1-Chemie Samenvatting PDF

1-Chemie Deel 1: Materie en Energie 1) Basisbegrippen Atomen komen bijna nooit alleen voor: gegroepeerd in structuureenheden edelgassen komen voor als afzonderlijke atomen. Sommige zuivere elementen komen voor als tweeatomige moleculen. -> Homonucleair Allotropen = het verschijns...

1-Chemie Deel 1: Materie en Energie 1) Basisbegrippen Atomen komen bijna nooit alleen voor: gegroepeerd in structuureenheden edelgassen komen voor als afzonderlijke atomen. Sommige zuivere elementen komen voor als tweeatomige moleculen. -> Homonucleair Allotropen = het verschijnsel dat van eenzelfde chemisch element, binnen de vaste aggregatietoestand, meerdere fysische verschijningsvormen zijn. Chemische verschijnselen: hebben te maken met de manier waarop de samenstelling van materie verandert (welke specifieke combinatie van atoomsoorten).  De chemie houdt zich dus bezig met chemische verschijnselen of chemische reacties, die een verandering in de aard van de stof met zich meebrengen. Fysische verschijnselen: chemische entiteit veranderd niet. De stoffen behouden dus hun formule. Bv: Smelten, stollen, verdampen, condenseren, uitzetten, opwarmen, afkoelen, sublimeren, mengen, ontmengen, geleiden.. Intensieve eigenschappen: onafhankelijk van de hoeveelheid materie (bv; kookpunt) Extensieve eigenschappen: afhankelijk van de hoeveelheid materie (bv; volume) Materie is alles wat massa ruimte inneemt en is een verzameling van deeltjes die samengehouden worden door de fundamentele krachten; zwaartekracht, elektrostatische kracht en de sterke en zwakke kernkrachten Homogeen en heterogene stoffen. - Homogeen: de stof heeft overal identiek dezelfde fysische en chemische (samenstelling) eigenschappen. - Heterogeen: De stof verschilt in fysische en/of chemische (samenstelling) eigenschappen op verschillende punten. - Een fase is een hoeveelheid homogene stof die op zichzelf naast een andere hoeveelheid homogene stof kan bestaan. Bv: olie op de oceaan -> kunnen niet met elkaar mengen  Zuivere stof: in een bepaalde aggregatietoestand is homogeen en heeft een welbepaalde chemische samenstelling. 1 fase, 1 component - Enkelvoudige zuivere stoffen: Een enkelvoudige zuivere stof bestaat uit slechts één atoomsoort (element), dat weliswaar wel met zichzelf gebonden kan zijn. Hoe komt deze voor? Ongebonden: edelgassen Tweeatomige gassen: H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2, I2 Vast: meestal in kristalrooster Speciale gevallen: P4, S8 , Se8 , C60 - Samengestelde zuivere stof: bestaat uit twee of meerdere atoomsoorten, al dan niet moleculair gebonden. Niet moleculair: geen discrete moleculen, doorlopend rooster, ionair, metallisch, covalent netwerk -> bv zouten -> enkel in kristal rooster (vast) of als losse componenten (vloeibaar) Moleculair: behouden hun moleculaire structuur in alle aggregatietoestanden, gebonden door covalente binding, discrete molecule. Mengsels: bestaan uit twee of meerdere bestanddelen en/of fasen en hebben een variabele samenstelling en afhankelijk van deze samenstelling heeft het mengsel andere fysische eigenschappen. 1 fase, 2+ componenten  De bestanddelen of componenten van een mengsel zijn de zuivere stoffen waaruit een mengsel in opgebouwd. Een fase is een homogeen deel van een mengsel. - Homogeen mengsel: bestaat uit twee of meerdere bestanddelen in één fase.  De stof die in de grootste mate aanwezig is: oplosmiddel of solvent  De andere stof: opgeloste stof of het soluut. 1 fase, 2+ componenten Gasvormige: bv lucht Vloeibaar: bv suikerwater, benzine Vast: bv legeringen  Homogene mengsels zijn geen zuivere stoffen. Hun samenstelling kan gemakkelijk veranderen en dit geeft andere eigenschappen. - Heterogeen mengsel: bestaat uit twee of meerdere bestanddelen in één fase 2+ fasen, 1 component 2+ fasen, 2+ componenten Grof mengsel: componenten met blote oog zichtbaar (>0,1mm) (bv; graniet) Dispersiemengsel: met microscoop zichtbaar (0,1µm – 0,1mm) ❖ Suspensies = vast in vloeistof (bv; troebel water) ❖ Emulsie = vloeistof in vloeistof (bv; melk) Colloïdaal mengsel: MAAR NIET VOLLEDIG JUIST (denkt namelijk ook dat warmte een soort substantie is. Albert Einstein  Sinds Einstein de equivalentie van massa en energie uitdrukte in de wet E = mc2 weten we dat de wet van het massabehouden niet strikt opgaat.  Wordt er bijvoorbeeld bij een reactie energie afgegeven aan de omgeving, dan komt met deze afgifte van energie (zéér klein) verlies aan massa overeen. Omgekeerd, wanneer een reactie energie van de omgeving opneemt is er klein massa stijging. Wet van constante massaverhouding Louis Joseph Proust  Wanneer een, twee of meer stoffen (met elkaar) reageren, gebeurt dat telkens onder een contante massaverhouding. ➔ Tegenwoordig: Wet van Proust NIET UNIVERSEEL! (bv minderalen waarbij één of enkele atomen binnen bepaalde grenzen zich in volledig variërende verhouding in de kristalstructuur kunnen bevinden) Wet van de veelvuldige verhouding Dalton  Wanneer twee elementen A en B verscheidenen verbindingen kunnen vormen, dan verhouden zich de hoeveelheden B die zich met eenzelfde hoeveelheid A verbinden als een verhouding van eenvoudige gehele getallen. Wetten van Gay-Lussac Waarbij 2.666/1.333 = 2 -> geheel getal  Druk die een massa gas uitoefent in een receptiën hangt direct af van de absolute temperatuur van dit gas. (Ideaal gas) - Bij contant volume: -> cte = contant - Dus bv; tempratuur (K) verdubbelt -> druk verdubbelt mee Wet van Avogadro  Gelijke volumes van twee verschillende gassen van dezelfde druk en temperatuur bevatten evenveel moleculen (N) (ideaal gas) Ideale gaswet  Uit een combinatie van voorgaande wetten kunnen we een ideale gaswet maken. P -> druk(Pa), V -> volume (m³ ), T -> temperatuur(K), N aantal partikels (mol) en KB de contante van Boltzmann. = > P. V = n. R. T Klassieke atoommodellen 1) Atoomtheorie van Dalton - Alle materie is opgebouwd uit zeer kleine ondeelbare en onvernietigbare deeltjes = atomen - alle deeltjes van dezelfde atoomsoort zijn chemisch weliswaar gelijk maar niet noodzakelijk fysisch (vb; C12 en C14) - verbinding: resultaat van combinatie twee of meerdere atoomsoorten - reactie: reorganiseren van atomen -> worden niet van het ene soort naar de andere omgezet. Kathodestralers 2) Atoommodel van Thompson - onthekking van negatief geladen deeltjes - Deeltjes >1000x lichter dan waterstofatoom -> ‘corpuscles’ - Materie(atomen): zowel negatief als positief geladen subdelen ➔ Atoom is verder deelbaar later: elektronen met massa: 9,1095. 