Samenvatting H1-H8 (zonder H2)

H1 Mengen, scheiden en reageren
Mengsels bestaan uit verschillende stoffen en bevatten dus verschillende soorten moleculen.
Zuivere stoffen bestaan uit één soort moleculen. Voorbeelden van mengsels is een suspensie;
een vloeistof met daarin onoplosbare deeltjes van een andere (vaste) stof, een emulsie; een
vloeistof die in zeer fijne druppels in een andere vloeistof is verdeeld (beide troebel) en een
oplossing; waarbij de twee stoffen op microscopisch niveau niet meer van elkaar te
onderscheiden zijn (helder). Om mengsels te scheiden wordt gebruikt gemaakt van een
verschil in eigenschappen.
Scheidingsmethode
Indampen: opgeloste vaste stof in een
vloeistof scheiden door oplosmiddel te laten
verdampen.
Destilleren: opgeloste vloeistoffen scheiden
door een van de twee te laten verdampen.
Bezinken: de deeltjes van de (zwaardere)
vaste stof zakken naar beneden en de
vloeistof kan worden afgeschonken
Filtreren: deeltjes kleiner dan de porieën van
een filter gaan door de filter heen, grote
deeltjes blijven achter.
Adsorptie: het toevoegen van een extra stof,
waar een van de andere stoffen aan gebonden
wordt.
Extractie: het mengsel wordt in contact
gebracht met een vloeistof waar sommige
stoffen in op lossen.
Op grond van verschil in
Kookpunt
Kookpunt
Dichtheid
Deeltjesgrootte
Aanhechtingsvermogen aan oppervlak
Oplosbaarheid
Rendement scheiding is de verkregen hoeveelheid stof gedeeld door de totale hoeveelheid
stof in het mengsel, maal honderd procent. Bij een scheikundige reactie krijg je andere stoffen
en dus andere moleculen. Ontleden is uit één beginstof twee of meer reactieproducten laten
ontstaan. Stoffen kunnen ontleedt worden door thermolyse (hoge temperatuur), elektrolyse
(met stroom) en fotolyse (met licht). Synthese is de vorming van een gewenste stof uit twee
of meer andere stoffen. De moleculen van een ontleedbare stof bestaan uit verschillende
atomen. Moleculen van een niet ontleedbare stof bestaan uit één soort atomen.
Bij natuurkundige en scheikundige processen blijft de totale massa voor en na het proces
gelijk; de atomen veranderen niet en ook de aantallen blijven gelijk. De totale hoeveelheid
energie verandert niet. Een exotherme reactie is een reactie waarbij er energie uit de stoffen
vrijkomt. Een endotherme reactie is een reactie waarbij er energie in de stoffen wordt
opgeslagen.
Significante cijfers zijn cijfers die betekenis hebben. Nullen aan het einde van een getal zijn
significante cijfers, nullen aan het begin van een getal zijn géén significante cijfers. Bij
vermenigvuldigen en delen van meetwaarden is het aantal significante cijfers van de uitkomst
gelijk aan het kleinste aantal significante cijfers waarmee de berekening is uitgevoerd. Bij
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.
De dichtheid wordt berekend met formule p = m / V, waarbij p de dichtheid, m, de massa in
kilogram en V het volume in kubieke meter.
Het massapercentage is massa deel gedeeld door massa geheel, maal honderd procent. Het
volumepercentage is volume deel gedeeld door volume geheel, maal honderd procent.
Massa-ppm (parts per million) is massa deel gedeeld door massa geheel keer 106 ppm.
Volume-ppm is volume deel gedeeld door volume geheel keer 106 ppm.
De giftigheid van een stof hangt alleen af van de hoeveelheid (dosis) die je binnen krijgt. De
MAC-waarde ( binas 97) van een stof is de maximaal aanvaardbare concentratie voor een
werkdag van acht uur. Het no-toxic effect level is de dosis waarbij geen schade aan
proefdieren gevonden wordt. ADI is de aanvaardbare dagelijkse inname. Over het algemeen
is dit een dosis die honderd maal zo klein is als het no-toxic effect level.
