GENIE Chemie GO! - Leerboek 4 (editie 2025)

GENIE 4 Chemie GO!

Heb je nog geen account?

Ga naar myvanin.be en registreer je. Registreer je via een Smartschool-account? Koppel dan je e-mailadres aan je account.

GENIE 4 Chemie GO! ©VANIN

Heb je je account aangemaakt?

Meld je aan op myvanin.be Activeer onderstaande code. Klik op het geactiveerde leermiddel om ermee aan de slag te gaan op iDiddit. Lukt het niet om de code te activeren? Neem dan contact op met onze klantendienst.

LET OP: DEZE CODE IS UNIEK, EENMALIG TE ACTIVEREN EN GELDIG VOOR EEN PERIODE VAN 12 MAANDEN NA ACTIVATIE

!

Help, de activatiecode hierboven is al gebruikt!

Krijg je bij het activeren van de bovenstaande code de melding dat de activatiecode reeds in gebruik is? Dan ben je wellicht niet de eerste leerling die met dit leerboek aan de slag gaat. Op vanin.be/leerboeklicentie kun je terugvinden welke stappen je kunt ondernemen of hoe je een nieuwe licentie kunt aankopen.

Tip: Normaal gezien mag je niet schrijven in een leerboek. Per uitzondering mag jij na activatie de bovenstaande activatiecode doorstrepen.

Eerste druk 2025

Vormgeving en ontwerp cover: Shtick ISBN 978-94-651-4242-5

Tekeningen: Geert Verlinde, Tim Boers (Studio B) D/2025/0078/110

Zetwerk: Barbara Vermeersch Art. 610113/01 NUR 126

Dit leermiddel is onderdeel van de lesmethode GENIE Chemie van Uitgeverij VAN IN. Het is ontwikkeld met de intentie dat iedere leerling zich herkent en thuis voelt in beeld en tekst. Heb je op- of aanmerkingen, dan kun je contact opnemen met Uitgeverij VAN IN.

Fotokopieerapparaten zijn algemeen verspreid en vele mensen maken er haast onnadenkend gebruik van voor allerlei doeleinden. Jammer genoeg ontstaan boeken niet met hetzelfde gemak als kopieën. Boeken samenstellen kost veel inzet, tijd en geld. De vergoeding van de auteurs en van iedereen die bij het maken en verhandelen van boeken betrokken is, komt voort uit de verkoop van die boeken.

©VANIN

In België beschermt de auteurswet de rechten van deze mensen. Wanneer u van boeken of van gedeelten eruit zonder toestemming kopieën maakt, buiten de uitdrukkelijk bij wet bepaalde uitzonderingen, ontneemt u hun dus een stuk van die vergoeding. Daarom vragen auteurs en uitgevers u beschermde teksten niet zonder schriftelijke toestemming te kopiëren buiten de uitdrukkelijk bij wet bepaalde uitzonderingen. Verdere informatie over kopieerrechten en de wetgeving met betrekking tot reproductie vindt u op www.reprobel.be.

Ook voor het digitale lesmateriaal gelden deze voorwaarden. De licentie die toegang verleent tot dat materiaal is persoonlijk. Bij vermoeden van misbruik kan die gedeactiveerd worden. Meer informatie over de gebruiksvoorwaarden leest u op www. ididdit.be.

© Uitgeverij VAN IN, Wommelgem, 2025

De uitgever heeft ernaar gestreefd de relevante auteursrechten te regelen volgens de wettelijke bepalingen. Wie desondanks meent zekere rechten te kunnen doen gelden, wordt verzocht zich tot de uitgever te wenden.

Credits

p. 21 Fast and Furious © Shutterstock/Steve Lagreca, p. 23 Archeologen © Getty Images/DPA/AFP/Andreas Arnold, p. 29 Ontstopper © Shutterstock/RVillalon, p. 52 CaSO4.2H2O © Imageselect/Alamy/molekuul.be, p. 54 Baksoda © Shutterstock/DW labs Incorporated, p. 83 Benzinepomp © Shutterstock/DarSzach, p. 113 Jupiler © Shutterstock/ defotoberg, p. 117 Festival © Shutterstock/Christian Bertrand, p. 133 Voedingswaarden frisdrank © kiliweb per Open Food Facts / CC BY-SA 3.0, p. 136 Bierflesjes © Shutterstock/Chones, p. 144 Robert Boyle © Imageselect/Heinz-Dieter Falkenstein AGE, p. 145 Henri Victor Regnault © Imageselect/Alamy, p. 145 Joseph Gay-Lussac © Shutterstock/Neveshkin Nikolay, p. 173 Jezushagedis © Imageselect/Scott Linstead Science Source, p. 192 Podium formule 1 © Shutterstock/Oskar SCHULER

