Samengevat VWO Scheikunde PDF (2015)

www.samengevat.nl vwo  inhoud voorwoord 3 hoe werkje met dit boek? 4 1 van atomen tot stoffen 6 2 reacties en reactieomstandigheden 22 3 zuur-basereacties 34 4 redoxreacties...

www.samengevat.nl vwo  inhoud voorwoord 3 hoe werkje met dit boek? 4 1 van atomen tot stoffen 6 2 reacties en reactieomstandigheden 22 3 zuur-basereacties 34 4 redoxreacties 42 5 koolstofchemie 48 6 chemie van het leven (biochemie) 60 7 chemische industrie en milieu 68 8 analysemethoden 78 9 vaardigheden 84 trefwoorden register 95 overzicht van formules en namen 104  begrippen en relaties 6 1 Van atomen tot stoffen atomen microniveau opgebouwd uit atoomkern centrum van het atoom, bevat vrijwel de gehele atoom massa protonen afgeronde massa 1 u; aantal protonen bepaalt de atoomsoort begrippen atoomnummer is gelijk aan het aantal protonen kernlading aantal protonen maal +1 e (+l e = lading van één proton) plaats in het periodiek systeem zie blz. 8 neutronen afgeronde massa 1 u; aantal neutronen ligt voor bepaalde atoomsoort niet vast: elke atoomsoort heeft meerdere isotopen elektronenwolk kenmerken afmeting is veel groter dan die van de atoomkern lading is aantal elektronen maal -1 e (-1 e = lading van één elektron) massa is zeer klein, elektronen zijn veel lichter dan protonen en neutronen bestaat uit elektronenschillen met maximaal 2n 2 elektronen, waarbij n = nummer van de schil eerste drie van zeven schillen volgens toenemende (elektronen)energie K-schil = eerste (kleinste) schil met maximaal 2 · 1 = 2 elektronen 2 L-schil = tweede schil met maximaal 2 · 22 = 8 elektronen M-schil = derde schil met maximaal 2 · 3 = 18 elektronen (eerst vulling tot 8) 2 onderscheid tussen binnenschillen lage (potentiële) energie; spelen geen rol bij reacties buitenste schil hierin zitten de valentie-elektronen, die betrokken zijn bij chemische reacties algemeen geldt elk atoom is neutraal want aantal elektronen= aantal protonen en hun ladingen zijn even groot maar tegengesteld van teken massabegrippen massagetal van atoom aantal protonen plus neutronen in atoom;.. massagetal I f p+n weergave b IJ atoomsoort atoomnummmer E ement o PX andere notatie meestal bij isotopen: X-(p+n), bv. Cl-35 en Cl-37 atomaire massa-eenheid u 1 u = 1,66 · 10-21 kg (gelijk aan 1/12 van massa van C-12 atoom) massa H atoom= massa proton= massa neutron= 1 u (afgerond) atoom massa A gemiddelde massa van alle atomen van een atoom soort (in u) relatieve atoom massa Ar atoom massa zonder eenheid u toelichting 7 1 atoom model van ~ F valentie-elektron \ )z\ proton\ , · neutron~ ,· kern " ·.. ' '·,, elektronenschil met massagetal 19 · _.-_ elektron elektronenomringing van atomen Bij een fluoratoom (zie boven) is de K-schil opgevuld met 2 elektronen en de L-schil bevat 7 elektronen. De L-schil kan maximaal 8 elektronen bevatten. Een atoom van het edelgas Ne bezit twee gevulde schillen: 2 elektronen in de K-schil en 8 elektronen in de L-schil. Zo'n elektronenomringing (edelgasomringing) is erg stabiel (zie blz. 9). Een atoom ff Na heeft een elektron meer dan ~g Ne en dat zit in de M-schil. Bij 8 elektronen in de M-schil is opnieuw sprake van een edelgas (argon). lading van elektron en proton De kleinst mogelijke negatieve lading die bestaat, is die van een elektron: -1 e De kleinst mogelijke positieve lading die bestaat, is die van een proton: +l e Voor omrekening naar de eenheid Coulomb geldt: 1 e = 1,6 · 10-19 C isotopen zijn atomen met hetzelfde atoomnummer, maar met een verschillend massagetal (evenveel protonen, verschillend aantal neutronen), zoals 2 !~ U en radioactief 2!~ U.11 atoom massa De atoom massa is de gemiddelde massa (in eenheden u) van alle atomen die in de natuur van een atoomsoort voorkomen. Omdat de belangrijkste isotopen van chloor, Cl-35 en Cl-37, in de natuur voorkomen in een verhouding van 3 : 1, is de atoom massa niet 36 u maar 35,5 u. samenstelling van deeltjes voorbeelden (vier atomen en het ion s2-) lH 32 3252- 23su 23su 1 16S, 16 92 92 aantal prótonen 1 16 16 92 92 aantal neutronen 1-1=0 32-16 = 16 32-16 = 16 235-92 = 143 238-92 = 146 aantal elektronen 1 16 16 + 2 = 18 92 92 massa van deeltje 1,0078 u 31,972 u 31,973 u 235,04 u 238,05 u lading van deeltje 0 0 -2e 0 0 1) Van veel zware metalen bestaan isotopen met een instabiele atoomkern. Zij zenden radioactieve straling uit. Binas: massa u, lading e (7); atoomnummer, massagetal, isotopen (25A); (relatieve) atoommassa (40A en 99) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 8 periodiek systeem der elementen (p.s.) met zeven perioden en 18 groepen overzicht 1 2 3-12 13 14 15 16 17 18 groep 1 1 1H 2He 2 3LÏ 4Be 58 6c 7N sO 9F ioNe 3 11 Na 12Mg 13AI 14Si 1sP 16S 17CI 1sAr 4 19K zoCa 21-30 31Ga 32 Ge 33As 34Se 35Br 36Kr s 37Rb 38 Sr 39-48 49ln soSn s1Sb s2Te 531 54Xe 6 55CS s6Ba 57-70 71-80 s1TI s2Pb 83 Bi 84 Po ssAt s6Rn 7 87 Fr ssRa 89-102 103-... periode CJ=metaal Q = niet-metaal twee soorten atomen metalen ongeveer 80 van alle atoomsoorten (elementen) zijn metalen niet-metalen ongeveer 20 atoomsoorten (rechtsboven in het p.s.) waaronder halogenen 5 verwante atoomsoorten uit groep 17 die gemakkelijk reageren edelgassen 6 atoomsoorten uit groep 18 die nergens mee reageren drie soorten bindingen metaalatoom met niet-metaalatoom ⇒ ionbinding elektrische aantrekking van ionen, waardoor (op macroniveau) een zout wordt gevormd met een ionrooster niet-metaalatomen onderling ⇒ atoombinding binding door gedeelde elektronenparen, waardoor (op macroniveau) een moleculaire stof ontstaat (bv. 0 2 en CH 4 ) of een stof met een atoom rooster (bv. C en SiO 2) metaalatomen onderling ⇒ metaalbinding binding door zwervende elektronen, waardoor (op macroniveau) een metaal met een metaalrooster ontstaat toelichting 9 periodiek systeem (der elementen} is de rangschikking van alle bekende atoom soorten (elementen) volgens opklimmend atoomnummer met 7 (horizontale) perioden en 18 (verticale) groepen. Deze ordening is zodanig dat elementen met overeenkomstige eigenschappen onder elkaar staan. Deze eigenschappen hangen samen met het aantal elektronenschillen en het aantal elektronen in de buitenste schil (valentie-elektronen). Het aantal protonen bepaalt de plaats in het periodiek systeem. Met een toenemend atoom- nummer neemt (in bijna alle gevallen) ook de atoommassa toe. periode is de horizontale rangschikking van atoomsoorten in het periodiek systeem met oplopend atoomnummer. Het nummer van de periode komt overeen met het aantal schillen dat in gebruik is. groep is de verticale rangschikking van atoomsoorten in het periodiek systeem die verwante eigenschappen vertonen. Het aantal valentie-elektronen van de atoomsoorten uit de groepen 1 en 2 is gelijk aan het nummer van de groep. Het aantal valentie-elektronen van de elementen uit de groepen 13 t/m 18 is gelijk aan het nummer van de groep minus 10. metalen reactiviteit De metalen uit de groepen 1 en 2 reageren heftiger dan de overige metalen. Binnen een groep reageren metalen van boven naar beneden steeds heftiger. Kalium (K) reageert dus heftiger dan lithium (Li) en barium (Ba) reageert veel heftiger dan magnesium (Mg). halogenen vormen groep 17 in het periodiek systeem De belangrijkste halogenen zijn fluor, chloor, broom en jood. Van boven naar beneden reageren de halogenen (net als de andere niet-metalen) minder heftig: fluor reageert dus veel heftiger dan jood. edelgassen vormen groep 18 in het periodiek systeem De belangrijkste edelgassen zijn: helium (He), neon (Ne) en argon (Ar). Zij hebben 8 elektronen in de buitenste schil (behalve helium). Atomen van edelgassen reageren nergens mee. octetregel geeft aan dat de stabiele elektronenomringing die bij de edelgassen optreedt, gekenmerkt wordt door 8 elektronen in de buitenste schil. Een uitzondering hierop is helium, omdat daar de buitenste (K)schil slechts 2 elektronen kan bevatten. Atoomsoorten die dicht bij de edelgassen staan, kunnen ook zo'n edelgasomringing 1 l krijgen: - metalen door afgifte van elektronen, bv. Mg2 + heeft 8 elektronen in L-schil net als neon (Ne). - niet-metalen door opname van elektronen, bv. s2- heeft 8 elektronen in M-schil net als argon (Ar). - niet-metalen door delen van elektronen, bv. twee waterstofatomen met elk 1 elektron vormen een molecuul H2 met in totaal 2 elektronen (zoals het He atoom): H · + · H ➔ H-H 1) Het woord edelgasomringing hoef je niet te kennen. Zie blz 6. Sinas: periodiek systeem der elementen (99) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 10 ionen microniveau positieve ionen deeltjes die minder elektronen dan