H3 Atoombouw en Periodieksysteem
Een atoom, ook wel element ( binas 99) is opgebouwd uit een kern en een elektronenwolk
eromheen. In de kern bevinden zich protonen (1+) en neutronen (neutraal). De
elektronenwolk bestaat uit elektronen (1-). Het aantal elektronen is gelijk aan het aantal
protonen, zodat het atoom elektrisch neutraal is. Elektronen hebben bijna geen massa:
0,00055 u. Neutronen en protonen weggen 1,0 u.
Omdat de massa van elektronen te verwaarlozen is, is het massagetal van een atoom het
aantal protonen en neutronen bij elkaar. Het atoomnummer van een atoom is het aantal
protonen.
Ionen ( binas 41) zijn atomen waarin het aantal elektronen niet gelijk is aan het aantal
protonen. Een positief ion is een atoom dat elektronen heeft afgestaan. Een negatief ion is
een atoom dat elektronen heeft opgenomen. Zouten zijn stoffen opgebouwd uit positieve en
negatieve ionen. Er is steeds evenveel positieve als negatieve lading en de stof als geheel is
elektrisch neutraal.
Isotopen ( binas 25) zijn atomen met hetzelfde aantal protonen, maar met verschillende
aantallen neutronen. Als gesproken wordt van een element, worden alle atomen met hetzelfde
atoomnummer bedoeld, dus alle isotopen, van dat element.
De atoommassa van een element is het gewogen gemiddelde van de massa’s van alle in de
natuur voorkomende isotopen van dat element.
Berekenen van het percentage isotopen uit de gemiddelde atoommassa
Gemiddelde massa is GM
M1, M2 van de verschillende isotopen.
De totale massa is dan:
x * M1 + (100 - x) * M2 = 100 * GM
x is het percentage van M1
Berekenen van de gemiddelde atoommassa uit het percentage isotopen
M1 · P1
M2 · P2
M3 · P3
---------- +
Antwoord / 100
De molecuulmassa is de stom van de atoommassa’s van alle atomen van het molecuul.
mol · molecuulmassa = gram
Berekenen van een massapercentage van een element in een verbinding
Massa element in verbinding
-----------------------------------Massa geheel
100%
----------x%
100 · massa geheel / massa element = x
Alliages of legeringen ( binas 9) zijn mengsels van metalen. Narmate metalen minder snel
door zuurstof en / of water worden aangetast zijn ze edeler. Goud, zilver en platina worden in
hun geheel niet aangetast. Onedele metalen, zoals natrium en kalium, reageren onmiddellijk
met zuurstof en water. Daarom worden deze meestal onder olie bewaard. Een kristalrooster
is de regelmatige rangschikking van de deeltjes in een vaste stof De inwendige regelmaat
veroorzaakt een uitwendige regelmaat: kristallen. Bij metalen heet een regelmatige
rangschikking een metaalrooster.
Alle metalen geleiden elektrische stroom. Dit komt doordat een deel van de elektronen niet bij
een bepaalde kern hoort, maar als vrije elektronen of valentie-elektronen door het hele stuk
metaal kunnen bewegen. De metaalbinding is de binding tussen positieve metaalionen en de
daartussen bewegende vrije elektronen. Als lagen metaalionen over elkaar schuiven, dan
blijven de vrije elektronen de lagen aantrekken; het metaal breekt niet. Dit verklaart de
vervormbaarheid van metalen. Het schuiven van lagen gaat minder makkelijk in legeringen;
de deeltjes zijn niet even groot en de lagen schuiven minder gemakkelijk.
Alkalimetalen reageren zeer snel met lucht en water. Bij de reactie met water ontstaat
waterstofgas. Bij die reactie kan een explosie optreden. Halogenen hebben ieder zeven
elektronen in hun buitenste schil. Edelgassen zijn gasvormig en bestaan uit één-atomige
moleculen. Ze reageren niet of heel moeilijk met andere elementen.
