion is, hoewel het niet
uit metaalatomen bestaat. Ook de stof NH4Cl (ammoniumchloride) is dus een zout.
6. In een verhoudingsformule mag je de ionladingen weglaten. Je mag ze ook blijven opschrijven.
Zowel Ba2+(Cl–)2 als ook BaCl2 rekenen we goed. Wanneer ionen los voorkomen (we zullen zien
dat dit in bepaalde omstandigheden kan), moet je wél altijd de ionlading erbij zetten.
Bij punt 7 komen we hier nog even op terug.
7. Wanneer er samengestelde ionen in het spel zijn, kan er verwarring optreden. Neem bijvoorbeeld
het zout kopernitraat. Daarvoor moet je per Cu2+ tweemaal een NO3– gebruiken. Als je dit opschrijft
als CuNO32, dan ontstaat er verwarring (er lijkt nu 32 keer een O-atoom te staan). Je bedoelt
natuurlijk, dat het NO3–-ion (het gehele pakketje NO3–) twee keer voorkomt. Om onduidelijkheid te
vermijden, moet je haken om het NO3–-ion zetten:
Cu(NO3)2
Wil je graag in een zoutformule de ladingen blijven noteren, let dan goed op wat er binnen en
buiten de haken komt:
Cu2+(NO3–)2
en dus niet
Cu2+(NO3)2–
(let op de plaats van het minteken van het nitraation !!!)
10
Scheikunde
–
–
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Voordeel van ladingen in verhoudingsformules noteren: je went jezelf aan om ladingen bij
ionen te zetten en doet het ook nooit fout bij losse ionen (waar de ladingen verplicht
bijmoeten).
Nadeel van ladingen in verhoudingsformules noteren: je kúnt fouten maken in het zetten van
haakjes (die moeten om de ladingen heen, maar dat wordt dus nog weleens fout gedaan).
Enkele voorbeelden van zoutformules met samengestelde ionen:
NH4Cl
geen haakjes om NH4 nodig, want er ontstaat geen verwarring met slechts één
NH4+-ion. Plaats hier dan ook geen haakjes, want dat is overbodig en dus fout.
BaCl2
geen haakjes om Cl nodig, want er ontstaat geen verwarring door rare getallen, ook al
heb je twee Cl–-ionen. Plaats hier dan ook geen haakjes, want dat is overbodig en dus
fout.
(NH4)2SO4
wél haakjes om NH4 nodig, want het NH4+-ion komt twee keer voor. NH42SO4 is
natuurlijk niet juist. Geen haakjes om SO4 nodig, want het SO42–-ion komt maar één
keer voor. Hier dus ook geen haakjes zetten.
Ca(CH3COO)2 vergelijk met het foute CaCH3COO2. Je hebt echt één Ca2+ en twee keer het gehele
ethanoaation nodig. Dus twee keer CH3COO– in zijn geheel:
(CH3COO)2 .
Hoewel schoolboeken vaak de ionladingen in verhoudingsformules noteert, is dit in de chemische
beroepspraktijk (wetenschap, industrie, etc) niet gebruikelijk. Daar laat men in zoutformules de
ionladingen doorgaans weg. Bij losse ionen – het zij nogmaals herhaald – staan wél altijd de
ionladingen.
11
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
3.3 Zouten in water: oplossen en indampen
Alle voorgaande “ellende” en regeltjes hebben misschien voor je gevoel weinig nut gehad. Toch
is het handig om goed te hebben getraind in § 3.1 en § 3.2 van deze oefenbundel. Je gaat er
plezier van hebben, wanneer we iets met zouten gaan uithalen: we gaan ze in water doen.
Sommige zouten lossen goed in water op. Je ziet dat, doordat je (misschien na een beetje roeren)
een heldere vloeistof krijgt wanneer je een zout in water brengt.
Andere zouten lossen maar matig op in water. En er zijn ook zouten, waarvan maar een heel
klein beetje oplost in water. Je ziet dan al snel dat er een troebel mengsel (een suspensie) ontstaat.