10-31 - Volgens Thomson is een atoom een massieve positief geladen bol met daarin de negatief geladen elektronen. Kathodestralers experiment: Zag dat je een straling kon doen afbuigen door een magnetische straling. - Straling: niet enkel elektronegatieve golven maar ook massa met negatieve lading(elektronen)>1000x lichter dan waterstofatoom  uitleg: https://www.youtube.com/watch?v=Rb6MguN0Uj4 3) Atoommodel van Rutherford  Hij verfijnde in 1911 het atoommodel van Thomson. In een experiment bestraalde hij een dunnen goudfolie met positief geladen ioniserende straling of α- stralen. Rond de goudfolie stelde hij een detectieplaat op. Er ontstond een lichtflits wanneer er alfadeeltjes op de detectieplaat terechtkwamen. Rutherford stelde vast dat de meeste straling recht doorheen de goudfolie drong een klein deel van de alfadeeltjes werd teruggekaatst of afgebogen. Rutherford besloot dat een atoom grotendeels leeg is, aangezien de meeste straling gewoon rechtdoor ging. Volgens hem bestond een atoom uit een zeer kleine positief geladen atoomkern met een grote dichtheid, omgeven dor een wolk van negatief geladen elektronen.  Later voegde James Chadwick toe dat de kern ook neutronen bevatten om de kern stabiel te houden. Anders werden de protonen van elkaar afgestoten.   Voornaamste probleem met dit atoommodel -> elektron heeft middelpuntzoekende versnelling. Dit vereist kracht. Elektronen zouden kinetische energie verliezen en beetje bij beetje naar de kern toe gaan , waardoor de atoom in elkaar zou vallen. -> Bohr vond hier een antwoord op. 4) Atoommodel van Bohr Max Planck -> stralingwet:  Energie uitwisseling tussen oscillatoren en het elektromagnetische veld niet continu, maar in de vorm van kleine energiepakketjes (= kwanta of kwanten) Elektronen in stationaire toestand -> elektronen bewegen zonder straling op te wekken. Dus geen energie verlies. -> een verandering van hun toestand absorptie of emissie zou elektromagnetische straling geven. Elektronen kunnen van de ene baan naar de andere gaan door absorptie of emissie (uitzending) van een foton met frequentie: Bij kwantumsprong: van E1 naar E2 is de winst of verlies gelijk aan ∆E= E2-E1. Bij ∆E positief: energie absorptie van een foton (Heeft energie nodig) -> meer potentiële energie ∆E negatief: foton wordt uitgestraald (straalt energie uit, energie verlies) -> minder potentiële energie Bohr: elektronen bevinden zich in verschillende energie niveaus, banen met verschillende afstanden tot atoomkern. -> Een schil met rangnummer n kan maximaal 2n2 elektronen bevatten. Hoe groter n, hoe groter de straal - Elektronen bewegen rond kern onder invloed van de wet van Coulomb - Energie kan enkel uitgewisseld worden door fotonen, vandaar dat stabiele banen enkel impulsmoment (mvr) van veelvouden h/2pi hebben. Met m =massa, v = snelheid, r = straal, n= integrale veelvoud, h = contante van planck (6,6260.10-34m² kg/s  Emissie: er komt energie vrij. E = h. f Absorptie Heeft energie nodig vorm van straling. (Planck) -> ‘Meer potentie om energie uit te stralen’ Semi-klassieke structuur van H-atoom Bohr: energie van atoom gekwantiseerd -> atoom kan slechts in een bepaalde set van energietoestanden voorkomen. voor het waterstofatoom: - laagste energietoestand (kleinste schil, n =1) - geëxciteerde toestand (door ultraviolet licht) -> elektron neemt kortstondig energie op. -> komt in hogere schil terecht -> NIET STABIEL: gaat direct in de niet-aangeslagen toestand -> opgenomen energie terug uitgestraald  Energie inhoud komt exact overeen met het verschil in energieniveaus tussen twee hoofdkwantumgetallen. Waterstof had 4 verschillende emissie lijnen. Die tot de volgende formule leiden (formule van Balmer):  Maar we wisten niet waarom. Dit heeft geleid tot de Formule van Rydberg(algemener dan de formule van Balmer):  Voorspellen wat de emissie golflengte van waterstof zal zijn  ZIE CURSUS p24 + PPT slides Korte samenvatting: Daloton: evidentie voor atomen Thomson: het bestaan van elektronen Rutherford: positieve lading in de kern, elektronen in banen Chadwick: bestaan van neutronen Borh: elektronenbanen= gekwotiseerde energieniveaus 3) Kwantummechanica en de rare aard van elektronen Inleiding: Je steekt een kat in een doos, je doet er nucleaire stof bij. Je weet nooit exact wanneer nucleaire deeltjes vervallen. De kat kan dood of leven zijn. Als je de doos niet open doet weet je niet of de kat levend of dood is. 'Superpositie'. Probabiliteit dat iets gebeurt. Als je de doos open doet valt deze weg. Golven Golf: een zich voortplantende verandering/ verstoring/ trilling van een plaats- en tijdsafhankelijke fysische grootheid. Eenparige cirkelvormige beweging: ω=2𝝅f - Harmonische trilling: f(t) = Asin(ωt + 𝝋𝟎 ) - Golfvergelijking: en f= v/λ en k = 2𝝅/λ - Staande golven: Licht is gekwantiseerd  Gekwantiseerd: opgedeeld in kleine deeltjes/ paketjes c= snelheid licht ➔ Hoe korter golflengte hoe meer energie Twee-spleteninterferentie -> Thomas Jong => licht = verstoring van een medium => licht heeft een golfkarakter Straling zwart lichaam, Planck Zwart voorwerp = ideale straler -> geen voorkeur in welke golf lengte die gaat uitstralen  Absorbeert alle elektromagnetische straling die erop valt  Zendt straling uit die volledig afhankelijk is van zijn temperatuur en niet van de aard van het materiaal  Planck -> licht is een stroom van kleine energie pakketjes en de grote is E = h.f -> Foton Kleur van lampen uitgedrukt in tempratuur (Kalvin)  Wanneer je het zwart lichaam opwarmt op een bepaalde temperatuur zal deze ook een bepaalde kleur straling uitzenden.  