Bij zouten: Opnemen

Scheikunde Samenvatting H4 t/m H6
Hoofdstuk 4
4.2
Stoffen worden ingedeeld op grond van hun eigenschappen.
Er zijn niet-ontleedbare stoffen en ontleedbare stoffen.
De niet-ontleedbare stoffen zijn verdeeld in metalen en niet-metalen.
4.3
Zuivere metalen zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen (behalve kwik)/
Ze zijn glanzend, meestal vrij zacht, makkelijk te vervormen en geleiden warmte
en stroom.
Metalen kun je rangschikken naar edelheid op grond van hun chemische
reactiviteit.
De meeste metalen worden op den duur door vochtige lucht aangetast.
Hierbij ontstaan metaaloxiden en metaalhydroxiden.
Deze aantasting van metalen heet corrosie, bij ijzer noem je dit roesten.
Met een beschermlaag wordt een metaal tegen corrosie beschermd.
Wanneer metalen met zuurstof reageren, ontstaat er een “oxidehuidje” op het
metaal.
Dit oxidehuidje kan het metaal versterken (bij bijv. Al) of verzwakken (bij bijv.
Fe)
IJzer wordt gewonnen uit ijzererts, aluminium wordt gewonnen uit bauxiet.
Omdat zuivere metalen vrij zacht zijn, smelt men ze samen met andere metalen.
Het ontstane mengsel noem je een legering of alliage.
Bekende legeringen zijn staal, brons en soldeer(tin).
De gemeenschappelijke eigenschappen/kenmerken van de metalen.
- Een glanzend oppervlak
- Goed stroom- en warmtegeleiding
- Buigzaam/vervormbaar
- Hoog smeltpunt
- In gesmolten toestand goed mengbaar
 legering (= mengsel van metalen)
Het reactieschema
Wanneer een zuivere stof reageert met een andere zuivere stof en er ontstaat
een andere zuivere stof uit deze reactie dan noemt men zo’n reactie een
chemische reactie.
Omdat het beschrijven van zo’n reactie veel schrijfwerk omvat, heeft men een
schematische manier om een chemische reactie te beschrijven.
Het schematisch beschrijven welke stoffen je voor de reactie hebt en welke
stoffen er ontstaan uit die beginstoffen noemt met een reactieschema.
Beginstof (…) + beginstof (…)  reactieproduct (…) + … (…)  fases
Op basis van gemeenschappelijke chemische eigenschappen kan je de groep
metalen verdelen in 4 subgroepen.
Deze
-
chemische eigenschappen van de verschillende metaalgroepen zijn:
Het metaal reageert “nergens” mee
Het metaal reageert alleen met zuurstof
Het metaal reageert met zowel zuurstof als een zuur-oplossing
Het metaal reageert met zuurstof, een zuur-oplossing en water.
De edele metalen
Deze metalen reageren “nergens” mee.
Deze metalen zijn: Au (goud), Ag (zilver), Pt (platina)
De half edele metalen
Deze reageren alleen met zuurstof.
Deze metalen zijn: Hg (kwik) en Cu (koper)
Het reactieschema:
Koper (s) + zuurstof (g)  koperoxide (s)
Kwik (l) + zuurstof (g)  kwikoxide (s)
Algemeen reactieschema:
Metaal (s) + zuurstof (g)  metaaloxide (s)
De onedele metalen
Deze reageren niet met zuurstof en met een zuur-oplossing.
Zink (s) + zoutzuur (aq)  zinkchloride (aq) + waterstof (g)
Metaal (s) + zuur (aq)  zout (aq) + waterstof (g)
De zeer onedele metalen
Deze metalen reageren met zuurstof, een zuur-oplossing en met water.
Deze groep metalen bestaat uit: Na, K, Ca, Mg, Ba
Natrium (s) + water (l)  natriumhydroxide (aq) + waterstof (g)
4.4
Lucht bevat 78 volumeprocent stikstof, 21 volumeprocent zuurstof en 1
volumeprocent edelgassen als helium, neon en argon.
