Anorganische Chemie 2e Periode 1e LJ PDF

Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten 2e periode Les 1: Lucht, edele gassen, zuurstof en ozon Lucht Wat is lucht? Met lucht wordt het gasmengsel bedoeld in de onderste lagen van de...

Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten 2e periode Les 1: Lucht, edele gassen, zuurstof en ozon Lucht Wat is lucht? Met lucht wordt het gasmengsel bedoeld in de onderste lagen van de atmosfeer. Waaruit bestaat lucht?  op aarde : - 78% uit stikstofgas en 21% uit zuurstofgas. - sporen van edelgassen, - een sterk wisselende hoeveelheid waterdamp (0,7%), en - koolzuurgas, dat ook in hoeveelheid sterk kan wisselen.  Bij verontreinigde lucht in steden: sporen van andere gassen z.a. H2S, SO2, CO en NH3 Edele gassen Helium is veel lichter dan lucht. Het wordt vaak gebruikt als vulmiddel voor ballonnen en luchtschepen. Diepzeeduikers ademen vaak een mengsel van helium en zuurstof in. Doordat helium het laagste smelt- en kookpunt heeft van alle elementen is het een zeer geschikt koelmiddel voor veel toepassingen die extreem lage temperaturen behoeven, zoals supergeleidende magneten, cryogeen onderzoek en kernreactoren. In vloeibare vorm wordt het gebruikt bij MRI-scans in de medische sector, als koeling voor de supergeleidendeelektromagneten. Neon wordt vaak als warmtetransportmedium in koelinstallaties gebruikt, in ontladingsbuizen door zijn oranje zoals in reclameverlichting; in natriumlampen (gele straatlantaarns) Omdat natrium bij kamertemperatuur een vaste stof is en een lage dampdruk heeft, wordt er een vulling van neongas gebruikt om de lamp te starten. Daardoor geeft de lamp na het starten eerst een roodachtig licht. Pas als hij genoeg opgewarmd is om het natrium te laten verdampen, zal hij de volle lichtsterkte bereiken. Argon wordt geproduceerd als industrieel gas. De bekendste toepassing: als vulmiddel van gloeilampen. Krypton is duur (30 tot 65 dollar per liter), wordt daarom weinig gebruikt Enkele gebieden die Krypton wel gebruiken: o In fotografische flitsers, speciaal bij hogesnelheidsfotografie. o In fluorescerende verlichting wordt soms een mengsel van argon en krypton toegepast. o Krypton licht op, net als neon, wanneer het wordt toegepast in een gasontladingslamp. Het verschil is de kleur licht: neon licht oranjerood op; krypton bleek paars. Het gas Xenon wordt gebruikt:  in diverse xenonlampen, enkele zijn: bacteriële lampen, elektronenbuizen, elektronenflitsers.  In de ruimtevaart worden xenonionen gebruikt als aandrijfmiddel in ionenmotoren 16 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Radon is het zwaarste edelgas. Bij standaardtemperatuur en -druk is het een kleurloos gas, maar afgekoeld tot onder het vriespunt neemt radon een fosforescerende gele kleur aan en bij nog lagere temperaturen verandert dat in oranjerood. Voor medische doeleinden wordt het soms gebruikt bij radioactief labelen Zuurstof (O2) Voorkomen van zuurstof:  als enkelvoudige stof als O2 in de atmosfeer.  In samengestelde vorm, omdat alle water van de oceanen en alle silicaten waar de aardkorst uit bestaat zuurstof bevatten.  in het menselijk lichaam: ongeveer 65 % uit zuurstof (voornamelijk in de vorm van water) Toepassingen van zuurstof:  In zuivere vorm veel toegepast: in lasapparatuur in de medische wereld bij ademhalingsproblemen.  in de luchtvaart en bij het (diep)duiken.  Vloeibaar O2 vindt toepassing in de ruimtevaart en bij grootverbruikers. Eigenschappen van zuurstof: 1. Bij gewone temperatuur en druk is zuurstof een kleurloos, smaakloos en reukloos gas. 2. Is slecht oplosbaar in water. 3. Vloeibare zuurstof (T= - 183 ᴼC) heeft een licht blauwe kleur. 4. Het vormt verbindingen met bijna alle elementen m.u.v. de edele gassen. 5. De belangrijkste eigenschap van zuurstof is, dat brandende of smeulende stoffen erin ontbranden en veel licht en warmte ontwikkelen. Een smeulend stukje hout en de nog gloeiende pit van een uitgeblazen kaars beginnen in zuurstof direct met een heldere vlam te branden. Industriële bereiding: Er zijn twee belangrijke methoden die worden gebruikt om jaarlijks 100 miljoen ton O2 te produceren uit de lucht voor industriële toepassingen.  