Samenvatting examenstof scheikunde vwo 2006
Opmerking: alle belangrijke kernbegrippen zijn onderstreept of vet gemarkeerd.
Atoombouw
Een atoom is volgens het atoommodel van Rutherford opgebouwd uit een kern die
bestaat uit protonen en neutronen en een wolk van elektronen eromheen.
Protonen zijn positief geladen;
neutronen hebben geen lading;
elektronen zijn negatief geladen.
Atomen hebben normaal een vast aantal elektronen in de elektronenwolk. Omdat er
normaal evenveel protonen als elektronen zijn in een atoom, is een atoom niet geladen.
Als er elektronen bijkomen of afgaan in de elektronenwolk, wordt het atoom geladen. Het
atoom wordt dan een ion genoemd.
Ieder atoom wordt gekenmerkt door zijn eigen aantal protonen in de kern. Dit aantal
protonen in de kern wordt het atoomnummer genoemd.
In Binas tabel 104 staan alle atoomnummers.
De som van het aantal neutronen en protonen wordt het massagetal genoemd.
Een element is een stof die langs chemische weg niet verder ontleed kan worden. De stof
bestaat dan uit één soort atoom. Er zijn 110 verschillende atoomsoorten bekend die
weergegeven worden in het periodiek systeem der elementen.
Voorbeelden van elementen: zuurstof (O2), waterstof (H2), koolstof (C), goud (Au).
In het periodiek systeem der elementen staan alle atomensoorten gerangschikt op
atoomnummer. De horizontale regels worden de perioden genoemd en de verticale
kolommen worden groepen genoemd. Drie groepen hebben een naam gekregen: de
alkalimetalen (groep 1), de halogenen (groep 17) en de edelgassen (groep 18).
De metalen staan hoofdzakelijk links in het periodiek systeem en de niet-metalen staan
rechts.
In een vaste stof zijn de deeltjes gerangschikt in een kristalrooster. Kristalroosters
worden ingedeeld op de deeltjes waar ze uit bestaan. Moleculen bevinden zich in een
molecuulrooster, atomen van niet-metalen bevinden zich in een atoomrooster en atomen
van metalen bevinden zich in een metaalrooster.
Stoffen kunnen in drie groepen ingedeeld worden: metalen, moleculaire stoffen en
zouten.
Metalen
Metalen zijn opgebouwd uit metaalatomen. De binding tussen metaalatomen wordt een
metaalbinding genoemd. Metaalbindingen zijn erg sterk. In een metaal kunnen
elektronen min of meer vrij bewegen en de positieve kernen niet. Elektronen die vrij
kunnen bewegen worden vrije elektronen genoemd. Vrije elektronen kunnen zich in een
stof van het ene atoom naar het andere atoom verplaatsen. Als er uit een metaalatoom
één of meerdere vrije elektronen zijn verdwenen, blijft de atoomrest over. De positief
geladen atoomresten worden bij elkaar gehouden door de negatieve vrije elektronen.
Metalen geleiden zowel in vaste fase als in vloeibare fase stroom.
2
Moleculaire stoffen
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit moleculen die bestaan uit niet-metaalatomen. De
binding tussen niet-metaalatomen wordt een atoombinding genoemd en bevindt zich in
een molecuul. Atoombindingen worden gevormd doordat niet-metaalatomen elektronen
delen. De elektronen van niet-metaalatomen vormen elektronenparen die de positieve
atoomresten bijeenhouden. Het aantal elektronenparen dat een niet-metaalatoom kan
vormen wordt de covalentie genoemd. De covalentie van een bepaald atoom is op te
zoeken in het periodiek systeem. In structuurformules worden elektronenparen
weergegeven met een streepje. Tussen de verschillende moleculen komen
vanderwaalsbindingen voor. Vanderwaalsbindingen zijn veel zwakker dan
atoombindingen en hangen af van de grootte van het molecuul. Moleculaire stoffen
geleiden geen stroom.
Zouten
Zouten zijn opgebouwd uit positief geladen metaalionen en negatief geladen nietmetaalionen.
Tussen de positieve en negatieve ionen bevindt zich een sterke ionbinding.
Ionen zijn elektrisch geladen atomen. Als een zout oplost, komen de ionen van elkaar
los. Opgeloste zouten bevatten dus vrije ionen en kunnen stroom geleiden. Bij het
smelten van een zout gaan de ionen ook los van elkaar: ook dan geleidt het zout stroom.
Bij een oplossing van een zout in water moet je de losse ionen noteren. Het kristalrooster
van een ion wordt een ionrooster genoemd.
Een ionsoort heeft meestal maar één bepaalde ionlading. De ionlading wordt
elektrovalentie of valentie genoemd. Bij metalen wordt met een Romeins cijfer achter de
metaalnaam de lading van een metaalion aangegeven. De elektrovalentie van een ion is
te vinden in tabel 39 van Binas.
Zouten worden weergegeven met een verhoudingsformule. Een verhoudingsformule
geeft de verhouding tussen de positieve en negatieve ionen weer, zodat de formule een
elektrisch neutrale stof weergeeft.
Ionen kunnen ook uit meerdere atomen bestaan die samen een positieve of negatieve
lading hebben (samengestelde ionen). Voorbeeld verhoudingsformule: Ca2+Cl–
2 (s).
Het oplossen van een zout in water wordt als volgt genoteerd:
Ca2+Cl–
2 (s) water Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq)
De (aq) achter de vrije ionen geeft aan dat de ionen opgelost zijn in water.
Aq staat voor ‘aqua’, Grieks voor water.
Bij het indampen van een zoutoplossing verdampt het water en blijft het zout als vaste
stof over.
De reactievergelijking die daarbij hoort, is precies het omgekeerde van de oplosreactie.
Namen van zoutoplossingen die je moet kennen:
Naam Oplossing van Notatie
natronloog natriumhydroxide in water Na+ (aq) + OH– (aq)
kaliloog kaliumhydroxide in water K+ (aq) + OH– (aq)
kalkwater calciumhydroxide in water Ca+ (aq) + 2 OH– (aq)
barietwater bariumhydroxide in water Ba2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Sommige zouten lossen goed op in water en sommige lossen slecht op in water. Als je
twee zoutoplossingen bij elkaar doet ontstaat er soms een ondoorzichtige suspensie,
genaamd neerslag.
Dat komt doordat ionen met elkaar reageren die samen een slecht oplosbaar zout
vormen. In tabel 45A van Binas staat een schema met de oplosbaarheid van zouten.
3
Een neerslagreactie stel je als volgt op:
1. Schrijf alle vrije ionen op die voor de reactie in de oplossing voorkomen.
2. Zoek met behulp van tabel 45A op welke combinaties van zouten een slecht
oplosbaar zout leveren.
3. Schrijf de reactievergelijking op door voor de pijl de vrije ionen op te schrijven die
verdwijnen en achter de pijl de stof die de neerslag vormt.
4. Schrijf met de juiste coëfficiënten de ionen die wel aanwezig zijn, maar niet aan
de reactie deelnemen, onder de reactievergelijking.
Voorbeeld:
Een magnesiumchloride- en een natriumsulfide-oplossing worden bij elkaar gegoten. Er
ontstaat een neerslag. Geef de neerslagreactie.
1. Vrije ionen: Mg2+ (aq) , S2– (aq), Cl– (aq), Na+ (aq).
2. Bij de combinatie Mg2+ (aq) en S2– (aq) staat in tabel 45A een ‘s’. Deze
combinatie geeft dus een neerslag.
3. en 4.:
Toepassingen van neerslagreacties
1. Met neerslagreacties kun je ionensoorten uit een oplossing verwijderen door een
zout toe te voegen dat een slecht oplosbaar zout vormt met het ion dat je wilt
verwijderen.
