Scheikunde PWW2 - Hoofdstuk 1 en 4 t/m 10

Scheikunde PWW2 Januari 2009

Hoofdstuk 1, Hoofdstuk 4, Hoofdstuk 5, Hoofdstuk 6 + beginstencils

Hoofdstuk 1.1:

Elke atoom bevat elektronen en protonen. De elektronen zijn de negatieve deeltjes, en de protonen de positieve.
De bouw van een atoom ziet er als volgt uit:
De protonen bevinden zich in het kleine gebiedje in
het midden van het atoom: de atoomkern.
Daarom heen bevinden zich de elektronen.

Atomen hebben hun eigen nummer, dat nummer staat gelijk aan het aantal protonen, en dus de kernlading.

De atoomkern bestaat niet alleen uit positieve protonen maar ook uit deeltjes zonder lading: neutronen. De massa van een neutron en een proton zijn daarom altijd gelijk. Maar de massa is zo klein dat er een nieuwe massa eenheid is: de ‘atomaire massa-eenheid’ u. De massa van 1 proton of neutron staat gelijk aan 1 u. De massa van een elektron is 2000 keer zo klein dus die wordt verwaarloosd. Dus de som van neutronen en protonen is het massagetal.

Bij de meeste atoomsoorten komen er atomen voor met een verschillend aantal neutronen in de kern. Het aantal protonen en elektronen zijn wel hetzelfde. Dit zijn isotopen.

1.2:

Er zijn twee soorten lading: positief en negatief. Tussen deze geladen voorwerpen blijken krachten te werken: afstotend als ze gelijk zijn, aantrekkend als ze een tegengestelde lading hebben. Wanneer het aantal elektronen niet gelijk is aan het aantal protonen ontstaat er een geladen deeltje.

Er bestaan 2 soorten ionen, positief geladen en negatief geladen ionen. Bij het smelten van zouten komen de ionen los van elkaar en kunnen zo voor stroomgeleiding zorgen.

Positieve ionen hebben een zelfde aantal protonen en een kleiner aantal elektronen, i.p.v. het aantal dat het hoort te hebben. Negatieve ionen hebben dan meer elektronen.

1.3:

Een ion heeft een elektrische lading. Als een ion 1 proton meer heeft als het aantal elektronen dan is het ion positief met een lading van 1+, een negatief ion met 1 proton minder dan het aantal elektronen dan heeft het een lading van 1-.

Als je weet welke ionsoorten in een zout aanwezig zijn, dan kun je de formule afleiden. Het is een stof, dus het moet neutraal zijn, dus de positieve lading moet de negatieve compenseren, of andersom. Dat heet een verhoudingsformule.

Hoe stel je zo’n verhoudingsformule dan op? Wat is de verhoudingsformule van ijzer(III)chloride
1: ga na welke ionen in het zout aanwezig zijn - het bestaat uit Fe2+ en CL ionen
2: bepaal de verhoudingen om te zorgen voor een - voor een neutrale formule zijn 2 keer neutraal zout zoveel CL ionen nodig
3: schrijf de formule op - Fe2+CL-2

1.4

Een samengesteld ion bestaat uit meerdere atomen, die samen een lading hebben.
Ipv. de systematische naam ethanoaat, wordt vaak de triviale naam acetaat gebruikt

Het opstellen van een zoutformule met samengestelde ionen gaat ook met 3 stappen:
Bv. wat is de formule van calciumhydroxide
1: ga na welke ionen in het zout aanwezig zijn - het bestaat uit Ca2+ en OH-
2: bepaal de verhoudingen om te zorgen voor een - voor een neutrale formule zijn 2 keer
neutraal zout zoveel OH ionen nodig
3: schrijf de formule op, wanneer het samen- - Ca2+(OH-)2, je moet de haakjes zetten
gestelde ion meer dan 1 keer voorkomt, anders slaat het index 2 alleen op de
gebruik je haakjes om het samengesteld ion waterstof

