SCHEIKUNDE, hoofdstuk 1, Atoombouw

advertisement
SCHEIKUNDE, hoofdstuk 1, Atoombouw
1.1
Atoombouw
Een atoom is opgebouwd uit een kern met daaromheen een elektronenwolk. Het grootste deel van het
atoom bestaat uit niets.
wolk: elektronen
massa
lading
kern
proton
1u
1+
kern: protonen en neutronen
neutron
1u
0
elektronen elektronen 1/2000 u 1 wolk
atoomnummer: aantal protonen in de kern
massagetal: totale aantal protonen en neutronen in de kern
meer protonen en neutronen betekent dat het atoom groter is; de atoomstraal neemt dan toe
1.2
Periodiek systeem
In het periodiek systeem der elementen staan de elementen gerangschikt naar opklimmend
atoomnummer en de elementen die chemisch op elkaar lijken staan onder elkaar (zie tabel 104
BINAS).
De horizontale regels noemt men de perioden en de verticale kolommen de groepen. Rechts in het
periodiek systeem staan de niet-metalen; in de kolom uiterst rechts de edelgassen, en de kolom
daarnaast de halogenen. Links staan hoofdzakelijk de metaalatomen (behalve waterstof); in de kolom
uiterst links de alkalimetalen en de kolom daarnaast de aardalkalimetalen.
Isotopen: atomen met hetzelfde atoomnummer maar met een verschillend massagetal.
1.3
Roosters
Vanderwaalsbinding (ook wel molecuulbinding): de binding tussen moleculen die ervoor zorgt dat ze
op hun plaats blijven.
Kristalrooster: de regelmatige rangschikking van deeltjes in een vaste stof.
Er zijn vier soorten kristalroosters: molecuulrooster, metaalrooster, ionrooster, atoomrooster.
Bij moleculaire stoffen worden de moleculen uit het rooster losgemaakt als de stof smelt. De
vanderwaalsbinding is dan gedeeltelijk verbroken. Als de stof gasvormig wordt, is de vanderwaalsbinding helemaal verbroken.
Als de moleculen van een stof groot zijn, is de vanderwaalsbinding sterk. Macromoleculen zijn zulke
grote moleculen; stoffen die hieruit zijn opgebouwd hebben dus een hoog kookpunt en zijn altijd vaste
stoffen bij kamertemperatuur.
1.4
Stroomgeleiding
We kunnen stoffen in drie groepen indelen:
- stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase stroom geleiden: metalen;
- stoffen die in geen van beide fasen de stroom geleiden: moleculaire stoffen;
- stoffen die de stroom niet in de vaste fase, maar wel in de vloeibare fase geleiden: zouten.
Moleculaire stoffen bestaan uit moleculen. Een molecuul is een groep niet-metaalatomen die bij elkaar
horen.
Een zout is opgebouwd uit metaalionen en niet-metaalionen.
Geleiding van metalen: in een metaalatoom zitten vrije elektronen die kunnen bewegen. Deze
elektronen verplaatsen zich van het ene metaalatoom naar het andere metaalatoom. Zo kan de
stroom worden geleid. Als er vrije elektronen zijn verwijderd uit het metaalatoom blijft de atoomrest
over, deze is positief geladen. De negatieve vrije elektronen houden de positieve atoomrest bij elkaar
 metaalbinding. Deze binding is sterk.
1.5
Metalen
1.6
Atoombinding
Om tot een binding te komen moeten twee of meer atomen bij elkaar komen. De atoomkernen zullen
elkaar afstoten. De negatieve elektronen bevinden zich in het gebied tussen de atoomkernen. Deze
elektronen houden de positieve kernen bij elkaar en vormen een gemeenschappelijk elektronenpaar.
Atoombinding: het bijeenhouden van de positieve atoomresten door een negatief gemeenschappelijk
elektronenpaar, voorgesteld door een streepje tussen de elementsymbolen: H – Cl. Dit is de
structuurformule.
In dit geval (zie tekening) kan er maar één gemeenschappelijk
elektronenpaar worden gevormd, omdat waterstof maar één
+
2-
17 +
16 -
elektron
bevat. Het chlooratoom met de overgebleven 16 elektronen heet de
atoomrest, deze is positief geladen.
Covalentie: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding.
In een moleculaire stof komen in de moleculen atoombindingen voor en tussen de moleculen
vanderwaalsbindingen. Atoombindingen komen dus alleen voor bij niet-metaal atomen.
Uit het periodiek systeem kun je de covalentie van een stof (niet-metaal) afleiden: groep 18 heeft
covalentie 0 (edelgassen), groep 17 covalentie 1, groep 16 covalentie 2, enz.
1.7
Zouten
In een zout komen positief en negatief geladen deeltjes voor: ionen. Ionen ontstaan als atomen
elektronen opnemen of afnemen. Stroomgeleiding door een gesmolten zout gebeurt door vrije ionen.
De binding tussen de ionen in een (vast) zout is sterk, omdat bijna alle zouten een hoog smeltpunt
hebben. De positieve ionen en negatieve ionen trekken elkaar aan  de ionbinding. De ionen
bevinden zich op vaste plaatsen in het rooster, het ionrooster.
Als het zout vast is, zitten de ionen op een vaste plaats en er kan dus geen lading worden verplaatst.
Als het zout smelt, kunnen de ionen langs elkaar bewegen en zo lading verplaatsen: positieve ionen
gaan naar de negatieve elektrode en negatieve ionen naar de positieve elektrode.
Kristalrooster
Opgebouwd uit
Voorbeeld
Deeltjes bijeengehouden door
Bindingssterkte
Smeltpunt
Stroomgeleiding
Moleculaire
stoffen
molecuulrooster
moleculen
(alleen symbolen
van niet-metalen)
broom (Br2)
vanderwaalsbinding (tussen de
moleculen)
atoombinding
(binnen de
moleculen)
zwak (vdw) en
sterk (ab)
laag
nee
Metalen
Zouten
Atomaire stoffen
metaalrooster
atomen
(alleen symbolen
van metalen)
ionrooster
positieve en
negatieve ionen
(metaal + nietmetaal)
keukenzout (NaCl)
ionbinding (tussen
positieve en
negatieve ionen)
atoomrooster
atomen
(alleen symbolen
van niet-metalen)
meestal vrij sterk
sterk
sterk
meestal vrij hoog
altijd, door vrije
elektronen
hoog
alleen gesmolten
door vrije ionen
hoog
nee
ijzer (Fe)
metaalbinding
(tussen positieve
atoomrest en
negatieve vrije
elektronen)
diamant (C)
atoombinding
Hoofdstuk 2, Zouten
2.1
Zoutformules
Zouten bestaan uit ionen. De grootte van de lading van de ionen hangt af van het aantal elektronen
dat te veel of te weinig is. De metaalionen hebben een positieve lading. De niet-metaalionen hebben
een negatieve lading. Elke ionsoort heeft meestal één bepaalde ionlading: de elektrovalentie of
valentie.
Sommige metaalatomen kunnen meer dan één elektrovalentie hebben. Dit wordt met een Romeins
cijfer aangegeven; bijv. ijzer(II)chloride.
Een zout is altijd elektrisch neutraal. De positieve lading moet dus totaal even groot zijn als de
negatieve lading. De formule waarin je de verhouding aangeeft tussen de ionen in een zout heet de
verhoudingsformule. Getallen in de formule moeten zo klein mogelijk zijn.
De elektrovalentie van ionen kan je in tabel 39 opzoeken.
2.2
Samengestelde ionen
Een samengesteld ion bestaat uit meerdere atomen, die samen te veel of te weinig elektronen en dus
een lading hebben.
Positieve ionen
1+
K+
Na+
Ag+
NH4+
Kaliumion
Natriumion
Zilverion
Ammoniumion
2+
Ba2+
Ca2+
Cu2+
Fe2+
Mg2+
Pb2+
Hg2+
Sn2+
Zn2+
Bariumion
Calciumion
Koperion
ijzer(II)ion
magnesiumion
loodion
kwikion
tinion
zinkion
Al3+
Fe3+
aluminiumion
ijzer(III)ion
3+
Negatieve ionen
1-
FClIBrOHNO2NO3HCO3CH3COOMnO4-
fluoride-ion
chloride-ion
jodide-ion
bromide-ion
hydroxide-ion
nitrietion
nitraation
waterstofcarbonaation
ethanoaation / acetaation
permanganaation
2-
CO32O2S2SO32SO42SiO32CrO42S2O32-
carbonaation
oxide-ion
sulfide-ion
sulfietion
sulfaation
silicaation
chromaation
thiosulfaation
3-
PO43-
fosfaation
2.3
Zouten in water
Bij het oplossen van een zout in water komen de ionen los van elkaar in de vloeistof, doordat het
ionrooster wordt afgebroken. De oplossing kan stroom geleiden, omdat de vrije ionen zich kunnen
verplaatsen.
Vier oplossingen van zouten hebben een speciale naam gekregen:
Een oplossing van
natriumhydroxide
kaliumhydroxide
calciumhydroxide
bariumhydroxide
Deze staan ook in tabel 103A
heeft als naam
natronloog
kaliloog
kalkwater
barietwater
noteer je als
Na+ (aq) + OH- (aq)
K+ (aq) + OH- (aq)
Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)
2.4
Zoutoplossingen bij elkaar
Deze paragraaf bestaat uit een aantal proeven.
2.5
Neerslagreacties
Het opstellen van
neerslagreacties; bijvoorbeeld kopersulfaatoplossing met natronloog:
voor de reactie
reactievergelijking
Cu2+ (aq) en SO42- (aq)
Cu2+ (aq) + 2 OH- (aq)  Cu2+(OH-)2 (s)
Na+ (aq) en
Cu2+ (aq)
2 OH- (aq)
Cu2+(OH-)2 (s)
+
SO422 Na+ (aq) SO42- (aq)
SO42- (aq)
2 Na+ (aq)
OH- (aq)
(aq) 2 Na+ (aq)
of
In tabel 45A kan je opzoeken of een zout goed in water oplost.
2.6
Zuiveren van water
Met neerslagreacties kun je bepaalde ongewenste ionen uit een oplossing verwijderen.