2. Met neerslagreacties kun je ook aantonen of een bepaald ion in een oplossing
aanwezig is. Als je onderscheid tussen twee ionen moet maken, moet je een
zoutoplossing toevoegen die met het ene ion een neerslagreactie vormt en met
het andere ion niet. Sommige ionen kun je ook herkennen aan de kleur.
3. Ook kun je met neerslagreacties nieuwe zouten bereiden door twee
zoutoplossingen bij elkaar te voegen. Hierbij ontstaan twee nieuwe zouten.
Meestal is van de nieuwe zouten één zout slecht oplosbaar en één zout goed
oplosbaar.
Formules om stoffen weer te geven
Soort formule Bij Voorbeeld
Molecuulformule
Geeft het aantal van elke atoomsoort in een molecuul weer.
moleculaire stof,
metalen
H2O, Au
Structuurformule
Geeft de bouw van een molecuul met atoombindingen weer.
moleculaire stof O
H H
Elektronenformule
Structuurformule met niet-bindende elektronenparen.
moleculaire stof of
zouten
Verhoudingsformule
Geeft de verhouding tussen de positief en negatief geladen
ionen in een zout weer, zodanig dat het zout ongeladen is.
zouten Ca2+Cl–
2
4
Organische verbindingen
Steenkool, aardolie en aardgas zijn fossiele brandstoffen. Fossiele brandstoffen zijn heel
lang geleden ontstaan uit plantenresten. Vandaar de term ‘organisch’. De fossiele
brandstoffen bestaan voornamelijk uit koolwaterstoffen. Dat zijn stoffen die voornamelijk
uit koolstof (C) en waterstof (H) bestaan. De naam ‘koolwaterstof’ is een synoniem voor
‘organische verbinding’.
Bij de verbranding van fossiele brandstoffen komt het broeikasgas CO2 vrij. Andere
broeikasgassen zijn waterdamp, methaan, stikstofoxiden, ozon en
chloorfluorkoolwaterstoffen.
Broeikasgassen vormen een soort deken om de aarde en houden de warmte vast.
Hierdoor wordt de temperatuur op aarde hoger. Dat wordt opwarmen van de aarde door
broeikasgassen wordt broeikaseffect genoemd. Gevolgen van het broeikasseffect zijn
klimaatverandering, smeltende ijskappen en daardoor dreigende overstromingen.
Alternatieven voor fossiele brandstoffen zijn aardwarmte, windenergie, zonne-energie,
biogas en bio-alcohol en biodiesel. Ook kernenergie is een alternatief.
Ruwe aardolie wordt gedestilleerd om verschillende brandstoffen te winnen.
Bij destillatie wordt een mengsel van stoffen aan het koken gebracht. De verschillende
stoffen koken bij verschillende temperaturen. De ene stof zal dus eerder van vloeistof in
een gas veranderen. De gassen worden op verschillende momenten opgevangen en weer
tot vloeistof afgekoeld.
Met destillatie kun je vloeistoffen van elkaar scheiden, op basis van verschil in kookpunt.
Bij de destillatie van aardolie ontstaan geen zuivere stoffen, maar mengsels van stoffen
waarvan de kookpunten dicht bij elkaar liggen. Het destillaat van ruwe aardolie wordt
opgevangen in vijf verschillende fracties met verschillende kooktrajecten. Het
destillatieproces wordt hierom gefractioneerde destillatie genoemd. De brandstoffen die
uit ruwe aardolie gewonnen worden zijn: lpg, benzine, dieselolie, stookolie en kerosine.
Alkanen
Er is meer vraag naar benzine dan er door destillatie van ruwe aardolie kan worden
gemaakt. Daarom wordt benzine ook chemisch gemaakt. Benzine bevat alkanen.
Alkanen zijn koolwaterstoffen met de algemene formule CnH2n+2. De n in de formule is
het aantal C-atomen. Met de formule kun je uitrekenen hoeveel H-atomen er dan bij
horen.
Een voorbeeld van een alkaan is propaan. Propaan heeft 3 C-atomen. Er horen dan: 2 ×
n + 2 = 2 × 3 + 2 = 8 H-atomen bij. De molecuulformule wordt dan: C3H8.
Alkanen die uit lange ketens bestaan, kunnen ‘geknipt’ worden in meerdere kleinere
alkanen. Dit proces wordt kraken genoemd. Alkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen,
omdat de bindingen tussen de C-atomen alleen uit enkele bindingen bestaan. Stoffen
waarvan de moleculen dubbele bindingen bevatten, worden onverzadigde
koolwaterstoffen genoemd.
Isomeren zijn verschillende stoffen met verschillende structuurformules, maar met
dezelfde molecuulformule.
Alkenen
Alkenen zijn koolwaterstoffen die de algemene formule CnH2n. Ten opzichte van alkanen
missen alkenen twee H-atomen. Dit komt door een dubbele binding tussen twee Catomen.
Alkenen zijn onverzadigde koolwaterstoffen. De dubbele binding wordt bij de
naamgeving van alkenen weergegeven doordat de stamnaam eindigt op -een in plaats
van op -aan. De plaats van de dubbele groep wordt aangegeven met een plaatsnummer.
Als er meerdere dubbele bindingen voorkomen wordt dit weergegeven met een numeriek
voorvoegsel voor de uitgang (-dieen). Alkenen kunnen in een mengsel van verschillende
koolwaterstoffen aangetoond worden met broomwater. Alkenen hebben als kenmerkende
eigenschap dat ze snel reageren met broom.
5
Alkynen
Alkynen zijn koolwaterstoffen die een drievoudige binding tussen twee koolstofatomen
bevatten. Deze stoffen krijgen in de naamgeving het achtervoegsel -yn.
Alkanolen
Alcoholen zijn koolwaterstoffen die een OH-groep bevatten (hydroxylgroep). Als in een
alkaanmolecuul slechts één H-atoom vervangen is door een OH-groep, spreken we van
een alkanol. De karakteristieke groep –OH wordt weergegeven met het achtervoegsel –
ol of het voorvoegsel hydroxy- als er al een ander achtervoegsel is. Alkoxyalkanen
zijn isomeer met alkanolen. De moleculen van alkoxyalkanen bevatten één R–O–R-groep.
Alkoxyalkanen krijgen als voorvoegsel alkoxy-. Alkoxyalkanen behoren tot de groep
ethers.
Aldehyden/Alkanalen
Als de moleculen van een stof een HC=O-groep bevatten, wordt de stof een aldehyde
genoemd.
Het achtervoegsel van een aldehyde is -al. Een stof die één HC=O-groep bevat, wordt
een alkanal genoemd. Een HC=O-groep kan alleen bij een primair koolstofatoom
aanwezig zijn.
Carbonzuren
Carbonzuren worden gekenmerkt door de -groep, de carboxylgroep. Als in een
molecuul één carboxylgroep aanwezig is, spreken we van een alkaanzuur. De
karakteristieke groep wordt weergegeven met het achtervoegsel -zuur. Carbonzuren
kunnen als een zuur reageren.
Aminen
Een molecuul met een –NH2-groep wordt een amine genoemd. De karakteristieke groep
heet de aminogroep. Als een molecuul één aminogroep bevat, spreken we van een
alkaanamine. Het achtervoegsel wordt dan -amine. Als er behalve een aminegroep ook
nog een hydroxyl- of een carboxylgroep in het molecuul voorkomt, wordt in plaats van
het achtervoegsel -amine het voorvoegsel amino- gebruikt. Aminen kunnen als een base
reageren.
Esters zijn stoffen die gevormd worden uit de reactie tussen een alkanol en een zuur. Bij
deze reactie ontstaat naast een ester ook water. De karakteristieke groep van een ester
is COO. Bij de naamgeving moet je een ester opsplitsen in een alkylgroep (alkyl-) en een
zuurrest (-oaat): alkylalkanoaat. Bij ingewikkelde esters moet je de omschrijving geven
van de alcohol en het zuur waar de ester uit is ontstaan.