Net als zuurstof bestaat ook ozon uitsluitend uit zuurstofatomen.
Waterstof is een licht en brandbaar gas.
Grafiet en diamant zijn twee vormen van koolstof.
Zwavel is een gele vaste stof. Bij verbranding ontstaat zwaveldioxide.
Er bestaan rode en witte fosfor.
Fluor, chloor, broom, en jood worden halogenen genoemd.
Edelgassen: reageren nergens mee.
He, Ne, Ar (Kr (krypton) Xe (xenon) Rn (radon))
Halogeen: reageren overal mee, en snel ook
F, Cl, Br, I (At (astaat))
4.5
Ontleedbare stoffen worden verdeeld in zouten en moleculaire stoffen.
Eenvoudige zouten bestaan uit een metaal en een niet-metaal.
Zouten zijn vaste stoffen met een hoog smeltpunt.
Zouten geleiden de elektriciteit in gesmolten toestand en in oplossing.
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit niet-metalen.
Moleculaire stoffen geleiden de elektriciteit niet in gesmolten toestand en (met
enkele uitzonderingen) ook niet in oplossing.
Moleculaire stoffen:
- Zijn ontleedbaar
- Bestaan alleen uit meerdere niet-metalen (min. 2 verschillende)
- Geleiden geen stroom
Zouten:
- Zijn ontleedbaar
- Bestaan uit een metaal + niet-metaal
- Geleiden de stroom in gesmolten en opgeloste fase
- Alle zouten zijn bij kamertemperatuur vast (hoog smeltpunt)
Hoofdstuk 5
5.2
Er zijn ongeveer 100 atoomsoorten. Dit zijn allemaal elementen. Elke atoomsoort
heeft een eigen symbool. Een atoom wordt vaak getekend als een amssief
gekleurd bolletje.
Metalen
Elk stukje metaal bestaat uit heel veel metaalatomen. De formule van een
metaal is hetzelfde als zijn symbool, bijvoorbeeld Au(s). Hieronder staat een
metaalrooster. Een metaal is meestal vast, daarom zitten de bolletjes dicht
tegen elkaar aan, en zijn ze gerangschikt.
Niet-metalen
Een niet-metaal kan 3 fases hebben, en
daardoor ook 3 verschillende
atoomroosters. De vaste ziet er
hetzelfde uit als die van metaal. De
vloeibare en gasfase zijn bijna hetzelfde,
maar bij de gasfase zitten de atomen nog
net iets verder uit elkaar.
Di-atomige stoffen
Bij di-atomige stoffen ziet dit er weer anders uit. Hiervan zijn alle moleculen
opgebouwd uit twee atomen. Dit geld bij de stoffen H2, Br2, O2, N2, Cl2, I2 en
F2. Al deze stoffen zijn in de gasvormige fase.
Er is ook een speciale niet-ontleedbare stof. Dit is C (koolstof). Van deze stof kun
je namelijk koolstof, grafiet en diamant maken. Elk van deze stoffen heeft een
ander atoomrooster.
1 atoom van een stof heeft niet de eigenschappen van die stof!
In 1 gram water zitten ongeveer 1,0x1023 moleculen. Dit is héél veel. Pas
wanneer er zo veel moleculen bij elkaar zitten krijgt een stof zijn eigenschappen.
5.3
Een aantal moleculaire stoffen (=meerdere niet-metalen) moet je kunnen
tekenen:
Model
Water: H2O
Structuurformule
Aardgas: CH4
Het aantal atoombindingen die een bepaalde atoomsoort aan kan gaan verschilt.
Voorbeeld: -Water kan 1 binding aan
-Zuurstof kan 2 bindingen aan
-Stikstof kan 3 bindingen aan
-Koolstof kan 4 bindingen aan
Waarom moet een bepaald atoom een bepaalde hoeveelheid bindingen
hebben?
Een atoom is opgebouwd uit:
-
Neutronen (kern)
Protonen (kern)
Elektronen (om de kern heen)
Deze elektronen zitten in ‘schillen’ om de kern heen.