De meest voorkomende methode: fractionele destillatie van vloeibare lucht in de verschillende componenten, waarbij N2 destilleert als een damp, terwijl O2 wordt gevormd als vloeistof.  Electrolyse van water: Water wordt d.m.v. electrische stroom ontleed, waaraan een hoeveelheid van een electrolyt is toegevoegd. Aan de positieve electrode ontwikkeld zich dan zuurstofgas en aan de negatieve electrode waterstofgas. Voordeel: Beide gassen zijn zeer zuiver Nadeel: zeer hoge kosten van de electrische stroom 17 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Toevoeging van een NaCℓ oplossing dient voor een goede geleiding Anode : 2 OH-  O2 + 2 H+ + 4 e- Kathode : 2 H+ + 2e-  H2 Laboratorium (lab) bereiding 1. Het verhitten van kaliumchloraat met als katalysator bruinsteen (MnO2). Een katalysator dient om de reactie sneller te laten verlopen. r.v.: 2 KCℓO3  2 KCℓ(s) + 3 O2(g) 2. De ontleding van Kwik(II)oxide, boven 400 oC. r.v.: 2 HgO  2 Hg + O2 Nadeel: Voor het bereiden van zuurstof is kwikoxide te duur en de opbrengst is te gering. (er wordt naar verhouding minder zuurstof geproduceerd in vergelijking met kaliumchloraat) Toxicologie en veiligheid Brandgevaar wordt bij het gebruik van zuivere gasvormige en vooral van vloeibare zuurstof een nog veel ernstiger probleem dan het in het normale leven al is. Een prop watten gedrenkt in vloeibare zuurstof is een bom die afgaat met een metershoge steekvlam. De zuurstof is in zulke hoge concentratie op het oppervlak van de brandstof aanwezig dat de reactie ongemeen heftig wordt. Aantonen van zuurstof 1. m.b.v. een kaarsvlam. Door op een brandend kaars, een bekerglas omgekeerd te plaatsen. Conclusie: doordat zuurstof wordt afgesloten van de lucht dooft de kaars uit. 2. m.b.v. een gloeiende houtspaander; Deze vlamt door de grotere zuurstof concentratie helder op. Zuurstof in het lichaam De ademhaling van mensen en dieren is eveneens een langzaam verbrandingsproces. De zuurstof, die uit de longen in het bloed wordt opgenomen, verbindt zich met een deel van de koolstof en waterstof, die gebonden in het lichaam voorkomen, tot koolzuurgas en water, die weer door de longen wordt uitgeademd. Door deze verbranding ontstaat o.a. de lichaamswarmte. 18 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Ozon (O3) De naam komt van het Griekse ozein (ὄζειν), hetgeen ruiken betekent. Dit verwijst naar de kenmerkende onaangename geur van het gas. Ozon is een belangrijk component van luchtvervuiling, waar het ontstaat in fotochemische smog. ontdekt door Christian Friedrich Schönbein in 1840. Werner von Siemens vond de ozongenerator uit, waarmee door elektrostatische ontladingen op industriële schaal ozon kan gemaakt worden. Ontstaan van Ozon  Ozon ontstaat van nature in de atmosfeer onder invloed van elektrische ontladingen (zoals tijdens onweer) en door ultraviolette straling met een golflengte onder 240 nm in de bovenste lagen van de atmosfeer (de stratosfeer). In eerste instantie valt zuurstof uiteen in twee reactieve zuurstofradicalen. Dit radicaal kan reageren met zuurstofgas tot ozon. Op deze hoogte is ozon zeer gewenst, omdat het daar een laag vormt (de ozonlaag) en de schadelijke ultraviolette straling van de zon tegenhoudt. Het ondergaat immers fotolyse onder invloed van uv-licht Zonder deze ozonlaag zou meer uv-licht het aardoppervlak bereiken, waardoor het leven op aarde meer bemoeilijkt zou worden: er zou meer huidkanker zijn, aantasting van chlorofyl en van microflora, zoals kleinere organismen.  Door gewone zuurstof bloot te stellen aan donkere electrische ontladingen kan men de moleculen O2 gedeeltelijk omzetten in moleculen O3. Het gebruikte toestel heet ozonisator. Bij de vorming van ozon in de ozonisator wordt energie (van electrische oorsprong) opgenomen. Ozon gaat zeer gemakkelijk weer over in gewone zuurstof; daarbij komt deze opgenomen energie weer in de vorm van warmte r.v.: 3 O2  2 O3  Bij krachtige oxidatie verschijnselen bv bij de oxidatie van witte fosfor; een stukje witte fosfor ruikt naar ozon. Toepassingen van ozon:  Ozon werkt desinfecterend en wordt gebruikt:  bijvoorbeeld om drinkwater te ontsmetten. Het voordeel t.o.v. chloor is dat het geen smaak in het water achterlaat.  