Een eetbaar vet of een eetbare olie is een ester van glycerol (1,2,3-propaantriol) en
vetzuren. Een vetzuur is een organisch zuur met een heel lange alkylketen. Vetten
ontstaan uit verzadigde vetzuren en oliën ontstaan uit onverzadigde vetzuren. Bij
vetharding reageert een olie met waterstof zodat er een vast vet ontstaat.
Bij de vorming van esters stelt zich een evenwicht in tussen de heengaande en de
teruggaande reactie. De heengaande reactie waarbij een ester en water ontstaan wordt
verestering genoemd en de teruggaande reactie waarbij een ester door water wordt
ontleed, wordt hydrolyse genoemd. Als bij een ester loog (OH–) wordt toegevoegd, vindt
er verzeping plaats. Er kan dan een zeep ontstaan.
Cycloalkanen
Sommige koolwaterstoffen zijn ringvormig. Cyclische koolwaterstoffen worden
cycloalkanen genoemd. Bij de naamgeving wordt voor de stamnaam het voorvoegsel
cyclo- gezet. Alkenen en cycloalkanen kunnen dezelfde molecuulformule hebben, maar
hebben een verschillende molecuulstructuur. Cycloalkanen en alkenen zijn dus isomeren.
6
Samenvattend schema organische verbindingen (zie ook Binas 103a)
klasse Karakteristieke
groep
Voorvoegsel Achtervoegsel Voorbeeld
Alkanen -aan
(methaan, ethaan,
propaan…)
Alkenen -een
(etheen, propeen,
butheen…)
Alkynen -yn
(ethyn, propyn,
buthyn…)
Alkanolen –OH hydroxy- -ol
(methanol, ethanol,
propanol…)
Alkanalen
(aldehyde)
-al
(methanal, ethanal,
propanal, butanal…)
Alkanonen
(ketonen)
-on
(methanon,
ethanon, propanon,
butanon…)
Carbonzuren
-zuur
(methaanzuur,
ethaanzuur,
propaanzuur…)
Aminen –NH2 amino- -amine
(methaanamine,
ethaanamine,
propaanamine…)
–CH3 methyl-
–CH2–CH3 ethyl-
Alkylen
–CH2–CH2–CH3 propyl7
isopropylof
methylethyl-
Halogeen- –Cl, –Br, –F of –I, chloorbroomfluorjood-
Esters
methyl-, ethyl-,
enz.
-oaat
Alkoxyalkanen R–O–R* methoxyethoxypropoxybuthoxy-
… enz.
Cycloalkanen ringvormig cyclo-
• R = restgroep bestaande uit C- en H-atomen.
• R* = ook een restgroep, maar kan anders zijn dan R.
Systematische naamgeving van organische stoffen
Bij het opstellen van de systematische naam van een koolwaterstof, moet je:
1. Eerst de stamnaam vinden. Dat is de naam van de langste keten.
2. Vervolgens schrijf je de naam van de zijgroep voor de stamnaam.
Waterstofatomen worden niet als zijgroepen gezien.
3. Als de zijgroep niet aan het eerste C-atoom vastzit, moet je het nummer van het
C-atoom waar de zijgroep aan vastzit voor de zijgroep zetten. Hierbij moet de
nummering altijd zo laag mogelijk zijn.
4. Als er meerdere zijgroepen voorkomen, moet je de alfabetische volgorde
aanhouden en moet je als dat nodig is een voorvoegsel gebruiken (zoals di-, tri-,
enz.).
Substitutiereactie
Bij een substitutiereactie wordt een atoom of een groep atomen door een ander atoom of
groep atomen vervangen.
Voorbeeld substitutiereactie:
Alkanen kunnen in het licht met halogenen reageren. Hierbij worden waterstofatomen
vervangen voor halogeenatomen. Bij deze substitutiereactie ontstaan halogeenalkanen
en waterstofhalogeniden.
8
Additiereactie
Bij een additiereactie bindt een molecuul zich aan een molecuul met een dubbele of
drievoudige binding, waardoor een groter molecuul ontstaat.
Voorbeeld additiereactie:
Additie van boom aan etheen.
Bij een additiereactie springt de dubbele binding open. Broom bindt zich vervolgens aan
de koolstofatomen. Bij een additiereactie ontstaat maar één reactieproduct. Behalve
broom kunnen ook de stoffen fluor, chloor, jood, waterstof en water worden geaddeerd.
9
Rekenen in de scheikunde
Getallen kun je schrijven als machten van 10.
100 000 = 105 0,00 001 = 10–5
Het aantal significante cijfers is het aantal cijfers die wat betekenen voor de
nauwkeurigheid van een meting. Als je nauwkeurigere meetapparatuur gebruikt, heb je
meer significante cijfers.
Als je gaat rekenen met meetwaarden, mag het antwoord niet meer significante cijfers
hebben dan de meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers dat je hebt
gebruikt.
Basisgrootheden: lengte, massa, tijd, stroomsterkte, temperatuur, lichtsterkte,
hoeveelheid stof.
Basiseenheden: meter (m), kilogram (kg), seconde (s), ampère (A), kelvin (K), candela
(cd), mol (mol).
Van de basisgrootheden zijn andere grootheden af te leiden. Grootheden worden
uitgedrukt in eenheden. Eenheden die bij dezelfde grootheid horen kun je in elkaar
omrekenen.
Bij het omrekenen moet je op de voorvoegsels letten.
De voorvoegsels staan in Binas Tabel 2.
Voorbeelden van voorvoegsels: kilo, mega, milli, micro.
Rekenvoorbeeld:
Bereken hoeveel mg er in 0,1 kg
zit.
Uitwerking:
Van kg naar g moet ik × 1000
doen, van g naar mg moet ik nog
een keer × 1000 doen.
Berekening:
0,1 kg = 0,1 × 1000 × 1000 =
100 000 mg
Hetzelfde kun je met volumes doen:
Bereken hoeveel liter er in 120
000 mm3 zit.
Uitwerking:
Van mm3 naar mL moet ik :
1000 doen, van mL naar L
moet ik nog een keer : 1000
doen.
Berekening:
120 000 mm3 = 120 000 :
1000 : 1000 = 0,12 L
μg mg g kg
: 1000 : 1000 : 1000
x 1000 x 1000 x 1000
μl = mm3 ml = cm3 l = dm3 m3
: 1000 : 1000 : 1000
x 1000 x 1000 x 1000
10
Dichtheid
De dichtheid is een maat voor de hoeveelheid materie die zich in een bepaalde ruimte
bevindt. In formulevorm:
Massa
Dichtheid=
Volume
of ρ
m
=
V
ρ = dichtheid (g/L
m = massa (g)
V = volume (L)
Rekenen met atomen
De massa van een atoom wordt uitgedrukt in de atoomaire massa-eenheid. Deze eenheid
wordt weergegeven met de letter u. In tabel 39 en 104 van Binas staat bij alle
atoomsoorten een getal vermeld. Als je achter dit getal de eenheid u zet, heb je de
atoommassa.
De molecuulmassa bereken je door de massa van de atomen waar het molecuul uit
bestaat op te tellen. Als je de molecuulformule van een stof weet, kun je dus de
molecuulmassa uitrekenen. De ionmassa is gelijk aan de atoommassa omdat de massa
van een atoom vrijwel alleen bepaald wordt door de massa van de kern. De massa
verandert niet als er één elektron meer of minder aanwezig is. Als van een atoom
verschillende isotopen bestaan, wordt de gemiddelde atoommassa weergegeven. De
gemiddelde atoommassa hangt af van de verhouding waarin de isotopen in de natuur
voorkomen.
