SCHEIKUNDE, hoofdstuk 1, Atoombouw

SCHEIKUNDE, hoofdstuk 1, Atoombouw
SCHOOLEXAMEN V5
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 4, Rekenen
4.1
Rekenen met machten van 10
1 * 102 = 100
2.345 * 103 = 2345
3
1 * 10 =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
1 kl = 1 * 103 l = 1 * 106 ml = 1 * 109 µl
1 dm3 = 1l
dichtheid
1 cm3 = 1ml
volume
massa
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
Een waterstofatoom heeft de kleinste massa; 1,0 u. Het symbool u staat voor atomaire massaeenheid.
De relatieve atoommassa is het aantal keer dat een atoom zwaarder is dan 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 een gelijk aantal moleculen bij gelijke temperatuur en druk.
Dit is de Wet van Avogadro.
5.4
Het molair volume van gassen
1,00 mol gas heeft bij een bepaalde temperatuur en druk een bepaald volume, onafhankelijk van het
molair volume
soort gas. We noemen dit het
van een gas,
molaire
molair
massa
volume
dichtheid
volume
massa
volume gas
chemische
hoeveelheid
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 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 gevraagde stof.
6) Reken het aantal mol 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
HC2O4C2O4HSHSO4H2PO4HPO42-
waterstofoxalaation
oxalaation
waterstofsulfide-ion
waterstofsulfaation
diwaterstoffosfaation
monowaterstoffosfaation
C2O4S2SO42HPO42-
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+
OH-
Hydroxide-ion
H2O
p1 x V 1
p2 x V 2

n1 x T 1
n2 x T 2
NH3
CH3NH
S2O2CO32SO32PO43HCO3H2CO3
Ammoniak
Methaanamine
Sulfide-ion
Oxide-ion
Carbonaation
Sulfietion
Fosfaation
waterstofcarbonaation
koolzuur
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 10, Energie en evenwicht
10.1
Reactie-energie
Bij oplossen, reacties en faseovergangen treedt een energie-effect op. Dat kan exotherm of
endotherm zijn.
Bij een exotherme reactie staan de reagerende stoffen energie af aan de omgeving. Bij een
endotherme reactie nemen de reagerende stoffen energie op van de omgeving.
energie
energie
omgeving
reagerende
stoffen
omgeving
reagerende
stoffen
exotherm
endotherm
10.2
Energiediagrammen
In een energiediagram kan je het energieverloop van een reactie weergeven.
geactiveerde toestand
Uact
beginstoffen
exotherm
U
reactieproducten
geactiveerde toestand
reactieproducten
Uact
beginstoffen
endotherm
U
Een katalysator verlaagt de activeringsenergie en versnelt daardoor de reactie.
Volgens de wet van energiebehoud kan energie niet verloren gaan of uit het
niets te voorschijn komen. Bij een omkeerbaar proces is het energie-effect
[F2(g)] x [O2(g)]
van het heengaande proces even groot als van het teruggaande proces.
[F2O2(g)]
10.3
Chemisch evenwicht: de concentratiebreuk
De reactiesnelheid is behalve van de soort reactie afhankelijk van de concentratie, de
verdelingsgraad, de temperatuur en een katalysator.
In evenwichtstoestand veranderen de concentraties van de stoffen niet. De concentratiebreuk krijg je
als je het product van de stoffen rechts van de dubbele pijl deelt door het product van de concentraties
van de stoffen links van de dubbele pijl.
Bij de reactie: F2O2 (g)  F2(g) + O2 (g) wordt dit dus de concentratiebreuk:
Verder geldt: -in de concentratiebreuk staan de coëfficiënten uit de reactievergelijking als
exponenten bij de concentraties
-in de concentratiebreuk nemen we alleen de concentraties op van de stoffen waarvan
de concentratie kan veranderen, dus met de toestandsaanduiding (g) of (aq)
10.4
Chemisch evenwicht: de evenwichtsvoorwaarde
Als een chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de concentraties van de stoffen niet meer.
De concentratiebreuk heeft dan een vaste waarde: de evenwichtsconstante, K. De
evenwichtsvoorwaarde is dus als de concentratiebreuk gelijk is aan de evenwichtsconstante. De
waarde van K hangt alleen af van de temperatuur.
Bij concentraties van gassen geldt dat de druk van een gas rechtevenredig is met de concentratie. Bij
gasmengsel dragen alle gassen samen bij aan de totale druk. De bijdrage van een afzonderlijk gas
aan de druk heet de partiële druk.
Bij gasreacties wordt vaak met druk gewerkt: men gebruikt dan de partiële-drukbreuk ipv de
concentratiebreuk. De evenwichtsconstante is dan Kp. In tabel 51 staan een aantal waarden voor Kp.
10.5
Verstoorde evenwichten
Een verstoring (bijv. volumeverandering, toevoegen van een stof) van een evenwicht betekent dat de
heen- en teruggaande reactie niet meer met dezelfde snelheid verlopen.
