Scheikunde Hoofdstuk 9
Paragraaf 9.1 t/m 9.8
pH-waarde: een zure oplossing heeft pH < 7
een basische oplossing heeft pH > 7
pH tussen 6 en 8 is neutraal.
Omslagtraject is punt waarop de kleur veranderd. (Binas 52A)
Kenmerken zuren: - Ze hebben een pH kleiner dan 7
- Ze kleuren blauw lakmoes naar rood.
- Ze geleiden stroom
- Als je magnesium toevoegd, onstaat er waterstof
Belangrijke zuren:
Waterstofchloride = HCl
Waterstofbromide = HBr
Waterstofjodide = HI
(di)Waterstofsulfide = H2S
Zwavelzuur = H2SO4
Salpeterzuur = HNO3
Fosforzuur = H3PO4
Koolzuur = H2CO3
Ethaanzuur = CH3COOH
Zoutzuur (aq) = HCl = H3O+(aq) + Cl-(aq)
Belangrijke Basen:
Ammoniakmolecuul = NH3
Hydroxide-ion = OH-
Oxide-ion = O²-
Carbonaat-ion = HCO3-
Ethanoaat-ion = CH3COO-
Natronloog = NaOH
Kaliloog = KOH
Kalkwater = Ca(OH)2
Een zuur is een deeltje dat H+ ionen kan afstaan.
Van [H3O+] naar pH:
1. Bereken [H30+] in Mol/L
2. Doe in je GR pH = -log(Mol/L)
Van pH naar [H3O+]:
1. Kijk naar de pH-waarde
2. Doe in je GR [H3O+] = 10^-pH
De pOH = 14 – pH
pOH = -log(OH-)
[OH-] = 10^-pOH
Zure Depositie wordt veroorzaakt door industrie, het verkeer en de landbouw. Het kan vanuit gassen uit de lucht in de grond komen of vanuit zure regen, of landbouw (mens).
Zwavel uit auto’s vermengen met lucht S + O2 SO2 of SO3
Die stoffen komen in de wolken H2O + SO3 H2SO3 of H2SO4 (zwavelzuur)
Automotor N2 + O2 NO en NO2 NO2 of NO + H2O HNO2 of HNO3 (salpeterzuur)
(Dit geldt ook voor verzuring van mest in de grond)
Opstellen van een zuur-base reactie:
1. Noteer welke deeltjes er aanwezig zijn.
2. Wat is het zuur en wat is de base?
3. Hoeveel H+ kan het zuur per deeltje afstaan en hoeveel H+ kan de base per deeltje opnemen?
4. Stel de reactievergelijking op.
Wanneer carbonaat of waterstofcarbonaat de base is, ontstaat er bij de zuur-base reactie H2CO3 dat uiteenvalt in H2O (l) en CO2 (g).
Het uitvoeren van een titratie:
(het berekenen van de concentratie van een stof, met een andere stof waar de concentratie wel van bekend is. Hierbij wordt gebruik gemaakt van de zuur-base reactie. Wanneer je weet hoeveel ml je nodig hebt van de stof met de bekende concentratie tot neutralisatie, kun je de concentratie van de andere stof berekenen)
Je weet:
Hoeveel mL je hebt van de stof met de onbekende concentratie.
Hoeveel mL stof je nodig had van de andere stof voor neutralistatie.
Wat de molariteit (concentratie) is van de andere stof (in mol per L)
1. Stel een zuur-base reactievergelijking op.
2. Kijk wat de gevraagde stof is, en bekijk de molverhouding.
3. Bereken het aantal mol van de gegeven stof. (kruistabel)
4. Bereken met behulp van de molverhouding het aantal mol van de gevraagde stof.
5. Reken dit om naar de gevraagde eenheid en controleer.
Scheikunde Hoofdstuk 10
Paragraaf 10.1 t/m 10.7
Endotherme reactie: De reagerende stoffen nemen energie op van de omgeving
Exotherme reactie: De reagerende stoffen geven energie af aan de omgeving.