Je kunt een ionsoort uit een oplossing verwijderen door een oplossing van een zout toe te voegen. Dit
oplosbare zout moet een ionsoort bevatten, die met de te verwijderen ionsoort een neerslag vormt.
2.7
Zout maken
Met behulp van neerslagreacties kun je ook nieuwe zouten maken.
Voorbeeld 1: je wilt het zout loodjodide maken. Volgens tabel 45A lost dit slecht op in water. Je moet
nu twee goed oplosbare zouten zoeken, waarbij in het ene zout loodionen zitten, en in het andere
joodionen. Bovendien moeten de andere twee soorten ionen samen een goed oplosbaar zout vormen.
Neem bijvoorbeeld natriumjodide en loodnitraat; alle natrium- en kaliumzouten zijn namelijk oplosbaar,
evenals alle nitraten en acetaten.
Voeg deze bij elkaar en je krijgt een neerslag van loodjodide. Dit kun je affiltreren en drogen.
Voorbeeld 2: je wilt calciumchloride maken. Dit is een goed oplosbaar zout. Je moet dus twee
zoutoplossingen bij elkaar voegen en zorgen dat het andere zout neerslaat.
Je kan in dit geval een oplossing van calciumhydroxide en een oplossing van koperchloride bij elkaar
voegen. Je krijgt dan een neerslag van koperhydroxide. Dan kan je vervolgens affiltreren en het filtraat
indampen. Je houdt calciumchloride over.
2.8
Ionsoorten aantonen
Sommige ionsoorten kun je aan hun kleur herkennen. In tabel 65A kun je de kleur van een aantal
opzoeken.
Als je van twee zoutoplossingen niet meer weet welke oplossingen welke ionsoort bevat, kun je dit
aantonen door een zoutoplossing toe te voegen die met de ene ionsoort wel een neerslag vormt en
met de andere niet.
Opstellen van formules:
moleculaire stof:
Is het een stof met een systematische naam (1) of triviale naam (2)?
1
Uit de systematische naam is de formule af te leiden; bijvoorbeeld zwaveltrioxide: SO3
2
Van sommige stoffen met een triviale naam moet je de formule gewoon weten; van andere
stoffen kun je in tabel 102A de systematische naam opzoeken.
zout:
Je moet de formules van de ionen kennen. Uit de ionladingen leid je de verhouding af tussen de
ionen. Dit levert de (verhoudings) formule op.
Opstellen van notaties van oplossingen:
moleculaire stof: De notatie is: formule (aq); bijvoorbeeld suiker, opgelost in water: C12H22O11 (aq)
zout: Welke ionen bevat het zout? De notatie is positief ion (aq) + negatief ion (aq).
Bijvoorbeeld een koperchloride-oplossing: Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
Reactievergelijking van oplossen: Cu2+Cl-2 (s)  Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
Reactievergelijking van indampen: Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)  Cu2+Cl-2 (s)
Hoofdstuk 3, Organische verbindingen
3.1
Brandstoffen
Fossiele brandstoffen zijn honderden miljoenen jaren lang onder de grond gevormd. Steenkool,
aardolie en aardgas zijn fossiele brandstoffen.
Steenkool bestaat voornamelijk uit koolstof; aardolie en aardgas zijn koolwaterstoffen.
Twee factoren zijn belangrijk bij de winbaarheid van fossiele brandstoffen: de bereikbaarheid van de
winplaats en de fase waarin de stof voorkomt.
Vaste stoffen kunnen tegenwoordig goed worden gewonnen d.m.v. kolenvergassing.
Gasvormige en vloeibare stoffen kunnen gemakkelijk worden gewonnen door een pijpleiding te boren.
Koolwaterstoffen zijn een deel van de koolstofverbindingen. Bij volledige verbranding van een
koolwaterstof ontstaan koolstofdioxide en water; deze zijn niet giftig. Maar koolstofdioxide zorgt voor
het broeikaseffect, waardoor de aarde opwarmt. Bij onvolledige verbranding van een koolwaterstof
kunnen koolstofmonooxide (giftig), roet en gedeeltelijk verbrande koolwaterstoffen ontstaan.
Door de grote behoefte aan energie raken de fossiele brandstoffen op. Er wordt gezocht naar
alternatieve energievoorzieningen; zoals kern-, zonne- en windenergie, biogas, bio-alcohol.
3.2
Benzine
Om ruwe aardolie geschikt te maken voor gebruik, wordt het gedestilleerd. Er ontstaan dan geen
zuivere stoffen, maar mengsels van stoffen met kookpunten die dichtbij elkaar liggen, de fracties. Er
wordt gesproken van gefractioneerde destillatie.
De fracties hebben verschillende toepassingen: brandstof, smeermiddel, grondstof voor de chemische
industrie, asfalt.
Door destillatie kan niet genoeg benzine worden gemaakt. Daarom wordt een deel van de
aardoliefracties met een hoog kookpunt gekraakt.
Door toevoeging van stoffen aan benzine, met het doel de automotoren regelmatiger te laten lopen,
treedt er bij de verbranding van benzine luchtverontreiniging op.
3.3
Alkanen
Een deelverzameling van de koolwaterstoffen zijn de alkanen. Dit zijn verzadigde koolwaterstoffen die
voldoen aan de formule CnH2n+2 en zo een homologe reeks vormen.
De eerste acht alkanen:
CH4
methaan
C5H12
pentaan
C2H6
ethaan
C6H14
hexaan
C3H8
propaan
C7H16
heptaan
C4H10
butaan
C8H18
octaan
Als het aantal koolstofatomen boven de 15 uitkomt, spreken we over ‘hogere alkanen’.
Isomeren: stoffen met dezelfde molecuulformule, maar met verschillende structuurformules. Als bij
één molecuulformule twee of meer stoffen horen, spreken we van isomerie.
Onvertakte alkanen: alle C-atomen zijn achter elkaar gebonden. Bij een vertakking is minstens één Catoom aan drie andere C-atomen gebonden.
3.4
De systematische naamgeving
Isomeren zijn verschillende stoffen en hebben dus verschillende namen.
De regels voor het opstellen van de systematische naam (zie evt. ook tabel 103C):
1. Ga uit van de langst keten (hoofdketen) en geef deze de stamnaam.
2. Benoem de zijgroepen (alkyl, halogeen).
3. Geef met numerieke telwoorden (di, tri, enz., tabel 103B) aan hoeveel van dezelfde zijgroepen
aan de hoofdketen zijn gekoppeld.
4. Geef met zo laag mogelijke getallen aan op welke plaats de zijgroepen aan de hoofdketen zijn
gekoppeld.
Opmerkingen:
1. Als de waterstofatomen niet geschreven worden, houd je een koolstofskelet over.
2. Als er geen verwarring mogelijk is, mag je het plaatsnummer weglaten
3. In plaats van -CnH2n+1 gebruikt men ook wel de hoofdletter R om een willekeurige alkylgroep aan
te geven.
4. Als een zijgroep geen alkylgroep is, noemen we deze zijgroep ook wel een karakteristieke groep.
Structuurformule
- CH3
- CH2 – CH3
- CH2 – CH2 – CH3
- CH – CH3
|
CH3
Naam
methyl
ethyl
propyl
(1-methylethyl) of isopropyl
- CnH2n+1
alkyl
De zijgroep C3H7 kan op twee manieren aan de hoofdketen worden gekoppeld. Als een van de
buitenste C atomen aan de hoofdketen is gekoppeld heet de zijgroep propyl. Als de koppeling
plaatsvindt via het middelste C atoom heet de zijgroep (1-methylethyl).
3.5
Onverzadigde koolwaterstoffen
Alkenen zijn onverzadigde koolwaterstoffen. Alkenen vormen ook een homologe reeks. Ze voldoen
aan de formule CnH2n. In het molecuul van een alkeen komt een dubbele binding voor, waardoor ze
t.o.v. alkanen twee waterstofatomen missen. De dubbele binding wordt aangegeven door het
achtervoegsel –een in plaats van –aan. De plaats van de dubbele binding geef je aan met een
plaatsnummer. Als er meer dubbelde bindingen aanwezig zijn, komt er een numeriek voorvoegsel
voor de uitgang –een; bijv. –dieen of –trieen.
Broomwater wordt gebruikt als reagens op alkenen. Het (gele) broomwater wordt dan kleurloos.
Alkynen zijn onverzadigde koolwaterstoffen met een drievoudige binding. Ook zij vormen een
homologe reeks, volgens de formule CnH2n-2. In de naamgeving krijgen ze het achtervoegsel -yn.
Bij het kraakproces worden lange koolstofketens gebroken. Hierbij ontstaat een mengsel van alkanen
en alkenen. Zo worden onverzadigde koolwaterstoffen bereid.
3.6
Ringvormige koolwaterstoffen
Cycloalkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen met een ringvormige structuur. Ze zijn isomeer aan
alkenen en voldoen dus ook aan de formule CnH2n.
Bij de naamgeving zet je voor de stamnaam het voorvoegsel cyclo-.
Benzeen is een cyclische koolwaterstof die qua structuur en eigenschappen afwijkt.
Benzeen reageert niet met broom en de bindingslengten tussen de C atomen zijn even
lang. Dit wordt dan de structuurformule van benzeen:
De molecuulformule van benzeen is dus C6H6.
De koolstofatomen vormen allemaal drie elektronenparen, het vierde elektronenpaar wordt gebruikt ter
versterking van de ringstructuur.
Stoffen waarvan de moleculen een benzeenring hebben, noemen we aromaten, omdat ze een nogal
sterke geur hebben.
Niet-aromatische koolwaterstoffen worden wel alifatische verbindingen genoemd.
3.7
Additiereacties bij alkenen
Alkanen reageren niet en alkenen wel met broom. Dit komt door de dubbele binding bij alkenen. Bij de
reactie met broom wordt het broommolecuul in zijn geheel aan een alkeenmolecuul gebonden,
waardoor één nieuw molecuul ontstaat; een additiereactie.
Bijvoorbeeld de reactie van etheen en broom:
Bij een additiereactie springt de dubbele binding open, waardoor de twee koolstofatomen een
bindingsplaats krijgen waar de broomatomen kunnen worden gekoppeld. Ook fluor, chloor, jood,
waterstof, waterstofchloride, waterstofbromide en water kunnen worden geaddeerd.