In het algemeen geldt dat die reactie in het voordeel is die de aangebrachte verstoring tegenwerkt.
Met behulp van de concentratiebreuk kan je nagaan of concentratiebreuk nog gelijk is aan K. Als dit
niet zo is, is één van de twee reacties in het voordeel.
Toevoegen van energie is in het voordeel van de endotherme reactie.
10.6
Rekenen aan evenwichten
Bij een verdelingsevenwicht heet de evenwichtsconstante Kv; de verdelingsconstante.
Bij een evenwicht van een verzadigde zoutoplossing heet de evenwichtscontante Ks; het
oplosbaarheidsproduct (zie tabel 46).
Om hiermee berekeningen uit te voeren, moet je eerst de evenwichtsvoorwaarde opschrijven en deze
gelijkstellen aan K. Dan moet je de te berekenen stof gelijkstellen aan x en vervolgens een vergelijking
oplossen.
10.7
Ammoniakbereiding
Ammoniak wordt gemaakt door stikstof met waterstof te laten reageren onder een hoge druk (200 bar)
en een temperatuur van 450 °C. Als katalysator wordt platina gebruikt.
Mbv de evenwichtsvoorwaarde kan je uitzoeken wat de invloed zijn van temperatuur en druk op het
reactieproces. De beïnvloeding van het evenwicht kan de economische productie van een stof
bevorderen.
Het rendement van een proces is het percentage van de opbrengst die theoretisch mogelijk is.
Hoofdstuk 11, Sterke en zwakke zuren en basen
11.1
Sterke en zwakke zuren
Er is verschil tussen het oplossen van een zuur en het ioniseren van een zuur in water. Een sterk en
een zwak zuur kunnen allebei goed oplossen, maar een zwak zuur ioniseert niet volledig.
Zuren die in water volledig ioniseren heten sterke zuren. Zuren die in water niet volledig ioniseren
heten zwakke zuren.
sterke zuren
zwakke zuren
in tabel 49
H3O+ en hoger
onder H3O+
notatie oplossing
in ionen, bijv.
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
in moleculen, bijv.
CH3COOH(aq)
11.2
Sterke en zwakke basen
Voor basen geldt hetzelfde als voor zuren.
sterke basen
zwakke basen
in tabel 49
OH- en lager
boven OH-
notatie oplossing
in ionen, bijv.
Na+ (aq) + OH- (aq)
in moleculen, bijv.
NH3(aq)
11.3
Verloopt iedere zuur-base reactie?
Als een sterk zuur en/of een sterke base bij een reactie zijn betrokken, verloopt deze zuur-base
reactie. Deze reactie is aflopend.
Een reactie tussen een zwak zuur en een zwakke base zal verlopen als links van de pijl een sterker
zuur en een sterker base staan dan rechts van de pijl. Het zuur links van de pijl zal in tabel 49 van
Binas links boven de base staan. Er treedt een evenwichtsreactie op.
11.4
Zuurconstante
Voor een oplossing van een zwak zuur, HZ, in water geldt de evenwichtsvoorwaarde:
Kz is de zuurconstante en is een kwantitatieve maat voor de sterkte van het zwakke zuur.
11.5
pH van oplossingen van zwakke zuren
De pH van een oplossing van een zwak zuur bereken je met behulp van de evenwichtsvoorwaarde.
Stel een schema op (in dit voorbeeld uitgaande van 0,10 M oplossin):
CH3COOH(aq) + H2O(l)  H3O+ (aq) + CH3COO(aq)
Begin
0,10
0
0
[OH-][HB ]
 Kb Reactie
[B]
Evenwicht
-x
+x
+x
0,10-x
x
x
Je kan nu een wiskundige vergelijking opstellen waarbij je de concentratiebreuk gelijkstelt staat aan
de Kz (deze moet je opzoeken in tabel 49).
11.6
pH van oplossingen van zwakke basen
Voor zwakke basen geldt:
Je kan een zelfde schema opstellen als bij zwakke zuren.
11.7
Ammoniak en milieu
In water stelt zich het volgende evenwicht in:
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+ (aq) + OH-(aq)
In zure regen is veel ammonium en weinig ammoniak aanwezig.
Oplossingen voor milieuprobleem ammoniak: vermindering veestapel, verwerking mest tot nuttig
product, minder mest.
Hoofdstuk 19, Atoombouw en reacties
19.1
Energieniveaus
De ionisatie-energie is de energie die nodig is om één elektron uit een deeltje te verwijderen, in tabel
22 staat de waarde hiervoor.
19.2
Het periodiek systeem
Elektronen zijn verdeeld over energieniveaus. Het aantal energieniveaus van een atoom komt
overeen met de periode in het periodiek systeem.
Het maximaal aantal elektronen in energieniveau n wordt gegeven door 2n².
