Hoofdstuk 1 t/m 19

HOOFDSTUK 1 Zouten

1.1 Atoombouw
Model: geen exacte weergave van de werkelijkheid maar een versimpelde versie, hiermee verklaar je waarnemingen en kun je uitkomsten van nieuwe experimenten voorspellen

Stoffen: zijn opgebouwd uit moleculen die weer uit atomen zijn opgebouwd

Reactie: de atomen van de moleculen van de beginstoffen hergroeperen zich tot nieuwe moleculen van de reactieproducten

Atoommodel Dalton: bij een reactie hergroeperen de atomen van de moleculen van de beginstoffen zich tot nieuwe moleculen van de reactieproducten, dit kan omdat een molecuul uit nog kleinere deeltjes bestaat

Atoom model Thomson: krentenbolmodel, atoom is ongeladen dus bevat evenveel positieve (protonen +) als negatieve (elektronen -) deeltjes

Atoommodel Rutherford: een atoom bevat een atoomkern – bevat protonen (positief) en neutronen (ongeladen), op grote afstand van kern bevindt zich een elektronenwolk – bevat elektronen (negatief), tussen kern en elektronenwolk is lege ruimte

Atoomnummer: ieder atoomsoort heeft zijn eigen atoom nummer, atoomnummer geeft het aantal protonen/elektronen in de kern aan, komt overeen met de kernlading, schrijf je linksonder het elementsymbool 11Na

Massagetal: geeft de som van het aantal protonen + neutronen in de kern aan, schrijf je achter of linksboven het elementsymbool Na-23 of 23Na

Berekenen aantal protonen, neutronen en elektronen:

atoomnummer = 11 massagetal = 23 dus p = 11, e = 11, n = 23-11=12

Isotopen: atomen met hetzelfde atoomnummer (aantal protonen en elektronen) maar met verschillend massagetal (aantal neutronen), chemisch hebben ze bijna dezelfde eigenschappen

Massadefect: verschil tussen de berekende massa van een atoom (door protonen, neutronen en elektronen op te tellen) en de werkelijke massa van een atoom

1.2 Stroomgeleiding

Lading: er is positieve (protonen) en negatieve (elektronen) lading

Tussen geladen voorwerpen werken krachten:

-afstotende kracht wanneer de deeltjes een gelijksoortige lading hebben

-aantrekkende kracht wanneer de deeltjes een tegengestelde lading hebben

3 soorten groepen stoffen:

-stoffen die stroom geleiden in vaste en vloeibare vorm (metalen)

-stoffen die alleen geleiden in vloeibare vorm (zouten)

-stoffen die geen stroom geleiden (moleculaire stoffen)

Ionen: positief of negatief geladen deeltjes

Bij het smelten of in oplossing brengen van zouten komen de ionen los van elkaar en kunnen zo voor stroomgeleiding zorgen (positieve gaat naar de min elektrode, negatieve gaat naar de plus elektrode)

De kern van atomen en bijhorende ionen is gelijk, maar verschillen in aantal elektronen

Positief ionen: hebben eenzelfde aantal protonen en een kleiner aantal elektronen dan het overeenkomstige atoom

Negatief ionen: hebben eenzelfde aantal protonen en een groter aantal elektronen dan het overeenkomstige atoom

Vanderwaalsbinding: molecuulbinding tussen moleculen in een vaste stof

Ionbinding: binding tussen ionen in een vast zout, is sterker dan vanderwaalsbinding

1.3 Zoutformules

Lading ionen: verschil tussen aantal protonen en elektronen bepaalt de grootte van de lading

-positief ion met lading 1+: een elektron minder dan aantal protonen

-negatief ion met lading 2-: twee elektronen meer dan aantal protonen

Verhoudingsformule: formule van een zout waarin de verhouding tussen de positieve en negatieve ionen zo is, dat de formule een elektrisch neutrale stof weergeeft

Opstellen verhoudingsformule:

bijv. verhoudingsformule van ijzer(II)chloride

1. Ga na welke ionen in het zout aanwezig zijn.

Fe2+ en Cl- ionen

2. Bepaal de verhouding waarin de ionen aanwezig zijn om een elektrisch neutraal zout te krijgen.

Fe2+ : Cl- = 1 : 2

3. Schrijf de verhoudingformule op met behulp van indexcijfers, dit zijn zo klein mogelijke, hele getallen

FeCl2

1.4 Samengestelde ionen

Samengesteld ion: ion dat bestaat uit meerdere atomen die samen een lading hebben

Samengestelde ionen

NH4+ ammonium CO32- carbonaat

OH- hydroxide SO32- sulfiet

NO2- nitriet SO42- sulfaat

NO3- nitraat SiO32- silicaat

CH3COO- ethanoaat/acetaat

PO43- fosfaat HCO3- watercarbonaat

Opstellen zoutformule met samengestelde ionen

bijv. formule van calciumhydroxide

1. Ga na welke ionen in het zout aanwezig zijn.

Ca2+ en OH- ionen

2. Bepaal de verhouding waarin de ionen aanwezig zijn om een elektrisch neutraal zout te krijgen.

Ca2+ : OH- = 1 : 2

3. Schrijf de verhoudingformule op, wanneer het samengestelde ion mer dan een keer voorkomt, gebruik je haakjes om het samengestelde ion

Ca(OH)2

Positieve ionen Negatieve ionen

1+ K+ kaliumion 1- F- fluoride-ion

Na+ natriumion Cl- chloride-ion

Ag+ zilverion Br- bromide-ion

NH4+ ammoniumion I- jodide-ion

OH- hydorixide-ion

NO3- nitraat-ion

NO2- nitriet-ion

HCO3- waterstofcarbonaation

CH3COO- ethanoaation

2+ Ba2+ bariumion 2- O2- oxide-ion

Ca2+ calciumion S2- sulfide-ion

Cu2+ koperion CO32- carbonaation

Fe2+ ijzer(II)ion SO42- sulfaation

Mg2+ magnesiumion SO32- sulfietion

Pb2+ loodion SiO32- silicaation

Hg2+ kwikion

Sn2+ tinion

Zn2+ zinkion

3+ Al3+ aluminiumion 3- PO43- fosfaation

Fe3+ ijzer(III)ion

1.5 Zouten in water

Vrije ionen: ionen in een gesmolten of opgelost zout, kunnen los van elkaar bewegen, hierdoor geleiding van stroom

Hoe meer vrije ionen in een oplossing, hoe groter de stroomgeleiding is.

Weergeven oplossen van zout in water:

Zout (s)  ion1 (aq) + ion2 (aq)

bijv. CaCl2 (s)  (water) Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Triviale naam oplossing van notatie

Natronloog natriumhydroxide Na+(aq) + OH-(aq)

Kaliloog kaliumhydroxide K+(aq) + OH-(aq)

Kalkwater calciumhydroxide Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)

Oplosbaarheid van zouten: kun je opzoeken in tabel 45A van BINAS

s = slecht oplosbaar in water g= goed oplosbaar m = matig oplosbaar

HOOFDSTUK 2 BRANDSTOFFEN

2.1 Fossiele brandstoffen

Fossiele brandstoffen: brandstoffen die heel lang geleden zijn ontstaan door het afsterven van levende organismen, bijv. steenkool, aardolie en aardgas

Koolwaterstoffen: bevatten de elementen koolstof en waterstof, kunnen ook nog andere elementen bevatten, zijn een deel van de groep koolstofverbindingen, bijv. methaan CH4

Kolendamp: het ontstaan van giftige stoffen zoals koolstofmonooxide en roet, dit gebeurt wanneer er geen volledige verbranding is, door te weinig zuurstof

Volledige verbranding van een koolwaterstof: koolwaterstof + zuurstof  koolstofdioxide + water

Onvolledige verbranding van een koolwaterstof: koolwaterstof + (niet genoeg) zuurstof  koolstofmonooxide + roet (C)

Als een fossiele brandstof het element zwavel bevat, onstaat bij verbranding zwaveldioxide, dit veroorzaakt zure regen.

Door stikstof in de lucht word ook stikstof verbrand, daarbij ontstaan stikstofoxiden, NOx (nitreuze dampen) die schadelijk zijn voor het milieu, door gebruik van een katalysator in de uitlaat worden de stikstofoxiden verwijderd.

Broeikaseffect: bij de volledige verbranding van de fossiele brandstoffen ontstaat o.a. koolstofdioxide, dat zorgt voor het broeikaseffect, vormt een deken om de aarde waardoor de aarde geen warmte kan afstaan, methaan (CH4), lachgas (N2O) en ozon (O3) helpen hier ook aan mee, het CO2 gehalte in de atmosfeer stijgt, daardoor warmt de aarde op, met als gevolg klimaatveranderingen

2.2 Alternatieve brandstoffen

Alternatieve brandstoffen: andere brandstoffen dan fossiele brandstoffen, moeten worden gezocht omdat de fossiele brandstoffen in korte tijd word opgemaakt, bijv. biogas (ontstaat door rotting van organisch afval), bio-alcohol (alcohol die gehaald word uit biologische producten) en waterstofgas

Kolenvergassing: winning van energie door middel van ondergrondse kolenvergassing

Bij de productie van biogas en bio-alcohol wordt CO2 gebruikt, daardoor draagt het verbranden van deze brandstoffen niet bij aan het broeikaseffect.

2.3 Aardolie

Gefractioneerde destillatie van aardolie: destillatie waarbij een aardolie wordt gescheiden in een aantal mengsels van de stoffen, ontstaan verschillende fracties met kooktrajecten, deze verschillende fracties hebben allerlei belangrijke toepassingen

De kookpunten van de stoffen in een fractie liggen dicht bij elkaar.

Fractie Toepassing

< 5 °C gasvormige bestanddelen (lpg)

20 °C tot 180 °C gasolie ( autobrandstoffen)

180 °C tot 260 °C kerosine (vliegtuigen)

260 °C tot 340 °C diesel (autobrandstof)

340 °C tot 600 °C smeermiddelen

> 600 °C zware stookolie

residu bitumen, asfalt

Blokschema: een (chemisch) proces verkort weergegeven in een schema, met pijlen geef je aan welke stoffen er worden aangevoerd en afgevoerd

Hoe hoger de pijl uit het blok komt, hoe lager het kookpunt of kooktraject is

2.4 Atoombinding

Moleculaire stoffen: opgebouwd uit moleculen, ze geleiden de stroom zowel in de vaste én de vloeibare toestand niet, een aantal atomen die aan elkaar zijn gebonden

De molecuulformule geeft aan welke atoomsoorten en hoeveel atomen van elke soort in een molecuul aanwezig zijn

Atoombinding (covalente binding): een binding tussen atomen, een gemeenschappelijk negatief elektronenpaar houdt de twee positieve atoomresten bij elkaar, geef je aan met een streepje tussen de atomen

Covalentie: geeft aan hoeveel atoombinding een niet-metaalatoom kan vormen, het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding, is voor elke atoomsoort karakteristiek, de covalentie van:

-H - Cl – F - Br - I = 1

-O - S = 2

-P - N = 3

-C = 4

Structuurformule: een formule waarin de atoombindingen met streepjes tussen de elementsymbolen zijn weergegeven, hierin kun je dus aflezen welke atomen op welke manier aan elkaar vastzitten, is een ruimtelijke voorstelling

2.5 Kraken

Verzadigde koolwaterstoffen: moleculen waarin uitsluitend enkelvoudige bindingen aanwezig zijn, bijv. butaan C – C – C – C

Onverzadigde koolwaterstoffen: moleculen waarin ook dubbele bindingen tussen de koolwaterstoffen voorkomen, bijv. buteen C = C – C – C

Kraken: uit een koolwaterstof (groot molecuul) ontstaan meerdere soorten kleinere moleculen, het reactieproduct is altijd een mengsel van verzadigde en onverzadigde koolwaterstoffen, dit komt doordat er te weinig waterstofatomen zijn

bijv. C12H26 (l)  C8H18 (l) + C4H8 (l)

HOOFDSTUK 3 KOOLSTOFVERBINDINGEN

3.1 Alkanen

Alkanen: deelverzameling van de koolwaterstoffen, verzadigde koolwaterstoffen, bevatten het maximale aantal waterstofatomen, algemene formule: CnH2n+2

Formule naam

CH4 methaan

C2H4 ethaan

C3H8 propaan

C4H10 butaaan

C5H12 pentaan

C6H14 hexaan

Homologe reeks: een groep stoffen met dezelfde algemene formule, de stoffen daarbinnen hebben vrijwel gelijke chemische eigenschappen

Structuurformule: tekening van het molecuul waarin je in een plat vlak schematisch aangeeft hoe de verschillende atomen aan elkaar vastzitten

Kortere notatie van structuurformule: bijv. propaan CH3-CH2-CH3

Koolstofskelet: hierin teken je alleen de koolstofatomen, bijv. propaan C-C-C

Isomeren (vertakt of onvertakt): stoffen met dezelfde molecuulformule maar een andere structuurformule, verschillende stoffen met verschillende eigenschappen

De C atomen zitten aan maximaal twee andere C atomen gebonden bij onvertakte keten.

Bij een vertakte keten zijn aan een C atoom drie andere C atomen gebonden.

Hoeveel en welke isomeren zijn er?

teken de isomen van C5H12

1. Tekent het onvertakte koolstofskelet

C – C – C – C – C

2. Maak daarna het koolstofskelet een koolstofatoom korter, kijk waar je het losse koolstofatoom aan de keten kunt plaatsen (niet aan de buitenste atomen), plaats het atoom steeds op een andere plaats

C – C – C – C

C

3. Maak de hoofdketen nog een koolstofatoom korter en kijk waar je de twee losse koolstofatomen kunt plaatsen

C

C – C – C

C

4. Om de structuurformules te krijgen zet je alle waterstofatomen erbij

CH3 – CH2 - CH2 – CH2 - CH3

of

CH3 – CH – CH2 – CH3

CH3

of

CH3

CH3 – C – CH3

CH3

3.2 Systematische naamgeving

Stamnaam: geef je aan met de hoofdketen (de langste ononderbroken koolstofketen)

Aantal koolstofatomen in hoofdketen stamnaam

1 methaan

2 ethaan

3 propaan

4 butaan

5 pentaan

6 hexaan

Zijtak: wanneer er aan een koolstofatoom van de hoofdketen iets anders zit dan een waterstofatoom

Karakteristieke groep: wanneer de zijgroep andere atomen dan C of H bevat, bijv. broomatomen

Structuurformules zijtakken naam van de zijtak

- CH3 methyl

- CH2 - CH3 ethyl

- CH2 - CH2 - CH3 propyl

- CH - CH3 methylethyl

CH3

Plaatsnummer: plaats die je geeft aan de koolstofatomen van de hoofdketen, je nummert in één richting zodat het plaatsnummer of de som van de plaatsnummers zo laag mogelijk is, wanneer er geen verwarring mogelijk is, mag je het plaatsnummer ook weglaten.

Numeriek voorvoegsel: als aan een hoofdketen twee of meerde dezelfde zijtakken/groepen zitten

2 = di 3 = tri 4 = tetra

Systematische naamgeving

bijv. systematische naam van de stof (zie plaatje) 

1. Zoek de hoofdketen (de langste ononderbroken koolstofketen)

en geef de stamnaam.

butaan

2. Kijk welke en hoeveel zijgroepen er zijn, geef de juiste naam (let op di-, tri-, tetra-)

dibroom-jood-chloorbutaan

3. Kijk aan welke koolstofatomen deze zijgroepen vastzitten, geef de plaatsnummers, zet tussen de plaatsnummers een komma en zet voor en achter deze getallen een streepje (je gaat bij het nummeren van de hoofdketen zo laag mogelijk te werk)

1,1-dibroom-2-jood-3-chloorbutaan

4. De volgorde van de zijgroepen moet alfabetisch zijn. (let hierbij niet op de numerieke voorvoegsels)

1,1-dibroom-3-chloor-2-joodbutaan

Van naam naar een structuurformule

bijv. structuurformule van 1-chloor-2-methylbutaan

1. De stamnaam levert het aantal koolstofatomen

C – C – C – C

2. Zet de zijtakken en karakteristieke groepen op de juiste plaats aan de hoofdketen.

C – C – C – C

Cl CH3

3. Vul de rest aan met waterstofatomen

H H H H

H – C – C – C – C – H

Cl CH3 H H

3.3 Onverzadigde koolwaterstoffen

Onverzadigde koolwaterstoffen: koolstofketen met een dubbele binding tussen twee koolstof atomen C = C

Alkenen: onverzadigde koolwaterstoffen met een dubbele binding, kun je met broomwater aantonen (bruine kleur verdwijnt), algemene formule is CnH2n

Achter de stamnaam van een alkeen zet je de uitgang –een , als in een molecuul twee of drie dubbele bindingen voorkomen, wordt de uitgang –dieen of –trieen.