protonen bevatten enkelvoudig ion metaalion; genoemd naar de metaalsoort ionen met een vaste elektrovalentie bv. Li+, Ca 2 en Al 3+ (zie bijlage achterin) ionen met meerdere elektrovalenties dus verschillende ion ladingen l+/2+ Hg+, kwik(l)ion en Hg 2 , kwik(ll)ion 1+/3+ Au+, goud(l)ion en Au 3 , goud(lll)ion 2 2+/3+ Fe , ijzer(ll)ion en Fe 3 , ijzer(lll)ion 2+/4+ Pb 2 +, lood(ll)ion en Pb +, lood(IV)ion; Sn 2 +, tin(ll)ion en Sn 4 +, tin(IV)ion 4 3+/6+ U3+, uraan(lll)ion en U6 +, uraan(Vl)ion samengesteld ion groepje niet-metaalatomen met positieve lading l+ H3 0+ (oxoniumion); NH/ (ammoniumion) negatieve ionen 1> deeltjes die meer elektronen dan protonen bevatten enkelvoudig ion niet-metaalatoom dat negatieve lading heeft gekregen naam eindigt op 'ide' bv. ei- (chloride-ion) en s2- (sulfide-ion); samengesteld ion groepje niet-metaalatomen, waaronder altijd een aantal zuurstofatomen, met negatieve lading naam eindigt op 'aat' bij het grootst aantal O atomen, bv. bij so/- (sulfaation) naam eindigt op 'iet' bij een O atoom minder, bv. bij so/- (sulfietion) moleculen microniveau kenmerken atoomgroepjes met vaste samenstelling de molecuulsamenstelling bepaalt de stof bestaan uitsluitend uit niet-metaalatomen meerderheid van alle moleculen bevat koolstof molecuulmassa som van atoommassa's in een molecuul (in u) bevatten atoombindingen atomen zijn aan elkaar gebonden door gemeenschappelijke elektronen paren waarvan elk atoom een elektron levert gewone atoombinding geen ladingsverschil tussen de atomen; bv. in Cl 2 polaire atoombinding met klein ladingsverschil tussen twee atomen; bv. 0-H en C=O vast aantal bindingen voor elke atoomsoort dit is de covalentie; deze is voor atoomsoorten binnen één groep (in p.s.) gelijk; vuistregel: covalentie +groepsnummer= 18 covalentie 1 bij H, F, Cl, Bren 1 (Hen 17e groep), bv. in H-Br covalentie 2 bij Oen S (16e groep), bv. in 0=0 en H-S-H covalentie 3 bij N en P (lSe groep), bv. in NH 3 en PCl 3 covalentie 4 bij C en Si (14e groep), bv. in CH 4 en SiF4 zwakke bindingen tussen moleculen zwakker dan atoom-, metaal- en ion binding vanderwaalsbinding of molecuulbinding tussen alle moleculen dipool-dipoolbinding tussen dipoolmoleculen (hierin komt een ladingsverdeling van 8+ en&-, veroorzaakt door polaire bindingen) waterstofbrug tussen moleculen met 0-H of N-H groepen; sterker dan vorige twee bindingen 1) voor ladingen, formules en namen: zie bijlage achterin toelichting 11 vorming van ionen met behulp van de octetregel De lading van de ionen van metalen uit groep 1 van het p.s. is l+, omdat zij het enkele elektron in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeelden: Na+ en K+ De lading van de ionen van metalen uit groep 2 van het p.s. is 2+, omdat zij beide elektronen in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeelden: Mg2 +, Ca 2 + en Ba 2 + De lading van de ionen van metalen uit groep 13 van het p.s. is 3+, omdat zij de drie elektronen in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeeld: Al 3+ De lading van de ionen van niet-metalen uit groep 17 van het p.s. is 1-, omdat zij nog een elektron in hun buitenste schil kunnen opnemen (van 7 naar 8). Voorbeelden: r, er, Br-, 1- De lading van de ionen van niet-metalen uit groep 16 van het p.s. is 2-, omdat zij nog twee elektronen in hun buitenste schil kunnen opnemen (van 6 naar 8). Voorbeelden: 0 2- en s2- ionmassa (in u) is van alle enkelvoudige ionen gelijk aan de atoommassa, omdat de massa van (enkele) elektronen zoveel kleiner is dan die van de atoomkern. De ion massa van samengestelde ionen is gelijk aan de massa van het groepje atomen. vorming van moleculen met behulp van octetregel atoomsoort uit 3e periode bindt H Cl s p Si.. H H H. ,H vorming elektronen pa reil:.. :Cl H.. s \ _ ~ H :.P: ·E]: H :si: H.EJ H H, /H H H lewisstructuur: :CI-H H-~-H./._P,./ 'si H H 'H dipoolmolecuul is molecuul met een of meer polaire atoombindingen, waarbij het centrum van (partiële)+ lading niet samenvalt met het centrum van (partiële)- lading. Voorbeeld: In HF trekt F harder aan de elektronen dan H: H<. : : · F vergelijk H 2 : H , ::'. H 6+ 6- apolair De zwakke binding die ontstaat tussen twee dipoolmoleculen heet dipool-dipoolbinding of dipool-dipoolinteractie. vanderwaalsbinding ook wel 'molecuulbinding'; zwakke binding die tussen alle moleculen voorkomt. Deze binding is sterker naarmate de moleculen een grotere massa hebben. waterstofbrug treedt op bij moleculen met O-H en N-H bindingen. H De wisselwerking tussen H (o+) en een O of N atoom (o-) van een H ' 'o-c-H - 1 naburig molecuul is sterker dan de vanderwaalsbinding. H : H , H H Voorbeeld: Methanolmoleculen blijven bij kamertemperatuur bijeen H-~-o;__ o-c-H t.g.v. waterstofbruggen(, 111 ,) ⇒ methanol (CH 3OH) is vloeibaar, H 'H' ' terwijl propaan (C 3 H8) met zwaardere moleculen dan gasvormig is. H Binas: enkele formules en hun namen (668) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 12 formules van moleculen molecuulformule geeft het aantal van elke atoomsoort in een molecuul, bv. H2 0 2 structuurformule geeft weer welke atomen door atoombindingen verbonden zijn, bv. H-0-0-H lewisstructuur structuurformule waarin ook vrije elektronen(paren) zijn weergegeven, bv. H-Ö-Ö-H ruimtelijke bouw van moleculen wordt beschreven met VSEPR theorie Valentie-Schil-Elektronen-Paar-Repulsie theorie maximale afstoting van atoom bindingen en vrije elektronenparen van de atomen in een molecuul of samengesteld ion daarbij geldt afstoting is afhankelijk van type atoombinding bv. C-CI > C-H en C=C > C-H afstoting door vrije elektronenpaar verschilt van die door atoom bindingen ruimtelijke structuur wordt bepaald door de afstoting drie basisstructuren (zie ook omringingsgetal hieronder) tetraëder met centraal atoom in het midden; ideale tetraëder bij CCl 4 met bindingshoek van 109,5° platte driehoek met centraal atoom in het midden; gelijkzijdige driehoek bij 50 3 met bindingshoek van 120° gestrekte structuur per definitie een bindingshoek van 180° omringingsgetal is aantal richtingen (in de ruimte) waar zich elektronen bevinden, als atoombindingen of als vrije elektronen paren 2-omringing ⇒ gestrekte structuur ⇒ bindingshoek van 180°, bv. bij O=C=O 3-omringing ⇒ platte driehoek ⇒ bindingshoek ongeveer 120°, bv. bij C2 H4 4-omringing ⇒ tetraëder ⇒ bindingshoek ongeveer 109°; maar kan door verschil in afstoting sterk afwijken (bv. bij H2 S gelijk aan 92,1 °) oelichting 13.tructuurformule uit molecuulformule met behulp van covalenties Br 2 ⇒ Br-Br 02 ⇒ O=O N2 ⇒ N=N C0 2 ⇒ O=C=O HH HH H H HOH 1 1 1 1 1 1 1 Il 1 : 2 H4 ⇒ C=C C2 H6 0 ⇒ H-C-C-0-H of H-C-0-C-H NH 2 CONH 2 ⇒ H-N-C-N-H 1 1 1 1 1 1 H H H H H H ewisstructuur uit structuurformule met behulp van octetregel Br-Br ⇒ :Br-Br: O=O ⇒ Ö=Ö N=N ⇒ :N:::N: O=C=O ⇒ Q=C=Q H H H H H O H H :Q: H 1 1 1 1 1 Il 1 1 11 1 H-C-C-0-H 1 1 ⇒ H-C-C-Q-H 1 1 H-N-C-N-H ⇒.. H-N-C-N-H.. H H H H ·uimtelijke bouw uit lewisstructuur met behulp van VSEPR 2-omringing zonder vrije (rond C atoom) elektronenparen vrije elektronen- paren bij 0 1. 0 3-omringing zonder vrije li_ (rond C en O) elektronen paren H H \ , · c11 C11 ⇒ '~ = :c (__:_:_. C: , -- H H : '- vrije elektronen- I:{_.. paren bij 0 i H \ I.. C=Ö ⇒ '~c '.. d- ' H 1 1 H '- \ -~ -- 4-omringing l) zonder vrije H H (rond C, N en O) elektronen paren H 1 H-C-H ⇒ C 1 H 1 vrij elektronen- paar bij N; 2 vrije elektronen- H 1..,. 1 paren bij 0 H-N: ⇒ H-Q-H ⇒ 0 1 H H'....