Hoofdstuk 4, Rekenen
4.1
Rekenen met machten van 10
1 * 102 = 100
2.345 * 103 = 2345
1 * 103 =1000
8,00 * 10-6 = 0,00000800
enz.
4.2
Grootheden en eenheden
1 kg = 1 * 103 g = 1 * 106 mg = 1 * 109 µg
1 km = 1 * 103 m = 1 * 106 mm = 1 * 109 µm
1 m3 = 1 *
103 dm3 = 1 * 106 cm3 = 1 * 109 mm3
dichtheid
1 kl = 1 * 103 l = 1 * 106 ml = 1 * 109 µl
volume
massa
1 dm3 = 1l
1 cm3 = 1ml
4.3
Binasnotaties omrekenen
Dichtheid = massa / volume
4.4
Schatten
1 l (1dm3) vloeistof heeft een massa van ongeveer 1 kg.
1 m3 vloeistof heeft een massa van ongeveer 1000 kg.
1 ml (1cm3) vloeistof heeft een massa van ongeveer 1 g.
1 dm3 gas heeft een massa van ongeveer 1 g.
1 m3 gas heeft een massa van ongeveer 1kg.
4.5
Significante cijfers
Significante cijfers zijn cijfers die wat betekenen voor de nauwkeurigheid van de meting.
Het aantal significante cijfers is onafhankelijk van de gekozen eenheid.
 Bij vermenigvuldigen en delen bepaalt de meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers
het aantal cijfers van het antwoord.
 Bij optellen en aftrekken bepaalt het kleinste aantal cijfers achter de komma van een meetwaarde
de nauwkeurigheid van het antwoord. Er moet dezelfde eenheid worden gebruikt.
Hoofdstuk 5, Rekenen met atomen
5.1
Atoommassa
H
H
C
H
C
+
Br - Br
H
H
H
H
C
C
Een waterstofatoom heeft de kleinste
massa; 1,0 u. Het symbool u staat
H voor atomaire massa-eenheid.
De relatieve atoommassa is het aantal
keer dat een atoom zwaarder is dan
Br Br
een waterstofatoom.
Als je hier de eenheid u achter zet, heb je de atoommassa.
De atoommassa wordt voornamelijk bepaald door het aantal protonen en neutronen. De massa van
de elektronen is hierbij te verwaarlozen. Daarom is de ionmassa gelijk aan de atoommassa.
Atoommassa’s zijn geen gehele getallen, omdat van de meeste elementen in de natuur isotopen
bestaan. We rekenen daarom met de gemiddelde atoommassa.
5.2
Molecuulmassa
De molecuulmassa (M) is de som van de (gemiddelde) atoommassa’s.
Met atoommassa’s kun je de samenstelling van een ontleedbare stof aangeven met
massapercentages van de elementen.
Massapercentage: massa deel / massa geheel x 100
5.3
De chemische hoeveelheid
De massaverhouding waarin stoffen met elkaar reageren is uit de reactievergelijking af te leiden.
Omdat de massa’s van de deeltjes in een reactievergelijking heel klein zijn, heeft men een nieuwe
basisgrootheid ingevoerd: de chemische hoeveelheid (n). De eenheid hiervan is mol.
De chemische hoeveelheid van 1,000 mol stof komt in gram overeen met de massa van de formule
uitgedrukt in u.
In tabel 41 staan van een aantal stoffen de molaire massa.
Gelijke volumina gassen bevatten
dichtheid
volume
massa
moleculen
en druk.
Dit is de Wet van Avogadro.
een gelijk
molaire
molair
massa
volume
chemische
hoeveelheid
bij gelijke temperatuur
aantal
volume gas
5.4
Het molair volume van gassen
1,00 mol gas heeft bij een bepaalde temperatuur en druk een bepaald volume, onafhankelijk van het
soort gas. We noemen dit het molair volume van een gas, aangegeven met Vm.
Bij standaardomstandigheden (T = 273 K, p = po) geldt: Vm = 22,4 dm3mol-1.
Het omrekenschema komt er dan zo uit te zien:
Hoofdstuk 6, Water
6.1
Inleiding
6.2
Dipoolmoleculen, polaire stoffen
Bij een atoombinding houdt het gemeenschappelijk elektronenpaar de positieve atoomresten bij
elkaar. Als het molecuul uit twee gelijke atomen (bijv. Cl2) bestaat, houdt het gemeenschappelijk
elektronenpaar de atoomresten precies even sterk bij elkaar.
Bij een atoombinding tussen twee verschillenden niet-metaalatomen trekt het ene elektronenpaar
harder aan het andere atoom.
Een maat hiervoor is de elektronegativiteit. In tabel 39 kun je deze opzoeken.
Als in een molecuul het gemeenschappelijk elektronenpaar hierdoor meer bij het ene dan bij het
andere atoom hoort, spreken we van een polaire atoombinding. Het ene atoom wordt hierdoor een
beetje positief en het andere een beetje negatief.
Het molecuul heeft dus een asymmetrische ladingsverdeling. Dit wordt (bij bijv. HCl) zo aangegeven:

H – Cl 
Het molecuul is elektrisch neutraal, maar heeft twee elektrische polen. Dit heet een dipool-molecuul.
De polaire atoombinding is op te vatten als een geleidelijke overgang van de zuivere atoombinding
naar de ionbinding.
Of een molecuul een dipoolmolecuul is, kun je nagaan met behulp van tabel 54.
Stoffen die uit dipoolmoleculen bestaan heten polaire stoffen. Als de moleculen van een stof geen
dipoolmoleculen zijn, is de het een apolaire stof.
Polaire stoffen hebben vaak een hoger smeltpunt dan apolaire stoffen, dit komt door de sterke
vanderwaalsbinding tussen dipoolmoleculen.
6.3
Waterstofbruggen
Uitbreiding systematische naamgeving:
Als in een koolstofverbinding een –OH groep voorkomt dan komt er in de naam het achtervoegsel ‘ol’
bij. Bijv.: methanol.
Wanneer in een koolstofverbinding een –NH2 groep voorkomt, geven we dit in de naam aan met het
achtervoegsel ‘amine’. Bijv.: methaanamine.
De atoombindingen O-H en N-H zijn sterk polair en een waterstofatoom is erg klein. Hierdoor is er
sprake van een bijzonder dipooleffect bij bijv. water en ammoniak. Het H  atoom van het ene
molecuul wordt hierdoor door het O of het N atoom van een ander molecuul aangetrokken. Het H
atoom van de OH of NH groep vormt een soort brug met het O of N atoom van een naburig molecuul:
een waterstofbrug of H brug.
Waterstofbruggen treden op tussen moleculen met een OH of NH groep en komen ook voor tussen HF moleculen.
Waterstofbruggen zijn sterkere bindingen dan de vanderwaalskrachten of de bindingen tussen
dipoolmoleculen.
6.4
Proeven met water
6.5
Proeven met water verklaard
Tussen watermoleculen heersen sterke bindingen: waterstofbruggen. Als een vloeistof met water
mengbaar is, moeten de moleculen van deze vloeistof voldoende waterstofbruggen met de
watermoleculen kunnen vormen.
Alcoholen mengen vaak met water vanwege de OH groep; de mengbaarheid neemt echter af zodra
de alkylgroep groter wordt.
Stoffen waarbij tussen de moleculen alleen vanderwaalsbindingen heersen, zijn in het algemeen
onderling goed mengbaar.
Stoffen die goed met water mengen, noemen we hydrofiel (waterminnend).
Stoffen die niet met water mengen, noemen we hydrofoob (watervrezend).
Als een zout in water komt, komen de positieve en negatieve ionen los van elkaar. De ionen worden
omhuld met watermoleculen. Dit heet hydratatie.
Ook bij andere vloeistoffen geldt dat de moleculen van het oplosmiddel de losse ionen van het zout
omringen. De soort moleculen die de ionen omringt is verantwoordelijk voor de kleur van de oplossing.
Als een zout niet oplosbaar is, zijn de aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve ionen te
sterk om verbroken te worden door de moleculen van het oplosmiddel.
Als een zoutoplossing wordt ingedampt kunnen watermoleculen in het kristalrooster (ionrooster) van
het zout worden ingebouwd. Dit heet kristalwater; de zouten die kristalwater bevatten, noemen we
hydraten.
De hoeveelheid kristalwater in het kristalrooster is per zout verschillend. Bij blauw kopersulfaat bijv.
zijn er per koper (II)- en sulfaation 5 watermoleculen opgenomen: CuSO 4.5H2O (s).
6.6
Zeep, waswerking
Zepen zijn zouten en bestaan meestal uit Na+ of K+ ionen en (negatief geladen) stearaationen. De
formule van stearaat is C17H35COO-. Dit ion bestaat uit een lange, apolaire staart van kool- en
waterstof atomen en een geladen ‘kop’. De lange koolwaterstofstaart kan moeilijk door
watermoleculen worden gehydrateerd, ze zitten daarom vooral aan het wateroppervlak. Er hoeven
dan zo weinig mogelijk waterstofbruggen te worden verbroken.
Als het wateroppervlak vol is, vormen de stearaationen micellen. De apolaire staarten keren zich naar
elkaar toe, de ionkoppen steken naar buiten en vormen waterstofbruggen met watermoleculen.
Vuildeeltjes bestaan vaak uit apolaire stoffen en kunnen in het apolaire gebiedje van een micel terecht
komen en oplossen. De met vuil gevulde micellen worden met spoelwater weggevoerd.
Micellen kunnen zich, door schudden, ook vullen met lucht; er ontstaat een zeepbel, die niet uit de
vloeistof kan ontsnappen doordat de ionkoppen aan het oppervlak de micel met lucht tegenhouden.
Een zeep heeft dus invloed op de grensvlakspanning van water; het is een detergens.
6.7
Hard water en zeep
Hard water bevat calciumionen. De hardheid van water wordt gemeten in Duitse Hardheidsgraad (ºD).
Naast de positieve calciumionen bevat het water noodzakelijkerwijs ook negatieve ionen, dat zijn vaak
het chloride ion en het waterstofcarbonaation (HCO 3-).
