CHEMIE DEEL 1_v2011

advertisement
Algemene en Technische Scheikunde
Een samenvatting door Caro De Brouwer
Academiejaar 2009-2010
1|Pagina
Opmerkingen:
Ik heb deze samenvatting gemaakt omdat ik de slides te chaotisch vond om uit
te leren. Deze samenvatting gaat enkel over boek 1. Over boek 2 en 3 is er een
handgeschreven samenvatting beschikbaar.
Ik ben geen supermens dus er kunnen wel foutjes opduiken. Ik heb dit jaar al
enkele correcties gemaakt maar als er nog fouten laat het maar weten!
Veel succes!
Caro De Brouwer
[email protected]
2|Pagina
Inhoudsopgave
Inleiding ................................................................................................................................................... 5
Grondstoffen ....................................................................................................................................... 5
Definitie ............................................................................................................................................... 5
Grootheden ......................................................................................................................................... 5
Structuur.............................................................................................................................................. 5
Deel 1 : Materie ....................................................................................................................................... 7
1.1
De materieboom ..................................................................................................................... 7
1.2
Kinetisch Moleculaire Theorie van de Materie ....................................................................... 8
1.3
Atoommodellen....................................................................................................................... 9
1.3.1
Evolutie ............................................................................................................................ 9
1.3.2
Verschillende soorten radioactieve straling .................................................................... 9
1.4
Het atoom.............................................................................................................................. 10
1.4.1
Isotopen......................................................................................................................... 10
1.4.2
De micro-macro-connectie ............................................................................................ 12
1.4.3
Massadefect en bindingsenergie in de kern.................................................................. 13
1.5
Tabel van Mendeljev ............................................................................................................. 16
1.5.1
Verwantschappen in de Tabel van Mendeljev .............................................................. 17
1.5.2
Ionen.............................................................................................................................. 17
1.6
Periodiek veranderende atomaire eigenschappen ............................................................... 18
1.6.1
Bepalende factoren ....................................................................................................... 18
1.6.2
Atoomstralen ................................................................................................................. 19
1.6.3
Ionenstralen .................................................................................................................. 19
1.6.4
Ionisatie-energieën (IE, [eV/atoom of kJ/mol])............................................................. 20
1.6.5
Affiniteitsergieën (AE, [eV/atoom of kJ/mol]) ............................................................... 20
1.6.6
Schaal van elektronegativiteit ....................................................................................... 20
1.6.7
Oxidatietrappen............................................................................................................. 21
1.7
Elektronegativiteit en bindingstype ...................................................................................... 22
1.7.1
Ionische binding............................................................................................................. 22
1.7.2
Covalente binding .......................................................................................................... 24
1.7.3
Metaalbinding ............................................................................................................... 25
1.8
Elementaire zuiver stoffen en verbindingen ......................................................................... 26
1.8.1
Types van vaste stoffen ................................................................................................. 26
1.8.2
Moleculen en verbindingen........................................................................................... 27
3|Pagina
1.9
Interdeeltjes-krachten ........................................................................................................... 29
1.9.1
Soorten interdeeltjeskrachten ...................................................................................... 29
1.9.2
Polariteit van de moleculen........................................................................................... 31
1.10
Gedrag van zuivere stoffen ................................................................................................... 34
1.10.1
Toestand van een stelsel ............................................................................................... 34
1.10.2
Gaswetten ..................................................................................................................... 34
1.10.3
De toestand v(P,T) van vloeistoffen en vaste stoffen ................................................... 37
1.11
Gedrag van mengsels ............................................................................................................ 40
1.12
Homogene mengsels ............................................................................................................. 42
1.12.1
Specifieke beschrijving van homogene mengsels ......................................................... 42
1.12.2
Gedrag van vloeibare mengsels .................................................................................... 43
1.13
Heterogene mengsels............................................................................................................ 46
1.13.1
Criteria voor heterogeen evenwicht ............................................................................. 46
1.13.2
Vloeistof-damp evenwicht voor ideale mengsels ......................................................... 46
1.13.3
Soorten heterogene mengsels ...................................................................................... 48
4|Pagina
Inleiding
Grondstoffen
De scheikundig ingenieur moet uitgaan van (vaak onzuivere) natuurlijke grondstoffen, gezien de
schaal van de productie en de economische randvoorwaarden
Atmosfeer: zuurstof, stikstof, edelgassen
Hydrosfeer: water, NaCl, MgCl2, NaBr, NaI
Lythosfeer: silica! (SiO2=zand), kalksteen(NCO3), salpeter (KNO3), soda(Na2CO3)
natriumsulfaat (Na2SO4), fluoriet(CaF2), metaalertsen (oxiden en sulfiden…)
Biosfeer: steenkool (+- C10H), aardolie, aardgas, zwavel, fosfaatrotsen (Ca3(PO4)2, …)
natuurlijke organische producten ( hout, katoen, wol, kleurstoffen oliën, rubber…)
! noot: silicium oxide: silica , m agnesium oxide : magnesia
Definitie
Scheikunde is een exacte natuurwetenschap met als studieobject de materie
Empirisch: wetenschap gebaseerd op ervaring en/of proefondervindelijke uitkomsten
Inductief: observaties leiden tot ‘hypothesen’ die na toetsing kunnen uitgroeien tot een theorie, die standhoudt zolang ze
niet weerlegd wordt door nieuwe bevindingen.
Materie: het onderscheid tussen organische en anorganische chemie is verdwenen sinds men nu organische stoffen
kunstmatig kan synthetiseren
Grootheden
Extensieve grootheden (V,m,n)
rechtevenredig met de uitgebreidheid
Intensieve grootheden (T, P, ρ)
onafhankelijk van de uitgebreidheid
Soortelijke grootheden
per massaeenheid (kg,g,..)
Molaire grootheden
per mol
Structuur
Kwantummechanica --------↔------- naar --------↔-------- chemische thermodynamica en kinetica
Structuur van de materie
OPBOUW van de materie
-subatomaire deeltjes
- atomen, ionen, moleculen
- moleculen
- kristallen
- metalen
- amorfe stoffen
fys.&chem. eigenschappen
FYSISCHE eigenschappen
smeltpunt, kookpunt, densiteit
elektrische geleidbaarheid
hardheid, kleur, brekingsindex
CHEMISCHE eigenschappen
in chemische processen:
vb elektrolyse, verbranden…
wetten van chemische reacties
1) EVENWICHT = thermodynamica
eindpunt van de evolutie
= het resultaat, evenwichtstoest.
2) TIJDS – ASPECT = kinetica
snelheid van een reactie
(mehchanismen, druk, katalysator,…)
Chemische thermodynamica en chemische kinetica zij 2 onafhankelijke wetten!
Toepassing thermodynamica/kinetica: Azijnzuur
5|Pagina
Goedkoopste methode zou zijn:
CH4 (g) + CO2(g)
CH3COOH ! thermodynamica !
Monsantoproces:
CH3OH(l) + CO(g)
CH3COOH
-> grondstoffen zijn moeilijker te vinden
-> evenwicht naar rechts als T ↘ en P↗ (thermodynamica)
-> deze reactie verloopt heel traag (wgs T ↘)
= gebruik van katalysatoren (kinetica) en een compromis voor P en T
180°C, 75 bar, Rh(I)-katalysator
Toepassing fysische eigenschappen: aanreiken van kopererts
Fijngemalen kopererts (kopersulfide + ‘ganggesteente’; steen-verontreiniging) wordt samen met olie
in suspensie gebracht in een zeepoplossing, waardoor lucht wordt geblazen. De lichtere ertsdeeltjes
‘kleven’ aan de zeepbellen en drijven boven in het waterbad,terwijl het zwaardere ‘ganggesteente’
op de bodem bezinkt. FLOTATIE
6|Pagina
Deel 1 : Materie
1.1
De materieboom
terieboom
materie
heterogene
mengsels
Fysische scheidingsmethodes:
filratie, flotatie, destillatie, extraheren, uitkristaliseren
homogene
mengsels
zuivere
stoffen
verbindingen
Chemische scheidingsmethodes:
reacties: bvb ionenwisselaar, elektrolyse…
elementen
atomen
elektronen
Heterogene mengsels
kern
protonen
neutronen
quarks
quark
splitsen door fysische methodes = meerdere fasen
Homogene mengsels
= 1 enkele fase
punten met ≠ eigenschappen
eigenschappen gelijk in elk punt
vb: onmengbare vloeistoffen
Toepassing
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
2(g
= ongebluste kalk
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2
= gebluste kalk : basis industrie (cement etc)
! gasfase is uniek -> mengbaar
! noot : het engelse woord element staat voor een tweevoudige betekenis in het Nederlands
1) een element of atoomsoort
atoomso uit de Tabel van Mendeljev
2) een elementaire zuivere stof of enkelvoudige stof (één soort atomen)
7|Pagina
1.2
Kinetisch Moleculaire Theorie van de Materie
Vaste stof (s)
- Ionen/moleculen kleven aan elkaar door de intermoleculaire krachten (vdWaals, dipool)
- Deeltjes
eeltjes trillen rond evenwichtspositie
- Vaste vorm, vast volume V
T ↗ : meer trillen / bewegen
er ontstaan vacatures (stapelfouten)
evenwichtsconcentratie (#vacatures) verandert
V -->> 1,08 V = smeltpunt
Vloeistof (l)
- Meer kinetische energie Ek : de interdeeltjeskrachten zijn zwakker
- Veel vacatures
- Vast volume (1,08V) maar geen vaste vorm
T↗
↗
~ Ek ↗
~
Fintermoleculair↘
Gas (v)
- Interdeeljteskrachten nog weinig invloed
- Geen vorm, geen vast volume
(volume is tot 1000x grote
te !!)
- 22,4 l/mol (vaste volume voor elke hoeveelheid stof/mengsel bij normomstandigheden)
Toepassing
1) Autobanden
de juiste bandenspanning: ongeveer 2 atmosfeer (overdruk)
(gassen hebben geen eigen vorm en geen eigen volume)
! 1 atm = 101325 Pa = 1.013
1.
bar = 760 mm Hg
2) Remvloeistof
vloeistoffen: onsamendrukbaar maar geen eigen vorm
->> ideaal om krachten gelijkmatig over te brengen in hydraulische circuits
3) Hydro-pneumatische
pneumatische vering
gas (blauw) neemt de werking van een mechanische veer over
4) Chemishe
ishe eigenschap van HgO:
H
Ontbinding tot Hg(l) en O2(g)
5) Chemische eigenschap van water: elektrolyse tot H2 en O2
8|Pagina
1.3
Atoommodellen
1.3.1 Evolutie
Systeem: observatie -> theorie -> nieuwe feiten -> nieuwe theorie -> nieuwe feiten … etc
• Democritos : ondeelbare (a-tomos) materie-bouwblokken
Studie van chemische reacties
• Dalton: knikker-model
volstaat reeds voor de verklaring van de stoîchiometrie van een reactie
Ontdekking elektriciteit – elektron (proef v Thomson en Millikan)
• Thomson
Verstrooiingsproeven van Rutherford
• Rutherford
Studie van atomaire spectra – wetten van het elektromagnetisme
• Bohr
Verklaring vanuit de kwantummechanica
• Kwantummechanisch atoommodel van Schrödinger en Dirac
Proef van Thomson
kathodestralen (negatieve pool) door loodrecht elektrisch en magnetisch veld.
elektrisch veld = energiefilter 1/2 mv²
magnetisch veld = impulsfilter m.v
hoge energie wordt minder afgebogen dan lage energie/
=> lading/massa-ratio van een elektron
Proef van Millikan
fijne mist olie -> oliedruppels vallen door een gaatje in een positief geladen plaat
-> X-stralen ontdoen de lucht rond de druppel van elektronen
-> de elektrisch geladen platen beïnvloeden de beweging van de druppel
-> verschillende elektrische veldsterktes = andere bewegingen
-> veelvouden van hetzelfde getal: kleinste hoeveelheid lading : e= 1.608 . 10 -19C
Verstrooiingsproef van Rutherford
-> alfastralen afschieten op flinterdunne (enkele atomen dikke) goudfolie
-> alfastralen raken een zink-sulfide scherm (lichtflitsen)
- meeste alfadeeltjes hebben weinig of geen afwijking (90%)
- afwijkingen onder iets grotere hoek komen soms voor
- heel zelden terugkaatsing van het alfadeeltje
= massieve kern die tot 100 000 maal kleiner is dan het atoom zelf
1.3.2
•
•
•
•
Verschillende soorten radioactieve straling
α-straling: He–kernen ( 2p + 2n) (zwak penetrerend)
zware massa, positief geladen (lading x2 en massa x8000 !)