Het massapercentage van een element in een ontleedbare stof bereken je met de
volgende formule:
massa van het element
Massapercentage= ×100%
totale massa van de stof
Omdat de massa van een molecuul erg klein is, is een nieuwe grootheid ingevoerd. Deze
grootheid wordt de chemische hoeveelheid (n) genoemd. De eenheid die bij de
chemische hoeveelheid hoort is de mol.
De hoeveelheid deeltjes per mol is per definitie 6 × 1023.
Constante van Avogadro = NA = 6,02 × 1023/mol
In formulevorm:
aantal deeltjes = n×N A
n = chemische hoeveelheid (mol)
NA = 6,02 × 1023 (deeltjes/mol)
Molaire massa:
Als 1 molecuul van een bepaalde stof een massa van M u heeft, dan heeft 1 mol van die
stof een massa van M gram. De molaire massa van die stof is dan M g/mol.
Met behulp van de molaire massa kun je de chemische hoeveelheid omrekenen in massa
en omgekeerd:
m
n
M=
M = molaire massa (g/mol)
m = massa (g)
n = chemische hoeveelheid (mol)
Standaardomstandigheden: Temperatuur = T = 273K
Druk = p = p0 =1,01325 × 105 Pa
De wet van Avogado:
Gelijke volumes van gassen bevatten evenveel deeltjes bij gelijke temperatuur en druk.
11
Molair volume (Vm):
Het volume dat 1 mol gas inneemt. Dit is voor alle gassen gelijk.
Bij standaardomstandigheden geldt: Vm = 22,4 dm3/mol.
Molariteit (M):
De molariteit van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof in een liter oplossing.
Als eenheid worden mol/L, molair en het symbool M gebruikt.
Bijvoorbeeld: een 0,1 M oplossing van zoutzuur in water bevat 0,1 mol zoutzuur per liter
water.
In formulevorm:
n
M=
V
Concentratie:
M = molariteit (mol/L)
n = chemische hoeveelheid (mol)
V = volume (L)
Bij het berekenen van de concentratie van een bepaalde stof in een oplossing, bereken je
hoeveel gram of mol van de gevraagde stof zich in 1 liter oplossing bevindt.
Als in een oplossing per liter 0,23 mol glucose, C6H12O6, is opgelost, noteren we de
concentratie op de volgende manier:
[C6H12O6] = 0,23 mol L–1.
Afhankelijk van de gekozen eenheden kun je concentratie uitdrukken in molariteit,
massa- en volumepercentage of ppm (parts per million).
De termen concentratie en molariteit worden door elkaar gebruikt.
Als de molariteit van een oplossing gevraagd wordt, dan ben je gebonden aan de
eenheden mol/L, molair of het symbool M. Bij concentratie is de keuze uit eenheden
groter.
Algemene gaswet:
p×V
=n×R
T
p = druk (Pa)
V = volume (m3)
T = temperatuur (K)
n = chemische hoeveelheid (mol)
R = gasconstante (8,8145 J/(mol×K))
Voor berekeningen aan gassen in verschillende situaties, bijvoorbeeld bij gassen van
verschillende temperaturen, drukken of volumes moet de volgende vergelijking gebruikt
worden:
1 1 2 2
1 2
p ×V p ×V
=
T T
1 = situatie 1
2 = situatie 2
Deze vergelijking is afgeleid van de algemene gaswet.
Met het volgende schema kun je de grootheden volume, massa, chemische hoeveelheid
en volume gas in elkaar omrekenen.
12
Molariteit
(mol/l)
Aantal
deeltjes Massa (g)
Chemische
hoeveelheid
(mol)
Volume gas
(l)
x
NA
x Volume
(l)
:
NA
: Volume
(l)
x
molaire massa
(g/mol)
:
molaire massa
(g/mol) x
molair volume
(l/mol)
:
molair volume
(l/mol)
Voorbeeld bij het rekenen met atomen
Bereken uit hoeveel deeltjes 10 g goud bestaat.
Gegeven: molaire massa van goud = 197,0 g/mol.
Uit het schema kunnen we aflezen wat de manier is waarop we dat kunnen berekenen:
We moeten de massa delen door de molaire massa en die weer delen door NA.
In formuleform:
⎛ ⎞
⎜ ⎟
⎝ ⎠
massa
23 m×N 10×6,02×10 molaire massa 22 A aantal deeltjes = = = = 3,05×10 deeltjes
N M 197,0 A
Chemisch rekenen
De coëfficiënten van een reactievergelijking kun je ook lezen als de verhouding in mol
waarin de stoffen met elkaar reageren. Om de verhouding in mol uit de
reactievergelijking te halen, moet je bij oplossingen ook de ionen die niet meedoen aan
de reactie opschrijven met de juiste coëfficiënt ervoor.
Om uit te rekenen hoeveel stof verdwijnt of ontstaat bij een reactievergelijking moet je
een aantal stappen volgen:
1. Stel de reactievergelijking op.
2. Kijk van welke stof de hoeveelheid is gegeven en van welke stof de hoeveelheid
wordt gevraagd.
3. Leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en
gevraagde stof.
4. Reken de hoeveelheid gegeven stof om in mol.
5. Bereken uit het aantal mol gegeven stof en de verhouding in mol van stap 3 het
aantal mol van de gevraagde stof.
6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde grootheid en eenheid.
7. Controleer je antwoord en let op het aantal significante cijfers.
13
Een voorbeeld:
Hoeveel liter water ontstaat er, als we 1,00 liter ethanol (C2H6O(l)) verbranden?
Gegevens: ρ(ethanol) = 0,80·103 kg/ m3. M(ethanol) = 46,06 g/mol
1. Reactievergelijking: 2C H O(l) + 5O (g) 4CO (g) + 6H O(l) 2 6 2 2 2 →
2. Gegeven hoeveelheid V(ethanol)= 1 L; gevraagde hoeveelheid: V(water) = ? L.
3. Verhouding in mol tussen ethanol en water: 2 ethanol : 6 water = 1 : 3
4.
m
n = en vul voor m in: m=V×ρ
M
V(ethanol)×ρ(ethanol)
n(ethanol)=
M(ethanol)
⇒
3 1,00 l×0,80×10 g/l
n(ethanol)= =17,4 mol ethanol
46,06 g/mol
5. De molverhouding was 3 mol water uit 1 mol ethanol. Er is 17,4 mol ethanol
beschikbaar, dus kan er maximaal 17,4 × 3 = 52,2 mol water ontstaan.
n(ethanol)×M(ethanol) 52,2 mol× 46,06 g/mol
V(ethanol) = = = 30 l water 3 ρ(ethanol) 0,80×10 g/l
(De eenheden zijn al vermeld en het kleinst aantal significante cijfers van de
gegevens is 2.)
14
Water
Bij een atoombinding tussen twee dezelfde atomen, bijvoorbeeld H2 of O2, trekken beide
atomen even hard aan het gemeenschappelijke elektronenpaar.
Bij een atoomverbinding tussen twee verschillende niet-metaalatomen is dit anders. Het
ene atoom trekt in het algemeen harder aan het gemeenschappelijke elektronenpaar dan
het andere atoom. Het gemeenschappelijke elektronenpaar hoort dan iets meer bij het
ene atoom dan bij het andere. Dit soort binding wordt een polaire atoombinding
genoemd. Het atoom dat het hardst aan het elektronenpaar trekt, wordt een klein beetje
negatief en het atoom dat minder hard aan het elektronenpaar trekt, wordt een beetje
positief. Het molecuul wordt hierdoor aan de ene kant een beetje positief en aan de
andere kant een beetje negatief. De grootte van de plaatselijke lading wordt
weergegeven met δ– en δ+, waarbij δ (delta) een waarde heeft tussen 0 en 1.