1.5

Een oplossing van een zout in water geleidt de stroom door vrije ionen. Hoe meer vrije ionen in een oplossing aanwezig zijn, hoe groter de stroomgeleiding is. Als je een zoutoplossing in water doet verandert de formule: Ca2+ CL-2 water Ca2+(aq) + 2 CL-(aq)

Er zijn wat bijzondere triviale namen: - natronloog: Na+(aq)+ OH- (aq)
- kaliloog: K+ (aq) + OH- (aq)
- kalkwater: Ca2+(aq) + 2 OH- (aq)

Hoofdstuk 4.1:

Door vrije ionen kan de oplossing stroom geleiden. Hoe meer vrije ionen in de oplossing aanwezig zijn, hoe beter de oplossing de stroom geleidt.

Als je een oplossing van een zout indampt, blijft er een vaste stof over. Dat is het omgekeerde van oplossen. Je geeft het op deze manier aan: Ca2+ (aq) + 2 CL- (aq) Ca2+ CL- 2

4.2:

Als je twee stoffen bij elkaar voegt, kan een ‘neerslag’ ontstaan. Een neerslag is een vaste stof die (fijn) verspreid door een vloeistof zit. (een suspensie). Laat je het een tijdje staan, dan zal de stof bezinken: neerslaan. Als er een neerslag ontstaat vormen de positieve ionen van de ene beginstof ionbindingen met de negatieve ionen van de andere beginstof, er ontstaan een zout dat slecht oplost in water.

Om te zien welke ionen een neerslag vormen, is het handig om met de ionen in een schema te zetten. Dat doe je in drie stappen: Bv: je voegt oplossingen van ijzer (II)nitraat en natriumfosfaat bij elkaar
1 schrijf op welke ionen in de oplossingen - Fe2+(aq) en NO3-(aq)
voorkomen Na+(aq) en PO43-(aq)
2 ga na welke combinatie van ionen een - NO3- PO43-
slecht oplosbaar zout oplevert (tabel 45)
Fe2+ g s
Na+ g g

3 schrijf, als een neerslag ontstaat, de - 3 Fe2+(aq) + PO43-(aq) → Fe3 (PO4)2
reactievergelijking op. Voor de pijl komen
de ionen die een neerslag vormen, achter de
pijl de formule van het vaste zout. Vergeet
het kloppend maken niet.

4.3:

Om een slecht oplosbaar zout te maken, voeg je 2 zoutoplossingen bij elkaar. De ene bevat het positieve ion van het zout dat je wilt maken de andere het negatieve. Dan mag je er zelf bij het positieve ion een negatieve bij doen, en andersom ook. Je moet wel letten op:
- Dat de combinatie van het positieve ion en het negatieve ion dat je erbij doet oplosbaar is
- Dat de combinatie van het negatieve ion en het positieve ion dat je erbij doet oplosbaar is
- Dat de negatieve ionen uit oplossing A geen neerslag vormen met de positieve ionen uit oplossing B

een goede keus als het negatieve ion dat je bij oplossing A doet is nitraat (alle nitraten zijn goed oplosbaar)
een goede keus als het positieve ion dat je bij oplossing B doet is natrium (alle natriumzouten zijn goed oplosbaar)

Om een goed oplosbaar zout te maken, moet ook nu de ene oplossing het positieve ion bevatten en de andere oplossing juist het negatieve ion. Bijvoorbeeld: bariumchloride. Je hebt oplossing A nodig met barium ionen en oplossing B met chloride ionen. Ook nu zorg je weer:
- Dat de combinatie Ba2+ en het negatieve ion dat je erbij doet oplosbaar is
- Dat de combinatie CL- en het positieve ion dat je erbij doet oplosbaar is MAAR
- Dat de negatieve ionen uit oplossing A wel reageren met de positieve ionen uit oplossing B
Nadat de oplossingen zijn samengevoegd, ontstaat er een neerslag. Filtreren levert een filtraat op dat bariumionen en chloride ionen bevat. Na indampen hou je het gewenste zout over.

Metalen met een kleine dichtheid noem je lichte metalen, metalen met een grote dichtheid noem je zware metalen.

