Samenvatting Chemie Overal H3 3.1 Stoffen zijn in te delen in 3 groepen elk met hun eigen kristalrooster (patroon van opgestelde moleculen in de vaste fase die bepaalt of stoffen wel of niet geleiden): 3.2 Metalen, geleiden zowel in vaste als in de vloeibare fase. Het kristalrooster van metalen heet metaalrooster. Doordat valentie elektronen los kunnen raken van het atoom ontstaan er positieve metaal ionen omringd door negatieve vrije elektronen. Deze trekken elkaar aan en vormen een sterke metaalbinding. In de vloeibare fase verliezen ook de metaalionen hun vaste plek en zijn dus zowel de ionen als de elektronen in staat elektriciteit te geleiden. Zouten, geleiden alleen in de vloeibare fase. Zouten bestaan uit positieve metaal ionen en negatieve niet-metaal ionen. Deze trekken elkaar aan en vormen een ion binding. Het kristalrooster van een zout heet dan ook een ionrooster. Geen geleiding in vaste fase, de ionen zitten dan op een vaste plek. Wel geleiding in vloeibare fase, de ionen kunnen zich vrij bewegen. Moleculaire stoffen, geleiden niet. Bestaan uit ongeladen moleculen ( de moleculen bestaan uit niet-metaal atomen). De moleculen in een moleculair stof zitten in een molecuulrooster. De bindingen binnen een moleculaire stof heten vanderwaals bindingen, deze ontstaat doordat de moleculen elkaar aantrekken met een vanderwaalskracht. In de naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit 2 verschillende atoomsoorten bestaan gebruik je een voorvoegsel om de index uit de molecuulformule weer te geven. Daarachter komt de naam van de atoomsoort. De naam van de stof eindigt steeds op ide. Vb. P2O5 difosforpentaoxide Atoombinding= een binding tussen de atomen in moleculen. De atoombinding wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronen paar. De covalentie van een atoom geeft het aantal atoombindingen aan dat een atoom kan vormen. De atoombinding is een sterke binding. - Om de covalentie te bepalen, moet je kijken naar het aantal atomen dat er te weinig is ten opzichte van de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie. Bijv C, deze heeft 4 elektronen, dit zijn er 4 te weinig, de covalentie van C is dus 4. Lewisstructuren = Alle bindingen worden getekend ook de valentie-elektronen die geen binding vormen. De puntjes stellen in deze afbeelding valentie elektronen voor. Zoals je ziet zijn er 8 valentie elektronen. 4 van C en 1 van elke H. C wil er 4 bij hebben en H wil er 1 bij hebben. Zo ontstaat deze Lewisstructuur. Lewiss Structuurformule Structuurformules = alleen de atoombindingen worden weergeven. Deze worden aangegeven met een streepje. Polaire en apolaire bindingen Om te bepalen welk atoom het hardst trekt aan het gemeenschappelijke elektronenpaar, kun je de elektronegativiteit gebruiken. Dit is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een atoombinding aantrekt. Het atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt sterker aan de elektronen en wordt een beetje negatief geladen, het andere atoom wordt een beetje positief geladen. De kleine lading die atomen op deze manier krijgen heet partiële lading. - Apolair, het verschil tussen de elektronegativiteit van 2 atomen is kleiner dan 0,4. Polair, het verschil in elektronegativiteit ligt tussen 0,4 en 1,7. Ion binding, verschil is hoger dan 1.7. Voorbeeld: NaCl. Elektronegativiteit Na is 0,9. Die van Cl is 3,2. Chloor is namelijk een negatief ion en trekt dus erg hard aan het elektronen paar. Het verschil is dus 2,3 een ionbinding. 