β-straling: snelle elektronen uit de kern
γ-straling: hoogenergetische elektromagnetische straling (sterk penetrerend!)
afkomstig van p
n omzettingen
neutronenstraling: snelle neutronen
9|Pagina
1.4
Het atoom
Elektronenwolk
z elektronen
A
Z
X
Elektron:
> elektriciteit – elektriciteit – β-straling
> me = 9,1094 . 10 -31 kg
> qe = - 1,602 . 10-19 C ( = - e )
> afmeting te klein om te meten (kwantummech effecten)
Proton:
> mp = 1.6726 . 10 -27 kg
> qe = 1,602 . 10-19 C ( = + e )
rutherford voorspelde neutrale deeltjes in de kern
Atoomkern
z protonen
N=Z-A protonen
n + e+
p + e-
p
n
e+ + e-
1.4.1
annihilatie
creatie
γ
Neutron :
> mn = 1.6749 . 10 -27 kg
> qn = 0
isotopen : zelfde element met een ≠ # neutronen
Isotopen
blauwe curve: stabiliteitscurve
stippellijn: # n = # p
+
! steeds relatief meer n want p ↗ -> Fcoulomb↗
0
dus meer n (kernkrachten!)
van links naar rechts: beta-stralers
van rechts naar links: positron-emissies
van boven naar onder: alfa-stralers
onstabiel
Alle elementen + isotopen
radioactieve processen
stabiel (270)
-
-
Alle atomen met Z > 83 (Bismut) zijn radioactief
De natuur heeft een voorkeur voor een even aantal protonen en een even aantal neuronen.
Gevolg:
2 stabiele isotopen van hetzelfde element verschillen meestal 2 neutronen
zelden stabiele isotopen van 2 buur-elementen met hetzelfde massagetel
# protonen = een magische aantal :2 8, 20, 50, 82 of 126 is stabieler dan andere
vb: element 50(tin, Sn) heeft 10 stabiele isotopen; element 51(antimoon, Sb) heeft er 2
10 | P a g i n a
Isotopen en radioactief verval :
11 | P a g i n a
1.4.2 De micro-macro-connectie
atomaire massa-eenheid
1 u = 1 a.m.e.
e
gedefinieerd als 1/12 deel van de absolute massa van één atoom van het referentie-isotoop
relatieve deeltjesmassa
12
6C
R(X)
de onbenoemde verhouding tussen de absolute massa van één deeltje tot de atomaire massa-eenheid u
relatieve massa van een element
het gewogen gemiddelde van de relatieve massa’s van de isotopen (% in geonormale samenstelling)
NAV = 6.0221 . 10 23 (deeltjes per mol)
mol
het aantal 126C-atomen in exact 12 gram van referentie-isotoop C (= getal van Avogadro)
molaire massa
[ M(X) ] = g/mol
de massa van één mol van die deeltjes (zelfde getalwaarde als de relatieve deeltjesmassa *)
gramdeeltje
de hoeveelheid materie die juist één mol van die deeltjes bevat
Stellingen:
TB:
1) u.NAV = 1 g/mol
2) M(X) = R(X) . g/mol
BEWIJS:
1) M(X) = m(X) . NAV def molaire massa
m(X) = R(X) . u def rel deeltjesmassa (*)
M (X) = R (X) . u . NAV
toegepast op referentie-isotoop C : 12, 0 g/mol = 12,0 . u . NA volgens definities
vereenvoudigd: u. NAV = 1 g/mol (**)
2) Invullen van (**) in de uitdrukking (*) geeft: M (X) = R (X) . g/mol
de molaire massa van een stof is zoveel gram als aangegeven door de relatieve deeltjesmassa van die stof
Massaspectro-meter
Scheiden van isotopen (verschillende massa’s) door gekruist elektrisch en magnetisch veld.
> stof wordt geïoniseerd
> ionen met lading Z.e worden versneld over een potentiaalverschil V ; E = Z . e . V
> bijgevolg verschild hun snelheid v naargelang de massa per elektronen (m/Z)
--> een elektrisch veld is een energiefilter
> hoe ↗ de snelheid, hoe meer de ionen worden afgebogen in het magnetisch veld FL=q.v x B
> magnetisch veld wordt geleidelijk verandert -> ionen worden gescheiden volgens m/Z –verhouding
> gelijke lading Z (zelfde atomen) => massa-filter
--> isotopen verschillen in aantal neutronen !
12 | P a g i n a
1.4.3
Massadefect en bindingsenergie in de kern
Lading
Relatief
Proton
Neutron
Elektron
1+
0
1 -
Massa
Absoluut
-19
+ 1,60218 x 10 C
0
-19
-1,60218 x 10
massa atoomkern
<
m(X) – Z me
<
Relatief
Absoluut
1,00727
1,00866
0,00054858
1,67262 x 10
-24
1,67493 x 10
-28
9,10939 x 10
-24
massa van de afzonderlijke kerndeeltjes
Z mp +
(A-Z) mn
verklaring: deel van de massa van de deeltjes ( |massadeffect|) wordt omgezet in energie.
deze energie wordt in de vorm van warmte afgegeven aan de omgeving, omgekeerd
moet dezelfde hoeveelheid energie geïnvesteerd worden om de kern weer te splitsen.
deze bindingsenergie is een maat voor de stabiliteit van de kern.
∆E = m c² (Einstein)
>> totale bindingsenergie (in absolute waarde) stijgt
op een niet-lineaire manier
>> bindingsenergie per kerndeeltje : maximum
voor de kernen rond 56Fe = stabielste kernen
voorkeur bij vorming elementen: kern van de aarde 88,6% ijzer
c0 = 2,997925 x 10 8 m/s (grote gevolgen E=mc²)
eV = 1,602176 x 10-19 J
1 e x 1 V (lading x potentiaalverschil)
1eV is de energie nodig om 1 elektron een
kernfusie
kernsplijting
potentiaalverschil van 1 volt te overbruggen
1MeV = 1,6022 x 10-13 J
opm: He is ongewoon stabiel voor zijn massagetal.
Toepassing bindingsenergie
Kernfusie
lichte kernen fuseren tot zwaardere kernen
>> Waterstof bom (H-bom) => 80Mton TNT
4
>> Fusiecentrale 2H1+ + 3H1+
He2+ + 1n
Probleem : 1) neutronenbombardement,
materiaaleigenschappen reactor
2)reactie op gang krijgen
Kernsplijting
kern valt uiteen in 2 lichtere fragmenten
>> Klassieke kernbom => 18kTon TNT
>> kernreactor => 1000 MWatt/reactor
13 | P a g i n a
KERNSPLIJTING
Verlies aan neutronen evenredig met het oppervlak : 4πr²
Productie aan neutronen evenredig met het volume: 4/3 πr³
=> verlies ↘ door V↗
Kritische massa : de reactie zet zichzelf voort
1. Kernbom
De productie van neutronen is ongecontroleerd
10
U + + + 2 of 3 n + 2x10 kJ/mol
onstabiele kern!
zetten reactie voort
Uranium :
0,3%
99,7%
voor bom verrijkt uranium nodig aan 90%
(-> neutronenstraler)
hoog smeltpunt en zwaar (toep antipantsermunitie)
(->alfastraler)
2. Kernreactor
Gecontroleerde productie van neutronen
Regelstaven stoppen de reactie, stoffen die dienen als neutronenspons (vb Ca)
4de generatie: regelstaven zijn grafietkogels
Reactoren van de 4de generatie zijn veilig en zuinig, de nadelen zijn beheersbaar!
Massadefect van de reactie zorgt ervoor dat er warmte vrijkomt, deze verwarmt een primair
circuit van vloeibaar Natrium (T↗ zonder te hoge druk). Dit primair circuit verwarmt een
secundair circuit van water. Water verdampt en de ontwikkelde stoom produceert energie
in een stoomturbine. Het water wordt gekoeld door een derde circuit dat naar de koeltoren
gaat ( ! thermische pollutie ! ).
14 | P a g i n a
KERNFUSIE
2 1+
H + 3H1+
4
He2+ + 1n + 17.6 MeV
1. Moeilijkheden
oeilijkheden voor kernfusie
1) Er zijn pure kernen nodig van deuterium en tritium
2) De activeringsenergie is reusachtig
->> kinetisch moleculaire energie
= miljoenen°C : onmogelijk op aarde (spontaan in sterren)
plasmatoestand = de elektronen en kernen bewegen los van elkaar en vormen een gas van
geladen deeltjes. Deze toestand wordt de 4de aggregatiefase genoemd
2. Reactoren
Vorm toroïde
- Spiraliseren + botsen = trefkans ↗
- Verlies door de wanden : opp↘
opp en volume ↗
- Geen verlies aan de uiteinde
Het plasma wordt gevangen in een magnetisch veld om
de wand tegen de enorme temperaturen te beschermen
BREAKEVEN : Ein = Euit
3. Inertie-principe
(traagheid van de materie)
Bij traagheidsopsluiting zorgt de traagheid van de materie ervoor dat het plasma in een klein
volume wordt opgesloten. Kleine bolletjes fusiebrandstof worden bestookt met een zeer intense
laserpuls, waardoor de buitenste
buitenste schil van het bolletje verdampt en naar buiten wegvliegt. De
reactiekracht van de wegvliegende materie perst de overblijvende fusiebrandstof ver genoeg
samen om de ontbrandingstemperatuur te bereiken, waarna een mini-explosie
mini explosie plaatsvindt.