Om ionen uit een oplossing te verwijderen ga je als volgt te werk:
Vb. verwijder loodionen uit het oppervlaktewater.
1 zoek een oplossing die een ionsoort bevat, - in dit geval kun je een natriumsulfaatoplossing
die samen met de ionsoort die je wilt oplossing nemen.
verwijderen een neerslag vormt, maak SO42-
ter controle een neerslagtabel. Pb2+ s
Na+ g
2. voeg de zoutoplossing toe, er vindt een - Pb2+ (aq) + SO42- (aq) → PbSO4
neerslagreactie plaats.
3 filtreer de suspensie die ontstaat. - het residu is loodsulfaat. Je hebt dus de loodionen uit de oplossing verwijderd.

4.4:
om aan te tonen of een oplossing chloride- of sulfaationen bevat, moet je het volgende doen:
- zoek een zoutoplossing, waarbij het positieve ion wel met het sulfaation reageert maar niet
met het chloride-ion. De neerslagtabel ziet er dan zo uit: CL- SO42-
Of natuurlijk andersom, dat het positieve ion wel
reageert met het chloride ion en niet met het sulfaation X+ g s
je moet er wel voor zorgen dat het negatieve ion van de X geen neerslag geeft. (als je voor nitraat kiest zul je daar geen last van hebben.

Als je wilt onderzoeken of een vaste stof (een zout) een verontreiniging bevat, ga je als volgt het werk. Voeg eerst water toe. Als het zout wel oplosbaar is en de verontreiniging niet, kun je meteen zien of de verontreiniging aanwezig is. Als de oplossing helder is, is er geen verontreiniging aanwezig. Blijft het mengsel troebel, dan heb je aangetoond dat een verontreiniging aanwezig is. Als zout een en verontreiniging beide oplosbaar zijn, krijg je na toevoeging van water een heldere oplossing. Nu moet je een zoutoplossing toevoegen die alleen met de verontreiniging een neerslag geeft.

4.5:

de MAC-waarde is de Maximaal Aanvaarde Concentratie van een schadelijke stof (gas, damp of nevel)

Hoofdstuk 5.1:

Het periodiek systeem van Mendeljev gebruiken we nog steeds. Alleen hebben we de elementen gerangschikt naar opklimmend atoomnummer. Ook de richting is omgedraaid. De horizontale regels waarin de atoomnummers toenemen heten de perioden. De verticale kolommen heten groepen.

5.2:

Er zijn drie groepen als je let op stroomgeleiding:
1. stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase de stroom geleiden, zijn de metalen
2. stoffen die in geen van beide fasen en ook niet in oplossing de stroom geleiden, zijn de moleculaire stoffen
3. stoffen die de stroom niet in de vaste fase, maar wel in de vloeibare fase en in oplossing geleiden zijn de zouten

Moleculaire stof: is opgebouwd uit alleen niet-metaalatomen
metaal: is opgebouwd uit metaalatomen
zout: is opgebouwd uit ionen, het is een combinatie van een metaal- en een nietmetaal.

Zouten zijn bij kamertemperatuur een vaste stof, en hebben een hoog smeltpunt. In vaste stof trekken de positieve en negatieve ionen elkaar aan. Deze sterke binding heet een: ionbinding. Een zout geleid alleen stroom in vloeibare fase. De ionen kunnen dan wel vrij bewegen.

De definitie van metaalbinding is het bijeenhouden van positieve atoomresten door negatieve vrije elektronen. Bij stroomgeleiding door een metaal verplaatsen vrije elektronen zich.

De vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen, het is een zwakke binding. En naarmate de moleculen groter worden, wordt de vanderwaalsbinding sterker en is het smeltpunt dus hoger.