0 0,4 Apolaire atoombinding 2,5 1,7 Polaire atoombinding Ionbinding 3.3 Vanderwaalsbinding = een binding tussen moleculen. Hoe groter de molecuulmassa van de moleculen van een stof, hoe sterker de vanderwaalsbinding is en hoe hoger het smelt- en kookpunt van de stof. Bij een groter contact oppervlak tussen de moleculen wordt de vanderwaalsbinding sterker. Dipool-dipoolbinding = polaire atoombindingen kunnen leiden tot een molecuul met ladingsverdelingen, een polair molecuul. (dipoolmoleculen). Doordat de atomen geen hoek van 180 graden maken, ontstaat er een positieve en negatieve kant. Nu kunnen de positieve en negatieve kanten van verschillende moleculen elkaar aantrekken. De binding die zo ontstaat noemen we een dipool-dipoolbinding. - Let op ! Niet elke polaire atoombinding zorgt voor een polair molecuul. Moleculen die apolair zijn, kunnen namelijk wel polaire atoombindingen hebben. Maar het totale molecuul heeft door de bouw (lineair) geen ladingsverdeling. Er is alleen een vanderwaalskracht. Een voorbeeld is CO2 Waterstofbruggen = een heel sterke dipool-dipool binding. Deze ontstaat doordat de N en O atomen het enige elektron van H naar zich toe trekken. Het positief geladen proton van H kan nu makkelijk de negatieve N en O atomen uit een ander molecuul naar zich toe trekken. Zo ontstaat een heel sterke dipool-dipool binding, die we een waterstofbrug noemen. De waterstofbrug zorgt voor een sterk verhoogd kookpunt. Mesoniveau = niveau tussen micro- en macroniveau. 3.4 Het oplossen van stoffen Bij het oplossen van een stof worden de bindingen tussen de moleculen van de stof verbroken. De moleculen vormen nieuwe bindingen met moleculen van het oplosmiddel. Apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen. Apolaire stoffen lossen niet goed op in het polaire water. Je noemt ze hydrofobe stoffen. Polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen. Stoffen die goed oplossen in water (polair) noem je hydrofiel. Evenwicht: op het moment dat beide transportsnelheden gelijk zijn en de concentraties niet meer veranderen → dynamisch evenwicht. 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒕𝒊𝒆 𝑰 (𝒂𝒒) = constant 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒕𝒊𝒆 𝑰 (𝒘𝒂𝒔𝒃𝒆𝒏𝒛𝒊𝒏𝒆 Als een stof zich kan verdelen over meerdere oplosmiddelen, ontstaat er uiteindelijk een verdelingsevenwicht. 3.5 Volume van een mol gas Belangrijk! Bij constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes van verschillende gassen evenveel moleculen en dus evenveel mol (Wet van Avogadro). Het volume van 1 mol gas is dus voor alle gassen hetzelfde Het volume van 1 mol gas wordt ook wel het molair volume (Vm) genoemd. Dit omrekeningschema hieronder moet je kennen en toepassen. Let op! Als je een vloeistof/vaste stof hebt gebruik je de dichtheid (p) om van massa naar volume te bereken. Heb je een gas dan gebruik je het molair volume als je de mol of de gas volume wilt weten. Voorbeeld 1: Bereken de massa van 1L water bij 100 graden, geven is dat de dichtheid van water 0,958 g/ml bedraagt. We hebben een vloeistof, je wilt de massa weten, en we hebben de dichtheid en het volume. Dichtheid = g/ml maar moet naar g/l dus 0,958 g/ml x 1 dm3. 