Selecteer een pagina

Hoofdstuk 10 Energie en evenwicht.

• In een energie diagram ligt bij een exotherme reactie het niveau van de beginstoffen hoger dan van de reactie producten. Bij endotherme reacties andersom.
• Als er sprake is van een hoge activeringsenergie, is de reactiesnelheid laag.
• Een katalysator verlaagt de activeringsenergie en versnelt daardoor de reactie
• Concentratiebreuk: links van de pijl = noemer en rechts van de pijl = teller
• In de concentratiebreuk staan de coëficiënten uit de reactievergelijking als exponenten bij de concentraties. Bijvoorbeeld N2(g) + O2 –> 2NO2 ==> [NO2]2 / [N2]*[O2]
• In de concentratiebreuk alleen (g) en (aq) omdat ze van concentratie kunnen veranderen.
• De evenwichtsvoorwaarde K hangt alleen af van de temperatuur
• Als de concentratiebreuk niet meer gelijk is aan de evenwichtsconstante is één van de twee reacties in het voordeel.
• Toevoeren van energie is in het voordeel van de endotherme reactie!

Hoofdstuk 11 Sterke en Zwakke zuren en basen.

• Zuren die in water volledig ioniseren, hete sterke zuren
• Zuren die in water niet volledig ioniseren, heten zwakke zuren
• Tabel 49
• We nemen aan dat zwavelzuur, H2SO4, volledig ioniseert. Notatatie: 2 H3O+ (aq) + SO42- (aq).
• Als een sterk zuur en/of een sterke base bij een reactie zijn betrokken, verloopt deze zuur-base reactie. De reactie is aflopend.
• Zuur-base reactie verloopt als zuur links boven de base staat.
• Voor zwak zuur geldt: Kz = [H3O+]*[Z-] / [HZ]
• Kz is de zuurconstante en is een kwantitatieve maat voor de sterkte van het zwakke zuur.
• PH = -log [H3O+]
• Bij eem p[;pssomg vam eem zwal ziir berelem ke de pH met behulp van de evenwichtvoorwaarde.
• CH3COOH + H2O H3O+ CH3COO-
Begin 0.10 0 0
Reactie -x + x + x
evenwicht 0.10 – x x x
• Kz = 1.7 x 10-5 ==> x2 / (0.10-x) = 1.7×10-5

• pOH = -log [OH-]
• pH + pOH = 14.0
• Kb = [OH-]*[B-] / [ZB]

• NH4 + H2O OH- NH4+
Begin 0.20 0 0
Reactie -x + x + x
evenwicht 0.20 – x x x
• Kz = 1.7 x 10-5 ==> x2 / (0.20-x) = 1.7×10-5

Hoofdstuk 13 Redoxreacties.

• Een reductor staat elektronen af.
• Een oxidator neemt elektronen op.
• Bij redoxreacties worden elektronen overgedragen.
• We schrijven de vergelijking van de redoxreactie in stappen op.
1. Het afstaan van elektronen door de reductor.
2. Het opnemen van elektronen door de oxidator. Deze twee ‘reactievergelijkingen’ noemen we halfreacties.
3. Het optellen van de twee halfreacties, waaarbij we ervoor moeten zorgen dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het op tellen tegen elkaar weggestreept.
4. in de totaal reactie (de redoxreactie) schrijven we ten slotte de toestandsaanduidingen
• Hoe sterker de oxidator is, des te zwkker is de geconjugeerde reductor. Een oxidator reageert met de reductor die daar rechtsonder staat.
• Tabel 65A ==> kleuren van deeltjes.
• Primaire alcohol (+ox) ==> aldehyde (+ox) ==> carbonzuur
• Secundaire alcohol (+ox) ==> keton (+ox) ==> geen reactie
• Tertiare alcohol (+ox) ==> geen reactie
• Een elektrochemische cel is opgebouwd uit twee halfcellen. De halfcel met de reductor is de negatieve elektrode en de halfcel met de oxidator is de positieve elektrode.
• Voor het oplaadbaar zijn van een cel is het belangrijk dat de reactie producten zich niet verspreiden in de elektrolyt, maar bij de elektrode blijven.