15 | P a g i n a
1.5
Tabel van Mendeljev
ndeljev
>> Sleutel: chemische periodiciteit bij Z↗
Z t.g.v. regelmatige opvulling van de e-wolk
wolk in (sub-)schillen
(sub
-> alleen de valentie elektronen zijn betrokken in chemische
->> gelijke configuratie van valentie-elektronen
valentie elektronen = verwante chemische eigenschappen
eigensc
>> Subschillen in volgorde van stijgende energie: 1s 2s 3s 3p 4s 3d 5p 6s … (Wiswesser)
>> valentie-elektronenconfiguratie
elektronenconfiguratie
-
Edelgassen ns²
n – np6 (behalve He = 1s²)
Representatieve elementen s- en p-blok
Overgangselementen d-blok
Inwendige overgangselementen
overgan
f-blok
Links: metalen
semimetalen en halfgeleiders
85% vd elementen
B – Si – Ge – As – Sb – Se – Te – At
Rechts: niet-metalen
metalen
IUPAC: International Union for
Pure & Applied Chemistry
-
s-blok
blok : max 2 e
p-blok:
blok: max 6 e
d-blok:
blok: max 10 e
f-blok:
blok: max 14 e
periode1: 2 elementen
periode2: 8 elementen
periode3: 8 elementen
periode4: 18 elementen
periode5: 18 elementen
periode6: 32 elementen
periode7: (32?) elementen
elementen in dezelfde kolom hebben identieke eigenschappen => evenveel elektronen op de buitenste schil.
enkel deze valentie-elektronen
elektronen zijn betrokken bij chemische reacties.
16 | P a g i n a
1.5.1
•
•
•
Verwantschappen in de Tabel van Mendeljev
Verticale verwantschap
ligt aan de basis van de Tabel van Mendeljev en is vooral uitgesproken bij de alkalimetalen, de
aardalkalimetalen, de chalcogenen en de halogenen. Het verwantschap is minder uitgesproken bij
de tussen-in-liggende groepen.
de
de
Ook de 2 en de 3 groep van de overgangsreeks zijn verticaal gelijkaardig.
Horizontale verwantschap
de triaden (Fe-Co-Ni) vertonen horizontaal meer verwantschap dan met hun onderburen.
de inwendige overgangsmetalen lanthaniden en actiniden omdat de bijkomende elektronen in
een veel diepere f-subschil worden bijgeschoven.
Diagonale verwantschappen
Li & Mg Be & Al B & Si : diagonalen van ± constante elektronegativiteit en vertonen
daardoor een aantal gelijkenissen in hun chemische eigenschappen.
De band van semimetalen en halfgeleiders loopt diagonaal doorheen de TvM.
92
Noot: alle elementen na U zijn kunstmatig !
1.5.2
Ionen
Def: een ion is een atoom of een groep atomen, waarin als gevolg van een onevenwicht tussen het totaal aantal protonen in de kern en
het total aantal elektronen in de elektronenwolk, een lading ontstaat die een geheel veelvoud is van de elementaire lading.
Ionische waardigheid = valentie: maatgetal van de lading in elementaire ladingseenheden
•
Enkelvoudige ionen
o Positieve ionen = kationen Na+, Ca2+, Al3+, Fe3+, Mn2+,…
o Negatieve ionen = anionen F -, Cl -, Br -, I -, O 2- , S 2- , N 3- ,…
• Polyatomische ionen
o Moleculaire ionen: wanneer molecule als geheel e- opnemen of afstaan; CH4+
o Samengestelde ionen
Positieve ionen of kationen NH4+, (H3O+)
Negatieve ionen of anionen ClO4- , ClO3- , SO42- , PO43- , CH3COOH - , …
o Complexe ionen : kernatoom symmetrisch omringd door een aantal liganden
- gehydrateerde metaalionen: water-liganden worden als kristal-water mee
ingebouwd in kristalijne verbindingen.
Cu(H2O)42+ : bouwsteen van blauw kopersulfaat = CuSO4 . 5H2O
CaSO4 . ½ H2O (gips): reageert bij toevoeging van water snel en exotherm
tot CaSO4 2H2O en hardt uit.
- complexe verbindingen met andere liganden
Fe4 [ Fe(CN)6 ]3 : Pruisisch blauw (of Berlijns blauw)
centrale ion: Fe2+ neutraliserend ion: Fe3+ (tegenionen anders coulombbom!!)
Ion + water = gehydrateerd ion (aquacomplexen)
-> water= polaire molecule, dus lading wordt uitgespreid
17 | P a g i n a
1.6
Periodiek veranderende atomaire eigenschappen
Vanuit de kwantummechanica en de krachtwerking tussen kern en valentie-elektronen.
1.6.1
Bepalende factoren
Coulombkracht tussen e kern en de valentie-elektronen : =
∙
(#$%%∙ $)('$)
()*
Zeff de effectieve kernlading, d.i. de kernlading gecorrigeerd voor de afscherming d oor de andere elektronen in
de dieper liggende (sub-)schillen. +1 < Zeff < kernlading : elektronen dringen nooit door schillen heen.
1. FC ↗ naarmate Z↗ en dus Zeff↗
- atoomstralen en ionenstralen worden kleiner (contractie van de elektronenwolk)
- valentie-elektronen worden sterker gebonden
2. ratoom wordt bepaald de hoogste waarde van het hoofdkwantumgetal n (= periode, schil)
- n↗ : atoom- of ionenstraal ↗
- n↗: valentie-elektronen minder sterk gebonden
3.
FC↘ door afscherming elektronen in de dieperliggende d- of f-subschillen
- valentie-elektronen worden relatief minder sterk aangetrokken
- elektron-elektron repulsies ↗
maw: de elektronen van de onderliggende schillen worden opgevuld, de valentie-elektronen blijven dezelfde
1 en 3 geven bij de overgangselementen en de inwendige overgangselementen tegengestelde
tendenze. Want de toenemende kernlading is minder voelbaar. Bij de triaden: minimum in
de variatie van atoomstralen en maximum in de ionisatie-energieën.
4. Ook: nevenkwantumgetal E(ns) < E(np) < E(nd) < E(nf) (Wiswesser)
regel van Hund (maximale multipliciteit)
voorkeur voor en halfvolle subschil
Stabiele elektronenconfiguraties voor enkelvoudige ionen
Edelgasconfiguratie: ns²-np6 (= 8 elektronen op de buitenste schil)
Representatieve elementen : edelgasconfiguratie
o Elektronegatieve elementen: metalen, vormen positieve ionen kationen door elektronen
af te staan en terug te vallen op de configuratie van het vorige edelgas
o Elektropositieve elementen : niet-metalen, vormen negatieve ionen anionen door
elektronen op te nemen om de configuratie van het volgend edelgas te bereiken
Overgangsmetalen en inwendige overgangselementen kunnen
de edelgasconfiguratie niet meer bereiken !
= > onregelmatige, positieve valenties (zelden hoger dan +2 of +3)
Cr2+ Cr3+ , Mn2+ Mn3+, Fe2+ Fe3+, Cu2+ Cu3+, Zn2+, Al 3+, Ag+, Cd 2+, Hg2+ , Sn 4+ Sn2+, Pb2+ Pb4+
! Wegens stijgende Coulombkrachten is het moeilijk om een derde elektron op te nemen.
Driewaardig positieve ionen kunnen dus enkel als bouwstenen van een molecuul bestaan.
18 | P a g i n a
1.6.2 Atoomstralen
Representatieve elementen
o Periode: daalt van links naar rechts ( zelfde schil, stijgende kernlading)
o Groep: stijgt van boven naar onder (bijkomende schillen)
Overgangselementen
afschermend effect van de ondergeschoven (n-1)d elektronen en stagneren van Zeff, minimum bij
de triaden en stijgt dan weer
Inwendige overgangselementen
afschermend effect van de ondergeschoven (n-2)f elektronen. Zwakke, onregelmatige daling!
= lanthanide-contractie: opvullen binnenste schillen die stijging van de atoomstraal tegengaan !
Groen: de atoomstralen
>> daling bij representatieve elementen
>> wordt afgezwakt bij
overgangselementen
>> minimum bij triaden; (enkel
onderhuidse wijzigingen
Oranje: atomaire energiegrootheden
>> max bij triaden (hebben gelijkaardige eig)
(zie verder)
Hoe groter de aantrekking, hoe groter de ionisatie-energie!
Zilver en Goud vertonen dezelfde kubisch-vlakken-gecenterde kristalstructuur, ze hebben ook
ongeveer een gelijke straal omwille van de lanthanide-contracties. Er zijn dus evenveel atomen
voor hetzelfde oppervlak. Bijgevolg is hun densiteit dezelfde als de verhouding van hun relatieve
atoommassa’s.
Kubisch vlakken gecenterd:
Kubisch ruimte gecenterd
Noot: Roestvast staal bestaat uit: 18Cr en 8Ni (of 10 Ni)
1.6.3 Ionenstralen
1. Een positief ion (kation) is altijd kleiner dan het neutraal atoom
2. Een negatief ion (anion) is altijd groter dan het neutraal atoom
3. Periode: ionenstraal ↘ van L naar R voor iso-elektronische ionen (edelgasconfiguratie)
4. Groep: ionenstraal ↗ van B naar O voor gelijkwaardige ionen (zelfde ionische valentie)
5. Ion van een element uit A-groep is groter dan het ion van het element uit de B-groep
19 | P a g i n a
1.6.4
Ionisatie-energieën (IE, [eV/atoom of kJ/mol])
De energie nodig voor het onttrekken van een elektron ter vorming van kationen.
IE1: onttrekken 1e elektron, IE2: onttrekken 2de elektron… etc.
-19
1 eV/atoom = 1,6022*10 J/atoom
23
-1
x 6,022*10 mol
=> Eper mol deeltjes
= 96485 J/mol atomen
~ 100 kJ/mol = 23,06 kCal/ mol 1 cal = 4,124 J
Representatieve elementen
>> Periode: IE1↗ vLnR (Z↗) (maximaal voor edelgassen, min voor alkalimetalen)
>> Groep: IE1↘ vBnO (n↗, valentie-elektronen zwakker gebonden)
Overgangselementen
>> Periode: stijgende trend wordt afgezwakt (e-e repulsies, meer afscherming)
IE van element uit groep A is kleiner dan element uit overeenkomstige B-groep
merk op: triaden
IE1 < IE2 < IE3 <
…
maar voor elk element is er een bijzonder sterke stijging
wanneer een nieuwe elektronenschil aangesneden wordt
1.6.5
Affiniteitsergieën (AE, [eV/atoom of kJ/mol])
Energie nodig voor de vorming van anionen door het toevoegen van extra elektronen.
AE1: 1 elektron toevoegen, AE2: 2 elektronen toevoegen, …
Stabiele anionen:
AE1<0 exotherm
AE(z+1)>>0 endotherm (vorming van hogergeladen anionen)
verklaring: 1e elektron geven kan energie opsplitsen, een elektron toevoegen om een méérwaardig
anion te vormen kost altijd energie .
Gevolg: half(volle) subschillen en ns²np0-configuraties bezitten een zekere stabiliteit dus de vorming
van anionen van Be, Mg, Ca,… is heel endotherm.
1.6.6
Schaal van elektronegativiteit
De elektronegatievewaarde is een maat voor de neiging van een atoom om in verbindingen elektronen naar
zich toe te trekken.
IE1↗↗ → EN↗
AE1↘↘ → EN↗
Mulliken : EN = IE1 + |AE1| / 125 in (kcal/mol)
diagonaal verwantschap : ± gelijke EN (vb halfmetalen)
EN stijgt diagonaal naar rechtsboven wany ionisatie-energie (IE) stijgt en affiniteitsenergie(AE) daalt.