H4 Zouten
Zouten bestaan uit ionen. Geleiding van een elektrische stroom vindt alleen plaats wanneer
de ionen zich kunnen verplaatsen: in gesmolten toestand en in oplossing.
Zouten hebben ionroosters. Ionaire stoffen zijn hard en bros: wanneer op een zoutkristal een
kracht wordt uitgeoefend, kunnen de gelijk geladen ionen tegenover elkaar komen te liggen
en daardoor stoten de lagen elkaar af. Ze hebben hoge smelt- en kookpunten. Bij
kamertemperatuur zijn het vaste stoffen. Zouten zijn onbrandbaar.
Zoutformules (verhoudingsformules: de formule van een zout geeft geen molecuul weer)
worden opgesteld met behulp van ionladingen. Wanneer een metaal meer dan een ionlading
heeft, wordt dat aangegeven met een Romeins cijfer, bijvoorbeeld FeCl2 het ijzer(II)chloride.
Hydratatie is het oplossen van een zout in water; de ionen worden dan omringd door een
watermantel. Vanuit oplossing kunnen zouten uitkristalliseren: Het water verdamt dan.
Zouthydraten zijn zouten die met kristalwater uitkristalliseren, bijvoorbeeld Ba(OH)2 .8H2O.
De punt geeft aan dat het om kristalwater gaat.
Door mengen van zoutoplossingen kan een neerslag van een nieuw zout ontstaan. De tabel
(binas  45A) geeft een overzicht van de oplosbaarheid van zouten.
Kleuren van chemicaliën zijn te vinden in tabel (binas  65B).
H5 Oplossen en mengen
Moleculaire stoffen bestaan uit moleculen die zijn opgebouwd uit niet-metaal atomen. Ze
kunnen geen elektrische stroom geleiden. Atoombindingen ook wel covalente bindingen
houden de atomen in een molecuul bij elkaar. Zo’n binding bstaat uit een of meer
gemeenschappelijke elektronenparen. Als de elektronegativiteit (binas 40A); de mate
waarin een atoom een gemeenschapelijk elektronenpaar aantrekt, van de aan elkaar gebonden
atomen verschilt, ontstaan polaire atoombindingen. De moleculen zijn dan (meestal, het
hangt ook af van de bouw van de moleculen) dipolen. Het gemeenschappelijke elektron
wordt dan meer naar het meest elektronegatieve atoom toe getrokken. De ladingscheiding die
hierbij ontstaat wordt aangegeven met ∂- en ∂+.
Een polaire stof is een moleculaire stof waarvan de moleculen dipolen zijn.
Als de elektronegativiteit niet verschilt, zijn de moleculen geen dipolen en is de stof een
apolaire stof.
Moleculen zijn dipolen als er polaire bindingen zijn en de centra van positieve en negatieve
ladingen niet samenvallen.
Vanderwaalsbindingen zijn de bindingen tussen moleculen; zwakke aantrekkende krachten.
De sterkte van deze kracht is afhankelijk van de massa van de moleculen. Hoe groter de
molecuulmassa, des te sterker de vanderwaalskracht.
Tussen moleculen kunnen nog andere bindingen aanwezig zijn: dipool-dipoolbindingen:
tussen moleculen met polaire atoombindingen. Waterstofbruggen kunnen ontstaan tussen
verbindingen met NH groepen en/of OH groepen. Zij zijn veel sterker dan dipooldipoolbindingen.
De vuistregel bij mengen en oplossen is: soort zoekt soort. Polaire stoffen kunnen goed
oplossen in polaire oplosmiddelen en apolaire stoffen kunnen goed oplossen in apolaire
oplosmiddelen. Polaire stoffen mengen niet met apolaire stoffen. Polaire stoffen lossen goed
op in water en daarom zijn ze hydrofiel (waterminnend). Apolaire stoffen zijn hydrofoob
(watervrezend).
Sommige zouten kunnen goed oplossen in water doordat de ionen kunnen worden omringd
door watermoleculen. De positieve kant van het dipoolmolecuul water richt zich dan naar het
negatieve ion en de positieve kant van het watermolecuul richt zich naar het negatieve ion.