__,,.. H 104,5° ) Er is tetraëdische omringing, waarbij afstoting van atoombindingen verschilt van die van vrije elektronenparen. begrippen en relaties van atomen tot stoffen 14 stoffen macroniveau zouten opgebouwd uit positieve en negatieve ionen vormen een regelmatig ion rooster gebonden door ionbinding elektrische aantrekking tussen tegengesteld geladen deeltjes naamgeving naam positief ion+ naam negatief ion bv. NH 4 N0 3 heet ammoniumnitraat moleculaire stoffen opgebouwd uit moleculen, variërend van zeer eenvoudig (zie hieronder) tot ingewikkeld (bv. eiwitmoleculen, zie hoofdstuk 6) sommige niet-ontleedbare stoffen of elementen waterstof zeer brandbaar (explosief) gas; formule: H2 (g) zuurstof onmisbaar voor leven; formule: 0 2 (g) stikstof hoofdbestanddeel van lucht; formule: N2 (g) halogenen stoffen uit groep 17 van het p.s. : F2 (g), Cli{g), Br 2 (1) en 12 (s) oxiden van niet-metalen bevatten naast zuurstof nog één ander niet-metaal water meest voorkomende stof op aarde; formule: H2 0(1) waterstofperoxide ontsmettings- en bleekmiddel; formule: H2 0 2 (1) koolstofdioxide veroorzaakt broeikaseffect; formule: C0 2 (g) koolstofmono-oxide ontstaat bij onvolledige verbranding; formule: CO(g) zwaveldioxide veroorzaakt zure depositie ('zure regen'); formule: S0 2 (g) zwaveltrioxide formule: S0 3 (g) stikstofmono-oxide formule: NO(g) stikstofdioxide formule: NOi{g); ook stikstofoxiden veroorzaken zure depositie zuren stoffen die een H+ ion (proton) kunnen afstaan (zie blz. 34) waterstofchloride formule: HCl(g) salpeterzuur formule: HN0 3 {1) zwavelzuur formule: H2 S04 (1) fosforzuur formule: H 3 P04 (s) ethaanzuur (azijnzuur) formule: CH 3COOH(I) sommige basen belangrijkste: ammoniak (NH 3), grondstof voor chemische industrie koolstofverbindingen zie hoofdstuk 5 metalen opgebouwd uit metaalatomen die een metaalrooster vormen eigenschappen glanzend uiterlijk vervormbaar door walsen, gieten, persen geleiding van elektriciteit en warmte smeltpunt vaak hoog uitzondering kwik, Hg(I) goed onderling mengbaar tot legeringen, bv. brons en soldeer verschillen in reactiviteit onedel = wel reagerend; edel= niet reagerend zeer onedele metalen Li, Na, K, Mg, Ca, Ba (uitleen 2 groep van p.s.) en U onedele metalen Al, Sn, Pb, Fe, Co, Ni, Zn, Mn, Cd, Cr halfedele metalen Cu, Hg edele metalen Ag, Au, pt toelichting 15 zouten zijn verbindingen die zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. Zouten zijn vaste stoffen, meestal kleurloos of wit. Kleuren worden veroorzaakt door bepaalde ionen, meestal de positieve (metaal)ionen. Zo zijn koperzouten meestal blauw. naamgeving zouten De naam van een zout bestaat uit de naam van het positieve ion gevolgd door de naam van het negatieve ion. Als er meerdere ionen van een metaal bestaan, wordt de (positieve) lading aangegeven met een Romeins cijfer. Voorbeeld: lood(ll)sulfaat en lood(IV)sulfaat verhoudingsformule formule van zouten Formule die aangeeft in welke verhouding positieve en negatieve ionen in een bepaald zout voorkomen. Zouten zijn ongeladen; de positieve en negatieve ladingen heffen elkaar dus op. voorbeelden: - ijzer(ll)oxide: FeO; ijzer{lll)oxide: Fe 20 3 ; calciumfosfaat: Ca 3 (P04 h - In Pb 3 (0Hh{C0 3h komt {driemaal) Pb2 + voor, want de andere ionen zijn OH- en co/-, met een gezamenlijke lading van 6-. kristalwater en (zout)hydraten Bij sommige zouten passen een bepaald aantal watermoleculen in de ruimte tussen de positieve en negatieve ionen. Dit door het zout opgenomen water noemt men kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat, noemt men een {zout)hydraat. Bij verwarming van het zout ontwijkt het kristalwater. Voorbeeld: Watervrij kopersulfaat, CuS0 4 , is wit; door het opnemen van water ontstaat blauw kopersulfaatpentahydraat, CuS04 5H 20. moleculaire stoffen en aggregatietoestanden (of fasen) Door de zwakke vanderwaalsbinding tussen moleculen zijn de meeste stoffen met kleinere moleculen gasvormig (bv. 0 2 en NH 3) of vloeibaar {bv. H2 0 en alcohol, C2 H6 0). De stoffen met grote moleculen, zoals suikermoleculen, zijn meestal vast. De aggregatietoestand of fase van een stof geven we aan met de volgende toestands- aanduidingen: (s) =vast (van solid); {I) =vloeibaar (van liquid) en (g) =gasvormig faseovergangen 11 overzicht Hiernaast zijn alle mogelijke faseovergangen weergegeven. Bij het verdampen van water, weergegeven als H2 0(1) ➔ H20(g), worden (op microniveau) vanderwaalsbindingen en waterstof- bruggen tussen de watermoleculen verbroken. stollen s Bij smelten van ijs, H2 0(s) ➔ H2 0(1), gebeurt dat maar gedeeltelijk. naamgeving van moleculaire stoffen 21 voor koolstofverbindingen zie hoofdstuk 3 Elke atoomsoort wordt vermeld met het aantal atomen. Dit aantal wordt als voorvoegsel weergegeven met een Grieks telwoord (mono wordt aan het begin van de naam weggelaten). voorbeelden: CO koolstofmono-oxide; S02 zwaveldioxide; N20 4 distikstoftetraoxide 1) De namen rijpen en vervluchtigen hoef je niet te kennen. 2) Zie voor overige namen bijlage achterin. Binas: toestandsaanduidingen (38A); voorbeelden van hydraten (4SB) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 16 soorten stoffen van micro naar macro kenmerken ! zouten moleculaire stoffen stoffen met metalen atoom rooster soort atomen metaal- en niet- niet-metaal- niet-metaalatomen metaalatomen metaalatomen atomen + ionen en vrije kleinste deeltjes + en-ionen moleculen atomen elektronen a: vanderwaalsbinding b: dipool-dipoolbinding type binding ion binding atoom binding metaalbinding C: eventueel H brurgen 1 d: atoom binding zwak (bindingstype a, b) bindingssterkte sterk matig (bindingstype c) sterk meestal sterk sterk (bindingstype d) type rooster ion rooster molecuulrooster atoom rooster metaalrooster voor vaste stoffen hardheid groot gering zeer groot wisselend smelt/kookpunt hoog laag 21 zeer hoog meestal hoog geleiding 3 41 ja l (door ionen) nee wisselend ja (door elektronen) van elektriciteit oplosbaarheid alleen in water wisselend s) onoplosbaar onoplosbaar soort formule verhoudingsformule molecuulformule atoom symbool atoom symbool Romeinse cijfers: Griekse telwoorden: naamgeving 1,11,111,IV mono, di, tri, tetra stoffen NaCI, CuS0 4 , H2,C12H22011, C (diamant), Na, Hg, voorbeelden kunstmest macromoleculen Si02 (zand) legeringen 1) binding binnen de moleculen 2) stof met zwakke bindingen heeft laag smelt- en kookpunt 3) alleen als een zout vloeibaar is of opgelost, geleidt het elektrische stroom 4) C (grafiet) geleidt elektriciteit, maar C (diamant) niet. Er zijn ook halfgeleiders met een atoom rooster. 5) 'soort zoekt soort' =) stoffen waarvan de moleculen op elkaar lijken, mengen goed toelichting 17 keramische stoffen relatie tussen rooster en stofeigenschappen Keramische materialen worden gekenmerkt door zeer hoge hardheid en zeer hoge smeltpunten. Zij bezitten een atoom rooster (bv. diamant} of een rooster van ionen met ladingen van ten minste 2+ en 2-. ionrooster Hierin zijn alle ionen door tegengesteld geladen ionen omringd. Voorbeeld: NaCI, met weergave van de 'buitenkant' van de ionen (zie figuur hiernaast} molecuulrooster Hierin houden zwakke krachten de moleculen bijeen. Bijvoorbeeld de vanderwaalskrachten tussen jood moleculen, bij omstandigheden waaronder 12 een vaste stof is (zie figuur hiernaast, waarin----= atoombinding}. metaalrooster Hierin houden vrij bewegende (valentie}elektronen (voorgesteld als ladingswolk} de metaal'ionen' bijeen. (zie figuur hiernaast} atoom rooster Hierin zijn alle atomen via atoom bindingen met elkaar verbonden. Het wordt een netwerk waarin geen aparte groepjes te onder- scheiden zijn zoals bij een molecuulrooster. (zie figuur hiernaast voor diamant} water als oplosmiddel Een watermolecuul heeft de unieke eigenschappen dat in dit kleine molecuul twee polaire atoombindingen voorkomen en dat het een gehoekte structuur bezit. Daardoor hebben de beide waterstofatomen elk een kleine positieve lading (ö+} en het zuurstofatoom een kleine negatieve lading (2ö-}. Door de beide 0-H bindingen kan water per molecuul twee waterstofbruggen aangaan. Stoffen die net als water waterstofbruggen kunnen vormen of voldoende polaire bindingen hebben, zijn goed in water oplosbaar en dus hydrofiel. hydratatie is omringing van een ion door watermoleculen, weergegeven met de toestandsaanduiding (aq}. Deze omringing is zodanig, dat het O atoom (2ö-} zich aan positieve ionen bindt en de H atomen (ö+} zich aan negatieve ionen binden. voorbeelden (zie hiernaast}: K+(aq) en F-(aq} Binas: kristalstructuren, technisch keramiek (67D1); allotropie bij koolstof (67E) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 18 oplosbaarheid en mengbaarheid 'soort zoekt soort' uitgaande van structuur stoffen met weinig polaire bindingen mengen onderling goed bv. vet met wasbenzine stoffen met H bruggen mengen onderling goed bv. NH 3 en alcohol met water alleen geldend voor water als oplosmiddel hydrofiele stof stof lost goed op in water; bv. de oplosbare zouten, zoals NaCI hydrofobe stof stof lost slecht op in water; elke stof die geen polaire bindingen bevat mengsels 11 de natuur en chemische processen leveren zelden zuivere stoffen willekeurige vastestofmengsels bv. ruwe metaalertsen uit mijnen, mengsels na een chemisch proces met bijproducten en chemisch afval legeringen nauwkeurig bepaalde mengsels van metalen, bv. brons (koper en tin), messing (koper en zink), soldeer (lood en tin) en amalgaam (kwik met edelmetaal) mengsels met vloeistoffen homogene vloeistofvloeistofmengsels bv. sterke drank (vooral water en alcohol) oplossing vaste stof of gas volledig gemengd met vloeistof verzadigd de maximale hoeveelheid stof is opgelost (bij bepaalde T) onverzadigd er is minder dan de maximale hoeveelheid