Een molecuul met een polaire atoombinding heeft twee elektrische polen, maar is in zijn
geheel neutraal.
Dit soort moleculen worden dipoolmoleculen of dipolen genoemd. Een polaire
atoombinding is op te vatten als de geleidelijke overgang van de atoombinding naar de
ionbinding. De vanderwaalsbindingen tussen dipoolmoleculen is groot. Hierdoor is het
kook- en smeltpunt van een polaire stof in het algemeen hoger dan van een apolaire
stof.
Waterstofbruggen of H-bruggen zijn bindingen die voorkomen tussen moleculen waarin
O–H- of N–H-groepen voorkomen. Hierbij is het H-atoom van de ene OH- (of NH-)groep
gebonden aan het O- (of N-)atoom van de andere OH- (of NH-)groep. Waterstofbruggen
zijn vrij sterke bindingen.
Vanderwaalsbindingen zijn veel minder sterk.
Als je een vloeistof met water wilt mengen, moeten de waterstofbruggen tussen de
watermoleculen verbroken worden. Dit gaat alleen als de vloeistof nieuwe
waterstofbruggen kan vormen. Stoffen die goed met water kunnen mengen worden
hydrofiel genoemd. Stoffen die slecht met water kunnen mengen worden hydrofoob
genoemd.
Stoffen waarbij tussen de moleculen alleen vanderwaalsbindingen aanwezig zijn, kunnen
in het algemeen goed met elkaar mengen. Als een zout in water oplost, worden de vrije
ionen door watermoleculen omringd. Dit wordt hydratie genoemd.
Sommige zouten kunnen water bevatten en sommige zouten kunnen water opnemen. Dit
komt doordat bij het indampen van een zoutoplossing soms water wordt ingebouwd. Het
zout bevat dan water wat kristalwater wordt genoemd. Zouten die kristalwater bevatten,
worden hydraten genoemd. Door de vaste stof te verwarmen, verliest een zout zijn
kristalwater en veranderen de eigenschappen van de vaste stof. De hoeveelheid
kristalwater die kan worden ingebouwd, is per zout verschillend. Aan de naam van een
hydraat kan je de formule afleiden en omgekeerd. Kopersulfaatpentahydraat heeft
bijvoorbeeld de formule CuSO4.5H2O (s).
Zepen zijn zouten die oplosbaar zijn in water. Zepen bestaan meestal uit natrium of
kaliumionen en stearaationen. De formule van stearaat is C17H35COO–. Stearaationen
bestaan uit een geladen kop en een lange koolwaterstofstaart. De geladen kop kan goed
gehydrateerd worden, maar voor de koolwaterstofstaart moeten veel waterstofbruggen
verbroken worden. Stearaationen bevinden zich dan ook meestal aan het wateroppervlak
waarbij de koolwaterstofstaart door het oppervlak naar buiten steekt. Er hoeven dan zo
min mogelijk waterstofbruggen verbroken te worden. Zeep heeft invloed op de
grensvlakspanning van water. Stoffen die grensvlak-actief zij, worden detergens
genoemd. Detergentia verlagen de grensvlakspanning.
15
Als het wateroppervlak vol is, vormen de stearaationen groepjes (micellen). Hierbij keren
de staarten zich naar elkaar toe en steken de ionkoppen naar buiten waarbij ze
gehydrateerd worden. Micellen zijn kleine gebiedjes waar geen dipoolmoleculen zijn en
kunnen moleculen opnemen die niet met water kunnen mengen. De meeste vuildeeltjes
kunnen geen waterstofbruggen vormen en kunnen dus niet in water oplossen, maar wel
in micellen. Daardoor wordt wasgoed niet schoon als je alleen met water wast, maar wel
als je zeep gebruikt.
Hard water is water dat veel calciumionen bevat. Zacht water bevat bijna geen
calciumionen. De eenheid van de hardheid van water is de Duitse hardheid (ºD of DH).
Hard water vormt met zeep een neerslag en schuimt niet. Als je hard water verwarmt,
slaat calciumcarbonaat neer. Hierdoor verkalken ketels en verwarmingselementen van
wasmachines en koffiezetapparaten.
Hard water kun je ontkalken door:
1. Het water te verwarmen.
2. De calciumionen te laten neerslaan met soda.
3. De calciumionen af te schermen van het water met speciale stoffen.
4. Calciumionen uit te wisselen tegen natriumionen met een ionenwisselaar.
16
Reactiesnelheid
De reactiesnelheid is de concentratieverandering van een stof per seconde (mol·L–1·s–1).
De snelheid van een reactie hangt af van:
1. de concentratie;
2. de temperatuur;
3. de verdelingsgraad (de verhouding oppervlak/volume);
4. de aanwezigheid van een katalysator;
5. welke stof reageert (een inerte stof of een zeer reactieve);
6. of er licht aanwezig is (alleen bij lichtgevoelige reacties).
Bij het botsendedeeltjesmodel wordt aangenomen dat een reactie alleen kan optreden als
deeltjes hard genoeg tegen elkaar aan botsen. Als een botsing hard genoeg is, vindt er
een hergroepering plaats van de atomen. Dit wordt een effectieve botsing genoemd.
1. Concentratie omhoog �� meer reagerende stof aanwezig per volume �� grotere
kans op effectieve botsing per seconde per volume �� reactiesnelheid omhoog.
2. Temperatuur omhoog �� deeltjes bewegen sneller, komen elkaar vaker tegen
en botsen harder �� vaker botsingen en ook vaker effectief �� reactiesnelheid
omhoog.
3. Verdelingsgraad groter �� oppervlak waar reactie plaatsvindt is groter ��
grotere kans op effectieve botsing �� reactiesnelheid omhoog.
4. Een katalysator is een stof die een reactie laat versnellen zonder daarbij zelf
verbruikt te worden. Dus: Katalysator aanwezig �� reactiesnelheid omhoog.
De katalysator wordt wel gebruikt, maar niet verbruikt.
Met andere woorden: de hoeveelheid katalysator aan het begin en eind van de reactie is
gelijk.
Enzymen zijn biologische katalysatoren die de chemische reacties versnellen.
Voorbeeld: In speeksel versnelt het enzym amylase de vertering van koolhydraten.
Hoe de reactiesnelheid van de concentratie afvalt wordt weergegeven in een
reactiesnelheidsvergelijking. Als de reactiesnelheid afhangt van slechts één deeltje, wordt
dit een eersteordereactie genoemd. Als de reactiesnelheid afhangt van twee deeltjes,
wordt dit een tweedeordereactie genoemd. De reactiesnelheid is dan afhankelijk van het
product van de concentraties van de twee deeltjes.
Eersteordereactievergelijking:
s = k [X] ⋅ voor reacties als X producten →
Tweedeordereactievergelijkingen:
s = k [X][Y] ⋅ voor reacties als X + Y producten →
2 s = k [X] ⋅ voor reacties als 2X producten →
k = reactiesnelhiedsconstante
LET OP: de eenheden van s en k zijn bij een eersteordereactie anders dan bij een
tweedeordereactie!
Bij sommige reacties loopt de reactie in verschillende stappen. Een overzicht van de
verschillende stappen waar een reactie uit bestaat, wordt een reactiemechanisme
genoemd. De stap die het langzaamst verloopt, wordt de snelheidsbepalende stap
genoemd.
17
Dynamisch evenwicht
Omkeerbare reacties zijn reacties die twee kanten op kunnen. Uit de reactieproducten
kunnen de beginstoffen weer terug worden gevormd. De temperatuur is een factor die de
richting van een omkeerbare reactie kan beïnvloeden. Bij omkeerbare reacties kan een
dynamisch evenwicht ontstaan.