Ook met behulp van geleidbaarheidsmetingen kun je zien, of een zout goed oplost in water. Bij
goed oplosbare zouten stijgt de elektrische geleidbaarheid van de oplossing, terwijl dat bij slecht
oplosbare zouten niet het geval is.
Bij het oplossen van zouten vallen de zouten uiteen in losse ionen.
Je kunt in Binastabel 45A opzoeken, welke zouten goed, matig of slecht oplossen. Let op: “slecht
oplossen” is niet hetzelfde als “niet oplossen”! Er lost bij “slecht oplossen” alleen heel weinig
zout op en er zijn dan dus heel weinig losse ionen in het water aanwezig. Maar die losse ionen zijn
er wel.
In een eerder stadium hebben we gezegd, dat ionen niet los kunnen voorkomen. Dat geldt niet in
water: als een zout oplost in water, dan komen de ionen wél los voor. Tussen de losse ionen
zitten dan watermoleculen. De ionen móeten ook wel los voorkomen, anders zou een
zoutoplossing geen elektrische stroom kunnen geleiden (zie § 3.1/p. 20 van deze oefenbundel).
Het oplossen van een zout kun je weergeven in een vergelijking. Enkele voorbeelden staan
hieronder:
1) NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl– (aq)
2) Na2S (s) → 2 Na+ (aq) + S2– (aq)
3) CuSO4 (s) → Cu2+ (aq) + SO42– (aq)
4) CaBr2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Br– (aq)
Let op de volgende zaken:

bij losse ionen (dus ionen in oplossing, dus met (aq)) moet je de ionlading erbij zetten!

elk ion in het vaste zout komt apart in oplossing terecht.

het water reageert niet mee. Er verdwijnt immers niets van de stof water, als je er iets in oplost.
De formule H2O hoort dan ook niet thuis in een oplosvergelijking. Het is in een oplosvergelijking
wel toegestaan om “H2O” of “water” bóven de pijl te zetten, maar dit is zeker niet verplicht.
Het nut van het kennen van de ionformules
Om te weten welke ionformule na de pijl horen (losse ionen), moet je goed de ionformules
kennen. Vandaar de nadruk op het leren van die formules.
Het nut van het opstellen van verhoudingsformules in § 3.2
Om te weten welke formule voor de pijl hoort, moet je goed een verhoudingsformule kunnen
opstellen. Vandaar de nadruk op het opstellen van juiste verhoudingsformules. Bovendien heb je
bij het opstellen van die formules weer kennis van de ionformules nodig (de ionladingen bepalen
de ionverhoudingen!). Die ionformules moet je echt dromend kunnen beheersen: daar heb je al
snel een hoop profijt van.
Bij het indampen van een zoutoplossing gebeurt het omgekeerde van oplossen: het water wordt
tussen de ionen uitgewerkt (verdamping) en de ionen vormen een vaste stof (het zout). Ook
hiervan kun je een reactievergelijking opstellen, waarin opnieuw niet de formule H2O voor of na
de pijl mag voorkomen. Het water verdampt (faseovergang!) maar wordt niet in een andere stof
omgezet.
Hint bij indampen:
- zet eerst de losse ionen vóór de pijl en de juiste verhoudingsformule (let weer op de ionladingen!)
achter de pijl;
- ga daarna zo nodig voor de pijl het aantal losse ionen kloppend maken.
12
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
Nog wat uitleg voor als je het toch nog lastig vindt:
- Een ion heeft altijd lading en is altijd opgelost (aq)
Een vast zout heeft is neutraal van lading (dus het aantal + en – heft elkaar op) en is altijd
vast (s)
- Denk aan het verschil tussen index en coëfficiënt:
bij 2 H2O betekent de 2 dat ik twee watermoleculen heb, en de 2 dat ik in dat watermolecuul
twee waterstofatomen heb. Je mag de 2 wel aanpassen, maar de 2 natuurlijk niet: dan zou je
ineens een andere stof maken!
Oplossen: de stof is eerst vast, daarna gaan de ionen uit elkaar (denk aan de lading!) en
worden ze omringd door watermoleculen: de ionen zijn dan opgelost (aq).