20 | P a g i n a
1.6.7
Oxidatietrappen
Getal toegekend aan een atoom in een verbinding, ion of elementaire zuivere stof, om oxidatie- en
reductiefenomenen te kunnen herkennen. Fictieve ladingen; tenzij voor zuivere ionische bindingen.
Representatieve elementen
o
Negatieve OT: niet-metalen van Va, VIa en VIIa OT= -(8-groepsnummer)
o
Positieve OT
metalen van Ia en IIa + groepen IIIa t.e.m. VIIa (uitg F en O !!)
OT = + groepsnummer
Z waardere elementen van IIIa t.e.m. VIIa : vanaf 4de periode
OT = + (groepsnummer – 2)
Twee mogelijk OT -> laagste OT belangrijker voor de zwaardere elementen
niet-metalen van Va t.e.m. VIIa : negatieve OT zijn belangrijkst, er zijn ook
meerdere pos OT waarvan de hoogste gelijk is aan het groepsnummer
Overgangselementen
-> metalen, dus enkel positieve oxidatietrappen
o
Elementen van IIIb t.e.m. VIIb: meerdere OT (hoogste is gelijk aan groepsnummer)
voor de zwaardere elementen zijn de hogere OT belangrijkst ! ( representatieven)
o
Elementen van VIIIb (triaden), Ib en IIb: uitzonderlijk hoger dan 4
uitzondering: +8 voor Ru en Os (groepsnummer 8)
21 | P a g i n a
1.7
Elektronegativiteit en bindingstype
Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van atomen om in verbindingen de elektronen naar
zich toe te trekken.
Ionische binding
Covalente binding
Metaalbinding
∆ EN : groot
∆ EN : klein
∆ EN : klein
EN↗
EN↘
- ionen
-coulombkrachten
EN↗
EN↗
- gemeenschappelijk
elektronenpaar
- intramoleculaire krachten
EN↘
EN↘
-rooster van pos ionen
-vrije elektronen
1.7.1 Ionische binding
- Ionische kristallen : oneindige 3dimensionale stapeling
- Sterke ion-ion interacties door de Coulombkrachten
- Stabiele verbindingen: hoog smelt- en kookpunt
- Goed oplosbaar in water
- Geleiders in gesmolten of opgeloste toestand
want dan zijn deze stoffen gesplitst in hun ionen
- In gasvormige toestand: monomeren (NaCl) en dimeren (Na2Cl2)
-> monomeren vormen dipolen met dipoolmoment q.d
Stochiometrie
Er moet elektrische neutraliteit zijn: de totale lading =0
Elektronenconfiguraties worden bepaald door de meest stabiele, d.w.z. exotherme, vormingscyclus
-> cyclus van Haber & Born (zie later)
Geometrie
Bindingshoeken:
- maximale afscherming van de kationen (+) en anionen (-)
- kristalvorm en stapeling = verhouding tussen ionstralen en stoichiometrie
=> configuratie van minimale potentiële elektrostatische energie
de verbinding moet zo stabiel mogelijk zijn, met andere woorden zo weinig mogelijk potentiële energie bevatten
Bindingslengten:
- som van de twee ionstralen
- de naderingsafstand die leidt tot minimale energie (zie UBER-curve)
Stabiliteit
- entropie verklaart de stabiliteit niet (want de kristallen zijn geordende structuren)
- energie van de verschillende deelprocessen (Haber & Born)
> atomisatie sublimatiewarmte(metaal) en dissociatie-energie (niet-metaal)
> ionisatie ionisatie-energie (kationen) en affiniteitsenergie(anionen)
> recombinatie scheidingsenergie en roosterenergie
de meeste deelstappen in de cyclus van Haber & Born zijn endotherm, het zijn de sterke
exotherme recombinatieprocessen die de vorming van ionische verbindingen mogelijk
maken en hun grote stabiliteit verklaren.
22 | P a g i n a
UBER curve:
Universal Binding Energy Relation ->> samenspel tussen aantrekkingskrachten en repulsies
Cyclus van HABER & BORN vormingscyclus
Toepassing:
Schuurpapier, gemaakt van allumina, is harder dan het materiaal dat je wil schuren.
Er zijn verschillende varianten: droog/nat, grof/fijn
Allumina:
2 Al3+ + 3 O2- AL2O3
De hardheidsschaal van MOHS geeft de relatieve
rela
hardheid van mineralen
23 | P a g i n a
1.7.2 Covalente binding
- Sterke intramoleculaire krachten
- Zwakkere intermoleculaire krachten (Van der Waalskrachten)
- Vluchtiger dan ionische verbindingen
- Relatief laag smelt- en kookpunt
- Moleculaire kristallen of hoogsmeltende covalente netwerken
- Geleiden niet! (minder oplosbaar in water)
- Oplosbaar in organische solventen
Stoichiometrie
Alle kernen en elektronen zijn geschikt in een stabiel geheel zonder te kijken naar de oorsprong van
de elektronen => LEWIS – structuren
Geometrie
Bindingshoeken:
Bindingslengten:
VESPR-Model: Valence Shell Electron Pair Repulsion Model
Tabel van bindingslengten (UBER-curve)
Stabiliteit
Tabel van bindingsenergieën: deze tabel is een schatting van de reactiewarmte
Opmerking:
de tabellen van de bindingslengten en –energieën zijn enkel betrouwbaar als er geen resonantie is.
De binding moet gelokaliseerd zijn.
Lewis – structuren
• Gewone binding: 1,2 of 3 gemeenschappelijke elektronenparen
# gedeelde elektronen = # elektronen nodig – aanwezige elekronen
• Datieve binding: elektronenpaar afkomstig van één van de atomen
• Resonantie: een mengvorm van verschillende resonantievormen
vorm met minste/laagste formele ladingen is het waarschijnlijkst
• Oneven aantal elektronen
o Odd-electron moleculen
o
Octet-deficient moleculen
o
Valentieschil expansie
octetregel geldt voor buitenste atomen, niet voor kernatoom
•
•
•
Som van de formele ladingen = echte lading
FL = # valentie-elektronen - # lonepair elektronen - ½ #gemeenschappelijke elektronen
Zo weinig of laag mogelijke formele ladingen
Negatieve formele ladingen bij de elektronegatieve atomen
Voorbeelden
24 | P a g i n a
1.7.3 Metaalbinding
- Sterke binding door de vrije elektronen in een rooster van kationen
- Stabiele kristallen met een variërend smelt- en kookpunt
- Variërende hardheid
- Hoog geleidingsvermogen
- Enkel via chemische reacties oplosbaar in water (later)
- Emissie van elektronen onder UV: foto-elektrisch effect (nobelprijs Einstein)
of onder ∆ T: thermo-elektrisch effect
Klassieke beschrijving (fysica)
Roosterskelet met zeer groot aantal positieve geïoniseerde metaalatomen die trillen rond hun
evenwichtspositie. Daar rond is er een elektronenzee. De beweeglijke elektronen verklaren waarom
metalen goede geleiders zijn voor elektriciteit én warmte.
Beschrijving volgens Pauling
Het metaalkristal is een macromolecule van identieke metaalatomen. De valentie-ektronen van deze
atomen zijn betrokken in een groot aantal tijdelijke en wisselende covalente bindingen in een zeer
groot aantal resonantievormen. De resonantie-energie verklaart de grote stabiliteit.
Kwantummechanische beschrijving
Dit is de enige correcte beschrijving
Geometrie
• ± sferisch symmetrische elektronenwolk -> dichtste bolstapelingen
- Hexagonaal dichtste verpakking (HCP)
- Kubisch vlakken gecenterde stapeling (BCC)
• Andere metalen uit de representatieve elementen en overgangselementen hebben
andere stapelingen - Kubisch ruimtelijk gecenterd (FCC)
- Tetragonale stapeling
body-centered cubic face-centered cubic body-centered tetragonal
hexagonal
Voorbeeld:
Het atomium is een ijzerkristal (kubisch vlakken gecenterde stapeling)
25 | P a g i n a
1.8
Elementaire zuiver stoffen en verbindingen
1.8.1
Types van vaste stoffen
Ionische kristallen
Bestaan uit kationen en anionen die samengehouden worden door ionische bindingen.
- Geen discrete moleculen
- Coulomb-aantrekking
- Hard en kliefbaar
- Hoge smelt- en kookpunten (breken sterke coulomb-bindingen)
- Geleiden elektrische stroom in gesmolten toestand of waterige oplossingen
voorbeelden : NaCl, K2SO4, CaCl2, (NH4)3PO4
Metaalkristallen
Bestaan uit positieve metaalionen in een elektronenzee in een geheel van metallische bindingen .
- Elektrostatische aantrekking tussen metaalionen en vrije elektronen
- Vervormbaar, rekbaar, variatie in hardheid
- Brede variatie van smelt- en kookpunt
- Zeer goed elektrisch en warmte geleidend
voorbeelden : koper, zilver, ijzer
Moleculaire kristallen
Moleculen met covalent gebonden atomen , samengehouden door intermoleculaire krachten.
- Van der Waals krachten = Londen dispersiekrachten, dipool-dipoolkrachten, waterstofbruggen
- Zacht, lage tot matige smelt- en kookpunten
- Slechte geleiding in vaste stof en vloeistof
voorbeelden : H2O, O2, I2, H2, CO2
Covalente netwerken
Stoffen waarin een groot aantal atomen in een één- twee- of driedimensionaal oneindig netwerk
door covalente bindingen aan elkaar gebonden zijn. (halfgeleiders!)
- Geen discrete moleculen
- Gerichte covalente bindingen met elektronenparen
- Variatie in hartheid
- Variatie in smelt- en kookpunt, afhankelijk van dimensie van het netwerk (3D>2D>1D)
- Slechte elektrische geleidbaarheid (enkele uitzonderingen)
voorbeelden : grafiet, diamant, SiO2, kwarts
In diamant is elk koolstofatoom tetraëdrisch (3D) omringd door vier andere koolstofatomen, grafiet heeft een
gelaagde (2D) structuur van hexagonale ringen. Om die reden is diamant zoveel harder dan grafiet.
Amorfe vaste stoffen
Covalente netwerken zonder lange afstandsorde (ketens hebben onbepaalde lengtes).
- Gerichte covalente bindingen + Van der Waals krachten
- Niet kristallijn
- Breed smelttraject i.p.v. smeltpunt (door verschillende stapelfouten en variabele lengtes)
- Slechte elektrische geleidbaarheid (enkele uitzonderingen)
voorbeelden : glas, polyethyleen, nylon
26 | P a g i n a
1.8.2 Moleculen en verbindingen
In de natuur zijn geïsoleerde atomen een uitzondering (edelgassen, kwikdamp). Er ontstaan
chemische bindingen tussen atomen, ionisch/covalent/metallisch.
ionisch/covalent/metallisch. De bouwstenen van een stof zijn
ofwel moleculen, ofwel atomen die aanleiding geven tot kristallen of covalente netwerken.
Chemische formule
- Empirische formule: geeft de atoomsoorten en hun verhouding weer.
