Hoofdstuk 1 t/m 8 (Chemie)

Hoofdstuk 1: Atoombouw §1.1 Een atoom bestaat uit negatieve deeltjes (elektronen) en positieve deeltje (protonen) elektronen 1- protonen 1+ Dit geeft samen een neutraal atoom: aantal protonen = aantal elektronen kern: - proton: p+ atoom: - neutron: n elektrisch neutraal (evenveel + als -) wolk: - elektron: e- Atoommodel van Rutherford: Alle positieve lading bevind zich in een heel klein gebiedje in het midden van het atoom; de atoomkern. De elektronen vormen een ijle wolk rond deze kern; de elektronenwolk
Het aantal protonen bepaalt de atoomsoort. Elk atoom heeft een atoomnummer toegekend gekregen, met dit nummer geef je aan hoeveel protonen in de kern van een atoomsoort aanwezig zijn. Het aantal protonen in een kern in onveranderlijk. Atoomkernen bestaan ook nog uit neutronen, dit deeltje heeft geen lading en de massa is even groot als de massa van een proton; 1u

Het totaal aantal protonen en neutronen in een kern noemt men het massagetal
Voorbeeld: Cl-35
In het periodiek systeem; atoomnummer van chloor is 17. Dus van dit atoom is het aantal protonen 17, evenals het aantal elektronen (dus ook 17 elektronen). Het massagetal is 35, dat betekend dat de protonen en neutronen samen 35 moeten zijn. Je weet het aantal protonen (17), dus er bevinden zich 35-17=18 neutronen in de kern van het atoom Cl-35 §1.2 In het periodiek systeem zijn de atoomsoorten gerangschikt naar toenemende atoommassa. Het atoomnummer neemt van links naar rechts toe. De horizontale regels zijn de perioden, de verticalen regels noemt men de groepen. De elementen uit de groepen 1, 17&18 heeft men een naam gegeven; groep 1= alkanen
groep 17= halogenen
groep 18= edelgassen
Niet ontleedbare stoffen heeft men ingedeeld in de ‘metalen’ en de overige niet ontleedbare stoffen noemt men ‘niet-metalen’. §1.3 Gelijksoortige ladingen stoten elkaar af en ongelijksoortige ladingen trekken elkaar aan. De grootte van de kracht hangt af van de grootte van de ladingen en van de afstand tussen de ladingen. Je hebt drie soorten groepen: -groep 1: metalen, zijn opgebouwd uit metaalatomen, hebben een hoog smeltpunt en dus een sterke onderlinge aantrekkingskracht. Metaal geleid stroom in vaste en vloeibare vorm. -groep 2: moleculaire stoffen, bestaan uit moleculen. De atoomsoorten waaruit moleculen zijn opgebouwd, zijn niet-metaalatomen. Hebben een laag smeltpunt, dit komt doordat de vanderwaalsbinding tussen de moleculen zwak is. Geleiden geen stroom -groep 3:zouten, bestaan uit metaalatomen en niet-metaalatomen. De binding is sterk, want zouten hebben een hoog smeltpunt. Ze geleiden alleen stroom in vloeibare vorm. Stroomgeleiding in metalen is mogelijk door vrije elektronen, die zich verplaatsen van atoom naar atoom. Zijn de vrije elektronen verwijderd, dan heb je de atoomrest over, deze is positief geladen. Atoomresten worden door vrije elektronen bij elkaar gehouden; de metaalbinding. §1.4 Gemeenschappelijk elektronenpaar: de twee elektronen die beide positieve kernen bij elkaar houden. Deze binding noemen we de atoombinding: de binding tussen 2 atomen. Bij een atoombinding worden de positieve atoomresten door een negatief gemeenschappelijk elektronen paar bij elkaar gehouden. Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding is de covalentie van een atoom. Deze is voor elke atoomsoort karakteristiek en hangt niet af van de soort molecuul waarin de atoom voorkomt. (de covalentie geeft aan hoeveel atoombindingen een niet-metaal kan vormen. In een moleculaire stof komen in de moleculen atoombindingen voor, en tussen de moleculen vanderwaalsbindingen.