H2O mag niet in de reactievergelijking: dit reageert niet mee, maar gaat alleen om de ionen
van de zouten zitten
vb: NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
- Indampen: de ionen zitten los van elkaar in het water (aq) maar doordat ik het water laat
verdampen (de ionen verdampen niet mee), blijven er alleen losse ionen over. Deze zien
elkaar en vormen een vast zout.
vb: Na+(aq) + Cl-(aq)  NaCl(s)
- Neerslaan: dit gebeurt alleen met bepaalde combinaties van ionen (hoeven jullie nog niet te
weten). Als deze ionen elkaar zien dan duwen ze al het water aan de kant en gaan ze aan
elkaar vast zitten en worden ze weer een vast zout. Zoals het loodjodide (meestal wordt het
een wit zout, maar dat twee kleurloze oplossing zo’n gele sliert maken ziet er gewoon mooi
uit!)
vb: Pb2+(aq) + 2 I-(aq)  PbI2(s)
Voorbeelden:
Geef de reactievergelijking voor het oplossen van…
1. natriumchloride
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
2. calciumnitraat
Ca(NO3)2(s)  Ca2+(aq) + 2NO3-(aq)
3. aluminiumhydroxide
Al(OH)3(s)  Al3+(aq) + 3 OH-(aq)
4. ijzer(III)sulfaat
Fe2(SO4)3(s)  2 Fe3+(aq) + 3 SO42-(aq)
Geef de reactievergelijking voor het indampen van een oplossing van…
5. ammoniumbromide
NH4+(aq) + Br-(aq)  NH4Br (s)
6. kaliumsulfiet
2 K+(aq) + SO32-(aq)  K2SO3 (s)
Geef de reactievergelijking voor het neerslaan van…
7. zilverchloride
Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s)
8. calciumcarbonaat
Ca2+(aq) + CO32-(aq)  CaCO3(s)
9. aluminiumfosfaat
Al3+(aq) + PO43-(aq)  AlPO4(s)
oplossen van…
10. natriumcarbonaat
Na2CO3 (s)  2Na+(aq) + CO32-(aq)
11. koper(II)sulfide
CuS(s)  Cu2+(aq) + S2-(aq)
12. bariumfluoride
BaF2(s)  Ba2+(aq) + 2 F-(aq)
13
Scheikunde
Samenvatting periode 2
Dhr. Driessen
13. magnesiumethanoaat (!)
Mg(CH3COO)2(s)  Mg2+(aq) + CH3COO-(aq)
14. zilverfluoride
AgF(s)  Ag+(aq) + F-(aq)
Neerslaan/indampen van…
15. IJzer(III)oxide
2 Fe3+(aq) + 3 O2-(aq)  Fe2O3(s)
16. Ammoniumnitraat
NH4+(aq) + NO3-(aq)  NHNO3(s)
17. Zinkfosfaat
3 Zn2+(aq) + 2 PO43-(aq)  Zn3(PO4)2(s)
18. Loodjodide
Pb2+(aq) + 2I-(aq)  PbI2(s)
19. zilvercarbonaat
2 Ag+(aq) + CO32-(aq)  Ag2CO3(s)
Geef de reactievergelijking voor…
20. het oplossen van kaliumpermanganaat (de formule van het permanganaat ion is MnO4-)
KMnO4 (s)  K+(aq) + MnO4-(aq)
21. het indampen van een oplossing van natriummonowaterstoffosfaat (de formule van het
monowaterstoffosfaation is HPO42-)
2 Na+(aq) + HPO42-(aq)  Na2HPO4(s)
22. Het neerslaan van ijzer(III)dichromaat (de formule van het dichromaation is Cr 2O72-)
Fe3+(aq) + Cr2O72-(aq)  Fe2(Cr2O7)3(s)
23. Het oplossen van terbium(III)nitraat (het element Terbium heeft als afkorting Tb)
Tb3+(aq) + NO3-(aq)  Tb(NO3)3(s)
14