Alkynen: onverzadigde koolwaterstof met een drievoudige binding tussen twee koolstofatomen, algemene formule is CnH2n-2

3.4 Additiereactie

Additiereactie: reactie waarbij dubbele binding openspringt, onverzadigde verbindingen reageren met andere stoffen waardoor er een ander atoom of atoomgroep aan kan binden

2 beginstoffen  1 reactieproduct

Additie reacties kunnen plaatsvinden met de halogenen (H2, F2, Cl2, Br2, I2) waterstofhalogenen (HCl, HBr) en H2O (H-OH)

3.5 Substitutiereactie

Substitutiereactie: vervangingsreactie waarbij koolwaterstof onder invloed van licht reageert met andere stoffen, een waterstofatoom wordt dan vervangen door een ander atoom

Substitutiereacties kunnen plaatsvinden met halogenen (F2, Cl2, Br2)

2 beginstoffen  2 reactieproducten

bijv. stap 1 CH4 (g) + Cl2 (g)  CH3Cl (g) + HCl (g)

stap 2 CH3Cl (g) + Cl2 (g)  CH2Cl2 (g) + HCl (g)

opgeteld = CH4 (g) + 2 Cl2 (g)  (licht) CH2Cl2 (g) + 2 HCl (g)

3.6 Ringvormige koolwaterstoffen

Cycloalkanen: koolwaterstof waarbij de koolstoffen zich in een ring bevinden, voor de stamnaam zet je het voorvoegsel cyclo-

Benzeen: C6H6 (l), in vergelijking met cyclohexaan ontbreken er 6 H atomen, er is geen dubbele binding maar de elektronen die overblijven worden gebruikt voor versterking van de ringstructuur

Aromaten: stoffen waarvan de moleculen een benzeenring bezitten

Alifaten: alle koolwaterstoffen die in hun moleculen geen benzeen bezitten

3.7 Alcoholen en aminen

Alcoholen: stof waarvan de moleculen een OH (hydroxyl)groep bevatten

1 H atoom vervangen door OH  alkanol

2 H atomen vervangen door OH  alkadiol

Aminen: stof waarvan de moleculen een NH2 (amino)groep bevatten

1 H atoom vervangen door NH2 alkaanamine

2 H atomen vervangen door NH2  alkaandiamine

2 H atomen vervangen door NH2 + OH  aminoalkanol

HOOFDSTUK 4 REACTIES MET ZOUTOPLOSSINGEN

4.1 Zouten in water

Zouten: stoffen die zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, in vaste stof zijn de ionen op vaste plaats gerangschikt, opgelost in water verlaten ionen hun vaste plaats

Bij oplossen in water komen de atomen waaruit het zout is opgebouwd los van elkaar

bijv. CaCl₂(s)  (water) Ca2+ (aq) + 2 Cl⁻ (aq)

Hoe meer vrije ionen in een oplossing aanwezig zijn, hoe beter de oplossing de stroom geleid, de vrije ionen (deeltjes met lading) kunnen bewegen naar de positieve of negatieve elektrode.

Tijdens indampen worden de ionen weer op een vaste plaats gerankschikt

bijv. Ca2+ (aq) + 2 Cl⁻ (aq)  (verwarmen) CaCl₂(s)

4.2 Zoutoplossingen bij elkaar

Neerslag: een vaste stof die (fijn) verspreid door een vloeistof zit, suspensie, ontstaat door twee goed oplosbare zoutoplossingen bij elkaar te voegen, positieve ionen van de ene stof vormen ionbindingen met de negatieve ionen van de andere stof, er ontstaat een zout dat slecht oplost in water

Opstellen neerslagreactie

bijv. oplossingen ijzer(II)nitraat en natriumfosfaat

1. Schrijf op welke ionen in de oplossing voor komen

Fe2+ (aq), NO₃⁻ (aq), Na⁺ (aq) en PO₄ 3- (aq)

2. Ga na welke combinatie van ionen een slecht oplosbaar zout oplevert, maak een neerslagtabel

NO₃⁻ PO₄

3-

Fe2+ g s

Na⁺ g g

3. Schrijf, als een neerslag ontstaat, de reactievergelijking op, voor de pijl komen de ionen die een neerslag vormen, achter de pijl de formule van het vaste zout, maak de reactievergelijking kloppend

3 Fe2+ (aq) + 2 PO₄3- (aq)  Fe₃(PO₄)₂ (s)

4.3 Het maken van een zout

Bereiding van een slecht oplosbaar zout

bijv. maak slecht oplosbaar bariumsulfaat

1. Maak oplossing A, deze moet bariumionen bevatten, alle nitratenzouten zijn goed oplosbaar

bariumnitraat

2. Maak oplossing B, deze moet sulfaat-ionen bevatten, alle natriumzouten zijn goed oplosbaar

natriumsulfaat

3. Filtreer de oplossing

na filtreren heb je de zuivere stof bariumsulfaat in het residu

(in filtraat natrium en nitraat ionen)

Bereiding van een goed oplosbaar zout

bijv. maak goed oplosbaar bariumchloride

1. Maak oplossing A, deze moet bariumionen bevatten en een negatief ion die met het positieve ion B een neerslag vormt

bariumhydroxide

2. Maak oplossing B: deze moet sulfaat-ionen bevatten en een positief ion die met het negatieve ion A een neerslag vormt

magnesiumchloride

3. Filtreer de oplossing

na filtreren heb je de zuivere stof magnesiumhydroxide in het residu

(in het filtraat zit het goed oplosbare zout bariumchloride)

Lichte metalen: metalen met een kleine dichtheid, bijv. natrium, kalium aluminium en titaan

Zware metalen: metalen met een grote dichtheid, bijv. koper, barium, lood, kwik, cadmium en ijzer

Kwik, cadmium, lood en zilver zijn bij kleine hoeveelheden al heel schadelijk

Verwijderen van ionen uit een oplossing

bijv. verwijder loodionen uit het oppervlaktewater.

1. Zoek een oplossing die een ionsoort bevat, die samen met de ionsoort die je wilt verwijderen een neerslag vormt. Maak een neerslag tabel:

Neem een natriumsulfaat oplossing.

SO₄2-

Pb2+ s

Na⁺ g

2. Voeg de zoutoplossing toe. Er vindt een neerslag reactie plaats:

Pb2+ (aq) + SO₄2- (aq)  PbSO₄ (s)

3. Filtreer de suspensie die ontstaat.

het residu is loodsulfaat dus de loodionen zijn uit de oplossing verwijdert,

daarvoor in de plaats zitten nu wel natriumionen in het oppervlaktewater

4.4 Ionsoorten aantonen

TABEL 65B overzicht van de kleuren van deeltjes

-Cu2+ ionen, koper  blauw

-ionsoorten die je geleerd hebt en niet in de tabel voorkomen  kleurloos

Aantonen ionsoort

bijv. toon aan of een oplossing chloride of sulfaationen bevat

-Zoek een zoutoplossing, waarbij het positieve ion met sulfaat wel en met chloride geen neerslag vormt of zoek een zoutoplossing, waarbij het positieve ion met chloride wel en met sulfaat geen neerslag vormt

Cl⁻ SO₄ 2- of Cl⁻ SO₄ 2

X⁺ g s X⁺ s g

Aantonen verontreiniging in een vaste stof

bijv. kaliumsulfaat is misschien verontreinigd met kaliumhydroxide.

1. Voeg water toe en kijk of het troebel of helder wordt

zout oplosbaar en verontreining niet oplosbaar  troebel, verontreiniging is aanwezig

Zout oplosbaar en verontreiniging: oplosbaar  helder

2. Voeg een zoutoplossing toe die alleen met de verontreiniging een neerslag geeft

SO₄2- OH⁻

Cu⁺ g s dus bijv. kopernitraat

3. Kijk of er een neerslag ontstaat

neerslag  wel verontreinigd met kaliumhydroxide

geen neerslag  niet verontreinigd met kaliumhydroxide

4.5 Zorgvuldig omgaan met afval

MAC-waarde: de Maximaal Aanvaarde Concentratie van een gas, damp of nevel van een stof die bij herhaalde blootstelling de gezondheid niet schaadt, zie TABEL 97A

HOOFDSTUK 5 METEN EN WETEN

5.1 Periodiek systeem

Periodiek systeem: elementen staan naar opklimmend atoomnummer gerangschikt

-perioden: horizontale regels, atoomnummers nemen toe

-groepen: verticale kolommen, bevatten de elementen die chemisch gezien op elkaar lijken

groep 1 = alkalimetalen, groep 17 = halogenen, groep 18 = edelgassen

5.2 Soorten bindingen

3 groepen stoffen:

-Metalen: stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase stroom geleiden, zijn opgebouwd uit metaalatomen

metaalbinding: het bijeenhouden van positieve atoomresten door negatieve vrije elektronen, bij stroomgeleiding door metaal verplaatsen vrije elektronen zich

-Moleculaire stoffen: stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase als in oplossing geen stroom geleiden, zijn opgebouwd uit niet-metaalatomen

vanderwaalsbinding: aantrekkingskracht tussen de moleculen die voor een zwakke binding zorgt, naarmate de moleculen waaruit de stof is opgebouwd groter zijn, is de vanderwaalsbinding sterker en het smeltpunt dus hoger

-Zouten: stoffen die niet in vaste fase maar wel in de vloeibare fase en in oplossing stroom geleiden, zijn opgebouwd uit een combinatie van een metaal en een niet-metaalatoom

ionbinding: binding tussen positieve en negatieve ionen die elkaar sterk aantrekken in de vaste fase, in vloeibaar en oplossing kunnen de ionen wel vrij bewegen

5.3 Roosters

Kristalrooster: rangschikking van deeltjes in een vaste stof die regelmatig op elkaar zijn gestapeld, is verdeeld naar de soort deeltjes waaruit ze bestaan:

-Molecuulrooster: is opgebouwd uit moleculen, hebben in vergelijking met metalen en zouten een laag smeltpunt, de vanderwaalsbinding is zwak

-Metaalrooster: is opgebouwd uit metaalatomen, meeste metalen hebben een hoog smeltpunt, de metaalbinding is dus sterk

-Atoomrooster: is opgebouwd uit niet-metaalatomen, de atoombinding is erg sterk

-Ionrooster: is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, de smeltpunten van de meeste zouten zijn hoog, de ionbinding is dus sterk

Macromoleculaire stoffen: stoffen die zijn opgebouwd uit macromoleculen bestaan uit duizenden atomen, dus heel groot molecuul, sterke vanderwaalsbinding (kamertemp. vaste stof)

5.4 Significante cijfers

Significante cijfers: cijfers die de betekenis hebben voor de nauwkeurigheid van de meting, nullen achter een cijfer tellen wel mee, nullen voor het eerste cijfer tellen niet mee

-Vermenigvuldigen of delen: meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers

bijv. 2.58 : 0.67 = 3.9 en 359 x 21 = 7.5 x 103

-Optellen of aftrekken: meetresultaat met aantal kleinste decimalen

bijv. 25.8 + 0.37 = 26.2 en 310.579 – 309.2 = 1.4

Nauwkeurig meten: ogen recht voor meetinstrument, let op eenheid en schaalindeling, meting tussen 2 strepen schatten

5.5 Atoommassa en molecuulmassa

Atoommassa: wordt uitgedrukt in atomaire massa-eenheid u

In tabel 40A en 99 in Binas, vind je gemiddelde atoommassa’s van alle atoomsoorten

Molecuulmassa: de som van de atoommassa’s

bijv. massa van koolstofdioxide

1. Wat is de formule van de stof

CO2

2. Zoek de atoommassa’s op

C = 12.01 u en O = 16.00 u

3. Bereken de molecuulmassa

12.01 + (2 x 16.00) = 44.01 u

Ionmassa is gelijk aan de atoommassa

Gemiddelde atoommassa = massa isotopen

aantal isotopen

Massapercentage = massa-aandeel element * 100%

molecuulmassa

bijv. massapercentage van het element waterstof in water

1. Wat is de formule van de stof

H2O

2. Bereken de molecuulmassa

(2 x 1.008) + 16.00 = 18.016

3. Bereken het massa- aandeel van het element

2 x 1.008 = 2.016

4. Bereken massapercentage

2.016 x 100 = 11.19 %

18.016

5.6 De chemische hoeveelheid

Chemische hoeveelheid: basisgrootheid waarmee we de hoeveelheid stof aangeven, eenheid is mol, 1.00 mol = aantal gram hele molecuul

Molaire massa: massa van een mol stof, eenheid is gram/mol

Rekenen met mol

bijv. hoeveel gram komt overeen met 1.60 mol ammoniak?

1. Wat is de formule van de stof

NH3

2. Bereken de molaire massa

14.01 + (3 x 1.008) = 17.034 gram g/mol

3. Vul de molaire massa in de verhoudingstabel in en bereken het bevraagde in het juiste aantal significante cijfers

aantal mol 1.00 1.60

aantal gram 17.034 ?

? = 27.248 gram sign = 27.2 gram

Chemische hoeveelheid = massa x molaire massa

mol = gram x (gram/mol)

5.7 Molair volume

Molair volume Vm: is afhankelijk van de temperatuur en de druk (dus niet van de soort gas), 1.00 mol gas neemt bij dezelfde temperatuur en druk eenzelfde volume in

bij T = 273 K en p0, Vm = 22.4 dm3/mol

Volume gas = chemische hoeveelheid x molair volume

dm3 = mol x (dm3/mol)

HOOFDSTUK 6 WATER

6.1 Water in het dagelijks leven

Koolhydraten: moleculen van koolstof met water, algemene formule is Cn(H2O)m

Fotosynthese: het door planten omzetten van water + koolstofdioxide  glucose + zuurstof door zonne-energie, hiervoor zijn chlorofyl, zonlicht en beginstoffen nodig

Bij reacties en faseovergangen is sprake van een energie-effect, dat effect kan exo/endotherm zijn.

6.2 Polaire stoffen

Intermoleculaire bindingen: bindingen tussen de moleculen van een stof (vb. vanderwaalsbinding), Bij smelten worden de bindingen ten dele verbroken, moleculen verlaten hun plaats en bewegen langs elkaar heen

Bij verdampen worden de bindingen geheel verbroken, moleculen bewegen onafhankelijk van elkaar door de ruimte

Hoe groter het molecuul, hoe meer energie nodig is om het molecuul van elkaar los te maken, hoe hoger het smelt/kookpunt ligt

Polaire binding: binding die voorkomt tussen twee verschillende niet-metaalatomen, overgang tussen gewone atoombinding en de ionbinding, deze trekken niet even sterk aan het bindende elektronenpaar, een atoom trekt harder aan het bindende elektronenpaar waardoor het andere atoom negatief wordt, een atoom dat minder sterk aan de elektronen trekt zal wat positief worden bijv. H2O

Elektronegativiteit: grootte van de aantrekkende kracht van een bepaald atoom, mate waarin een atoom elektronen naar zich toetrekt, BINAS 40A

Dipoolmolecuul: molecuul met aan de ene zijde wat positief en aan de andere zijde wat negatief, molecuul heeft dus 2 polen, bevat dus een polaire binding

Polaire stof: stof die uit dipoolmoleculen bestaat

Door binding tussen polaire stoffen (dipoolaantrekkingen), ontstaan sterkere vanderwaalsbindingen en dus een hoger kook en smeltpunt dan bij apolaire stoffen

Apolaire stof: stof die opgebouwd is uit moleculen die geen dipool zijn

Ruimtelijke bouw dipool: er is sprake van dipoolmolecuul als in het molecuul polaire bindingen zijn én de ruimtelijke bouw de effecten van de polaire bindingen niet opheft , dus niet horizontale aan elkaar atomen, maar met hoeken

Als een molecuul symmetrisch is, heffen de effecten van polaire bindingen elkaar op.

6.3 Waterstofbruggen

Waterstofbrug: ook wel H-brug genoemd, sterke dipool-dipool aantrekking tussen de positieve H van het ene molecuul en de negatieve atoom van het andere molecuul, komt voor tussen moleculen met een OH / NH / HF groep

6.4 Proeven met water

Verdampingsenergie: benodigde energie om een stof te verdampen, afhankelijk van de grootte van de intermoleculaire bindingen

Hoe sterker de intermoleculaire bindingen zijn, hoe meer energie er nodig is om om de binding te verbreken, de stof heeft hierdoor ee nhoger smelt en kookpunt.

Sterkte van de binding tussen de moleculen wordt beïnvloed door: (belangrijkheid neemt van boven naar beneden toe)

-de grootte van het molecuul +

-de aanwezigheid van dipoolkrachten ++

-de aanwezigheid van waterstofbruggen +++

Hydrofiel: stoffen die mengen met water

Hydrofoob: stoffen die niet mengen met water

Apolaire stoffen mengen met apolaire stoffen, maar wel met polaire stoffen.

Een stof mengt met water als de moleculen van die stof waterstofbruggen vormen.

Moleculen van stoffen die onderling geen waterstofbruggen vormen, mengen ook goed.