bij het desinfecteren van bronwater, zwemwater en van oppervlaktes die in contact komen met voedsel  bij het verwijderen van sporen van gisten uit lucht (belangrijk wanneer voedsel ingepakt wordt)  bij het schoonmaken en bleken van stoffen  het ontgeuren van interieurs en materialen na brandschade 19 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten  bij het verwijderen van ongewenste schadelijke stoffen (bijvoorbeeld herbiciden) uit water.  In de intensieve visteelt en de aquaristiek: als desinfectiemiddel gebruikt en voor afbraak van afvalproducten van de vis.  Het wordt ook toegepast als oxidator bij bodemsaneringen van organische verontreinigingen. Eigenschappen van ozon: 1. Bij standaardtemperatuur en -druk is ozon een kleurloos tot lichtblauw gas met een onaangename prikkelende geur. 2. In vloeibare vorm is het donkerblauw. 3. Het smeltpunt ligt bij −193 °C en daaronder is ozon een donkerblauwe vaste stof. 4. Ozon is een sterke oxidator. Aantonen van de oxiderende werking van ozon: M.b.v. een oplossing van kaliumjodide, waaraan stijfseloplossing is toegevoegd. Door de uit ozon afgescheiden losse atomen zuurstof wordt jodium vrijgemaakt, die de stijfsel oplossing blauw kleurt. halfreacties: O3  O2 + Oi.s.n. 2 I-  I2 + 2e- Oi.s.n. + 2e-  O2- O2- + H2O  2 OH- Totale reactie: 2 K+ + 2 I- + O3 + H2O  O2 + 2 K+ + 2 OH- + I2 Waarvoor staat Oi.s.n. ? Zolang deze losse atomen zuurstof zich nog niet tot moleculen O2 hebben verenigd, zijn zij veel actiever dan gewone zuurstof. Men spreekt dan van zuurstof in wordingstoestand (status nascens). (Dergelijke zuurstof in wordingstoestand oefent een sterke blekende en desinfecterende werking uit.) Toxicologie en veiligheid Ozon is een toxische verbinding. Het is ongezond om langdurig ozon in te ademen, ook in lage concentraties. Ozon ontleedt bij verwarming in zuurstofgas, hetgeen het brandgevaar verhoogt. Het is een sterke oxidator, die hevig reageert met brandbare en reducerende stoffen. Ozon tast alle metalen aan, behalve de edelmetalen iridium, goud en platina. Ozon kan in het lichaam worden opgenomen door inademing. Een schadelijke concentratie van dit gas in de lucht zal snel worden bereikt bij het vrijkomen ervan. Ozon is irriterend voor de ogen en de luchtwegen. Inademing van het gas kan longoedeem veroorzaken en kan op astma lijkende reacties teweegbrengen. Ozon kan effecten hebben op het centraal zenuwstelsel, met als gevolg hoofdpijn, verzwakte waakzaamheid en prestaties. 20 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Les 2: Waterstof, verbindingen van waterstof en zuurstof Voorkomen van waterstof  het meest voorkomende element in het heelal. (90% van de atomen in het heelal zijn waterstofatomen).  In de aardatmosfeer is zuivere waterstof nauwelijks aanwezig.  Een groot deel die op aarde voorkomen, is gebonden in water.  In organische verbindingen en fossiele brandstoffen.  Methaan (CH4), dat als bijproduct ontstaat bij de afbraak van organisch materiaal, is een belangrijke leverancier van waterstof voor de industrie. Opmerking: Alles wat leeft, alle organismen bestaan uit en kunnen niet zonder waterstofverbindingen, zoals water, vetten en aminozuren. Fysische- en chemische eigenschappen  Waterstofgas is het lichtste gas.  Waterstof heeft bij normale P een kookpunt van 20,28 K en smeltpunt van 14,01 K.  Waterstof komt bij STP (standaard temperatuur en druk) voor als een kleurloos, reukloos en zeer ontvlambaar twee atomig gas H2.  Waterstof is eenwaardig en behoort tot de niet-metalen.  Waterstof is in water zeer slecht oplosbaar.  Waterstof kan met de meeste andere elementen verbindingen aangaan. Isotopen van waterstof Het chemisch element waterstof (H) bezit 3 natuurlijk voorkomende isotopen: protium (1H), deuterium (2H of D) en tritium (3H of T). Protium is de meest voorkomdende stabiele isotoop van waterstof. Deuterium is een stabiele isotoop van waterstof. Tritium is de radioactieve isotoop van waterstof. Toepassingen van waterstof  Industrieel voor: ammoniak productie, het harden van vetten en oliën en de productie van methanol.  