Hoofdstuk 8 Hoe snel en hoe ver?
Paragraaf 8.1 Reactiesnelheid
De reactiesnelheid is om aan te tonen hoe snel een reactie verloopt. De eenheid die gebruikt wordt is ‘mol per seconde’.
De reactiesnelheid is afhankelijk van 4 factoren:
- De temperatuur: hogere temperatuur, hogere snelheid en andersom. Als de temperatuur met 10 graden stijgt, dan verloopt de reactie over het algemeen dubbel zo snel.
- De verdelingsgraad: een groter contactoppervlak zorgt voor een grotere reactiesnelheid.
- De concentratie: als men een hogere concentratie heeft, is er een grotere snelheid.
- De soort stoffen die reageren: bepaalde stoffen reageren snel, anderen langzaam.
Als een reactie langzaam verloopt, kun je een katalysator gebruiken. Dit is een stof die de reactiesnelheid vergroot. De katalysator wordt gebruikt, niet verbruikt. Biologische katalysatoren worden enzymen genoemd.
Paragraaf 8.2 Kwantitatieve proeven over reactiesnelheid
Als een reactie bij constante snelheid verloopt, is het een isotherme reactie/isotherm proces.
Reactiesnelheden vallen vaak te meten door te kijken hoeveel mol stof er verdwijnt/ontstaat. Bij gassen gaat dit vaak goed, maar bijvoorbeeld bij neerslag is dat lastig.
Paragraaf 8.3 Het botsende-deeltjesmodel
De reactiesnelheid tussen 2 stoffen is afhankelijk van het aantal effectieve botsingen dat per seconde tussen de deeltjes ontstaat: het botsende-deeltjesmodel.
Verklaringen met het botsende-deeltjesmodel:
- Concentratie: hogere concentratie -> meer deeltjes -> meer kans op botsingen (tevens meer kans op effectieve botsingen).
- Verdelingsgraad: groter contactoppervlak -> meer deeltjes kunnen botsen -> meer kans op botsingen (tevens meer kans op effectieve botsingen).
- Temperatuur: hogere temperatuur -> snellere beweging van deeltjes -> komen elkaar vaker tegen -> meer kans op botsingen tussen de deeltjes (meer botsingen per seconde en krachtigere, dus meer effectieve, botsingen).
Een reactie waarbij veel moleculen tegelijk en effectief moeten botsen loopt vaak met enkele tussenstappen. Een dergelijke reactie heet het reactiemechanisme.
Paragraaf 8.4 Omkeerbare reacties
Een omkeerbare reactie, is een reactie die naderhand weer omgekeerd kan worden:
Waterstof en Zuurstof verbranden -> Water ontstaat.
Water ontleden -> Waterstof en Zuurstof ontstaan.
De notatie is simpel: i.p.v. een enkele pijl naar rechts, 2 pijlen boven elkaar: een naar links, een naar rechts.
De evenwichtstoestand is te toestand, wanneer er evenveel van het ene product als van het andere product is of ontstaat (bij een omkeerbare reactie!).
Paragraaf 8.5 Dynamisch evenwicht
De soorten evenwicht zijn:
- Dynamisch evenwicht: er ontstaat evenveel van de ene stof, als van de andere stof, waardoor er zichtbaar niets veranderd (chemische evenwichten en fase-overgangen behoren hierbij).
- Statisch evenwicht: er gebeurt niets, de krachten zijn aan elkaar gelijk en er zijn geen verdere reacties.
Bij een dynamisch evenwicht geldt:
- de eenheden van de heengaande en teruggaande reacties zijn gelijk aan elkaar.
- alle stoffen die aan de evenwichtsreacties deelnemen, zijn in het reactiemengsel aanwezig.
- de concentraties van alle stoffen in het reactiemengsel veranderen niet meer.
Paragraaf 8.6 Soorten evenwicht
Chemische evenwichten komen in 3 soorten, gelet op fase:
- Homogeen evenwicht: alle stoffen in dezelfde fase (allemaal gas, vloeibaar of vast).
- Heterogeen evenwicht: de stoffen verschillen in fase (bijvoorbeeld 1 vast en 1 vloeibaar).
- Verdelingsevenwicht: bijzondere vorm van heterogeen evenwicht. Een stof lost op in 2 oplosmiddelen, maar die oplosmiddelen mengen niet met elkaar. Voorbeeld: jood in water en wasbenzine.
Hoofdstuk 9 Zuren en basen
Paragraaf 9.1 Indicatoren en pH
De pH-waarde geeft aan hoe zuur of basisch een stof is. De schaal loopt van 0 tot 14. pH 7 (in de praktijk tussen 6 en 8) is neutraal, onder 7 is zuur en erboven basisch. Hoe zuurder, hoe lager de pH. Hoe meer basisch, hoe hoger de pH.