CH voor ethyn(C2H2) en benzeen(C6H6)
- Moleculaire formule :geeft de atomaire
atomaire samenstelling van moleculen of formule-eenheid
formule
C6H6 (benzeen)
- Structuurformule: geeft
eeft informatie over de vorm en de geometrie (2 of 3D)
(benzeen)
Aggregatietoestand
Samenspel van inter- en intra-moleculaire
moleculaire krachten
> sterk -> vaste stof
> intermediair ->> vloeistof
> zwak -> damp, gas
De interdeeltjeskrachten zijn afhankelijk van de polariteit, die bepaald wordt door de geometrie.
Elementaire zuivere stoffen zijn steeds apolair!
apol
Allotrope vormen
Stoffen met dezelfde chemische formule maar een andere geometrie.
voorbeelden
witte fosfor: afzonderlijke tetraëdische moleculen P4
Fosfor :
rode fosfor:
aaneenschakeling van tetraëders
zwarte fosfor: wanordelijke stapeling
Zwavel
gele zwavel:
plastische zwavel:
ringvormige moleculen S8 (= rhombische kristallen)
amorfe stof : polymeer van zwavelketens
Na verwarming worden de ringen open gebroken en binden de fragmenten aan elkaar tot een verzameling
van ketens met een variabele lengte. Vorm: |sn| met n sterk verschillend => stof heeft een smelttraject.
Koolstof
diamant:
grafiet:
driedimensionaal netwerk van tetraëders (zeer hard)
gelaagde hexagonale ringen (zacht!)
toepassing smeermiddel
smeermiddel (soms in combinatie met olie), potlood(samen met klei)
Bucky Balls:
nanotubes:
voetbalvormig kristal ( Buckminster Fuller)
tubevormige aaneenschakelingen van koolstofatomen
Naamgeving
Enkele vaak voorkomende namen
N2O
CaCO3
CaO
Ca(OH)2
NaHCO3
Mg(OH)2
CaSO4 * 2H2O
Lachgas
Kalk
Ongebluste kalk
Gebluste kalk
Maagzout
Magnesiummelk
Gips
Dinitraatoxide
Calciumcarbonaat
Calciumoxide
Calciumhydroxide
Natriumwaterstofcarbonaat
Magnesiumhydroxide
Calciumsulfaat dihydraat
27 | P a g i n a
Zuren, basen en hun ionen:
Belangrijste norganische zuren
Zwavelzuur
H2SO4
Zwavelig zuur
H2SO3
Fosforzuur
H3PO4
Zoutzuur
HCl
Salpeterzuur
HNO3
Salpeterig zuur
HNO2
Koolzuur
H2CO3
Blauwzuur
HCN
Hypochlorigzuur
HClO
Chlorig zuur
HClO2
Chloorzuur
HClO3
Perchloorzuur
HClO4
Belangrijste base
Ammoniak
HN3
Organische zuren
Mierenzuur
Azijnzuur (HAc)
CHOOH
CH3COOH
Sulfaat
Sulfiet
Fosfaat
Chloride
Nitraat
Nitriet
Carbonaat
Cyanide
Hypochloriet
Chloriet
Chloraat
Perchloraat
SO42SO32PO43ClNO3NO2CO32CNClOClO2ClO3ClO4-
Ammonium
NH4-
Acetaat
CHOOCH3COO-
Ionen van overgangsmetalen
Chromaat
CrO42Chromiet
CrO2Bichromaat
Cr2O72Permanganaat
MnO4Manganaat
MnO42-
Tabel van hydroxiden, oxiden, oxo-anionen
Een kleine verduidelijking (dit deel wordt verder uitgelegd in boek 2)
Eerste periode: Li, Be, B, C, N, (O, F : nooit zuur/base gedrag)
Tweede periode: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl
Derde periode: Sc, Ti, V, Cr, Mn, (Fe, Co, … : nooit zuur/base gedrag)
bij deze elementen in hun hoogste oxidatietrap (resp +1, +2 , +3, +4,+5, +6 en +7) wordt OH- toegevoegd.
De opeenvolgende trappen van de tabel zijn:
1) bijhorende zuur/base (met al dan niet een tussenstap: afsplitsing van H2O)
2) de gevormde ionen in een waterige oplossing (oxo-anion: zuurstofhoudend anion)
3) de bijhorende oxiden na verdere afsplitsing van H2O (M: basisch oxide, NM: zuur oxide)
4) aard van het oxide - basisch : neiging tot opnemen van protonen
- zuur : neiging tot afstaan protonen
- amfoteer : zowel basisch als zuur gedrag
Opmerkingen: > Hoe hoger de oxidatietrap : zuurder + covalent
lager
: basisch + ionisch
> Halfgeleiders vormen licht zure verbindingen
28 | P a g i n a
1.9
Interdeeltjes-krachten
krachten
Interdeeltjeskrachten zorgen ervoor dat de materie een mogelijke aggregatietoestand aanneemt, zonder
zouden er enkel ideale gassen bestaan. Al deze krachten zijn elektrostatische krachten.
1.9.1 Soorten interdeeltjeskrachten
1) Op korte afstand: Bornse repulsies tussen de elektronenwolken
2) Op grotere afstand: attracties afhankelijk van de aard van de deeltjes
UBER-curve
curve is som van deze twee
krachtcomponenten
! minimale potentiële energie !
Coulomb attracties-curve
curve varieert
afhankelijk van de aard van de deeltjes
IONEN
Ionen hebben een netto lading, de Coulombinteracties
C
zijn bijgevolg zeer sterk.
- Sterke interdeeltjeskrachten
- Ionische vaste stoffen
POLAIRE MOLECULEN
Polaire moleculen bezitten een permanente dipool met dipoolmoment p=q.d.
- Zwakke interacties
- Waterstofbruggen: een H wordt gekoppeld aan N, O of F aan einde van molecule
kleine en sterke elektronnegatieve atomen => zeer grote stabiliteit!
APOLAIRE MOLECULEN
In apolaire moleculen ontstaan ogenblikkelende en wisselende geïnduceerde dipolen,
dipolen de grootte is
evenredig met de polariseerbaarheid van
v de deeltjes.
polariseerbaarheid:: graad van vervormbaarheid van de elektronenwolk
-
Zeer zwakke interacties
London dispersiekrachten = plakkrachten in apolaire moleculen
deze krachten zijn steeds aanwezig maar worden altijd overschaduwd door andere
deeltjeskrachten. De kracht vergroot als de molaire massa stijgt en als de graad van
vertakking daalt.
toepassing: door de aanwezigheid van deze LDkrachten kan men
edelgassen vloeibaar maken bij zéér lage kooktemperaturen.
Hoe sterker de interdeeltjeskrachten,
jeskrachten, hoe groter de afwijking t.o.v. de ideaal-gas
gas-toestand, hoe
hoger de normale kook- en smelttemperatuur, dus hoe meer de aggregatietoestand bij normale
temperatuur en druk zal neigen naar een toestand van condenseerbare damp, vloeistof of vaste stof.
Ideeal gas
gemakkelijk condenseerbare damp
ID-krachten ↗
ID-krachten ↗
vloeistof
vaste stof
ID-krachten
krachten ↗
29 | P a g i n a
Stijgende energie-inhoud
inhoud betekent dieper potentiaalput & grotere stabiliteit
geïnduceerde dipool
geïnduceerde dipool
geïnduceerde
erde dipool
permanente dipool
Waterstofbruggen
permanente dipool
permanente dipool
ion
dipool
Coulombkrachten
Van der Waals - krachten
London dispersie
krachten
ion
ion
Aquacomplexen
Ketenlengtes van CxHy
Hoe langer de ketens van onvertakte ketens, hoe hoger het kookpunt, want er zijn meer
interdeeltjeskrachten. De korte ketens: methaan, ethaan, propaan en butaan,, komen bij normale
temperatuur en druk voor in gasvorm.
gasvorm
Hoe meer vertakkingen, hoe lager het kookpunt. Als de molecule meer vertakt is, is de molecule
compacter en het contactoppervlak kleiner. De onderlinge contacten
contacten tussen de moleculen zijn
bijgevolg kleiner, aldus ook de interdeeltjeskrachten.
Elektrisch veld
Als dipolen in een elektrisch veld gebracht worden gaan ze zich richten.
richten
Waterstofbruggen
Water is op veel gebieden een uitzondering. Men zou omwille van de kleine massa en afmetingen
verwachten dat water zich als een gas zou gedragen. Enkele eigenschappen:
-
Hoogste soortelijke warmte van alle vloeistoffen en vaste stoffen (uitz NH3)
voorkomt snelle temperatuurswijzigingen; groot warmtetransport; toepassing:
toepassing: behoud lichaamstemperatuur
-
Hoogste bindingswarmte (uitz NH3)
het thermostatisch effect bij het vriespunt is te wijten aan absorptie of vrijkomen van warmte
-
Hoogste vaporisatie-energie
energie
Hoogste oppervlaktespanning van alle vloeistoffen
Hoogste warmtegeleiding
geleiding van alle vloeistoffen
Laagste viscositeit van alle vloeistoffen (zelfde temp)
Hoogste permittiviteit* van alle vloeistoffen (uitz H2O2 en HCN)
*beschrijft hoe een elektrisch veld een medium
maakt het mogelijk om ionen in oplossing gescheiden te houden
beïnvloedt en erdoor beïnvloed wordt
Waterstofbruggen zijn dipool-dipool
dipool interacties
interacties tussen waterstofatomen en kleine, heel elektroelektro
negatieve atomen zoals stikstof,, zuurstof en fluor.. Deze sterke krachten zijn het gevolg van de grote
polariteit (zie verder) van dergelijke bindingen en van de korte afstand tussen de dipolen.
De waterstofbruggen
terstofbruggen in water zelf zorgen ervoor dat water gaat uitzetten bij het stollen . Als de
temperatuur daalt worden de H--bruggen
bruggen sterker omdat de kinetische bewegingen afnemen.
afnemen
30 | P a g i n a
Zeshoekige symmetrie in water:
4 H-atomen rond elke O
2 covalente bindingen + 2 waterstofbindingen
Verloop van de densiteit:
1.9.2
Polariteit van de moleculen
De polariteit van de moleculen is een maat voor de sterkte van de interdeeltjes-krachten
Polariteit van één binding
In één enkele binding is de polariteit en gevolg van een lokale dipool met dipoolmoment µ=q.d. Dit is
te verklaren omdat beide atomen de bindende elektronen in verschillende mate aantrekken. Het
dipoolmoment kan dan ook geschat worden aan de hand van het verschil in elektro-negativiteit.
[µ] = Debye = 3,34 x 10-30 C.m
µ ≅ ∆ EN (met een nauwkeurigheid van ±10…20%)
EN : ElektroNegatieve waarde 0,7 < ENW < 4,0
is een maat voor de neiging van een atoom om in verbindingen elektronen naar zich toe te halen.
In de tabel van Mendeljev stijgt de elektronegativiteit van onder naar boven in een groep en van links
naar rechts in een periode.
H
Li
F
Elektronegatieve
waarde
Cs
I
31 | P a g i n a
Totale dipool van een molecule
De totale dipool van een molecule is de vectoriële som van de lokale dipoolmomenten. Om deze te
berekenen moet de symmetrie van het molecule gekend zijn, d.w.z. welke de bindingshoeken zijn.
Om deze hoeken te beredeneren gebruiken we de Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory.
V.S.E.P. R.