Productie van zoutzuur, lassen, als raketbrandstof.  voor het koelen van generatoren met een vermogen groter dan 200 MW.  waterstofisotoop tritium wordt geproduceerd in kernreactoren en is nodig voor de fabricage van een waterstofbom Industriële bereiding: 1. De electrolytische methode: R.v: 2 H2O(ℓ)  2 H2(g) + O2(g) (zie bereiding van zuurstof) 2. Sterke afkoeling van cokesovengas. Alle bestanddelen worden vloeibaar m.u.v. H2. 3. Inwerking van koolstof op water. T1000 C: O r.v: C0 + H2O  C2+ + O2- + H2(g) (er ontstaat o.a CO(g)) 4. Inwerking van stoom op ijzervijzel. 21 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten r.v.: 3 Fe + 4 H2O  4 H2 + Fe3O4 ijzerhamerslag: FeO.Fe2O3 Lab bereiding: 1. Inwerking van sommige metalen (halfedele) za. Zn, Fe etc. op verdund HCl of H2SO4. r.v.: Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2(g) 2. Inwerking van alkalimetalen za. Na, K etc. op water. r.v.: 2 K + 2 H2O  2 K+ + 2 OH- + H2(g) 3. Bij hogere temp. kunnen ook andere metalen (halfedele en onedele) za. Mg, Zn, Fe, waterstof vrijmaken. r.v.: Mg + H2O  MgO + H2(g) r.v.: Zn + H2O  ZnO + H2(g) r.v.: Fe + H2O  FeO + H2(g) Water: H2O Structuurformule: molecuulmodel “ ball and stick” & space filling  Water komt voor in 3 toestanden nl: vast, vloeibaar en gas.  Bij kamertemperatuur is water een vloeistof zonder specifieke kleur en geur.  Al het leven op aarde bestaat grotendeels uit en is afhankelijk van water.  Water bedekt 71% van het aardoppervlak.  Water heeft een grote soortelijke warmte; 4186 joule per kilogram per kelvin. Chemische eigenschappen van water  Het watermolecuul is een dipool, dus water is polair.  Water kan autoprotolyseren.  De pH van het water is dan 7.  Water is een amfolyt.  Water kan onedele metalen oxideren onder vorming van waterstofgas. Water in de levende natuur  Elk organisme bestaat voor meer dan 50% uit water. Planten ca 80% en dieren ca 60%.  Het menselijk lichaam bestaat voor ongeveer 65% uit water, afhankelijk van leeftijd en geslacht.  Water, en met name goed drinkwater is erg belangrijk voor de mens Indeling van water 1. Hardwater: wanneer het water veel calcium- of magnesiumverbindingen bevat. Nadelen:  Zeep schuimt hiermee niet, maar wordt omgezet in oplosbare Ca-resp Mg-zeep, die in kleine vlokjes op het water drijft. 22 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten  Wanneer men hardwater kookt (in stoomketels) zullen de opgeloste zouten zich ten dele afzetten als ketelsteen, zodat men dan zachter water krijgt. 2. Zachtwater: water zonder of met zeer weinig calcium- of magnesiumverbindingen. Voordeel: Zeep schuimt hiermee wel. Zeer zacht water wordt verkregen door membraanfiltratie: het water wordt onder hoge druk door een zeer fijn filter (membraan) geperst. Deze filtering levert water dat vrijwel geen zouten meer bevat en helemaal geen bacteriën en virussen. Gevolgen van ketelsteen: 1. Een afzetting van ketelsteen kan gevaar opleveren voor ketelexplosies. Verklaring: Door het ontstaan van ketelsteen, is er weinig opening voor het ontsnappen van gas. De druk wordt groter in de stoomketels, waardoor er kans is op explosie. 2. Meer brandstofverbruik, daar reeds een vrij dunne laag ketelsteen het gebruik van brandstoffen onder stoomketels vrij aanzienlijk doet toenemen door de warmte-isolerende werking ervan. Indeling van hardwater 1. tijdelijk hardwater: bevat vnl. Mg(HCO3)2 en Ca(HCO3)2 2. blijvend hardwater: bevat vnl. CaSO4 en MgSO4 o De waterhardheid geeft de concentratie van metaal-ionen, veelal magnesium- en calciumcarbonaat, maar ook bicarbonaten en sulfaten, in het leidingwater aan. o Water met een hoge waterhardheid houdt voor de mens geen gezondheidsrisico in, maar bemoeilijkt de werking van zepen en verwarmingselementen. o Calcium- en magnesiumionen reageren met basische ionen uit zeep en slaan neer (verdwijnen uit het mengsel). Hierbij ontstaat een grauwe neerslag van kalkzepen. o Hoe harder het water is, des te meer