College 1 - Review III-IV 2024 PDF

College 1 – deel 2 Review III & IV College 1 – Review III-IV 1. Reactiesoorten 2. Zuur-base reacties 3. Redox-reacties 4. Kloppend maken van reactievergelijkingen 5. Reacties in Water 6. Concentraties en titraties 7. Standaard omrekeningen en sommetjes ...

College 1 – deel 2 Review III & IV College 1 – Review III-IV 1. Reactiesoorten 2. Zuur-base reacties 3. Redox-reacties 4. Kloppend maken van reactievergelijkingen 5. Reacties in Water 6. Concentraties en titraties 7. Standaard omrekeningen en sommetjes  Leerdoelen Herkennen en correct uitschrijven van chemische reactievergelijkingen voor uitwisselings-, dissociatie-, precipitatie-, zuur-base en redoxreacties, waarbij reactievergelijkingen kloppend gemaakt worden. Herkennen en benoemen van oplossingen, elektrolyten, slecht en goed oplosbare zouten Het maken van oplossingen en uitvoeren van titraties kunnen beschrijven en eenvoudige berekeningen hieraan kunnen doen. Oxidatiegetallen van atoomtypen in eenvoudige verbindingen en ionen kunnen berekenen. De termen equivalentiepunt, molariteit, molaliteit en normaliteit kunnen definiëren en hanteren in berekeningen/omrekeningen. Standaard chemische berekeningen en omrekeningen kunnen uitvoeren met inachtneming van significantie, met name voor ‘standaard’ sommetjes.  1. Reactiesoorten Uitwisselingsreactie Gasvormingsreacties Precipitatiereacties Zuur-base en neutralisatiereactie Redox reacties  1. Reactiesoorten Uitwisselingsreacties (ook wel metathesereacties): Een reactie waarbij twee of meerdere verbindingen een deel van de verbinding onderling uitwisselen. A-X + B-Y → A-Y + B-X Gasvormingreacties: Reacties waarbij een gas ontstaat. O.a. zuur-base reacties kunnen CO2, SO2, waterdamp of H2S als gasvormig product opleveren. Precipitatiereacties (neerslagreacties): Reacties waarbij uit het mengen van elektrolyten een onoplosbaar product ontstaat. Dit product slaat neer. Deze reacties zijn te voorspellen aan de hand van de oplosbaarheidregels (zie reader).  2. Zuur-base reacties Zuren: Verbindingen die de concentratie H+ verhogen als ze in water worden opgelost (Arrhenius). Het zijn protondonoren (Brønsted–Lowry). Er zijn slechts zeven sterke zuren bekend: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3 en HClO4. Basen: Verbindingen die de concentratie OH- verhogen als ze in water worden opgelost (Arrhenius). Het zijn protonacceptoren (Brønsted–Lowry). Bekende sterke basen zijn: alkalimetaalhydroxiden, Ca(OH)2, Sr(OH)2, en Ba(OH)2. Zuur-basereactie: In een zuur-basereactie doneert het zuur een proton en wordt geaccepteerd door de base. Neutralisatiereacties: De chemische reactie die optreed wanneer oplossingen van een zuur en een base worden gemengd. Er vormt zich een zout en water. Ook wel: watervormingsreacties  2. Zuur-base reacties a: acid pKa (Ka) zuren basen pKb (Kb) b: base Basesterkte neemt toe 1 (0,1) H3O+ H2O 14 (10-14) 14 (10-14) H2O OH- 1 (0,1) Zuursterkte neemt toe p: -log(_)  3. Redox-reacties Oxidatie-reductiereacties (redoxreacties): Reacties waarbij elektronen worden uitgeleverd tussen reactanten. Oxidatie komt overeen met het verlies van elektronen. Reductie komt overeen met ontvangst van elektronen. Aangezien het elektron ergens naar toe moet gaan of vandaan moet komen zullen oxidatie en reductie altijd samengaan. De volledige reactie wordt vaak gescheiden in twee half-reacties. Oxidatiegetal of valentie: Het oxidatiegetal of valentie is de waarde die het atoom of ion heeft ten opzichte van zijn element. elementen hebben een valentie nul (0) de valentie van een één-atomig ion is gelijk aan zijn lading niet-metaalionen hebben doorgaans een negatieve valentie: let op: O is meestal 2- maar in peroxides 1- H is 1+ in niet-metaalverbindingen en 1- in metaalverbindingen. F is altijd 1- en de andere halogeniden zijn ook doorgaans 1-, behalve in verbindingen met elkaar en O. de oxidatiegetallen van metaalionen zijn vrijwel altijd positief de som van de oxidatiegetallen in een ion, atoom of molecuul bepaalt de lading van het deeltje.  