stof opgelost emulsie mengsel van fijnverdeelde vloeistoffen, bv. boter (waterdruppeltjes in vet); vaak is emulgator nodig (stof die eigenschappen van beide vloeistoffen bezit) suspensie fijnverdeelde vaste stof, zwevend in vloeistof gasmengsels bv. lucht en mengsel van stikstof en waterstof voor ammoniaksynthese scheidingsmethoden voor stoffen in mengsels naam soort mengsels scheiding berust op verschil in destillatie vloeistoffen, oplossingen kookpunt (inclusief indampen) bezinken (versneld door suspensie dichtheid van de stof centrifugeren) filtratie vaste stof in vloeistof of gas deeltjesgrootte extractie vaste stoffen oplosbaarheid in extractiemiddel wassen gassen oplosbaarheid in wasvloeistof adsorptie verontreinigde stof binding aan adsorptiemiddel chromatografie 2) kleurstoffen oplosbaarheid en (papier- en dunnelaag-) adsorptie gaschromatografie 2> vloeistofmengsels kookpunt, adsorptie en/of oplosbaarheid 1) De voorbeelden van mengsels hoef je niet te kennen, de soorten mengsels wel. 2) Chromatografie wordt behandeld bij Analysemethoden, hoofdstuk 8. toelichting 19 oplossen van stoffen in water op microniveau - Als een zout oplost in water, wordt de regelmatige rangschikking van de ionen in het ionrooster verbroken. Het verbreken van ion bindingen kost energie, maar als de losse ionen meteen omringd worden door watermoleculen (hydratatie), levert dat weer energie op. Weergave van het oplossen van natriumsulfaat: Na 2 SOis) ➔ 2 Na+(aq) + so/-(aq) - Als een moleculaire stof oplost in water, worden niet alleen alle vanderwaalsbindingen (en eventuele waterstofbruggen) tussen de moleculen van die stof verbroken, maar worden ook vanderwaalsbindingen en H bruggen van een deel van de watermoleculen verbroken. Tegelijk worden er vanderwaalsbindingen en eventuele waterstofbruggen gevormd tussen de watermoleculen en de moleculen van de oplosbare stof. Weergave van het oplossen van suiker: C12 H22 O11 (s) ➔ C12 H22 O11 (aq) - Bij zuren en basen vindt na het oplossen een vervolgstap plaats (zie blz. 34). smelt- en kookgedrag Een zuivere stof heeft een smeltpunt en een kookpunt, d.w.z. het smelten of koken vindt bij één temperatuur plaats. Een mengsel of een onzuivere stof heeft een smelttraject en kooktraject, d.w.z. de temperatuur loopt op tijdens het smelten of koken. scheidingsmethoden zijn methoden om uit een mengsel zuivere stoffen te verkrijgen - destillatie, bv. bij aardolie in verschillende fracties; gedestilleerd water uit kraanwater; vloeibare lucht scheiden in stikstof en zuurstof; 'gedestilleerd' of 'sterke drank' - indampen, toegepast als het oplosmiddel niet bewaard hoeft te worden voorbeeld: zoutwinning uit zeewater - filtratie, bv. het gebruik van zand bij drinkwaterbereiding - extractie, bv. bij suiker uit suikerbieten of zout uit steenzoutlagen met water; olie uit zaden met organisch oplosmiddel - adsorptie, meestal met actieve koolstof (norit) voorbeelden: ontkleuren van oplossingen, giftige stoffen uit lucht met gasmasker scheiding op microniveau - begintoestand: moleculen van verschillende samenstelling door elkaar: op macroniveau: mengsel van 2 niet-ontleedbare stoffen en 1 ontleedbare stof - eindtoestand: moleculen zijn per soort bijeen en apart van de andere soorten op macroniveau: + ~ c9 + 3 stoffen gescheiden 00 Binas: smelt- en kookpunten (42); oplosbaarheid van gassen in water (44A); oplosbaarheid van zouten in water (45) begrippen en relaties van atomen tot stoffen 20 rekenen aan stoffen uitgaande van massa symbool m; eenheid: kg of g afgeleide begrippen massapercentage gedeelte van massa · 100% informule massa van bestanddeel · l00% totale massa massa-ppm één miljoenste deel van massa, bv. 1 mg per kg massa-ppb één miljardste deel van massa, bv. 1 µg per kg volume symbool V; eenheid: m 3, L (= dm 3 ) of ml(= cm 3) afgeleide begrippen volumepercentage gedeelte van volume· 100% informule volume van bestanddeel ·100% totaal volume volume-ppm één miljoenste deel van volume, bv.1 cm 3 per m 3 dichtheid = massa : volume massa (in kg) van 1 m 3 van een stof; symbool p; eenheid van dichtheid: kg m-3 = g L-1 chemische hoeveelheid maat voor hoeveelheid stof; symbool n(X); eenheid: mol afgeleide begrippen molaire massa of molmassa:massa van 1 mol stof; symbool M; eenheid: g mol- 1 ; (de massa van 1 mol stof is M gram als de molecuulmassa Mu bedraagt) molair volume symbool Vm, volume van 1 mol gas; alleen afhankelijk van temperatuur en druk, bv. 22,4 L bij p = p0 en T = 273 K molariteit aantal mol (opgeloste) stof per L (oplossing); eenheid: M =molair= mol L- 1 concentratie aantal mol deeltjes (van stof X) dat per liter aanwezig is ; symbool: [X] of c(X); eenheid: mol L-1 alleen verschil met molariteit bij zouten door volledige splitsing in ionen geldt altijd: [zout]= 0; bv. voor 0,48 M CaCl 2 oplossing geldt: [CaCl 2 ] = o, [Ca 2 +] = 0,48 en [cl-]= 0,96 mol L-1 zuren en basen bij onvolledige splitsing (zwakke zuren en zwakke basen) moeten de evenwichtsconcentraties worden berekend (zie hoofdstuk 3) molberekeningen omrekenschema x molaire massa x molair volume aantal liter aantal gram aantal mol gas : molaire massa : molair volume x volume l l, volume molariteit toelichting 21 massapercentage van een bestanddeel van een stof - Hoe groot is het massapercentage C in suiker, c12 H22O11 ? De molecuulmassa van suiker is (12 · 12,01 + 22 · 1,008 + 11 · 16,00) = 342,30 u. Het massapercentage C hierin is 1 :~!~~~ 1 100% = 42,10% (4 sign. cijfers, zie blz. 84). volumepercentage van een stof in een mengsel - Hoeveel ml alcohol is aanwezig in 250 ml bier met 5,00 vol% alcohol? In 100 ml is aanwezig 5,00 ml, dus in 250 ml is aanwezig ~~~ · 5,00 = 12,5 ml alcohol. dichtheid berekening - Hoe groot is het volume van 1,00 kg kwik in ml? De dichtheid p van kwik is 13,5 10 3 kg m-3 Het volume van 1,00 kg kwik is 1,00 kg -s 3 -2 ( massa ) 3 _3 = 7,41 · 10 m = 7,41 · 10 l = 74,1 ml want volume= d" hth.d. 13,5·10 kgm IC e1 molaire massa M berekeningen - Bereken de molaire massa van ijzer(lll)nitraat, Fe(NOJ 3 De massa van een ijzer(lll}ion is 55,85 u; die van een nitraation (N0 3-) is 14,01 + 48,00 = 62,01 u ⇒ de 'molecuulmassa' van ijzer(lll)nitraat is 55,85 u + 3 · 62,01 u = 241,88 u. De molaire massa van ijzer(lll}nitraat is dan 241,88 g mo1- 1. - Hoeveel mol is 500 g ijzer(llf)nitraat? (berekenen met aantal gram : M = aantal mol) 500 500 g ijzer(lll)nitraat komt overeen met g _1 = 2,07 mol (3 significante cijfers). 241,88 gmol molair volume berekeningen met gassen - Bereken het gasvolume als het molair volume en de chemische hoeveelheid gegeven zijn. Het volume van 1,50 mol van een willekeurig gas bij een molair volume van 24,5 l mor1 (p =Poen T = 298 K) is 1,50 mol · 24,5 l mor1 = 36,8 L. - Bereken de massa van een gas als het volume en het molair volume gegeven is. Als 2,00 liter koolstofdioxide bij p =p 0 en T = 273 K gewogen wordt, heeft het een massa 2 00 1 van L _1 44,01 g mol- = 3,93 gram (3 significante cijfers). 22,4 Lmol molariteit berekeningen - Bereken het aantal mol als de molariteit en het volume gegeven zijn. Het aantal mol stof in 250 ml van een oplossing van 0,20 Mis 250 10-3 l · 0,20 mol l-1 = 5,0 10-2 mol. - Bereken het volume als het aantal mol en de molariteit gegeven zijn. Als je 0,20 mol stof nodig hebt en je hebt de beschikking over een oplossing met een 0 20 molariteit van 0,44 M, dan neem je als volume mol_ = 0,45 liter. 