Oplossen van een stof: de moleculen van het oplosmiddel moeten uit elkaar gaan (intermoleculaire bindingen moeten worden verbroken), de moleculen van de stof moeten daar tussen gaan zitten (er kunnen nieuwe bindingen ontstaan tussen moleculen van het oplosmiddel en de opgeloste stof), bij mengen van water met andere vloeistof verbreken de waterstofbruggen

Hydratatie: omhulling van ionen door watermoleculen, de losse ionen in een zoutoplossing worden omringd door watermoleculen en worden zo in oplossing gehouden

Kristalwater: water dat in het kristalrooster van een zout is ingebouwd

Hydraten: zouten die kristalwater bevatten, formule zouthydraat = zout * n H₂O (s)

6.5 Zeep en waswerking

Zeep: ook wel stearaat ion, C₁₇H₃₅COO⁻, wordt opgebouwd uit twee delen: een hydrofiele kop (is oplosbaar in water, COO⁻, word gehydrateerd door de watermoleculen) en een hydrofobe staart (is niet oplosbaar in water, de lange koolwaterstofketen, blijven vooral aan het wateroppervlak zitten)

Micel: dit vormen zeepdeeltjes in water, de hydrofobe groepen kruipen bij elkaar, de hydrofiele groepen zijn naar buiten gekeerd en houden de micel in water opgelost, een vuildeeltje kan in een micel oplossen (het hydrofobe deeltje wordt in het hydrofobe gebiedje van de micel opgenomen)

Oppervlaktespanning: de spanning over het oppervlak van een vloeistof, is heel hoog bij water daardoor kunnen voorwerpen op water drijven

Detergens: een stof die de oppervlakte spanning verlaagt, voor water is dit zeep, dit komt omdat de waterstofbruggen verbroken worden om de polaire koppen van de zeepmoleculen in het water te laten steken

HOOFDSTUK 7 CHEMISCH REKENEN

7.1 Dichtheid

Dichtheid: eenheid massa per volume

Omrekenen binasnotaties

bijv. reken de dichtheid van alcohol om in g/ml

1. Zoek de dichtheid op in BINAS

0.80 * 103 kg/m3

2. Reken de massa en het volume om in de gevraagde eenheden:

massa 0.80 * 103 kg 0.80 * 10⁶ g 0.80 g

volume 1.00 m3 1.00 * 10⁶ ml 1.00 mL

De dichtheid is dus 0.80 * 103 kg/m3 = 0.80 g/ml

Rekenen met dichtheid

bijv. hoeveel gram is 56 mL alcohol?

1. Zoek de dichtheid op in BINAS

0.80 * 103 kg/m3

2. Reken de dichtheid om in de gevraagde eenheden

0.80 g/ml

3. Vul de gegeven dichtheid en het gevraagde in een verhoudingstabel in

aantal gram 0.80 ?

aantal ml 1.00 56

4. Reken het gevraagde uit:

? = 56 * 0.8 = 44.8 g

5. Geef het antwoord in het juiste aantal significante cijfers

45 g

Massa = volume x dichtheid

gram = mL x (g/mL)

7.2 Reactie en verhouding in mol

Molverhouding: de coëfficiënten in de reactie vergelijking geven de molverhouding aan waarin de stoffen verdwijnen en ontstaan

7.3 Concentratie
Concentratie: de verhouding tussen de hoeveelheid opgeloste stof en de hoeveelheid oplosmiddel, Hoe meer stof je oplost in een bepaalde hoeveelheid oplosmiddel, hoe geconcentreerder de oplossing is.

Molariteit = aantal mol (of mmol) opgeloste stof per liter (of mL) oplossing, je gebruikt hiervoor de eenheid M, bijv. molariteit natrium [Na⁺] = 0.20 M

Rekenen met molariteit

bijv. bereken de molariteit van de oplossing, als in 500 mL oplossing 2.5 g natriumchloride is opgelost

1. Bereken de chemische hoeveelheid van de stof die is opgelost in mol

aantal g 58.44 2.5 ? = (2.5 * 1.00) = 4.277 * 10-2 mol

aantal mol 1.00 ? 58.44

2. Bereken de hoeveelheid vloeistof waarin deze is opgelost in L

500 mL = 0.500 L

3. Vul de gegevens in een verhoudingstabel in en bereken de molariteit

aantal mol 4.277 * 10-2 ? ? = 4.277 * 10-2 * 1.00 = 8.555 * 10-2 M

Aantal L 0.500 1.00 0.500

4. Geef je antwoord in het juiste aantal significante cijfers

8.6 * 10-2 M

7.4 Gehaltes

Massapercentage = massa gevraagde stof * 100%

totale massa

Volumepercentage = volume gevraagde stof * 100%

totaal volume

bijv. 100 mL spiritus, 200 mL vloeibare zeep en 10 L water, bereken volumepercentage spiritus

1. Hoeveel van de gevraagde stof bevat het mengsel, vermeld de eenheid

100 mL spiritus

2. In welke hoeveelheid mengsel of in hoeveel oplosmiddel zit deze hoeveelheid? Gebruik dezelfde eenheid als bij stap 1

100 mL spiritus is opgelost in (100 + 200 + 10000) = 103000 mL = 10.3 * 10⁴ ml

3. Bereken het volumepercentage =

(100 : 10.3 * 10⁴) * 100 % = 0.97087 %

4. Geef het antwoord in het juiste aantal significante cijfers:

0.97 %

MAC-waarde: maximaal aanvaarde concentratie, hoeveel mg van een schadelijke stof per kubieke meter lucht maximaal mag voorkomen, BINAS 97A

ADI-waarde: Acceptable Daily Intake, hoeveelheid stof je dagelijks binnen mag krijgen zonder dat deze schade oplevert, BINAS 95B

Procent (%) = honderdste delen promille (‰) = duizendste delen

Bij zeer kleine concentraties gebruik je ppm, miljoenste delen (parts per million):

bijv. 5.0 m^3 lucht waarin 7.8 cm^3 koolstofmonooxide zit, hoeveel ppm is dit?

5.0 m3 = 5.0 * 10⁶ cm3 (7.8 : 5.0 * 10⁶) * 10⁶ = 1.6 ppm

7.5 Rekenen aan reacties

Berekeningen voor de hoeveelheden van stoffen die verdwijnen en ontstaan

bijv. bereken hoeveel gram chloorgas nodig is voor de bereiding van 37.8 gram aluminiumchloride uit de niet ontleedbare stoffen

1. Stel de reactievergelijking op

2 Al (s) + 3 Cl₂ (g)  2 AlCl₃ (s)

2. Welke stof is gegeven en welke is gevraagd?

Gegeven: aluminiumchloride, gevraagd: chloor

3. Leid uit de reactievergelijking de molverhouding af tussen de gegeven en gevraagde stof

2 mol aluminiumchloride : 3 mol chloor

4. Reken de gegeven stof om in mol

aantal mol 1.00 ?

aantal gram 133.3 37.8

? = 0.2836 mol aluminiumchloride

5. Bereken uit het aantal mol gegeven stof en de molverhouding het aantal mol gevraagde stof

aantal mol AlCl₃ 2 0.2836 ? = 0.2836 * 3 = 0.4254 mol chloor

aantal mol Cl₂ 3 ? 2

6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid

aantal mol 1.00 0.4254 ? = 70.90 * 0.4254 = 30.16 gram chloor

aantal gram 70.90 ? 1.00

7. Controleer je antwoord en geef het in de juiste aantal significante cijfers

30.2 gram chloor

7.6 Rekenen aan reacties in oplossingen

Berekeningen met molverhoudingen bij neerslagreacties

bijv. overmaat zilvernitraatoplossing met 25.0 mL 0.10 M aluminiumchloride oplossing, bereken hoeveel gram neerslag ontstaat.

1. Stel de reactievergelijking op

Ag⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)  AgCl (s) (Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq) en Al3+ (aq) + Cl⁻ (aq))

2. Welke stof is gegeven en welke is gevraagd?

Gegeven: aluminiumchloride, gevraagd: zilverchloride

3. Leid de molverhouding af tussen de gegeven en gevraagde stof

1 mol Cl : 1 mol AgCl nodig.

4. Bereken hoeveel mol van de reagerende ionsoort aanwezig is

aantal mmol 0.10 ? ? = 0.10 * 25.0 = 2.5 mmol aluminiumchloride

aantal mL 1.00 25.0 1.00

2.5 mmol * 3 = 7.5 mmol chloride

5. Bereken uit het aantal mol gegeven stof en de molverhouding het aantal mol gevraagde stof

7.5 mmol chloride levert 7.5 mmol zilverchloride

6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid

aantal mmol 1.00 7.50 ? = 143.3 * 7.50 = 1074.75 mg zilverchloride

aantal mgram 143.3 ? 1.00

1074.75 mg zilverchloride = 1.075 g AgCl (s)

7. Controleer je antwoord en geef het in de juiste aantal significante cijfers

1.1 g AgCl (s)

7.7 Gassen
Molair volume is afhankelijk van de temperatuur en de druk.

Algemene gaswet

Verband tussen de vier grootheden: druk (p), volume (V), chemische hoeveelheid (n)

en temperatuur (T), volume van 1.00 mol gas is bij dezelfde temperatuur en druk voor alle gassen hetzelfde, bij standaardomstandigheden Vm = 22.4 dm3 TABEL 7

p x V = n x R x T R = gasconstante TABEL 7

p1 * V1 = p2 * V2

n1 * T1 n2 * T2

omstandigheid 1 = standaardomstandigheden, voor omstandigheid 2 weet je de druk, de chemische hoeveelheid en de temperatuur  uitrekening molair volume bij omstandigheid 2

HOOFDSTUK 8 HOE SNEL EN HOE VER

8.1 Reactiesnelheid

Reactiesnelheid: snelheid in mol per seconde, hangt af van: soort stof, de temperatuur (hoe hoger, hoe sneller), verdelingsgraad (hoe groter, hoe sneller), concentratie (hoe hoger, hoe sneller), eventuele katalysator (versnelt de reactie)

Katalysator: vergroot de snelheid van de reactie, wordt daarbij wel gebruikt maar niet verbruikt Biologische katalysatoren heten enzymen.

8.2 Kwantitatieve proeven over reactiesnelheid

Als je de invloed van een factor op de reactiesnelheid wilt meten, moet je de andere factoren constant houden.

Isotherme reactie: een reactie die bij constante temperatuur verloopt

De snelheid van een reactie kun je bepalen door het aantal mol stof dat verdwijnt of ontstaat bij een reactie te meten.

8.3 Het botsende deeltjesmodel

Botsende deeltjesmodel: model dat beschrijft hoe de reactiesnelheid afhangt van het aantal effectieve botsingen dat per seconde tussen de deeltjes plaatsvindt, hiermee kun je de invloed van temperatuur, concentratie en verdelingsgraad beschrijven, helaas niet de soort stof en de katalysator

Effectieve botsingen: botsingen waarbij de atomen waaruit de moleculen zijn opgebouwd, hergroeperen tot nieuwe moleculen

Reactiemechanisme: model waarin je beschrijft hoe een reactie verloopt met een aantal tussenstappen

8.4 Omkeerbare reacties

Omkeerbare reactie: twee reacties die precies elkaar omgekeerde zijn en allebei kunnen verlopen

bijv. ontleden van water 2 H2O (l)  2 H2 (g) + O2 (g)

en verbranden van waterstof 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)

beide reacties kun je in een reactievergelijking weergeven 2 H2 (g) + O2 (g)  en  2 H2O (l)

reactie naar rechts is de heengaande reactie, reactie naar links is de teruggaande reactie

Evenwichtstoestand: toestand waarbij de heengaande en teruggaande reactie even snel verlopen

8.5 Dynamisch evenwicht

2 soorten evenwichten:

Statisch: er treden geen reacties op, er verandert niets, hierbij zijn vaak krachten aan elkaar gelijk

Dynamisch (altijd bij sk): zichtbaar verandert er niets maar er vinden wel reacties plaats, omkeerbare reacties gaan even snel zodat de hoeveelheden stof constant blijven

bijv. chemische evenwichten en fase-overgangen, hierbij geldt:

-de snelheden van de heen en teruggaande reacties zijn aan elkaar gelijk

-alle stoffen die aan de evenwichtsreacties deelnemen, zijn in het reactiemengsel aanwezig

-de concentraties van alle stoffen in het reactiemengsel veranderen niet meer na de insteltijd

Insteltijd: tijd die nodig om de snelheid van de heengaande en de teruggaande reactie gelijk te laten worden

8.6 Soorten evenwichten

3 soorten chemische evenwichten:

-homogeen evenwicht: alle stoffen zijn bij dit evenwicht in dezelfde fase

-heterogeen evenwicht: stoffen zijn in verschillende fase aanwezig

-verdelingsevenwicht: heterogeen evenwicht maar er is een stof aanwezig die oplosbaar is in twee verschillende oplosmiddelen, oplosmiddelen zijn niet mengbaar, stof verdeeld zich over twee vloeistoffen vb. jood in water en wasbenzine

Aflopende reactie: krijg je door één van de stoffen uit het evenwichtsmengsel te verwijderen

HOOFDSTUK 9 ZUREN EN BASEN

9.1 Indicatoren en pH

3 oplossingen met pH:

-zure oplossingen: hebben een pH kleiner dan 7, hoe zuurder de oplossing, hoe lager de pH is

-basische oplossingen: hebben een pH groter dan 7, hoe basischer de oplossing, hoe hoger de pH is

-neutrale oplossingen: hebben een pH van 7, in praktijk tussen 6 en 8

Zuur-base indicator: is een stof waarmee je kunt bepalen of een oplossing zuur/basisch/neutraal is, dit kan omdat bij lagere pH waarden een andere kleur heeft dan bij hogere pH waarden

Om de pH van een oplossing ongeveer te kunnen bepalen heb je altijd 2 indicatoren nodig, omdat je bij 1 indicator alleen weet of het groter of kleiner is dan een bepaalde pH, dus is er een groot verschil mogelijk, bij 2 indicatoren kun je de waarde tussen 2 getallen kleiner waardoor het verschil kleiner is want je hebt een boven en ondergrens

omslagtraject: het geleidelijk veranderen van de kleur van de indicator in een bepaald pH-gebied, de indicator heeft de mengkleur van beide kleuren

Binas 52A indicatoren met omslagtrajecten

pH-meter is nauwkeuriger dan een universeel indicator

9.2 Zuren en zure oplossingen

Gemeenschappelijke eigenschappen van zure oplossingen:

-pH kleiner dan 7

-kleuren lakmoes rood

-geleiden stroom

-na toevoegen Mg ontstaat waterstof Mg (s) + …. (aq)  Mg2+ (aq) + H₂ (g)

Verdunnen: toevoegen van water aan een zure of basische oplossing

Geconcentreerd: zuur of base toevoegen of water weg halen uit de oplossing

De notatie van oplossingen van geconcentreerd en verdund is hetzelfde.

De pH stijgt als je een zure oplossing verdunt en een basische oplossing geconcentreerder maakt.

Zuur: een deeltje dat een H+ ion kan afstaan

Als een zuur in water wordt gebracht, staan de moleculen van het zuur hun H+ ionen af aan de watermoleculen.

Zure oplossingen bevatten H₃O⁺ (aq) ionen (oxonium ionen).

Zuurrestion: het ion dat overblijft als een zuurmolecuul het H⁺ ion (de H+ ionen) heeft afgestaan

Naam zuur Zuurformule Formule zuurrestion Naam zuurrestion

waterstofchloride HCl Cl⁻ chloride

waterstofbromide HBr Br⁻ bromide

waterstofjodide HI I⁻ jodide

(di)waterstofsulfide H₂S S 2- sulfdie

zwavelzuur H₂SO₄ SO₄ 2- sulfaat

salpeterzuur HNO₃ NO₃⁻ nitraat

fosforzuur H₃PO₄ PO₄ 3- fosfaat

koolzuur ‘H₂CO₃’ CO₃ 2- carbonaat

ethaanzuur CH₃COOH CH₃COO⁻ ethanoaat

-(di)waterstofsulfide, zwavelzuur, koolzuur kunnen 2 H⁺ ionen en fosforzuur kan 3 H⁺ ionen afstaan

-ethaanzuur kan alleen H⁺ ion afsplitsen van COOH

-koolzuur is CO₂ + H₂O  H₂CO₃

-zout zuur staat er niet bij wat het is geen zuur maar een zure oplossing van HCl in water

dat wil zeggen dat hij niet zuiver is, H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

9.3 Basen en basische oplossingen

Gemeenschappelijke eigenschappen van basische oplossingen:

-pH is groter dan 7

-kleurt lakmoes blauw

-voelen glibberig aan

-zijn geschikt om te ontvetten

Base: deeltje dat een H⁺ kan opnemen

Als een base in water wordt gebracht, neemt de base een H+ ion op van een watermolecuul

Basische oplossingen bevatten OH⁻ (aq) ionen, oftewel hydroxide ionen.

Base zijn vaak dipoolmoleculen of negatieve ionen omdat base H⁺ deeltje kan opnemen, met de negatieve kant kun je H⁺ deeltje aantrekken.