Hard water kan ontstaan doordat kalksteen oplost in water. Hiervoor is CO 2(aq) nodig; dit bevindt zich
altijd in regenwater. De volgende reactie treedt op:
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq)  Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq)
Bij T>80 ºC treedt de omgekeerde reactie op. CO2 ontwijkt dan als gas. Er ontstaat ook dan CaCO3,
dat neerslaat en ervoor zorgt dat veel apparaten ‘verkalken’. Een ander nadeel is dat zeep niet meer
schuimt door hard water; er ontstaat een neerslag.
6.8
Ontharden van water
Je kan hard water op vier manieren ontharden:
-Het water koken.
-De calciumionen neer laten slaan met bijv. soda (NaCO 3)
-‘Afschermen’ van de calciumionen in het water, door natriumaluminiumsilicaat (zeoliet) toe te voegen.
Calciumionen worden verwisseld voor natriumionen.
-Gebruiken maken van een ionenwisselaar, bestaand uit korreltjes kunsthars met natriumionen. Ook
hier worden calciumionen verwisseld door natriumionen. Als de ionenwisselaar is uitgeput, kan hij
worden geregenereerd met een geconcentreerde NaCl – oplossing.
Hoofdstuk 7, Chemisch rekenen
7.1
Reactie en verhouding in mol
In een reactievergelijking geven de coëfficiënten de verhouding in mol aan waarin de stoffen bij de
reactie zijn betrokken. Dit geeft dus ook de verhouding aan waarin de moleculen met elkaar reageren.
Bijv.: 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) : dus 2 : 1 : 2
7.2
Concentraties
De concentratie geeft de hoeveelheid opgeloste stof per hoeveelheid oplossing aan. Chemici
gebruiken meestal als eenheid voor concentratie de molariteit. Dit is het aantal mol opgeloste stof per
liter oplossing: mol l-1. In plaats van mol l-1 wordt ook M gebruikt. Om de molariteit van een stof te
noteren wordt de stof tussen vierkante haken gezet: [Cl- (aq)] = 0,1mol l-1.
7.3
Gehaltes
Bij erg kleine concentraties worden andere eenheden dan mol l-1 gebruikt:
Procent (%) = honderdste delen, promille (‰) = duizendste delen, ppm (parts per million) = miljoenste
delen. De concentratie kan worden uitgedrukt in molariteit, massa- en volumepercentage of ppm.
Bijv.: 10 volume-ppm = 10 ml per kl = 10 μl per l = enz.
ADI = Acceptable Daily Intake; MAC = Maximaal Aanvaarde Concentratie
7.4
Rekenen aan reacties
Stappenplan om de hoeveelheden van stoffen die verdwijnen en ontstaan uit te rekenen.
1) Stel de reactievergelijking op.
2) Welke stof is gegeven en welke is gevraagd?
3) Leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en gevraagde stof.
4) Reken de gegeven hoeveelheid stof om in mol.
5) Bereken mbv de
molverhouding het aantal mol
p 1 x V 1 p2 x V 2

gevraagde stof.
n2 x T 2
6) Reken het aantal mol n1 x T1
gevraagde stof om in de gevraagde
eenheid.
7) Controleer het antwoord (significantie).
7.5
Rekenen aan reacties in oplossing
Om bij neerslagreacties de verhouding in mol te bepalen, moet je ook de tribune-ionen onder de
reactievergelijking zetten. Om de molverhouding af te lezen moet je letten op de kleinste coëfficiënten
bij de verschillende deeltjes.
7.6
Gassen
Er is een verband tussen de vier grootheden druk (p), volume (v), chemische hoeveelheid (n) en
temperatuur (T); dit staat in de algemene gaswet:
(p x V) / (n x T) = R, waarbij R de gasconstante is: zie tabel 7.
Bovendien geldt:
Hoofdstuk 9, Zuren en basen
9.1
Zuren en basen
Om te onderzoeken of een stof zuur of basisch is, kan je een indicator gebruiken. In tabel 52A zie je
een aantal indicatoren en de kleur die ze aannemen bij verschillende pH-waarden. Een zure oplossing
heeft aan pH kleiner dan 7, een neutrale oplossing heeft een pH van 7 (in de praktijk tussen 6 en 8) en
een basische oplossing heeft een pH groter dan 7.
Zuren kunnen een H+ ion afstaan en basen kunnen een H+ ion opnemen. Bij een zuur-base reactie
staat een zuur een H+ ion af aan de base.
9.2
Zuren in water
Een zure oplossing ontstaat als een zuur in water opgelost wordt. Het zuur staat dan een H+ ion af aan
het water (H2O) molecuul. De zure oplossing bevat dus H3O+ (aq) ionen. Dit ion heet het oxonium-ion.
Afhankelijk van de H3O+ concentratie is een oplossing geconcentreerd of verdund.
Zoutzuur is de naam voor een oplossing: H3O+ (aq) + Cl- (aq)
De volgende zuren moet je kennen:
zuur
naam zuur
deeltje na afstaan deeltje na afstaan deeltje na afstaan
één H+
van twee H+
van drie H+
HF
HCl
HBr
HI
CH3COOH
HNO3
H2C2O4
H2S
H2SO4
H3PO4
waterstoffluoride
waterstofchloride
waterstofbromide
waterstofjodide
azijnzuur
salpeterzuur
oxaalzuur
waterstofsulfide
zwavelzuur
fosforzuur
FClBrICH3COONO3HC2O4HSHSO4H2PO4-
formule zuurrestion
naam van het ion
HC2O4C2O42HSHSO4H2PO4HPO42-
waterstofoxalaation
oxalaation
waterstofsulfide-ion
waterstofsulfaation
diwaterstoffosfaation
monowaterstoffosfaation
C2O42S2SO42HPO42-
PO43-
Azijnzuur: eigenlijk ethaanzuur, hoort bij
alkaanzuren: CnH2n+1COOH. Zuurrest:
CnH2n+1COO-
9.3
Basen in water
Een basische oplossing ontstaat als een base in water opgelost wordt. De base neemt dan een H + ion
op van het water (H2O) molecuul. De basische oplossing bevat dus OH- (aq) ionen.
Een basische oplossing kan ook ontstaan als een hydroxide in water wordt opgelost.
Afhankelijk van de OH- concentratie is een oplossing geconcentreerd of verdund.
Base
naam
deeltje na
deeltje na
deeltje na
opnemen één H+
opnemen twee H+ opnemen drie H+
OHNH3
CH3NH2
S2O2CO32SO32PO43HCO3H2CO3
Hydroxide-ion
Ammoniak
Methaanamine
Sulfide-ion
Oxide-ion
Carbonaation
Sulfietion
Fosfaation
waterstofcarbonaation
koolzuur
H2O
NH4+
CH3NH3+
HSOHHCO3HSO3HPO42-
H2S
H2O
H2CO3
H2SO3
H2PO4HSO3H2SO3
H3PO4
waterstofsulfietion
zwaveligzuur
Als een zuur en base precies één H+ verschillen, noemen we dat een zuur-base koppel. Dit zijn
geconjugeerde zuren en basen. Bij een zuur hoort een geconjugeerde base. Bij een base hoort een
geconjugeerd zuur.
9.4
Zuur-base reacties in oplossing
Als een zure oplossing bij een basische oplossing wordt gevoegd, treedt er een reactie op. Je stelt
een zuur-base reactie als volgt op:
-welk zuur en welke base zijn aanwezig?
-hoeveel H+ kan het zuur afstaan en hoeveel H+ kan de base opnemen?
-stel de reactievergelijking op.
9.5
Zure regen
Zure regen wordt veroorzaakt door natte depositie (regen) en door droge depositie (verzurend
materiaal dat in droge perioden op de aarde terecht komt).
De veroorzakers zijn:
 Industrieën produceren zwaveldioxide
 Auto’s produceren stikstofoxiden: NO (g) en NO2 (g)
 Landbouw zorgt voor veel mest die ammoniak bevat. Ammoniak wordt in de bodem omgezet
in salpeterzuur.
9.6
pH
Berekenen van de pH: pH = -log[H3O+]
Berekenen van de concentratie: [H3O+] = 10-pH
9.7
pH van basische oplossingen
Bij basische oplossingen gebruikt men pOH ipv pH.
pOH = -log[OH-] en [OH-] = 10-pOH
Verband tussen pH en pOH:
Zuiver water bij 298 K: pH=7, dus [H3O+] = 1,0 x 10-7 M. Omdat de oplossing neutraal is, moeten er
ook negatieve ionen aanwezig zijn: OH-.
Het volgende evenwicht is dus in water aanwezig:
H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq) + OH-(aq)
De evenwichtsvoorwaarde is dus:
[H3O+] x [OH-] = Kw, Kw is de waterconstante.
[H3O+] = [OH-] (zuiver water), dus [H3O+] x [OH-] = 10-14
beide kanten negatieve logaritme nemen
-log ([H3O+] x [OH-]) = -log(10-14)
-log([H3O+]) + -log([OH-]) = 14,0
wiskundig verder uitwerken
pH + pOH = 14,0
In zure oplossingen rekenen we met H3O+ en in basische oplossingen met OH-.
9.8
Een kwantitatieve analyse
Titratie is een kwantitatieve analysemethode. Het gaat om:
 Twee oplossingen die met elkaar kunnen reageren (bijv. zuur-base reactie).
 Twee te meten hoeveelheden van die oplossingen.
 Eén oplossing heeft een bekende concentratie.
 De concentratie van de andere oplossing is dan te berekenen.
Bij een zuur-base reactie: als de pH 7 is, is de oplossing neutraal en is het eindpunt / equivalentiepunt
bereikt.
Hoofdstuk 12, Koolstofverbindingen
12.1
Namen en structuurformules
zie hoofdstuk 3
12.2
Substitutiereactie bij alkanen
(Alkanen kan je verbranden en kraken; met alkenen kan een additiereactie optreden.)
Alkanen zijn niet erg reactief; ze kunnen met halogenen (Br2, Cl2, etc.) reageren om ze als grondstof
geschikt te maken. H – atomen van het alkaan worden vervangen door een halogeenatoom van een
halogeenmolecuul. Er treedt een substitutiereactie op, waar licht voor nodig is. Er ontstaan
halogeenalkanen (bijv. CH3Cl) en waterstofhalogeniden (bijv. HCl).