0,958 g/ ml = 0,958 g / 10-3 l = 958 g/dm3. Daarna dichtheid x volume = 958 g/dm3 x 1 dm3 = 958 g. Voorbeeld 2: Het molair volume is 31,1 dm3/mol. Bereken in hoeveel dm3 waterdamp 1 liter water wordt omgezet. Waterdamp is een gas, je wilt het gasvolume weten, je hebt de massa (vorige vraag) en je hebt het molair volume. Eerst moet je van massa naar mol dus / molaire massa. Molaire massa water = H2O = 1.008 x 2 + 16 = 18,02. Gram / molaire massa = 958 / 18.02= 53.16 mol Nu van mol naar gasvolume dus x Vm = 53.16 x 31,1 = 1,65 x 103 dm3. Significante cijfers Gemeten waarden kunnen worden gedeeld of vermenigvuldigd. De uitkomst van de berekening heeft evenveel significante cijfers als de gemeten waarde met het kleinst aantal significante cijfers. Nullen aan het begin van een getal tellen nooit mee. Samenvatting Chemie Overal H4 4.1 De vorming van een zout Tijdens de reactie van een metaal en een niet-metaal ontstaat een zout. De metaal atomen staan hierbij een of meer elektronen af aan de niet-metaal atomen. Het aantal elektronen dat wordt afgestaan of erbij komt hangt af van de edelgasconfiguratie. Ieder atoom streeft naar 8 elektronen in de buitenste schil. Natrium (2,8,1) heeft 1 elektron te veel, deze geeft hij af aan chloor (2,7) hierdoor ontstaan positieve en negatieve ionen die gerangschikt in een ionrooster worden. Ion binding Positieve en negatieve ionen hebben een sterke aantrekkingskracht op elkaar. Deze kracht noem je de elektrostatische kracht. Door deze kracht ontstaat een sterke binding, de ion binding. Een ion binding is veel sterker dan een vanderwaalsbinding of een waterstofbrug. Het heeft dan ook een erg hoog kookpunt. Soorten van ionen -enkelvoudige ionen: bestaan uit 1 atoom(soort) met een lading: -positief geladen: Na+, Fe3+, Ag+ , etc. (Positieve ionen eindigen vaak op –ion) -negatief geladen: O2-, Br-, F- etc. (negatieve ionen eindigen vaak op –ide) -samengestelde ionen: bestaan uit een groepje van (verschillende) atomen met een lading: -positief geladen: NH4+ -negatief geladen: CO32-, PO43-, NO3- etc. (zie tabel 66B) Soms heb je van een enkelvoudig atoom, meerde ionen. Zoals bij ijzer, je gebruikt dan een Romeins cijfer om aan te geven welk ion je bedoelt. Namen van zouten De naam van een zout: eerst de naam van het positief ion daarna die van het negatieve ion. Dit is de systematische naam van het zout. Je hebt ook de triviale naam, dit is de naam van het zout dat in het dagelijks leven wordt gebruikt. Bijv. Systematische naam: Natriumchloride, Triviale naam: Keukenzout. Verhoudingsformules van zouten De formule van een zout is een verhoudingsformule. De verhoudingsformule van een zout kun je afleiden als je weet: - welke ionsoorten in het zout voorkomen - welke ladingen deze ionsoorten hebben. Door deze verhoudingsformule kan je zien in welke aantalverhoudingen de ionen in een zout voorkomen. Voorbeeld verhoudingsformules: Tin(IV)fosfaat Tin(IV)-ion geeft aan dat je met Sn4+ te maken hebt. Fosfaat-ion: PO43Vervolgens moet je een zout samenstellen dat neutraal is! Dwz de stof mag geen lading hebben. De verhouding is dus zo dat de formule een elektrische neutrale stof aangeeft. Lading Totale lading Kleinste verhouding Sn4+ 4+ 3x4 = 12+ (kijk naar het kleinste getal waarmee je moet vermenigvuldigen om op de totale lading uit te komen) 3: PO433+ 4x3 = 12- 4 Dan stel je de formule op : 3Sn4+ + 4PO43- Sn3(PO4)4 PO4 komt tussen haakjes omdat er sprake is van een samengesteld ion Is de index van het ion 1, dan komt het samengestelde ion niet tussen haakjes De lading laat je weg, de formule is namelijk neutraal. 