Zo wordt bijvoorbeeld bij een temperatuur van 2000-3000K vooral rood en oranje licht uitgezonden.  Bij hogere Kalvin bv 6000-7000K zal het zwart lichaampje vooral blauw licht uitzenden.  Hoe hoger de temperatuur hoe dichter je bij heel fel wit licht gaat Foto-elektrisch effect 1) Invallend licht: licht, bestaandde uit fotonen (energiepakketjes), valt op het oppervlak van een materiaal. 2) Absorptie van energie: een elektron in het materiaal absorbeert de energie van een foton 3) Uitstoting: als de energie van de foton groot genoeg is om het elektron te bevrijden van de aantrekkingskracht van het atoom, wordt het elektron uitgestoten? Dit uitgestoten elektron wordt een foto-elektron genoemd.  Bewijs dat licht gekwantiseerd is Het duale karakter van elektronen Waarom kan het impulsmoment slechts gehele veelvouden van h/2π? Hypothese van de Broglie:  Als licht naast golfgedrag ook deeltjesgedrag vertoont, waarom zouden deeltjes dan geen golfgedrag vertonen? De hypothese van de Broglie werdt aangetoond: twee spleten experiment -> wanneer straling door twee spleten gaat ontstaat er aan de andere kant een interferentie patroon -> op sommige plaatsen heffen de golven elkaar op en op andere versterken ze elkaar ➔ Elektonen hebben effectiet een golfgedrag ➔ Moeilijke te vatten want -> met een observator geen interferentie patroon. Als elektronen als (staande) golven voorgesteld kunnen worden  Enkel resonante condities die aanleiding geven tot staande golven, zorgen voor stabiele elektronenbanen. Bij elke niet -resonante golflengte zou de golf zich zelf uiteindelijk opheffen. Onzekerheid principe van Heisenberg Gebaseerd op Fourier principe: ∆x = standaardafwijking (onzekerheid) in de meting van de positie. ∆p = standaardafwijking (onzekerheid) in de meting van de impuls(momentum). P= m*v ➔ Zie oefening ppt Nooit exacte positiebepaling in combinatie met exacte snelheidsbepaling Metingen beïnvloeden de reële situatie, de uitkomst wordt beïnvloed door het experiment zelf. Het verleden en toekomstige gedrag van een deeltje kan nooit met zekerheid voorspeld worden.  De vergelijking van Schrödinger  Beschrijft hoe deeltjes in kwantum zich gedragen.  Zegt dat over de tijd de totale energie het zelfde moet blijven -> kinetische energie + potentiële energie -> wet behouden van energie ➔ Beschrijft orbitale: golffunctie waar een e- aan kan voldoen. -> probabiliteit om een elektron op een positie rondom een kern aan te treffen (Max Bron) De probabiliteitsdichtheid in de ruimte, voor het n=1 niveau van het waterstofatoom en de probabiliteitsdichtheid in functie van de straal r, voor hetzelfde niveau De probabiliteitsdichtheid in de ruimte verdeeld in zeer dunne schillen, voor het n=1 niveau van het waterstofatoom en de radiale probabiliteitsdichtheid in functie van r, voor het n=1 niveau van waterstof. 4) Chemische periodiciteit Eerste tabel van Menddelejev: ‘sommige elementen gedragen zich gelijkaardig’ Huidig periodiek systeem: - Gerangschikt volgens stijgend atoomnummer Z Z = atoomgetal of atoomnummer komt overeen met aantal positieve ladingen en dus ook aantal elektronen - van links naar rechts in periode (horizontale rij) - Zo gerangschikt zodat elementen met analoge chemische eigenschappen in zelfde groep (verticale kolom) staan.  Elementen van dezelfde groep: gelijkaardige chemische gedrag en behoren tot dezelfde chemische familie. Groepen: Het aantal en type valentie-elektronen zullen de chemie van een atoom grotendeels bepalen Indeling naargelang hun elektronenconfiguratie: Representatieve elementen: Groep 1-(1A): de alkaliometalen Groep 2-(2A): de aardalkalimetalen groep 13-(3A): aardmetalen groep 15-(5A): stikstofgroep groep16-(6A): zuurstofgroep (Chalcogenen) Groep 17-(7A): de halogenen Groep 18-(8A): de edelgassen Transitiemetalen (d-blok) Groepen 3-12 Inner-transitiemetalen (f-blok) De lanthanide -> na lathaan De actinide -> na actibium Meest fundamentele indeling Metalen -> neiging om positief ionen te vormen (lage Ionisatie-energie(IE)) Niet-metalen -> neiging om negatieve ionen te vormen (hoge IE en lage elektronenenaffiniteit) Metalloïden -> half-metalen ,scheidingslijn metalen en niet-metalen Door magnetische metingen kan men het aantal ongepaarde elektronen bepalen: Paramagnetische bestanddelen bevatten ongepaarde elektronen en worden in een magneetveld aangetrokken. Diamagnetische bestanddelen bevatten alleen gepaarde elektronen en worden in een magneetveld lichtjes afgestoten. Het buitenste hoofdniveau dat bezet is met elektronen wordt de valentieschaal genoemd en de elektronen de valentie-elektronen. Atoomsymbolen: - A = atoommassagetal = > aantal nucleonen (kerndeeltjes) dus aantal neutronen + aantal protonen - Z = atoomgetal (atoomnummer) => aantal positieve ladingen (protonen) en dus ook elektronen - N = A-Z -> aantal neutronen Een atoomsoort gekarakteriseerd door het aantal protonen en neutronen noemt men ook een nuclide. Isotopen= elementen met de zelfde hoeveelheid protonen en elektronen maar een verschillend aantal neutronen. - Chemische eigenschappen zijn gelijk - Verschil in fysische eigenschappen - Vaan niet stabiel -> radioactief: verval - Abundatie = het natuurlijk voorkomen van een isotoop in %. Een atoomsoort gekarakteriseerd door het aantal protonen en neutronen noemt men ook een nuclide. Atoommassa en atoommassaeenheid Een nuclide heeft een bepaalde massa, nuclidemassa of atoommassa van het istopp of isotoopmassa genoemd uitgedrukt in u, amu of Da U in de massaeenheid  1u is de massa die overeenkomt met 1/12 van de asbolute massa van het C12 atoom Massadefect ∆m : het verlies tussen de gemete en de berekende massa van een nuclide De atoommassa (AM): Van een element = gewogen gemiddelde van de in de natuur voorkomende isotopen van dat element. (Daarom komt het gewicht niet altijd exact overeen met wat je zou denken) Elektronenstructuur: Het opvullen van orbitalen Uitsluitingsprincipe van Pauli:  Twee elektronen in een atoom kunnen zich nooit in exact dezelfde toestand bevinden (dus elektronen kunnen nooit dezelfde kwantumgetallen hebben.) ➔ Als de elektronen te dicht bij elkaar staan stoten ze elkaar af (coulombkracht) Toch: per orbitaal twee elektronen.  