Een atoom wil altijd 8 elektronen in zijn buitenste
schil hebben. Bijvoorbeeld: Zuurstof heeft 6
elektronen in zijn buitenste schil zitten. Hij wil er dus nog 2 bij om ‘blij’ te zijn.
Daarom kan een zuurstof atoom 2 bindingen aangaan.
Naamgeving moleculaire stoffen en zouten (5.3 & 5.4)
Bij de naamgeving van moleculaire stoffen gebruik je de volgende telwoorden.
Deze woorden geven aan hoevaak een bepaalde atoomsoort in het molecuul zit.
1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
Mono
Di
Tri
Tetra
Penta
Hexa
Hepta
Octa
Bij zouten gebruiken we NOOIT telwoorden.
Wanneer de volgende atomen als tweede in de formule staan, krijgen ze de
volgende namen:
S
Cl
F
O
C
N
Br
P
H
Sulfide
Chloride
Fluoride
Oxide
Carbide
Nitride
Bromide
Fosfide
Hydride
Sommige stoffen hebben triviale namen. Aan deze namen kunnen we niet zijn
welke atoomsoorten er in de molecuul zitten:
Triviale naam:
Water
Ammoniak
Aardgas
Formule:
H2O
NH3
CH4
Koolwaterstoffen en hun naamgeving:
CH4
Methaan
C2H6
Ethaan
C3H8
Propaan
C4H10
Butaan
C5H12
Pentaan
C6H14
Hexaan
C7H16
Heptaan
C8H18
Octaan
Algemene formule: Cn H2n+2
Alkenen
C2H4
Etheen
C3H6
Propeen
C4H8
Buteen
C5H10
Penteen
C6H12
Hexeen
C7H14
Hepteen
C8H16
Octeen
Algemene formule: Cn H2n
Molecuulformules bedenken
(opgebouwd uit niet-metalen)
Systematische naam:
Diwaterstofmono-oxide
Stikstoftrihydride
Methaan
Moleculaire stoffen = De atomen in deze stoffen
delen elektronen.
H  Wil er 2 in zijn buitenste schil.
Formules van zouten
Niet metalen:
Bij moleculaire stoffen: Delen
Bij zouten: Opnemen
Metalen:
Bij metalen: afstaan
Groep 1 kan 1 elektron afstaan
Groep 2 kan 2 elektronen afstaan
Groep 3 kan 3 elektronen afstaan
Overig: Chaos!
Metaalatomen kunnen elektronen afstaan. Wanneer ze dat doen, krijgen deze
metaaldeeltjes een lading. Een deeltje met een lading noemen we een ion.
Niet-metaal atomen kunnen elektronen opnemen. Hierdoor krijgen ze een lading.
Zowel metaal als niet-metaalatomen willen het liefst 8 elektronen in de buitenste
schil.
Protonen: + lading: massa van 1u
Neutronen: geen lading: massa van 1u
Elektronen: - lading: massa van 0u
1u = 1,0 x 10-27 kg
5.6
Het getal op het periodiek systeem is het atoomnummer. Het atoomnummer
stelt het aantal protonen in de kern voor. Het aantal neutronen is uit te rekenen
door: massa (massagetal) – atoomnummers. De elektronen zijn in een atoom
gelijk aan de protonen, maar in een ion NIET gelijk aan de protonen.
Een zout heeft geen lading, er moeten evenveel – als + deeltjes zijn.
Isotopen: Stoffen met hetzelfde atoomnummer, maar een ander massagetal.
Stoffen met overeenkomstige eigenschappen staan onder elkaar in het periodiek
systeem, zoals de alkalimetalen, de edelgassen en de halogenen.