A is het central atoom, omringd door m bindingen en m vrije elektronenparen.
A X n Em
de locale symmetrie is (n+m)- voudig, er zijn 5 mogelijkheden
N+M
Bindingshoeken
Symmetrie
2
180°
Lineair
3
120°
Driehoekig vlak
4
109°28’
Tetraëdisch
5
120° en 90°
Trigonaal bipiramidaal
6
90°
Octaëdrisch
De geometrie van de molecule wordt gevonden door enkel rekening te houden met de bindingen, de
vrije elektronenparen worden uit het model weg gelaten. Dit geeft veel meer mogelijkheden.
Enkel de bindingen genereren lokale dipolen en dragen bij tot de resulterende dipool van de
molecule. Een molecule is apolair als de lokale dipolen elkaar opheffen. Ontstaat er daarentegen een
onbalans in de lokale dipoolmomenten, dan is het molecule polair.
32 | P a g i n a
Enkele geometrieën:
Opmerking: vrije elektronenparen willen zich altijd zo ver mogelijk van elkaar
bevinden. Ze zullen zich dan ook schikken volgens de grootst mogelijke hoek.
Onderlinge afstoting:
LP – LP
>
LP – BP
>
BP – BP
LP: lone pair
BP: Bindend paar
Opmerking:
soms zijn de hoeken een verschillend van het VSEPR-model. Dit is te verklaren omdat de lone pairs
kort op het centrale atoom zitten, ze duwen bijgevolg de andere atomen een beetje samen.
33 | P a g i n a
1.10 Gedrag van zuivere stoffen
1.10.1 Toestand van een stelsel
Een stelsel is een stuk van de materiële wereld dat afgebakend wordt om nader te bestuderen
-
Homogeen,, één enkele fase, of hetereogeen, meerdere fasen,
Één enkele component,, zuivere stof, of meerdere componenten
De toestand wordt beschreven door toestandsgrootheden (ogenblikkelijke toestand!)
Parameters zijn intensief(T,P,ρ, geleidbaarheid…) of extensief(m, n, V, energie, entropie…)
! verhouding van 2 extensieve grootheden levert een intensieve paramater !
De toestand is eenduidig bepaald wanneer er ( 2 + c + φ ) intensieve parameters gekend zijn.
(c: aantal componenten
ten φ: aantal fasen)
Tussen de toestandsgrootheden bestaan er verbanden
De toestandsvergelijking : molair volume ifv de druk, temperatuur en samenstelling.
zuivere stof is dit v(P,T)
mengsel: v(P,T,[concentraties])
kritisch punt:
geen onderscheid meer tussen vloeistof en damp
— smeltpuntkromme
— dampspanningskromme
— sublimatielijn
De toestandsvergelijking is specifiek voor één bepaalde stof, er is één uitzondering die tevens de
eenvoudigste toestandsvergelijking levert : de ideale gaswet.
1.10.2 Gaswetten
Ideale gaswet
Een ideaal gas zijn deeltjes zonder eigenvolume waartussen er geen interdeeltjes-krachten
interdeeltjes
bestaan.
Boyle-Mariotte
Gay-Lussac
Regnault
-. / = 012
/⁄3 = 012
-⁄3 = 012
-/
= 0<=11
3
LMNOP
(afleiding zie slides)
/⁄> = 012
Hypothese van Avogadro en Ampère
bij bepaalde druk en temperatuur bevatten gelijke volumes van willekeurige (ideale) gassen steeds
steeds het zelfde aantal
deeltjes, of bij gelijke druk en temperatuur neemt eenzelfde aantal deeltjes hetzelfde volume in.
Ideaal-gasconstante
5 = 0,082057
082057
? @AB
BCD E
8,314
I
BCD E
0,08314
? [email protected]
BCD E
34 | P a g i n a
Toepassing: P.V-energie
In verbrandingsmotoren wordt gebruik gemaakt van P.V –energie.
energie. Door verhitting van een
gasmengsel in een cilinder verhoogt de druk en neigt het gas naar uitzetten. De kracht die
veroorzaakt wordt door de druk F = P.A en de verplaatsing als gevolg van
n uitzetting van het volume
resulteren in arbeid, energie.
Q-RQ/R =
S
B²
U >U [
U³
Verband met de densiteit en relatieve molecuulmassa
-/ 53
U
W
V
/
/
-W V53
Definitie van een ideaal gas
- Puntvormige deeltjes zonder eigenvolume
- Er bestaan geen interdeeltjes-krachten
interdeeltjes
of repulsies
- Onder alle
le omstandigheden geldt de ideale gaswet PV=nRT
- Van der Waals-gas
gas waarvoor de constanten a=b=0 zijn (zie verder)
- Standaard chemische pontentiaal is enkel functie van temperatuur en onafhankelijk van de
druk μY "3&
Adiabatische processen
Een adiabatisch
tisch proces is een proces dat zonder warmte-uitwisseling
warmte uitwisseling met de omgeving plaatsvindt.
Isentropen zijn lijnen van constante entropie. Bij isentrope
compressie vermindert de verspreiding van de materie dus
daalt de entropie. Dit moet gecompenseerd worden door
warmteverhoging. Analoog voor isentrope expansie.
Bij isothermen neemt de entropie af, daarom springt de
isentroop steeds naar een hogere isotherm en verloopt
bijgevolg stijler.
γ
Isentroop: PV =constant
Isotherm: PV=constant
35 | P a g i n a
Diffusie en Effusie
Diffusie de menging van 2 of meer gassen door de beweging van de gasmoleculen.
Effusie het uitstromen van een gas doorheen een kleine opening of porie.
De moleculen van het gas bewegen met een verschillende snelheid, rond een gemiddelde waarde \^] .
In een gasmengsel is de kinetische energie gemiddeld gelijk voor alle soort moleculen, dus geldt
W _`
=
W _`
= ⋯ = WY _`Y = ⋯
hieruit volgt de wet van Graham:
Kb
Kc
e
= d c
e
(met ri de uitstroomsnelheid van gas)
b
Toepassingen :
-
lektesten en lekdetectoren met heliumgas
Kermisballon met helium lekt sneller leeg dan één met lucht
oplossing: gebruik van speciale ballonnen uit PET, met kleinere poriën
PET(polyethyleentereftalaat)-flessen voor koolzuurhoudende frisdranken
PVC(plyvinylchloride)-flessen voor niet-bruisend water
Verrijking van natuurlijk uranium
Natuurlijk uranium bevat 0,72% 235U, maar er is 3% nodig om U als splijtstof te kunnen gebruiken.
Om de 235U isotopen af te scheiden werd het uranium omgezet in UF6, een stof met een laag
kookpunt (56°C). Vervolgens laat men het UF6 diffunderen door een reeks van poreuze membranen.
De lichtere 235UF6-moleculen zijn iets sneller dan het zwaardere 238UF6.
Passen we de wet van Graham toe :
235
fYgghiYjikjDljYf cpqmno
fYgghiYjikjDljYf cprmno
, s/BCD
= d
,
s/BCD = 1,00430
UF6 diffundeert ongeveer 0,4% sneller. Dit proces wordt duizenden keren herhaald.
Niet-ideale gassen
Toestandsvergelijking van “Van der Waals”
Voor ideale gassen geldt onder alle omstandigheden u =
vw
kxy
=
vz
xy
≡1
z wordt de samendrukbaarheidsfactor genoemd
(v = V/n)
niet ideale gassen wijken vooral bij hoge drukken af van de ideale gaswet
eerst zijn er de aantrekkingskrachten tussen de moleculen( z<1), bij nog
hogere drukken speelt het eigennvolume van deeltjes mee (z>1)
De toestandsvergelijking van Van der Waals wordt :
-=
²
53
−
/ − }
/²
36 | P a g i n a
1.10.3 De toestand v(P,T) van vloeistoffen en vaste stoffen
De mate waarin het volume v(P,T) verandert met temperatuur en druk wordt gekenmerkt door de
samendrukbaarheidscoëfficient κT en de thermische expansiecoëfficient α .
v(P) (experimenteel)
Vloeistoffen en vaste stoffen zijn nagenoeg onsamendrukbaar : v(P)=constant. Er zijn extreem hoge
drukken nodig om de hoeveelheid slechts met enkele percenten te veranderen. Dit is een gevolg van
de zeer steile Bornse repulsie-energie
energie (zie UBER 1.7.1 en 1.8.3)
€z
z €v y
~y = |  
bij constante T geldt: "-& "- &Q1 | ~ y ""- | - &R
~ y "‚12& 44.7 ƒ 10' d.w.z. dat per 100 bar bijkomende druk het volume ±0.4% afnmeemt
v(T) (experimenteel)
het molair volume reageertt wel op een temperatuursverandering. De uitzetting/inkrimping bij
stijgende/dalende temperatuur kan verklaard worden door de asymmetrie in de potentiaalcurve. Ten
opzichte van de evenwichtsafstand verloopt de Bornse repulsie steiler dan de attractie ten gevolge
g
van de Van der Waals- of Coulomb-krachten
Coulomb
(UBER 1.7.1 en 1.8.3). Bijgevolg stijgt de gemiddelde
scheidingsafstand van de naburige deeltjes bij stijgende temperatuur : thermische uitzetting.
uitzetting
€z
„ … z €y
v
" | 3 &R
bij constante druk geldt: "3& "3 &Q1 | „"3
„"‚12& 2.07 ƒ 10' d.w.z. dat per 100°C temperatuursstijging het volume ±2% toeneemt.
Oppervlaktespanning
= oppervlakte-energie
Als gevolg
olg van de asymmetrie in de interdeeltjesattracties worden oppervlaktemoleculen naar binnen getrokken. Het aantal deeltjes aan het oppervlak wordt
minimaal gehouden.
oppervlaktespanning = kracht per eenheid lengte

n
D
>/U
oppervlakte-energie
energie = energie per eenheid oppervlakte

‘
’
n .f
D .f
[/U²
De oppervlakte-energie
energie is eigenlijk de interfase-energie per eenheid scheidingsoppervlak γLG tussen
de vloeibare en de gasfase. Het evenwicht tussen de verschillende
verschi
interfase-energieën
energieën bepaalt de
contacthoek θc en bepaalt of een vloeistof de vaste stof geheel of gedeeltelijk zal bevochtigen.
cos ‰Š “”• ' “”–
“–•
‰Š ‹ 0° : volledige bevochtiging
(H20 / glas: zuiver θc=0°, typisch θc ≈ 30°)
‰Š Œ 90°
90 : gedeeltelijke bevochtiging
‰Š Ž 90°
90 : geen bevochtigiging
37 | P a g i n a
Dampbellen en drukvaten
Er ontstaat noodzakelijkerwijze een drukverschil bij elke gebogen interfase.
De druk is steeds groter aan de holle binnenkant van de interfase dan aan de bolle buitenkant.
Uit het krachtenevenwicht volgt:
∆- ∙ ™² =  ∙ 2™
→
∆- =
“
K
De holle binnen binnenkant staat dus altijd onder een overdruk ∆P als
gevolg van de trekkracht in de interfase (= interfase-spanning). Deze
overdruk is groter naarmate de interfasespanning γ groter is en
naarmate de interfase meer gekromt is (kleinere r)
Toepassing: wanddikte berekenen voor stoomketels en drukvaten (stoomketelformule).