Daarom definitie 4de kwantumgetal: Spinkwantumgetal, s  Hierboven is slechts een voorstelling, geen fysische betekenis, want elektron heeft geen volume! Wél werkt de wiskunde van mechanisch impulsmoment voor beschrijving…   Elk elektron in een atoom moet dus een unieke set hebben van vier kwantumgetallen: - Hoofdkwantumgetal (n) - Nevenkwantumgetal (l) - Megnetische kwantumgetal (ml) - Spinkwantumgetal (s) Energievolgorde: 1) De energie van de orbitale stijgt met n. 2) Binnen elk hoofdniveau n stijgt de energie met het nevenkwantumgetal l: s uit ppt  De hoeveelheid energie die vrijkomt of verbruikt wordt wanneer een neutraal atoom of molecule in de gasfase een extra elektron opneemt, ter vorming van een negatief ion(anion): Opname van een elektron waarbij energie vrijkomt (exotherme) is de energieverandering van de reactie Eea positief. Elementen die geen elektronenaffiniteit (bijvoorbeeld edelgassen) vertonen hebben een Eea gelijk aan nul. Bij elementen waar energie moet worden toegevoegd om een anion te vormen wordt Eea ook gelijk gesteld aan nul. Au en At zijn een uitzondering. dit komt omdat de ionisatie-energie groter is dan de elektronenaffiniteit. Elektronegativiteit  De neiging van atomen om een gedeeld elektronen-paar naar zich toe te trekken.  De elektronegativiteit is een maat voor de mogelijkheid van een atoom om in een molecule de elektronen naar zich toe te trekken. Lading van de atoomkern die de elektronen in een gedeeld elektronenpaar aantrekt. Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe meer het element elektronen aantrekt. Elektronegatieviteit verhoogt van links naar rechts en daalt met het naar beneden gaan in een groep. Wordt beïnvloed door zowel het atoomnummer als de affstand tussen de valentie-elektronen en de atoomkern Kan niet exact bepaald worden Varieert voor eenzelfde element met de aard van de andere atomen eraan gebonden. Samenvatting: Valentie-elektronen Elke elektronenschil (n) een aantal elektronen bevatten gelijk aan 2(n²) Valentie-elektronen zijn elektronen in de buitenste schil van atomen (geteld als hoofdkwantumgetallen n), die nog niet helemaal gevuld is Voor hoofdgroepen (IA-VIIIA): Valentie-elektronen in hoogste n S of p blok: dus max 8 valentie-elektronen Voor transitiemetalen (d-blok) Minder duidelijk Daarom: alle elektronen die buiten een edelgasstructuur  De valentie van atomen is dan het aantal bindingen univalentie atomen (in de praktijk waterstof en chloor) een bepaald atoom maximaal kan aangaan. De valmentie kan in theorie waarde van 1 tot 7 aannemen. Typisch niet hoger dan 4 Octetregel = 8 elektronen op de laatste schil, goede aangesloten ruimte rond de kern door gevulde p en s orbitalen. (ns²np6) -> configuratie van edelgassen Edelgasstructuur = ns²np6 Elementen uit de hoofdgroepen zullen er naar streven om deze octetstructuur te bekomen met hun chemische reactiviteit !! bahlave H en Li, deze zullen de ‘duetstructuur (1s²)’ van He trachten te benaderen. De 18-elektronenregel Vuistregen om gedrag van transitiemetalen in vooral organometallishe verbindingen te voorspellen en te verklaren Wanneer een transitiemetaal (transitiemetalen uit het d-blok) 18 valentie elektronen bevat, heeft het dezelfde configuratie bereikt als het edelgas in dezelfde periode. 5) interacties tussen deeltjes Verbindingen = meerdere atomen die samen een iets groter geheel vormen, met andere eigenschappen dan de zuivere neutrale elementen. Ion = elektrisch geladen deeltjes, dat ontstaat wanneer een element of molecule één of meerdere elektronen extra opneemt of afgeeft (kation = positief, anion = negatief) Moleculen = elektrisch neutrale groep van twee of meerdere atomen die samengehouden worden door chemische bindingen. Het is het kleinste deeltje van een moleculair stof dat nog chemische eigenschappen van die stof bezit. Waarom binden atomen? Stabiele elektronenstructuren Streven naar edelgasconfiguratie (ns²np6)  Vol s-orbitalen en volle p-orbitalen vormen een sterk aaneengesloten zone met elektronendensiteit rondom de atoomkern (zie octetregel Transitiemetalen (d-blok) bevatten tot 18 valentie-elektronen. Bij 18 valentie-elektronen volgende edelgasstructuur. Aantrekking door coulomb interacties (elektrostatische krachten)  Sterkte van de binding hangt af van de bindingsenergie, de energie die vrijkomt wanneer atomen zich verenigen tot een molecule.  De krachten die de atomen in een molecule samenhouden zijn elektrostatische interacties tussen kernen en atomen.  kan met ook berekenen waarom valentie-elektronen bindingen aangaan (minimaliseren van potentiële energie) -> complex (enthalpie of enthalpieverandering)(zie later) Empirische formule: Minimale formule Verhouding van de diverse elementen Voorbeeld: NaCl, NH4NO3 Geeft echter niet genoeg informatie Molecuulformule: Geeft weer hoeveel van elke atoom één molecule bevat Bijvoorbeeld: C6H12O6 Veelvoud van de empirische formule Structuurformule: Grafische weergave van de ordening Lewisstructuur De Molecuulmassa MM  Wordt uitgedrukt in de atoommassaeenheid (u)  Bereken in een moleculen: aantal atomen x molairemassa Relatieve molecuulmassa MMr  Duidt aan hoeveel maal het molecuul zwaarder is dan 1/12 van 12C Chemische eenheid van stofhoeveelheid: mol(n)  Eén mol is de hoeveelheid stof die zoveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12g van koolstof-12 isotoop. Dit vaste aantal, 6,02205.1023mol-1, wordt het getal van Avogradro NA genoemd. Molaire massa of molmassa M  