INHOUD

THEMA 01: ANORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 1:

Verdere indeling van de materie 9

1 Organische en anorganische stoffen 9

2 Ionladingen van de elementen 12

3 Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen 13

` HOOFDSTUK 2:

1 Wat is een oxide? 17

2 De metaaloxiden 18

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijke ionlading 18

2.2 Metalen met meerdere mogelijke ionladingen 19

3 De niet-metaaloxiden 20

4 Gebruik en toepassingen van oxiden 21

5 Reactiepatronen 24

5.1 Vorming metaaloxiden 24

5.2 Vorming niet-metaaloxiden 25

HOOFDSTUK 3:

1 Wat is een hydroxide?

2 Formule- en naamvorming

3 Gebruik en toepassingen van hydroxiden 29

4 Reactiepatroon 31

en naamvorming

hydraten 52

4 Gebruik en toepassingen van zouten 53

5 Reactiepatroon 55

` HOOFDSTUK 1:

Organische chemie of koolstofchemie 61

1 Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom 61

2 Notatiemogelijkheden van een organische stof 63 2.1 Brutoformule

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule 63

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur 65

3 De stofklassen 67

1 Wat is een zuur?

2 Binaire zuren

3 Ternaire zuren 34

4 Gebruik en toepassingen van zuren

5 Reactiepatronen

1 pH en de zuurtegraad van een oplossing

1 Formule en systematische naam 71

1.1 Onvertakte alkanen 71

1.2 Vertakte alkanen 73

2 Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven 77

2.1 Fysische eigenschappen 77

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven 81

1 Formule en systematische naam

2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven 90

2.1 Etheen 90

2.2 Propeen 91

` HOOFDSTUK 4: Alkynen 93

1 Formule en systematische naam 93

2 Voorkomen en toepassing uit het dagelijks leven 94

` HOOFDSTUK 5:

Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen 95

1 Alcoholen 95

1.1 Methanol 96

1.2 Ethanol 97

2 Carbonzuren 100

2.1 Methaanzuur 101

2.2 Ethaanzuur 101

THEMA 03: CHEMISCH REKENEN

` HOOFDSTUK 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa 108

1 Atoommassa 108

2 Molecuulmassa 110

3 Formulemassa 111

` HOOFDSTUK 2:

De mol en het getal van Avogadro 113

1 De mol als eenheid en de molaire massa 113

2 Omrekeningen gram / mol / aantal deeltjes 117

` HOOFDSTUK 3: Stoichiometrische vraagstukken (uitbreiding 1u) 122

1 De molverhouding 122

2 Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven 124

3 Vraagstukken waarbij 2 stofhoeveelheden zijn gegeven 126

` HOOFDSTUK 4: Concentratie van een oplossing 131

1 Wat is een concentratie van een oplossing? 131

©VANIN

2 Massaconcentratie 132

3 Molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie 134

4 Oplossingen verdunnen en indampen 137

5 Oplossingen met verschillende concentraties aan opgeloste stof mengen 139

` HOOFDSTUK 5: Chemisch rekenen met gassen 142

1 Het molaire gasvolume onder normomstandigheden 142

2 De algemene ideale gaswet 144

3 Omzettingen 146

4 De gaswet bij een constante molhoeveelheid 148

` HOOFDSTUK 6: Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen (uitbreiding) 151