5.3:

In een vaste stof zijn de deeltjes regelmatig op elkaar gestapeld: een Kristalrooster. Je kunt ze in 4 soorten onderscheiden: - molecuulrooster (als het van alleen van moleculen is gemaakt)
- metaalrooster (de kleinste deeltjes zijn metaalatomen)
- atoomrooster (de kleinste deeltjes zijn niet-metaalatomen
- ionrooster (de kleinste deeltjes zijn ionen)
In een vast zouten zitten de ionen op een vaste plaats in het ionenrooster. De geladen ionen kunnen nu dus niet bewegen en er kan geen lading worden verplaats. Als het zout smelt, verlaten ze hun vaste plaats. Ze gaan langs elkaar bewegen, hierdoor kan lading worden verplaatst, zodat stroomgeleiding mogelijk is.

Net als bij zouten, is het bij moleculen zo als het verwarmd wordt het gaat smelten en zijn vaste plaats verlaat. Als het smeltpunt hoog is, zijn de vanderwaalsbindingen tussen de moleculen groot. Het kost immer veel energie om deze binding te verbreken.
Macromoleculaire stoffen zijn stoffen die zijn opgebouwd uit macromoleculen. Die weer bestaat uit duizenden atomen. En aangezien de sterkte van de vanderwaalsbinding samenhangt met de grootte van de molecuul betekent dit dat binding tussen de macromoleculen erg groot is. Ze zijn daarom ook altijd bij kamertemperatuur vast.
(De meeste metalen en zouten zijn bij kamertemperatuur een vaste stof).

5.4:

Bij significantie gelden een aantal regeltjes. Maar bijvoorbeeld: je weegt iets van 62Kg, (2 significante cijfers), dat betekend dat het werkelijke gewicht ligt tussen 61,5 en 62,4. stel je meet iets van 8,0gram heeft de nul wel degelijk betekenis want nu licht het werkelijke gewicht tussen 7,95 en 8,04. En stel je had gewoon 8 gezegd dan ligt het gewicht tussen de 7,5 en 8,4 gram. Dus 8,0 zijn 2 significante cijfers.
Dus bij significante cijfers tellen nullen achter een cijfer wel mee; nullen voor het eerste cijfer niet.

- Het antwoord van een vermenigvuldiging of deling mag in 2,58:0,67 = 3,9
niet meer significante cijfers worden gegeven dan de meetwaarde 359x21 = 7,5 x 103
met het kleinst aantal significante cijfers.
- Bij optellen en aftrekken wordt het antwoord in niet meer decimalen 25,8+0,37 = 26,2
geschreven dan het bij de berekening betrokken meetresultaat met
het kleinst aantal decimalen

let op: deze regels gelden alleen voor meetwaarden en niet voor telwaarden.
Bijvoorbeeld 1vitamine c tablet bevat 45,5 mg ascorbiinezuur. Dan bevatten 8 tabletten
8 x 45,5 = 364 mg ascorbinezuur. (het aantal tabletten is een telwaarde)

5.5:

een atoom is heel klein en heeft daarom ook een kleine massa. Dat is een onhandig getal. Daarom is er een nieuwe eenheid ingevoerd: de atomaire massa-eenheid. Je geeft deze aan met ‘u’.

Als je de molecuulformule kent, kun je met behulp VB
van de atoommassa’s de massa van het molecuul - bereken het massapercentage van het
uitrekenen element waterstof in water
1 Wat is de formule van de stof? - De formule van water is H2O
2 Zoek de atoommassa’s op - Molecuulmassa:
2 x 1,008 + 16 = 18,02 u
3 Bereken de molecuulmassa. -Het aandeel water stof is:
2 x 1,008 = 2,016 u.
4 Bereken het massapercentage - 2,016 x 100% = 11,19%
18,02

5.6:
Om in plaats van met hele kleine getallen te wegen hebben chemici een nieuwe grootheid afgesproken: de chemische hoeveelheid. De eenheid die daarbij hoort is mol.
De chemische hoeveelheid van 1,00 mol is zoveel gram als de getalwaarde van de massa van één deeltje.