H6 Rekenen aan reacties
De chemische hoeveelheid stof is de molaire massa gerekend in gram. Het aantal mol van een
stof bereken je door de massa te delen door de molaire massa. m = g/mm.
In reacties bereken je massa’s met behulp van mol. Daarom speelt de molverhouding van de
reactie een rol en moet je reactievergelijkingen kloppend maken.
Stoffen reageren in een molverhouding die gelijk is aan de verhouding tussen de coefficienten
in de reactievergelijking. De reactie stopt als de stof die het minst aanwezig is, op is. Van de
andere stof(fen) blijft een overmaat over. De overmaat is de beginhoeveelheid min de
hoeveelheid die gereageerd heeft. De ondermaat is de hoeveelheid stof waarvan te weinig is.
De molariteit van oplossingen is in mol per liter (M / m L-1). Die bereken je door het aantal
gram van de opgeloste stof eerst om te rekenen in mol en de uitkomst te delen door het aantal
liter waarin de stof opgelost is.
De wet van Avogadro: Gelijke hoeveelheden mol van alle gassen nemen een even groot
volume in (bij gelijke temperatuur en druk). Het molaire volume van een gas wordt berekend
met de algemene gaswet: pV / T = nR, waarbij p de druk, V het volume in m3, T de
temperatuur in Kelvin, n de hoeveelheid gas in mol en R de gasconstante.
De temperatuur hangt samen met het volume volgens de volgende formule: V1/T1 = V2/T2,
waarbij bij V1 vaak 2,45 · 10-2 (het algemene molair volume) en bij T1 vaak 298 K wordt
ingevuld.
H7 Energie, reactiesnelheid en evenwicht
Rendement is de werkelijke opbrengst gedeeld door de theoretische opbrengst keer honderd
procent. De werkelijke opbrengst is de opbrengst die daadwerkelijk wordt gevormd. De
theoretische opbrengst is de opbrengst die gevormd wordt als de reactie aflopend is. Er is dan
sprake van een volledige omzetting van de beginstoffen.
Een katalysator is een stof die de reactie versnelt. De katalysator wordt bij de reactie wel
gebruikt maar niet verbruikt. Een zelfde katalysator werkt niet voor alle reacties.
Biokatalysatoren / enzymen zijn katalysatoren in cellen van levende organismen.
De snelheid van een reactie is afhankelijk van het aantal effectieve botsingen dat per
tijdseenheid plaatsvindt. De temperatuur, verdelingsgraad en concentratie hebben invloed op
de reactiesnelheid.
Hogere temperatuur  De deeltjes hebben een hogere snelheid. De kans op effectieve
botsingen neemt daardoor toe omdat er kans is op meer botsingen en de botsingen krachiger
zijn. De reactiesnelheid neemt toe.
Hogere verdelingsgraad  Het contactoppervlak van de reagerende stof(fen) wordt
verhoogd, de kans op het aantal effectieve botsingen neemt toe. De reactiesnelheid neemt toe.
Hogere concentratie  Doordat er meer deeltjes per volume eenheid zijn, neemt de kans op
het aantal effectieve botsingen toe. De reactiesnelheid neemt toe.
Voor bovenstaande drie geldt het ook andersom: lagere… zorgt voor afnemen van
reactiesnelheden.
Omkeerbare reacties zijn reacties die in beide richtingen verlopen. Als de heen- en
teruggaande reacties gelijktijdig verlopen, kan dit leiden tot een evenwichtstoestand. De
evenwichtstoestand geef je in een reactievergelijking weer met een dubbele pijl. Bij een
dynamische evenwichtstoestand geldt:
- De snelheden van de heengaande en teruggaande reacties zijn gelijk.
- De concentraties van de betrokken stoffen veranderen niet meer.
Bij een statistisch evenwicht is er geen reactie. De insteltijd is de tijd die nodig is om de
evenwichtstoestand te bereiken.