THEMA 04: POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

` HOOFDSTUK 1: Polaire en apolaire bindingen en moleculen 159

1 Het dipoolkarakter van water 159

2 De elektronegativiteit 160

3 Polariteit van de binding 161

4 Polariteit van moleculen 162

` HOOFDSTUK 2: Intermoleculaire krachten 168

1 Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof 168

2 Intermoleculaire krachten 170

2.1 De Londonkracht of Londondispersiekracht 170

2.2 Dipoolkracht 171

2.3 Waterstofbruggen 171

` HOOFDSTUK 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen 175

1 Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen 175

2 Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen 178

3 Ionisatie van zuren en ammoniak 180

3.1 Ionisatie algemeen 180

3.2 Ionisatie van zuren 180

3.3 Ionisatie van ammoniak 182

4 Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen 184

THEMA 05: REACTIEMECHANISMEN

` HOOFDSTUK 1: Oplosbaarheid en mogelijke reacties 193

1 Oplosbaarheid 193

2 Oplossingen mengen: mogelijke reacties 195

` HOOFDSTUK 2: Ionuitwisselingsreacties 197

` HOOFDSTUK 3: Protonenoverdrachtsreacties 201

1 Zuur-baseneutralisatiereactie 201

2 Neutralisatie van een metaaloxide met een zuur 204

3 Neutralisatie van een niet-metaaloxide met een base 206

4 Protonenoverdracht met gasontwikkelingsreactie 208

` HOOFDSTUK 4: Elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties 211

1 Definitie oxidatie en reductie 211

2 Oxidatiegetallen 213

3 Bepalen van de oxidator en reductor 217

4 Redoxreacties opstellen 219

ANORGANISCHE STOFKLASSEN 01 THEMA

In de straten van Londen werd door het ESEF (European Science and Environment Forum) een enquête uitgevoerd. Aan toevallige voorbijgangers werd de volgende stelling voorgelegd:

‘De industrie maakt vaak gebruik van diwaterstofmonoxide. Die chemische stof is het hoofdbestanddeel van zure regen, draagt bij tot erosie en verlaagt het remvermogen van een auto. De stof beïnvloedt ook de gezondheid van de mens: in gastoestand kan ze ernstige brandwonden veroorzaken, in de longen kan ze leiden tot de dood en ze wordt ook teruggevonden in kankercellen. Vind jij dat dat product aan een strikte reglementering zou moeten worden onderworpen of misschien zelfs verboden zou moeten worden door de Europese Unie?’

Wat denk je dat de meeste mensen hebben geantwoord? Ontdek het via het extra materiaal op .

` Zit er een logica in de naamgeving van stoffen?

` Kan een chemicus over de taalgrenzen heen duidelijk maken over welke stof die het heeft?

We zoeken het uit! ?

VERKEN

• mengsels en zuivere stoffen van elkaar onderscheiden;

• enkelvoudige en samengestelde stoffen herkennen;

• de formule van moleculen interpreteren.

• van enkelvoudige stoffen de naam geven en de formule vormen;

• eigenschappen en toepassingen aan enkelvoudige stoffen verbinden.

©VANIN

• samengestelde stoffen nog verder indelen in anorganische en organische stoffen.

• de anorganische stoffen verder indelen op basis van hun naam, formule of toepassing.

• het onderscheid tussen een atoombinding, ionbinding en metaalbinding uitleggen;

• de lewisstructuur en formule-eenheid van verbindingen opstellen.

• formules van anorganische stoffen interpreteren.

JE KUNT AL ...

JE LEERT NU ...

HOOFDSTUK 1

Verdere indeling van de materie

Vorig schooljaar lag de focus op de enkelvoudige stoffen. We zijn gestart met het onderzoeken van de materie. We hebben de materie ingedeeld in mengsels en zuivere stoffen. De zuivere stoffen konden nog verder ingedeeld worden in samengestelde stoffen en enkelvoudige stoffen.

Dit jaar gaan we dieper in op de samengestelde stoffen. De samengestelde stoffen kunnen nog verder ingedeeld worden in anorganische en organische stoffen.

LEERDOELEN

L de samengestelde stoffen verder indelen in anorganische en organische samengestelde stoffen

L de anorganische stoffen indelen in hun stofklasse

L de algemene principes van naamgeving bij anorganische stoffen

1 Organische en anorganische stoffen

Alle stoffen die afkomstig zijn van de levende natuur worden ingedeeld bij de organische stoffen. Vetten, eiwitten, suiker … behoren allemaal tot de organische stoffen. Maar ook alle aardolieproducten behoren tot de organische stoffen. Ze ontstaan uit afgestorven organismen die onder hoge druk en een hoge temperatuur in fossiele brandstoffen omgezet worden, zoals steenkool, aardolie of aardgas.

