Hoofdstuk 1 t/m 12

Hoofdstuk 4: zouten

• Zout = een verbinding, opgebouwd uit ionen (mineraal).
• Ionbinding = de binding tussen positieve en negatieve ionen in een zout.
• Alle stoffen:
  • Moleculaire stoffen: niet-metaal atomen
    • Atoombinding in het molecuul
    • Molecuulbinding tussen het molecuul
  • Zouten: metaal + niet-metaal atomen
    • Ionbinding
  • Metalen: alleen metaalatomen, niet ontleedbaar
    • Metaalbinding
• Elektrovalentie = ionlading.
• Samengesteld ion = groep atomen die samen een bepaalde lading hebben.
• Hydratie = door water rond een stof, gaan de ionen zich vrij bewegen door het water ( het lost op).
• Oplosvergelijking = zout (s) → ...lading (aq) + ...lading (aq)
• Kristallatie = het opnemen van water door een stof waardoor de stof een grote hardheid krijgt.
• Het opgenomen water heet: kristalwater.
• Opname van kristalwater noteer je met een punt in de formule.
• Neerslagreactie: …lading (aq) + …lading (aq) → ... (s)
• Tribune-ionen: ionen die niet reageren, maar wel aanwezig zijn.
• Toepassing van neerslagreacties:
  • Verontreiniging aantonen.
  • Ionen uit een oplossing verwijderen.
  • Nieuwe zouten maken.

Hoofdstuk 5: moleculaire stoffen

• Moleculaire stoffen:
  • Stoffen die geen metaalionen bevatten.
  • Geleiden geen stroom.
• Vanderwaalsbinding (molecuulbinding) = de binding die ontstaat door de aantrekkingskracht tussen moleculen.
  • Als een stof wordt verwarmd, gaan de moleculen trillen waardoor ze langs elkaar gaan bewegen: de stof wordt vloeibaar.
  • Als de temperatuur heel hoog wordt, gaan de moleculen zo hard trillen dat ze los van elkaar komen: de stof wordt gasvormig.
  • Hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het kookpunt.
• Atoombinding = de binding door een gemeenschappelijk elektronenpaar.
  • In de structuurformule is de atoombinding weergegeven met een streepje.
  • Sterke binding.
• Polaire atoombinding = een atoombinding tussen 2 atomen die niet even hard trekken aan het gemeenschappelijke elektronenpaar.
  • Het atoom dat het hardste trekt, krijgt een negatieve lading. Dit noteer je als δ –
  • Hoe groter het aantal protonen in de kern, des te sterker trekt het atoom aan het gemeenschappelijke elektronenpaar.
  • CH binding is een gewone atoombinding omdat deze atomen ongeveer even hard trekken aan het elektronenpaar.
  • De polaire binding is de overgang tussen de gewone atoombinding en de ionbinding.
  • OH en NH zijn polaire bindingen, waarbij het H atoom δ + is.
• Hoe groter de molecuulmassa, des te hoger het smelt en kookpunt.
• Zodra er een OH of NH groep aanwezig is, blijkt het kookpunt hoger dan je zou verwachten.
• Waterstofburg = de binding tussen twee verschillende moleculen waarbij zich een H atoom bevind tussen twee O of twee N atomen, of tussen een O en een N atoom.
  • Is sterker dan de vdwaalsbinding, maar zwakker dan de atoom, ion en metaalbinding.
• Hydrofiele stof = stof die goed in water oplosbaar is (waterminnend).
• Hydrofobe stof = stof die niet in water oplosbaar is (watervrezend).
• Hydrofiele stoffen lossen goed op in ander hydrofiele stoffen, en hydrofobe stoffen lossen goed op in ander hydrofobe stoffen. Maar een hydrofiele stof en een hydrofobe stof lossen niet goed met elkaar op.
• Moleculaire stoffen lossen op in water omdat ze H bruggen vormen met water.

Hoofdstuk 6: mol

• 1 mol van een stof is de hoeveelheid waarvan de massa in gram gelijk is aan de massa van een deeltje in u.
• Aantal u is gelijk aan het aantal gram.
• Molaire massa (M) = de massa van 1 mol stof in gram/mol.
• Aantal mol =                         n =     
• Overmaat = de hoeveelheid stof die niet kan reageren omdat er te veel van is.
• Ondermaat = de hoeveelheid stof waarvan te weinig is om te reageren.
• Rendement =      
• Molariteit = de concentratie opgeloste stoffen in een oplossing in aantal mol/liter.
• Molariteit =   
• De concentratie geef je aan met concentratiehaken: vb: [H2O] = 0.16 M
• Molariteit bij zout berekenen: eerst de oplosvergelijking opstellen. Bereken het aantal mol stof dat opgelost wordt. Daarna kun je de molariteit berekenen. Je noteert deze molariteit voor elk ion apart.
• Bij verdunnen daalt de concentratie. Concentratie berekenen:
  • Bereken het aantal mol stof dat aanwezig is. Bereken daarna het nieuwe volume, vul het aantal mol en het nieuwe volume opnieuw in in de formule waarmee je de concentratie berekend.
  • Je kunt ook eerst de verdunningsfactor berekenen:  . Daarna deel je de molariteit door de verdunningsfactor.