4.2 Oplossen in water Als zouten in water terecht komen, kunnen ze vrij bewegen. De ionen laten los van elkaar en elk ion wordt omgeven door een mantel van watermoleculen. Dit proces heet hydratatie. Door dit proces kan een oplossing van zout in water stroom geleiden. N.B – Als een ion in water is opgelost zetten we (aq) achter de formule van het ion. N.B – Water is een dipoolmolecuul met H als kleine positieve lading en O als kleine negatieve lading. De negatieve O atomen binden goed met de positieve ionen, de positieve H atomen binden goed met de negatieve ionen. Dit verklaart waarom water een goed oplosmiddel is voor zouten. Bij het oplossen van zout en water vindt er dus een oplos proces plaats. Dit proces kan je opschrijven als een oplosvergelijking, die ziet er als volgt uit: Je gaat calciumchloride oplossen: CaCl2 (s) : je begint met de vaste stof calciumchloride en in water worden deze de losse ionen Ca 2+ en ClVergelijking: CaCl2 (s) Ca2+ (aq) + 2Cl- (aq) Indampen Het tegenovergestelde van oplossen is indampen. Door het indampen verdwijnt het water en ontstaat er een vaste stof. Als je zo’n vergelijking opschrijft heet dit een indampvergelijking: Je hebt een oplossing van ijzer(II)nitraat. Deze oplossing bestaat uit de ionen Fe2+ en NO3Vergelijking: Fe2+ (aq) + 2NO3- (aq) Fe(NO3)2 (s) Reageren met water Zouten die bestaan uit een metaal + een zuurstof ion lossen slecht op in water (s) of ze reageren met water (r). Dit is het geval bij de metalen Na, K, Ca en Ba. Hierbij worden de O2- atomen van bijv Na2O omgezet in OH- (Hydroxide) ionen. Hier een voorbeeld van een reactie van een metaaloxide met H 2O. Na2O + H2O = 2 Na+ (aq) + 2 OHOplossingen waarin Hydroxiden voorkomen worden vaak met hun triviale naam aangeduid (Natriumhydroxide-oplossing = Natronloog) (Tabel 4.21) Oplosbaarheid Je kan het verschil in geleidingsvermogen verklaren door te kijken of een zout wel of niet goed oplost in water. Je kijkt dan naar de oplosbaarheid. De oplosbaarheid geeft de maximale hoeveelheid stof aan die kan oplossen in een liter oplosmiddel bij een bepaalde temperatuur. Lost de stof slecht of matig op dan is er geen/nauwelijks sprake van geleiding. Tabel 45 A beschrijft wanneer een stof slecht matig of goed oplosbaar is: G = meer dan 0.1 mol/L M = tussen 0.1 en 0.01 mol/L S = lager dan 0.01 mol/L Via een berekening kan je nagaan dat calciumsulfaat (CaSO4) matig oplosbaar is in water. Gegeven is dat de oplosbaarheid 2,04 g per l water is. Je wil naar mol per l. Dit doe je door de massa door de molaire massa te delen. De molaire massa is 136,1 g. Massa/Molaire ma)ssa: 2,04/136.1 g = 0.0150 mol calciumsulfaat. Dus de oplosbaarheid is 0.0150 mol/l dit is matig oplosbaar. Verzadigd: de maximale hoeveelheid oplossing is opgelost in het oplosmiddel. Is dit niet het geval, dan spreek je van onverzadigd. 4.3 Kristalwater: water dat wordt gebonden aan de ionen in een ionrooster. Zouten die kristalwater in hun ionrooster hebben noem je zouthydraten. Opnemen van kristalwater = exotherm , afstaan = endotherm. Reactievergelijking kopersulfaat met water. Als aan wit kopersulfaat een klein beetje water wordt toegevoegd wordt het blauw. In blauw kopersulfaat is elk koperion omgeven door 5 watermoleculen. In een formule schrijf je dit als: CuSO4 (s) + 5H20 (l) CuSO4 . 5H20(s) Let op de punt! Voeg je meer water toe dan zal de stof: CuSO4 . 