zeep eerst moet worden toegevoegd (schuimgetal), alvorens een bepaalde schuimwerking wordt verkregen. Wassen met hard water kost dus meer zeep (en dus meer geld). Bovendien worden (niet-synthetische) textielvezels stug (moeilijk te bewerken of moeilijk te buigen)bij gebruik van hard water voor de was, omdat de neerslag in de textielvezel terechtkomt. Hoe kan men water ontharden? Men kan water ontharden door tijdelijk hardwater te verhitten tot zachtwater. r.v. : Mg(HCO3)2  MgCO3 + H2O + CO2 of Ca(HCO3)2  CaCO3 + H2O + CO2 Hygroscopische stoffen zijn stoffen die bijzonder krachtig water tot zich trekken en worden dikwijls gebruikt om andere stoffen te drogen. Enkele hygroscopische stoffen zijn: o difosforpentaoxide, P2O5 o calciumoxide, ongebluste kalk, CaO o silicagel, een byzondere vorm van kiezeldioxide, SiO2 Zij worden veel in een laboratorium gebruikt zoals in een exsicator. Waterstofperoxide (molecuulformule: H2O2 ) 23 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Waterstofperoxide werd voor het eerst geproduceerd in het Verenigd Koninkrijk door bariumzouten te verbranden, waardoor bariumperoxide (BaO2) ontstaat. Dit wordt vervolgens opgelost in water, waardoor waterstofperoxide ontstaat. Een andere manier is via elektrolyse en via een autoredoxreactie met water. Het meest gebruikte proces is tegenwoordig het Zgn. antrachinon- of Riedl-Pfleiderer-proces, dat voor het eerst werd toegepast in de Tweede Wereldoorlog door I.G. Farbenindustrie in Duitsland Bereiding van waterstofperoxide Toevoegen van verdund zwavelzuur aan natriumperoxide (Na2O2) of bariumperoxide (BaO2) Rv 1: Na2O2 + H2SO4  Na2SO4 + H2O2 Rv 2: BaO2 + H2SO4  BaSO4 + H2O2 Het gevormde Na2SO4 is oplosbaar. Uit de verkregen oplossing wordt H2O2 bij verlaagde druk en temperatuur voorzichtig gedestilleerd en op deze wijze wordt bijna zuiver H2O2 verkregen. Het gevormde bariumsulfaat bij reactie 2 kan verwijderd worden door filtratie, want het is onoplosbaar. Waarom moet bij reactie 1 de destillatie voorzichtig geschieden? De destillatie moet voorzichtig geschieden daar H2O2 vooral bij verwarming gemakkelijk ontleed. Het splitst daarbij zuurstof af. r.v. 2 H2O2  2 H2O + O2 + x kcal (warmte) explosief Aangezien deze reactie onder warmte-ontwikkeling verloopt en daarbij gasvormige producten ontstaan (waterdamp en zuurstof), is zuiver waterstofperoxide of een zeer geconcentreerde oplossing daarvan onder bepaalde omstandigheden explosief. De bereiding van H2O2 door BaO2 is daarom veiliger, om explosie te voorkomen. Toepassingen  als ontsmettingsmiddel vb. bij ontstekingen in de mondholte.  ontsmetting van drinkwater.  als bleekmiddel bijvoorbeeld bij het bleken van stoffen, tanden, botten en haar (blonderen). Opmerking: H2O2 → H2O + O 24 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten 2O → O2 Aangezien bij de splitsing van het peroxide de zuurstof evenals bij het ozon als losse atomen vrijkomt, is zij bijzonder actief (zuurstof in wordingstoestand). Daarom kan ook waterstofperoxide gebruikt worden als bleekmiddel en als desinfectiemiddel (o.a. mond- en keelspoeling). Belangrijk eigenschap Waterstofperoxide is erg reactief, maar ook instabiel. Het zal na verloop van tijd ontleden in water en zuurstofgas via een auto-redoxreactie. Deze reactie is spontaan, maar verloopt kinetisch gezien zeer traag. Ze kan versneld worden door de temp. te verhogen of m.b.v katalysatoren z.a. mangaan(IV)oxide, kaliumpermanganaat, kaliumjodide etc. Hoe kan men de reducerende werking van H2O2 aantonen? Door aan een kaliumpermanganaatoplossing (KMnO4, licht rose), H2O2 toe te voegen, waardoor de rose kleur verdwijnt. r.v.: KMnO4 + 5e- + 8 H+  Mn2+ + K+ + 4 H2O of 2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+  8 H2O + Mn2+ + 5 O2 Hoe kan men de oxiderende werking van H2O2 aantonen? a. Evenals ozon maakt waterstofperoxide uit een oplossing van kaliumjodide jodium vrij. r.v.: H2O2  H2O + Oi.s.n 2 KI + H2O + Oi.s.n  2 KOH + I2 b. Een ander vb voor de oxiderende werking wordt aangegeven met de r.v. PbS + 4 H2O2  PbSO4 + 4 H2O Het zwarte lood(II)sulfide gaat over in wit lood(II)sulfaat. Van deze reactie maakt men wel gebruik om in oude schilderijen de oorspronkelijke kleur te herstellen. Indien voor het schilderen als witte verfstof loodwit (lood(II)carbonaat) is gebruikt, kan daaruit door inwerking van H2S-gas, dat steeds in de atmosfeer voorkomt, langzamerhand het zwarte lood(II)sulfide, PbS, zijn gevormd. De lichte en witte partijen uit de schilderijen zijn daardoor sterk verdonkerd. Door voorzichtig inwerken van verdund H2O2 wordt dan het zwarte PbS weer in een witte verbinding, in PbSO4, omgezet, en aldus de oorspronkelijke kleur ongeveer hersteld. 