Basische oplossingen ontstaan:

-door een zout op te lossen die OH⁻ ionen bevat

-door een stof op te lossen die H⁺ ion kan opnemen

Waterstofmoleculen zijn bijzonder omdat ze een H⁺ ion kunnen opnemen of een H⁺ ion kunnen afstaan

Naam base Baseformule Na opname H+ ionen

ammoniakmolecuul NH₃ NH4+

hydroxide-ion OH⁻ H2O

oxide-ion O2- OH-

carbonaation CO₃ 2- HCO3

waterstofcarbonaation HCO₃⁻ H2CO3  H2O + CO2

ethanoaation CH₃COO⁻ CH3COOH

Triviale naam notatie toevoegen aan water

natronloog Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq) Na₂O (s) of NaOH (s)

kaliloog K⁺ (aq) + OH⁻ (aq) K₂O (s) of KOH (s)

kalkwater Ca2+ + 2 OH⁻ (aq) CaO (s) of Ca(OH)₂ (s)

9.4 De pH van zure oplossingen

pH = zuurgraad van de oplossing, wordt bepaald door concentratie H₃O⁺ ionen

pH = -log [H₃O⁺] of [H₃O⁺] = 10-pH

Bereken van [H₃O⁺] naar pH

bijv. bereken de pH van een zure oplossing die 1.37 * 10 -3 mol H3O+ (aq) per 250 mL bevat

1. Bereken de [H₃O⁺] in mol per liter

1.37 * 10-3 x 1000 = 5.48 * 10-3 mol/L

250

2. Bereken de pH met de formule

pH = -log(5.48 * 10-3) = 2.26

9.5 De pH van basische oplossingen

pOH = basegraad van oplossing, bepaald door concentratie OH⁻ ionen

pOH = - log [OH⁻] of [OH⁻] = 10-pOH

zuiver water pH = 7

dus [H₃O⁺] = 1.00 * 10⁻⁷ M [OH⁻] = 1.00 * 10⁻⁷ M

H₂O (l) + H₂O (l)  H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

pH + pOH = 14.00

bij meer dan 1 M H₃O⁺ (aq) dan is de pH < 0

bij meer dan 1 M OH⁻ (aq) dan is de pH > 14

Bereken de pH van basische oplossingen:

bijv. bereken de pH van een oplossing die 3.24 * 10-3 mol OH- per 360 mL bevat

1. Bereken de [OH-] in mol per liter

3.24 * 10-3 x 1000 = 9.00 * 10-3 mol/L

360

2. Bereken de pOH

pOH = -log (9.00 * 10-3) = 2.04

3. Bereken de pH

pH = 14 – pOH = 14 – 2.04 = 11.96

9.6 Verzuring van het milieu

Zure depositie is een veroorzaker voor verzuring van de bodem.

Natte depositie: verzuring ten gevolge van zure regen

Droge depositie: verzuring ten gevolge van verzurende stoffen die vanuit de lucht in de bodem komen

Veroorzakers van zure depositie:

-Industrie: zwaveldioxide (SO2) + O₂ + H₂O  zwavelzuur (H₂SO₄)

-Verkeer: N₂ + O₂  NOx (g) NOx (g) + H₂O + O₂  salpeterzuur (HNO₃)

-Landbouw: ammoniak (NH3) + H₂O + O₂  salpeterzuur, door bacteriën in de grond (HNO₃)

9.7 Zuur-base reacties

Zuur-base reactie: een zuur reageert met een base, het zuur staat H⁺ ionen af aan de base, dit is een

protolysereactie: een reactie waarbij het om een overdracht van protonen gaat

Opstellen zuur-base reactie

bijv. geef de vergelijking van de reactie van zoutzuur met natronloog

1. noteer welke deeltjes aanwezig zijn

zoutzuur = H₃O⁺ (aq), Cl⁻ (aq) en H₂O (l)

natronloog = Na⁺ (aq), OH⁻ (aq) en H₂O (l)

2. wat is het zuur en wat is de base

zuur: H₃O⁺ (aq), base: OH⁻ (aq)

3. Hoeveel H⁺ kan het zuur per deeltje afstaan en hoeveel H⁺ kan de base per deeltje opnemen

(de base bepaalt hoeveel H+ er wordt overgedragen)

H₃O⁺ kan één H⁺ afstaan, OH⁻ kan één H⁺ opnemen

4. Stel de reactie vergelijking op

H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)  2 H₂O (l)

tribune ionen: Cl⁻ (aq) en Na⁺ (aq)

9.8 Een kwantitatieve analyse

Kwalitatieve analyse: onderzoeken welke stoffen aanwezig zijn, aantonen dat een bepaalde stof of atoomsoort aanwezig is

Kwantitatieve analyse: onderzoeken hoeveel van een bepaalde stof aanwezig is

Titratie: voorbeeld van kwantitatieve analyse, bepalen hoeveel van een bepaalde stof of atoomsoort aanwezig is in een verbinding of mengsel, hiermee kun je de molariteit van een onbekende oplossing bepalen

kenmerken titratie:

-twee oplossingen die snel met elkaar reageren

-van beide oplossingen meet je nauwkeurig de hoeveelheid die nodig is

-van één van de oplossingen weet je nauwkeurig de concentratie (molariteit)

-je kunt vaststellen wanneer je precies de juiste hoeveelheid oplossingen bij elkaar hebt gedaan, dat gebeurd meestal door de onbekende oplossing voorzichtig bij een bekende hoeveelheid van de andere oplossing te druppelen, als beide oplossingen precies met elkaar gereageerd hebben, is dat te zien door een plotselinge kleurverandering (eindpunt/equivalentiepunt)

werkwijze titratie:

1. Voeg een bepaalde hoeveelheid vloeistof met een bekende concentratie toe aan een bepaalde vloeistof met een onbekende concentratie tot de opgeloste stoffen volledig met elkaar gereageerd hebben

2. Uit de reactievergelijking kun je bepalen in welke molverhouding de opgeloste stoffen met elkaar reageren

3. Met bovenstaande gegevens kun je de gevraagde berekening uitvoeren

Berekening bij een titratie:

bijv. bij de titratie van zoutzuur met natronloog is er 25.00 mL zoutzuur gebruikt, voor neutralisatie is 20.35 mL natronloog gebruikt, de molariteit van de natronloog is 0.106 mol/L. Bereken hiermee de molariteit van het zoutzuur.

1. Geef de reactievergelijking:

H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)  2 H₂O (l)

2. Geef aan welke stof gegeven en welke gevraagd is:

Van natronloog weet je de hoeveelheid en de molariteit (gegeven stof), van zoutzuur weet je de hoeveelheid en moet je de molariteit berekenen (gevraagde stof)

3. Geef de molverhouding tussen de gegeven en gevraagde stof:

H₃O⁺ : OH⁻ = 1 : 1

4. Bereken het aantal mol van de gegeven stof.

aantal mol OH 0.106 ?

aantal L oplossing 1.00 0.02035

? = 0.00216 mol OH = 2.16 mmol OH-

5. Bereken het aantal mol gevraagde stof:

H₃O⁺ : OH⁻ = 1 : 1

dus aantal mol H₃O⁺ is ook 2.16 mmol

6. Reken om naar de gevraagde eenheid:

aantal mmol H₃O⁺ 2.16 ?

aantal mL oplossing 25 1.00

? = 0.0864 mmol/ml = 0.0864 mol/L

7. Controleer je antwoord en geef het in significante cijfers:

1 mol H₃O⁺ : 1 mol zoutzuur dus molariteit van zoutzuur = 8.64 * 10-2 M

EXTR OPDRACHTEN

1. Wat wordt de pH van een oplossing die bereid is uit 2.00 gram Bariumhydroxide in 250.0 mL water op te lossen?

Ba(OH)₂  (water) Ba 2+ (aq) + 2 OH⁻ (aq)

2.00 gram Bariumhydroxide

aantal gram 171.3 2.00

aantal mol 1.00 ? ? = 0.0116754232 mol Ba(OH)₂

1 Ba(OH)₂ : 2 OH⁻

dus 0.0116754232 * 2 = 0.0233508465 mol OH⁻

[OH⁻] = aantal mol OH⁻ : aantal L = 0.0233508465 mol OH⁻ : 0.2500 mL

- log [OH⁻] = pOH = - log [= 0.0233508465: 0.2500] = 1.0296

pH = 14 – 1.0296 = 12.97

2. Wat wordt de pH van een nieuwe oplossing die verkregen is door 25.0 mL oplossing met pH=3.00 met 175 mL water te verdunnen?

pH = 3, [H₃O⁺] = 10-3 mol/L, 25 mL oplossing

0.025 * 10-3 = 2.5 10-5 mol H₃O⁺

pH = 7, [H₃O⁺] = 10⁻⁷ mol/L, 175 mL oplossing

0.175 * 10⁻⁷ = 1.75 * 10⁻⁸ mol H₃O⁺

[H₃O⁺] = aantal mol H₃O⁺ : aantal liter = (2.5 10⁻⁵ + 1.75 * 10⁻⁸) : 0.200

1.75 * 10⁻⁸ van pH = 7 is verwaarloosbaar

Dus [H₃O⁺] = 2.5 10⁻⁵ : 0.200

- log [H₃O⁺] = - log [2.5 10⁻⁵ : 0.200] = pH = 3.9

3. Wat wordt de pH van een oplossing met pH = 6 na 100x verdunnen?

pH = 6, [H₃O⁺] = 10⁻⁶ mol/L, 25 stel is 1 mL

0.001 * 10⁻⁶ = 1.00 * 10⁻⁹ mol H₃O⁺

pH = 7, [H₃O⁺] = 10⁻⁷ mol/L, dan is dit 99 mL

0.099 * 10⁻⁷ = 9.9 * 10⁻⁹ mol H₃O⁺

[H₃O⁺] = aantal mol H₃O⁺ : aantal liter = (1.00 * 10⁻⁹ + 9.9 * 10⁻⁹) : 0.100

- log [H₃O⁺] = - log [10.9 * 10⁻⁹ : 0.100] = pH = 6.96

HOOFDSTUK 10 Energie en evenwicht

10.1 Reactie-energie

Exotherme reactie: reactie waarbij de reagerende stoffen energie afstaan aan de omgeving, bijv.

bij verbranding of fase overgangen zoals stollen, condenseren en rijpen

g  l  s = exotherm

Endotherme reactie: reactie waarbij de reagerende stoffen energie opnemen van de omgeving, bijv. bij ontleding of fase overgangen zoals smelten, verdampen, sublimeren

s  l  g = endotherm

Fase overgangen, oplossen en reactie gaan gepaard met een energie-effect

10.2 Energiediagrammen

Energiediagram: het weergeven van het energie-effect van een proces, of weergeven van het verloop van een reactie

Energie-effect: het verschil tussen het beginenergieniveau en het eindenergieniveau

Beginniveau: het energieniveau van de beginstoffen

Eindniveau: het energieniveau van de reactieproducten

Bij een endotherme reactie ligt het eindniveau hoger dan het beginniveau

bijv. 2 FeCl₃ (s)  2 Fe (s) + 3 Cl₂ (g)

Bij een exotherme reactie ligt het eind niveau lager dan het beginniveau

bijv. CH₄ (g) + 2 O₂ (g)  CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

Wet van energiebehoud: er gaat geen energie verloren of er komt geen energie uit het niets tevoorschijn, dit wil zeggen dat als het energie-effect van een proces + x kJ is, dan is het energie-effect van het omgekeerde proces – x kJ, bij een omkeerbaar proces is het energie-effect van het heen en teruggaande proces dus even groot, de ene reactie is exotherm, de ander is endotherm

Activeringsenergie = Eact: de benodigde energie die nodig is om de reactie te activeren of op gang te brengen, door deze energie toe te voeren komen de beginstoffen in overgangs/geactiveerde toestand, de beginstoffen reageren tot de reactieproducten (om beginstoffen naar reactieproducten te brengen moet je ze tot geactiveerde toestand brengen), de activeringsenergie staat altijd het hoogst in een energiediagram, hoge activeringsenergie  reactiesnelheid laag

Endotherm: Exotherm:

Een katalysator zorgt ervoor dat de activeringsenergie verlaagt wordt, waardoor de reactie sneller kan verlopen:

10.3 Concentratiebreuk

Chemisch evenwicht: dynamisch evenwicht, reactie waarbij er zichtbaar niets verandert maar er wel reacties plaatsvinden, omkeerbare reacties die even snel gaan zodat de hoeveelheden stof constant blijven

Bij een dynamisch evenwicht geldt:

-de reactie van rechts verloopt even snel als de reactie naar links. Sr = Sl

-de concentraties van de aanwezige stoffen veranderen niet meer na de insteltijd (blijven dus constant, hoeven niet aan elkaar gelijk te zijn)

Insteltijd: tijd die nodig is om tot een dynamisch evenwicht in te stellen, deze hangt af van de reactiesnelheid (en dus van de soort reactie, concentraties, verdelingsgraad, temperatuur en de aanwezigheid van een eventuele katalysator)

Een katalysator beinvloed de heen en teruggaande reactie in dezelfde mate.

Concentratiebreuk van een evenwichtstoestand: het product van concentraties van de stoffen rechts van de dubbele pijl gedeeld door het product van de stoffen links van de dubbele pijl

bijv. F₂O₂ (g)  en  F₂ (g) + O₂ (g)

concentratiebreuk = [F₂ (g)] * [O₂ (g)] VERMENIGVULDIGEN!

[F₂O₂ (g)]

Een reactievergelijking met een coëfficient die niet gelijk is aan 1

bijv. N₂ (g) + O₂ (g)  en  2 NO (g)

kun je ook noteren als N₂ (g) + O₂ (g)  en  NO (g) + NO (g)

dus de concentratiebreuk = [NO (g)] * [NO (g)] = [NO (g)] 2

[N₂ (g)] * [O₂ (g)] [N₂ (g)] * [O₂ (g)]

Coëfficienten in de reactievergelijking komen in de concentratiebreuk als exponenten te voorschijn.

Een reactievergelijking met concentraties anders dan (g) of (aq)

bijv. NaCl (s)  Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

dus concentratiebreuk = [Na⁺ (aq)] * [Cl⁻ (aq)] = [Na⁺ (aq)] * [Cl⁻ (aq)]

1

In de concentratiebreuk staan alleen de concentraties van (g) en (aq) en NIET die van (s) en (l), hiervoor in de plaats zet je een 1

10.4 Evenwichtsvoorwaarde

Evenwichtsvoorwaarde: deze geldt in een evenwichtstoestand, de waarde van de concentratiebreuk is dan gelijk aan de evenwichtsconstante K

bijv. CO (g) + H₂O (g)  en  CO₂ (g) + H₂ (g)

evenwichtsvoorwaarde = K = [CO₂ (g)] * [ H₂ (g)]

[CO (g)] + [H₂O (g)]

De evenwichtsconstante K verandert alleen als de temperatuur verandert.

Partiële drukbreuk: gebruik je bij gasreacties

bijv. 2 H₂ (g) + O₂ (g)  en  2 H₂O (g)

partiële drukbreuk = (p H₂O)2

(pH₂)2 * (pO₂)

Evenwichtsvoorwaarde Kp = (pH₂O)2

(pH₂)2 * (pO₂)

De druk van een gas is rechtevenredig met de concentratie.

De partiële gasconstante (Kp) kun je vinden in tabel 51

Bij zoutoplossingen ontstaat:

-geen neerslag als de concentratiebreuk gelijk is aan of kleiner is dan de evenwichtsconstante

-wel een neerslag als de concentratiebreuk groter is dan de evenwichtsconstante

Omrekeningen temperatuur

K – 273 = °C

°C + 273 = K

Hoe kun je de waarde van de evenwichtsconstante voor het oplosevenwicht berekenen?

bijv. bereken de evenwichtsconstante voor het oplosevenwicht van ijzer(II)sulfaat

1. Schrijf de reactievergelijking van het oplosevenwicht op

FeSO₄ (s)  en  Fe2⁺ (aq) + SO₄2⁻ (aq)

2. Schrijf de evenwichtsvoorwaarde op

K = [Fe2⁺ (aq)] * [SO₄2⁻ (aq)]

3. Zoek de oplosbaarheid van het zout op in Binas

De oplosbaarheid van FeSO₄ is 1.95 M (tabel 45B)

4. Bereken hieruit de concentraties van de ionsoorten

[FeSO₄] = [Fe2⁺] = [SO₄2⁻] = 1.95 M

5. Bereken uit de concentraties de evenwichtsconstante

K = 1.952 = 3.8025 dus in sign. cijfers K = 3.8

10.5 Verstoorde evenwichten

Verstoring van een evenwicht: de heen en teruggaande reactie verlopen niet meer met dezelfde snelheid, een van de reacties is ten opzichte van de ander tijdelijk in het voordeel (door het toevoegen van een van de reagerende stoffen of door het volume te veranderen of door de temperatuur te veranderen), met behulp van de evenwichtsvoorwaarde kun je nagaan welke reactie in het voordeel is

bijv. 2 NO₂ (g)  en  N₂O₄ (g)

K = [N₂O₄ (g)]

[NO₂ (g)]2

Stof toevoegen

toevoegen van NO₂  noemer van de concentratiebreuk wordt groter  concentratiebreuk wordt kleiner  om het evenwicht te bereiken moet er meer N₂O₄ komen dus de reactie naar rechts is in het voordeel

Volume verkleinen

het volume 2x verkleinen  concentraties worden 2x zo groot

2 x [N₂O₄ (g)] : (2 x [NO₂ (g)] 2) = 2 x [N₂O₄ (g)] : 4 x [NO₂ (g)]2 = [N₂O₄ (g)] : 2 x [NO₂ (g)] 2

de concentratiebreuk wordt dus 2x zo klein  om het evenwicht te bereiken moet de teller groter worden dus de reactie naar rechts is tijdelijk in het voordeel

Temperatuur veranderen

Bij het toevoeren van energie is tijdelijk de endotherme reactie in het voordeel, bij het afvoeren van energie is tijdelijk de exotherme reactie in het voordeel

10.6 Heterogene evenwichten

Verdelingsevenwicht: heterogeen evenwicht waarbij een stof over 2 soorten oplosmiddel verdeelt is, Kv = de verdelingsconstante

bijv. I₂ (aq)  en  I₂ (wb)

Kv = [I₂ (wb)]

[I₂ (aq)]

Oplosbaarheidsevenwicht: heterogeen evenwicht dat zich instelt bij verzadigde zoutoplossingen,