Voorbeelden van organische stoffen zijn aardgas en eiwitten in vlees.

Afb. 1 Aardgas is een organische stof.

Afb. 2 Eiwitten in vlees zijn organische stoffen.

Een andere, betere naam voor organische stoffen is koolstofverbindingen, want dat hebben al die stoffen gemeenschappelijk: ze bevatten allemaal het element koolstof. Maar de indeling ‘organische en anorganische stoffen’ is zodanig ingeburgerd dat die nog steeds wordt gebruikt.

Een andere naam voor anorganische stoffen is minerale verbindingen. Die stoffen zijn afkomstig van de levenloze natuur. Denk maar aan bijvoorbeeld mineralen en gesteenten.

©VANIN

Voorbeelden van anorganische stoffen zijn keukenzout en marmer:

WEETJE

Vroeger ging men ervan uit dat organische stoffen niet in een laboratorium konden worden gemaakt. In 1828 werd dat idee ontkracht: toen werd ureum, een stof aanwezig in urine, gemaakt uit alleen maar anorganische stoffen. En er zijn zelfs een heleboel stoffen die, omwille van hun chemische structuur, tot de organische stoffen behoren, maar zelfs niet door levende organismen worden gemaakt. Dat zijn de kunststoffen.

De onderstaande tabel geeft de eigenschappen van de anorganische en de organische stoffen weer:

Anorganische stoffen (minerale verbindingen)

Organische stoffen (koolstofverbindingen) afkomstig van de levenloze natuur afkomstig van de levende of afgestorven natuur uitgebreide keuze uit atoomsoorten: 92 elementen van het PSE beperkte keuze uit atoomsoorten: steeds C, vaak H, maar vaak ook N, O, S of X (halogenen) beperkt aantal atomen per verbinding aantal atomen per molecule kan gaan van heel weinig (5) tot enorm veel (>100 000) totale verzameling van verbindingen is beperkt totale verzameling van verbindingen is zeer uitgebreid atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingen voornamelijk atoombindingen

1 Eigenschappen van anorganische en organische stoffen

Afb. 4 Marmer is een anorganische stof.

Afb. 3 Keukenzout is een anorganische stof.

Tabel

Je vindt het misschien raar dat de groep van organische verbindingen veel uitgebreider is dan die van de anorganische verbindingen. Voor de organische verbindingen kun je maar gebruikmaken van een zeer beperkt aantal elementen, terwijl je voor de anorganische verbindingen gebruik kunt maken van ongeveer alle elementen uit het PSE. Je kunt dat gemakkelijk begrijpen als je aan legoblokjes denkt. Om de organische verbindingen te vormen, kun je kiezen uit ongeveer 10 kleuren. Om de anorganische verbindingen te maken, mag je gebruikmaken van 92 verschillende kleuren legoblokjes. Hoe komt het dan dat je veel meer verschillende bouwwerken kunt maken met slechts zo’n beperkt aantal kleuren van blokjes? Je kunt misschien maar kiezen uit 10 kleuren, maar je kunt wel heel veel blokjes in eenzelfde bouwwerk steken. Voor de anorganische verbindingen mag een bouwwerk (formule-eenheid of molecule) slechts uit een zeer beperkt aantal blokjes bestaan. Daarom is de groep van de anorganische verbindingen minder uitgebreid.

De indeling in organische en anorganische stoffen is niet altijd even gemakkelijk. Zo zul je bijvoorbeeld CO2 waarschijnlijk bij de organische verbindingen indelen. Het is namelijk afkomstig van de levende natuur – we ademen het uit – en de formule bevat ook het element koolstof. Toch zul je ontdekken dat de stof tot de anorganische stoffen behoort. Naast CO2 zijn er nog moleculen die, ook al bevatten ze het element koolstof, toch niet tot de organische verbindingen behoren. We gaan later verder in op die uitzonderingen.

WEETJE

anorganische samenstelling 6 %

organische samenstelling 24 %

water 70 %

ANORGANISCH

ORGANISCH

DNAsuiker keukenzoutzilver

methaanethanol diamant koolstofdioxide

Afb. 5 Organische en anorganische stoffen

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H1_organisch.ai

Het is niet omdat organische stoffen afkomstig zijn van levende organismen, dat er in een levend organisme geen anorganische stoffen aanwezig zijn. Zoals je kunt zien op afbeelding 6, bestaat het menselijk lichaam zelfs voor het grootste deel uit anorganische stoffen: water is namelijk een anorganische stof.