25 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Les 3: Stikstof en verbindingen Stikstof Ontdekking In 1772 door Daniel Rutherford ontdekt. Lavoisier noemde het gas azote (lett.: geen leven). Dit is de Franse benaming van het element gebleven.  een scheikundig element met symbool N en atoomnummer 7.  een niet-metaal uit de stikstofgroep.  De Latijnse naam voor stikstof is nitrogenium en de Grieken noemen het nitron. Voorkomen  Moleculaire stikstof vormt 78% van de dampkring van de aarde.  stikstofverbindingen komen als mineralen voor, zoals salpeter.  Als stikstofhoudende afzettingen van organische herkomst, zoals de guano (vogelpoep).  de mest van andere dieren zoals de varkens van bepaalde streken in Nederland bevat stikstof in overvloed. Eigenschappen o een reukloos en kleurloos gas. o een vrij traag element bij gewone temperatuur. o Stikstofgas is matig tot slecht oplosbaar in water, maar bij hoge drukken neemt de oplosbaarheid toe o Bij verhoogde temperatuur verbindt stikstof zich langzaam met waterstof tot ammoniak. o Bij zeer hoge temperaturen vormt het met zuurstof, stikstofmonoxide (NO). o Met sommige metalen verenigt stikstof zich bij verhitting tot verbindingen, die nitriden genoemd worden. o Losse atomen van dit element zijn zeer reactief en verbinden zich direct met andere stikstofatomen. (vorming van N2 of moleculaire stikstof. o Op kamertemperatuur verkeert N2 in gasvorm. 26 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Synthese (vorming) of bereiding:  Bepaalde bacteriën kunnen distikstof produceren uit nitraat via denitrificatie (een belangrijk proces in de stikstofkringloop waarbij bacteriën nitraat omzetten in stikstofgas).  In de industrie wordt het meeste stikstofgas geproduceerd via gefractioneerde destillatie van vloeibare lucht. (Zie bereiding zuurstof) Via membraanseparatie met behulp van polymere holle vezelmembranen kan stikstofgas selectief uit lucht geïsoleerd worden  Ook via een stikstofgenerator kan distikstof bereid worden. Toepassingen:  in de voedselverwerkende industrie gebruikt om producten in te vriezen.  in kerncentrales als blusmateriaal voor als de reactor te heet wordt.  in verschillende industrieën om bepaalde stoffen makkelijk te kunnen verpulveren.  in de medische wereld om bloed, organen of andere biologische materialen (zoals bevruchte eicellen in een vruchtbaarheidskliniek) in te vriezen. Een voorbeeld van een ander medisch gebruik is het verwijderen van wratten: door de wrat te bevriezen sterven de geïnfecteerde cellen en verdwijnt de wrat.  in de landbouw wordt vloeibare stikstof gebruikt, bijvoorbeeld om hooibroei tot stand te brengen.  Een andere veel voorkomende toepassing is een koude vat. Dit is een vat dat omgeven wordt door vloeibare stikstof en waar de vluchtige componenten in een gasstroom uit worden opgevangen om te voorkomen dat zij bijvoorbeeld in een pomp terechtkomen.  Stikstofgas wordt veel gebruikt als inerte atmosfeer om stoffen (zoals natrium, butyllithium, LDA,...) of producten (bijvoorbeeld wijn) die gemakkelijk oxideren tegen de lucht te beschermen.  Ook gebruikt als inert opblaasgas (bijvoorbeeld in hydraulische accumulatoren).  Daarnaast wordt het inerte stikstof gebruikt door grote olieverwerkende industrieën om de leidingen schoon te spoelen (omdat het inert is, is de kans op ongewenste verbranding van producten op petroleumbasis uitgesloten).  Naast het feit dat vloeibare stikstof erg koud is, maakt deze eigenschap het tot een zeer nuttig blusmateriaal dat veel wordt gebruikt in automatische blusgasinstallaties. 