De massa van één mol deeltjes  Eenheid: kg.mol-1 Ionbindingen Ontstaan wanneer twee atomen erin slagen om door het volledig uitwisselen van één of meerdere elektronen hun octetstructuur (of 18-elektronenstructuur) te bekomen. Kan enkel tussen elementen met een groot verschil in elektronegativieit. Dus enkel tussen een atoom met hoge elektronenaffiniteit (niet-metaal) en lage ionisatie-energie (metaal). - Metalen vormen kationen (positief geladen) - Niet-metalen vormen anionen (negatief geladen)  Zie voorbeelden PPT Redoxreactie= elektronen worden overgedragen. Als een elektron van het ene atoom naar het andere atoom wordt overgedragen dan vindt hier een ladingsverandering plaats. Welke ionenen zijn stabiel? Anionen: steeds de volgende edelgasconfiguratie door openen van elektronen. Kation: zie ppt (slide 12) Te kennen ionen: Ionstraal Positief ion altijd kleiner dan overeenkomstig neutraal element (K:203pm, K+:133pm) -> verlies van het buitenste elektron zal de gelijk gebleven kernlading de resterende elektronen dichter naar zich toe trekken. Negatief ion altijd groter dan overeenkomstig neutraal element(Cl:99pm, Cl-:181pm) -> bijkomende elektron vergroot repulsie tussen valentie-elektronen. Kationen zijn kleiner dan anionen. (uitzonderingen: K+, Rb+, Cs+, NH4+, Ba2+ -> groter dan kleinste anion F- Roosterenergie  Energie die vrijkomt wanneer ionen vanop oneindige afstand naderen en zich in een ionair kristal ordenen. Dit wil ook zeggen dat de roosterenergie de energieverandering is die geassocieerd wordt met de condensatie van gasvormige positieve en negatieve ionen in een kristalrooster.  Neemt toe met afnemende grootte van het ion en toenemende ionlading. Vorming van ionaire verbindingen  Netto gezien is het dus een exotherme reactie.  Waarom wordt er in dit voorbeeld bijvoorbeeld geen NaCl2 gevormd? Van Na is IE1 = 496 en IE2 =4563 -> Om dus een twee elektron van Na te verwijderen vereist het veel meer energie. Hierdoor zal de reactie geen exotherme maar endotherme reactie zijn. Je moet er energie aan toevoegen om het te doen werken. Eigenschappen van ion verbindingen Meestal: vast met hoog smeltpunt Slechte elektrische geleiders en slechte warmte geleiders  Elektronen stabiel, ladingen vast verankerd in rooster Ionen blijven bestaan in oplossing Covalente bindingen  Is een moleculaire binding waarbij minstens een elektronenpaar volledig wordt gedeeld door atomen. Deze elektronen worden gedeelde of bindende elektronen genoemd. ‘covalent’: het delen van valentie-elektronen Door het delen van elektronen bekomen atomen stabielere (octet) structuur Valentiebindingstheorie  Overlap van orbitalen in geometrische structuren Voor enkelvoudige bindingen: 2s-orbitalen: sigma (σ)-binding 1s-orbitaal met 1-p orbitaal: sigma (σ)-binding 2p-orbitalen volgens zelfde as: sigma (σ)-binding Voor dubbele en drievoudige bindingen: overlapping van parallelle p-orbitalen: pi-binding. Dubbele bindingen: sigma-binding en pi-binding Drievoudige bindingen: sigma-binding en twee pi- bindingen. De methodes om een orbitaal te verkrijgen met het huiste bindingskarakter wordt hybridisatie genoemd. Molecuulorbitaaltheorie  Moleculaire orbitalen als oplossing van de golffuncties. ‘golffunctie van moleculaire orbitalen kan berekend worden als lineaire combinatie van de golffuncties van atomaire orbitalen. ‘ -> benadering  Heeft meerdere oplossingen afhankelijk van fase   Constructieve interferentie Geen lading maar fase van het atoom! ➔ Kernen stoten elkaar af = antibindend orbitaal(σ*) Tegenfase -> destructieve interferentie  Naast moleculaire orbitalen, ook anti-bindingszone oplossing van vergelijkingen.  Probabiliteitsdensiteit tussen beide atoomkernen is nul  Wanneer de elektron zich in de regio bevinden buiten het centrum tussen de twee atoomkernen, spreken we van een antibinding. ze zorgen voor onvoldoende afscherming tussen twee positief geladen atoomkernen, waardoor ze elkaar afstoten. (anti- bindingsorbitaal (σ*). ➔ In praktijk combinatie tussen Vb en MO  Zie ook nog PPt voor MO diagram De overgang tussen ionaire en covalente bindingen Bindingen ergens tussen zuivere covalent en zuiver ionair Typische ionaire binding tussen een metaal met lage ionisatie-energie en een niet-metaal met hoge elektronaffiniteit. Zuivere covalente binding wordt gevormd tussen twee identieke niet-metaal atomen bv. Cl2 Tussenin liggende toestanden: spectrum tussen ionen, gedistorteerde ionen ,gepolariseerde of niet-gepolariseerde covalente bindingen. Iondistortie  Het positieve ion wordt verondersteld de elektronenwolk van het anion aan te trekken. In het uiterste geval kan dit leiden tot een gepolariseerde covalente binding. Dit is afhankelijk van: Het polariserend vermogen van het kation Recht evenredig met lading, omgekeerd evenredig met de afmeting De polariseerbaarheid van het anion neemt toe met de afmeting polarisatie van covalente bindingen Tussen twee niet identieke atomen is de elektronendichtheid niet symmetrisch verdeeld tussen de tweee atoomkernen: het ene atoom heeft een grotere neiging om elektronen aan te trekken dan het andere (=elektronegativiteit). Daardoor vertoont de binding een polair karakter Dipoolmoment: wanneer twee gelijke ladingen € van tegengesteld teken uit elkaar verwijderd zijn over een afstand (d). µ=e.d Eenheid: debye (D) 1D=3,34.10-30 C.m De elektronegativiteit (EN)  Maar voor de mogelijkheid van een atoom om in een molecule de elektronen naar zich toe te trekken. Naarmate EN toeneemt stijgt het ionair karakter en daalt het covalente karakter Verschillende methoden om elektronegativiteits schalen op te stellen. Methode van pauling: Gebaseerd op het feit dat een polaire covalente binding sterker is dan verwacht op basis van een evenredige deling van het gemeenschappelijk elektronenpaar. Dit verschil in verwachte en experimentele bindingsenergie is dan een maat voor EN  Zie voorbeeld cursus p79 Methode van Mulliken: En = ½ (IE + EA) Formule lading (FL)  De resterende lading na het gelijkmatig verdelen van de elektronen uit elke binding over de atomen die de binding aangaan. Coördinatief covalente binding: wanneer het gemeenschappelijk elektronenpaar afkomstig is van één en hetzelfde element. Oxidatiegetallen  Voor een mono-atomomisch ion is het oxidatie getal gelijk aan de lading van het ion.  