De massa van één mol heet de molaire massa. De eenheid is g mol-1. De molaire massa van een stof in gram is in getalgrootte hetzelfde als de massa van het deeltje in u. bv:
Stof formule molecuulmassa molaire massa
Waterstof H2 2,016 u 2,016 g
Water H2O 18,02 u 18,02 g
Van veel voorkomende stoffen staan de molaire massa in tabel 98

Je kunt chemische hoeveelheid en massa Vb. hoeveel gram komt overeen met 1,60 mol
in elkaar omrekenen ammoniak
1 wat is de formule van de stof? - de formule van ammoniak is NH3
2 bereken de molaire massa - de molaire massa is 17,03 g mol-1
3 vul de molaire massa in de verhoudings- - aantal mol 1,00 1,60
tabel in en bereken het gevraagde in het
juiste aantal significante cijfers aantal gram 17,03 …

kmol (kilomol) = 103 mol stof met het kruisproduct wordt dit 27,248
mmol (milimol) = 10-3 mol stof afgerond op significante cijfers wordt dat 27,2g.

Als je van massa (gr.) naar chemische hoeveelheid (aantal mol) wilt rekenen doe je dat met M oftewel molmassa. Om van massa naar chemische hoeveelheid te gaan moet je massa delen door M. En om van chemische hoeveelheid naar massa te gaan, moet je chemische hoeveelheid keer M doen. Want voor bijvoorbeeld ammoniak is de M 17,03 g/mol. Één mol heeft dus een massa van 17,03 gram. Als je 20 gram ammoniak hebt moet je die 20 delen door 17,03 om het aantal mol te vinden.

5.7:

1,00 mol gas neemt bij dezelfde temperatuur en druk eenzelfde volume. Dit noemen we: molair volume van een gas, aangegeven met Vm. het molair volume is alleen afhankelijk van de temperatuur en druk en niet van het soort gas. De standaardomstandigheden zijn een temperatuur van 273 K en een druk van P0 oftewel 1 bar (1,01 x 105 Pa) = Vm 22,4 dm3 mol-1.

Je weet hoe je nu van massa naar chemische hoeveelheid gaat en andersom, maar je kunt ook het volume van het gas berekenen. Hier gebruik je in plaats van M, Vm voor. Om van chemische hoeveelheid naar volume gas te gaan vermenigvuldig je de chemische hoeveelheid met Vm. En om van volume gas naar chemische hoeveelheid te gaan deel je volume gas door Vm. Want bijvoorbeeld: molair volume heeft als eenheid dm3/mol, onder standaard omstandigheden heeft 1mol gas een volume van 22,4 dm3. dus 5 mol heeft 5 keer 22,4dm3 aan volume. Wil je van massa naar volume gas, dan deel je eerst massa met M, dan heb je de chemische hoeveelheid. Dan vermenigvuldig je de chemische hoeveelheid met Vm.

keer keer
M Vm
delen delen

Hoofdstuk 6.1:

Ons lichaam bestaat voor 65% uit water. Ook ons bloed bestaat voornamelijk uit water, met allerlei stofjes die erdoorheen zweven. Het hart pompt het bloed door, en zorgt voor aanvoer van voedingstoffen en zuurstof in de cellen en voor afvoer van afvalstoffen en warmte uit de cellen. De cellen zelf bevatten ook 60% tot 65% water waarin allerlei stoffen opgelost zijn en de vaste celdelen zoals de celkern rondzweven. De concentratie opgeloste stoffen zijn hoog, waardoor de celinhoud meer lijkt op een soort gel dan op een opgeloste waterstof. Het celmembraam laat celectief stoffen door, waardoor uitwisseling van voedingstoffen en afvalstoffen tussen cellen bloed plaats kan vinden. De lichaamstemperatuur van de mens met niet te laag worden (onderkoeling) en ook niet te hoog (koorts). De lichaamstemperatuur is in Nederland hoger dan de omgeving, dus het lichaam geeft continu warmte af. De energie die dus wordt afgegeven gaat via het bloed naar de zweetklieren. Die zorgen voor zweet, dat wordt verdampt.

Het lichaam haalt de meeste energie uit koolhydraten. Een bekend voorbeeld sacharose C12H22O11. Je hebt ook glucose C6H12O6. fructose heeft dezelfde molecuulformule.