5H20(s) oplossen in water. Wanneer je blauw kopersulfaat indampt ontstaat er weer wit kopersulfaat. Toepassingen van zouthydraten Gips: CaSO4 + 2 H20 (calsiumsulfaatdihydraat) – gipsverband natmaken Droogmiddel: SiO2 (Silicagel) als dit watermoleculen uit de lucht opneemt blijft de omgeving van het zakje Silicagel droog. Beton: beton is zo stevig omdat het cement (hier zitten zouten in) kristalwater heeft opgenomen in het ionrooster. Glaswerk – de keuze van het glaswerk is afhankelijk van de nauwkeurigheid waarmee de proef moet worden uitgevoerd. Het volumetrisch glaswerk is het meest nauwkeurig (0.1 ml). Soorten fouten bij meten en berekenen: 1. Toevallige fouten, fout bij het aflezen. Dit komt doordat bijv. een maatcilinder niet helemaal nauwkeurig is. 2. Systematische fout, fout die steeds wordt herhaald. Dit komt doordat apparatuur niet goed is. Een krachtmeter staat standaard op 0.1 newton ipv 0 Newton. Samenvatting significantie : 1. Telwaarden tellen niet mee bij de nauwkeurigheid van antwoorden (oneindig nauwkeurig) 2. Bij optellen en aftrekken is het aantal cijfers achter de komma gelijk aan het kleinste aantal cijfers achter de komma waar mee is gewerkt 3. Bij delen en vermenigvuldigen heeft de uitkomst evenveel significante cijfers als het kleinste aantal significante cijfers in de berekening 4. Nullen waarmee een getal begint zijn nooit significant. 4.4 De molariteit = aantal (m)mol opgeloste stof / aantal (mili)liter oplossing. (Vaak moet je eerst de massa nog delen door de molaire massa om de mol stof te krijgen) Rekenen met molariteit De coëfficiënten in een oplosvergelijking geven de verhouding aan waarin een zout verdwijnt en de ionen ontstaan. Coëfficiënt verhouding = de mol verhouding. Bij een zout oplossing heb je dus te maken met de concentraties van de ionen en de molariteit. Rekenvoorbeeld: Je lost 17 g ijzerchloride (FeCl2) op tot 1,42 liter oplossing Stap 1. Verhoudingsformule opstellen: FeCl2 Fe2+ + 2 Cl- (Verhouding 1:1:2) Stap 2. Molariteit berekenen. Je moet eerst 17 g ijzerchloride delen door de molaire massa om de mol te bereken: 17g/126,8g = 0.13 mol FeCl2 Molariteit: opgeloste stof in mol/oplosmiddel = 0.13/1.42 = 9,4 x 10-2 mol/l Stap 3. Concentratie ionen berekenen. Aangezien de verhouding tussen de opgeloste stof 1:1:2 is, is het aantal mol Cl ionen in de oplossing 2 maal zo groot als het aantal mol FeCl2; zie verhouding. [Cl-] = 2 x 9,4 x 10-2 mol/l = 0.19 mol/l Stel je wilt het aantal mol Na ionen: deze is even groot als het aantal mol FeCl 2 ionen, dus [Na+] = 2,16 x 10-2 mol/l Hoofdstuk 3 Moleculaire stoffen §3.2 De bouw van stoffen Je kunt metalen en stoffen onderscheiden in 3 groepen: 1. Stoffen die zowel in de vaste als in de vloeibare fase stroom geleiden → Metalen 2. Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden → Zouten 3. Stoffen die niet in de vaste en ook niet in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden. → Moleculaire stoffen. Kristalrooster: regelmatig patroon waarin de bouwstenen zijn opgebouwd. Metalen → Metaalrooster Binding positieve metaalionen en negatieve vrije elektronen → metaal-binding Metaal geleidt in de vaste fase, omdat de elektronen vrij door het rooster kunnen bewegen. Zout: geleidt in de vloeibare fase, omdat de positieve en negatieve ionen elkaar aantrekken en ionbinding vormen. Moleculaire stoffen kunnen niet geleiden, omdat ze zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen en geen stroom kunnen geleiden. De moleculen trekken elkaar aan door vanderwaalskracht. Hierdoor ontstaat vanderwaalsbinding. §3.3 Binding in moleculen Naamgeving P2O5: Twee fosfor atomen → difosfor Vijf zuurstofatomen, → pentaoxide (als het molecuul is opgebouwd uit twee verschillende atomen eindigt de naam op –ide) Totale naam → difosforpentaoxide Als je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule, laat je mono weg. Het voorvoegsel wordt gebruikt om de index aan te geven. Daarachter komt de naam van de stof, deze eindigt steeds op –ide. Atoombinding: sterke binding die zich tussen de atomen in de moleculen bevindt. De atoom binding wordt gevormd door de een gemeenschappelijk elektronenpaar. Covalentie: de covalentie geeft aan hoeveel atoombindingen het atoom kan vormen → afleiden uit het atoommodel van Bohr. In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie-elektronen die geen binding vormen. Bij een structuurformule worden alleen de atoombindingen getekend. Apolair: atoombinding als het verschil in elektronnegativiteit ≤ 0,4 is. Polair: atoombinding als het verschil in elektronnegativiteit tussen de 0,4 en de 1,7 ligt → groter dan 1,7 is een ionbinding. §3.4 Vanderwaalsbinding Faseovergangen heeft 2 elkaar tegenwerkende effecten: De aantrekkingskracht tussen moleculen zorgt voor vanderwaalsbinding. Bij een hogere temperatuur bewegen moleculen sneller → temperatuurbeweging Stof smelt → moleculen gaan bewegen, maar zitten nog wel aan elkaar → vanderwaalsbindingen Stof verdampt → moleculen laten los, vanderwaalsbinding verbroken → gasfase. Smelt- en kookpunt hangt af van de sterkte van de vanderwaalsbinding. Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding. Bij een groter contactoppervlak wordt de vanderwaalsbinding sterker. §3.5 Waterstofbruggen Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een O-H of N-H-binding hebben, hebben een hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou denken. Polair: moleculen met een ladingsverdeling → dipoolmoleculen. De binding tussen dipoolmoleculen heeft dipool-dipoolbinding. Deze binding treedt op naast een vanderwaalsbinding, maar is vaak sterker. Een hele sterke dipool-dipoolbinding noemen we een waterstofbrug. Waterstofbruggen worden weergegeven met een stippellijn. Let op! De binding moet getekend worden tussen tegengesteld geladen atomen, dus van H naar O of N. §3.6 Mengsels van moleculaire stoffen Hydrofiele stoffen: stoffen die goed oplossen in water (polaire stoffen) Hydrofobe stoffen: stoffen die niet goed oplossen in water (apolaire stoffen) Bij het oplossen van een stof worden de bindingen tussen moleculen van deze stof verbroken. De moleculen vormen nieuwe bindingen met moleculen van het oplosmiddel. Evenwicht: op het moment dat beide transportsnelheden gelijk zijn en de concentraties niet meer veranderen → dynamisch evenwicht. 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒕𝒊𝒆 𝑰 (𝒂𝒒) = constant 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒕𝒊𝒆 𝑰 (𝒘𝒂𝒔𝒃𝒆𝒏𝒛𝒊𝒏𝒆 Als een stof zich kan verdelen over meerdere oplosmiddelen, ontstaat er uiteindelijk een verdelingsevenwicht. §3.7 Volume van een mol gas Bij een constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes van verschillende gassen evenveel moleculen en dus evenveel mol. Significante cijfers: cijfers die iets zeggen over de nauwkeurigheid van gemeten waarden. Het eindantwoord van een vermenigvuldiging of deling heeft evenveel significante cijfers als de gemeten waarde met het kleinste aantal significante cijfers. Nullen waar een getal mee begint, tellen niet mee → niet significant. Het volume van één mol gas is voor alle gassen hetzelfde, bij gelijke druk en temperatuur. Het volume van één mol gas noem je het molair volume (Vm) § 4.2 Zouten De vorming van een zout Tijdens de reactie van een metaal met een niet metaal onstaat een zout. De metaalatomen staan daarbij één of meer elektronen af aan de niet-metaalatomen. De positieve en negatieve ioenen die hierbij ontstaan worden gerangschikt in een ionrooster. De ionbinding Een ionbinding of elektrostatische