§1.6 Als een vloeibaar zout stroom geleid, vind een reactie plaats. Een geladen atoom noemen we een ion. Je hebt negatief geladen en positief geladen ionen. In vaste zouten trekken de positieve ionen en de negatieve ionen elkaar sterk aan; de ionbinding. Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen waartussen een sterke ionbinding is. In een vast zout geld: ionen zitten op een vaste plaats, daardoor is er geen geleiding. In een vloeibaar zout geld: ionen bewegen langs elkaar heen, daardoor is er wel geleiding. Hoofdstuk 2; Zouten §2.1 Zouten bestaan uit ionen. De grootte van de ionlading hangt af van het aantal elektronen dat te veel of te weinig is. Metaalionen hebben een positieve lading, de niet-metaalionen een negatieve lading. We noemen deze ionlading de elektrovalentie of de valentie. Een romeins cijfer achter de metaalnaam geeft de lading van het betreffende metaalion aan, bijv. ijzer(II)ion. Als je weet welke ionsoorten in een zout aanwezig zijn kun je de formule opstellen. Een stof is altijd elektrisch neutraal. De verhoudingsformule geeft aan in welke verhoudingen de ionen in een zout aanwezig zijn. In de verhoudingsformule zijn de hele getallen zo klein mogelijk. Bijv. ijzer(II)chloride: Fe2+ en Cl- , de lading van ijzer is 2x zo groot als die van chloor, dus word het: Fe2+Cl-2 §2.2 Een samengesteld ion bestaat uit meerdere atomen, die samen te veel of te weinig elektronen hebben, en dus een lading. Bijv. calciumhydroxide: Ca2+ en OH- , de lading van het calciumion is 2x zo groot als de lading van het hydroxide ion, dus krijg je: Ca2+(OH-)2 (het samengestelde ion moet dus tussen haken, zodat de 2 op heel het ion slaat en niet alleen op het waterstof atoom) §2.4 Als een zout in water oplost, komen de ionen los van hun vaste plaats en gaan los van elkaar in de vloeistof bewegen. In de oplossing zijn dan vrije ionen aanwezig, hierdoor kan zo’n oplossing stroom geleiden. Hoe meer losse ionen in een vloeistof voorkomen, hoe beter de vloeistof stroom geleid. Zo moet je een oplossing noteren: Bijv. calciumchloride in water oplossen -> Ca2+Cl-2 (s) Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq) De chloride-ionen komen los van elkaar in het water terecht, dus krijg je 2 ‘losse chloride ionen’: 2 Cl- (aq) Als je een oplossing van een zout indampt, verdampt het water en blijft het zout achter (het omgekeerde van oplossen). Met de bevengenoemde reactie komt dat er zo uit te zien: Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq) Ca2+Cl-2 (s) Kennen: Natriumhydroxide (natronloog) Na+(aq) + OH-(aq) Kaliumhydroxide (kaliloog) K+(aq) + OH-(aq) Calciumhydroxide (kalkwater) Ca2+(aq) + OH-(aq) §2.6 Als je twee zoutoplossingen bij elkaar doet. Krijg je soms een suspensie, waaruit een neerslag ontstaat. Er is dan een nieuw, slecht oplosbaar zout ontstaan. De vergelijking van een neerslagreactie stel je als volgt op: 1) ga na welke deeltjes vóór de reactie aanwezig zijn, noteer deze! 2) ga na welke combinatie van ionen een slecht oplosbaar zout oplevert. zie tabel 45a in binas. 3) noteer de reactievergelijking door de losse ionen die 'verdwijnen' voor de pijl en het slechte oplosbare zout achter de pijl. zorg dat deze vergelijking klopt! Bijv. kopersulfaat en natronloog