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H3_kalkwater_koolstofdioxide.ai

De formule-eenheid geeft de samenstelling weer van de kleinste eenheid waaruit het ionrooster is opgebouwd.

©VANIN

Anorganische stoffen (minerale verbindingen)

Organische stoffen (koolstofverbindingen) afkomstig van de levenloze natuurafkomstig van de levende of afgestorven natuur uitgebreide keuze uit atoomsoorten: 92 elementen van het PSE beperkte keuze uit atoomsoorten: steeds C, vaak H, maar vaak ook N, O, S of X (halogenen) beperkt aantal atomen per verbindingaantal atomen per molecule kan gaan van heel weinig (5) tot enorm veel (>100 000) totale verzameling verbindingen is beperkt totale verzameling verbindingen is zeer uitgebreid atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingen voornamelijk atoombindingen

Afb. 6 Ons lichaam bestaat voor 70 % uit water.

2 Ionladingen van de elementen

Je leerde al dat de ionlading van een element af te leiden is uit de positie op het periodiek systeem. Alle elementen streven naar een edelgasconfiguratie en gaan daarom ofwel elektronen afstaan (positieve ionlading) of opnemen (negatieve ionlading). Je leerde dat:

elementen uit groep Iaalkalimetalen ionlading 1+ elementen uit groep IIaaardalkalimetalen ionlading 2+ elementen uit groep IIIaaardmetalen ionlading 3+ elementen uit groep IVaC-groep ionlading 4+ elementen uit groep VaN-groep ionlading 3elementen uit groep VIaO-groep ionlading 2elementen uit groep VIIahalogenen ionlading 1-

Maar wat met de overgangselementen? Je leerde dat de overgangselementen ionlading 2+ hebben, maar hun naam zegt het zelf: die elementen durven al eens overgaan naar een andere lading.

Bijvoorbeeld:

—Koper zal voorkomen als Cu2+ en Cu+

—IJzer komt dan weer voor als Fe2+ en Fe3+.

Voor die elementen zul je dus in de naam moeten verduidelijken over welk ion het gaat.

Er zijn ook een paar niet-overgangselementen met verschillende mogelijke ionladingen, elementen die dus afwijken van de kolomregel hierboven. Lood en tin zijn daarvan voorbeelden. Waarom dat sommige elementen in ‘afwijkende’ ionladingen voorkomen, leer je in de derde graad. We sommen de belangrijkste elementen die meerdere ionen vormen, waarbij je dus goed moet opletten bij de naamgeving van de stoffen, even op in een tabel:

Element

©VANIN

Mogelijke ionlading

ijzer Fe Fe2+, Fe3+

lood Pb Pb4+, Pb2+ koper Cu Cu2+, Cu+ tin Sn Sn4+, Sn2+ zilver Ag Ag+

Ook zilver (Ag) wijkt als overgangselement af van de 2+ ionlading. Zilver vormt altijd een 1+ ion, maar omdat het element dus maar 1 mogelijke ionlading heeft, zorgt dat niet voor extra moeilijkheden bij de naamgeving.

3

Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen

Je weet nu dat we stoffen kunnen indelen in anorganische stoffen (minerale verbindingen) en organische stoffen (koolstofverbindingen). In dit thema zul je ook leren hoe de moleculevorming en naamgeving gebeurt bij anorganische samengestelde stoffen. In thema 02 leer je alles over de organische stoffen.

Verbindingen vertonen analoge chemische eigenschappen door de aanwezigheid van eenzelfde atoom of atoomgroep: de chemische functie of functionele groep. Dat laat toe de verbindingen te ordenen in chemische verbindingsklassen of stofklassen. De anorganische samengestelde stoffen worden onderverdeeld in 4 stofklassen: de oxiden, de hydroxiden, de zuren en de zouten. In de volgende tabel vind je de basisstructuur van elke stofklasse.