Bij een dynamisch evenwicht verlopen twee tegengestelde reacties tegelijkertijd met
dezelfde snelheid. Alle stoffen die bij de reactie betrokken zijn, zijn tegelijkertijd
aanwezig.
De concentraties van de stoffen veranderen daarbij niet. De concentraties van de stoffen
hoeven echter niet aan elkaar gelijk te zijn.
De tijd die nodig is om evenwicht te bereiken nadat twee stoffen bij elkaar zijn gevoegd,
wordt de insteltijd genoemd.
Een dynamisch evenwicht wordt met twee pijlen weergegeven.
R (aq) B (aq)
Er zijn drie verschillende soorten dynamische evenwichten.
• Bij homogene evenwichten bevinden de reagerende stoffen zich in dezelfde fase.
Dit is het geval bij evenwichten tussen gassen en evenwichten in oplossingen.
• Bij heterogene evenwichten bevinden de reagerende stoffen zich in meerdere
fasen, zoals bij een vaste stof die met een stof in een oplossing reageert. De
reactie vindt plaats aan het oppervlak van één van de stoffen.
• Bij een verdelingsevenwicht verdeelt een stof zich over twee vloeistoflagen.
Verstoring en aflopen van het evenwicht:
Als bij een dynamisch evenwicht de concentraties van de stoffen verandert, verstoor je
het evenwicht. Doordat de concentraties veranderd zijn, lopen de heen en teruggaande
reacties niet meer even snel en stelt zich een nieuw dynamisch evenwicht in. Je kunt een
evenwicht laten aflopen door één van de stoffen uit het evenwichtssysteem permanent af
te voeren.
Zuren en basen
Een zuur kan H+-ionen (= protonen) afstaan. Ook wel protondonor genoemd.
Een base kan H+-ionen opnemen. Ook wel protonacceptor genoemd.
Een zuur opgelost in water:
• vormt H3O+-ionen, door afgifte van H+ van zuur aan H2O;
• smaakt zuur;
• heeft een pH die kleiner is dan 7.
Een base opgelost in water:
• vormt OH–-ionen, door ionisatie of door opname van H+ uit H2O;
• voelt zeepachtig aan;
• heeft een pH die groter is dan 7.
Lakmoes is een indicator waarmee aangetoond kan worden of een oplossing zuur of
basisch is.
Lakmoes wordt rood van een zure oplossing en blauw van een basische oplossing.
Een zuur-basekoppel is een combinatie van een zuur en een base die één H+ van elkaar
verschillen.
Bij het zuur van een zuur-basekoppel hoort de geconjugeerde base en bij de base hoort
het geconjugeerde zuur.
18
Een zuur-basereactie is een reactie waarbij een deeltje een H+-ion afstaat (het zuur) aan
een deeltje dat een H+-ion kan opnemen (de base).
Een zuur-basereactie stel je op door:
1. te inventariseren welk zuur en welke base aanwezig zijn;
2. na te gaan hoeveel H+ het zuur kan afstaan en hoeveel H+ de base kan opnemen;
3. de reactievergelijking op te schrijven.
pH/zuurgraad
• De pH is een manier om de zuurheid van een oplossing in een getal uit te
drukken.
• De pH wordt ook wel ‘zuurgraad’ genoemd.
• De pH bepaald door de concentratie van H3O+(aq)-ionen.
Formule voor berekenen van de pH:
[H3O+] = concentratie H3O+ in oplossing (mol/L).
pOH
• Ook hoe basisch een oplossing is, kunnen we in een getal uitdrukken: in de pOH.
• De pOH wordt bepaald door de concentratie van OH–-ionen in een oplossing.
Formule voor het berekenen van de pOH:
[OH–] = concentratie OH– in oplossing (mol/L).
pH en pOH in elkaar omrekenen:
Deze formule geldt alleen bij een temperatuur van 298 K.
Waterconstante
De waterconstante is de evenwichtsconstante van de volgende reactie:
+ – 2H O(l) H O (aq) + OH (aq) 2 3 ��
+ –
w 3 K = [H O (aq)] [OH (aq)] ⋅
Titratie
Titreren is een kwantitatieve analysemethode waarmee je experimenteel de molariteit
van een zuur of een base kunt berekenen.
Bij titratie zijn twee oplossingen nodig die met elkaar kunnen reageren. Om de
concentratie te kunnen berekenen, moet je de hoeveelheden van de oplossingen die je
bij elkaar doet kunnen meten en van één van de oplossingen moet de concentratie
bekend zijn.
Energie en evenwicht
Bij reacties, oplossen en faseovergangen treedt een energie-effect op. Een energie-effect
kan endotherm of exotherm zijn. Bij een endotherm energie-effect wordt energie uit de
omgeving opgenomen door de stof. Bij een exotherm energie-effect wordt door de stof
energie aan de omgeving afgegeven.
+
3 pH = -log[H O ]
– pOH = -log[OH ]
pOH + pH = 14
19
In een energiediagram wordt het energieverloop van een reactie weergegeven.
Bij een exotherme reactie ligt het niveau van de beginstoffen hoger dan het niveau van
de reactieproducten. Bij een endotherme reactie is dit andersom.
Bij de niveaus moet je de reactievergelijking schrijven.
Voor energie geldt de wet van energiebehoud: Energie kan niet verdwijnen of ontstaan.
Een reactie moet altijd op gang gebracht worden. Dit gebeurt door een bepaalde
hoeveelheid energie toe te voegen, de activeringsenergie (Ea). Als de activeringsenergie
van een reactie hoog is, is de reactiesnelheid laag. Een katalysator verlaagt de
activeringsenergie en daardoor wordt de reactiesnelheid hoger.
20
De concentratiebreuk (K = …)
Evenwichtsvoorwaarde
Er is sprake van evenwicht als de waarde van de concentratiebreuk gelijk is aan de
evenwichtsconstante K. K is afhankelijk van de temperatuur.
Opstellen van de concentratiebreuk
Deel de concentratie van de stoffen die links van de reactiepijl staan door de concentratie
van de reactieproducten die rechts van de reactiepijl staan.
Let op het volgende:
• Als er meerdere stoffen aan één kant van de pijl staan, worden de concentraties
van de stoffen met elkaar vermenigvuldigd.
• De coëfficiënten van reactievergelijkingen worden als exponenten geschreven.
• In de concentratiebreuk worden alleen stoffen meegenomen waarvan de
concentraties kunnen veranderen.
Dat zijn dus gassen (g) en oplossingen (aq). DUS NIET vaste stoffen(s) en
vloeistoffen(l)!!
Voorbeeld opstellen concentratiebreuk:
2NH (g) N (g) + 3H (g)
3 2 2 �� (g) (g)
(g)
3 [N ] x [H ] 2 2 = K 2 [NH ] 3
Partiële druk
De bijdrage van één gas, in een mengsel van gassen, aan de totale druk.
Bij gassen wordt vaak gewerkt met de partiëledrukbreuk in plaats van de
concentratiebreuk, omdat de druk makkelijker te bepalen is dan de concentratie. De
evenwichtsconstante wordt bij gassen vaak aangegeven met Kp.
Voorbeeld partiëledrukbreuk:
) )
p
)
3 p(N x p(H 2 2 = K 2 p(NH3
Als je aan een evenwicht een stof toevoegt, of het volume vergroot, moet je met de
concentratiebreuk (of met de partiële drukbreuk) nagaan of er nog steeds evenwicht is.
Als de concentratiebreuk niet meer gelijk is aan de evenwichtsconstante, is er geen
evenwicht meer. Eén van de twee reacties verloopt dan sneller.
De verdelingsconstante (Kv) wordt gebruikt om uit te rekenen hoe een stof zich verdeelt
over verschillende vloeistoffen.