27 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Ammoniak: Molecuulformule: NH3 molecuulmodel van ammoniak: structuurformule van ammoniak Eigenschappen:  Ammoniak is bij kamertemperatuur een kleurloos giftig en brandbaar gas met een karakteristieke, sterk prikkelende geur.  Het gas is in zeer grote hoeveelheden (tot wel 33 massa%) in water oplosbaar Oplosvergelijking: Deze oplossing staat bekend als ammonia en is basisch.  Heeft een kookpunt van – 33oC  Een mengsel van ammoniak en zuurstof ontploft hevig als het wordt aangestoken. Bereiding: A. Industriele bereiding: 1. Bij het rotten van stikstofhoudende organische stoffen 2. Bij droge destillatie (==verhitting zonder toetreding van lucht) van steenkolen in de gas- en cokesfabrieken. Uit ruwe steenkolengas wordt ammoniak verwijderd, door met water te brengen, te wassen, waardoor ammoniak volledig in oplossing gaat. Uit waswater wordt ammoniak weer verdreven (door verwarming) en in zwavelzuur geleid, waardoor zich de belangrijke kunstmeststof (NH4)2SO4 vormt. 3. Volgens het proces van Prof. Haber (Haber-Bosch proces) volgens de r.v: N2 + 3 H2 2 NH3 Dit proces berust op een typisch evenwichtsreactie. Bij een T= 400-600oC en hoge P= 100-1000 atm wordt een mengsel van N2 en H2 geleid in goede verhouding over een katalysator (Fe, Ni). Daarna wordt de gevormde ammoniak door afkoeling gecondenseerd en uit het gasmengsel verwijderd. Het overblijvende gasmengsel wordt daarna opnieuw over de katalysator geleid. 28 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten B. Lab. bereiding: Geconcentreerde ammonia of anders een ammoniumzout wordt verwarmd met een base. r.v.: NH4OH  H2O + NH3 of 2 NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2 H2O + 2 NH3 Opm: Ammoniak wordt ook uitgescheiden als eindproduct van de eiwitvertering door sommige in water levende dieren. Uit gewone, natuurlijke mest komt ook ammoniak vrij. Vooral de hydrolyse van ureum is verantwoordelijk voor de vorming van ammoniak. Het is met name deze ammoniak die milieuproblemen oplevert. (H2N)2CO + H2O  2 NH3 + CO2 Ureum Chemische aantoningsmethode van ammoniak: 1. Door de typische geur. 2. M.b.v. rood lakmoespapier. Als het vochtig is dan wordt deze blauw door aanwezigheid van ammoniak. 3. M.b.v [HCl]. Bij het vermengen van ammoniakgas en chloorwaterstofgas vormt zich direct een witte rook van vast ammoniumchloride of salmiak. Houdt men boven een buis, waaruit zich ammoniak ontwikkelt, een roerstaaf bevochtigd met [HCl], dan treedt direct deze sterke rookvorming op. Toepassingen:  als schoonmaakmiddel. (vet lost namelijk goed op in een ammoniakoplossing)  als koelmiddel in (grotere) koelinstallaties  voor de productie van kunstmest.  Ammoniak is onder juiste omstandigheden bruikbaar als (motor)brandstof en levert daarbij geen CO2 of stikstofoxiden: De naam en de formule van de verbindingen die bestaan uit stikstof, waterstof en zuurstof: Molecuulformule Systematische naam Naam van de oplossing HNO2 Waterstofnitriet Salpeterigzuur HNO3 Waterstofnitraat Salpeterzuur 29 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Salpeterzuur: Molecuulformule: HNO3 Het begrip salpeter komt van het Latijnse sal petrae (zout van de rots). Salpeterzuur is een component in zure regen. Voorkomen  Oorspronkelijk werden de zouten van salpeterzuur namelijk van de stenen rondom mestvaalten en van latrines geschraapt.  In vrije toestand wordt salpeterzuur in zeer kleine hoeveelheden in de atmosfeer aangetroffen als product van de tijdens onweer optredende elektrische ontladingen (bliksem).  Parelmoerwolken zijn wolken die op zeer grote hoogte, in de stratosfeer (15 tot 25 kilometer hoog), voorkomen en voor een klein gedeelte bestaan uit gekristalliseerd salpeterzuur. Eigenschappen  Sterk zuur, zeer corrosieve vloeistof  In zuivere toestand is het een kleurloze vloeistof met een intens prikkelende geur, die zeer goed oplosbaar is in water.  Verontreinigingen (doorgaans stikstofoxiden) kunnen de vloeistof een licht- tot okergele kleur geven.  