Cu2+ (aq) + So42- (aq) Na+(aq) + OH-(aq) Binas tabel 45: de Cu-ionen en de OH-ionen zorgen samen voor een slecht oplosbaar zout, dus: Cu2+ (aq) + So42- (aq) Na+(aq) + OH-(aq) Cu2+ (aq) + (OH-)2 (aq) Cu2+(OH-)2 (s) §2.7 Je kunt een ionsoort uit een oplossing verwijderen door een oplossing van een zout toe te voegen. Dit oplosbaar zout moet dan een ionsoort bevatten dat met de te verwijderen ionsoort een neerslag vormt. §2.8 Je kunt een neerslag reactie ook gebruiken om een nieuw zout te maken. Voorbeeld (in woorden): We willen loodsulfaat maken. Dan pakken we een natriumsulfaatoplossing en een loodnitraatoplossing. Lood en sulfaat reageren dan met elkaar en krijg je loodsulfaat. Als je het dan gaat filtreren is het residu loodsulfaat. (natrium en nitraat lossen samen goed op, dus altijd handig als je een zout wilt maken) §2.9 sommige ionsoorten kun je aan hun kleur herkennen, zie tabel 65A in binas. Om onderscheid tussen twee ionsoorten te maken moet je een zoutoplossing toevoegen die met de ene ionsoort wel een neerslag en met de andere ionsoort geen neerslag vormt. Voorbeeld: of
So4 - Cl- X+ s g
So4 - Cl- X+ g s Hoofdstuk 3; Brandstoffen §3.1 Fossiele brandstoffen: Aardgas
Aardolie koolwaterstoffen, bestaan uit Ctjes en Htjes
Steenkool -> koolstof, bestaat alleen uit Ctjes
Kolenvergassing: C(s) + H2O(g) -> CO(g) + H2(g) I----------------I Brandbaar
Volledige verbranding: C,H (g/l) + O2(g) -> CO2(g) + H2O(l) broeikaseffect
onvolledige verbranding: C,H (g/l) + O2(g) -> C + H2O CO
Kolendamp & koolstofmonooxide
§3.2 Alternatieve brandstoffen: -H2 (g) -kernenergie -Windenergie -zonne-energie -Alcohol -slaolie §3.3 om ruwe olie geschikt te maken voor gebruik, wordt deze gedestilleerd. Dit noemt men gefractioneerde destillatie. Hierbij zijn geen zuivere stoffen verkregen, maar mengels van stoffen met kookpunten die dicht bij elkaar liggen. De verschillende fracties hebben belangrijke toepassingen: Brandstof, smeermiddel voor machines, asfalt en grondstoffen voor de chemische industrie. Lpg-> autobrandstof (gas) Benzine-> autobrandstof
Stookolie-> kachel
Dieselolie-> vrachtwagens
Kerosine-> vliegtuig §3.4 Alkanen: CnH2n+n bijv. methaan (CH4), propaan (C3H8) en butaan (C4H10) Kraken: koolwaterstoffen met lange ketens worden ‘gekraakt’ tot koolwatersatoffen met korte ketens (onder hele hoge temperaturen). Bijv. C12H26(l) -> C8H18(l) + C4H8(g) C4H8(g) is geen alkaan, maar heet buteen en is een onverzadigde koolwaterstof, dat betekend dat deze stof een dubbele binding in zijn moleculen heeft. Als een koolwaterstof verzadigd is, heeft hij geen dubbele binding. Hoofdstuk 4; Koolstofverbindingen §4.1 Alkanen zijn brandstoffen en hebben de volgende formule: CnH2n+n

Voorbeeld: Molecuulformule met n=2: C2H6
Structuurformule: Isomeren zijn verschillende stoffen met dezelfde molecuulformule. §4.2 Regels voor de naamgeving: 1. Zoek de langste C-keten -> achternaam
2. Welke zijgroepen zijn er? 3. Op welke plaats zit de desbetreffende zijgroep? Voorbeeld: 1) de hoofdketen bestaat uit 5 Ctjes, dus de stamnaam is pentaan
2) de zijgroep is een chlooratoom
3) het chlooratoom is aan de 2e C gebonden, dus de systematische naam is dus: 2-chloorpentaan §4.3 Er zijn koolwaterstoffen die niet aan de algemene formule van alkanen voldoen. Zo is er ook een homologe reeks met de formule cnH2n