Hoofdstuk 15 Zuren en basen in de praktijk.

• De niet metaaloxiden vormen met water zure oplossingen.

Niet metaaloxide Vormt met water Naam van het zuur

CO2 H2CO3 Koolzuur
SO2 H2SO3 Zwaveligzuur
SO3 H2SO4 Zwavelzuur
P2O5 H3PO4 Fosforzuur

• Tabel 49
• Amofolyt kan zowel base als zuur zijn.
• Als Kz groter is dan Kb dan treedt de amfolyt als zuur op in water!
• Een bufferoplossing bevat zowel een zuur als een base.
• Bij een bufferoplossing blijft de pH constant als we een beetje zuur of base toevoegen. Ook bij verdunnen verandert de pH niet.
• Een buffer bestaat uit een zuur-base koppen van een ZZ en zijn ZB. Op één horizontale regel in binas.
• De pH van een buffermengsel wordt bepaald door de verhouding in mol waarin het zwakke zuur is gemengd met zijn geconjugeerde base.
• Verdunning heeft geen invloed op de pH.
• BUFFER VOORBEELD blz 224, 225 -glog x = b ==> glog x = -b ==> x = g-b
• Een buffer maak je door een oplossing van een zwak zuur te mengen met een oplossing van zijn geconjugeerde base.
• Een buffer ontstaat ook als je een overmaat van een oplossing van een zwak zuur laat reageren met een sterke base of een overmaat van een oplossing van een zwakke base met een sterk zuur.
• In een titratiecurve is de pH uitgezet tegen de aantal toegevoegde mL.
• Er is dan een omslag traject te zien waar het equivalentie punt zich dan ook bevindt.

Hoofdstuk 21 Redox in de praktijk.

• Tabel 48 halfreacties
• Een reactie tussen een reductor en een oxidator zal verlopen, als voor de reactie een sterkere reductor en een sterkere oxidator aanwezig zijn.De oxidator zal in tabel 48 van Binas linksboven de reductor staan.
• In een elektrochemische cel verloopt bij gesloten stroomkring een redoxreactie op afstand: reductor en oxidator zijn via een draad met elkaar verbonden. Door de draad gaat het elektronentransport. De bronspanning hangt o.a. af van de sterkte van de reductor en de oxidator. In oplossing zorgen ionen voor het ladingstransport.
• Corrosie is een (ongewenste) reactie tussen een metaal, zuurstof en water.
• Beschermen van metaal tegen corrosie:
1. zorgen dat het metaal en zuurstof (en water) niet bij elkaar kunnen komen
2. zorgen dat de oxidator zuurstof niet met het te beschermen metaal(reductor), maar met een sterkere reductor reageert.
• Ijzer ontstaat door in een hoogoven ijzererts met koolstof sterk te verhitten. Er treedt dan een reactie op tussen ijzer(III)oxide en koolstofmonooxide.
• Ontleden door middel van gelijkstroom noemen we electrolyse.
• Voor electrolyse opstelling heb je nodig: spanningsbron, electrolyt, twee electroden.
• Bij electrolyse komt sterkste oxidator bij de negatieve electrode. Sterkste reductor bij de positieve electrode. (omgekeerd t.o.v. electrochemische cel.)
• Aantastbare electrodne: als electrode meereageert. Koper bijvoorbeeld
• Onaantastbare electroden: reageren niet mee; met name koolstof en platina.
• Bij electrolyse reageerste sterkste reductor met sterkste oxidator met uitzondeing van Cl-. Deze reageert eerder dan H2O.
• Paragraaf 21.6 onzin.
• Je kunt zeer onedele metalen bereiden door elekrolyse van een gesmolte zout. Voorwerpen kun je electrolytisch van een laagje metaal voorzien.