12.3
Alcoholen en ethers
Het kenmerk van een alcohol is de OH groep (hydroxylgroep). Er bestaan primaire, secundaire en
tertiaire alcoholen. Dit zijn alcoholen waarbij de OH groep respectievelijk aan een primair, secundair
en tertiair C atoom zijn gebonden. Een primair C atoom is een C atoom dat gebonden is aan één
ander C atoom, een secundair C atoom aan twee andere C atomen, etc. tot maximaal vier andere C
atomen (quaternair).
Alkoxyalkanen zijn isomeer aan alkanolen (alkanen
1 H is vervangen door 1 OH groep). Deze moleculen
alleen maar één R-O-R groep. De alkoxygroep wordt
voorvoegsel weergegeven.
waarbij
CnH2n+1 – C - H
bevatten
||
met een
O
FORMULE
systematische naam
CnH2n+1 – C – CmH2m+1
||
O
CH3-O-CH3
methoxymethaan
CH3-O-C2H5
methoxyethaan
CnH2n+1-O-CmH2m+1
alkoxyalkanen
Alkoxyalkanen zijn een deelverzameling van de ethers. Ze zijn erg brandbaar maar reageren verder
bijna niet. Daarom zijn ze geschikt als oplosmiddel.
12.4
Aldehyden en ketonen
Een stof met een –CH = O groep, noemen we aldehyde. Ze krijgen het achtervoegsel –al. De
aldehydegroep zit altijd aan een primair C atoom, aan het uiteinde van een keten of tak.
Formule:
Als de dubbel gebonden O aan een secundair C atoom zit, is er sprake van een keton. Ze krijgen het
achtervoegsel –on.
Formule:
Aldehyden en ketonen komen voor als tussenproducten van reacties bij de stofwisseling in ons
lichaam.
De bekendste keton is propanon, vaak aceton genoemd; de stof wordt veel gebruikt als oplosmiddel.
De bekendste aldehyde is methanal, ook wel formaldehyd genoemd. Oplosssing van dit gas in water
heet formaline en wordt gebruikt als conserverings- en ontsmettingsmiddel.
12.5
Aminen en carbonzuren
Aminen: achtervoegsel amine of voorvoegsel amino. Kunnen als base reageren.
Als in een stof zowel een amino- als hydroxylgroep voorkomt, wordt amino- als voorzetsel gebruikt.
Bijv. 2-amino-1-ethanol.
Het kenmerk van een organisch zuur is de carboxylgroep : -COOH
Stoffen met zo’n groep heten carbonzuren. Carbonzuren zijn zwakke zuren. Het H-atoom kan als H+
worden afgestaan. De C van de -COOH groep is altijd koolstofatoom nummer 1.
Als de carboxylgroep niet tot de hoofdketen behoort, krijgt de stof het achtervoegsel carbonzuur in
plaats van zuur. Bijv. benzeencarbonzuur.
De triviale naam voor ethaandizuur is oxaalzuur.
12.6
Esters
Bij reacties tussen alkanolen en zuren ontstaan esters. Een H-atoom van de ene en een –OH groep
van het andere molecuul vormen samen een watermolecuul. De overgebleven stukken vormen een
nieuw molecuul. Bijv.:
In het algemeen:
alkanol + zuur ↔ ester + water
dit is een evenwichtsreactie.
De ester is in twee stukken te verdelen; een zuurrest en een alkylgroep. De naam van de zuurrest van
de ester wordt aangegeven met alkanoaat, de naam van de alkylgroep spreekt voor zich (bijv. methyl,
ethyl, etc.). Bij ingewikkelde esters mag je de ester noemen naar de alkanol en het zuur waar uit de
ester is ontstaan. Bijv.: de ester van methaanzuur en 2-propanol.
Esters kunnen ook ontstaan als alcoholen met anorganische zuren, zoals salpeterzuur reageren. Ook
hier is een OH groep betrokken. Salpeterzuur, HNO3, is dan het best te schrijven als HO-NO2.
Glyceryltrinitraat is ook een ester. Het ontstaat uit (1 molecuul) glycerol (1,2,3-propaantriol) en (3
moleculen) salpeterzuur.
Glyceryltrinitraat is ook bekend als nitroglycerine; het is een vloeistof die al bij een kleine schok
ontploft. Door adsorptie aan een poreus materiaal kon de stof beter tegen schokken; er ontstaat
dynamiet.
12.7
Vetten en zepen
Eetbare vetten en oliën zijn esters. Ze ontstaan altijd door reactie tussen glycerol en vetzuren.
Vetzuren zijn organische zuren met een lange koolstofketen (zie Binas 67). Net als glycerylnitraat (zie
hierboven) zijn de vetten en oliën tri-esters. In de natuur komen behalve tri- ook di- en mono-esters
voor.
Een vet ontstaat uit verzadigde vetzuren en een olie uit onverzadigde (met dubbele binding(en))
vetzuren. Een vloeibare olie kan met waterstof tot een vast vet reageren: vetharding. De dubbele
binding springt open.
Esters zijn weer te ontleden door water toe te voegen, de omgekeerde reactie van die in 12.6 treedt
op. Dit heet hydrolyse; deze hydrolyse verloopt langzaam. Volledige hydrolyse kan worden bereikt
door de ester met een basische oplossing te koken. De base reageert dan met het zuur, zodat de
teruggaande reactie van de hydrolyse niet optreedt. De reactie is dan aflopend en heet verzeping,
omdat er een zeep kan ontstaan. Er moet een lange apolaire staart aan het zuurrestion zitten.
Hoofdstuk 13, Redoxreacties
13.1
Metalen
Bij een redoxreactie vindt elektronenoverdracht plaats: een reductor staat elektronen af aan een
oxidator die de elektronen opneemt.
Metalen zijn reductoren; zij kunnen elektronen afstaan, er ontstaan dan positief geladen metaalionen.
Redoxreacties kunnen gebruikt worden voor etsen: plaatselijk het metaal laten reageren met een zure
oplossing.
13.2
Halfreacties
Om te voorspellen of een deeltje oxidator of reductor is, moet je nagaan of het elektronen kan
H H
|
|
H – C – C – OH
|
|
H H
ethanol
+
O H
|| |
HO – C – C – H
|
H

ethaanzuur
H H
O H
|
|
|| |
H – C – C – O – C – C – H + H2O
|
|
|
H H
H
ethylethanoaat
Fe2+)
opnemen of afstaan. Sommige deeltjes (bijv.
kunnen als oxidator of reductor optreden.
Als een reductor elektronen afstaat, ontstaat de geconjugeerde oxidator, en als een oxidator
elektronen opneemt ontstaat de geconjugeerde reductor (net als bij zuur-base reacties). Zo’n reductor
en oxidator die bij elkaar horen noemen we een redoxkoppel.
Om een redoxreactie op te stellen moet je het volgende doen:
- afstaan van elektronen door reductor (halfreactie RED)
- opnemen van elektronen door oxidator (halfreactie OX)
- optellen van halfreacties, waarbij evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan
- dit geeft de totaal reactie, met toestandsaanduidingen
Voorbeeld: reactie van aluminium met zoutzuur
Halfreactie RED
Al(s)
 Al3+ + 3 e- 2x
+
Halfreactie OX
2H +2e
 H2(g)
3x
Totaaalreactie
2 Al(s) + 6 H+(aq)
 3 H2(g) + 2 Al3+(aq)
13.3
Redoxreacties bij metalen
Op grond van experimenten met metalen en metaalionen (in opl.) kan je oxidatoren en reductoren
naar sterkte rangschikken. De sterkste oxidator komt bovenaan en de sterkste reductor onderaan:
Ox
Au3+
..
H+
..
K+
sterk
|
|
|
zwak
Red
Au
..
H2
..
K
zwak
|
|
|
sterk
In zo’n lijst geldt dat een reductor met alle oxidatoren kan reageren, die sterker zijn dan zijn
geconjugeerde oxidator, en een oxidator met alle reductoren, die sterker zijn dan zijn geconjugeerde
reductor. Kortom: als een oxidator linksboven een reductor staat, kunnen ze met elkaar reageren.
Verder blijkt dat hoe sterker een oxidator is, hoe zwakker de geconjugeerde reductor, en andersom.
Metalen die onder het redoxkoppel van waterstof staan, zijn onedele metalen. Zij reageren namelijk
met H+, met zure oplossingen dus.
13.4
De redoxtabel
Door nog meer experimenten te doen, is er een uitgebreide tabel met oxidatoren en reductoren
gemaakt: de redoxtabel, tabel 48 van Binas.
Hieruit blijkt dat alle halogenen (Cl2, O2, enz) vrij sterke oxidatoren zijn, met als sterkste F 2.
Sommige deeltjes komen meerdere malen in de tabel voor als oxidator (of reductor). In dit geval
verloopt de halfreactie van de sterkste oxidator (of reductor).
Een uitzondering is salpeterzuur: Bij geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO2(g) en bij verdund
salpeterzuur NO(g).
Bij verbrandingsreacties geldt in het algemeen dat zuurstof de oxidator is en de brandstof de reductor.
C, CO en SO32- zijn reductoren.
13.5
Titratie
(Kijk nog eens bij par. 9.8) Ook redoxreacties kunnen gebruikt worden voor een titratie. Als de oxidator
/ reductor niet gekleurd zijn, moet je een indicator toevoegen.
Bij een titratie meet je met een pipet een bep. hoeveelheid vloeistof af, die je mbv een buret titreert,
totdat het equivalentiepunt is bereikt (zie par. 15.7).