StofklasseOxiden

HydroxidenZuren Zouten functionele groep O OH H geen functionele groep algemene formule MO of nMO MOH HZ MZ uitgang naam-oxide -hydroxide-ide -aat -iet -ide -aat -iet

M = metaal, nM = niet-metaal, O = zuurstof, H = waterstof, Z = zuurrest (zie verder bij de zuren) = nM of nMO

Indien je een formule van een samengestelde stof krijgt, dan kun je op basis van de algemene formule uit de bovenstaande tabel de stof in de juiste stofklasse indelen. Het volgende schema kan je helpen om dat efficiënt aan te pakken:

Bestaat de formule uit 2 elementen en eindigt het op 'O'?

Het is een oxide

Begint de formule met een metaal of NH4+ en eindigt het op 'OH'?

Het is een hydroxide

Begint de formule met 'H'?

Het is een zuur

Eindigt de formule op 'O'?

Het is een zout

Eindigt de formule op 'O'?

Het is een binair zuur

Het is een ternair zuur

Het is een binair zout

Het is een ternair zout

01 LABO

Schema 1 indeling van anorganische stoffen op basis van een gegeven formule

Griekse telwoorden: mono (wordt meestal niet geschreven) –di – tri – tetra – penta –hexa – hepta

Wanneer we de naam van verschillende anorganische stoffen bekijken, valt het op dat we ze in 3 groepen kunnen indelen:

Groep 1 Ionverbindingen waarbij het metaal slechts 1 mogelijke ionlading heeft

De naam is zo beknopt mogelijk: de naam van het metaal (in deze voorbeelden respectievelijk natrium en aluminium) + de juiste uitgang afhankelijk van de stofklasse (in deze voorbeelden oxide).

©VANIN

Na2O natriumoxide

Al2O3 aluminiumoxide

Zowel natrium als aluminium hebben slechts 1 mogelijke ionlading in een samengestelde stof. Met behulp van de kennis van de ionladingen en de neutraliteitsregel kun je gemakkelijk zelf de formule opstellen, daarom bevat de naam alleen de essentiële onderdelen.

Groep 2 Ionverbindingen waarbij het metaal meerdere mogelijke ionladingen heeft

Er zijn 2 manieren om de naam weer te geven:

—Voor de systematische naam noteer je het Griekse telwoord voor de index dat bij het eerste element staat. Vervolgens noteer je de naam van het eerste element. Daarna het Griekse telwoord voor de index dat bij het laatste deel van de formule staat en tot slot de juiste uitgang.

—Voor de stocknotatie noteer je de naam van het metaal. Achter dat metaal schrijf je tussen haakjes de waarde van de lading (in Romeinse cijfers) en je eindigt met de juiste uitgang.

FeO ijzermonoxide of ijzer(II)oxide

Fe2O3 diijzertrioxide of ijzer(III)oxide

Van ijzer bestaan er 2 mogelijke oxiden. Om verwarring te vermijden, moet er extra informatie in de naam aanwezig zijn: met de naam 'ijzeroxide' kun je niet weten of je de formule FeO of Fe2O3 moet schrijven.

Groep 3 De atoomverbinding tussen niet-metalen

Twee niet-metalen kunnen onderling verschillende verbindingen vormen. Voor de naam wordt ook hier de systematische naam gebruikt: je noteert het Griekse telwoord voor de index dat bij het eerste element staat. Vervolgens noteer je de naam van het eerste element, dan het Griekse telwoord voor de index dat bij het laatste deel van de formule staat, en tot slot de juiste uitgang.

CO koolstof(mon)oxide

CO2 koolstofdioxide

Ook hier zijn er verschillende oxiden van koolstof mogelijk. Er is een zeer groot verschil tussen die 2 stoffen. Omdat het echt belangrijk is dat er geen twijfel bestaat, wordt het Griekse telwoord 'mono' vaak expliciet geschreven.

Je hebt al het schema gezien waarmee je op basis van een gegeven formule de stof kunt indelen in de juiste stofklasse. Het volgende schema helpt je om op basis van een gegeven naam de stof in te delen in de juiste stofklasse:

Eindigt de naam op 'hydroxide'?

Het is een hydroxide

Eindigt de naam op 'oxide'?

Het is een oxide

Eindigt de naam op 'zuur' of begint de naam met 'waterstof'?

Het is een zuur

Het is een binair zuur Eindigt de naam op -ide? Eindigt de naam NIET op -ide?