De kracht als gevolg van de overdruk die werkt over de dwarsdoorsnede van het drukvat, moet opgevangen
worden door de lengte aan doorgesneden wand. Hieruit volgt rechtstreeks de kracht per eenheid lengte in die
doorsnede van de wand, waaruit dan weer voor een bepaalde staalsoort de nodige wanddikte volgt.
Cohesie – adhesie – meniscus – capillariteit – viscositeit
Cohesie : aantrekkingskrachten tussen moleculen van een zuivere stof; de samenhang van de stof.
Adhesie : aantrekkingskrachten tussen moleculen één zuivere stof en deeltjes van een andere stof;
de aantrekking tussen het fluïdum en de vaste stof.
De meniscus is het gekromde oppervlakte als gevolg van het evenwicht tussen cohesie en adhesie.
Het samenspel tussen adhesie en cohesie, gecombineerd
met oppervlaktespanning en de zwaartekracht leidt tot
capillariteit. Dominante adhesiekrachten en een concave
meniscus trekken de vloeistof omhoog langs de wanden. Er
ontstaat een opstijging in de vloeistof. Omgekeerd, bij
overheersende cohesie en een bolle meniscus wordt de
vloeistofkolom in een buis naar beneden gedrukt. Hoe
fijner de capillaire buis, hoe hoger/lager de vloeistof komt.
Bolle, concave meniscus
Holle, convexe meniscus
De capillaire druk :
met een capillaire opstijging/daling :
-š@› =
ℎš@› =
“
cos ‰š
K
vžŸ
“
s
=
sK
cos ‰š
P
Door de kromming is de druk net onder de meniscus kleiner dan de omgevingsdruk P.
De hydrostatische druk t.g.v. de capillaire opstijging is gelijk aan ρgh en zorgt ervoor dat
onderaan de capillair de hydrostatische druk gelijk is aan die in de omgevende vloeistof.
Bij repulsieve interacties ontstaat een bolle meniscus en een capillaire daling.
P
P
*
P
P
P
*P – 2γ/r + ρgh
38 | P a g i n a
De viscositeit van een vloeistof is de weerstand die de vloeistof bied tegen afschuifspanningen.
Viscositeit is een gevolg van de Van der Waalskrachten tussen de moleculen. De viscositeit neemt toe
naarmate de moleculen langer en meer verstrengeld zijn.
Aanduiding voor viscositeit: SAE xxWyy
(SAE= society of automotive engineers)
xx: maat voor viscositeit
yy: viscositeitsindex, maat voor de temperatuursafhankelijkheid van de viscositeit
Viscositeit
5-10 : moderne synthetische oliën
15-20 : klassieke olie
80-90: versnellingsbak-olie
Viscositeitsindex
Hoe hoger de VI, des te constanter de viscositeit. Dit
is belangrijk anders verliest de olie bij hogere T zijn
smerende eigenschappen. De VI kan kunstmatig
verhoogd worden door toevoegen van speciale
additieven.
de helling van de grafieken, hoe platter hoe hoger VI
39 | P a g i n a
1.11 Gedrag van mengsels
-
Homogene mengsels: één enkele fase Heterogene mengsels: meerdere fasen
-
Componenten Stofsoorten : componenten zijn de stofsoorten, alle producten en deeltjes eventueel als
-
Oplosmiddel Opgeloste stof
-
Elektrolyten Niet elektrolyten
-
Fasenregel van Gibbs: een de toestand van homogene oplossing (¡ = 1) is eenduidig bepaald door het
(elke fase uit een heterogeen mengsel is op zichzelf een homogene oplossing)
gevolg van chemische reacties, die voorkomen in het recept ter bereiding van het stelsel.
de oplossing neemt meestal de aggregatietoestand aan van het oplosmiddel (grootste concentratie).
elektrolyten splitsen bij oplossen in water geheel (sterke elektrolyten) of gedeeltelijk (zwakke elektrolyten).
specifiëren van (c+1) intensieve parameters. (c is het aantal componenten)
-
Analytische, oorspronkelijke, concentraties Evenwichtsconcentraties
analytische concentraties: in termen van de componenten voor het bereidingsrecept;
evenwicht: van de stofsoorten bij evenwicht na het opgaan van de reactiesµ
Elektrolyten geleiden elektrische stroom omdat ze splitsen in ionen (afhankelijk van dissociatiegraad)
Kwalitatief
Oplosmiddel
Opgeloste
Stof
GAS
GAS
VLOEISTOF
VASTE STOF
Meerfase systeem heterogeen
HCl in lucht
Gasmengsel homogeen
lucht: 79%N2 20% O2
ca. 1% Ar, CO2 e.a.
Meerfase systeem heterogeen
CO2 en O2 in H2O
Oplossing homogeen
Nevel heterogeen
H2O, Hg, C6H6 in lucht
Meerfase systeem heterogeen
Emulsie heterogeen
melk
Oplossing homogeen
Amalganen
Hg(l) in Zn of Au
Sublimatie heterogeen
Meerfase systeem heterogeen
zand in water
Suspensie heterogeen
fruitsap met pulp
Oplossing homogeen
NaCl in H2O
C12H22O11 (sucrose) in H2O
paraffines in diesel
Grove mengsels heterogeen
beton
Legeringen homogeen
Zn in Cu = messing
Sn in Cu = brons
Sn in Pb = soldeer-tin
Pd in Au = wit goud
VLOEISTOF
Sublimatie van droog ijs CO2(s)
Metaaldampen in de lucht
Rook
VASTE STOF
NH3 in H2O
HCl in H2O (tot 15M)
Meerfase systeem heterogeen
H2(g) in Pd- of Nb- metaal
toepassing: brandstofcel of
kleine verbrandingsmotor
Kwantitatief – concentratiegrootheden
Concentratie is een maat voor de relatieve hoeveelheid van één stof in een mengsel (intensieve parameter) en
wordt aangeduid als de verhouding
lCjzjjDljYf [email protected] éék C›sjDCiAj iACg
lCjzjjDljYf C›DCiiYks (Cg C›DCiBYffjD)
T – onafhankelijke concentratiegrootheden
Massafractie
‚Y =
‘£
∑£ ‘£
Molaliteit
UY =
k£
mol / kg solvent
‘¥¦§¨©ª« (s)/
Molaire breuk
ƒY =
k£
∑£ k£
(= molfractie) en ∑Y ƒY = 1
40 | P a g i n a
T - afhankelijke concentratiegrootheden
G-parameter
¬ − °U212(¯) Molariteit
­Y of Q¯R Normaliteit
<U®¯12¯1 ‘£ "s&
g/liter oplossing
w«¦« "D&
k£
M (molair)
w«¦« "D&
k©²,£
w«¦« "D&
N
j³,Y u ∙ Y
z= waardigheid van het zuur/base of
oxidans/reductans (soort reactie!)
Y Volumefractie
w£
w«¦«
omwille van de veranderende inter-moleculaire
inter moleculaire interacties in het mengsel treden er bij het mengen
vaak volume-effecten
effecten op (volumecontractie of volume-expansie).
volume
. Daarom is de som van alle volumevolume
fracties in een mengsel niet noodzakelijk gelijk aan 1. Volumes ≠ addiTef.
Opmerking:: in een heterogeen stelsel moet de samenstelling van elke fase afzonderlijk
gekarakteriseerd worden. Bijvoorbeeld door middel van de molaire breuken ƒY´ van elke stofsoort i in
elke fase α.
Vraagstukken oplossen: tabel gebruiken (zie oefeningen)
Normaliteit – gramequivalent
Een gramequivalent van een zuur (base) of van een reductans (oxidans) is de massahoeveelheid materie die
d
juist één mol protonen of één mol elektron kan afgeven of opnemen.
De waardigheid z van een stof varieert naargelang de context.
stof
zuur - base
reactie
redox
reactie
zuur
protonendonor
base
protonenacceptor
oxidans
wordt gereduceerd
reductans
wordt geoxideerd
hoeveel protonen
kunnen afgesplitst
worden?
hoeveel protonen
kunnen opgenomen
worden?
hoeveel elektronen
kunnen opgenomen
worden?
hoeveel elektronen
kunnen afgegeven
worden?
41 | P a g i n a
k©²,£
Een gramequivalent is een fractie 1/z van een grammolecule:
Y =
De normaliteit kunnen we dus uitdrukken als
><U®¯12¯1 = u ∙ W<®¯teit
µ
Equivalente hoeveelheden van zuur en base of van reductans en oxidans bevatten in totaal een
zelfde aantal gramequivalenten.
j³,’ = j³,¶
j³,C· = j³,Kjf
In de context van titraties: bij het equivalentiepunt heeft men steeds
equivalente hoeveelheden zuur en base of oxidans en reductans.
1.12 Homogene mengsels
1.12.1 Specifieke beschrijving van homogene mengsels
Gasmengsels
De gasfase is in een stelsel steeds uniek, alle gassen zijn in alle verhoudingen perfect mengbaar.
Volume
Bij ideale gassen bestaan er geen volume-effecten, de volumes zijn additief en de som van alle
volumefracties is gelijk aan 1.
Druk
De partieeldruk Pi van een component uit een gasmengsel is de druk die eenzelfde hoeveelheid van
dat gas zou uitoefenen indien het alleen aanwezig zou zijn in hetzelfde volume als het gasmengsel.
-Y = Y
xy
w«¦«
en volgens de wet van Dalton ∑Y -Y = -ACA
Omrekeningsformules
1) Vol% = mol% (gevolg van de hypothese van Avogadro en Ampère)
2) -Y = ­Y ∙ 53
3) -Y = ƒY ∙ -ACA
xy
4) ƒY = ­Y ∙ v
«¦«
Vloeibare mengsels
Zij ontstaan door het oplossen van een gas, een vloeistof of een vaste stof in een vloeistof.
Concentaties
praktijk : volume- en massafractie en G-parameter (g/L)
theoretische behandeling : molariteit, molaliteit en molaire breuken
Onderscheid tussen analytische en evenwichtsconcentraties (vooral bij elektrolytoplossingen)
42 | P a g i n a
Vaste mengsels
Homogene vaste mengsels: éénfasige legeringen gevormd uit verschillende zuivere metalen
Hun samenstelling wordt aangegeven in gew% of in molaire breuken.
1.12.2 Gedrag van vloeibare mengsels
In vloeistofmengsels komen de deeltjes van de verschillende stofsoorten in nauw contact met elkaar.
Zo ontstaan er nieuwe soorten interdeeltjeskrachten (zie 1.8.3-1.8.4)
Ideaal mengsel: geen voorkeurs-interacties tussen deeltjes van gelijke of ongelijke soort
>> geen volumecontractie of – expansie
>> geen mengingswarmte
Niet-ideaal mengsel: preferentiële attracties of repulsies
>> volume-effecten
>> warmte-effecten
Vluchtigheid: grootte van de partieeldruk van een component bij bepaalde temperatuur bij ideaal
mengsel zal de evenwichtsdruk afnemen in evenredigheid met zijn molfractie. Als de stof i zuiver zou
[email protected]›
zijn, zou de evenwichtsdruk gelijk zijn aan de dampspanning -Y (3) bij de gegeven temperatuur.