3. Redox-reacties Uitwisselingsreacties: In een redox-uitwisselingsreactie oxideert een ion een element. Het ion worden gereduceerd. Bijvoorbeeld als zilverionen koper oxideren: Cu (s) + 2 Ag+(aq) ⎯→ Cu2+(aq) + 2 Ag (s) De omgekeerde reactie vindt niet spontaan plaats. gemak van oxidatie verhoogt 9  4. Kloppend maken van reactievergelijkingen Relevante ‘behoudswetten’ behoud van atomen behoud van lading Toestandsaanduidingen Vaste stof: s Vloeistof: l Gas: g Opgelost in water: aq (Opgelost in ammonia: am) Antoine Lavoisier (1743-1794)  5. Reacties in water Oplossing: Homogeen mengsel van twee of meer zuivere verbindingen. Het oplosmiddel zelf is in overmaat aanwezig, de andere verbindingen zijn de opgeloste stoffen en worden veelal solutes genoemd. Dissociatie en solvatatie: Wanneer een ionogene verbinding oplost in water zal het water de ionen uit het kristal willen trekken om ze vervolgens in oplossing te krijgen. Dit proces heet dissociatie. Solvatatie, het omringen van ionen door water, stabiliseert de ionen. Elektrolyt: Een verbinding die dissocieert in ionen onder oplossen wordt een elektrolyt genoemd. Een sterke elektrolyt dissocieert volledig, een zwakke elektrolyt slechts gedeeltelijk. Sterke elektrolyten zijn o.a. sterke zuren, sterke basen en zoutoplossingen. Let op: het is “de elektrolyt”.  6. Concentraties en Titraties Molariteit (molaire concentratie): De molariteit is een manier van weergeven van de concentratie van een oplossing. hoeveelheid opgeloste stof (mol) molariteit = volume van de oplossing (L) 100 6. Concentraties en Titraties 90 Titratie: De manier waarop veelal de concentratie van een opgeloste stof 80 (zuur, base, reductor of oxidator) wordt bepaald. Van de toegevoegde stof 70 (het titrant, de titer, titervloeistof) moet de concentratie nauwkeurig 60 bekend zijn. 50 Indicator: Een indicator wordt gebruikt om het equivalentiepunt te bepalen, waarbij het reagens en het titrant in exact dezelfde hoeveelheid 40 aanwezig zijn. De indicator veroorzaakt een (met het oog zichtbare) 30 kleuromslag. 20 13 10 11 0 9 7 pH 5 3 1 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 mL NaOH  7. Standaard omrekeningen en sommen / molaire x NA Hoeveelheid massa Hoeveelheid Aantal (gram) x molaire (mol) deeltjes / NA massa xc / /c x / VM x VM Vanuit Mol Volume (L) Altijd Maal NAvo (of NA of N) getal van Avogadro molaire massa massa van 1 mol van de stof  dichtheid c concentratie VM molair volume  7. Standaard omrekeningen en sommen ‘Chemisch rekenen’ wordt veelal getest met ‘standaard’ sommetjes. Bij dergelijke sommen wordt je gevraagd iets te berekenen als een benodigde massa voor een reactie een molecuulgewicht de elementaire compositie van een stof aantallen deeltjes (absoluut of in mol) benodigde hoeveelheden reactanten of geproduceerde producten concentraties van reactanten of producten een beperkende reagens een theoretische of procentuele opbrengst Let op dat je voldoende significantie gebruikt. Gebruik Avogadro’s getal minimaal als 6,0221023 mol-1.