Voor de omkeerbare reactie mA + nB   qC + rD geldt een concentratiebreuk:
. Hierin komen alleen deeltjes voor waarvan de concentratie kan varieren.
Dat zijn alleen gassen (q) en opgeloste deeltjes (aq). Vloeistoffen (l) en vaste stoffen (s)
komen niet in de concentratiebreuk voor. Op het moment dat het evenwicht is ingesteld,
veranderen de concentraties van de aanwezige deeltjes niet meer. De concentratiebreuk
verandert niet meer en wordt een constante: K: de evenwichtsvoorwaarde. Deze is in grootte
alleen afhankelijk van de temperatuur.
Er zijn drie soorten chemisch evenwicht:
Homogeen evenwicht: Alle stoffen verkeren bij dit evenwicht in dezelfde fase.
Heterogeen evenwicht: De stoffen zijn in verschillende fasen aanwezig.
Verdelingsevenwicht: Een stof is opgelost in twee verschillende oplosmiddelen. De
oplosmiddelen zijn onderling niet mengbaar. De opgeloste stof verdeelt zich over de twee
oplosmiddelen.
Voor het verstoren van evenwichten geldt over het algemeen dat het evenwicht zodanig
reageert op een invloed van buiten, dat het effect van die invloed wordt tegengewerkt:
- Bij het verhogen van de temperatuur verschuift de ligging van het evenwicht naar de kant
met het grootste aantal deeltjes. Dat is de endotherme kant.
- Bij volumeverkleining (drukverhoging) verschuift een gasevenwicht in de richting van de
minste deeltjes.
- Toevoegen van een van de reagerende stoffen doet een evenwicht naar de andere kant
verschuiven.
H8 Zuren en basen
Een zuur is een deeltje dat H+-ionen kan afstaan. Sterke zuren zijn zuren die in water
volledig ioniseren. Alle moleculen staan dan een H+ af aan water. Er is dan sprake van een
aflopende reactie. Zwakke zuren zijn zuren zijn zuren die in water niet volledig ioniseren.
Niet alle moleculen staan dan een H= af aan water; er is sprake van een evenwichtsreactie.
Voor reacties met zwakke zuren geldt de evenwichtsvoorwaarde. Zodra het evenwicht is
ingesteld is deze voorwaarde de zuurconstante Kz.
Een base is een deeltje dat H+-ionen kan opnemen. Sterke basen zijn basen waarvan alle
deeltjes in het water een H+ opgenomen hebben. Er is sprake van een aflopende reactie. Een
zwakke base zijn basen waarvan niet alle deeltjes een H+ opnemen. Er is dan sprake van een
evenwichtsreactie. Zodra het evenwicht is ingesteld is de evenwichtsvoorwaarde de
baseconstante Kb
De pH is de –log [H30+]
De pOH is de –log [OH-]
[H30+] = 10-pH mol/L
[OH-] = 10-pOH mol/L
Bij zuur-basereacties staat het zuur een of meer H+ ionen af aan de base, die een of meer H+
ionen opneemt. Een amfolyt is een deeltje dat als zuur of base kan optreden bij reacties.
Aminozuren en water zijn amfolyt.
In een buffer(oplossing) is (minstens) een zwak zuur en zijn geconjungeerde base tegelijk
aanwezig. In de bufferoplossing blijft de pH vrij constant wanneer je een zuur of base
toevoegt. Bufferoplossingen zijn te bereiden door:
- Zuur-base koppels van zwakke zuren/basen in een geschikte molverhouding op te lossen.
Over het algemeen is die molverhouding tussen 10:1 en 1:10.
- Een zwak zuur te laten reageren met een geschikte ondermaat loog.
- Een zwakke base te laten reageren met een geschikte ondermaat (sterk) zuur.
In titraties laat je een opgemeten hoeveelheid base van een bekende concentratie uit een buret
reageren met een zure oplossing waarvan wel het volume bekend is, maar niet de
concentratie. Een indicator geeft het einde van de reactie aan. Uit deze gegevens kan de
molariteit van de zure oplossing berekend worden.