0,44mol L 1 Binas: vermenigvuldigingsfactoren (2); gegevens van stoffen, o.a. dichtheid (8-12); scheikundige symbolen (38A); dichtheden en molariteiten van oplossingen (43); elementen en hun relatieve atoommassa's (40A); molaire massa's (98); afgeronde atoommassa's (99)  begrippen en relaties 22 2 Reacties en reactieomstandigheden kenmerken van reacties op microniveau hergroepering van atomen atomen gaan tijdens reacties niet verloren, moleculen wel leidt op macroniveau tot ontstaan van nieuwe stoffen reactieproducten worden gevormd uit beginstoffen vaste massaverhouding van beginstoffen verklaring op microniveau: moleculen van reactieproduct(en) bepalen hoeveel van elke atoomsoort nodig is wet van massabehoud massa voor de reactie is gelijk aan massa na de reactie bindingen worden verbroken en gevormd verbreken kost energie, vormen levert energie leidt op macroniveau tot energie-effect vorming van reactieproducten kost energie of levert energie op endotherme reactie hierbij is voortdurend energietoevoer nodig exotherme reactie hierbij komt energie vrij botsende deeltjes aantal botsingen en de heftigheid van de botsingen zijn van belang leidt op macroniveau tot reactiesnelheid elke reactie heeft eigen reactiesnelheid; deze is afhankelijk van reactieomstandigheden, zoals concentratie, temperatuur en druk reactievergelijking beschrijft reactie op atomaire schaal; reactiepijl geeft omzetting aan op macroniveau constante molverhouding bepaald door de coëfficiënten in de reactievergelijking soorten reacties 11 ontledingsreacties van verbindingen (ontleedbare stoffen); kosten energie thermolyse ontleding door verhitting elektrolyse ontleding door elektrische stroom fotolyse ontleding door (ultraviolet) licht vormingsreacties twee of meer stoffen leveren één reactieproduct; omgekeerde van ontledingsreacties verbrandingsreacties reacties van een stof met zuurstof (zie ook hoofdstuk 4) langzame verbranding geen vuurverschijnselen, bv. roesten, verbranding van voedsel snelleverbranding snel verlopend met vuurverschijnselen, bv. verbranding van hout volledige verbranding met zuurstof in stoichiometrische verhouding of met overmaat; hierbij ontstaan de 'normale' oxiden van de aanwezige atoomsoorten, zoals H2 0, C0 2 en 50 2 onvolledige verbranding met ondermaat (te weinig) zuurstof; hierbij ontstaat, bij aanwezigheid van koolstof, CO en/of C (roet) donor-acceptorreacties donor geeft/staat af en acceptor krijgt/neemt op redoxreacties reductor geeft elektron(en) aan oxidator (zie hoofdstuk 4) zuur-basereacties zuur geeft proton (H"i- ion) aan base (zie blz. 40) reacties van koolstofverbindingen zie hoofdstukken 5 en 6 1) Bepaalde reacties kunnen bij meerdere soorten worden ondergebracht. toelichting 23 constante massaverhouding De verhouding tussen de massa's van reagerende stoffen is bij elke reactie constant. - 1,0 g H2 reageert volledig en explosief met 8,0 g 0 2 (in knalgas is massaverhouding 1 : 8). - Alle massa's die aan deze verhouding voldoen, zullen volledig reageren, dus 5,0 g H2 reageert volledig met 5,0 8,0 g = 40 g 0 2 Indien van één van de beginstoffen meer wordt toegevoegd dan kan reageren, spreken we van een overmaat van die stof. De andere stof is dan in ondermaat aanwezig. wet van behoud van massa De totale massa van de stoffen na een reactie (reactieproducten) is gelijk aan de totale massa van de stoffen vóór de reactie (beginstoffen). - In het voorbeeld hierboven reageren 5,0 g H2 en 40 g 0 2 tot 5,0 + 40 = 45 g H2 0. reactievergelijking kloppend maken voorbeeld - Maak de reactievergelijking... NH3 +... NO 2 ➔... N2 +... H2 0 kloppend. Het maakt in dit geval niet uit met welke atoomsoortje begint, als je stoffen die uit één atoomsoort bestaan, zoals N2, maar tot het laatst bewaart. - Bv. eerst O kloppend maken; dan H kloppend maken : 4 NH 3 +... N0 2 ➔... N2 + 6 H2 0 - 0 opnieuw kloppend maken: 4 NH 3 + 3 N02 ➔... N2 + 6 H2 0 - Tenslotte N kloppend maken (rechts 3 ½keer N 2) - Alle coëfficiënten verdubbelen: 8 NH 3 + 6 N0 2 ➔ 7 N 2 + 12 H2 0 elementkringloop Omdat atomen niet verloren gaan, kunnen elementen (atoomsoorten) worden ingebouwd in ontleedbare stoffen (via vormingsreacties), maar daaruit weer worden teruggewonnen (via ontledingsreacties). - eenvoudig voorbeeld: explosieve verbranding van waterstof: 2 H2 + 0 2 ➔ 2 H 2 0 terugwinning door elektrolyse van water (zie hieronder): 2 H 2 0 ➔ 2 H2 + 0 2 ontledingsreactie een reactie waarbij één stof wordt omgezet in twee of meer andere stoffen voorbeelden: - thermolyse van glyceryltrinitraat (explosieve vloeistof; in dynamiet veilig door adsorptie) 4 C3 H 5 N 3 0 9 (1) ➔ 12 C0 2 (g) + 10 H2 0(g) + 6 N2 (g) + 0 2 (g) - elektrolyse van water: 2 H2 0(1) ➔ 2 H2 (g) + 0 2 (g) - fotolyse van zilverbromide: 2 AgBr(s) ➔ 2 Ag(s) + Br2(1) verbrandingsreactie een reactie met zuurstof waarbij oxides ontstaan voorbeelden: - volledige verbranding van butaan 2 C4 H10 (g) + 13 0 2(g) ➔ 8 C0 2 (g) + 10 H2 0(g) - onvolledige verbranding van thiofeen C4 H4 S(g) + 4 0 2 (g) ➔ 4 CO(g) + 2 H20(g) + S02 (g) Sinas: formules v.m niet-ontleedbare stoffen (40A); formules van ontleedbare stoffen (42A, 98) begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden 24 vormen van energie belangrijk voor scheikunde chemische energie totale energie-inhoud van een stof (per mol) elektrische energie energie van elektronen en ionen bij een spanningsverschil warmte overdraagbare bewegingsenergie van atomen, moleculen en ionen licht energie van fotonen energie-effect bij processen exotherme processen hierbij komt energie vrij type processen faseovergangen stollen en condenseren oplossen afhankelijk van het type stof en het oplosmiddel reacties waarbij energie vrijkomt algemeen kenmerk chemische energie neemt af f 2 - f 1 = l:J.f < 0, waarin f 2 = chemische energie van producten, f 1 = chemische energie van beginstoffen energie komt vrij in de vorm van warmte bv. bij verbrandingsreacties elektriciteit bv. bij batterij of accu licht bv. bij vuurwerk of reactie van magnesium met zuurstof endotherme processen hiervoor is voortdurend energietoevoer nodig type processen faseovergangen smelten, verdampen/koken en vervluchtigen oplossen afhankelijk van het type stof en het oplosmiddel reacties waarbij energie wordt 'opgeslagen' in de reactieproducten algemeen kenmerk chemische energie neemt toe f 2 - f 1 =l:J.f > 0, waarin f 2 =chemische energie van producten, f 1 = chemische energie van beginstoffen energie wordt opgenomen als warmte bv. bij thermolyse van suiker (verkoling) elektriciteit bv. bij opladen van accu en elektrolyse van water licht bv. bij fotolyse en fotosynthese type berekeningen vormingswarmte energie-effect bij vorming van een stof uit niet-ontleedbare stoffen reactiewarmte energie-effect bij een reactie, te berekenen met bekende vormingswarmten toelichting 25 wet van energiebehoud de totale hoeveelheid energie verandert nooit. Wel kan bij een reactie de (chemische) energie die in stoffen is opgeslagen, worden omgezet in een andere vorm van energie, bv. warmte (exotherm), of andersom (endotherm). exotherm en endotherm in energiediagrammen weergegeven CH 4 + 2 02 f2 1111111111111111111111111111,-.------ f1 - - - - - - - llf 0 CO2 + 2 H2O f2 11111111111111111111 1 11111111, _ _ _ _ _ __ exotherme reactie endotherme reactie bv. verbranding van methaan bv. elektrolyse van water reacties en energie Ontledingsreacties zijn in het algemeen endotherm. Vormingsreacties, waarbij uit twee of meer stoffen één product wordt gevormd, verlopen bijna altijd exotherm. Elke verbrandingsreactie is exotherm; het aansteken is alleen nodig om de benodigde ontbrandingstemperatuur te krijgen: de beginstoffen moeten worden 'geactiveerd'. vormingswarmte voorbeelden - De vormingswarmte van vloeibaar water is -2,86 -10 5 J mor1. Bij de vorming van 1 mol vloeibaar water uit de niet-ontleedbare stoffen waterstof en zuurstof komt dus warmte vrij (zie het- teken). De reactie is exotherm. - De vorming van koolstofdisulfide uit de niet-ontl~edbare stoffen, C(s) + 2S(s) ➔ CS 2 (1), is een endotherme reactie, want de vormingswarmte is hier positief (+0,890 105 J mor1 ). - Vormingswarmten van niet-ontleedbare stoffen zijn (per definitie) O J moi-1 1 reactiewarmte de reactiewarmte ll.E is de energie die vrijkomt of nodig is bij een reactie. Reactiewarmten kunnen worden berekend uit de vormingswarmten van de stoffen in de reactievergelijking. - Bereken de reactiewarmte llE van de verbranding van methaan. CH 4 (g) + 2 O2(g) ➔ CO2(g) + 2 H2O 5 5 -0, 75 · 10 0 -3,935 · 10 -2,86 · 105 (in J mor1) Bereken 2freactieproducten en }:f beginstoffen met behulp van de coëfficiënten. Bereken dan ll.f: 5 1 5 1 5 1 2f reactieproducten= 1--3,935 · 10 J mor + 2 · -2,86-10 J mor = -9,655-10 J mor 5 1 1 5 1 }:f beginstoffen = 1 ·-0,75 · 10 J mor + 2 · 0 J moI- = -0, 75. 10 J mo1- 5 1 5 1 ll.E = 2E reactieproducten - }:f beginstoffen= -9,655. 10 J moi- -(-0,75. 