Fotosynthese: groene planten (planten met chlorofyl) maken onder invloed van zonlicht glucose en zuurstof.

6.2:

Bij moleculen met verbindingen tussen de moleculen noemen we intermoleculaire bindingen. Hoe groter de intermoleculaire bindingen zijn hoe meer energie ervoor nodig is om de moleculen van elkaar los te maken. De vanderwaalsbindingen zijn er een goed voorbeeld van.

Polaire atoombinding: een binding tussen twee verschillende niet-metaalatomen. Hierbij trekt het ene atoom minder hard aan het bindende elektronenpaar. Het atoom dat sterker aan de elektronen trekt, is wat negatief (δ-). En het atoom dat minder sterk trekt, zal wat positiever worden (δ+). δ heeft een waarde tussen 0 en 1

Belangrijk voor het ontstaan van een polaire binding is de kracht waarmee elk van de atomen aan het gemeenschappelijk paar trekt. Een maat voor de grootte van deze aantrekkende kracht is de elektronegativiteit.

Door de polaire binding tussen het waterstofatoom en het chlooratoom in het waterstofchloridemolecuul is het molecuul aan de en de ene zijde wat positief en aan de andere zijde wat negatief. Het heeft dus 2 polen: dipoolmolecuul of dipool. Alle stoffen die dipolen bestaan, heten polaire stoffen. Als een stof is opgebouwd uit moleculen die geen dipool zijn. Is dat een apolaire stof. Bij een polaire stof trekt de δ+ van het ene molecuul aan de δ- van het andere. Deze dipool-dipool aantrekking zorgt voor extra kracht tussen de moleculen. Wat de vanderwaalsbinding versterkt. Hierdoor liggen de kook- en smeltpunten van een polaire stof hoger dan die van een apolaire.

Er is sprake van een dipoolmolecuul als in het molecuul polaire (atoom)bindingen zijn én ruimtelijke bouw de effecten van polaire bindingen niet opheft. In tabel 54 kun je het zogenaamde dipoolmoment opzoeken. Hoe groter het getal, hoe sterker de dipool is.

6.3:
Waterstofbrug: een sterke dipool-dipool aantrekking tussen de Hδ+ van het ene molecuul en het Oδ- van het andere molecuul. Dus bij een waterstofbrug is het H atoom van de ene OH of NH

Moleculen met een OH of een NH groep kunnen ook een waterstofbrug vormen

Bij een waterstofbrug moet een H atoom van een OH of NH groep zijn, die gebonden is aan het O of N atoom van de OH of NH groep van een naburig molecuul.

6.4:

De verdampingsenergie is afhankelijk van de grootte van de intermoleculaire bindingen. Hoe sterker die is, hoe meer energie er nodig is om de stof te verdampen
De sterkte van bindingen tussen de moleculen kan worden beïnvloed door:
1 grootte van het molecuul
2 aanwezigheid van dipoolkrachten
3 aanwezigheid van waterstofbruggen.
(1 belangrijkst dan 2 dan 3)

Om een stof te kunnen oplossen moeten de moleculen van het oplosmiddel uit elkaar gaan. De moleculen van de andere stof moet daar tussen gaan zitten. Dus de intermoleculaire bindingen moeten verbroken worden voordat er nieuwe bindingen kunnen ontstaan van het oplosmiddel naar de opgeloste stof.
Stoffen die met water mengen zijn hydrofiel.
Stoffen die niet met water mengen zijn hydro-foob.
Apolaire stoffen kunnen onderling mengen. Maar hier komen alleen vanderwaalsbindingen voor. Die veel zwakker zijn dan waterstofbruggen.

Als een zout oplost, komen de ionen los elkaar. We moeten dan aannemen dat de watermoleculen dan harden aan de ionen trekken als onderling. In de oplossing zijn de ionen omgeven door de watermoleculen. Die omhulling heet: hydratatie. De watermoleculen gaan dan met hun positieve kant (de waterstofatomen) richting het negatieve ion. De negatieve kant (het zuurstofatoom) staat dan richting het positieve ion toe.