Bij de overgangsmetalen (atoomnummer 21 t/m 30) en bij de lanthaniden en de actiniden is de
opvulling anders.
De verdeling van elektronen over energieniveaus kan je beschrijven met een schillenmodel. De eerste
schil is hierbij het laagste energieniveau en staat het dichtst bij het atoom. De elektronen in de
buitenste schil noemen we de valentie elektronen.
19.3
Dipolen
[H3O][Z-]
 Kz De elektronegativiteit van de atomen in een stof en de ruimtelijke bouw van een
[HZ]
stof bepalen of een stof een dipool is. Als de symmetrie van het molecuul de
polaire bindingen tussen de atomen worden opgeheven is het molecuul geen dipool.
19.4
Reactiewarmte
Bij een exotherme reactie is de energieverandering, E, een negatief getal omdat de beginenergie
hoger is dan die aan het eind.
De energieverandering komt overeen met de reactiewarmte, maar dan tegengesteld: E=-Q. De
reactiewarmte kan experimenteel bepaald worden door de warmte die bij een reactie vrijkomt, opt e
laten nemen door een bekende hoeveelheid water. Uit de temperatuur verandering en de soortelijke
warmte van het water kan de reactiewarmte worden berekend volgens de formule: Q=c*m*T
Bij proeven moet je letten op systematische en toevallige fouten.
19.5
Vormingswarmte
Je kunt de reactiewarmte ook bereken met behulp van de wet van behoud van energie.
De vormingswarmte voor een stof is de reactiewarmte van de vorming van één mol stof uit de nietontleedbare stoffen. De ontledingswarmte heeft het tegengestelde teken van de vormingswarmte. De
vormings- en ontledingswarmten van niet-ontleedbare stoffen zijn nul.
De vormingswarmten van een aantal stoffen kan je opzoeken in tabel 57.
Bijv. de vebranding van ethanol:
C2H5OH(l) +3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O(l)
E = + 2,79 x 105 + 0 + 2 x (-3,935 x105) + 3 x (-2,86 x 105) = -1,366 x 106 Jmol-1
Je berekent dus hoeveel energie het kost om de beginstoffen te ontleden in de niet-ontleedbare
stoffen. De reactiewarmte is de som van deze ontledings- en vormingswarmten.
19.6
Reacties en warmte
Tabellen 55 en 59: getalwaarden verbrandingswarmte, sublimatiewarmte en verdampingswarmte.
Met behulp van de wet van Hess kan je ook reactiewarmtes berekenen die niet experimenteel bepaald
kunnen worden. De hoeveelheid reactiewarmte wordt alleen bepaald door de begintoestand en de
eindtoestand.
Katern: Reacties van begin tot eind
Voor een chemische reactie moeten de deeltjes (moleculen, ionen) botsen. Bij de botsing kan een
reactie optreden waarbij andere deeltjes ontstaan.
De reactiesnelheid geeft de hoeveelheid stof die per seconde ontstaat in 1 liter oplossing: de eenheid
is dus mol L-1 s-1.
De reactiesnelheid hangt af van de concentraties van stoffen, van de temperatuur, van de
verdelingsgraad en eventueel van een katalysator.
Als de concentratie hoger is, is de afstand tussen deeltjes kleiner en kunnen ze sneller botsen.
Als de temperatuur hoger is, is de snelheid van de deeltjes hoger en botsen ze sneller.
De katalysator versnelt de reactie; een katalysator wordt alleen gebruikt, niet verbruikt.
Een chemisch evenwicht is ontstaan als het voldoet aan de volgende drie voorwaarden:
 Alle beginstoffen en producten zijn tegelijkertijd aanwezig.
 Zowel de heengaande als de teruggaande reactie verlopen tegelijkertijd.
 De concentraties van de aanwezige stoffen veranderen niet meer.
In een chemisch evenwicht vinden beide reactie plaats met gelijke snelheid. Het is daarom een
dynamisch evenwicht. Er treden voortdurend processen op, maar de netto verandering is 0.
Als er geen processen verlopen (bijv. een balans die in evenwicht is) heet het een statisch evenwicht.
Als je ingrijpt in een evenwichtstoestand wordt één van de twee reacties bevorderd.
Afhankelijk van waar de meeste stoffen aanwezig zijn, ligt het evenwicht links of rechts: als er veel
beginstoffen zijn, ligt het evenwicht links; als er voornamelijk eindproducten aanwezig zijn, ligt het
evenwicht rechts.
Als de reactie slechts naar één kant blijft verlopen heet dit een aflopende reactie.
Naast de indeling tussen statische en dynamische evenwichten is er een indeling tussen homogene
en heterogene evenwichten. Bij homogene evenwichten spelen de reacties zich af in één fase, bij
heterogene evenwichten in verschillende evenwichten.
Made by:
B&
(webmaster 2001-2002)