Voorbeeld: jood verdeelt zich over een laag water met daarop een laag wasbenzine:
I (aq) I (wb)
2 2 �� [I (wb)] 2 = Kv [I (aq)] 2
Het oplosbaarheidproduct (Ks) wordt gebruikt om uit te rekenen welk deel van een stof
oplost in een vloeistof.
2+ – Ca(OH) (s) Ca (aq) + 2 OH (aq) 2 �� s
2+ – 2 [Ca (aq)] x [OH (aq)] = K
In Binas tabel 46 staan oplosbaarheidsproducten van zouten vermeld.
21
Sterke en zwakke zuren en basen
Er bestaan sterke en zwakke zuren en er bestaan sterke en zwakke basen.
Sterk zuur:
• Splitst in water volledig: aflopende reactie.
• Voorbeeld: + – HCl(aq) + H O(l) H O (aq) + Cl (aq) 2 3 →
• Binas tabel 49: zuren met Kz >> 1 zijn sterk.
Zwak zuur:
• Splitst niet volledig in water, evenwichtsreactie met (geconjungeerde) base.
• Algemene vergelijking: + – HZ (aq) + H O(l) H O (aq) + Z (aq) 2 3 ��
• Voorbeeld: 6 5 6 5
+ – C H COOH (aq) + H O(l) H O (aq) + C H COO (aq) 2 3 ��
• Binas tabel 49: zuren met Kz < 1 zijn zwak.
• Bij evenwicht geldt:
+ - [H O ] [Z ] 3 K = = Kz [HZ]
(Kz staat in Binas tabel 49).
Sterke base:
• Ionisatie bij oplossen in water: aflopende reactie.
• Voorbeeld: + - NaOH(s) Na (aq) + OH (aq) →
• Binas tabel 49: basen met Kb >> 1 zijn sterk.
Zwakke base:
• Splitst niet volledig in water, evenwichtsreactie met (geconjungeerd) zuur.
• Algemene vergelijking: + – B (aq) + H O(l) BH (aq) + OH (aq) 2 ��
• Voorbeeld: – – F (aq) + H O(l) HF(aq) + OH (aq) 2 ��
• Binas tabel 49: basen met Kb < 1 zijn zwak.
• Bij evenwicht geldt:
+ - [HB ] [OH ]
K = = Kb [ B]
(Kb staat in Binas tabel 49).
Een zuur-base reactie loopt als:
• er een sterk zuur of een sterke base aanwezig is. Dan loopt de reactie altijd;
• als links van de pijl een sterker zuur en een sterkere base staan dan rechts van de
pijl.
Controle in Binas tabel 49: zuur moet links boven de base staan.
pH berekenen uit evenwichtsvoorwaarde (Kz)
Met de evenwichtsvoorwaarde kan je de concentratie van de H3O+-ionen berekenen en
daarmee dus de pH van de oplossing van dat zuur in water. Bij de berekening druk je het
aantal deeltjes dat ioniseert uit in x. De Kz van een stof is bekend, want die staat in Binas
en het aantal mol dat voor de reactie aanwezig is, moet ook bekend zijn.
De concentratiebreuk wordt dan bij een 0,10 M oplossing:
+ - 2 [H O ] [Z ] x 3 K = = = Kz [HZ] 0,10 - x
Om de vergelijking te vereenvoudigen, wordt x in de noemer verwaarloosd.
De vergelijking wordt dan: 2 x = 0,10 Kz
Hiermee kun je x uitrekenen. Als laatste moet je controleren of je x in de noemer mocht
verwaarlozen. Verwaarlozen mag als het aantal deeltjes dat ioniseert minder is dan 10%
van het aantal deeltjes dat aanwezig was.
Formatiert: Nicht Hervorheben
Formatiert: Nicht Hervorheben
22
Zuren en basen in de praktijk
Bij het oplossen van niet-metaaloxiden (zoals CO2) in water, ontstaat een zwak zuur.
Hierdoor ontstaat een zure oplossing.
Een stof dat als een zuur en als een base kan reageren, wordt een amfolyt genoemd. Of
een oplossing van een amfolyt in water zuur of base is, kan afgeleid worden uit de zuuren
baseconstante van de amfolyt.
Bufferoplossingen zijn oplossingen waarvan de pH niet verandert als je een klein beetje
zuur of een base toevoegt. Ook niet als je de oplossing verdunt.
Dit komt doordat een bufferoplossing zowel een zwak zuur als een zwakke base bevat,
die niet met elkaar reageren. Dit wordt een zuur-basekoppel genoemd. Er moet wel
voldoende van het zuur en de base aanwezig zijn in de oplossing.
De pH van een buffermengsel wordt bepaald door de verhouding in mol waarin het
zwakke zuur is gemengd met de geconjugeerde base.
Een buffer kun je maken door een oplossing van een zwak zuur te mengen met 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 zwakke base met
een sterk zuur.
23
Redoxreacties
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen.
Reductor: Een deeltje dat elektronen afstaat.
Oxidator: Een deeltje dat elektronen opneemt.
Om te weten te komen of een deeltje een reductor of een oxidator is, moet je weten of
het deeltje elektronen kan opnemen of afstaan waarbij er een bestaand deeltje ontstaat.
Hierbij moet je halfreacties opstellen.
Halfreacties zijn reacties waarin elektronen voorkomen.
Bij de halfreactie van een reductor ontstaat een geconjugeerde oxidator en bij de
halfreactie van een oxidator ontstaat een geconjugeerde reductor.
Bij een redoxreactie zijn de reductor en de oxidator voor de pijl altijd sterker dan de
geconjugeerde reductor en de geconjugeerde oxidator na de pijl. In tabel 48 van Binas
staat een hele lijst met reductoren en oxidatoren en de bijbehorende halfreacties. De
sterkste oxidator staat bovenaan en de sterkste reductor staat onderaan. Een
redoxreactie verloopt alleen als de reductor rechtsonder de oxidator staat.
Het opstellen van een redoxreactie doe je op de volgende manier:
1. Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn.
2. Ga na welke deeltjes oxidator en/of reductor zijn.
3. Ga na of de oxidator kan reageren met de reductor.
4. Schrijf de halfreactie van de reductor op.
5. Schrijf de halfreactie van de oxidator op.
6. Tel de twee halfreacties op, waarbij je het aantal elektronen kloppend moet
maken.
7. Schijf de toestandsaanduidingen op in de redoxreactie.
Een elektrochemische cel (of galvanische cel) is een gesloten stroomkring die bestaat uit
twee halfcellen. Een halfcel is een zoutoplossing met daarin een elektrode. Een positief
geladen elektrode noemen we kathode, een negatief geladen elektrode heet anode. De
kathode staat elektronen af aan de oplossing en de anode neemt elektronen op uit de
oplossing. De twee halfcellen worden verbonden door een zoutbrug (of een membraan)
en een metaaldraad.
In de elektrochemische cel vindt een redoxreactie plaats. De elektronen worden door de
metaaldraad van de ene halfcel naar de andere geleid. Dit levert energie. Een batterij is
een voorbeeld van een elektrochemische cel. Schematisch ziet een elektrochemische cel
er als volgt uit:
24
Een zoutbrug is een buis die gevuld is met een elektrolytoplossing. Dat is een oplossing
die ionen bevat. Via een zoutbrug of een membraan kan ionentransport plaatsvinden. De
reductor geeft elektronen af aan de negatieve elektrode. Bij de negatieve elektrode is
dus een overschot aan negatieve elektronen. De elektronen kunnen via de metaaldraad
van de negatieve elektrode naar de positieve elektrode gaan. Door de oxidator worden
elektronen uit de positieve elektrode opgenomen. Via de zoutbrug kunnen ionen die
zorgen voor ladingtransport van de oxidator naar de reductor gaan. Hierdoor wordt de
stoombron gesloten.