In een covalente verbinding wordt het oxidatiegetal van elk element als volgt bekomen: het is de resterende lading bekomen na toekennen van de bindings-elektronen uit elke binding aan het meest elektronegatieve element in die binding. Hieruit volgen de regels: 1) Lading bestanddeel = som alle oxidatiegetallen 2) In enkelvoudige stoffen is het van oxidatiegetal = 0 3) F heeft altijd OG = -I 4) O heeft als OG a. Doorgaans -II b. Soms -I (peroxiden) c. Soms -1/2 (superoxiden) d. In OF2 is O = +II en F = -I (want F is meer elektronegatief dan O) 5) H heeft altijd OG = +I !!! behalve bij metaalhydroxide OG = -I !!! 6) Bij een combinatie van 2 niet metalen zal het element met de hoogste EN een negatief OG krijgen en omgekeerd. Metaalbindingen  Treffen we aan bij metalen in de vaste en vloeibare toestand. In de gasfase komen metalen voor als geïsoleerde atomen. Bij metaalbindingen zullen de metalen hun elektronen willen afstaan. Maar er zijn geen andere atomen die hun elektronen zal opvangen. Alle metalen zullen hun elektronen afstaan en ontstaan er positieve ionen. De elektronen ‘drijven’ dan vrij rond in het rooster. (=gedelokaliseerde metalen)  elektronenzeemodel. Wanneer het aantal valentie-elektronen toeneemt, zullen atomen sterker gebonden zijn zal de hardheid van het metaal toenemen. Door de vrije elektronen zijn ze goede geleiders (zowel elektriciteit als warmte) Lege banden dicht dicht bij gevulde banden verklaren de elektrische en thermische geleidbaarheid van metalen. Elektronen kunnen gemakkelijk overgaan van gevulde banden (valentiebanden) naar lege banden (conductiebanden) waar ze kunnen bewegen. Metaalbindingen: - Goede geleiding - Ductiel -> geod vervormbaar - Blinken - Hoge smelttempratuur  Hoge aantrekkingskracht tussen elektronen en positieve ladingen zorgt er voor dat ze moeilijk uit elkaar getrokken kunnen worden. Ideale gassen Een gas gedraagt zich ideaal wanneer er tussen de gasmoleculen geen aantrekkingskrachten werkzaam zijn en wanneer het volume van de gasmolecule verwaarloosbaar klein is t.o.v. het volume van de ruimte waarin het zich bevindt. een mol van elk ideaal gas neemt bij dezelfde druk en temperatuur een gelijke volume in. Ideale gaswet: R (gasconstante) = 8,314 J mol-1K-1  opgepast voor eeneheden! Met 1atom = 1,01325*105 Pa 1 bar = 105 molaire volume bij normale omstandigheden = 22,424 l. mol-1 Bij hoge temp. en lage druk zal de ideale gastoestand benaderd worden hierbij is het zinloos Vm te berekenen omdat meeste gassen afwijken van idealiteit. Bv; waterstof, stikstof, zuurstof, chloor, methaan, koolstofdioxide en edelgassen ideale gaswet kan ook uitgedrukt worden met gasdichtheid 𝝆= m/V  Zo kan ook de molaire massa gemakkelijk berekend worden. De relatieve dichtheid d is de dichtheid van een gas t.o.v. de dichtheid van lucht (1,29 g.L-1) (bij normale omstandigheden ) Intermoleculaire krachten Krachten tussen de moleculen  De aard en de grootte van deze krachten hangt af van de aard van het molecule. Ion kristal strekt de ionbinding zich uit over het kristalrooster en zijn in kamertempratuur dan ook vaste stoffen. De covalente bindingen strekt zich slechts uit tussen de atomen van het molecule. Tussen de moleculen zelf heerst slechts een relatief zwakke cohesiekracht.  Afhankelijk van de sterkte v/d cohesiekracht fysische fase veranderen.  De verzameling van al de soorten krachten noemen we Van der waals krachten = intermoleculaire krachten tussen dezelfde of verschillende covalente moleculen. Londenkrachten of dispersiekrachten  Gevolgen van beweging van elektronen binnen de moleculen. Gemiddeld zijn elektronen symmetrisch verdeeld. Wanneer twee moleculen elkaar naderen, kunnen er op een bepaald moment meer elektronen aan de ene kant van het molecule zijn dan aan de andere kant. Er ontstaat heel kort en dipool in de molecule (momentdipool). -> tijdelijke aantrekking tussen de moleculen. Komt voor bij elke soort moleculen (ook apolair) Hoe groter de molecule, hoe sterker de dispersiekrachten (meer elektronen) Hoe groter de contactoppervlak tussen de moleculen, hoe sterker de dispersiekrachten worden -> langwerpige molecules bevatten krachtigere landenkrachten Niet alle moleculen bezitten permanent dipoolmoment maar alle moleculen kunnen wen een klein fluctuerend dipoolmoment vertonen. Moleculen met dipoolmoment trekken elkaar aan  Vast te stellen door bv; verschil in kookpunt Twee isomeren (moleculen met dezelfde bruto formule maar een andere Lewis structuur) kunnen een verschillend kookpunt hebben -> kun je vast stellen dat de dispersie krachten anders zijn. Bv; pentaan (C5H12): voor n-pentaan = 36°, voor dimethylpropaan = 10° Dipool dipool interacties Tussen moleculen met een permanente dipoolmoment (polaire moleculen) Zelfde principe als dat van de Londen krachten maar de waarde van een permanent dipoolmoment is meestal groter dan die van een fluctuerend dipool. Twee stabiele reactieve oriëntaties: Zijdelingse en kopse oriëntatie Polaire moleculen vertonen een hoger kook- en smeltpunt dan apolaire moleculen. Interactie-energie > dipool-dipool interacties Interactie-energie moet worden opgeteld bij de waarde v/d dispersiekrachten. een permanent dipool kan in een naburig molecule een dipool induceren. Deze tijdelijke dipool kan dan ook interageren met het eerste dipoolmoment -> mengvorm (Debye) waterstofbruggen Heel sterke interacties die enkel voorkomt tussen een elektronegatief atoom met minstens één vrij elektronenpaar (N, O of F) in het ene molecule en een waterstofatoom, gebonden op een elektronegatief atoom (opnieuw N, O of F) in