Kristalwater: het kristalrooster van het zout bevat water.
Hydraten: zouten die kristalwater bevatten.
Kristalwater kan invloed hebben op de stofeigenschappen, zoals kleur en hardheid, van de vaste stof. De hoeveelheid kristalwater dat in het roosters ingebouwd kan worden verschilt per zout. Bijvoorbeeld: blauw kopersulfaat bevat per kopersulfaateenheid vijf watermoleculen. Dat noteer je zo CuSo4·5H2O dus je zet dan een grote 5 voor het molecuul van water

6.5:

De wasactive deeltjes van zepen zijn allemaal op dezelfde manier gebouwd. Ze bestaan uit 2 delen. Het ene gedeelte is oplosbaar in water, de hydrofiele kop. Het andere gedeelte is niet in water oplosbaar, een lange hydrofobe staart

Als je de deeltjes oplost blijven de hydrofobe staartjes boven het wateroppervlak en liggen de hydrofiele koppen er net onder.
Als er geen plek meer is voor de staarten, krijg je kluwen van die staarten. Dat is een rondje waarbij alle staarten naar binnen staan en alle koppen een dicht rondje vormen, ze zorgen er dus samen voor een hydrofoob gebiedje.

Vuil is meestal hydrofoob en lost dus niet op in water. Zeep kan wel zo’n vuildeeltje oplossen. Het vuil komt dan in het hydrofobe gedeelte van de micel. Door dan goed te schudden gaat het van het wasgoed af.

Als je zeepbellen hebt, stoten de geladen koppen elkaar af, daardoor blijft er een heel dun laagje water intact.

Waterstofbruggen tussen watermoleculen zijn zo sterk dat de watermoleculen. Aan het wateroppervlak stevig bij elkaar wordt gehouden, hierdoor kunnen er zelfs voorwerpen op blijven liggen. Je spreek hier van oppervlaktespanning of grensvlakspanning. Zeep heeft daar invloed op. Omdat de koppen net door het oppervlak steken worden de waterstof bruggen daar afgebroken. En is er dus geen oppervlaktespanning. Stoffen die de oppervlaktespanning verlaagt, noem je detergens.

Hoofdstuk 7.1

Scheikunde Hoofdstuk 7

Volume vaste stof „³ x dichtheid „³ massa „³ : M „³ mol „³ x Vm „³ volume gas

In de reactievergelijking geven de coeffictienten de verhouding in mol aan waarin de stoffen bij de reatie zijn betrokken.

Hoe meer zout is opgelost in een bepaald volume des te zouter smaakt deze oplossing.
Concentratie: aantal mol stof per liter oplossing. = molariteit.

Eenheid molariteit: mol/ liter of M.

molartiteit = aantal mol stof / aantal liter oplossing = aantal mmol stof / aantal ml oplossing

Molariteit wordt aangegeven door vierkante haken.
Voorbeeld: glucose-concentratie --> [C6H12O6 (aq)] = 0,23 mol/liter
Ook wel oplossing is 0,23 molair.

procent (honderdste delen)
promille (duisendste delen)
ppm (parts per million, miljoenste delen)

Concentratie komt neer op hoeveelheid stof per totale hoeveelheid oplossing of mengsel. Afhankelijk van de
gekozen eenheden kun je spreken over molariteit, massa- en volumepercentage of ppm.

Stappenplan:

1. Stel de reactievergelijking op.
2. Kijk van welke stof de hoeveelheid is gegeven en van welke stof de hoeveelheid wordt gevraagd.
3. Leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en gevraagde stof.
4. Reken de hoeveelheid gegeven stof om in mol.
5. Bereken uit het aantal mol gegeven stof en de verhouding in mol van stap 3 het aantal mol gevraagde stof.
6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid.
7. Controleer je antwoord (antwoord gegeven op vraag, significante cijfers)

De druk, het volume, de temperatuur en de hoeveelheid van een gas hangen met elkaar samen.

massaprocent = massa gevraagde stof (g) / totale massa (g) x 100%
volumeprocent = volume gevraagde stof (l) / totale volume (l) x 100%

massa-ppm = massa gevraagde stof (g) / totale massa (g) x 10^6
volume-ppm = volume gevraagde stof (l) / totale volume (l) x 10^6

De ADI-waarde is de Acceptable Daily Intake.
De MAC-waarde is de Maximaal Aanvaarde Concentratie.
„³ geven aan hoeveel je daarvan per dag mag binnenkrijgen.