Het is een ternair zuur

Het is een zout

Het is een binair zout Eindigt de naam op -ide?

Het is een ternair zout Eindigt de naam NIET op -ide?

De functionele groep is een atoomgroep die bepaalt dat verbindingen analoge chemische eigenschappen vertonen. Op basis van die functionele groep kunnen we anorganische samengestelde stoffen onderverdelen in 4 stofklassen:

ANORGANISCHE STOFKLASSEN

oxiden: MO of nMO

hydroxiden: MOH zuren: HZ zouten: MZ

Naamgeving van anorganische samengestelde stoffen:

—Voor metalen met slechts 1 mogelijke ionlading ga je als volgt te werk om de naam te geven:

• naam van het metaal + juiste uitgang (oxide, hydroxide …) afhankelijk van de stofklasse

—Voor metalen met meerdere mogelijke ionladingen heb je 2 opties om de naam te geven:

• systematische naam: je maakt gebruik van de Griekse voorvoegsels om de indexen weer te geven: Grieks telwoord + naam van het metaal + Grieks telwoord + juiste uitgang

• stocknotatie: je noteert de ionlading van het eerste element tussen haakjes achter de naam van dat element, maar zonder het plusteken: naam van het metaal (ionlading van het element zonder plusteken) + juiste uitgang

—Voor atoombindingen maak je altijd gebruik van de Griekse voorvoegsels om de systematische naam te vormen: Grieks telwoord + naam van het eerste niet-metaal + Grieks telwoord + juiste uitgang

Schema 2 Indeling van anorganische stoffen op basis van een naam

AAN DE SLAG

Zijn de volgende moleculen enkelvoudige (ES) of samengestelde stoffen (SS)?

a K

b K2O

c Cl2

d O3

e A f HNO3

Horen de volgende uitspraken alleen bij anorganische stoffen (A), alleen bij organische stoffen (O) of bij zowel de anorganische als de organische stoffen (A + O)?

a kan het element Ca bevatten

b aardolie behoort tot die groep stoffen

c maakt gebruik van zeer veel verschillende atoomsoorten

d de totale verzameling van moleculen is zeer uitgebreid

Zijn de volgende stoffen organisch of anorganisch?

Behoren de volgende formules tot de oxiden, hydroxiden, zuren of zouten?

a CO

b H2CO3

c KOH

d KCl

e HI

d Al(OH)3

g Na2O

h (NH4)3PO4

Behoren de volgende stoffen tot de oxiden, hydroxiden, zuren of zouten?

a dichloorpentaoxide

b waterstofbromide

c lood(IV)hydroxide

d ammoniumhydroxide

e diijzertrioxide

f koper(I)carbonaat

` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 2

De oxiden

Je hebt misschien al eens gehoord over oxideren en ook vorig jaar maakte je al kennis met het gevarenlogo voor oxiderende stoffen. Wanneer ijzer roest, ontstaat er een oxide. De gevormde stof is een zeer brosse verbinding: het heeft andere eigenschappen dan het oorspronkelijke metaal.

LEERDOELEN

L de algemene formule van een oxide

L de oxiden verder indelen in metaaloxiden en niet-metaaloxiden

L de eigenschappen en toepassingen van oxiden

L de formule van oxiden opstellen

L de naam van oxiden opstellen

L via welke chemische reactie je een oxide kunt vormen

1 Wat is een oxide?

Wanneer een element een binding aangaat met zuurstof, ontstaat er een oxide. Concreet kun je dat doen door een stof te verbranden.

Oxiden zijn binaire verbindingen en zijn dus opgebouwd uit 2 atoomsoorten: een metaal of niet-metaal enerzijds en zuurstof anderzijds, waarbij zuurstof altijd als laatste wordt geschreven. We spreken respectievelijk dan ook over metaaloxiden en niet-metaaloxiden. Aangezien alle oxiden het element zuurstof gemeenschappelijk hebben, is zuurstof de functionele groep

De oxiden kunnen nog verder worden ingedeeld: metaaloxiden MO niet-metaaloxiden nMO

De metaaloxiden zijn ionverbindingen aangezien ze opgebouwd zijn uit een metaal en een niet-metaal terwijl de niet-metaaloxiden atoombindingen zijn, want ze zijn opgebouwd uit 2 niet-metalen.