Deze stoffen bezitten een dubbele binding en heten alkenen. De naamgeving is precies hetzelfde, de dubbele binding word aan gegeven door van het achtervoegsel –een te maken ipv –aan (bijv. propeen) Broomwater is een reagens op een dubbele binding (het broomwater gaat dan van een kleur bruin naar kleurloos) §4.4 Bij een additiereactie springt de dubbele binding open, hierdoor krijgen de des betreffende koolstofatomen een bindingplaats waaraan zich bijv. broom, fluor, chloor, jood, waterstof en water zich kan binden:
§4.5 & 4.6 Klasse Karaktiristieke groep Voorvoegsel achtervoegsel
Carbonzuren -COOH -zuur
Alcoholen -OH Hydroxy- -ol
Aminen -NH2 Amino- -amine
Halogeenverbindingen -F, -Cl, -Br, -I Halogeen- Hoofdstuk 5: Rekenen §5.1 10-5 is een 1 met 5 nullen ervoor; 0,00001
105 is een 1 met 5 nullen erachter; 100000
Als je machten vermenigvuldigd, moet je optellen; 5,6x105 . 1,0x10-3 = 5,6x105+-3 = 5,6x102
Als je machten deelt, moet je aftrekken; 5,6x10-7 / 1,0x104 = 5,6x10-7-4 = 5,6x10-11 §5.2 Massa: µg –- mg –- g –- kg –- ton
103 103 103 103
Groot -> klein = x103
Klein -> groot = x10-3
Volume: µl ---- ml ---- L
103 103

mm³-- cm³---dm³---m³ mm-- cm---dm---m
103 103 103 10 10 10 §5.3 Binasnotatie, of een andere notatie omrekenen, m.b.v. een voorbeeld; Bereken de massa (in g) van 250 ml olijfolie Ρ (dichtheid) olijfolie= 0,79x103 kg/m³ Van kg/ m³ naar g/ml - kg -> g - m³ -> ml
x103 g
0,79x103 --------- = 0,79 g/ml x106 ml §5.5 Significante cijfers bij vermenigvuldigen en delen: Het aantal sign.cijfers in het eindantwoord, is het minste aantal sign.cijfers in de meetwaarde. Bijv. 1,00 x 4,1670 = 4,17
Significante cijfers bij optellen en aftrekken: Het aantal decimalen in het eindantwoord, is het minste aantal decimalen in de meetwaarde. Bijv. 4,0 + 0,125 = 4,1 §5.6 Atoommassa is in µ. Als we de molecuulformule kennen, kunnen we met de atoommassa’s de massa van het molecuul uitrekenen. De ionmassa is gelijk aan de atoommassa (dus de massa van Na is gelijk aan de massa van Na+) Massapercentage, voorbeeld; Bereken het massapercentage van waterstof in water. Formule van water is H2O. De molecuulmassa is dan; 2,0+16,0=18µ Massa waterstof 2,0 ------------------ x100% = ------ x100% = 11,1% Totale massa 18 §5.7 De chemische hoeveelheid uitgedrukt mol. m.b.v. de molaire massa kun je de chemische hoeveelheid omrekenen in massa en omgekeerd. Hiervoor kan je dit schema gebruiken: xdichtheid x M chemische

volume massa Hoeveelheid M=molaire massa :dichtheid : M
Bijv. hoeveel mol is 3,36 gram H2SO4
Je gaat van massa naar mol, dus x de molaire massa
De molaire massa van H2SO4 is 98,08
Dus 3,36 g H2SO4 is 3,36/98,08 = 3,43 x 10-2 mol zwavelzuur Hoofdstuk 6; Water §6.2 (de binding tussen moleculen: vanderwaalsbinding, de binding in moleculen (maar tussen atomen): de atoombinding, de binding in zouten, tussen de ionen: ionbinding) Bij een atoombinding houdt het gemeenschappelijke elektronen paar de twee positieve atoomresten bij elkaar. Als het gemeenschappelijke elektronen paar wat meer bij het ene atoom hoort dan bij het andere atoom, spreken we van een polaire atoombinding. Bijv. in het HCl molecuul ligt het gemeenschappelijk elektronenpaar dichter bij het Cl atoom, hierdoor wordt het Cl atoom een beetje negatief geladen en het H atoom een beetje positief. De grootte van deze lading in het molecuul geven we aan met δ- en δ+, waarbij δ (delta) een waarde tussen o en 1 voorstelt. Een HCl molecuul heeft dus twee elektrische polen, maar is in het geheel elektrisch neutraal. Dit heet een dipoolmolecuul of een dipool. De polaire atoombinding is op te vatten als een geleidelijke overgang van de atoom binding naar de ionbinding: Cl : Cl een atoombinding δ+H : Cl δ- een polaire atoombinding