Hoofdstuk 6
6.1
Chemische reactie = een proces waarbij beginstoffen omgezet worden tot
totaal andere reactieproducten.
vb. chemische reacties:
 het roesten van een fiets
 het blonderen van haar
 het verbranden van aardgas
 het bakken van een stukje vlees
 het verbranden van hout
 het verbranden van benzine tijdens het autorijden
6.2
De snelheid van een chemische reactie is te beïnvloeden door:
 temperatuur: bij een hogere temperatuur gaan de deeltjes van een
stof sneller bewegen en botsen ze vaker tegen elkaar.
 concentratie: bij een hogere concentratie zijn er meer deeltjes
aanwezig, dus meer kans op botsingen.
 verdelingsgraad: door een fijnere verdelingsgraad is er meer
oppervlakte waar de stoffen kunnen botsen.
 katalysator: is een stof die tijdens de reactie gebruikt wordt, maar
zelf niet verbruikt.
Een fijn verdeelde vaste brandstof kan een stofexplosie geven. Een
mengesel van een gasvormige brandstof en lucht is in bepaalde
verhoudingen explosief.
6.3
Exotherm = wanneer er bij een reactie energie (of warmte) vrijkomt. 
verbranding
(exo = uit)
Voor een verbranding heb je nodig: zuurstof, brandstof,
ontbrandingstemperatuur van die brandstof.
Endotherm = wanneer een reactie energie (of warmte) kost.  ontleding
(endo = in)
 thermolyse: ontleding d.m.v. warmte
 elektrolyse: ontleding d.m.v. elektriciteit
 fotolyse: ontleding d.m.v. licht
Als je de energie(/warmte)toevoer stopt, stopt ook de reactie.
6.4
Reactieschema = omschrijven van een reactie d.m.v. pijlen en namen.
vb. waterstof (g) + zuurstof (g)  water (l)
Reactievergelijking = reactie in symbolen en formules.
(let op: voor de pijl en na de pijl moeten precies evenveel elementen
aanwezig
zijn  kloppend maken d.m.v. de coëfficiënten te veranderen)
vb. 2 H2 + O2  2 H2O
 mogen geen breuken instaan
 als een element vaker voorkomt, dan maak je die als laatste kloppend
Reactievergelijkingen opstellen en kloppend maken:
stap 1: bedenk of de reactie, een ontleding, vorming (synthese) of verbranding
is.
stap 2: noteer de juiste formules van de stoffen voor en na de pijl.
stap 3: maak de reactievergelijking kloppend.
C + O2  CO2
H2 + O2  H2O
P + O2  P2O5
S + O2  SO2
N2 + O2  NO2 of NO
alleen bij volledige verbrandingen ! (altijd + O2)
Bij een onvolledige verbranding van een stof waar koolstof in zit, krijg je naast
de normale reactieproducten ook nog CO en C.
6.5
De wet van Lavoisir = de totale massa van de stoffen voor de reactie is gelijk
aan de totale massa van de stoffen na de reactie. Bij de controle van de
massawet moet je de massa van alle reagerende stoffen meten.
Bij een bepaalde reactie reageren stoffen met elkaar in een vaste
massaverhouding. Als de beginstoffen in die massaverhouding aanwezig zijn,
ontstaan er uitsluitend reactieproducten en houd je niets van die beginstoffen
over. Met de massaverhouding kun je uitrekenen hoeveel gram van elke stof
nodig is als je de massa van één van de stoffen weet.
Als bij een chemische reactie de beginstoffen niet in de juiste massaverhouding
aanwezig zijn, is er sprake van een overmaat. De overmaat is de hoeveelheid
beginstof die na de reactie overblijft. Overmaatsommen los je op door met het
massagetal van de ondermaat te rekenen !
Zelf de massaverhouding bepalen:
stap 1: stel de reactievergelijking op.
stap 2: bereken wat de massa van het atoom/ het molecuul is en vermenigvuldig
dit met het coëfficiënt. (dit is de massaverhouding)
stap 3: ga verder met de berekening zoals je dat geleerd hebt.
Indicatoren/ reagens = een stof die een andere stof kan aantonen.
 helder kalkwater  CO2  wordt troebel
 broom/ joodwater  SO2 van geel naar kleurloos




zetmeel  I2  van wit naar paars/ zwart
brandende lucifer  H2  blaffend geluid
gloeiende houtspaander  O2  licht fel op
wit kopersulfaat  H2O  wordt blauw