binding treedt op in een ionrooster als gevolg van elektrostatische krachten tussen de geladen ionen. Een ionbinding is sterker dan een vanderwaalsverbinding of een waterstofbrug. Daarom hebben zouten een hoog smeltpunt en kookpunt. Namen en formules De systematische naam van een zout krijg je door eerst de naam vanhet positieve ion te nemen en daarachter de naam van het negatieve ion te plaatsen. Een zout geef je weer met behulp van een verhoudingsformule. Hierin is de verhouding tussen de positieve en negatieve ionen zo, dat de formule een elektrisch neutrale stof aangeeft. § 4.4 Zouten in water Water als oplosmiddel voor zouten Als een zout oplost in water laten de ionen van het zout los en worden ze omringd door watermoleculen. In de oplossing bevinden zich gehydrateerde positieve en negatieve ionen. Oplossen en indampen Het oplossen van een zout in water geef je weer in een oplosvergelijkinf. Het indampen van een zoutoplossing geef je weer in een indampvergelijking. Oplosvergelijking: NaCl(s) ---> Na+(aq) + Cl(aq) Indampvergelijking: 3 Na+(aq) + PO4 3-(aq) ---> Na3PO4(s) Oplosbaarheid De oplosbaarheidstabel geeft informatie over de oplosbaarheid van zouten in water. De stofeigenschap oplosbaarheid geeft de maximale hoeveelheid stof aan die kan oplossen in een liter oplosmiddel van een bepaalde temperatuur. Metaaloxiden In de oplosbaarheid staan 4 metaaloxiden die met water reageren. Daarbij ontstaan oplossingen met hydroxide-ionen. § 4.5 Zouthydraten Kristalwater Kristalwater is water dat wordt gebonden aan de ionen in een ionrooster. Zouten die in kristalwater in hun ionrooster hebben, noem je zouthydraten. Opnemen van kristalwater is een exotherm proces en afstaan van kristalwater is endotherm. Toepassen van zouthydraten Zouthydraten worden voornamelijk gebruikt als droogmiddel inbouwmaterialen als gips. Beton wordt zo hard doordat het kristalwater in zijn ionrooster opneemt. § 4.6 Glaswerk en nauwkeurigheid Toevallige sustematische fouten Als er metmeetwaarden wordt gerekend, bepaalt de nauwkeurigheid van de gebruikte apparatuur het aantal cijfers in de uitkomst van de berekening. Cijfers die geen betekenis hebben, worden in het antwoord weggelaten. Samenvatting significante cijfers Regels: 1. Telwaarden hebben geen invloed op de nauwkeurigheid van het antwoord. 2. Bij het optellen en aftrekken is het aantal cijfers achter de komma van de uitkomst gelijk aan het kleinste aantal cijfers achter de komma waarmee de berekening is uitgevoerd. 3. Bij vermenigvuldigen en delen heeft de uitkomst van de berekening evenveel significante cijfers als de gemeten waarde met het kleinste aantal significante cijfers. 4. Nullen waarmee een getal begint zijn nooit significant. § 4.7 Molariteit Molariteit De molariteit, M, van een oplossing druk je uit in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing of in het aantal mmol opgeloste stof per milliliter oplossing. Voor de molariteit van elk deeltje dat werkelijk in de oplossing aanwezig is bestaat een korte weergave: vierkante haken om de formule van een deeltje. Rekenen met molariteit De coëfficiënten in een oplosvergelijking geven de verhouding aan waarin het zout verdwijnt en de ionen ontstaan. Coëfficiëntenverhouding = molverhouding. Bij zoutoplossingen heb je te maken met de molariteit van het zout en de concentraties van de molariteit van het zout en de concentraties van de afzondelijke ionen. Alleen voor de ionen kan de notatie met vierkante haken worden gebruikt. Rekenvoorbeeld 1 Rekenvoorbeeld 2 Rekenvoorbeeld 3