13.6
Alcoholen als reductor
Sommige alkanolen kunnen als reductor optreden: primaire en secundaire alcoholen wel, tertiaire niet.
primaire alcohol + ox.  aldehyde + ox.  carbonzuur
secundaire alcohol + ox  keton (+ ox.  geen reactie)
tertiaire alcohol +ox.  geen reactie
13.7
Elektrochemische cel
Door een oxidator en reductor dmv een stroomdraad met elkaar te verbinden, gaat er een
elektronenstroom door de draad lopen. Je maakt dan een elektrochemische cel, die is opgebouwd uit
twee halfcellen. De halfcel met de reductor is de negatieve elektrode, en de halfcel met de oxidator de
positieve (elektronen lopen van min naar plus). Verder is er een zoutbrug nodig, om te zorgen dat er
geen geladen oplossingen ontstaan; de ionen zorgen voor ladingstransport. Ipv een zoutbrug kan ook
gebruik worden gemaakt van een poreuze wand (diafragma) of een membraan. Met de elektrolyt
bedoelt men alles wat tussen de elektroden zit.
De spanning die een cel levert is de bronspanning. Deze is afhankelijk van de soort stof, de
concentratie van reductor/oxidator en van de temperatuur.
Soort stof: in Binas tabel 48 staat bij elk redoxkoppel de standaardelektrodepotentiaal vermeld. Dit
zegt iets over de sterkte van de oxidator/reductor. Bij een redoxreactie is het verschil tussen de
waarden van de standaardelektrodepotentialen van de redoxkoppels de bronspanning in volt. Dit geldt
bij 298 K, 1 M en p=po.
Concentratie: als je de concentratie van één van de stoffen verandert, zal de sterkte van de oxidator /
reductor toe- of afnemen. Eén van de (evenwichts-)reacties krijgt namelijk de overhand en daardoor
neemt de neiging om elektronen op te nemen of af te staan toe of af.
Voorbeeld: halfreactie van Fe3+:
Fe3+(aq) + e-  Fe2+(aq)
Bij toename van [Fe3+], reactie naar rechts overhand, Fe3+ sterkere oxidator (neemt meer
elektronen op).
Temperatuur: bij lage temperatuur levert een cel minder spanning. Oorzaak hoef je niet te weten.
13.8
Bekende elektrochemische cellen
Loodaccu: verschillende elektrochemische cellen. Hierin bevinden zich twee platen lood, waarvan één
bedekt met lood(IV)oxide. Elektrolyt is zwavelzuur. De volgende halfreacties vinden plaats:
Pb(s) + SO42 PbSO4(s) + 2 ePbO2(s) + 4 H+ + SO42- + 2 e-  PbSO4(s) + 2 H2O
Als de accu uitgeput is zijn beide platen bedekt met loodsulfaat. Door met een uitwendige
spanningsbron de elektronenstroom de andere kant op te sturen, wordt de begintoestand weer
hersteld en is de accu opgeladen.
Voor het oplaadbaar zijn van een cel mogen de reactieproducten zich niet verspreiden in de
elektroden, maar moeten bij de elektrode blijven.
Droge batterij: het omhulsel van de batterij doet dienst als reductor, mangaan(IV)oxide is oxidator en
ammoniumchloride elektrolyt:
Zn (s)  Zn2+ + 2 eMnO2(s) + 4 NH4+ + 2 e-  Mn2+ + 2 H2O (l) + 4 NH3
Niet oplaadbaar, want reactieproducten verspreiden zich in elektrolyt.
Nikkel-cadmium batterij:
Cd(s) + 2 OH-  Cd(OH)2(s) + 2 eNiOOH(s) + H2O + e-  Ni(OH)2(s) + OHBrandstofcel: brandstof reductor en zuurstof oxidator. Bevat minder giftige stoffen en goedkopere
grondstoffen, bijvoorbeeld: ‘knalgascel’: waterstof en zuurstof met elektrolyt zwavelzuur/kaliloog en
reactieproduct (schoon) water.
Oplaadbare batterijen en accu’s zijn in praktijk niet eeuwig oplaadbaar, de chemicaliën die na gebruik
overblijven zijn giftig.
Hoofdstuk 14, Chemische technieken
14.1
Een productieproces
Bij het productieproces ontstaan vaak mengels. Oorzaken hiervoor zijn:
- naast het beoogde product ontstaan nog andere reactieproducten
- er is sprake van een evenwichtsreactie; volledig omzetting niet mogelijk, beginstoffen zij
nog aanwezig
- overmaat van één van de beginstoffen
- beginstoffen zijn onzuiver
- er treden volg- of nevenreacties, waardoor weer andere bijproducten ontstaan
Het rendement van een productieproces is het deel van de theoretische opbrengst dat werkelijk
gehaald is (in procent).
14.2
Chromatografie
Chromatografie wordt vooral gebruikt voor kwalitatieve analyse (onderzoek naar welke stoffen in een
mensel aanwezig zijn). Als op een chromatogram kleurloze stoffen aanwezig zijn, moet je het
‘ontwikkelen’: gebruik van een indicator, of van bijv. UV licht.
Bij chromatograferen worden meestal niet alleen de te onderzoeken monsters op een chromatogram
gezet, maar ook de zuivere stoffen, waarop men de monsters wil testen, de referentiestoffen.
Bij chromatograferen is er een mobiele en stationaire fase. De mobiele fase beweegt en de stationaire
fase staat stil. Een bepaalde stof A verdeelt zich over beide fasen: een verdelingsevenwicht.
Am  As dus [A]s / [A]m = Kv
De verhouding tussen de afstand die stof A heeft afgelegd en de afstand die de mobiele fase heeft
afgelegegd is voor stof A contstant. Deze verhouding geven we weer met het symbool R f, rate of flow.
In tabel 72 staan een paar van zulke waarden.
Bij dunnelaagchromatografie is meer variatie in de stationaire fase aan te brengen dan met
papierchromatografie. 
14.3
Reactiesnelheid
(zie ook katern: reacties van begin tot eind) Reactiesnelheid is aantal mol stof dat per seconde per liter
ontstaat/verdwijnt. Het is afhankelijk van de temperatuur, de concentratie, verdelingsgraad, en evt. van
een katalysator. Door een katalysator wordt de activeringsenergie van een reactie verlaagd (zie H10).
14.4
Reactiesnelheidsvergelijking
Een reactiesnelheidsvergelijking geeft aan hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentraties van
de reagerende stoffen.
Als de snelheid van een reactie van slechts één deeltje, bijv. A, afhangt, is de reactie van de eerste
orde: s = k x [A]
Als de snelheid van twee deeltjes afhangt, bijv. A en B, is de reactie van de tweede orde:
s = k x [A] x [B] of s = k x [A]2
s is de reactiesnelheid, k is een constante. Reacties met een hogere orde dan twee komen bijna niet
voor.
14.5
Reactiemechanisme
Reacties die met ingewikkelde reactievergelijkingen worden beschreven, verlopen vaak in een aantal
opeenvolgende stappen. De reactie: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32-  2 Mn2+ + 3 H2O + 5 SO42- verloopt
niet in één stap, want dan zou het een reactie van de 13e orde zijn.
De reactievergelijking van een reactie geeft dus enkel de verhouding weer waarin beginstoffen
verdwijnen en reactieproducten ontstaan. Het reactiemechanisme beschrijft volgens welke
achtereenvolgende stappen we ons voorstellen dat een reactie verloopt. De totaalreactie is dus de
som van een aantal deelreacties. De deelreactie die het langzaamst verloopt is de
snelheidsbepalende stap. Door onderzoek te doen naar de invloed van concentraties van
verschillende stoffen op de reactiesnelheid, is het mogelijk een reactiemechanisme op te stellen.
Hoofdstuk 16, Stereochemie
16.1
Ruimtelijke structuren
Met het atoommodel van Rutherford (hfd.1) kan je niet alle feiten verklaren. Er is een uitbreiding nodig
om bijvoorbeeld verschillen in atoomstralen en valenties te verklaren.
We stellen ons een atoom voor als een bol met daarom heen schillen. De binnenste schil is het kleinst
en ligt het dichtst bij de kern. Een schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten; op een gegeven
moment worden de afstotende krachten tussen elektronen te groot. Een volgend elektron gaat naar
een grotere schil verder van de kern.
Een echte elektronenwolk bestaat dus niet; elektronen bevinden zich in schillen op bepaalde
afstanden van de kern. De elektronen in de buitenste schil van een atoom zijn de elektronen die het
makkelijkst verwijderd kunnen worden: valentie-elektronen.
Ruimtelijke structuur van koolstofatomen
Koolstof kan vier gemeenschappelijke elektronenparen vormen. De structuur van koolstofmoleculen
hangt af van de aanwezige bindingen:
Aantal bindingen
4 enkele bindingen rond C-atoom
4 bindingen aan C=C
2 bindingen aan C≡C
omringing
tetraëdrisch
platte vlak
in elkaars verlengde
bindingshoek
109,5 o
120 o
180 o
De dubbele en drievoudige bindingen zijn starre bindingen.
16.2
Cis-trans isomerie
Moleculen met dezelfde molecuulformule en verschillende structuurformules zijn structuurisomeren.
Er bestaan ook moleculen met dezelfde molecuulformule die alleen in ruimtelijke bouw verschillen. De
ruimtelijke rangschikking (configuratie) is anders. Zulke isomeren heten stereo-isomeren.
Cis-trans isomerie is een vorm van stereo-isomerie. Het kan optreden als aan weerszijden van een
starre binding (C=C of cyclische verbinding (ring)) verschillende groepen voorkomen. Als beide
groepen aan dezelfde kant zijn gebonden, spreken we van de cisvorm; als beide groepen aan
weerszijden zijn gebonden, is dat de transvorm.
Bijv.: 1,2-dichlooretheen heeft een cis en transvorm: cis-1,2-dichlooretheen en trans-1,2dichlooretheen. Het zijn verschillende stoffen met verschillende eigenschappen.
16.3
Optische activiteit
Stereo-isomeren (bijv. de 2 isomeren van 2-butanol) gedragen zich verschillend in een polarimeter.
Een polarimeter bestaat uit een lichtbron met daarvoor een polarisator. De lichtbron zend
ongepolariseerd licht uit; licht met trillingsrichtingen naar alle kanten. De polarisator zorgt ervoor dat
van het licht maar één bepaalde trillingrichting wordt doorgelaten.
Met zo’n polarimeter kan je de stereo-isomeren van elkaar scheiden. De twee stoffen draaien de
trillingsrichting van licht ieder een andere kant op. Ze zijn optisch actief; één linksdraaiend en één
rechtsdraaiend: optische isomeren.