Ks = oplosbaarheidsproduct (constante), s = solubility = oplosbaarheid, zie Ks in tabel 46

bijv. Ca(OH)₂(s)  en  Ca2⁺ (aq) + 2 OH⁻ (aq)

Ks =[ Ca⁺ (aq)] * [OH⁻ (aq)]2

Berekening met de verdelingsconstante

bijv. bereken de concentraties van I₂ (aq) en I₂ (wb) als je in een bekerglas 50.0 mL water en 80.0 mL wasbenzine, waar je 1.36 * 10⁻2 mol jood aan toevoegd en de verdelingsconstante 2.34 * 102 is

1. Stel de reactievergelijking op

I₂ (aq)  en  I₂ (wb)

2. Stel de evenwichtsvoorwaarde op

Kv = 2.34 * 102 = [I₂ (wb)]

[I₂ (aq)]

3. Stel een van de twee onbekende concentraties gelijk aan x

[I₂ (aq)] = x mol / L

4. Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde druk je de tweede onbekende concentratie ook uit in x

[I₂ (wb)] = Kv * [I₂ (aq)] = 2.34 * 102 * x mol / L

5. Met behulp van de gegeven volumina druk je de twee onbekende hoeveelheden uit in x

in 50.0 mL water is 5.0 * 10⁻2 * x mol I₂ aanwezig

in 80.0 mL wasbenzine is 8.0 * 10⁻2 * 2.34 * 102 * x = 18.72 * x mol I₂ aanwezig

6. Met behulp van de gegeven hoeveelheid jood bereken je x

5.0 * 10⁻2 * x + 18.72 * x = 18.77x = 1.36 * 10⁻2

x = 7.25 * 10⁻⁴

7. Vul de berekende x in bij de concentraties

[I₂ (aq)] = 7.25 * 10⁻⁴ M

[I₂ (wb)] = 2.34 * 102 * 7.25 * 10⁻⁴ = 0.170 M

Heterogeen evenwicht: evenwicht waarbij de stoffen in verschillende fase of verschillende oplosmiddelen aanwezig zijn

Berekeningen met het oplosbaarheidsproduct

bijv. bereken [I⁻ (aq)] in een verzadigde loodjodideoplossing

1. Stel de reactievergelijking op

PbI₂ (s)  en  Pb2⁺ (aq) + 2 I⁻ (aq)

2. Stel de evenwichtsvoorwaarde op

Ks = 8.5 * 10⁻⁹ = [Pb2⁺ (aq)] * [I⁻ (aq)]2

3. Stel datgene dat je gaat uitrekenen op x, met behulp van de reactie vergelijking druk je de tweede onbekende concentratie ook uit in x

[I⁻ (aq)] = x mol / L

[Pb2⁺ (aq)] = 0.5x mol / L

4. Vul de beide onbekende concentraties in de evenwichtsvoorwaarde in

8.5 * 10⁻⁹ = 0.5x * x2 = 0.5x³

5. Bereken x

x = 2.6 * 10⁻³ M

6. Bereken de gevraagde concentratie

[I⁻ (aq)] = 2.6 * 10⁻³ M

10.7 Ammoniakbereiding

Productie van ammoniak:

N₂ (g) + 3 H₂ (g)  en  2 NH₃ (g)

Deze reactie is exotherm maar de activeringsenergie is erg hoog daardoor is de reactiesnelheid erg laag, om deze te verhogen maken ze gebruik van een hoge druk, een hoge temperatuur en van de katalysator platina

Rendement: percentage van de theoretisch maximale opbrengst, door de evenwichtsreactie is deze nooit 100 % bij de productie van ammoniak

HOOFDSTUK 11 STERKE EN ZWAKKE ZUREN EN BASEN

11.1 Sterke en zwakke zuren

Bij het in water brengen van een zuur/base verdoen zich 2 processen:

1. oplossen van het zuur/de base

2. ioneren van het zuur/de base

Sterke zuren: zuren die in water volledig ioniseren, alle zuurdeeltjes staan hun H⁺ ionen af aan water, dit is een aflopende reactie

1. oplossen: HCl (g) (water) HCl (aq)

2. Ioniseren: HCl (aq) + H₂O (l)  H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Totaalreactie: HCl (g) + H₂O (l)  H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Notatie oplossing: H₃O⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Zwakke zuren: zuren die in water niet volledig ioniseren, niet alle zuurdeeltjes staan hun H⁺ ionen af aan water, dit is een evenwichtsreactie

1. oplossen: CH₃COOH (l) (water) CH₃COOH (aq)

2. Ioniseren: CH₃COOH (aq) + H₂O (l)  en  H₃O⁺ (aq) + CH₃COO⁻ (aq)

Totaalreactie: CH₃COOH (l)  en  H₃O⁺ (aq) + CH₃COO⁻ (aq)

Notatie oplossing: CH₃COOH (aq)

Binas tabel 49

Sterk zuur, zuren die boven H₃O⁺ staan Zwakke basen, basen die boven OH⁻ staan

↓ ↑

Zwak zuur, zuren die onder H₃O⁺ staan Sterke basen, basen die onder OH⁻ staan

De notatie van een oplossing van een sterk zuur is: H₃O⁺ (aq) + Z⁻ (aq)

De notatie van een oplossing van een zwak zuur is: HZ (aq)

11.2 Sterke en zwakke basen

Sterke base: alle basedeeltjes nemen een H⁺ op van watermoleculen, er komt dus alleen OH- ionen als base voor in de oplossing

O2− (g) + H₂O (l)  2 OH⁻ (aq)

Zwakke base: niet alle base deeltjes nemen een H⁺ op van watermoleculen, er ontstaan een evenwicht

NH₃ (aq) + H₂O (l)  en  NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Zuur-base koppel: is een zuur en een base die een H+ verschillen, staan naast elkaar in tabel 49, bij een zuur hoort een geconjugeerde base en bij een base hoort een geconjugeerd zuur

11.3 Verloopt elke zuur-basereactie?

Zuur-basereactie: deze verloopt altijd als er een sterk zuur/base erbij betrokken is, het maximale aantal H⁺ deeltjes wordt overgedragen en de reactie is aflopend

Reactie tussen zwak zuur en zwakke base: verloopt alleen als het zuur linksboven de base staat, de deeltjes van de beginstoffen zijn een sterker zuur en een sterkere base dan de deeltjes van de reactieproducten

Opstellen zuur-basereactie bij een zwak zuur en een zwakke base:

bijv. geef de vergelijking van de reactie die optreed als een ethaanzuuroplossing bij een oplossing van natriumsulfide wordt gevoegd.

1. Geef de juiste notatie van de oplossingen

ethaanzuuroplossing = CH3COOH (aq), natriumsulfideoplossing = Na⁺ (aq) + S2- (aq)

2. Geef de zuur en de base

zuur = CH3COOH, base = S2- (aq)

3. Ga aan de hand van tabel 49 van Binas na of het zuur en de base met elkaar kunnen reageren

CH3COOH staat linksboven S2- dus er treedt een reactie op

4. Als er een reactie optreedt, zal het zuur een H⁺ afstaan en de base neemt die H⁺ op, vervolgens ga je vaststellen of het ontstane zuur of de ontstane base nog een H⁺ kan afstaan of opnemen

Als één H⁺ is overgedragen ontstaat HS⁻.

Dit deeltje kan nog een H⁺ opnemen, maar dit hangt af van de sterkte van het aanwezige zuur CH3COOH.

CH3COOH staat ook nog linksboven HS⁻ dus het HS⁻ zal nog een H⁺ opnemen

5. Stel de reactie vergelijking op

2 CH3COOH (aq) + S2- (aq)  2 CH3COO⁻ (aq) + H₂S (aq)

11.4 Zuurconstante

Kz: zuurconstante, is een kwantitatieve maat voor de sterkte van het zwakke zuur

Concentratiebreuk = ([H3O+] * [zuurrestion])

[opgeloste zuur]

Evenwichtsvoorwaarde: Kz = concentratiebreuk

dus bijv. Kz = ([H₃O⁺] * [Z⁻])

[HZ]

hoe hoger Kz  hoe groter de H3O+ concentratie  hoe lager de pH

Berekenen Kz waarde:

bijv. bereken de Kz waarde van het zuur HZ, als gegeven is dat in een 0.100 M HZ-oplossing, 1.00 % van de HZ moleculen één H⁺ heeft afgestaan.

1. Stel de reactievergelijking op van het evenwicht dat zich heeft ingesteld:

HZ (aq) + H₂O (l)  en  H₃O⁺ (aq) + Z⁻ (aq)

2. Stel het volgende schema (begin, reactie, evenwicht) op en vul de gegevens in

HZ H₃O⁺ Z⁻

begin 0.100 0.000 0.000

reactie +/- -0.001 ? ?

evenwicht ? ? ?

3. Vul de rest van het schema in en houd daarbij rekening met de coëfficiënten

HZ H₃O⁺ Z⁻

begin 0.100 0.000 0.000

reactie +/- -0.001 +0.001 +0.001

evenwicht 0.099 0.001 0.001

4. Vul de evenwichtsconcentraties in de concentratiebreuk in en bereken de Kz waarde

([H₃O⁺] * [Z⁻]) = (0.001 * 0.001) : 0.099 = 1.01 * 10⁻⁵ = Kz

[HZ]

11.5 pH van oplossingen van zwakke zuren

pKz = -logKz

pH berekenen van oplossing zwak zuur:

bijv. bereken de pH van 0.10 M ethaanzuuroplossing

1. Stel de evenwichtsvergelijking op

CH3COOH (aq) + H₂O (l)  en  H₃O⁺ (aq) + CH3COO⁻ (aq)

2. Stel het volgende schema op en vul de gegevens in

CH3COOH H₃O⁺ CH3COO⁻

begin 0.10 0 0

reactie - x + x + x

evenwicht 0.10 – x x x

3. Vul de concentraties in de evenwichtsvoorwaarde in, Kz vind je in BINAS tabel 49

1.8 * 10⁻⁵ = x2

(0.10 – x)

4. Vul deze gegeven in op je rekenmachine en bepaal het snijpunt van de lijn

x = [H₃O⁺] = 1.3 * 10⁻³

5. Bereken de pH

pH = -log[1.3 * 10⁻³] = 2.9

Berekenen Kz-waarde

bijv. bereken de Kz-waarde van HZ als 0.20 M HZ oplossing een pH heeft van 4.3.

1. Geef de reactie vergelijking

HZ (Aq) + H₂O (l)  en  H₃O⁺ (aq) + Z⁻ (aq)

2. Bereken de [H₃O⁺] uit de pH

[H₃O⁺] = 10-pH = 10-4.3 = 5.0 * 10⁻⁵ M

3. Stel het volgende schema op en vul de gegevens in

HZ H₃O⁺ Z⁻

begin 0.20 0 0

reactie -5.0 * 10⁻⁵ + 5.0 * 10⁻⁵ + 5.0 * 10⁻⁵

evenwicht 0.20 – x 5.0 * 10⁻⁵ 5.0 * 10⁻⁵

3. Vul de concentraties in de evenwichtsvoorwaarde in en bereken de Kz-waarde

Kz = (5.0 * 10⁻⁵)2 = 1.3 * 10⁻⁸

(0.20 - 5.0 * 10⁻⁵)

11.6 pH oplossingen van zwakke basen

Kb-waarde: baseconstante en een kwantitatieve maat voor de sterkte van de zwakke base

pKb = -logKb

Evenwichtsvoorwaarde: Kb = ([OH-] * [baserestion])

[opgeloste base]

bijv. Kb = ([OH⁻] * [NH4⁺])

[NH3]

hoe hoger Kb  hoe groter de OH- concentratie  hoe hoger de pOH  hoe lager de pH

pH berekenen van oplossing zwakke base:

bijv. bereken de pH van 0.10 M ammonia

1. Stel de evenwichtsvergelijking op

NH3 (aq) + H₂O (l)  en  OH⁻ (aq) + NH₄⁺ (aq)

2. Stel het volgende schema op en vul de gegevens in

NH3 OH⁻ NH₄⁺

begin 0.10 0 0

reactie - x + x + x

evenwicht 0.10 – x x x

3. Vul de concentraties in de evenwichtsvoorwaarde in, Kb vind je in BINAS tabel 49

1.8 * 10⁻⁵ = x2

(0.10 – x)

4. Vul deze gegeven in op je rekenmachine en bepaal het snijpunt van de lijn

x = [OH-] = 1.3 * 10⁻³ mol/L

5. Bereken de pH

pOH = -log[1.3 * 10⁻³] = 2.9

pH = 14 – 2.9 = 11.1

voor elk zuurbasekoppel geldt: pKz + pKb = 14.00

11.7 Ammoniak en milieu
Verzuring van de bodem door ammoniak: vindt vrij dicht bij de bron plaats

Veehouderij  mest  ammoniak  oplossen in regenwater

NH3 (aq) + H₂O (l)  en  OH⁻ (aq) + NH₄⁺ (aq)

ammonium  ammoniumsulfaat op de aarde  onder invloed van bacterien  salpeterzuur

NH3 (aq) + H₂O (l) + 2 O2 (g)  2 H3O+ (aq) + NO3- (aq)

Verzuring van de bodem door zwaveldioxide treedt ook veel verder van de bron op (ammoniak los beter in water op dan zwaveldioxide)

HOOFDSTUK 12 Organische verbindingen

12.1 Namen en structuurformules

Systematische naamgeving:

1. Zoek de hoofdketen, dat is de langste ononderbroken koolstofketen, dit is de stamnaam.

2. Kijk welke zijgroepen hieraan zitten en hoeveel ervan zijn. Geef die de juiste naam en let op eventuele numerieke voorvoegsels als di, tri of tetra.

3. Kijk aan welke koolstofatomens van de hoofdketen deze zijgroepen vastzitten. Geef de zijgroepen allemaal hun eigen plaatsnummer. Zet tussen de plaatsnummers een komma, zet een streepje tussen namen en plaatsnummers.

4. Je gaat bij het nummereren van de hoofdketen zo te werk dat de som van alle plaatsnummers zo laag mogelijk is.

5. De volgorde van zijgroepen is alfabetisch, hierbij let je niet op de numerieke voorvoegsels.

Verbinding: stof die bestaat uit 2 of meer atomen

Alkanen verzadigde koolwaterstoffen zonder groepen of dubbele bindingen,

algemene formule is CnH2n+2

Alkenen: onverzadigde koolwaterstoffen waarin 2 koolstofatomen verbonden zijn door een dubbele binding, algemene formule is CnH2n

Alkynen: onverzadigde koolwaterstoffen waarin 2 koolstofatomen verbonden zijn door een drievoudige binding, algemene formule is CnH2n-2

Aromaten: stoffen waarvan de moleculen een benzeenring bevatten

Alkanolen: organische verbinding met een hydroxyl (OH) groep gebonden aan een verzadigd koolstofatoom, algemene formule is CnH2n-1OH

Alkaanamine: organische verbinding met een amino (NH2) groep gebonden aan een verzadigd koolstofatoom, algemene formule is CnH2n-1NH2

Cycloalkanen: alkanen in een cirkelvormig molecuul bijv. cyclopentaan = vijf koolstofatomen in een cirkelvormig molecuul

12.2 Alcoholen en ethers

Alcoholen: organische verbinding met een hydroxyl (OH) groep gebonden aan een koolstofstofatoom, uitgang is ol, als er al een uitgang is gebruik je het voorvoegsel hydroxy-

primair alcohol als de OH groep aan een primair atoom is gebonden (C atoom die aan maximaal een ander C atoom is gebonden)

secundair als de OH groep aan een secundair atoom is gebonden (C atoom die aan 2 andere C atomen is gebonden)

tertiair als de OH groep aan een tertiair atoom is gebonden( C atoom die aan 3 andere C atomen is gebonden)

bijv. 1-hydroxy-2-buteen OF 2-buten-1-ol

H H

H – C – C = C – C – H

OH H H H

Benzenol: triviale naam is fenol, C6H5OH, zwak zuur, in water zal benzenol H3O+ ionen vormen door de aanwezigheid van de OH groep (OH groep staat een H af dus H + H2O  H3O+) , alleen de OH groep aan een benzeenring kan zich als een zuur gedragen

Alkoxyalkanen: isomeer met de alkanolen (dus zelfde molecuulformule maar andere structuurformule), alkanen waarbij een H atoom is vervangen door een –O- CnH2n+1 groep, dit heet een alkoxygroep en wordt met een voorvoegsel in de systematische naam aangegeven, alkoxyalkanen zijn een deelverzameling van de ethers, algemene formule is CnH2n+1 – O – CmH2m+1

–O-CH3 is methoxy en –O-C2H5 is ethoxy

12.3 Aldehyden en ketonen

Aldehyden: stof waarvan de moleculen een H – C = O groep bevatten, deze groep geef je aan met het achtervoegsel –al. De dubbelgebonden O zit altijd aan een primair koolstofatoom gebonden

Keton: stof waarvan de moleculen een R – C = O groep bevatten, de dubbelgebonden O zit altijd aan een secundair koolstofatoom gebonden R

Alkanalen: deelverzameling van de aldehyden, molecuul met een dubbelgebonden zuurstofatoom aan een primair C atoom

algemene formule: CnH2n+1 – C = O

H

Alkanonen: deelverzameling van de ketonen, molecuul met een dubbelgebonden zuurstofatoom aan een secundair C atoom

algemene formule: CnH2n+1 – C = O

H - C – CmH2m+1

H

Alkanalen en alkanonen zijn isomeer, algemene formule voor deze twee is CnH2nO

Keto-enol omlegging: het door verplaatsing van een waterstofatoom overgaan van een keton naar een alkenol

bijv. propanon  propeen-2-ol

12.4 Aminen en carbonzuren

Aminen: moleculen die een NH2 groep bevatten, de karakteristieke groep heet aminogroep, de NH2 groep van een amine kan een H+ opnemen en is dus een base

Belangrijkheid van groep tabel 66D Binas

bijv. methaan met hydroxylgroep en aminogroep: OH is belangrijker dus achtervoegsel (methanol), amino wordt voorvoegsel (amino-methanol)

Carboxylgroep: COOH groep, is een kenmerk van een organisch zuur

Carbonzuur: zwak zuur dat een COOH groep bevat, het waterstofatoom van de carboxylgroep kan als een H+ worden afgestaan

Als er in het molecuul alleen een carboxylgroep aanwezig is en hij behoort tot de hoofdketen, gebruik je de uitgang zuur.