Zuiver en watervrij salpeterzuur is een kleurloze vloeistof met een dichtheid van ongeveer 1,5 g/ml.  Salpeterzuur ontleedt onder invloed van temperatuur en licht tot onder andere stikstofdioxide Bereidingen: Lab bereiding: Door de reactie van zwavelzuur met koper(II)nitraat: Industriële bereiding: Het Ostwaldproces : De eerste stap betreft de oxidatie van ammoniak met behulp van een katalysator, legering van 90% platina en 10% rhodium, bij een temperatuur van 900°C. De reactie is exotherm (ΔH = -905 kJ/mol). Stikstofmonoxide wordt in de tweede stap afgekoeld tot ongeveer 25°C en verder geoxideerd tot stikstofdioxide: Het ontstane stikstofdioxide wordt uiteindelijk gehydrolyseerd: 30 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Chemische reacties 1. De reactie van salpeterzuur met strontiumcarbonaat stelt koolstofdioxide vrij en leidt tot een waterige oplossing van strontiumnitraat. r.v. : 2 HNO3 + SrCO3 → CO2 + H2O + Sr(NO3)2 2. De reactie van koperdraad met salpeterzuur leidt tot vorming van een blauwe koper(II)nitraatoplossing en bruinrode nitreuze dampen. r.v.: Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O roodbruin gas Bij de inwerking van koper op salpeterzuur verkrijgt men feitelijk steeds een mengsel van de beide gassen NO en NO2, welk mengsel nitreuze damp wordt genoemd. Afhankelijk van de temperatuur en de concentratie van het zuur ontstaat er vooral NO of in hoofdzaak NO2. Nitreuze damp is een mengsel van NO en NO2. Onder roodrokend salpeterzuur verstaat men een oplossing van nitreuze dampen in geconcentreerd salpeterzuur. Toepassingen - Een mengsel van geconcentreerd salpeterzuur en geconcentreerd zoutzuur draagt de naam van koningswater. Koningswater dient als oplosmiddel voor de edele metalen goud en platina. Koningswater wordt in het laboratorium ook ingezet om organische resten uit laboratoriumglaswerk te verwijderen. Bij verwarming reageert dit mengsel aldus: r.v.: HNO3 + 3 HCℓ→ 2 H2O + NO + 3 Cℓi.s.n waardoor chloor in atoomvorm (status nascens) vrijkomt, dat metalen als chloriden doet oplossen. r.v.: Au + 3 Cℓi.s.n → AuCℓ3 - In bepaalde typen raketten wordt salpeterzuur als oxidator aangewend. - Salpeterzuur wordt ingezet bij de bereiding van verfstoffen en desinfecterende stoffen. - voor de synthese van ammoniumnitraat, dat gebruikt wordt als kunstmest en als explosief. Dit zout wordt gevormd door de zuur-basereactie tussen ammoniak en salpeterzuur r.v.: NH3 + HNO3 → NH4NO3 Toxicologie en veiligheid De belangrijkste gevaren zijn brandwonden bij contact met de huid of de ogen. Bij inslikken of inhalatie van de dampen (afkomstig van bijvoorbeeld rokend salpeterzuur) kan ernstig interne beschadiging optreden (onder andere aan de slokdarm, de luchtwegen en de maag). Intense of langdurige blootstelling kan leiden tot blindheid, hoesten, ademhalingsproblemen en zelfs de dood. 31 Anorganische Chemie 1ste leerjaar Samengesteld door: L.Pontjodikromo & Dhr Aliradja CGO analisten Salpeterigzuur Salpeterigzuur of waterstofnitriet (HNO2) is een zwak anorganisch zuur dat onstabiel is en uitsluitend in een waterige oplossing kan bestaan. Bereiding: Waterstofnitriet wordt bereid uit reactie van natriumnitriet en verdund zoutzuur r.v.: NaNO2 + HCℓ  NaCℓ + HNO2 Het instabiele salpeterigzuur ontleed volgens de reactie: 2 HNO2  N2O3 + H2O N2O3  NO + NO2 Bij deze bereiding (die bij 0°C of lager verloopt) is een blauwe kleur te zien, distikstoftrioxide; dit komt doordat de onstabiele salpeterigzuur die bij de vorming gelijk ontleedt. Bij verwarming van het distikstoftrioxidegas (N2O3) ontstaat het bruin gekleurd stikstofdioxidegas (NO2). Eigenschappen o Salpeterigzuur vormt de basis voor de zouten en esters die nitrieten worden genoemd. o kan worden gezien als het reactieproduct van het zuurvormende oxide distikstoftrioxide en water. N2O3 + H2O  2 HNO2 Chemische reactie Bij verhitting ontleedt een waterige oplossing van salpeterigzuur in salpeterzuur en stikstofmonoxide: Rv: 3 HNO2 ⟶ HNO3 + 2 NO + H2O Toepassing o Anorganische nitrieten worden gebruikt als antioxidanten, bijvoorbeeld in witte wijn. o In enkele vaatverwijdende geneesmiddelen (nitriet-esters). 32