Na+ :Cl- een ionbinding

Moleculen waarin O-H of N-H groepen voorkomen zijn dipoolmoleculen, hierbij zijn de H atomen een beetje posietief geladen en de O of N atomen een beetje negatief. Elektronegativiteit: de kracht waarmee een atoom(kern) aan bindingselektronen trekt. Binas: tabel 39
Verschil in elektronegativiteit δ Soort binding
Kleiner/gelijk aan 0,4 0 Atoombinding
Groter dan 0,4 en kleiner/gelijk aan 1,7 0-1 Polaire atoombinding
Groter dan 1,7 1 ionbinding §6.3 Bij moleculen waarin het O-H of N-H voorkomen, wordt het Hδ+ atoom van het ene molecuul door het Oδ- of Nδ- atoom van het andere molecuul aangetrokken. Hierdoor ontstaat tussen de moleculen een binding, die men waterstofbrug of H-brug noemt. De sterkte van deze binding is 10% van een atoombinding dat is dus vrij groot, de vanderwaals binding is veel zwakker (daarom heeft water ook zo’n hoog kookpunt) §6.3 Oplossen: als een vaste stof in een vloeistof ‘verdwijnt’ Mengen: als twee vloeistoffen in ‘elkaar verdwijnen’ In beide gevallen: de moleculen van de verschillende stoffen gaan tussen elkaar door bewegen. Als een vloeisof met water mengt, wil dat zeggen dat de water moleculen elkaar los moeten laten. De waterstofbruggen tussen de watermoleculen moeten worden verbroken. Dit kan alleen gebeuren als er met de moleculen van de andere stof opnieuw waterstofbruggen worden gevormd. Vloeistof met waterstofbruggen+Vloeistof met waterstofbruggen -> kunnen goed mengen
Vloeistof met vd waalsbinding + Vloeistof met vd waalsbinding-> kunnen goed mengen

Vloeistof met vd waalsbinding + Vloeistof met waterstofbruggen-> kunnen niet mengen
Hydratie: als je een zout oplost in water, worden de vrije elektronen omringd door de water moleculen. De positieve kant van de waterdipolen is naar de negatieve ionen gericht en de negatieve kant van de waterdipolen wordt door de positieve ionen aangetrokken
Bijv. bij het oplossen van natriumchloride in water, komen de natrium- en chloride ionen los van elkaar. De watermoleculen trekken dus harder aan de ionen dan de ionen (van natriumchloride) onderling. De elektrische krachten tussen de ionen worden vervangen door elektrische krachten tussen de ionen en water-dipoolmoleculen. §6.5 Sommige zouten kunnen water bevatten, andere zouten kunnen water opnemen. Als je een zoutoplossing indampt, kan hydratiewater worden ingebouwd, het zout bevat dan water -> kristalwater. Zouten die kristalwater bevatten noemen we hydraten. De naam voor kristalsoda is natriumdecahydraat, hieruit kan je de formule afleiden: Na2CO3 . 2H2O (s) §6.6 Zepen zijn zouten, die meestal bestaan uit natrium- of kaliumionen en stearaationen. De formule van stearaat is C17H35COO-. Zepen zijn oplosbaar in water, het oplossen van natriumstearaat ziet er als volgt uit: C17H35COONa(s) -> C17H35COO- (aq) + Na+ (aq) Het stearaation heeft een geladen kop. Deze wordt door watermoleculen gehydrateerd. Het ion heeft ook een lange koolstofstaart, als die in het water komt moetene r veel waterstofbruggen verbroken worden. De stearaationen bevinden zich in de hoofdzaak aan het wateroppervlak, de geladen koppen zijn dan gehydrateerd en de staart steekt door het wateroppervlak naar buiten. Het gevolg