10 ) J mor = 5 1 = -8,91 · 10 J mor. De reactie is exotherm, zoals bij een verbrandingsreactie te verwachten is. Sinas: verbrandingswarmten (56); vormingswarmten (57A en 57B) begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden 26 reactiesnelheid op macroniveau afhankelijk van soort stoffen bv. magnesium reageert sneller met zoutzuur dan ijzer; koper reageert niet verdelingsgraad groter oppervlak van de stoffen ⇒ grotere reactiesnelheid concentratie hogere concentratie van de stoffen ⇒ grotere reactiesnelheid voorbeeld: ontleding van waterstofperoxide: 2 H2 O2 ➔ 2 H2 O + 0 2 grafisch weergegeven: (!) tijd in sec. - tijd in sec. - In grafiek© is de hoeveelheid gevormde zuurstof weergegeven in afhankelijkheid van de (reactie)tijd. Bij grafiek@ is [H 2O2 ] verdubbeld. Het gevolg is een tweemaal grotere beginsnelheid en twee keer zo veel gevormde zuurstof. temperatuur hogere temperatuur ⇒ grotere reactiesnelheid grafisch voor ontleding van waterstofperoxide: (!) tijd in sec. - tijd in sec. - Bij grafiek@ is temperatuur hoger dan bij CD. De zuurstof wordt sneller gevormd. katalysator specifiek voor een bepaalde reactie; enzymen zijn biokatalysatoren Het effect van een katalysator is hetzelfde als temperatuurverhoging (zie grafiek@). modellen op microniveau die de reactiesnelheid verklaren botsende-deeltjesmodel verklaring uitgaande van botsingen tussen reagerende deeltjes verklaart invloed van concentratie hoe groter de concentratie, hoe meer botsingen plaatsvinden verdelingsgraad hoe fijner de stof verdeeld is, hoe groter het contactoppervlak en hoe meer botsingen plaatsvinden temperatuur hoe hoger de temperatuur des te sneller bewegen de deeltjes ⇒ meer botsingen per seconde en de botsingen zijn ook harder model met activeringsenergie deeltjes moeten voldoende energie hebben om een overgangstoestand te bereiken verklaart invloed van katalysator maakt een overgangstoestand mogelijk met lagere energie temperatuur1 > bij hogere temperatuur zijn er meer (energierijke) deeltjes die de overgangstoestand bereiken ⇒ hogere reactiesnelheid 1) Het is onduidelijk of je het effect van de temperatuur alleen hoeft te verklaren met het botsende-deeltjesmodel. toelichting 27 reactiesnelheid maat voor de snelheid waarm een stof in een reactie wordt gevormd of omgezet (eenheid: mol L- 1 ç 1 ). In de praktijk wordt _meestal de gemiddelde snelheid sgem. over een kort tijdsinterval gemeten: sgem.= ~con1:ijJratie Vuistregel: een reactie verloopt 2 tot 3 maal zo snel bij 10 K temperatuurstijging. katalysator een stof die de snelheid van een reactie verhoogt, zonder zelf verbruikt te worden. In vergelijking met de stoffen die reageren, is de hoeveelheid katalysator klein. Gebruik van een katalysator maakt het mogelijk binnen een zelfde tijd meer stof te produceren, of een lagere temperatuur te gebruiken. botsende-deeltjesmodel beschrijft een reactie als het gevolg van botsingen tussen deeltjes. Slechts een deel van de botsingen leidt tot een reactie; dit noemen we effectieve botsingen. Een grotere reactiesnelheid wordt veroorzaakt door een groter aantal effectieve botsingen, ten gevolge van hogere temperatuur, grotere concentratie en/of grotere verdelingsgraad. activeringsenergie fa energie die (minimaal) aan reagerende deeltjes moet worden toegevoerd om een overgangstoestand te bereiken waarin zich nieuwe bindingen vormen, terwijl bestaande bindingen nog niet (volledig) zijn verbroken. effect van activeringsenergie op reactiesnelheid - Temperatuurverhoging brengt de energie van begin- en eindtoestand omhoog, terwijl de overgangstoestand dezelfde blijft ⇒ activeringsenergie wordt kleiner ⇒ reactiesnelheid wordt groter (figuur links). - Toevoeging van een katalysator verlaagt de energie van de overgangstoestand, terwijl de begin- en eindtoestand ongewijzigd blijven ⇒ activeringsenergie wordt kleiner ⇒ reactiesnelheid wordt groter (figuur rechts). Eo.t. - - - ,. ,-----·....,,......'.......' '.. ' '. '. Er2 t---- ,. ' En -\··----·"'··· '.:... En = energie van beginstoffen bij T1 Ea = activeringsenergie bij T1 (geen katalysator) En = energie van beginstoffen bij T2 > T1 fa' = activeringsenergie bij T2 (geen katalysator) f 0.t.= energie van overgangstoestand Ea" = activeringsenergie met katalysator begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden 28 chemisch evenwicht kenmerken beginstoffen reageren bij reactie 'naar rechts' producten reageren bij reactie 'naar links' onvolledige omzetting reactiemengsel bevat zowel producten als beginstoffen reactiesnelheden naar rechts en links zijn gelijk hoeveelheden stof links en rechts zijn niet gelijk maar veranderen niet evenwicht is dynamisch de reacties blijven verlopen evenwichtsvoorwaarde Kis (alleen bij evenwicht) gelijk aan de 'concentratiebreuk' informule K -- [qq[or voor het evenwicht n A + m 8 p qC+ r D [A]" [B]m bevat evenwichtsconstante K getal dat ligging van evenwicht beschrijft Kis alleen van temperatuur afhankelijk concentratiebreuk concentraties van reactieproducten in teller coëfficiënten uit de reactievergelijking komen terug als exponenten concentraties van beginstoffen in noemer coëfficiënten uit de reactievergelijking komen terug als exponenten geen concentraties van vaste stoffen of oplosmiddelen toegepast op homogeen evenwicht alle stoffen in dezelfde fase (meestal gas) voorbeeld ammoniakbereiding N2 (g) + 3 H2 (g) p 2 N H3 (g) [NH3 ]2 evenwichtsvoorwaarde K = 3 [N2 HH2] toelichting 29 aflopende reactie of evenwicht? We noemen een reactie aflopend als na verloop van tijd één van de beginstoffen is opgebruikt. De reactiesnelheid is dan afgenomen tot nul. Een chemisch evenwicht wordt gekenmerkt door de (blijvende) aanwezigheid van alle deel- nemende stoffen, omdat uit de reactieproducten weer beginstoffen worden gevormd. Hetzelfde evenwicht kan dus ook worden bereikt door van de 'producten' uit te gaan. î "O ai.c cii C: Il\ Cl) :e lll tijd ➔ ~-------------- tijd ➔ î î Cl) :;:; î Cl) :;:; producten....~....~ î C: Cl) C: Cl) producten u u C: C: beginstoffen 0 0 u beginstoffen u J, J, tijd ➔ tijd ➔ reactie is aflopend er ontstaat evenwicht evenwichtsconstante K beschrijft de ligging van een evenwicht. De waarde van K hoort bij een bepaald evenwicht en is verder alleen van de temperatuur afhankelijk. evenwichtsvoorwaarde K = 'concentratiebreuk' Dit geldt zodra een evenwichtstoestand is bereikt. De concentratiebreuk leidt men af uit de (evenwichts)reactievergelijking: Een coëfficiënt bij een stof in de reactievergelijking wordt een exponent bij de concentratie van die stof. voorbeeld: 2 - Voor 2 NO(g) + O2 (g) µ 2 NO 2 (g) geldt de evenwichtsvoorwaarde: K = [NO\(g)] [NO(g)] [0 2 (g)] evenwichtsligging een evenwicht (n A + m B µ q C + r D) ligt rechts als er veel product (C en D) en weinig beginstof (A en B) aanwezig is. De waarde van Kis dan groot. Als de waarde van K klein is, ligt het evenwicht links, dus veel A en B, weinig C en D. evenwicht aflopend maken door één van de producten weg te nemen loopt het evenwicht af 'naar rechts'. Bijvoorbeeld de bereiding van ongebluste kalk, CaCO 3(s) µ CaO(s) + CO 2 (g), wordt een aflopende reactie als het CO2 kan ontwijken of wordt weggezogen. De reactie naar links kan niet meer verlopen, waardoor de ontleding volledig wordt. begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden 30 factoren die chemisch evenwicht beïnvloeden effect op: K reactiesnelheden ligging van evenwicht temperatuurverhoging ja beide snelheden verschuiving naar (verschillend) groter endotherme kant product afvoeren nee snelheid terugreactie loopt af naar rechts wordt nul overmaat van één van nee snelheid heenreactie verschuiving naar rechts beginstoffen groter hogere druk (bij gasevenwicht) nee beide snelheden naar de kant met minste (verschillend} groter (gas}deeltjes katalysator gebruiken nee beide snelheden geen verschuiving evenveel groter toelichting 31 evenwichtsligging praktische toepassing (zie ook blz. 68) ammoniakevenwicht: N 2(g) + 3 H 2(g) µ 2 NH 3(g) K= [NH3 J2 [N2l·[H2J3 - druk verhogen (volume verkleinen) ⇒ alle concentraties worden groter ⇒ concentratie- breuk wordt kleiner, want noemer neemt sneller toe dan teller. K blijft constant ⇒ evenwichtstoestand is alleen te bereiken, indien de concentratiebreuk weer toeneemt tot waarde van K ⇒ [NH 3] zal groter worden, [N 2] en [H 2] worden kleiner ⇒ reactie 'naar rechts' zal tijdelijk overheersen. Vuistregel: bij drukverhoging verschuift het evenwicht naar de kant met de minste deeltjes. Er is een grens aan de gekozen hoge druk i.v.m. de kosten van de benodigde apparatuur en de gevaren van (extreem) hoge druk. - temperatuur verhogen ⇒ heen- en terugreactie verlopen beide sneller. De endotherme reactie (ontleding van NH 3 ) is sterker afhankelijk van temperatuur- verhoging dan de exotherme reactie ⇒ [NH 3] wordt kleiner, [N 2] en [H 2] worden groter ⇒ K wordt nu kleiner. Dit is ongunstig voor de hoeveelheid NH 3 Vuistregel: bij temperatuurverhoging verschuift het evenwicht naar de 'endotherme kant'. Bij de ammoniakbereiding is een compromis nodig: de temperatuur moet hoog genoeg zijn voor een snelle evenwichtsinstelling, maar niet zo hoog dat het evenwicht sterk aan de kant van de beginstoffen ligt. - katalysator toevoegen (bij deze reactie is dat Fe). Heen- en terugreactie worden in dezelfde mate versneld ⇒ geen verandering van de evenwichtsligging en geen verandering van K, wel snellere evenwichtsinstelling. - het