Hoofdstuk 7: evenwichten

• Energie-effect =  het vrijkomen of opnemen van energie.
• Exotherme reactie = een reactie waarbij energie vrijkomt.
• Endotherme reactie = een reactie waarbij energie wordt opgenomen.
• Chemische energie = de energie die in stoffen is opgeslagen.
• Botsende deeltjes-model: voor een reactie moeten moleculen eerst kapot gaan. dit gebeurt door botsen. Daarna kunnen de brokstukken weer nieuwe moleculen vormen.
• Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden:
  • Soort stof
  • Verdelingsgraad: groter contactoppervlak verhoogd de reactiesnelheid, de stoffen zijn fijner verdeeld. Hoe groter de verdelingsgraad, hoe groter het contactoppervlak, des te sneller verloopt een reactie.
  • Concentratie: met een hogere concentratie zijn er meer deeltjes per volume eenheid. Er is dus groter kans op botsing, waardoor de reactiesnelheid toeneemt.
  • Temperatuur: bij een hogere temperatuur gaan de moleculen sneller bewegen. Het aantal botsingen neemt toe en worden heftiger: toename reactiesnelheid.
  • Katalysator: versnelt chemische reactie. Wordt niet verbruikt.
• Dynamisch evenwicht = concentraties blijven gelijk, maar er  vindt toch uitwisseling plaats. In een reactievergelijking geef je dit weer met evenwichtspijlen (dubbele pijl).
• Als links van de pijlen de grootste concentratie aanwezig is, ligt het evenwicht links (geldt ook voor rechts).
• Er is sprake van een evenwicht als er een vast percentage van een stof in een mengsel aanwezig is.
• Berekenen van een verandering van het aantal mol in een reactie:
  • Stel eerst de reactievergelijking op
  • Maak een schema:

Beginhoeveelheid

..

..

..

Reagerende hoeveelheid

..

..

..

eindhoeveelheid

..

..

..

• Je  berekend de hoeveelheden met de molverhouding uit de reactievergelijking.
• Als er bij de eindhoeveelheid 0 uitkomen, is het een aflopende reactie, en dus geen evenwichtsreactie.

• Evenwichtsvoorwaarde: geeft aan of het evenwicht links of rechts ligt.
• K =             
  • Dit is bij de vergelijking: A + 2 B → 4 C
  • De coëfficiënt, wordt de exponent in de formule!
  • De concentratie moet je altijd weergeven in Molariteit.
• Homogeen evenwicht = een evenwicht waarbij geen grensvlakken aanwezig zijn: een gasmengsel of een oplossing. (de stoffen moeten in dezelfde fase zijn)
• In een heterogeen evenwicht zijn de stoffen in verschillende fase’s.
• Verdelingsevenwicht (hoe een stof zich verdeeld over 2 stoffen).

Hoofdstuk 8: zuren en basen

• pH geeft aan of een oplossing zuur (<7), neutraal (7) of basisch (>7) is.
• pH indicator = een stof die door zijn kleur aangeeft tussen welke waarden de pH van de oplossing ligt.
• Een zure oplossing bevat H+ ionen.
• Een zuur is een deeltje dat een H+ ion afstaat.
• Zuren:

HCl = zoutzuur

H2SO4 = zwavelzuur

HNO3 = salpeterzuur    

H3PO4 = fosforzuur

CH3COOH (HAc) = azijnzuur

CO2 + H2O (H2CO3) = koolzuur

• Bij alkaanzuren kan alleen het H atoom uit de COOH groep een H+ afstaan.
• Een basische oplossing bevat OH- ionen.
• Neutralisatie van een zuur door een base: H+ + OH- → H2O
• Een base is een deeltje dat een H+ ion opneemt.
• Basesterkte:
  • Sterke basen reageren met water voor 100% tot OH- ionen. (aflopende reactie)
  • Zwakke basen reageren met water niet voor 100% tot OH- ionen. (evenwichtsreactie)
• Een zuur-base reactie = een reactie waarbij een H+ ion van het zuur wordt overgedragen aan een base.
• Basen:

NH3 = ammoniak

OH- = hydroxide-ion

CH3COO- = acetaation

O2- = oxide-ion

CO32-= carbonaation

HCO3- = waterstofcarbonaation

• Neutralisatiereactie = zuur-base reactie waarbij de pH na de reactie ongeveer 7 is.
  • Sterk zuur reageert met sterke base: er ontstaat water dat pH neutraal is:      

H+ + OH- → H2O

• Zwak zuur reageert met sterke base: zwak zuur bestaat maar voor een klein gedeelte uit ionen en zal dus niet zo snel splitsen: vb  azijnzuur met natronloog:

CH3COOH + OH- → H2O

• Bij een reactie met een zwakke base schrijf je ook niet de OH- op, maar het hele molecuul. vb  ammonia met zoutzuur: H+ + NH3 → NH4+

• Stappenplan bij het opstellen van een zuur-base reactie:
  • Schrijf het sterkste zuur en de sterkste base op.
  • Ga na hoeveel H+ ionen de base kan opnemen. (kijken naar de negatieve lading)
  • Ladingen gelijk maken.
• Waterevenwicht = H2O « H+ + OH- , evenwicht ligt sterk naar links.
• pH = -log [H+]
• [H+] = 10-pH mol L
• pOH = -log [OH-]
• [OH-] = 10pOH mol L
• pH + pOH = 14
  • pOH = 14 – pH
• Buffer = stof die niet veranderd van pH bij verdunnen en toevoegen van zuren en basen.

Hoofdstuk 9

• Additiereactie = een reactie waarbij de dubbele binding verbroken wordt en er twee atomen of atoomgroepen aan verbonden worden.
  • Kan met: F, Cl, Br, I, H en water.
  • Een onverzadigde binding kan door middel van additie van H veranderen in een verzadigde binding.
  • Bij binding van water kot er aan de ene een H en aan de andere een OH.
•  Carbonzuren:
  • Vetzuren: 12 of meer C atomen, gemaakt uit vetten
  • Aminozuren: bevatten een NH2 groep en een zuurgroep.
• Zeepwerking:
  • Zepen zijn zouten.
  • Hydrofobe staart: wordt niet in water gehydrateerd.
  • Hydrofiele kop: wordt wel gehydrateerd: vormt waterstofbruggen met water.
• Condensatiereactie = een reactie waarbij een groter molecuul gevormd wordt en meestal water.
• Alcohol + carbonzuur → ester + water
• De H van de alcoholgroep en de OH van de zuurgroep komen los en vormen het water. De rest vormt het ester.
• Hydrolyse van esters:
  • Hydrolysereactie = een reactie waarbij grotere moleculen (esters) worden afgebroken tot kleinere.
• De vorming van een ester is een evenwichtsreactie.
• Verzeping = aflopende hydrolysereactie.

Hoofdstuk 10

• Macromoleculaire stoffen = zeer grote moleculen.
• Eiwit = polypeptide = proteïne
• Condensatiereactie = een reactie waarbij een groot organisch molecuul worden gevormd (eiwit) en een klein molecuul (water) wordt afgesplitst.
• Aminozuur + aminozuur… → eiwit + water.
• Peptidebinding = binnen een eiwit is deze binding te vinden: 
• De OH van de zuurgroep reageert weer met de H van de alcohol groep. Dit wordt water.
• Dipeptide = stof met 1 peptidegroep.
• Monomeer = een klein molecuul waaruit een polymeer kan ontstaan.
• Afbraak van eiwitten gebeurt d.m.v. een hydrolysereactie. (omgekeerde van condensatie)
• Koolhydraten: monosachariden, disachariden en polysachariden.
• Vorming van koolhydraten d.m.v. fotosynthese, afbraak door enzymen.
• Polymeren:
  • Naamgeving: poly voor de naam van het monomeer.
  • Bij het tekenen van een polymeer: teken de dubbele binding horizontaal en de rest naar boven of beneden. Dubbele binding openklappen naar links en naar rechts, ze zitten dan aan elkaar vast. Aan de uiteinden van het polymeer teken je kronkeltjes in plaats van H atomen.
• Kunststoffen:
  • Thermoplasten: bestaat uit lossen polymeerketens. Vervormbaar bij verhitting. Worden door vanderwaalsbindingen of H-bruggen bij elkaar gehouden.
  • Thermoharder: ketens die met atoomverbindingen verbonden zijn. 1 groot molecuul. Vervormen niet bij verhitting. Kunnen wel ontleden bij zeer hoge temperatuur.
• Extruderen = kunststof korrels opwarmen en vervormen. (alleen bij thermoplasten)