Sommige alkanolen kunnen als reductor optreden. Bij een primair alcohol zit de OHgroep
aan een primair koolstofatoom. Als hier een oxidator wordt bijgevoegd, ontstaat er
een aldehyde. Als er bij een aldehyde een oxidator wordt bijgevoegd, ontstaat er een
carbonzuur. Bij een secundair alcohol zit de OH-groep aan een secundair koolstofatoom.
Als hier een oxidator wordt bijgevoegd, ontstaat er een keton. Een keton reageert niet
als reductor. Bij een tertiair alcohol zit de OH-groep aan een tertiair koolstofatoom. Een
tertiair alcohol reageert niet als reductor.
Corrosie is de reactie van metalen met zuurstof waarbij metaaloxiden ontstaan.
Bij corrosie bij kamertemperatuur is ook (ionenhoudend) water nodig.
Men kan corrosie tegengaan door het metaal af te schermen van zuurstof door een
beschermende laag of door een opofferingsmetaal te plaatsen waar de zuurstof
makkelijker meer reageert.
Redoxreacties in de praktijk
IJzer is een onedel metaal dat veel gebruikt wordt omdat het relatief goedkoop is. IJzer
wordt gewonnen uit ijzererts. In metaalertsen zitten veel metaaloxiden. Om van ijzererts
ijzer te maken, moeten eerst de ijzeroxiden uit de erts gehaald worden. Dit gebeurt met
de reductoren koolstof of koolstofmonooxide. Het proces waarbij ijzer gemaakt wordt uit
ijzererts en koolstof, vindt plaats in hoogovens. IJzer dat ongeveer 5% koolstof bevat
wordt ruw ijzer genoemd en wordt onder andere gebruikt voor het maken van
putdeksels. IJzer dat voor minder dan 2% uit koolstof bestaat, wordt staal genoemd.
Staal roest vrij snel. Roestvrijstaal is staal dat gemengd is met grote hoeveelheden
chroom en nikkel.
+ ion
REDUCTOR 1
OXIDATOR 1
ee-
ee-
OXIDATOR 2
REDUCTOR 2
-
e-
+
e-
- ion
25
Elektrolyse is een ontledingsreactie door middel van een gelijkstroom. Omdat er bij
elektrolyse elektronen zijn betrokken, is het ook een redoxreactie. Voor elektrolyse zijn
nodig een gelijkspanningsbron, een vloeistof met vrije ionen (elektrolyt) en twee staafjes
van metaal of koolstof (elektroden) die contact maken met de elektrolyt. De elektrode
die met de min van de spanningsbron is verbonden, heeft een negatieve lading. Aan de
elektrode zitten dus te veel elektronen. De elektronen worden door de sterkste oxidator
uit de elektrolyt opgenomen. De elektrode die met de plus van de spanningsbron is
verbonden, heeft een positieve lading. Aan de elektrode zitten dus te weinig elektronen.
De sterkste reductor uit de elektrolyt geeft elektronen af aan de positieve elektrode.
Elektroden die bij de reactie mee reageren, worden aantastbare elektroden genoemd en
elektroden die bij de reactie niet mee reageren, worden onaantastbare elektroden
genoemd.
Bij elektrolyse wordt soms gebruik gemaakt van een membraan. Een membraan is een
scheidingswand die bepaalde deeltjes kan doorlaten. Elektrolyse wordt in de chemische
industrie gebruikt voor het produceren van chloor, voor het produceren van zeer onedele
metalen uit gesmolten zoutoplossingen en voor het bedekken van een voorwerp met een
laagje metaal. Als een voorwerp met een laagje zink wordt bedekt, wordt dit
galvaniseren genoemd.
26
Chemische technieken
In de praktijk is de opbrengst van een reactie nooit gelijk aan de theoretische opbrengst.
Dit komt door verontreinigingen. Aan de hand van de werkelijke opbrengst kun je het
rendement van een productieproces vaststellen. Het rendement wordt uitgedrukt in een
percentage van de theoretische opbrengst.
Bij het maken van een product is het vaak een probleem dat er een mengsel ontstaat.
Dit heeft verschillende oorzaken:
• Bij de reactie ontstaan verschillende reactieproducten.
• Bij een evenwichtsreactie blijven er altijd beginstoffen aanwezig.
• Een beginstof is in overmaat aanwezig en kan niet helemaal weg reageren.
• De beginstoffen zelf zijn onzuiver.
• Er treden volg- of nevenreacties op, waardoor weer andere bijproducten
ontstaan.
Om een mengsel te zuiveren zijn er verschillende scheidingsmethoden mogelijk.
Chromatografie is een scheidingsmethode die wordt gebruikt om uit te zoeken welke
stoffen aanwezig zijn. Dit wordt een kwalitatieve scheidingsmethode genoemd. Bij een
chromatogram wordt met de verdelingsconstante de verhouding van de oplosbaarheid
van een stof in de mobiele fase en de stationaire fase gegeven.
Stereochemie
Bij het atoommodel van Rutherford bestaat een atoom uit een kern met daaromheen
verschillende schillen met elektronen. In elke schil kunnen maar een bepaald aantal
elektronen. De elektronen die in de buitenste schil zitten worden de valentie-elektronen
genoemd.
• Als een koolstofatoom wordt omringd door vier enkele bindingen, treedt er een
tetraëdrische omringing op. De bindingshoeken zijn dan 109,5º.
• Als twee koolstofatomen gebonden zijn met een dubbele binding, bevinden de
overige vier bindingen zich in een plat vlak. De bindingshoeken zijn dan 120º.
• Als twee koolstofatomen gebonden zijn met een drievoudige binding, bevinden de
overige twee bindingen zich in elkaars verlengde. De bindingshoeken zijn 180º.
Dubbele en drievoudige bindingen zijn starre bindingen, dus niet bewegelijk.
Isomeren: Stoffen die dezelfde molecuulformule maar een verschillende structuurformule
hebben.
Configuratie: De ruimtelijke rangschikking van atomen.
Stereoisomeren: Moleculen die alleen in ruimtelijke structuur verschillen.
Een asymmetrisch C-atoom: Een C-atoom met vier verschillende groepen om zich heen.
Als aan weerszijde van een starre binding verschillende groepen voorkomen, kan er cistransisometrie
voorkomen.
• Als beide groepen aan dezelfde kant zijn gebonden, wordt dit de cis-vorm
genoemd.
• Als beide groepen aan weerszijden zijn gebonden, wordt dit de trans-vorm
genoemd.
Optische isomeren
• Hebben een asymmetrisch koolstofatoom.
• Zijn optisch actief, d.w.z. ze kunnen de trillingsrichting van licht draaien.
• Ze hebben dezelfde molecuulformule, maar draaien de trillingsrichting van licht op
een andere manier.
Met een polarimeter kunnen optische isomeren van elkaar onderscheiden worden. Bij een
polarimeter gaat ongepolariseerd licht (licht met trillingsrichtingen naar alle kanten) door
27
een polarisator. Hierdoor wordt alleen licht in één bepaalde trillingsrichting doorgelaten.
Dit is gepolariseerd licht. Na de eerste polarisator komt het licht bij een tweede
polarisator. Als de tweede polarisator in dezelfde richting staat als de eerste, gaat het
licht onverhinderd door. Als je een tweede polarisator 90º draait ten opzichte van de
eerste, komt er geen licht door de tweede polarisator.
Een racemisch mengsel is een mengsel van twee spiegelbeeldisomeren die met een
molverhouding 1:1 gemengd zijn. Een racemisch mengsel verandert de trillingsrichting
van het licht niet.
Van stoffen die opgebouwd zijn uit grote, ingewikkelde moleculen (zoals organische
stoffen) komen vaak optische isomeren voor, omdat er niet vaak een symmetrievlak in
dit soort moleculen voorkomt.
28