De hoek waarover het licht draait, hangt af van: golflengte van de lichtbron, lengte van de lichtweg,
temperatuur en de concentratie van de optisch actieve stof.
16.4
Asymmetrisch C-atoom
Als je met molecuulmodellen 2-butanol bouwt, merk je dat je 2 verschillende modellen kan maken. Ze
verschillen van elkaar in ruimtelijke structuur. De twee optische isomeren van 2-butanol zijn elkaars
spiegelbeeld: spiegelbeeldisomerie. Verschillen kan je alleen maar dmv een ruimtelijke tekening laten
zien.
Een stof kan alleen maar optisch actief zijn, als in de moleculen van de stof geen symmetrievlak
voorkomt. Dat betekent dat de stof een asymmetrisch C-atoom voorkomt, aan te geven met C*. Als
zo’n asymmetrisch C-atoom voorkomt zijn er twee spiegelbeeldisomeren van de stof. Als de
verhouding tussen het links- en rechtsdraaiende isomeer 1:1 spreken we van een racemisch mengsel.
Dit is niet optisch actief.
16.5
Optische isomerie
De meeste organische stoffen in de natuur zijn optisch actief. Dit komt doordat de moleculen van deze
stoffen groot zijn en de kans op een symmetrievlak daardoor klein is.
Ook van cyclische verbindingen kunnen optische isomeren voorkomen.
Bijv.: 1-broom-2-chloorcyclopropaan. Het C-atoom waar het broomatoom aanzit heeft vier
verschillende groepen: Br, H, CHCl – CH2, CH2 – CHCl. Dit is dus een asymmetrisch koolstofatoom.
Ook het C-atoom met het chlooratoom is asymmetrisch.
16.6
Reactiemechanismen
Als van een primair of secundair halogeenalkaan het halogeenatoom wordt vervangen door een
hydroxylgroep, is het een tweede orde reactie. Bij een tertiair halogeenalkaan heb je te maken met
een eerste orde reactie.
Bij een secundair halogeenalkaan zal de optische activiteit van een stof veranderen. Zie het boek voor
mooie structuurformules.
Hoofstuk 17, Polymeren
17.1
Additiepolymerisatie
Voor additiereacties zie par. 3.7.
Plastics zijn stoffen opgebouwd uit macromoleculen. Zulke macromoleculen ontstaan kunnen ontstaan
door polymerisatie. Hierbij koppelen heel veel monomeren aan elkaar en vormen zo een polymeer.
Bij additiepolymerisatie springen dubbele bindingen in het monomeer open waardoor ze aan elkaar
kunnen koppelen.
Bijv.: uit etheen, C2H4, kan door polymerisatie polyetheen ontstaan. De formule voor deze keten wordt
(C2H4)n, waarbij n een groot getal is. C2H4 is de repeterende eenheid.
Het is handig om bij een polymerisatiereactie de dubbele binding die openspringt horizontaal te
tekenen. De andere atoomgroepen zet je eronder of erboven.
Als uit een stof zoals chlooretheen een polymeer ontstaat, kunnen de monomeren op verschillende
manieren aan elkaar koppelen. Er ontstaan dus verschillende polymeerketens. Dat betekent dat de
stof een mengsel is en een smelttraject heeft.
17.2
Rubber
Rubber is te beschouwen als additiepolymeer van 2-methyl-1,3-butadieen. Om het simpeler te houden
gebruiken we 1,3-butadieen als voorbeeld. Als deze stof polymeriseert blijft er een dubbele binding
aanwezig in het polymeer, doordat 1,3-butadieen twee dubbel bindingen bevat. We noemen zo’n
polymeer een onverzadigd polymeer.
Door de aanwezige dubbele bindingen is het nog reactief. Het kan bijvoorbeeld reageren met zwavel.
Zwavelatomen kunnen tussen de verschillende polymeerketens dwarsverbindingen, crosslinks,
vormen. Rubber is hierdoor elastisch, het is een elastomeer.
Toevoeging van zwavel heet vulcanisatie: rubber wordt sterker en minder kleverig, maar blijft
elastisch.
17.3
Condensatiepolymerisatie
Kijk nog eens naar par. 12.6 (estervorming).
Estervorming is een voorbeeld van een condensatiereactie. Twee moleculen worden aan elkaar
gekoppeld onder afsplitsing van een klein molecuul (bij estervorming: water). Het gaat daarbij om een
alcohol en een zuur. Om te zorgen dat er een polymeer ontstaat moet er dus of een hydroxyzuur of
een dizuur en een diol aanwezig zijn. Er ontstaat een polyester.
Condensatiereacties vinden ook plaats bij aminozuren: de NH groep koppelt aan de OH groep waarbij
Deze groep heet de peptidebinding. Eigenlijk is het geen
ook weer water vrij komt:
-C-Nbinding, maar een groep.
|| |
O H
De polymeren die ontstaan heten polyamiden. Ze kunnen uit enkel aminozuren of uit een dizuur en
een diamine ontstaan.
Polyesters en polyamiden ontstaan dus door condensatiepolymerisatie.
17.4
Eigenschappen van plastics
Plastics die bij verwarmen zacht worden heten thermoplasten. Plastics die bij verwarmen hard blijven
heten thermoharders.
Thermoplasten bestaan uit lange polymeerketens: de ketenmoleculen liggen in de stof door elkaar
heen. Er is een temperatuur waarbij de thermoplast week wordt: het verwekingspunt. Het is het
beginpunt van een smelttraject. Plastics zijn immers mengsels (zie 17.1). Thermoplasten zijn ook
week te maken door er een weekmaker, een bepaalde vloeistof, aan toe te voegen. De
ketenmoleculen kunnen dan makkelijker langs elkaar glijden en de plastic wordt zachter.
Thermoharders bestaan ook uit ketenmoleculen, maar die zijn nu met elkaar verbonden. Hierdoor
kunnen ze bij verwarmen niet langs elkaar glijden en wordt de plastic niet zacht.
17.5
Toepassen van plastics
Plastics worden (vooral) gebruikt als verpakkingsmaterialen en als kunststoffen in de bouw en de
auto-industrie.
Voordelen van plastics zijn: gemakkelijk te verwerken, licht, niet reactief, onderhoudsarm, isolerend,
lage prijs.
Bioplastics worden in de medische wereld gebruikt. Het zijn biologisch afbreekbare polymeren.
17.6
Het verwerken van plastics
Afvalwerking van plastics kan op drie manieren: storten, verbranden, hergebruiken.
Storten: Veel plastics kunnen niet worden afgebroken door de natuur. Ze worden dan vaak gestort.
Verbranden: Plastics die niet kunnen worden afgebroken kunnen ook worden verbrand. Er komen
meestal wel giftige verbrandingsproducten vrij, maar de vrijkomende energie kan voor verbranding
worden gebruikt
Hergebruik: Het polymeer wordt geschikt gemaakt voor hergebruik. De kwaliteit gaat vaak achteruit.
17.7
Een fabriek
Hoofstuk 18, Natuurlijk chemie
18.1
Voedsel
In ons voedsel komen verschillende voedingsstoffen voor: koolhydraten, eiwitten, mineralen, vetten en
vitaminen. Enzymen helpen de (verbrandings)reacties in ons lichaam: het zijn biologische
katalysatoren.
18.2
Koolhydraten
De algemene formule voor koolhydraten is Cn(H2O)m. Bekende koolhydraten zijn glucose, sacharose
en zetmeel.
Koolhydraten zoals glucose en fructose zijn belangrijke bouwstenen voor andere koolhydraten. Het
zijn monosachariden, ze bestaan uit één ring (zeshoek, vijhoek).
Als twee monosachariden aan elkaar koppelen (onder afsplitsing van water) ontstaat een disacharide.
Bijv: uit glucose en fructose kan een sacharose ontstaan (structuurformule Binas 67).
Bij een polycondensatiereactie kunnen uit de monoschariden polysachariden ontstaan. Bijvoorbeeld
zetmeel een cellulose.
18.3
Eiwitten
Eiwitten bestaan uit macromoleculen. Deze macromoleculen zijn gevormd door
polycondensatiereacties van aminozuren, om precies te zijn van de natuurlijke aminozuren. Er zijn er
daar 20 van, die in Binas staan.
Als twee aminozuren aan elkaar koppelen ontstaat een dipeptide (heeft maar 1 peptidebinding). Als
de koppeling verder doorgaat ontstaat een polypeptide.
Twee verschillende aminozuren kunnen op twee manieren aan elkaar koppelen.
Een eiwit is het best te noteren met afkortingen voor de aminozuren (zie Binas), bijv:
...-Sys-Tyr-Ser-Met-…
Deze volgorde heet de primaire structuur.
18.4
Ruimtelijke structuur van eiwitten
De meeste eiwitketens vormen een spiraal: een -helix. De spiraalstructuur wordt door
waterstofbruggen in stand gehouden. Deze spiraalstructuur is de secundaire structuur van een
eiwitmolecuul.
De helixen zijn weer gevouwen door zwavelbruggen of ionbindingen. Dit is de tertiaire structuur.
De tertiaire structuur is karakteristiek voor een eiwit; het zorgt voor bepaalde chemische
eigenschappen van het eiwit. Bij verwarmen van een eiwit kunnen de ionbindingen, die de tertiaire
structuur in stand houden, verbroken worden waardoor het eiwitmolecuul zijn ruimtelijke structuur
verliest: denatureren. Als het eiwit vervolgens weer afkoelt heeft het vaak een andere structuur
gekregen.
Soms hebben eiwitten ook nog een quaternaire structuur.
In spieren, huid en haren vormen langgerekte helixvormige eiwitmoleculen een soort vezel.
Er zijn ook eiwitten met een soort bolstructuur: enzymen.
De specifieke werking van een enzym berust op de tertiaire structuur van het enzym. Door deze vorm
kunnen andere moleculen die bij een reactie betrokken zijn wel of niet aan het enzym hechten. Het
enzym zelf is een katalysator.