Met een zuur-base-indicator kun je aantonen of een stof neutraal, basisch of zuur is. De kleur waarin het veranderd past bij een bepaald gedeelte tussen 0 en 14. Die kleur heet het omslagtraject.
Een universeelindicator is goed om de pH te meten, maar een pH-meter is nauwkeuriger.
Paragraaf 9.2 Zuren en zure oplossingen
Gemeenschappelijke eigenschappen van zure oplossingen:
- ze hebben een pH kleiner dan 7.
- ze kleuren blauw lakmoes rood.
- ze geleiden de stroom.
- na toevoegen van magnesium ontstaat waterstof.
Zuren bevatten gehydrateerde H+ ionen. Deze proton wordt aangetrokken door de negatieve kant van de waterdipool. Hierdoor ontstaat H3O+(aq). Alle zure oplossingen bevatten H3O+, deze bepaald de gemeenschappelijke eigenschappen.
Zuren die je moet kennen:
(de lading staat tussen haakjes!)
Naam zuur Formule zuur Formule zuurrestion Naam zuurrest
Waterstofchloride HCl Cl(-) Chloride
Waterstofbromide HBr Br(-) Bromide
Waterstofjodide HI I(-) Jodide
(di)waterstofsulfide H2S S(2-) Sulfide
Zwavelzuur H2S4 SO4(2-) Sulfaat
Salpeterzuur HNO3 NO3(-) Nitraat
Fosforzuur H3PO4 PO4(3-) Fosfaat
Koolzuur ‘H2CO3’ CO3(2-) Carbonaat
Ethaanzuur CH3COOH CH3COO(-) Ethanoaat
Opmerkingen:
- Bij ethaanzuur kan alleen de COOH groep een H+ ion afstoten.
- Bij koolzuur staat de formule tussen haakjes. Vaak wordt koolzuur opgeschreven als ‘CO2 + H2O’.
- De term zoutzuur ontbreekt in de tabel. Zoutzuur is namelijk een oplossing van HCl in water. De notatie van zoutzuur is dus H3O(+)(aq) + Cl(-)(aq).
- Vaak wordt bij de naam van een zuur termen als geconcentreerd of verdund gebruikt. Dat betekent dat je met een oplossing van dat zuur in water te maken hebt. De notatie van een verdund of geconcentreerd zuur is hetzelfde als een opgelost zuur.
Paragraaf 9.3 Basen en basische oplossingen
Gemeenschappelijke eigenschappen van basische oplossingen:
- ze hebben een pH hoger dat 7.
- ze kleuren rood lakmoes blauw.
- ze voelen glibberig aan.
- ze zijn geschikt om te ontvetten.
Het gemeenschappelijke deeltje in basische oplossingen is het OH-(aq) ion.
De basen die je moet kennen:
(lading weer tussen haakjes!)
Naam base Formule base
Ammoniakmolecuul NH3
Hydroxide-ion OH(-)
Oxide-ion O(2-)
Carbonaation CO3(2-)
Waterstofcarbonaation HCO3(-)
Ethanoaation CH3COO(-)
Een base neemt een H+ deeltje op.
Een basische oplossing ontstaat op 2 manieren:
- Als je een zout oplost waarvan het negatieve ion het hydroxide ion is.
- Als je een stof oplost waarbij de base een H+ ion opneemt van het watermolecuul.
Sommige zouten reageren met water. Deze bevatten vaak het negatieve oxide-ion.
3 stoffen (triviale namen) die je moet kennen:
(wederom lading tussen haakjes!)
Naam oplossing Notatie Ontstaat door aan water toe te voegen
Natronloog Na(+) (aq) + OH(-) (aq) Na2O (s) of NaOH (s)
Kaliloog K(+) (aq) + OH(-) (aq) K2O (s) of KOH (s)
Kalkwater Ca(2+) (aq) + 2 OH(-) (aq) CaO of Ca(OH)2 (s)
Paragraaf 9.4 De pH van zure oplossingen
De zuurgraad, pH, wordt bepaald door de concentratie H3O+ ionen.
pH = -log[H3O+] en [H3O+] = 10^-pH
Het berekenen van H3O+ naar pH:
1: Bereken hoeveel mol H3O aanwezig is in mol/L
2: Voer de formule in.
Paragraaf 9.5 De pH van basische oplossingen
Voor de basegraad gelden dezelfde formules:
pOH = -log[OH-] en [OH-] = 10^-pOH
Het verband tussen pH en pOH is, dat wanneer je deze 2 getallen optelt (bij een base of zuur), dat ze dan samen 14 vormen. Dus als de zuurgraad van een zuur pH 5 is, dan is de basegraad 14-5 = 9.
REACTIES
1 seconde geleden