Hoofdstuk 10

• Macromoleculaire stoffen = zeer grote moleculen.
• Eiwit = polypeptide = proteïne
• Condensatiereactie = een reactie waarbij een groot organisch molecuul worden gevormd (eiwit) en een klein molecuul (water) wordt afgesplitst.
• Aminozuur + aminozuur… → eiwit + water.
• Peptidebinding = binnen een eiwit is deze binding te vinden: 
• De OH van de zuurgroep reageert weer met de H van de alcohol groep. Dit wordt water.
• Dipeptide = stof met 1 peptidegroep.
• Monomeer = een klein molecuul waaruit een polymeer kan ontstaan.
• Afbraak van eiwitten gebeurt d.m.v. een hydrolysereactie. (omgekeerde van condensatie)
• Koolhydraten: monosachariden, disachariden en polysachariden.
• Vorming van koolhydraten d.m.v. fotosynthese, afbraak door enzymen.
• Polymeren:
  • Naamgeving: poly voor de naam van het monomeer.
  • Bij het tekenen van een polymeer: teken de dubbele binding horizontaal en de rest naar boven of beneden. Dubbele binding openklappen naar links en naar rechts, ze zitten dan aan elkaar vast. Aan de uiteinden van het polymeer teken je kronkeltjes in plaats van H atomen.
• Kunststoffen:
  • Thermoplasten: bestaat uit lossen polymeerketens. Vervormbaar bij verhitting. Worden door vanderwaalsbindingen of H-bruggen bij elkaar gehouden.
  • Thermoharder: ketens die met atoomverbindingen verbonden zijn. 1 groot molecuul. Vervormen niet bij verhitting. Kunnen wel ontleden bij zeer hoge temperatuur.
• Extruderen = kunststof korrels opwarmen en vervormen. (alleen bij thermoplasten)

Hoofdstuk 11

• Redoxreactie = reactie waarbij elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidator.
• Halfreactie = de vergelijking die het opnemen en afstaan van elektronen weergeeft.
• Als de twee eindproducten samen een zout vormen, moet je het zout opschrijven.
• Oxidator neemt elektronen op.
• Reductor staat elektronen af.
• Een edel metaal staat zeer moeilijk elektronen af, een onedel metaal zeer makkelijk.
• De concentratie waarin de deeltjes met elkaar reageren is steeds 1mol.
• Elektrochemische cel = zet chemische energie om in elektrische energie.
• Elektrolyt = een oplossing in water met vrije ionen.
• De elektronen gaan via een stroomdraad van de negatieve elektrode naar de positieve.
• Waar de reductor reageert, is de elektrode negatief (min-pool).
• Waar de oxidator reageert, is de elektrode positief (plus-pool).
• Poreuze wand/membraan: laat reagerende deeltjes niet door, maar de stroom wel.
• Corrosie = reactie van ijzer. (wegroesten).
• Bescherming tegen corrosie door:
  • Afdekken met andere metalen.
  • Opofferingsmetaal (het blok wordt aangetast in plaats van het ijzer).
  • Maken van legeringen: mengen van ijzer met een ander metaal.
• Elektrolyse = elektrische energie gebruiken om chemische reacties die niet spontaan optreden toch te laten verlopen.
• Aan de plus-pool reageert de sterkste reductor. Aan de min-pool reageert de sterkste oxidator. (andersom als in de elektrochemische cel!!!)
• Deeltjes die voor en na de pijl gelijk zijn, moet je wegstrepen.
• Chloor reageert altijd, ook al is water de sterkere reductor!
• Als er koperen elektroden zijn, kunnen die mee reageren.
• Onaantastbare elektroden reageren niet mee: zoals koolstof of platina.

Hoofdstuk 12

• Voorbewerking: in de reactor. (scheiden, zuiveren, fijnmaken)
• De reactiesnelheid kan worden verhoogd door gassen samen te persen, de temperatuur verhogen en door een katalysator toe te voegen.
• Nadelen van het verhogen van de druk en temperatuur:
  • Er treden ongewenste nevenreacties en volgreacties op.
  • De kosten nemen toe.
  • Er zijn betere installaties nodig met extra veiligheidsrisico’s.
• Procescontrole is nodig om de kosten laag te houden en om de risico’s te beperken voor mens en milieu.
• Recirculeren = het terugvoeren naar de reactor van overgebleven beginstoffen, die uit het reactiemengsel door scheiding zijn verkregen.
• Duurzame ontwikkeling door:
  • Recirculeren van niet gereageerde grondstoffen.
  • Alternatieve grondstoffen zoeken.
  • Recycling.
  • Gebruik van plantaardig materiaal.