18.5
Eiwitsynthese in de natuur
De besturing van de eiwitsynthese wordt in de celkern gedaan. Daarin bevinden zich chromosomen,
die uit genen bestaan. Ieder gen is verantwoordelijk voor de aanmaak van eiwitten. Nucleïnezuren zijn
belangrijk bij dat proces. Er zijn twee nucleinezuren: DNA (deoxyribonucleic acid) en RNA (ribonucleic
acid).
DNA bestaat uit polyesters van fosforzuur en deoxyribose. Het ontstaat via condensatiepolymerisatie.
De polyesterketen bevat aan ieder deoxyribose stuk ook één van de nucleinebasen adenine (A),
guanine (G), cytosine (C), thymine (T) (zie Binas tabel 70).
De combinatie van fosfaatgroep, deoxyribosegroep en base heet nucleotide.
Nucleinebasen kunnen onderling koppelen. Er is alleen koppeling mogelijk tussen A-T en C-G.
Een molecuul DNA bestaat uit twee polyesterstrengen die aan elkaar gekoppeld zijn door de basen
met H-bruggen. Er ontstaat een dubbele helix.
Drie opeenvolgende basen in een DNA streng vormen de ‘code’ voor één van de twintig aminozuren.
Dit is de genetische code, die vermeld staat in 70E van Binas.
Voor eiwitsynthese is ook RNA nodig. In RNA komt ipv thymine (T) uracil (U) voor. Net als T kan U
alleen H-bruggen met A vormen. De RNA moleculen bestaan uit een enkele keten.
Het RNA vertaalt de genetische code van het DNA in drie stappen:
1 Activatie DNA molecuul door verbreken van H-bruggen in DNA: strengen los van elkaar. Mbv de
losse DNA keten wordt een stuk RNA, het messenger RNA (mRNA), gevormd. Dit heet
transcriptie.
2
In het cytoplasma, de celinhoud buiten de kern, komen aminozuurmoleculen voor. Stukjes RNA
van drie nucleotiden, transfer RNA (tRNA). De volgorde van de basen bepaalt welk aminozuur
aan het tRNA kan worden gekoppeld.
3
Het tRNA met de gekoppelde base zoekt de plekken op van het mRNA waarop ze passen. De
aminozuurmoleculen die aan elkaar gekoppeld moeten worden komen zo naast elkaar te liggen,
Dit heet translatie.
18.6
Is chemie vies?
Er zijn verschillende manieren om giftigheid van stoffen aan te geven:
MAC-waarde
Maximaal aanvaarde concentratie, geeft aan hoeveel van een schadelijke stof per m 3 aanwezig mag
zijn, voor een normaal gezond mens die er gedurende ongeveer 8 uur dag aan wordt blootgesteld.
ADI-waarde
Aanvaarde dagelijkse inname van een stof, in mg per kg lichaamsgewicht.
Carcinogeniteit
De mate waarin een stof kanker veroorzaakt.
Mutageniteit
De mate waarin een stof mutaties (plotseling tevoorschijn komende veranderingen in het erfelijk
materiaal in cellen) kan veroorzaken.
Toxiciteit
Er is onderscheid tussen acute en chronische toxiciteit. Bij acute toxiciteit word je direct ziek van een
stof die je hebt binnengekregen.
Bij chronische toxiciteit gaat het om een stof waarvan je pas na verloop van tijd de schadelijkheid
ervaart. Het no-toxic level geeft de hoeveelheid van een stof aan die in je lichaam is opgeslagen en
nog geen schadelijk effect heeft. Er kan opeenhoping van die stof in je lichaam zijn. Als je weer die
stof binnenkrijgt kan het schadelijk worden.
18.7
Chemische kringlopen in de natuur
Twee belangrijke kringlopen in de natuur zijn de koolstofkringloop en de stikstofkringloop. Kijk eens in
je boek of in Binas voor mooie plaatjes en schema’s.
Deze twee kringlopen zijn in de natuur belangrijke voorbeelden van elementbehoud.
Bij de koolstofkringloop: fotosynthese is het proces waarbij een plant koolstofdioxide en water omzet in
glucose en zuurstof met behulp van zonne-energie.
Hoofstuk 21
21.1 Redoxreacties
Reductor staat elektronen af aan oxidator
Een reactie tussen een reductor en een oxidator zal verlopen, als voor de reactie een sterkere
reductor en een sterkere oxidator aanwezig zijn. De oxidator zal in tabel 48 boven de reductor staan.
Zie ook H13
21.2 Elektrochemische cellen
Elektrochemische cel verloopt bij gesloten stroomkring een redoxreactie op afstand: reductor en
oxidator zijn dmv een draad met elkaar verbonden. Deze zorgt voor het elektronentransport.
De bronspanning van een elektrochemische cel is afhankelijk van:
 De sterkte van de oxidator en reductor
 De concentratie van de aanwezige deeltjes
 De temperatuur
Cellen zijn oplaadbaar als de deeltjes in de buurt van de elektroden blijven, opladen kan door een
stroom in tegengestelde richting te laten lopen.
Zie verder ook H13
21.3 Corrosie
Corrosie: (ongewenste) reactie tussen een metaal, zuurstof en water.
In het algemeen:
M(s)  Mn+ + neO2 + 2H2O(l) + 4e-  4 OHHierbij ontstaat vaak een slecht oplosbare hydroxide
Om metaal niet te laten roesten:

Zorgen dat het metaal, zuurstof en water niet bij elkaar kunnen komen. Bijvoorbeeld
ijzer met een laagje tin (ook wel blik genoemd)

Zorgen dat de oxidator zuurstof niet met het te beschermen metaal, maar met een
sterkere reductor reageert. Dus bijvoorbeeld ijzer afdekken met een laagje zink, zodat
er een beschermende laag zinkoxide ontstaat. Ook wel oppofferingsmetaal genoemd.
21.4 Bereiding van ijzer
IJzer ontstaat door in een hoogoven ijzererts met koolstof sterk te verhitten. Er treedt dan een reactie
op tussen ijzer(III)oxide en koolstofmonooxide.
Na deze reactie blijft er nog altijd koolstof in het ijzer aanwezig:
Koolstof% ongeveer 5% --> gietijzer
Koolstof% onder 1.5% --> staal
Koolstof% onder 0.5% --> weekijzer
21.5 Elektrolyse
Elektrolyse: elektronen in een cel dwingen de tegengestelde richting op te gaan.
Voorbeeld: Zn(s) + Cl2(aq) --> Zn2+(aq) + 2Cl-(aq). Door energie toe te voegen, bijvoorbeeld dmv
gelijkstroom, kan je deze reactie terugdraaien. Ontleden dmv gelijkstroom noemt men elektrolyse.
Voor een elektrolyseopstelling heb je nodig:
 Spanningsbron die gelijkstroom levert.
 Een vloeistof die vrije ionen bevat (elektrolyt), bv een gesmolten zout of een
zoutoplossing.
 Twee ‘contactpunten’ tussen spanningsbron en elektrolyt, van metaal of koolstof.
De sterkste oxidator zal aan de negatieve elektrode reageren, en de sterkste reductor aan de
positieve. Cl- is een uitzondering, reageert nl eerder dan H2O.
De elektroden kunnen in bepaalde gevallen ook meereageren, en kunnen dus ook ‘op’ raken.
21.6 Zout
Natronloog ontstaat bij een elektrolyse van natriumcloride, met chloor als bijproduct.
Membraamelektrolyseproces: elektroderuimten zijn gescheiden door een membraam, dit laat alleen
positieve ionen door. Een ionselectief membraam.
21.7 Praktische toepassingen van elektrolyse
Bereiden van zeer onedele metalen. Bijvoorbeeld elektrolyse van koperchloride oplossing zorgt voor
koper aan de negatieve elektrode. Om zeer onedele metalen te elektrolyseren moet je het gesmolten
zout ipv de oplossing elektrolyseren,
vb: K+ + e- --> K
Dmv elektrolyse kan je ook voorwerpen voorzien van een laagje metaal, dit door een voorwerp als
negatieve elektrode in het proces te gebruiken.
Hoofstuk 23 Chemische snippers
23.1
Silicaten
Polymeren kunnen ook uit silicium zijn opgebouwd in plaats van uit koolstof. Silicium en koolstof
hebben overeenkomstige eigenschappen omdat ze vlak bij elkaar in het periodiek systeem staan.
Silicaten kun je opgebouwd denken uit SiO4 eenheden (de valentie van Si = 4+, lading van 1
eenheid=4-). Het siliciumatoom wordt omringd door vier zuurstofatomen, waartussen polaire
atoombinding voorkomt.
De SiO4 eenheden kunnen aan elkaar worden gekoppeld via 1 of meerdere zuurstofatomen.
Bij 1 zuurstofatoom ontstaan ketens. Vb: glas, asbest. (SiO32-)n
Bij 2 zuurstofatomen ontstaat een lagenstructuur. Vb: talk. (Si2O52-)n
Bij 4 zuurstofatomen ontstaat een netwerk. Vb: Kwarts, zand. (SiO2)n
23.4
Salpeterzuur
Salpeterzuur wordt gemaakt uit ammoniak. Eerst ontstaat stikstofmonooxide:
4 NH3(g) + 5 O2(g)  3 NO(g) + 6 H2O (l)
Vervolgens ontstaat hieruit stikstofdioxide.
2 NO (g) + O2(g)  2 NO2(g)
(evenwicht)
Stikstofdioxide wordt in adsorptiekolom geleid waar het bij 40 oC wordt omgezet in een opl. van
salpeterzuur en stikstofmonooxide.
23.5
Zwavelzuur
Zwavelzuur wordt in 3 stappen gemaakt: verbranding van zwavel zwaveldioxide; zwaveldioxide
(plus katalysator, bijv. vanadiumpentaoxide, stikstofdioxide)  zwaveltrioxide; zwaveltrioxide + water
 zwavelzuur.
Zo dat was scheikunde weer; natuurlijk werd de samenvatting geleverd via
www.schoolsite.tk , door Benjamin Sanderse, mmv Joren Vis. En trek nu allemaal maar
eens flink aan je baard :))))))))
Download
Random flashcards
Rekenen

3 Cards Patricia van Oirschot

Test

2 Cards oauth2_google_0682e24b-4e3a-44be-9bca-59ad7a2e66a4

Create flashcards