Als de carboxylgroep niet tot de hoofdketen behoort, gebruik je het achtervoegsel –carbonzuur (bijv. benzeencarbonzuur)

Waterstofbruggen: kunnen gevormd worden bij NH en OH, bij O atoom kunnen max. 2 waterstofbruggen gevormd worden en bij N atoom nog max. 1 waterstofbrug (max. 4 bindingen dus)

Formule Systemische naam Triviale naam Systematische naam Triviale naam

Zuur Zuurrestion zuurrestion

HCOOH methaanzuur methanoaat

CH3COOH ethaanzuur azijnzuur ethanoaat acetaat

HOOC-COOH ethaandizuur oxaalzuur ethaandioaat oxalaat

C2H5COOH propaanzuur propanoaat

C3H7COOH butaanzuur butanoaat

C17H35COOH octadecaanzuur stearinezuur octadecanoaat stearaat

CnH2n+1COOH alkaan alkanoaat

magnesiumoxalaat: MgC2O4

12.5 Esters

Ester: organische verbinding die ontstaat door een reactie van een zuur met een alcohol, hierbij onstaat een ester + water (evenwichtsreactie) de karakteristieke groep is O = C – O – R

alkanol + alkaanzuur  en  ester + water R

bijv. ethaanzuur + ethanol

CH3 – C = O + HO – CH2 – CH3  en  O = C – O – CH2 – CH3 + H2O

OH CH3

Naamgeving esters: structuurformule in 2 stukken verdelen, alkylgroep en zuurrest, de algemene naam van een ester is dan ook alkylalkanoaat, bij ingewikkelde esters is het toegestaan om de ester te omschrijven, je geeft in deze omschrijving dus aan uit welke alkanol en alkaanzuur de ester is onstaan (bijv. de ester van methaanzuur en 2-propanol)

Esters kunnen ook ontstaan als alcoholen met anorganische zuren (zoals salpeterzuur) reageren, hierbij is net als bij de organische zuren een OH groep betroken bij de estervorming.

alcohol + anorganisch zuur  en  ester + water

bijv. ethanol + salpeterzuur

CH3 – CH2 – OH + HO – NO2  CH3 – CH2 – O – NO2 + H2O

Glycerol: is de triviale naam van 1,2,3-propaantriol

Glyceryltrinitraat: ook wel nitroglycerine, is een ester, ontstaat als je glycerol laat reageren met voldoende salpeterzuur, explosieve stof omdat er al zuurstof in het molecuul aanwezig is en het kan dus al verbranden

Reacties met zuurstof (verbrandingen)

-explosie: super snelle verbranding

-oxidatie: slome verbranding

12.6 Vetten en zepen

Vet en olie zijn beide esters van glycerol en vetzuren,olie is vloeibaar bij kamertemperatuur en vet vast

Natuurlijke esters (vetten of oliën): ontstaan ook door een reactie tussen een alcohol en een zuur, de alcohol is dan altijd glycerol (1,2,3-propaantriol) en de zuren zijn altijd vetzuren (carbonzuren met lange koolstofketens)

Essentiële vetzuren: vetzuren die niet door je lichaam gemaakt kunnen worden maar wel onmisbaar zijn, deze vetzuren moet je dus via je voedsel binnenkrijgen

Vet of olie: ontstaan als glycerol en een vetzuur met elkaar reageren, de algemene formule voor een olie of vet is:

O

H2C – O – C – R1

l O

HC – O – C – R2

l O

H2C – O – C – R3

Een vet ontstaat uit verzadigde vetzuren en een olie uit onverzadigde vetzuren

Vetharding: het reageren van onverzadigde oliën met waterstof (additiereactie) waarbij vaste (verzadigde) vetten ontstaan

Hydrolyse: ontleding door water

Hydrolyse van een ester:

bijv ethylmethanoaat + water  en  ethanol + methaanzuur

Verzeping: chemische reactie waarbij de hydrolyse van een ester volledig kan plaatsen vinden door een base toe te voegen (de base reageert met het zuur, zodat de teruggaande reactie niet meer kan plaatsvinden, het evenwicht loopt af naar rechts), heet zo omdat er een zeep kan ontstaan

Zeep: is een zout, opgebouwd uit een positief ion en een negatief ion (dat een lange apolaire staart heeft)

HOOFDSTUK 13 Redoxreacties

13.1 Metalen

Eigenschappen metalen: glanzend uiterlijk, hoog smeltpunt, goede stroomgeleiding

Edelen metalen: reactievermogen is slecht, bijv. goud, zilver, platina

Onedele metalen: reactievermogen is goed, metalen die met verdund zoutzuur of verdund zwavelzuur kunnen reageren dus die geoxideerd kunnen worden , bijv. nikkel, ijzer

Zeer onedele metalen: reactievermogen is heel goed, staan onder H₂O in tabel 48, bijv. natrium en calcium

Etsen: het aantasten van metalen door een zure oplossing

Redoxreactie: reactie waarbij elektronen worden overgedragen, er vindt dus een elektronenoverdracht plaats van de reductor naar de oxidator

Reductoren: kan elektronen afstaan, veel voorkomende voorbeelden zijn metaalionen en halogenen, bij de halfreactie wordt de reductor minder negatief of (meer) positief

bijv. Zn (S)  Zn2+ (aq) + 2e

Oxidatoren: kan elektronen opnemen, veel voorkomende voorbeelden metalen en halogenide-ion, bij half reactie wordt de oxidator minder positief of zelfs negatief

bijv. 2 H⁺ + 2e  H₂ (g)

hoe sterker de oxidator  hoe zwakker de reductor  hoe onedeler het metaal

13.2 Halfreacties

Redoxkoppel: bestaat uit een reductor en oxidator die bij elkaar horen, reductor met zijn geconjugeerde oxidator of een oxidator met zijn geconjugeerde reductor

bijv. Zn/Zn2+  Zn is de reductor en Zn2+ is de oxidator

bijv. F₂/F⁻  F₂ is de oxidator en F⁻ is de reductor

Halfreactie: de reactievergelijkingen van reductor of oxidator alleen

Opstellen redoxreactie met behulp van halfreacties:

bijv. geef de vergelijking van de reactie tussen aluminium en zoutzuur

1. Stel de halfreactie van de reductor op

Al (s)  Al3+ (aq) + 3e

2. Stel de halfreactie van de oxidator op

2 H⁺ (aq) + 2e  H₂ (g)

3. Zorg dat het aantal elektronen dat wordt afgestaan gelijk is aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen

2 Al (s)  2 Al3+ (aq) + 6e

6 H⁺ (aq) + 6e  3 H₂ (g)

4. Tel beide halfreacties op en zet in de redoxreactie de toestandaanduidingen erbij, in de redoxreactie komen nooit elektronen voor en streep aan beide zijden van de reactie voorkomende deeltjes tegen elkaar weg als dit nodig is

2 Al (s) + 6 H⁺ (aq)  2 Al3+ (aq) + 3 H₂ (g)

Corrosie: aantasting van materialen door inwerking vanuit hun omgeving bijv. aantasting van metaal door zuurstof en water in de lucht

13.3 Redoxreacties met metalen

Als een redoxreactie wel verloopt zijn de reductor en de oxidator sterk genoeg om met elkaar te reageren, de reductor en de oxidator voor de reactie zijn sterker dan de reductor en de oxidator na de reactie.

Tabel 48: hier kun je de reductor/oxidator sterkte zien

Sterke oxidatoren Zwakke reductoren

↓ ↑

Zwakke oxidatoren Sterke reductoren

Hoe sterker de oxidator, hoe zwakker de geconjugeerde reductor is.

Een redoxreactie verloopt alleen als de oxidator boven de reductor staat waarmee hij reageert.

Als een oxidator onder de halfreactie van water staat, werkt water als oxidator, deze reactie vind dan plaats: H₂O (aq) + 2e  H₂ (g) + OH⁻ (aq)

Waterstofperoxide: H₂O₂ (l)

13.4 De redoxtabel

Halogenen: oxidatoren, fleurtje kliedert bruine inkt op haar neus – F₂ Cl₂ Br₂ I₂ O₂ H₂ N₂

Een redoxreactie verloopt als de oxidator boven de reductor staat, je neemt de halfreactie van de sterkste oxidator/reductor, alle benodigde deeltjes moeten dan wel aanwezig zijn

!!! bij salpeterzuur moet je niet de sterkste nemen, bij geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO₂ (g), bij verdund salpeterzuur ontstaat NO (g) !!!

Opstellen van de redoxreactie met behulp van halfreacties:

bijv. stel, als de reactie verloopt, de reactievergelijking op tussen een aangezuurde oplossing van kaliumpermanganaat, KMnO₄, en verdund oxaalzuur, H₂C₂O₄ (aq)

1. Schrijf de deeltjes op die in de oplossing aanwezig zijn

aangezuurde oplossing van kaliumpermanganaat: K⁺ (aq), MnO₄⁻ (aq), H⁺ (aq), H₂O

verdund oxaalzuur: H₂C₂O₄ (aq), H₂O

2. Zoek in tabel 48 van Binas op welke deeltjes oxidator en welke deeltjes reductor zijn

Oxidator: K⁺ (aq), MnO₄⁻ (aq), H⁺ (aq), H₂O

Reductor: H₂C₂O₄ (aq), H₂O

3. Bepaal welk deeltje de sterkte oxidator en welk deeltje de sterkste reductor is

sterkste oxidator: MnO₄⁻ in zuur milieu

sterkste reductor: H₂C₂O₄

4. Leid af of een reactie verloopt

De oxidator staat boven de reductor dus de reactie verloopt

5. Schrijf de twee halfreacties op

MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5e  Mn2+ + 4 H₂O

H₂C₂O₄  2 CO₂ + 2 H⁺ + 2e

6. Maak het aantal opgenomen en afgestane elektronen gelijk en tel beide halfreacties op

2 MnO₄⁻ + 16 H⁺ + 10e  2 Mn2+ + 8 H₂O

5 H₂C₂O₄  10 CO₂ + 10 H⁺ + 10e +

2 MnO₄⁻ (aq) + 16 H⁺ (aq) + 5 H₂C₂O₄ (aq)  2 Mn2+ (aq) + 8 H₂O (l) + 10 CO₂ (g) + 10 H⁺ (aq)

7. Zet de toestandaanduidingen erbij en vereenvoudig eventueel de reactievergelijking

2 MnO₄⁻ (aq) + 6 H⁺ (aq) + 5 H₂C₂O₄ (aq)  2 Mn2+ (aq) + + 8 H₂O (l) + 10 CO₂ (g)

Zelf opstellen van halfreacties:

bijv. NH₃  N₂ + H⁺

1. Voor en na de pijl moet het aantal atomen van elke soort aan elkaar gelijk zijn

2 NH₃  N₂ + 6 H⁺

2. Voor en na de pijl moet de lading gelijk zijn

2 NH₃  N₂ + 6 H⁺ + 6e

Verbrandingen: ook een redoxreactie maar deze kun je niet met halfreacties opstellen, de brandstof is de reductor, zuurstof is de oxidator

13.5 Titratie

Bij zuur-base reacties maak je het eindpunt (equivalentiepunt) van de titratie zichtbaar met een indicator.

Bij redoxreacties hoef je geen indicator te gebruiken om het eindpunt (equivalentiepunt) van de titratie zichtbaar te maken, omdat reductoren/oxidatoren vaak gekleurd zijn.

Titratie: twee oplossingen reageren (snel) en volledig met elkaar, je kunt van deze beide oplossingen nauwkeurig de hoeveelheden bepalen, van een van beide oplossingen is de molariteit bekend, je kunt bepalen wanneer de reactie is afgelopen

bijv. de reactie tussen een aangezuurde oplossing van kaliumpermanganaat en een oplossing van een ijzer(II)zout

MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O (l)

MnO4- is paars en Mn2+ is kleurloos

Als je dus aangezuurd permanganaat toevoegt aan een ijzer(II) oplossing (kleurloos), verdwijnt de paarse kleur. Zodra de Fe2+ ionen op zijn, kan MnO4- niet meer reageren en wordt de kleur paars.

De reactie is dan afgelopen en de kleur is omgeslagen van kleurloos naar lichtpaars.

2 manieren om te titreren: in beide gevallen wordt de oplossing bereid in een maatkolf met zeer grote nauwkeurigheid

-Wegend titreren: hierbij gebruik je injectiespuiten en een massabalans

-Volumetrische bepaling: hierbij gebruik je een pipet of een buret

Buret: lange buis met een kraantje, hierop zijn maatstreepjes aangebracht

1. De buret doorspoelen met water

2. Buret tweemaal spoelen met oplossing (zorg dadt de vloeistof de hele binnenwand bevochtigt)

3. Plaats de buret met een klem aan de statief, zet er een lekbakje onder, vul de buret met oplossing

4. Neem de trechter weg en zorg ervoor dat ook de kraan gevuld is

5. Noteer na enige seconden de beginstand in twee decimalen

5. Vóór aflezen van de eindstand aanhangende druppels meenemen

Pipet: hiermee kun je een vast volume afmeten

1. Breng wat pipetteer vloeistof in een bekerglas

2. Pipetteer twee keer voor een deel met oplossing, pipet bevochtigen en vloeistof weg laten lopen

3. Vloeistof opzuigen tot boven de maatstreep (dan vloeistof laten zakken totdat de onderkant van de meniscus op de streep ligt)

4. Pipet tegen schuine glaswand leeg laten lopen, pipet wegnemen en NIET aftikken of leegblazen

Maatkolf: hierin wordt de oplossing bereid voor een titratie

1. Maatkolf uitspoelen met oplosmiddel

2. Breng de op te lossen stof met behulp van de spuitfles over in de trechter (trechter goed naspoelen)

3. Vul de maatkolf ongeveer voor de helft en breng door zwenken de stof in oplossing

4. Vul de maatkolf tot de streep, sluit de maatkolf en homogeniseer door een paar maal te zwenken

13.6 Alcoholen als reductor
Alcoholen: zijn zwakke reductoren, kunnen alleen reageren met sterke oxidatoren zoals zuurstof of aangezuurd permanganaat, onderscheidt tussen primaire secundaire en tertiaire alcoholen, halfreactie van een alkanol als reductor kun je opvatten als het afstaan van een H en het vervangen van de OH groep door een dubbelgebonden O

Primaire en secundaire alcoholen zijn reductoren en kunnen met een sterke oxidator reageren, tertiaire alocholen kunnen dat niet.

Primaire alcohol + OX  aldehyde + OX  Carbonzuur

bijv. ALDEHYDE CARBONZUUR

H H H

H – C – OH + OX  C = O + OX  HO – C = O

H H

Secundaire alcohol + OX  keton + OX  geen reactie

KETON

H H H H H

H – C – C – C – H + OX  H – C – C – C – H  geen reactie

H OH H H O H

Tertiaire alcohol + OX  geen reactie

H OH H

H – C – C – C + OX  geen reactie

H – C – H

H

13.7 Elektrochemische cel

Stroom is transport van elektronen.

Elektrochemische cel: opgebouwd uit twee halfcellen, de halfcel met de reductor levert elektronen (negatieve elektrode), de halfcel met de oxidator neemt de elektronen op (positieve elektrode), door de elektroden te verbinden met een metaaldraad en de oplossingen met een zoutbrug ontstaat een gesloten stroomkring, stroomgeleiding wordt in de oplossingen en in de zoutbrug verzorgt door vrije ionen, in de rest van de cel zorgen vrije elektronen voor de stroomgeleiding, voorwaarden:

-reductor en oxidator moeten sterk genoeg zijn om met elkaar te reageren

-reductor (negatieve elektrode) en oxidator (positieve elektrode) moeten van elkaar gescheiden zijn (halfcellen)

-stroomkring moet gesloten zijn (draad en zoutbrug)

De zoutbrug heft de ladingsverschillen in beide halfcellen op.

De zoutbrug in een elektrochemische cel kun je vervangen door een diafragma of een membraan.