is dat de watermoleculen aan het wateroppervlak niet meer zo aantrekken. Is het wateroppervlak vol, dan vormen de stearaationen micellen. De staarten keren zich naar elkaar en de ionkoppen steken naar buiten. De waswerking: De micellen zijn geschikt om moleculen op te nemen, die niet met water mengen. Vuildeeltjes bestaan uit stoffen waarvan de moleculen geen waterstofbruggen vormen en dus slecht in water oplossen. Een vuildeeltje kan dus in een micel oplossen. De met vuil gevulde micellen worden vervolgens met het spoelwater weggevoerd. Zeepbellen: Als je zeepwater krachtig schud, kunnen de micellen zich vullen met lucht. Deze lucht wil opstijgen, maar de ionkoppen aan het wateroppervlak houden de micellen met lucht tegen. Nu maakt men zeep niet meer van natuurlijke vetten, maar van grondstoffen uit de aardolie-industrie. Deze zepen worden synthetische zepen genoemd. De bouw van deze zeepdeeltjes is vergelijkbaar met de natuurlijke zeep; een geladen kop en een apolaire staart. Hoofdstuk 7; Hoe snel en hoe ver? §7.1 De reactiesnelheid wordt bepaald door: - de soort stof; de edelheid (bij metalen) - de concentratie; hoe hoger de concentratie, hoe hoger de snelheid - de temperatuur; 10 graden hoger zorgt dan de reactie 2x zo snel gaat - de verdelingsgraad; hoe fijner de stof, hoe beter de reactie verloopt - katalysator
Een katalysator is een stof die de snelheid van een reactie vergroot, zonder dat de stof zelf verbruikt word. Een katalysator doet wel mee aan een reactie. De stof wordt wel gebruikt, maar niet verbruikt. Na afloop is de katalysator dus onveranderd. In je lichaam worden de meeste reacties ook door katalysatoren beïnvloed. Deze biologische katalysatoren noem je enzymen. Bijna bij elke chemische reactie in je lichaam word mogelijk gemaakt door een speciaal enzym. In de uitlaat van auto’s kom je ook katalysatoren tegen. Deze zorgt ervoor dat de schadelijke gassen die vrij komen bij het verbranden van benzine worden omgezet in minder schadelijke gassen. §7.2 Het botsende-deeltjesmodel; Een reactie kan alleen optreden als de deeltjes tegen elkaar botsen. Niet bij alle botsingen treed er een hergroepering van atomen op (een reactie), dit gebeurd alleen als de botsing krachtig genoeg is. We spreken in dat geval over een effectieve botsing. De reactiesnelheid is dus afhankelijk van het aantal effectieve botsingen, hiermee kunnen we verklaren hoe de concentratie, de verdelingsgraad en de temperatuur de reactiesnelheid beïnvloeden. Concentratie: Hoe hoger de concentratie is, hoe meer deeltjes je hebt per volume. Dit zorgt voor meet botsingen, dus meer reactie, dus een hogere reactiesnelheid

Verdelingsgraad: Hoe hoger de verdelingsgraad, hoe groter het oppervlak. Dit zorgt voor veel botsingen op het oppervlak, wat veel effectieve botsingen veroorzaakt -> meer reacties, dus een hogere reactiesnelheid
Temperatuur: Hoe hoger de temperatuur, hoe meer beweging van de moleculen, hierdoor botsen de moleculen vaker. Dit zorgt voor meer effectieve botsingen, maar omdat de snelheid ook groter is, zullen de botsingen ook meer effect hebben. -> hogere reactiesnelheid Hoofdstuk 8; Zuren en basen §8.1 3 oplossingen: - zure oplossingen -> pH = kleiner dan 7 - neutrlae oplossingen -> pH = 7 - basische oplossingen -> pH = groter dan 7
Zuur base
0 7 14