>> Wet van Raoult:
[email protected]›
-Y = ƒY ∙ -Y
(3)
[email protected]›
>> de totale evenwichtsdruk wordt dan -ACA = ∑ -Y = ∑ ƒY ∙ -Y
(3) (wet van Dalton)
dampspanningskromme
Colligatieve eigenschappen van mengsels
Als gevolg van de nieuwe interdeeltjes-interacties kan het gedrag van niet-ideale mengsels complex worden.
4 colligatieve eigenschappen -> = eisen voor fasenevenwicht
- isotherme dampspanningsverlaging
- isobare kookpuntsverhoging
- isobare vriespuntsverlaging
- osmotische druk
De grootte van deze effecten wordt enkel bepaald door de aard van het oplosmiddel en door de
totale concentratie aan opgeloste stoffen, maar onafhankelijk is van de concrete identiteit van deze
opgeloste stoffen.
Oorsprong van de 4 eigenschappen
Vanuit fysico-chemisch oogpunt is de optredende verdunning in ideale mengsels het enige relevante effect. Als gevolg van
deze verdunning door de opgeloste stoffen is de chemische potentiaal van het oplosmiddel gedaald en daarmee ook zijn
neiging om over te gaan naar een andere fase. In vergelijking met zuiver solvent bij deze temperatuur leidt dit tot een
verlaagde partieeldruk of dampspanning.
43 | P a g i n a
Het solvent uit de oplossing vertoont telkens
een verminderde neiging om over te gaan naar de tweede fase
oplossing in evenwicht met een fase
Isotherme dampspanningsverlaging
Dit fenomeen treedt op wanneer een min of meer vluchtig solvent een mengsel vormt met één of meerdere
niet-vluchtige opgeloste stoffen.
De opgeloste stoffen zijn niet vluchtig dus ze dragen niet bij tot de totaaldruk: de dampfase bestaat
uit zuiver solvent in evenwicht met de vloeibare oplossing. Anderzijds is het oplosmiddel in de
vloeibare oplossing niet als zuivere stof aanwezig, maar wel verdund door de opgeloste stoffen.
[email protected]›
De partieeldruk daalt volgens de wet van Raoult van -i (3)
[email protected]›
[email protected]›
tot -ACA = -i = ƒi ∙ -i
= (1 − ∑Y ƒY ) ∙ -i (3)
[email protected]›
=> enkel bepaald door de aard van het solvent -i
[email protected]›
∆- = -i − -i
⇔
(i: opgeloste stof, s: solvent)
,en de concentratie aan opgeloste stoffen ∑Y ƒY .
∆-
[email protected]›
-i
= − ¹ ƒY
Y
!! Van ’t Hoff-factor !!
De concentratie aan opgeloste deeltjes moet letterlijk opgevat worden als de molfractie van de onafhankelijk
bewegende deeltjes in de oplossing. Elektrolyten splitsen in meerdere ionen, het is dan de totale concentratie
aan ionen die bepalend is voor de grote van alle colligatieve eigenschappen.
Isobare kookpuntverhoging
Is een logisch gevolg van de isotherme dampspanningsverlaging bij mengsels van een min of meer vluchtige
solvent samen met één of meerdere niet-vluchtige opgeloste stoffen.
Koken gebeurt wanneer de evenwichtsdruk = omgevingsdruk (1atm). voor een zuiver solvent geldt:
[email protected]›
-i º3iJ » = 11U. Omdat de evenwichtsdruk verlaagt is door verdunning van het solvent zal de
kooktemperatuur hoger liggen. De kookpuntverhoging is evenredig met de molaliteit mi van de
opgeloste stoffen, en is eveneens onafhankelijk van de aard van de opgeloste stoffen.
∆3 J = ¼J ∑Y UY
met ¼J de ebullioscobische constante (constante stofeigenschap van het solvent)
44 | P a g i n a
Isobare vriespuntsverlaging
Dit fenomeen is volledig analoog aan de isobare kookpuntsverhoging.
Smelten/bevriezen treedt op wanneer er een dynamisch evenwicht is tussen het aangroeien en
afsmelten van een kristal. Voor een zuiver solvent ontstaat dit evenwicht bij het normale vriespunt
g
3i bij 1 atmosfeer. Omdat de evenwichtsdruk verlaagt is door verdunning van het solvent is de
chemische potentiaal van het solvent. De neiging tot fasenovergang (bevriezen) is daarmee ook lager
geworden en het mengsel moet sterker afgekoeld worden tot een lagere temperatuur.
∆3g = −¼g ∑Y UY
met ¼J de cryoscopische constante (constante stofeigenschap van het solvent)
Osmotische druk
Om evenwicht te kunnen realiseren tussen een vloeibare oplossing van één of meerdere opgeloste soffen in
een solvent een het zuivere vloeibare oplosmiddel, is een kunstgreep nodig om te verhinderen dat de beide
fasen volledig zouden mengen.
semipermeabel membraan: een membraan dat enkel doorlaatbaar is voor solvent-deeltjes.
water: varkensblaas, cellofaan…
In zuivere solventfase is de chemische potentiaal hoger dan in de oplossing. Het solvent zou toch
nog overgaan van de fase met zuiver solvent naar de oplossing (materie streeft naar verdeling van
chemische potentiaal), en zo de oplossing verdunnen. De verhuis van solvent kan verhinderd worden
door een verhoogde druk uit te oefenen op de oplossing.
Het drukverschil dat de verplaatsing van solvent verhinderd en zo het evenwicht realiseert
tussen beide fasen is de osmotische druk ∏
∏ = ∑Y ­Y ∙ 53
met Ci = ni / Vopl (molariteit van de opgeloste stof)
!! van ’t Hoff factor voor elektrolyten!!
Door verhoging van de druk tot boven de osmotische druk
kan men zuiver solvent verkrijgen = omgekeerde osmose.
Toepassingen : zuiveren vervuild water, zuiver water uit
zeewater (want koken kost energie -> duur!)
45 | P a g i n a
1.13 Heterogene mengsels
1.13.1 Criteria voor heterogeen evenwicht
De eisen voor heterogeen evenwicht kunnen geconcretiseerd worden in termen van intensieve parameters.
1) Thermisch evenwicht i.v.m. warmteoverdracht
T(1)=T(2)=…= Tα=…= Tφ =Tomgeving
bij evenwicht moet de temperatuur in alle fasen gelijk zijn
2) Mechanisch evenwicht i.v.m. PdV-arbeid
P(1)=P(2)=…= Pα=…= Pφ = Pomgeving
bij evenwicht moet de druk in alle fasen gelijk zijn
()
()
É
ÈY = ÈY = ⋯ = ÈY´ = ⋯ ÈY
3) Materieel evenwicht i.v.m. fasenovergangen
bij evenwicht moet de chemische potentiaal van een stofsoort i in alle fasen gelijk zijn
∑iYË  Y ÈY = 0 ∀ V = 1,2, … 4) Chemisch evenwicht i.v.m. chemische reacties
elk van de onafhankelijke chemische reacties moet tot evenwicht komen in elke fasen en
voldoen aan het vermelde criterium voor chemisch evenwicht. (chemische energie moet zich
gelijk verdelen over de reagentia en reactieproducten)
=> heterogene evenwichten zijn complex
1.13.2 Vloeistof-damp evenwicht voor ideale mengsels
In een ideale oplossing – waarin geen voorkeursinteracties bestaan tussen de componenten – wordt de
verdamping van elke component beschreven door de wet van Raoult.
[email protected]›
-Y = ƒY ∙ -Y
(3)
Voor ideale stelsels verloopt de evenwichtsdruk als functie van de vloeistofsamenstelling, dus lineair
[email protected]›
[email protected]›
tussen - en - . Deze lijn is de vloeistoflijn uit het isotherm (P,x)-diagram.
[email protected]›
-ACA = -¶
[email protected]›
+ (-’
[email protected]›
− -¶
)ƒ’
De samenstelling van de evenwichtsdamp kan eveneens eenvoudig berekend worden. De dampfase is een
mengsel van 2 gassen waarvan de partieeldrukken elk gegeven worden door de wet van Raoult.
[email protected]›
-’
ƒ’ -’
̒ =
= [email protected]›
[email protected]›
[email protected]›
-ACA
-¶ + (-’ − -¶ )ƒ’
herhaalt men deze berekeningen voor alle vloeistofsamenstellingen xA dan ontstaat de damplijn.
46 | P a g i n a
= > damplijn uit het isotherm (P,x)-diagram :
Hoe groter het verschil in dampspanning van de 2 componenten, des te
groter het verschil in samenstelling tussen dampfase en vloeistoffase. Dit
is de basis voor destillatie als scheidingsproces.
Maar! In de praktijk is T variabel en P constant (1atm)
(1atm
[email protected]›
-ACA (0<=11
0<=11) = -¶
[email protected]›
ƒ’ -’
̒ -ACA
[email protected]›
"P& … "-’
[email protected]›
"P& | -¶
"P&&ƒ’
U21 -ACA 0<=11
Toepassing:
Destillatie: stoffen worden gescheiden door hun verschil in vluchtigheid.
47 | P a g i n a
1.13.3 Soorten heterogene mengsels
Als de wederzijdse oplosbaarheid van stoffen onvoldoende is, geeft dit aanleiding tot heterogene mengsels.
•
•
Grove mengsels deeltjes > 0.01 mm = 100µm
leemgrond = klei+zand+kalk, beton, mortel,…
zand+ lucht, zand+ water
Suspensies, Emulsies en Aërosolen
1µm < deeltjes < 100µm
o Suspensie: vaste stof in een vloeistof of vaste stof
stijfsel in water, inkt in water
o Emulsie: vloeistof in een vloeistof of vaste stof
olie in water, melk, mayonaise
o Aerosol: vloeistof of vaste stof in gas
!! Suspensies, emulsies en aerosolen zijn niet stabiel maar ontmengen onder invloed van de
zwaartekracht in macroscopische fasen.
!! Brownse beweging: deeltjes bewegen volgens grillige paden -> verschillende botsingen
•
Colloïdale oplossingen
deeltjes=micellen < 1µm
- Colloïdale oplossingen zijn wel stabiel t.o.v. de zwaartekracht
micellen vertonen een zeer grote verhouding oppervlak/volume en aan het oppervlak van de micellen zijn
ionen of polaire groepen of lange organische ketens geadsorbeerd die door hun onderlinge repulsies
verhinderen dat de deeltjes samenklitten en bezinken.
voorbeeld: zeep met watermantel, positieve ionen met een atmosfeer van negatieve ionen
-
Het onderscheid tussen een colloïdale oplossing en een mengsel kan men zien
d.m.v. het Tyndall-effect.
Licht kan enkel verstrooid worden door deeltjes die minstens van dezelfde grootteorde zijn als de golflengte
van licht (0.4µm < λ<0,7µm). Echte homogene oplossingen verstrooien het licht niet omdat ze bestaan uit
afzonderlijke moleculen of ionen, die zijn veel te klein (0,1 – 1 nm).
hydrofobe colloïdale oplossing
op elk deeltje zijn positieve ionen geadsorbeerd met
daarrond een atmosfeer van negatieve ionen. Daardoor
stoten de deeltjes elkaar af.
tyndall-effect : het licht wordt verstrooid.
48 | P a g i n a
Download