Elektrolytoplossingen: oplossingen in elektrochemische cel, oplossingen waarin vrije ionen aanwezig zijn

Bronspanning: de spanning die een cel levert, zegt iets over hoe graag de elektronen van de reductor naar de oxidator bewegen, is groot als de reductor en oxidator sterk zijn, potentiaalverschil

Standaardelektrodepotentiaal: BINAS tabel 48, hoe positiever deze waarde is, hoe sterker de oxidator is en hoe negatiever deze waarde is, hoe sterker de reductor is (is vermeld onder standaardomstandigheden dus 298 K, concentraties aanwezige deeltjes 1 M en p₀)

bijv. bereken de bronspanning van een cel die is opgebouwd uit een zink/zinksulfaat oplossing en een koper/kopersulfaatoplossing bij standaardomstandigheden.

standaardelektrodepotentiaal koper : + 0.34, standaardelektrodepotentiaal zink: - 0.76

Potentiaalverschil = 0.34 – (-0.76) = 1.10 V

Bronspanning = elektrode potentiaal OX - elektrode potentiaal RED

Potentiaaldiagram:

Cu/Cu2+ = +0.34

verschil = 1.10

Zn/Zn2+ = -0.76

De bronspanning oftewel potentiaalverschil verandert als de concentratie niet 1 M

bijv. halfcel met volgende evenwicht Fe3+ (aq) + e  en  Fe2+ (aq)

1. als je de molariteit van Fe3+ vergroot, de reactie naar rechts krijgt de overhand, hierdoor neemt de neiging om elektronen op te nemen toe, elektrodepotentiaal stijgt

het potentiaalverschil neemt dus

2. als je de molariteit van Fe2+ vergroot, de reactie naar links krijgt de overhand, hierdoor neemt de neiging om elektronen af te staan toe, elektrodepotentiaal daalt

bijv. een halfcel met reductor Zn  en  Zn2+ + 2e

en een halfcel met oxidator Cu  en  Cu2+ + 2e

1. als je de molariteit van het zinkzout verlaagt (dus Zn2+), krijgt de reactie naar rechts de overhand, hierdoor neemt de neiging om elektronen af te geven toe, elektrodepotentiaal daalt

2. als je de molariteit van koperzout verlaagt (dus Cu2+), krijgt de reactie naar rechts de overhand, neiging om elektronen af te geven neemt toe, elektrodepotentiaal daalt

De elektrodepotentiaal stijgt als OX toeneemt of RED afneemt, wat met het potentiaalverschil gebeurt (bronspanning) kun je het beste beredeneren met een potentiaaldiagram

HOOFDSTUK 14 Chemische technieken

14.1 Een productieproces

Scheidingsmethoden: manier om uit mengels van stoffen een zuivere stof te krijgen

Scheidingsmethode te gebruiken bij berust op verschil in

filtreren suspensie deeltjesgrootte

centrifugeren suspensie en emulsie dichtheid

bezinken suspensie en emulsie dichtheid

destilleren vloeistoffen of vaste stof kookpunt

opgelost in vloeistof

extraheren vaste stoffen oplosbaarheid

adsorberen oplossing van kleurstof aanhechtingsvermogen

chromatograferen kleurstoffen oplosbaarheid en aanhechtingsvermogen

Filtreren: scheidingsmethode die berust op een verschil in deeltjesgrootte tussen de componenten van een mengsel, filtreren is een geschikte methode om een suspensie te scheiden in een vaste stof en een vloeistof, de vaste stof blijft hierbij op het filter liggen (residu), de vloeistof gaat door het filter heen (filtraat)

Centrifugeren: versneld doen bezinken, scheidingsmethode die berust op een verschil in dichtheid tussen de componenten van een mengsel, gebaseerd op het neerslaan van een neerslag op het verplaatsen van deeltjes als gevolg van het draaien van de centrifugale kracht

Bezinken: scheidingsmethode die berust op een verschil in dichtheid tussen de componenten van een mengsel, is een geschikte methode om een suspensie te scheiden in een vaste stof en een vloeistof, proces waarbij een suspensie geleidelijk uitzakt naar de bodem onder de werking van zwaartekracht

Destilleren: scheidingsmethode die berust op verschil in kookpunt tussen de componenten van een vloeistofmengsel, als een dergelijk mengsel wordt verhit, dan verdampt de stof met het laagste kookpunt eerst, de damp wordt opgevangen en afgekoeld, waardoor condensatie optreedt, de opgevangen vloeistof heet het destillaat, de stof die na het destilleren achterblijft noemt men het residu

Extraheren: scheidingsmethode die berust op een verschil in oplosbaarheid van de componenten in een bepaald oplosmiddel dat bij een extractie wordt gebruikt (extractiemiddel), is een geschikte methode voor het scheiden van mengsels van vaste stoffen, een stof uit een mengsel afscheiden door middel van een oplosmiddel

Adsorberen: scheidingsmethode die berust op een verschil in aanhechtingsvermogen van de componenten aan het oppervlak van een vaste stof, is een geschikte methode voor het scheiden van opgeloste kleurstoffen, smaakstoffen adsorberen sterker aan het oppervlak van bijv. koolstofpoeder (norit) dan hun oplosmiddel

Chromatograferen: scheidingsmethode die berust zowel op verschil in aanhechtingsvermogen als op verschil in oplosbaarheid, met papierchromatografie kan bijv. een mengsel van opgeloste kleurstoffen worden gescheiden, de kleurstof die het beste oplost in de loopvloeistof en het minst adsorbeert aan het papier, komt het hoogst op het chromatogram te zitten. Behalve papierchromatografie kennen we ook gaschromatografie, in plaats van een loopvloeistof wordt dan een zogenaamd draaggas gebruikt.

Oorzaken ontstaan mengels:

1. Bij de reactie ontstaan behalve het beoogde product nog andere reactieproducten

2. Je hebt te maken met een evenwichtsreactie, dan reageren de beginstoffen niet volledig met elkaar en is in het reactiemengsel dus ook altijd een gedeelte van de beginstoffen aanwezig

3. Een van de beginstoffen is in overmaat aanwezig

4. De beginstoffen zelf zijn onzuiver

5. Er treden volg of nevenreacties op, waardoor ook andere stoffen ontstaan

Rendement: percentage van de maximale theoretische opbrengst

rendement = werkelijke opbrengst * 100%

theoretische opbrengst

14.2 Chromatografie
Papierchromatografie: scheidingsmethode, een stuk papier met daarop een inktvlek wordt in een bodempje water gehangen, het water trekt omhoog het papier in en neemt de kleurstoffen van de inkt mee, de verschillende kleurstoffen stijgen niet met dezelfde snlheid, daardoor wordt zichtbaar uit welke basiskleuren de inkt samengesteld was, is gebaseerd op het verschil in oplosbaarheid in de loopvloeistof en de verschil in aanhechtingsvermogen aan het papier

Referentiestoffen: zuivere stoffen waarvan verwacht wordt dat ze in het monster van de chromatografie voorkomt, stoffen waarvan men precies weet waar ze terechtkomen op het chromatogram

Chromatografie: scheidingsmethode voor het scheiden van een mengel van stoffen die voldoende verschillen in oplosbaarheid (in de loopvloeistof) en aanhechtings/adsorptievermorgen (aan het papier),wordt gebruik voor kwalitatieve analyse, er wordt een chromatogram gemaakt, waarop de te onderzoeken monsters voorkomen en de referentiestoffen, deze worden dan met elkaar vergeleken, onderscheid te maken tussen:

-mobiele fase: beweegt, de loopvloeistof (d in tekening)

-stationaire fase: staat stil, (a/b/c in tekening)

De manier waarop een stof zich over beide fasen verdeelt is karakteristisch voor die bepaalde stof.

Er stelt zich een verdelingsevenwicht in:

Am  en  As

Kv = [A]s Kv = verdelingsconstante, verhouding van de oplosbaarheid van

[A]m de stof in de stationaire fase en de mobiele fase

Rf: rate of flow, verhouding tussen de afstand die stof A heeft afgelegd en de afstand die de mobiele fase heeft afgelegd, is altijd dezelfde verhouding (dus karakteristiek), ligt tussen tussen 0 (niet van z’n plaats gekomen) en 1 (zelfde afstand afgelegd als de loopvloeistof

Dunnelaagchromatografie: papierchromatografie waarbij

voor de stationaire fase een dun laagje absorberend

materiaal (aluminiumoxide of cellulose) op een stevig

ondergrond (glas, aluminiumfolie of kunststof) wordt

gebracht, er is meer variatie in de stationaire fase aan

te brengen

14.3 Reactiesnelheid

Reactiesnelheid: aantal mol stof dat per seconde per liter

reactiemengsel verdwijnt of ontstaat, het gaat om de

verandering van de concentratie per seconde, is afhankelijk

van de temperatuur, concentratie, verdelingsgraad en eventuele gebruik van een katalysator

De invloed van de temperatuur, concentratie en verdelingsgraad is te verklaren met het botsende-deeltjesmodel en de invloed van de katalysator is te verklaren met de activeringsenergie.

Hoofdstuk 15 Zuren en basen in de praktijk

15.1 Oxiden met water

Metaaloxiden met water: metaaloxiden zijn niet oplosbaar in water (s), dit is te verklaren door aan te nemen dat de aantrekkende krachten tussen de metaal en de oxide-ionen in het ionrooster te sterk zijn of reageren met water (r), Na2O, K2O en CaO vormen met water basische oplossingen

bijv. CaO (s) + H2O (l)  Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Metaaloxiden met zure oplossing: metaaloxiden reageren ook met een zure oplossing

bijv. CuO (s) + 2 H3O+ (aq)  Cu2+ (aq) + 3 H2O (l)

Niet-metaaloxide met water: vormen met water zure oplossingen

bijv. SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 H2SO4 + 2 H2O (l)  2 H3O+ (aq) + SO42- (aq)

Niet metaaloxide vormt met water naam van het zuur

CO2 H2CO3 koolzuur

SO2 H2SO3 zwaligzuur

SO3 H2SO4 zwavelzuur

P2O5 H3PO4 fosforzuur

Niet-metaaloxide met een basische oplossing:

bijv. leidt zwaveldioxide in natronloog

1. Niet-metaal oxide reageert met water

SO2 (g) + H2O (l)  en  H2SO3

2. De oplossing hiervan reageert met de basische oplossing

H2SO3 + 2 OH- (aq)  SO3-2 (aq) + 2 H2O (l)

3. Tel deze stappen op

SO2 (g) +2 OH- (aq)  SO3-2 (aq) + H2O (l)

15.2 Amfolyten

Amfolyt: een deeltje dat een H+ kan afstaan of kan opnemen

Amfolyt in water:

Als de Kz > (groter is) dan de Kb waarde  zure oplossing

Als de Kb > (groter is) dan de Kz waarde  basische oplossing

15.3 Buffers
Buffer: bestaat uit een zuur-basekoppel van een zwak zuur en zijn zwakke base, beide moeten in voldoende mate aanwezig zijn (molverhouding tussen 1/10 en 10/1)

Bufferoplossing: de pH blijft constant als je een beetje zuur of base toevoegt (omdat deze kleine hoeveelheden onschadelijk worden gemaakt), ook bij verdunnen verandert de pH (bijna) niet

Bij het toevoegen van een kleine hoeveelheid zure oplossing reageert de toegevoegde H3O+ met de aanwezige zwakke base

Bij het toevoegen van een kleine hoeveelheid basische oplossing reageert de toegevoegde met OH- het aanwezige zwakke zuur

15.4 De pH van een buffer
Bereken pH van een bufferoplossing

bijv. bufferoplossing met 0.10 mol/L ethaanzuur en 0.20 mol/L natriumethanoaat

1. Geef de reactievergelijking met het evenwicht

CH3COOH (aq) + H2O (l)  en  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

2. Maak een tabel en vul de concentraties in

CH3COOH H3O+ CH3COO-

begin 0.10 0 0.20

reactie -x +x +x

evenwicht 0.10 – x x 0.20 + x

3.Geef de evenwichtsvoorwaarde en vul deze in

Kz = [H3O+] * [CH3COO-]

[CH3COOH]

1.8 x 10-5 = x * (0.20+ x)

(0.10 – x)

4. Bereken de [H3O+]

x = [H3O+] = 9.0 x 10-6 M

5. Bereken de pH

pH = 5.05

Bereken pH bij het maken van een bufferoplossing

bijv. oplossing van 0.10 M ethaanzuur

1. Geef de reactievergelijking met het evenwicht

CH3COOH (aq) + H2O (l)  en  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

2. Maak een tabel en vul de concentraties in

CH3COOH H3O+ CH3COO-

begin 0.10 0 0

reactie -x +x +x

evenwicht 0.10 – x x x

3.Geef de evenwichtsvoorwaarde en vul deze in

Kz = [H3O+] * [CH3COO-]

[CH3COOH]

1.8 x 10-5 = x2

(0.10 – x)

4. Bereken de [H3O+]

x = [H3O+] = 1.3 x 10-3 M

5. Bereken de pH

pH = 2.89

Toevoegen kleine hoeveelheid zuur/base aan een buffer

bijv. voeg 0.010 mol HCl toe aan 1.0 L bufferoplossing met 0.10 mol/L ethaanzuur en 0.20 mol/L natriumethanoaat met pH = 5.05 (zie hierboven)

H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)  en  CH3COOH (aq) + H2O (l)

[CH3COO-] = 0.20 – 0.01 = 0.19 M [CH3COOH] = 0.10 + 0.01 = 0.11 M

1.8 x 10-5 = [H3O+] x 0.19

0.11

[H3O+] = 1.04 x 10-5 M pH = 4.98

Dus de pH verandert nauwelijk bij toevoeging van kleine hoeveelheid zuur(/base)

15.5 Het maken van een buffer

Maken buffer

-Meng een oplossing van een zwak zuur met een oplossing van zijn geconjugeerde base

(als je een molverhouding van 1:1 hebt, dan pH = pKz = [H3O+]

-OF laat een overmaat van een oplossing van een zwak zuur reageren met eem ondermaat sterke base of een overmaat van een oplossing van een zwakke base met een ondermaat sterk zuur

15.6 De titratiecurve
Titratiecurve: curve die ontstaat bij een zuur-base titratie

je begint met een zure oplossing, de pH is vrij laag  daaraan voeg

je een basische oplossing toe, daardoor stijgt de pH langzaam,

in de titratiecurve loopt pH-lijn bijna horizontaal (de oplossing

gedraagt zich als een buffer), als het zuur bijna is verdwenen (dan

zit je dicht in de buurt van het equivalentiepunt), levert de

toevoeging van een kleine hoeveelheid van de basische oplossing een

grote pH-sprong op

een goede indicator in de tekening is broomthymolblauw

een verkeerde indicator in de tekening is dimethylgeel

15.7 Een werkplan maken

Bij het maken van een werkplan voor een titratie moet je bedenken

bijv. bepaal gehalte azijnzuur (ethaanzuur) door middel van titratie

-met welke stof de te bepalen stof snel en volledig reageert

azijnzuur reageert snel en volledig met natronloog

-hoe je het eindpunt van de titratie (equivalentiepunt) zichtbaar maakt

in het equivalentiepunt zijn CH3COO- (en Na+) ionen aanwezig, dit is een base dus de oplossing zal op het equivalentiepunt basisch zijn, kijk dan in Binas welke indicator je voor deze titratie kunt gebruiken

-hoe je ervoor zorgt dat de hoeveelheden die met elkaar reageren ongeveer even groot zijn

bereken met de warenwet wat de molariteit van het azijnzuur minimaal moet hebben, kijk hoeveel de molariteit van de natronloog dan moet zijn (in dit geval is de verhouding 1:1)

HOOFDSTUK 16 STEREOCHEMIE

16.1 Ruimtelijke structuren

Het atoom heeft een kern met positieve protonen en neutrale neutronen met daar omheen in een wolk de negatieve elektronen. De elektronen bevinden zich in schillen, de binnenste schil ligt het dichtst bij de kern en is het kleinst, de elektronen in deze schil worden het sterkst door de kern aangetrokken. Door de aantrekkingskrachten van de kern zullen zoveel mogelijk elektronen proberen in deze schil plaats te nemen. Als het aantal elektronen toeneemt, nemen ook de afstotende krachten tussen de elektronen toe, als de afstotende krachten te groot worden, komen de volgende elektronen in een nieuwe schil. Deze schil ligt verder van de kern en dat leidt tot een grotere atoomstraal.

Elektronen zitten verdeeld over schillen, die een verschillende afstand tot de kern hebben.

Het aantal elektronen dat in een bepaalde schil past, is uit te rekenen met de formule 2n2

Elektronen die het gemakkelijkst verwijdert kunnen worden zijn de elektronen in de buitenste schil, de elektrovalentie van een atoom houdt dus verband met de buitenste elektronen.

Valentie-elektronen: elektronen in de buitenste schil

Met het uitgebreide atoommodel kun je dus uitleggen hoe een atoom een lading van 1+ krijgt.

Moleculen zijn meestal niet plat, maar hebben een ruimtelijke strutuur.

Bij reacties speelt de ruimtelijke structuur vaak een rol.

Tetraëdrische omringing: het bevinden van 4 enkele bindingen op de hoekpunten van een regelmatig viervlak rondom een C-atoom, de bindingshoeken zijn 109.5°

bijv. methaan CH4 H

H – C – H

H

Bij een dubbele binding, bevinden de dubbele bindingen en de twee andere bindingen zich in het zelfde platte vlak, de bindingshoeken rondom het C atoom zijn 120°

bijv. etheen C2H4 H H

C = C

H H

Lineair molecuul: de bindingshoeken zijn 180°, de H atomen en de C atomen liggen op een rechte lijn

bijv. ethyl C2H3 H – C C – H

Bij een driedubbele binding, ligt de resterende vierde binding in het verlengde van de drievoudige binding.