Faseovergangen, oplossen en reacties gaan gepaard met een energie-effect.
Energie-effect = ∆E Is het verschil tussen het beginniveau en het eindniveau.
Bij een endotherme reactie ligt het eindniveau hoger dan het beginniveau, en bij een
exotherme reactie ligt het eindniveau lager dan het beginniveau.
Wet van energiebehoud houdt in dat als het energie-effect van een proces +a Kj is, dan is het energie-effect van het omgekeerde proces –a Kj.
Activeringsenergie E-act is de energie die nodig is om de reactie op gang te brengen. Dan komen de stoffen in de overgangs- of geactiveerde toestand. E-act zit ook in de energiediagram, altijd hoger dan de begintoestand.
Heb je voor een reactie een hoge activeringsenergie nodig, dan zal de reactie langzaam verlopen tenzij je een katalysator toevoegd. De katalysator verlaagt de activeringsenergie
De concentratiebreuk is constant.
Bij chemisch evenwicht geldt:
1. De heengaande reactie gaat even snel als de teruggaande reactie.
2. De concentraties van de stoffen blijven constant.
[Reactieproduct]
--------------------- = K
[Beginstoffen]
In de concentratiebreuk staan alléén de (aq) en de (g)
[Beginstoffen]
Bij gassen geldt: Als alle stoffen uit de reactie uit gassen bestaan kun je Kp nemen: de partiele gasbreuk. Die bouw je hetzelfde op als bij de concentratiebreuk. De Kp is te vinden in je binas bij tabel 51.
Voor K geldt:
Er ontstaan neerslag wanneer de concentratiebreuk > K
Er ontstaat geen neerslag wanner de concentratiebreuk ≤ K
De evenwichtsconstante is K. De concentratiebreuk berekent K. De evenwichtsvoorwaarde is als de concentratiebreuk gelijk is aan de evenwichtsconstante K.
De evenwichtsconstante K verandert alleen als de temperatuur verandert.
De verderlingsconstante Kv geldt bij heterogene evenwichten. (Wanneer een stof in meerdere stoffen opgelost is in bijvoorbeeld (aq) of (wb))
De verderlingsconstante berekenen:
1. Stel de reactievergelijking op.
2. Stel de reactievoorwaarde op.
3. Stel een van de 2 onbekende concentraties gelijk aan X.
4. Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde druk je de tweede onbekende concentratie ook uit in X.
5. Met behulp van de gegeven volumina druk je de twee onbekende hoeveelheden uit in X.
6. Met behulp van de gegeven hoeveelheid Jood bereken je X.
7. Vul de berekende X in bij de concentraties van stap 3 en stap 4.
Het oplosbaarheidsproduct Ks. Dit evenwicht stelt zich in bij verzadigde zoutoplossingen. Een gedeelte is al (aq) en een gedeelte is nog (s). (Te vinden in tabel 46)
Het oplosbaarheidsproduct berekenen:
1. Stel de reactievergelijking op.
2. Stel de evenwichtsvoorwaarde op.
3. Stel datgene wat je gaat uitrekenen op X.
Met behulp van de verhoudingen van de reactievergelijking kun je van de andere
onbekende concentratie uitdrukken in X. (of half X, ivm de verhouding)
4. Vul beide onbekende concentraties in de evenwichtsvoorwaarde in. (let op: je moet als de verhouding 1:2 is degene met 2 wel een X² geven, ook al lijkt het dubbelop i.v.m. de halve X)
5. Bereken X.
6. Bereken de gevraagde concentratie.
Economisch optimum: fabrikanten hebben liever weinig opbrengst in ene kort tijd, dan heel veel in een lange tijd. Ze willen een zo’n hoog mogelijk rendement.
Met een katalysator kan het economisch optimum beter worden, omdat je de activeringsenergie verlaagt, en zo de productietijd versnelt, en dus goedkoper maakt.
Een product kan goedkoper worden door het evenwicht op een gunstige manier te verstoren.
REACTIES
1 seconde geleden
P.
P.
mooi
9 jaar geleden
Antwoorden