product wegnemen is hier geen optie, omdat er geen manier is om alleen ammoniak bij de heersende hoge temperatuur en druk uit het gasmengsel weg te nemen (in de praktijk wordt ammoniak gecondenseerd in een aparte, koude ruimte). Sinas: evenwichtsconstanten van gasreacties, bij verschillende temperaturen (51) begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden 32 rekenen aan reacties stappen 1. stel reactievergelijking op bv. A + 3 B ➔ 2C 2. bepaal molverhouding zie reactievergelijking; bv. mol B : mol C = 3 : 2 3. bereken molaire massa's van betrokken stoffen of zoek ze op: bv. Me en Me 4. reken gegeven hoeveelheid stof om in mol gegeven als massa of als aantal L oplossing met behulp van molaire massa voor vloeistoffen en vaste stoffen, bv. aantal mol B = massa van 8 Me molariteit voor oplossingen; aantal mol= gegeven volume x gegeven molariteit 5. bereken aantal mol van gevraagde stof uit berekend aantal mol van gegeven stof (met molverhouding in de reactievergelijking) 6. reken aantal mol gevraagde stof om naar gram m.b.v. molaire massa, bv. aantal mol C x Me= aantal gram C molariteit m.b.v. volume: aantal mol gedeeld door aantal L = molariteit (in mol L- 1 ) 7. controleer significantie zie blz. 84 rekenen aan reacties tussen gassen stappen 1. stel reactievergelijking op bv. 2 A(g) + 2 B(g) ➔ 3 C(g) 2. bepaal molverhouding die is in bovenstaand voorbeeld 2 : 2 : 3 3. volumeverhouding= molverhouding volgens algemene gaswet 4. bereken gevraagd volume bv. uit 4 liter van A en 5 liter van B ontstaat 6 liter van C; er is een overmaat van 1 liter van B (gebruik bovenstaande reactievergelijking) toelichting 33 rekenen aan reacties voorbeelden - Aluminium wordt gemaakt door ontleding (via elektrolyse) van gesmolten aluminiumzouten. Hoeveel kg aluminium ontstaat door ontleding van 100 kg Al2 O3 ? 1. reactievergelijking: 2 Al 2 0 3 ➔ 4AI + 3 0 2 2. molverhouding Al 20 3 : Al = 1 : 2 3. 1 mol Al heeft een massa van 26,98 gen 1 mol Al 20 3 een massa van 101,96 g 5 1,00 ·10 g 4. 100 kg Al 2 0 3 (= 1,00 · 10 5 g) komt overeen met _1 = 9,80 · 102 mol Al 2 0 3 101,96 gmol 5. molverhouding Al 20 3 : Al= 1 : 2 ⇒ er kan 2 9,80 102 = 1,96 10 3 mol Al ontstaan 6. 1,96 · 10 3 mol Al = 1,96 · 103 mol · 26,98 g moi-1 = 5,29 · 104 g = 52,9 kg Al 7. antwoord in 3 significante cijfers (zie blz. 84) - Voor het vertinnen van ijzer wordt een oplossing van SnS04 gebruikt. Hoeveel liter van 2,0 M tinsulfaatoplossing kan worden gemaakt uit 3,1 kg tin? 1. vereenvoudigde reactievergelijking: Sn + H2 S04 ➔ SnS04 + H2 (eigenlijke reactie is redoxreactie met losse ionen: Sn + 2 W ➔ Sn 2 + + H2 ) 2. molverhouding Sn : Sn504 = 1: 1 3. 1 mol Sn heeft een massa van 118,7 gram 3 3,1·10 g 4. aantal mol Sn = _1 = 26 mol 118,7gmol 5. molverhouding Sn : SnS04 = 1: 1 ⇒ er kan ook 26 mol SnS04 ontstaan 6. molariteit moet 2,0 M worden ⇒ aantal liter oplossing= 26 mol_ = 13 L 1 2,0 mol L 7. antwoord in 2 significante cijfers rekenen aan gasreacties voorbeeld - Propaan wordt o.a. gebruikt als brandstof voor auto's. Hoeveel dm 3 lucht is nodig bij verbranding van 1,2 dm 3 propaan? 1. reactievergelijking: C3 H8 (g) + 5 0 2 (g) ➔ 3 C0i{g) + 4 H20(1) 2. molverhouding van de stoffen in de reactievergelijking: 1: 5 : 3 : 4 3. bij gassen geldt: molverhouding = volumeverhouding ⇒ volume C3 H8 : volume 0 2 = 1 : 5 3 4. bij de verbranding van 1,2 dm propaan wordt gebruikt 5 1,2 = 6,0 dm 3 0 2 (g) Lucht bevat 21% 0 2 , dus is nodig ff 6,0 dm 1 3 = 29 dm 3 lucht (2 significante cijfers). Binas: molair volume (7A); atoommassa's (40A en 99); samenstelling lucht (83C); molaire massa's van veelgebruikte stoffen (98)  begrippen en relaties 34 3 Zuur-basereacties zuren en basen definities zuur deeltje dat (of stof die) H+ ionen (protonen) kan afstaan: protondonor base deeltje dat (of stof die) H+ ionen (protonen) kan opnemen: protonacceptor zuur-basekoppel zuur en base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan: zuur µ base + H+ zuren lossen op in water meest voorkomend: zuur is HZ op microniveau verbreking van bindingen tussen zuurmoleculen in het algemeen: H bruggen, dipool- dipoolinteractie en vanderwaalsbindingen tussen HZ moleculen onderling verbreking van polaire atoom bindingen in zuurmoleculen door afgifte van H\ benodigde energie bepaalt (mede) sterkte van zuur (zie macroniveau) vorming van polaire atoombindingen met watermoleculen door opname van H+; de gevormde H 3O+ ionen heten oxoniumionen verbreking waterstofbruggen tussen zuur- en watermoleculen (naast molecuulbindingen) hydratatie van de gevormde ionen (ion-dipoolinteractie) zuursterkte (macroniveau) sterk zuur splitst in water volledig, bijvoorbeeld salpeterzuur: HNO 3 (aq) + H2 O(1) ➔ H3 O+(aq) + NO 3-(aq) zwak zuur vormt evenwicht met bijbehorende zwakke base, bijvoorbeeld: HF(aq) + H2 O(1) µ H 3 O+(aq) + F(aq) extreem zwak zuur in water geen afsplitsing van H+, bijvoorbeeld: extreem zwak zuur C2 H5 OH vormt een zuur-basekoppel met sterke base C2 H5 O- basen lossen op in water meest voorkomend: base is Z-, als ion in zout MZ op microniveau verbreking van ionbindingen in het zout: MZ ➔ M+ + r hydratatie van positieve en negatieve ionen: M+ ➔ M+(aq) en r ➔ Z-(aq) verbreking van polaire atoombindingen bij afgifte van H+ door watermoleculen (levert OW) vorming van atoombindingen met basische ionen door opname van H+; geleverde energie bepaalt (mede) sterkte van base (zie macroniveau) verbreking van hydratatie tussen basisch ionen en watermoleculen vorming van waterstofbruggen tussen gevormde (zuur)moleculen en watermoleculen basesterkte (macroniveau) sterke base met ionisatie, bijvoorbeeld: KOH(s) ➔ K+(aq) + OW(aq); met aflopende reactie, bijvoorbeeld: C2 H5 O-(aq) + H2 O(1) ➔ C2 H5OH(aq) + OH-(aq) zwakke base vormt evenwicht met het bijbehorende zwakke zuur, bijvoorbeeld: F(aq) + H2 O(1) µ HF(aq) + OW(aq) extreem zwakke base in water geen vorming van OW, bijvoorbeeld NO 3-; extreem zwakke base vormt een zuur-basekoppel met sterk zuur toelichting 35 zuursterkte en basesterkte voorbeelden van zuur-basekoppels zuur base H2 S04 zwavelzuur HS04- waterstofsulfaation extreem sterke HN03 salpeterzuur N0 3- nitraation zwakke zuren basen HCI waterstofchloride ei- chloride-ion H 30+ ---------------------- ~O----------------- 1 CH3COO- ethanoaation CH3COOH ethaanzuur l C0 2 + H20 of 'H 2 C0 3' (koolzuur} HC0 3- waterstofcarbonaation zwakke HC0 3- waterstofcarbonaation co/- carbonaation zwakke zuren NH4 + ammoniumion NH 3 ammoniak basen R-NH/ 1 l R-NH 2 alkaanamine l) C6 H50H benzenol (fenol) l) C6 H 50- benzenolaation H2 0 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - OH- hydroxide-ion - - - - - - - - - - extreem sterke zwak zuur OH- hydroxide-ion 0 2- oxide-ion base 1) zie ook Koolstofchemie, blz. 48 e.v zuren in water weergeven in formules - Sterke zuren in water worden weergegeven als losse ionen, omdat ze volledig gesplitst zijn, bv. oplossing van HCI (zoutzuur): H 30+(aq) + Cr(aq) Bij reacties is meestal alleen H 3 0+ van belang. - Opgeloste zwakke zuren worden weergegeven met de formule van het zuur zelf, bv. oplossing van fosforzuur, H 3 P0 4 (aq) of van azijnzuur, CH 3 COOH(aq). basen in water weergeven in formules - Sterke basen worden gekenmerkt door de OH-ionen die ze met water vormen, bijvoorbeeld opgelost KOH (kaliloog) is ~(aq) + OW(aq); opgelost Ca(OHh of kalkwater is Ca 2+(aq) + 2 OW(aq) 0 2- in Na 20 reageert met water volledig tot natronloog: Na+(aq) + OH-(aq) Bij reacties is meestal alleen OH-van belang. - Opgeloste zwakke basen worden weergegeven met de formule van de base zelf, bv. NH 3(aq) in ammonia en co/-(aq) in een K2 C0 3 oplossing. Binas: zuren en basen (49); triviale namen (66A) begrippen en relaties zuur-basereacties 36 waterevenwicht 2 H2 0(1) ~ H,p+(aq) + OW(aq) kenmerken evenwicht ligt sterk links zuiver water bevat zeer weinig ionen Kw = [H 3O+] [OH-] evenwichtsvoorwaarde van het waterevenwicht; gecorrigeerde evenwichtsconstante Kw = K[H 20] 2 heet waterconstante (bij T = 298 K geldt: Kw = 1,00 · 10-14 ) [H 3 O+] = [OH-] in zuiver water en in neutrale oplossingen zijn beide gelijk aan 1,00 · 10-7 mol L-1 (bij 298 Kof 25 °C) [H 3 0+] > [OW] in zure oplossingen [H 30+] < [OH-] in basische oplossingen pH of zuurgraad van oplossingen definities pH =-log[H 3 0+] omgekeerd: [Hp+] = 10-pH pOH = -log[OH-] omgekeerd : [OH-)= 10-poH pH (dus ook pOH} is afhankelijk van concentratie van zuur of base meer zuur ⇒ meer H3 0+(aq) ⇒ pH kleiner meer base ⇒ meer OH-(aq) ⇒ minder H30+(aq) ⇒ pH groter zuur- of basesterkte zuur sterker ⇒ meer H30+(aq) ⇒ pH kleiner