Starre bindingen: bindingen die niet draaibaar zijn, dit zijn dubbele, drievoudige en cylobindingen

De vrije draaibaarheid komt voor bij de enkelvoudige bindingen.

16.2 Cis-trans isomerie

Structuurisomerie: isomeren waarbij de molecuulformule gelijk is maar de structuurformule verschillend, de volgorde van de de verschillende atoomsoorten is verschillend

Stereo-isomeren: isomeren waarbij de structuurformule (en dus de molecuulformule) gelijk is maar de configuratie verschillend, de ruimtelijke rangschikking van de atomen onderling is verschillend

Configuratie: ruimtelijke structuur

Cis-trans isomerie: vorm van stereo-isomerie, kan optreden als aan weerszijden van een starre binding twee verschillende groepen voorkomen

Cis: aan deze zijde, de groepen bevinden zich aan dezelfde kant van de starre binding

Trans: aan de overzijde, de groepen bevinden zich aan weerszijden van de starre binding

bijv. 1,2-dichlooretheen

Cis – 1,2-dichlooretheen Trans – 1,2-dichlooretheen

H H H Cl

C = C C = C

Cl Cl Cl H

Het verschil tussen de cis en transvorm is goed te zien, als je de dubbele binding horizontaal tekent en de viergroepen er schuin boven en onder.

Bij een drievoudige binding kan geen cis-trans isomerie voorkomen omdat er aan de weerszijden van de C atomen nog maar een plaats over is, voor cis-trans isomerie heb je aan beide kanten twee plaatsen nodig.

Er treedt cis-trans isomerie op bij alle moleculen met een starre binding en aan weerszijden twee verschillende groepen.

16.4 Assymmetrisch C-atoom

Spiegelbeeldisomeren: vorm van stereo-isomerie, optische isomeren waarbij de moleculen elkaars spiegelbeeld zijn

Optische activiteit van een stof treedt alleen op als de moleculen van de stof assymetrisch zijn, er mag in het molecuul geen symmetrievlak voorkomen.

Hoe ingewikkelder een molecuul is, hoe kleiner de kans is dat een symmetrievlak in het molecuul voorkomt.

Een molecuul is assymetrisch als het een C atoom bevat met vier verschillende groepen om zich heen.

Assymetrisch C atoom C*: C atoom met vier verschillende groepen om zich heen

Als een molecuul een assymetrisch C atoom bevat, zijn dat molecuul en zijn spiegelbeeld niet identiek, je hebt te maken met spiegelbeeld isomeren, er komen 2 ruimtelijke structuren voor.

Racemisch mengsel: mengsel van spiegelbeeldisomeren waarbij de verhouding hiertussen 1 : 1 is

In een cyclische verbinding komt een C* voor als zich hieraan vier verschillende groepen bevinden, je moet daartoe bekijken of links en rechtsom de groepen verschillend zijn.

Symmetrievlak: spiegelvlak, in het molecuul zit een spiegelvlak  geen optische stof

De twee componenten die samen het racemisch mengsel vormen, verschillen alleen in gedrag ten opzichte van gepolariseerd licht en ten opzichte van reacties met bacteriën of enzymen, de kook- en smeltpunten zijn ge¬lijk, het is daarom moeilijk om een racemisch mengsel te scheiden.

HOOFDSTUK 17 POLYMEREN

17.1 Additiepolymeren

Polymeer: stof die opgebouwd is uit grote aantallen atomen, het is een macromoleculaire stof, de molecuulmassa is zeer groot, deze moleculen bestaan uit steeds dezelfde regelmatige onderdelen

Monomeer: een eenvoudige grondstof

Polymerisatiereactie: reactie van het ontstaan van een polymeermolecuul doordat heel veel monomeermoleculen aan elkaar koppelen

Door een polymerisatiereactie ontstaat uit monoetheen  polyetheen

Synthesische polymeren worden aangeduid als kunststoffen en plastics.

Additiepolymerisatie: polyadditie, het ontstaan van een polymeer uit monomeren, de dubbele bindingen van de monomeermoleculen springen open, de koolstofatomen krijgen een extra bindingsmogelijkheid, de monomeermoelculen koppelen aan elkaar en er ontstaat een polymeer

Opstellen reactievergelijking polymeer: het is handig om alleen de dubbele binding die openspringt horizontaal te tekenen, alle andere atomen of atoomgroepen zet je eronder of erboven

De structuurformule van een polymeer kun je verkort weeergeven, je schrijft de repeterende eenheid op en geeft met een n aan dat veel van deze eenheden aan elkaar zijn gekoppeld.

Additiereactie: de dubbele binding springt open, aan beide koolstof atomen wordt een atoom of groep gebonden

Een koolwaterstof moet een dubbele binding bevatten zodat een additiereactie kan plaatsvinden.

Polyetheen (PE): Polystyreen (PS):

Polypropeen (PP): Polyvinylchloride (PVC):

Copolymeren: polymeren die ontstaan uit twee verschillende monomeren

17.2 Rubber
Rubber: is een product van rubberboom, is een additiepolymeer

Natuurlijk rubber ontstaat door de polymerisatie van isopreen (2-methyl-1,3-butadieen)

Sommige stoffen kunnen op verschillende manieren polymeriseren, gewoonlijk vindt een kop-staart of ook wel 1,4-additie plaats, je neemt hierbij aan dat beide dubbele bindingen openspringen, het eerste en het vierde C atoom koppelen aan elkaar tot polymeermoleculen, bij de deeltjes die ontstaan, ontstaat tussen het tweede en derde C atoom weer een dubbele binding.

Bij een 1,2-additie dan vindt er alleen een additie plaats tussen het eerste en tweede C atoom.

Onverzadigd polymeer: polymeer waarbij nog dubbele bindingen aanwezig zijn

Elasticiteit van rubber wordt veroorzaakt doordat een klein gedeeltje van de dubbele bindingen in een polymeermolecuul reageert, bij deze reactie worden dwars verbindingen tussen polymeermoleculen gevormd

Elastomeren: polymeren waarin enkele dubbele bindingen zijn opengesprongen en enkele dwarsverbindingen zijn gevormd

Valcunisatie: proces dat ontstaat bij het toevoegen van zwavel aan rubber, waardoor enkele extra dwarsverbindingen worden gevormd

17.3 Condensatiepolymerisatie

Condensatiereactie: reactie waarbij twee moleculen aan elkaar worden gekoppeld onder afsplitsing van een klein molecuul (water)

Voorbeeld van condensatiereactie is estervorming

Estervorming: je zet de OH-groep en de COOH-groep tegenover elkaar en laat water afsplitsen, hierbij ontstaat een polymeer (polyester)

Condensatiepolymeren: polymeermoleculen die ontstaan uit monomeermoleculen onder afsplitsing van kleine moleculen

Polyesters: ontstaan door hydroxy met een zuur of diol met een dizuur als beginstoffen te nemen

Polyamiden: ontstaan door aminozuren of diamine met dizuren als beginstoffen te nemen

Als in een molecuul een OH of NH groep aanwezig is, is deze stof oplosbaar in water, tussen de moleculen kunnen dan waterstofbruggen van OH of NH met H2O worden gevormd

De karakteristieke groep van een polyamide is een peptide binding.

17.4 Eigenschappen van kunststoffen

Thermoplasten: kunststoffen die bij het verwarmen zacht worden en bij afkoeling weer hard worden

Thermoharders: kunststoffen die bij verwarming hard blijven en harder worden

Verwekingspunt: het beginpunt van het smelttrajet van het plastic, dus de temperatuur waarbij een thermoplast week wordt

Weekmaker: vloeistof die bij toevoegen aan thermoplast tussen de ketenmoleculen hiervan gaat zitten, waardoor deze ketens gemakkelijker langs elkaar kunnen glijden (thermoplast is zachter)

Bij thermoharders zijn de ketenmoleculen aan elkaar gekoppeld tot een netwerk, er zijn geen ketens die langs elkaar heen kunnen glijen als je de stof dus verwarmt wordt hij niet zachter.

Als je thermoharders en thermoplasten verhit, ontleden ze beide.

Thermoplast is een stof die je kunt oplossen zonder dat deze kapot gaat

17.5 Toepassingen van kunststoffen

Kunststoffen worden onder andere gebruikt in de bouw, in de auto-industrie en als verpakkingsmateriaal.

Voordelen kunststof: gemakkelijk te verwerken, licht, niet reactief, onderhouds arm, isolerende werking, lage prijs

Kunststof = plastic

Bioplactic: plastic die uit natuurlijke gronstoffen kan worden gemaakt, bijv. polymelkzuur

Er ontstaan alleen dwarsverbindingen als er dubbele bindingen aanwezig zijn, niet bij de dubbele binding dus C = O

17.6 Het verwerken van kunststoffen

Schuimplastic: ontstaat door het doorblazen van gas tijdens het verwerkingsproces, het gas blijft bij afkoeling in het polymeer achter, zijn korrels met een gas erin (thermoplast)

Blaasmiddel: een stof die bij verwarmen een gas oplevert

De beginstoffen van thermoharders worden in een mal gedaan waar de polymerisatie plaatsvindt en zijn defenitieve vorm krijgt het reactieproduct.

Voorwerpen van thermoplasten kun je de gewenste vorm geven door ze te verwarmen

Er zijn drie manieren voor afvalverwerking van kunststoffen: storten, verbranden en hergebruiken

HOOFDSTUK 18 NATUURLIJKE CHEMIE

18.1 Voedsel

Ons voedsel beswtaat uit de volgende voedingsstoffen: eiwitten, koolhydraten, mineralen, vitaminen en vetten.

Enzymen zijn biologische katalysatoren die een rol spelen bij de vertering.

18.2 Koolhydraten

Koolhydraten: verzamelnaam voor een groep stoffen die voldoen aan de algemene formule Cn(H2O)m kun je verdelen in drie groepen:

-monosachariden: bouwstenen van andere koolhydraten bijv. glucose en sacharose

-disachariden: twee aan elkaar gekoppelde monosacharide bijv. sacharose

-polysachariden: meerdere aan elkaar gekoppelde monosacharide bijv. amylose, cellulose en glycogeen

Sacharide: ook wel suikers genoemd, hebben en zoete smaak, zoals glucose en sacharose

Glucose: C6H12O6

Sacharose: C12H22O11

18.3 Eiwitten

Eiwitten: macromoleculen, zijn opgebouwd uit aminozuren, woren met behulp van enzymen en water afgebroken tot kleinere moleculen (aminozuren)

Essentiële aminozuren: aminozuren die niet door het lichaam gemaakt kunnen worden

Hydrolysereactie: reactie waarbij grotere moleculen worden afgebroken tot kleinere moleculen met behulp van water

Aminozuren: bouwstenen van eiwitten, zijn 2-aminozuren, aminogroep is aan het tweede C atoom gebonden

Eiwitten onstaan door polycondensatiereacties van natuurlijke aminozuren, hierbij reageert de aminogroep van het ene aminozuurmolecuul met de carboxylgroep van het andere aminozuurmolecuul. Het deeltje dat ontstaat, heet een dipeptide.

Primaire structuur: de volgorde van de aminozuren in een eiwit

18.4 Ruimtelijke structuur van eiwitten

Eiwitten bestaan uit aminozuren die via een peptidebinding aan elkaar zijn verbonden.

Secundaire structuur: de spiraal vormige structuur van eiwitketens, ook wel α–helix genoemd, waterstofbruggen tussen de NH en de C=O groepen houden deze structuur in stand

Tertiaire structuur: geeft de rangschikking van α–helixen ten opzichte van elkaar aan, ontstaat door zwavelbruggen en ionbindingen tussen de helixen

Denatureren: het verwarmen van een eiwitten, waardoor de ionbindingen en zwavelbruggen verbroken worden, het eiwitmolecuul verliest hierdoor zijn ruimtelijke structuur

18.5 Eiwitsynthese in de natuur

Chromosomen: bestaan uit een groot aantal genen

Gen: codeert voor een eiwit

Nucleïnezuren: stoffen die een hoofdrol spelen bij eiwitten, zijn DNA en RNA

DNA: bestaat uit twee polyesters ketens van fosforzuur en deoxyribose en een nucleïne base, die door H-bruggen aan elkaar gebonden zijn, heeft een spiraalvorm die dubbele helix heet

Nucleïne basen: adenine (A), guanine (G), cytosine (C) of thymine (T), kunnen onderling koppelen, dit gebeurt door vorming van waterstofbruggen tussen de vrije delen van de basen, er is alleen een koppeling mogelijk tussen A-T en C-G

Nucleotide: combinatie van een fosfaatgroep, deoxyribose groep en een base

DNA bevat de informatie om eiwitten te maken, deze informatie is door middel van de volgorde van de basen vastgelegd en moet bij de eiwitsynthese vertaald worden. Drie opeenvolgende basen van een DNA streng vormen de ‘code’ voor een van de twintig aminozuren.

RNA: bestaat uit polyesterketens van ribose, fosforzuur en de een nucleïne base, hierin komt de base uracil (U) voor ipv T, kan alleen waterstofbruggen vormen met A, bestaat uit een enkele keten

Eiwitsynthese: gebeurt in een aantal stappen:

-Een streng van het DNA wordt geactiveerd, daarbij worden de waterstofbruggen verbroken en komen de strengen los van elkaar, met behulp van het losse DNA stuk wordt een mRNA streng gevormd uit losse nucleotiden (transcriptie), het mRNA verlaat de celkern (transcriptie)

-in het cytoplasma komen tRNA moleculen voor, aan de ene uiteinde kan een aminozuurmolecuul zich koppelen, aan de andere kant kan het mRNA zich koppelen

De volgorde van drie nucleotiden in het mRNA heet een codon.

De volgorde van drie nucleotiden in het tRNA heet een anticodon.

-de tRNA ketens met het daaraan gekoppelde aminozuurmolecuul, zoeken de plekken op van het mRNA waarop ze passen, op die manier komen de aminozuurmoleculen die aan elkaar gekoppeld moeten worden, naast elkaar te liggen en vormen via de peptidebinding het gewenste eiwit (translatie)

18.6 Is chemie vies?

MAC-waarde: Maximaal Aanvaarde Concentratie van een schadelijk stof, geeft aan hoeveel mg van die stof per kubieke meter lucht aanwezig mag zijn

ADI-waarde: Aanvaarde Dagelijkse Inname van een stof, geeft aan hoeveel mg per kg lichaamsgewicht aanvaard baar is om in te nemen

Carcinogentiteit: betekent dat een stof kanker kan veroorzaken

Mutageniteit: betekent dat een stof mutaties kan veroozaken

Toxiciteit: betekent giftigheid, onderscheid te maken tussen:

-acute: je wordt ziek van een stof die je op dat moment of even daarvoor hebt binnengekregen

-chronische:je wordt ziek van een stof die je binnenkrijgt maar waarvan je niet direct de schadelijkheid ervaart, giftige werking van de stof is langzaam

No-toxic effectlevel: heeft te maken met chronische toxiciteit, geeft de hoeveelheid van een stof aan die in je lichaam is opgeslagen en nog geen schadelijk effect heeft.

HOOFDSTUK 19 ANALYSE TECHNIEKEN

19.1 Welke stof is dit?

Kwalitatieve analysemethode: methode om aan te tonen welke stof er aanwezig is, hiervoor gebruik je een reagens

Kwantitatieve analysemethode: methode om te bepalen hoeveel er van een stof aanwezig is, voorbeeld is titratie

Met behulp van een redoxreactie waarbij het koppel I2/I- een van de halfreacties vormt, toon je zwaveldioxide, chloor en sulfiet aan.

De aanwezigheid van jood toon je aan met een zetmeeloplossing.

De aanwezigheid van waterstof toon je aan met een knalproef.

De aanwezigheid van zuurstof toon je aan met een gloeiende houtspaander.

19.2 Gaschromatografie

Chromatografie: scheidingsmethode die een belangrijke rol speelt bij het verdelingsevenwicht van een stof over de mobiele en de stationaire fase

Rf-waarde is de verhouding tussen de plaats van de stof op het chromatogram en de plaats van het vloeistoffront, is karakteristiek voor een stof

Gaschromatografie: bijzondere vorm van chromatografie, de gasstroom is de mobiele fase en de kolom de stationaire fase

Gaschromatograaf: apparaat dat je gebruikt bij gaschromatografie:

-spuit het monster dat je wilt onderzoeken met een injectiespuit in een gassstroom

-de stoffen die in het monster aanwezig zijn worden meegenomen door het dragergas

-de snelheid waarmee het drageras stroomt moet constant gehouden worden

-de stoffen uit het monster stromen met het dragergas langs de stationaire fase (de kolom: bestaat uit een vaste stof in korrelvorm of een vloeistof die aan een vaste drager is geadsorbeerd)

-in de kolom vindt de scheiding van het gasmengsel plaats

-de stof passeert bij het uiteinde van de kolom een detector, deze geeft aan de computer een signaal af, waardoor het passeren van de stof zichtbaar wordt

Chromatogram: plaatje dat ontstaand uit een chromatograaf

Retentietijd: is karakteristiek voor een stof

De retentietijd wordt groter naarmate het alkaan uit grotere moleculen bestaat.

De oppervlakte onder de grafiek is een maat voor de hoeveelheid stof.