Hoofdstuk 8.1 Hoe snel roest ijzer en bederft voedsel?

Voedselbederf wordt veroorzaakt door bacteriën en schimmels, waarvoor we de verzamelnaam micro-organismen gebruiken. In een voedselrijke omgeving vermenigvuldigen micro-organismen zich zeer snel. Voedsel dat we lang willen bewaren moeten we conserveren. We doden daarvoor de aanwezige micro-organismen of beperken hun aantal.
Als micro-organismen zuurstof nodig hebben, zijn ze aëroob, als ze geen zuurstof nodig hebben, zijn ze anaëroob.

8.2 Kwalitatieve proeven over reactiesnelheid

De snelheid van een reactie neemt toe als de vaste stof fijner verdeeld is.
Een katalysator voor een reactie is een stof die de snelheid van die reactie vergroot zonder daarbij zelf verbruikt te worden. Hij wordt wel gébruikt. In ons lichaam worden de meeste reacties door katalysatoren beïnvloed. Deze biologische katalysatoren noemt men enzymen.

8.4 Het botsende-deeltjesmodel

Er zijn vier factoren die de snelheid van een reactie beïnvloeden:
- de verdelingsgraad
- een katalysator
- de concentratie
- de temperatuur
Reactiesnelheid: De concentratieverandering van een stof per seconde (mol•l-1 s-1)
De reactiesnelheid is afhankelijk van het aantal effectieve botsingen dat per seconde per liter reactiemengsel plaatsvindt.
Als je de concentratie vergroot, bevinden zich meer deeltjes in een bepaald volume, en dus is de kans op een effectieve botsing groter.
Als je het contactoppervlak vergroot, word de kans op een effectieve botsing groter, omdat die alleen aan het oppervlak kan plaatsvinden.
Door de temperatuur te verhogen, krijgen de deeltjes een grotere snelheid. Dit betekent dat ze elkaar vaker tegenkomen, en dat de botsingen ook meer effect hebben.
Dit botsende-deeltjesmodel werkt alleen als er twee beginstoffen bij de reactie zijn betrokken.

8.6 De evenwichtstoestand

Bij een statisch evenwicht verandert er helemaal niets. Bij een dynamisch evenwicht verandert er wel iets maar dat is niet waar te nemen, omdat de snelheden van de tegengestalde veranderingen even groot zijn.

8.7 Dynamisch evenwicht

De tijd die nodig is om de snelheden van de heengaande en teruggaande reactie aan elkaargelijk te laten worden, noemen we de insteltijd van het evenwicht.
Bij een evenwicht geldt:
- de snelheden van de heen- en teruggaande reactie zijn aan elkaar gelijk
- de concentraties van de stoffen veranderen niet.

Hoofdstuk 9.1

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
pH = -log(Mol/L)2. Doe in je GR
Van pH naar [H3O+]:
1. Kijk naar de pH-waarde
[H3O+] = 10^-pH2. Doe in je GR

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 SO2 of SO3 S + O2 auto’s vermengen met lucht
Die stoffen komen in de H2SO3 of H2SO4 (zwavelzuur) H2O + SO3 wolken

NO N2 + O2 Automotor HNO2 of HNO3 (salpeterzuur)en NO2 NO2 of NO + H2O

(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.
EINDE

Handige tabellen:

Tabel 40
Tabel 42
Tabel 43
Tabel 45
Tabel 46
Tabel 51
Tabel 52a
Tabel 66
Tabel 98
Tabel 99