base sterker ⇒ minder Hp+(aq) ⇒ pH groter verdunnen zowel een zure als een basische oplossing gaat richting pH= 7 pH en pOH bij 298 K geldt: pH + pOH = 14,00 [H 30+) 10 1 0,1 10-2 10- 3 10-4 10- 5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 in mol L-1 pH -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 f- sterker zure oplossing neutraal sterker basische oplossing ➔ pOH 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 -1 [OH-] 1 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10- 3 10- 2 in mol L- 0,1 1 10 toelichting 37 waterconstante Kw gecorrigeerde evenwichtsconstante of ionisatieconstante van het waterevenwicht: 2 H2 O ~ H 3O+(aq) + OH-(aq) Kw = [H 3O+] [OH-] pH-waarde in water de pH of zuurgraad kan in de praktijk variëren van -1 tot +15. Een geconcentreerde oplossing van een sterk zuur met [Hp+] = 10 mol L-1 heeft pH = -log[H 3O+] = -log(l0) = -1,00. Verwarrend kan zijn, dat een zure oplossing een lage pH heeft, en een basische oplossing een hoge pH. Bij 298 K geldt: pH+ pOH = 14,00 want [H 3O+] [OH-]= 1,0 - 10-14 significantie bij pH-waarden voor significantie in het algemeen zie blz. 84 [H 3O+] in n significante cijfers ⇒ pH met n cijfers achter de komma pH met n cijfers achter de komma ⇒ [H 3O+] in n significante cijfers evenzo voor [OH-] en pOH pH-berekeningen voor sterke zuren - Hoe groot is de pH van 1,2 10-2 M zoutzuur? Zoutzuur is het zuur HCI opgelost in water ⇒ [H 3O+] = 1,2 · 10-2 mol L-1 ⇒ pH= -log[l,2 -10-2] = 1,92 (antwoord met 2 cijfers achter de komma) - Hoe groot is [H 30+} in een oplossing met pH= 2,5 ? [H 3O+] = 10-PH = 10-2 5 ⇒ [H 3O+] = 3 10-3 mol L-1 (1 significant cijfer) pH-berekeningen voor sterke basen via pOH Als [OH-] bekend is, bereken je pOH en daaruit pH met: pH= 14,00-pOH - Hoe groot is de pH van een oplossing van 3,8 g NaOH in 1,0 L water? NaOH is in water volledig gesplitst ⇒ 1 3,8 g NaOH = 0,095 mol (want MNaoH = 39,997 gmol- ). [OH-] = 0,095 mol L- ⇒ pOH = -log(0,095) = 1,02 ⇒ pH = 14,00-1,02 = 12,98 1 - Hoe groot is de pH van de bovengenoemde NaOH oplossing na l0xverdunnen? Bij l0x verdunnen geldt: [OH-]= 9,5 10-3 mol L-1 ⇒ pOH = -log(0,0095) = 2,02 ⇒ pH= 14,00- 2,02 = 11,98. Bij l0x verdunnen verandert de pH één eenheid richting pH= 7. - Hoeveel gram KOH is aanwezig in 1 l oplossing met pH= 12,3? pOH = 14,0-12,3 = 1,7 ⇒ [OH-]= 10-1 1 = 0,02 mol L-1 (1 significant cijfer) ⇒ in 1 Lis 0,02 mol KOH (M = 56,106 gmol- 1) opgelost ⇒ 0,02 56,106 = 1 gram KOH Binas: molaire massa's van veel gebruikte stoffen (98) begrippen en relaties zuur-basereacties 38 zuurconstante bij evenwicht van zwak zuur in water: HZ + H2 O µ H3O+ + r begrippen zuurconstante Kz is gecorrigeerde evenwichtsconstante: Kz = K[H 2 O]; Kz is alleen afhankelijk van soort zuur en temperatuur concentratiebreuk [~f~~Z-] kan bij oplossen van zuur nog alle waarden hebben evenwichtsvoorwaarde Kz = [~o+ nr l evenwichtsconcentraties passen zich aan aan Kz [HZ] baseconstante bij evenwicht van zwakke base in water: r + H2 O µ HZ + OW begrippen baseconstante Kb is gecorrigeerde evenwichtsconstante: Kb = K[H 2O]; Kb is alleen afhankelijk van soort base en temperatuur concentratiebreuk [HZ][OO-] kan bij oplossen van base nog alle waarden hebben [Z-] evenwichtsvoorwaarde Kb = [HZ][OO-] zodra evenwichtsconcentraties zijn bereikt [Z-] berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing rekenschema in stappen schrijf evenwichtsvergelijking op van zuur of base in water geef bijbehorende evenwichtsvoorwaarde Kz- of Kb-formule substitueer gegevens in evenwichtsvoorwaarde eventueel eerst voorbewerken mogelijkheden bij zwak zuur mogelijkheden bij zwakke base [H 30 ] te berekenen uit pH [OH-] te berekenen uit pH [Z-] is gelijk aan [H 3O 1 [HZ] is gelijk aan [OW] [HZ] = molariteit van HZ- [r] [z-1 = molariteit van r - [HZ] los ontstane vergelijking op dit levert het gevraagde mogelijke uitkomsten pH van oplossing hiervoor moet [H 3O+] worden berekend waarde van Kz of Kb gelijk aan de waarde van de concentratiebreuk hoeveel zuur of base is/moet worden opgelost molariteit is dan onbekende bufferoplossing oplossing waarvan pH vrijwel constant is voorwaarden mengsel van zwak zuur en zwakke bijbehorende base algemeen: HZ en r in vergelijkbare concentraties; in bloed, dat bestand moet zijn tegen pH-schommelingen, is de buffer van CO 2 (H 2 CO 3 ) en HCO 3- aanwezig. werking toegevoegd zuur wordt weggenomen door de (zwakke) base r toegevoegde base wordt weggenomen door het (zwakke) zuur HZ toegevoegd water door verdunnen nemen [HZ] en [Z-] even sterk af toelichting 39 berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing - berekening van hoeveelheid zwak zuur in water Tafelazijn heeft pH= 2,5. Bereken de hoeveelheid gram azijnzuur {CH 3 COOH} per liter. azijnzuur is zwak zuur: CH 3COOH(aq) + H2 O(I) µ CH 3COO-(aq) + Hp+ (aq) Kz= [CH[CH 3 COO-][H 3 o·1 COOH] h' b'' ldt K Ier IJge : z=l,7·1 o-s en [CH 3coo-1 = [Ho+] 3 3 pH = 2,5 ⇒ log[H 3 O+] = -2,5 of [Hp+] = 10-2 5 mol L-1 = 3 · 10-3 mol L-1 1,7 · 10- = 5 [~~3 ~~~~] ⇒ [CH 3COOH] = 0,5 mol L- 1 Dit is de evenwichtsconcentratie, maar ook (in 1 L) het totale aantal mol toegevoegd azijnzuur, want 3 10-3 mol (gesplitst) is te verwaarlozen (t.o.v. 0,5 mol). 1 McH cooH = 60,053 g mol- ⇒ tafelazijn bevat 0,5 · 60,053 = 3 · 10 g azijnzuur per liter 1 3 - pH-berekening van zwakke base in water Huishoudammonia bevat 15 (massa)% NH 3 ; dichtheid= 0,93 g mL-1 Hoe groot is de pH van huishoudammonia? Ammoniak is zwakke base: NH 3 (aq) + H2 O(I) µ NH/(aq) + OH-(aq) Kb = [NH[~~ ~H-] hierbij geldt: Kb = 1,8 · 10-5 en [NH/] =[OH-]= x mol L-1 3 1 liter 15% ammonia heeft een massa van 930 gen bevat 0,15 930 = 140 g NH 3 ⇒ 140 er is g _1 = 8,2 mol NH 3 per liter opgelost. 17 gmol Als hiervan x mol splitst, dan geldt voor ammoniak: [NH 3) = (8,2-x) mol L-1 Stel dat de afname x, door vorming van NH 4 +, verwaarloosbaar 1l is t.o.v. 8,2 ⇒ invullen in de evenwichtsvoorwaarde geeft [o;/ = 1,8·10-5 ⇒ [OH-) 2 = 8,2 · 1,8 · 10-5 ⇒ [OW] = 1,2 · 10-2 mol L-1 (ook: x = 1,2 10-2, dus verwaarlozen t.o.v. 8,2 was toegestaan) pOH =-log (1,2 · 10-2) = 1,92 ⇒ pH = 14,00-1,92 =12,08 buffermengsel in bloed - De pH van bloed wordt door een buffermengsel van HCO 3- en CO 2 zo goed mogelijk constant (zwak basisch) gehouden. In welke molverhouding komen HC03- en C02 voor in bloed dat een pH van 7,42 heeft? In bloed is het volgende (koolzuur)evenwicht aanwezig: 2 H2O + CO 2 µ H3O+ + HCO 3- H' b" = ldt· K [H30.][HC03-] =4 96 · 10-1 (b" 37 oq [HC03-] - 4,96. 10-1 ier IJ ge. z [C02l , IJ ⇒ [C02l - [H30 1 pH= 7,42 ⇒ [H 3O+] = 10-7 42 mol L-1 = 3,8 · 10-8 mol L-1 Conclusie: molverhouding HCO 3-: CO2 = 4,96 · 10-7 : 3,8 · 10-a = 13 : 1,0 (2 sign. cijfers) 1) Als vuistregel geldt dat x verwaarloosbaar is, indien geldt: M(~uur) > 100 of Mjbase) > 100 z Kb Binas: dichtheden en molariteiten (43) begrippen en relaties zuur-basereacties 40 zuur-basereacties donor-acceptorreacties: overdracht van H+ (proton) van zuur naar base mogelijk verloop evenwichtsreactie zuur 1 + base 2 ~ base 1 + zuur 2 proton donor w w zwak zuur1 ➔ zwakke base 1 + W zuur 1 en base 1 zijn een zuur-basekoppel proton acceptor zwakke base 2 + W ➔ zwak zuur 2 base 2 en zuur 2 zijn een zuur-basekoppel reactie tussen zuur1 en base 2 loopt af evenwicht ligt sterk rechts oorzaken zuur1 veel sterker dan zuur 2 Kn » K22 product is gasvormig voorbeelden zuur + (waterstof)carbonaation ➔ CO2 zuur + (waterstof)sulfietion ➔ SO 2 zuur + (waterstof)sulfide-ion ➔ H2 S base + ammoniumion ➔ NH 3 reactie tussen zuur 1 en base 2 verloopt niet evenwicht ligt sterk links oorzaken zuur1 veel zwakker dan zuur2 bv. NH/ reageert niet met so/- (want HSO4 - is sterker zuur dan NH/) onoplosbaarheid van beginstof bv. CuO reageert niet met H2O opstellen van reactievergelijking bij zuur-basereacties in stappen ga na welke stof of deeltje het zuur is ga na welke stof of deeltje de base is noteer zuur en base op juiste manier zie ook blz. 35 ga na hoe W overdracht plaatsvindt noteer reactieproducten op juiste manier toelichting 41 herkennen van zuur-basereacties reacties waarbij een zuur H+ ionen afstaat aan een base. - NH 3 (g) + HCl(g) ➔ NH 4Cl(s) is een zuur-basereactie, want het ammoniumion (in het gevormde salmiakzout) is het bijbehorende zuur van ammoniak. - H 20 2(aq) + 50 32-(aq) ➔ H20(1) + 5042-(aq) is geen zuur-basereactie, want er is geen H+ overdracht. - Het goed oplosbare natriumcarbonaat geeft een basische oplossing door de reactie van carbonaationen (base) met water (zuur): co/-(aq) + H20(1) ➔ HC0 3-(aq} + OW(aq} - Calciumcarbonaat geeft met