Indicator: stof die afhankelijk van de pH waarde van een oplossing een bepaalde kleur heeft. Bijv. lakmoes, universeel indicator, rodekoolsap (binas tabel 52A) Hoe zuurder een oplossing hoe lager de pH waarde. Een reactie waarbij een deeltje een H+ ion afstaat aan een ander deeltje noemen we een zuur-base reactie. Zuur: het deeltje dat het H+ ion afstaat. Base: het deeltje dat het H+ ion opneemt. 3 soorten stoffen: Stoffen die lakmoes altijd rood kleuren: - azijn - zoutzuur zure oplossingen pH; <7 - accuvloeistof BTB; geel - citroenzuur
Stoffen die lakmoes altijd blauw kleuren: - soda oplossing - loog basische oplossingen pH; >7 - ammonia BTB; blauw

stoffen die lakmoes niet veranderen: - pekelwater neutrale oplossingen pH; 7 - kraanwater BTB; blauw §8.2 Zuren geleiden stroom, omdat zure oplossingen vrije ionen bevatten. Zure oplossingen bevatten H+ (aq) ionen. Het zuurmolecuul in water gebracht staat zijn H+ ion af
Bijv. HNO3 (l) -> H+ (aq) + NO3- (aq) Het hangt af van de hoeveelheid water die je aan een zuur toevoegd of je spreekt van een geconcentreerde of verdunde oplossing. Als je waterstofchloride in water doet onstaat zoutzuur: HCl (g) -> H+(aq) + Cl-(aq) Zoutzuur is een oplossing, geen zuur dus kan geen H+ afstaan. Zuur Naam van het zuur Deeltje dat onstaat na afstaan H+ ionen Naam van het deeltje dat dan ontstaat
HCl waterstofchloride Cl- Chloride-ion
CH3COOH ethaanzuur CH3COO- ethanoaation
HNO3 salpeterzuur NO3- Nitraation
H2CO3 koolzuur CO3- Carbonaation
H2SO4 zwavelzuur SO4- Sulfaation
H3PO4 fosforzuur PO4- fosfaation §8.3 Basische oplossingen bevatten OH- (aq) ionen. Een basische oplossing onstaat door het oplossen van een hydroxide of een base in water. Bijv. NH3(g) heeft geen OH-, waarom is het dan toch een base? NH3(g) + H2O(l) -> NH4+(aq) + OH-(aq) base naam Deeltje na opnemen van H+ ionen
OH- Hydroxide ion H2O
HCO3- Waterstofcarbonaation H2CO3

CH3COO- Ethanoaation CH3COOH
NH3 Ammoniak NH4+ O2- Oxide-ion H2O
CO32- carbonaation H2CO3
naam oplossing Notatie Oplossing ontstaat door in het water oplossen van: Zoutzuur H+(aq) + Cl- (aq) HCl (g) Natronloog Na+(aq) + OH-(aq) Na2O (s) of NaOH (s) kaliloog K+(aq) + OH-(aq) K2O (s) of KOH (s) §8.4 Zuur kan H+ afstaan
Base kan H+ opnemen
Een zuur-base reactie stel je als volgt op: - inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn - welk deeltje is het zuur en welk deeltje is de base - ga na hoeveel H+ het zuur kan afstaan en hoeveel H+ de base kan opnemen
voorbeeld: zoutzuur + natronloog - zoutzuur: H+(aq) en Cl-(aq) natronloog: Na+(aq) en OH-(aq) - het zuur is H+ en de base is OH- - H+ kan 1 H+ afstaan en OH kan 1 H+ opnemen
H+(aq) + OH (aq) -> H2O (l) Zoutzuut + calciumcarbonaat - zoutzuur: H+(aq) en Cl-(aq) Calciumcarbonaat: CaCO3(s) - het zuur is H+ en de base is CO32- - H+ kan 1 H+ afstaan en CO32- kan 2 H+ opnemen
2 H+(aq) + CaCO3(s) -> Ca2-(aq) + ‘H2CO3’ ‘H2CO3’ is niet stabile en valt uiteen in koolstofdioxide en water, de hele reactievergelijking word dan: 2 H+(aq) + CaCO3(s) -> Ca2-(aq) + H2O(l) + Co2(g)
§8.5 Zure regen, regenwater met een pH lager dan 6
Als verzuring wordt veroorzaakt door regen spreek je van natte depositie. Maar ook in droge periode komen grote hoeveelheden verzurend materiaal op aarde terecht: droge depositie. Oorzaken zure regen: - de industrie - het verkeer - de landbouw
maatregelen: beperking van de groei van de wereldbevolking, schonere processen en alternatieve energie bronnen