het andere molecule Ontstaan tussen moleculen waarin een waterstofatoom gebonden is aan fluor, zuurstof of stikstof. Het zijn een speciale soort dipoolkrachten. Fluor, zuurstof en stikstof zijn kleine atomen met een grote EN-waarde en oefenen een sterke aantrekkingskracht uit op de bindingselektronen. Dit zorgt er voor dat de partieel positieve lading op waterstof zeer groot  is. Daardoor ontstaat een sterke aantrekking tussen het partiële positieve waterstofatoom van de ene molecule en een vrij elektronen paar van het partieel negatieve fluor, zuurstof of stikstofatoom van een andere molecule. Invloed op het kookpunt van zuivere vloeistoffen die waterstofbruggen kunnen vertonen is hoog => zuiver water: uitzonderlijk hoog kookpunt (100°) voor zo’n kleine molecule. Overzicht: H-bruggen > dipool-dipool > debye > Londonkrachten Deel 2: chemische reacties 6) Stoichiometrie en reactievergelijkingen Kwalitatief: een reactievergelijking geeft weer welke stoffen de reagentia(links) zijn en welke de reactieproducten (rechts) zijn. Kwantitatief: een reactievergelijking drukt een verband uit tussen de hoeveelheden van de reagentia die worden omgezet en de hoeveelheden van de reactieproducten die worden gevormd. Dit is weergegeven in de stoichiometrische coëfficiënten.  Wet van behoud van massa  Wet van veelvuldige verhoudingen Berekeningen van de hoeveelheid weg gereageerde reagentia of gevormde reactiepatronen: 1) Opstellen van de chemische reactievergelijking met de juiste coëfficiënten en interpreteren in mol. 2) Herleidden van de gegevens (massa’s, volumes, concentraties..;) naar mol hoeveelheden 3) Nagaan of één van de reagentia in overmaat aanwezig is. 4) Afleiden van het aantal mol van de gevraagde stoffen door met behulp van de reactievergelijking een verband te leggen met het aantal mol van de gegeven stoffen. 5) Herleiden van de berekenede mol hoeveelheden naar de gevraagde grootheden.  Zie cursus p91 Het reactiequotiënt Q  Beschrijft hoe ver een reactie al is verlopen. (voor evenwichtsreacties) Evenwichtsreacties en de evenwichtsconstante Evenwichtstoestand  Wanneer de reactie stopt is er in dit geval geen enkel reagens volledig weggereageerd maar is er wel een toestand ontstaan waarin zowel reagentia als reactieproducten aanwezig zijn. Hoewel de concentraties niet meer veranderen, stopt de reactie niet. Evenwichtsconstante: is de reactiequotient bij chemisch evenwicht K zeer groot -> evenwicht sterk naar rechts K =1 -> evenveel product als reagens K zeer klein -> evenwicht sterk naar links De waarde van K hangt enkel af van de temperatuur en reactie Partieel druk is de druk die wordt veroorzaakt door de één soort molecule (A) Bv: als een deeltje 10 procent van al de deeltjes in een vat is. Dan is 10 procent van de druk in dat vat veroorzaakt door die deeltjes.  wet van Guldberg en Waagse Het verband tussen de twee evenwichtsconstantes KP en KC is dan: ∆ngas = verschil in de som van de stoichiometrische coëfficiënten vd gasvorming reagentia t.o.v. de som van de stoichiometrische coëfficiënten vd gasvormige producten Het principe van Le châtelier  laat toe te voorspellen in welke richting de ligging van het evenwicht zal evolueren bij wijziging van een parameter. Het evenwicht kan verstoort worden door: verandering van één of meer concentraties: Als we van een stof aan één kant van de reactievergelijking een beetje toevoegen, dan zal het systeem erop reageren door wat van de toegevoegde stof te verbruiken: het evenwicht verschuift naar de andere kant. verlagen we daarentegen de concentratie van een van de stoffen, dan zal er wat van die stof bijgevormd worden: het evenwicht verschuift in de richting van de weggenomen stof. verandering van het volume (druk): bij volumeafname verschuift het evenwicht in de richting waar er minder deeltjes zijn. Bij volumevermeerdering daarentegen schijft het evenwicht op in de richting met meer deeltjes.  verandering van de temperatuur Bij temperatuurstijging verandert de waarde van K zodanig dat endotherme richting bevoordeeld wordt. 7) Inleiding tot de chemische thermodynamica Spontaan: iets gebeurt uit zichzelf zonder uitwendige interventie, indien voldoende tijd beschikbaar is, en is gekoppeld aan een richting. Bv; warmte stroomt van een heet voorwerp naar een koud en niet omgekeerd. Toestandsgrootheden: is een thermodynamische grootheid die louter afhangt van de staat waarin een systeem zich bevindt, en niet van de afgelegde weg. Een toestandsgrootheid hangt dus alleen af van parameters die de huidige staat van een systeem beschrijven, zoals temperatuur, volume, druk en samenstelling. V is de toestandsgrootheid: ∆V = Ve – Vb arbeid en warmte: geen toestand grootheden, maar wel manier om energie uit te wisselen tussen systeem en omgeving. Arbeid: verhogen van druk -> verkleinen van volume Warmte Q is niet gelijk aan de temperatuur T. warmte = flow en temperatuur = toestandsgrootheid Enthalpie en de eerste hoofdwet Enthalpie(H): een maat voor de verandering van de hoeveelheid warmte van een systeem, want temperatuur kan dezelfde blijven (verandering fysische eigenschappen) Uitwisseling tussen systeem en omgeving onder constante druk (qp) = verandering in enthalpie (∆H) (dus geen arbeid)  Reactie-enthalpie is de verandering in enthalpie van een systeem wanneer er een chemische reactie gebeurt. ∆Hr = Hproducten – Hreagentia Eenheid: kJ/mol -> antwoord in kJ (zie berekeningen HB p99)  Exotherme reactie: geeft warmte af aan de omgeving ∆Hr < 0 Endotherme reactie: neemt warmte op uit de omgeving: ∆Hr > 0 Wet van Hess: indien twee of meer chemische reactievergelijkingen worden opgesteld tot een nieuwe vergelijking, geeft optellen van de overeenkomstige reactie-enthalpieën ook de reactie-enthalpie van de nieuwe vergelijking.  