H5 Rekenen met atomen (Chemie)

5.1 Atoommassa

Massa van een atoom wordt vooral bepaald door kern.
Isotopen hebben zelfde atoomnummer (aantal protonen), verschillend massagetal.

Stoffen reageren met elkaar in een massaverhouding. (hoeveel gram van de ene stof reageert met hoeveel van de andere, hoeveel gram reactieproduct ontstaat er).

Door experimenten kan de massaverhouding bepaald worden.
Je kunt hem uitrekenen door te kijken naar de reactievergelijking en de atoommassa's.

Bij het vergelijken van atoommassa's onderling gaan we uit van het atoom met de kleinste massa, het waterstofatoom. De massa van H wordt gesteld op 1,0 u. (u staat voor atomaire massa-eenheid)
Als je kijkt hoeveel keer de massa van een H atoom past in de massa van een ander atoom, krijg je de relatieve atoommassa. (zie tabel 39 en 104, zet je achter dit getal de eenheid u, dan heb je de atoommassa)

Atoommassa's in Binas zijn gemiddelde atoommassa's. Het is een gewogen gemiddelde, er wordt rekening gehouden met de isotopen en hoe vaak ze in de natuur voorkomen.

De ionmassa is gelijk aan de atoommassa.

5.2 Molecuulmassa

Molecuulmassa = som v.d. atoommassa's.
(bijv: CO2: 1 keer 12 u en 2 keer 16 u: 44 u.)

Samenstelling van een ontleedbare stof kun je aangeven met massapercentages van de elementen.

Massapercentage = massa deel : molecuulmassa x 100%

(bijv. bij H2O: (2x1,008u : 18,02u)x1005= 11,19 massaprocent)

Als je uit de massapercentages de verhoudingsformule wil bepalen deel je de massa van de verschillende atoomsoorten door de bijbehorende atoommassa's. Zo krijg je een atoomverhouding die je om kunt rekenen naar een verhoudingsformule bijv: (C3H8)n.

5.3 De chemische hoeveelheid

Massaverhoudingen (van reacties) zijn uit de reactievergelijking af te leiden.
(bijv: 2Na(s) + Cl2(g) > 2 NaCl(s) natrium : chloor, 2 : 1, 46u : 71 u)

De chemische hoeveelheid (symbool n, eenheid mol) is de hoeveelheid waarbij het aantal gram van de stof even groot is als het aantal u van het deeltje (molecuul).
(bijv. 1 mol water is 18 gr., want H2O heeft een massa van 18 u.)

1,000 mol van een stof wordt molaire massa (M, eenheid gmol^ -1(gram per mol))genoemd.

Rekenvoorbeeld:
Hoeveel mol is 3,36 gr. zwavelzuur ( H2SO4 (l)) ?
M = 98,08 gmol^-1 (98,076)
3,36 gr. : 98,08 = 3,43 x 10^-2 mol zwavelzuur
altijd achter mol schrijven welke stof, nooit molecuul afkorten tot mol, kmol=kilomol, mmol=millimol

1,000 mol van elke stof heeft het zelfde aantal deeltjes (moleculen)
1mol van elk gas heeft bij dezelfde omstandigheden hetzelfde volume.
(eigenlijk wet van Avogadro: Gelijke volumina gassen bevatten een gelijk aantal moleculen bij gelijke temperatuur en druk)

5.4 Het molair volume van gassen

Dichtheden in tabel 12 gelden onder standaardomstandigheden (T=273K= 0°C, druk = 1,01 x 10^5Pa (= 1,00 bar)= Po)

1,00 mol gas heeft bij een bepaalde temperatuur en druk een bepaald volume. Dat volume is onafhankelijk van het soort gas. We noemen dit het molair volume van een gas, aangegeven met Vm. Bij standaardomstandigheden geldt: Vm = 22,4 dm^3 mol^-1 (22,4 liter per mol)

Bij hogere temperatuur neemt volume toe, bij hogere druk neemt volume af (en kookpunt wordt ook lager).