Enthalpie is een toestandsgrootheid, dus: enthalpieverandering onafhankelijk van het afgelegde reactiepad van reagentia tot producten. De enthalpie van stoffen hangt soms sterk af van hun temperatuur, druk en fysische toestand. Daarom definiëren we een standaardtoestand: - voor zuivere vaste stoffen en vloeistoffen: druk = 1 atm temperatuur = 298,15K (25°) - voor gassen voldoen aan de ideale gaswet druk = 1 atm temperatuur = 298,15 (25°) - voor opgeloste stoffen: concentratie = 1 mol/L druk = 1 atm temperatuur = 298,15 (25°) oplossing vertoont ideaal gedrag standaard vormingsenthalpie: enthalpieverandering overeenkomend met de vorming van 1 mol van een stof in standaardtoestand en op specifieke temperatuur, vanuit de meest stabiele vormen van de elementen waaruit de stof bestaat, elk in hun standaardtoestand en op dezelfde specifieke temperatuur. -> staan in de tabellen enthalpie van faseveranderingen De eerste hoofdwet: in elk proces blijft de totale energie van het heelal ongewijzigd, de energie wordt behouden. ∆E= q + w  q= warmte, w=arbeid voor reacties met enkel vaste stoffen en vloeistoffen, blijft de enthalpie ongeveer gelijk aan de interne energie. Voor gassen moet ∆PV (verandering in volume of druk) in rekening gebracht worden. ng = ngas producten – n gas reagentia Hierbij is ∆E de interne energie van systemen (zie ook HB p 102) Voldoet de eerste hoofdwet om spontaniteit te verklaren? -> NEEN Entropie en de tweede hoofdwet Entropie S: een maat voor het gedrag van de richting van spontane verandering van het random gedrag van grote aantallen moleculen in macroscopische systemen. (statische grootheid) ➔ Deeltjes bewegen willekeurig met een willekeurige snelheid en botsen tegen elkaar  -> formule van Boltzmann k = R/ N0 (=1,30863.10-23 kJ-1) Tweede hoofdwet: spontane verandering in een geïsoleerd dsysteem gaat in de richting van de toenemende entropie (meeste microtoestanden) In een perfect geordend kristal is er slechts één microtoestand -> S = 0 Dit kan enkel bij het absolute nulpunt (k=0) (derde hoofdwet!) De entropie van een systeem stijgt met de toenemende temperatuur. Derde hoofdwet: mogelijk om entropie te maken De molaire entropie van 1 mol van een stof in standaardtoestand is gelijk aan zijn standaard molaire entropie (S°) Reactie-entropie meestal vorming van gas: sterke stijging van entropie Oplossen/ mengen: stijging van entropie standaard reactie-entropie: Gibbs vrije energie  Onpraktisch om de entropie van de omgeving telkens te berekenen/ meten. Het zou dus goed zijn om een toestandsgrootheid te definiëren die onafhankelijk van de omgeving is. -> Gibbs vrije energie Voor constante temperatuur:  ➔ De Gibbs vrije energie laat dus toe om de spontaniteit van endotherme processen te verklaren aan de hand van de verhoging van entropie de ermee gepaard gaat. Andersom, kunnen exotherme processen dan weer niet spontaan zijn indien de entropieverandering sterk negatief is (verlaging van de entropie) Gibbs vrije energie is een maat voor chemische potentiaal ∆Gsys < 0 (spontaan proces bij contante T en P) Relatie met de evenwichtsconstante Te onhouden: Spontaniteit van reacties: Gibbs vrije energie als drijvende kracht (maat voor ‘chemische potentiaal’) -> bevat enthalpie, temperatuur en entropie 8) Neerslagreacties Een chemische reactie is een proces waarbij chemische bindingen gebroken en andere gevormd worden.  Omwille van de wet van het atoombehoud moet het aantal atomen links gelijk zijn aan het aantal rechts. Neerslagreacties : een reactie waarbij de oplosbaarheidsgrens van minstens één van de deelnemende reagentia is bereikt en deze dus zowel in de oplossing als in de vaste fase bevindt. Oplosbaarheidsproduct Ksp:  Zie oefeningen 9) Zuur-base evenwicht zure oplossing: oplossing waar er meer H+ dan OH- aanwezig zijn. base oplossing: oplossing waar er meer OH- dan H+ aanwezig zijn. Zuur bevat afsplitsbare H+ worden afgesplitst in water dus zuur = aantal H+ + zuurrest een base bevat afsplitsbare OH- deze worden afgesplitst in water Een Arrhenius zuur en een arrhenius base vomren een zout en water Bv: HCl en NaOH reageren tot water en een zout  Brönsted (en Lowry) Zuur: substantie waarvan een waterige oplossing zuur, smaakt, lakmoespapier rood kleurt en een oplossing van een base neutraliseert. Stof die protoenen kan afgeven = protonen donor Base: substantie waarvan een waterige oplossing bitter smaakt, lakmoespapier blauw kleurt en een zuur neutraliseert. Stof die protonen kan opnemen = protonenacceptor  Zuur-base reactie: reactie waarbij het proton wordt overgedragen van één verbinding (=zuur) naar een ander (=base) Geprotoneerd -> base wordt geprotoneerd tot zijn geconjugeerd zuur Gedeprotoneerd -> zuur wordt gedeprotoneerd tot zijn geconjugeerde base Het ionproduct van water Water kan soms optreden als een protondonor (zuur) en in andere gevallen als protonacceptor (base). ➔ Zelfionisatie van H2O Evenwichtsconstante: Kw = constante = ionproduct van water Wordt niet beïnvloed door concentratieverandering Een evenwichtsconstante is alleen afhankelijk van de temperatuur Zure en basische oplossingen Oplossen in water van een stof waardoor H3O+ of OH- ionen ontstaan -> evenwicht verschuift naar links (le Châtelier!) tot terug aan evenwichts-voorwaarde voldaan is. Oplossing = zuur indien [H3O+] > [OH-] Oplossing = base indien [H3O+] < [OH-] sterke zuren zijn in water volledig geïoniseerd: sterke base zijn reeds ion verbindingen in zuivere toestand, die volledig uiteenvallen in ionen in water: Zie ook ppt De pH van een oplossing om met meer hanteerbare getallen dan échte concentraties, of evenwichtsconstante te werken, wordt ‘p’ (van power) gebruik, als pX= -log(x) neutrale oplossing: pH = 7 zure oplossing: pH < 7 basische of alkalische oplossingen: pH < 7 Zuurconstante Ka van een zuur (zie ook HB p 119) Baseconstante Kb van een base (zie ook HB p120) 10) redoxreacties (zie stappenplan HB p124!!!!) redoxreactie= reductie en oxidatie reactie in één oxidator neemt elektronen op en wordt gereduceerd reductor geeft elektronen af en wordt geoxideerd oxidatie = stijgt in OG reductie = daling in OG