Bij de kruisregel plaats

je de lading van het eerste element als index bij het tweede element en omgekeerd.

2 De metaaloxiden

Zoals we in hoofdstuk 1 al hebben vermeld, moeten we bij de ionverbindingen, wat metaaloxiden zijn, een onderscheid maken tussen:

—metalen met slechts 1 mogelijke ionlading; —metalen met meerdere mogelijke ionladingen.

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijke ionlading

Die metalen kunnen slechts 1 oxide vormen. Van zodra je weet over welk metaal het gaat, kun je gemakkelijk zelf door middel van de neutraliteitsregel of kruisregel de formule vormen. Het is dus niet nodig om het aantal ionen van elke soort in de naam te vermelden. De naam bevat alleen de naam van het metaalion met als uitgang ‘oxide’

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET 1 LADING

1 De naam en formule van het oxide van natrium (Na)

—natrium: 1+ want in groep Ia

—zuurstof: 2- want in groep VIa

Omwille van de neutraliteitsregel heb je 2 natriumionen nodig en 1 oxide-ion:

1+ O 2- 1+ Na

Of je gebruikt de kruisregel:

—Natrium staat in groep Ia en heeft dus een ionlading van 1+.

—Zuurstof staat in groep VIa en heeft een ionlading van 2-.

—Je noteert de waarde van de ionlading van natrium bij zuurstof en omgekeerd.

Na O 1+ 2-

Hierdoor bekom je: Na2O1 → Na2O

De waarde 1 mag je weglaten. Als je nog kunt vereenvoudigen, dan doe je dat ook.

De formule-eenheid is dus Na2O en de naam natriumoxide.

2 De formule van aluminiumoxide

Uit de naam halen we al dat de formule Al en O bevat. Aluminium heeft slechts één mogelijke ionlading, daarom moeten we de neutraliteitsregel of kruisregel toepassen om de formule te vormen.

—aluminium: 3+ want groep IIIa

—zuurstof: 2- want groep VIa

Al O 3+ 2-

Hierdoor bekom je als formule-eenheid voor aluminiumoxide: Al2O3

Je ziet dus dat je moet opletten wanneer de naam gegeven is voor metalen met slechts één mogelijke ionlading. Uit de naam aluminiumoxide kun je namelijk niet gemakkelijk de formule Al2O3 afleiden.

2.2 Metalen met meerdere mogelijke ionladingen

Hier zijn er meerdere oxiden mogelijk. Het is dus belangrijk dat er in de naam extra informatie wordt gegeven om te weten over welk oxide het juist gaat. Elke stof moet namelijk een unieke naam krijgen en bij elke naam hoort er slechts 1 stof:

—Ofwel wordt er gebruik gemaakt van de stocknotatie waarbij de ionlading van het metaal tussen haakjes achter de naam van het metaal wordt genoteerd met een Romeins cijfer.

Dus: metaal + (ionlading) + oxide

—Ofwel wordt de systematische naam gebruikt: hierbij wordt het aantal ionen van elke soort weergegeven met behulp van Griekse telwoorden.

Dus: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + oxide

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET MEERDERE IONLADINGEN

1 De formule van alle mogelijke oxiden van ijzer (Fe)

KruisregelFormule-eenheidStocknotatie Systematische naam

2+ Fe O

2+ 2FeO

Hier kun je Fe2O2 vereenvoudigen tot FeO.

3+ Fe O

3+ 2Fe2O3

©VANIN

ijzer(II)oxideijzermonoxide

ijzer(III)oxidediijzertrioxide

2 De formule en systematische naam van lood(2+)oxide

Bij dit voorbeeld is de stocknotatie gegeven. Het getal tussen haakjes geeft de positieve ionlading van lood. Zodra je dat weet, kun je gemakkelijk met de kruisregel de formule vormen:

Pb O

2+ 2-

De formule-eenheid wordt (na vereenvoudigen) PbO. De systematische naam is lood(mon)oxide.

3 De stocknotatie van dikoperoxide

Voor de stocknotatie hebben we de ionlading van koper nodig. Om dat te bepalen, noteer je eerst de formule: Cu2O

Berekening van de ionlading van koper:

2 · ionlading(Cu) + 1 · ionlading(O) = 0

2 · x + 1 · (2-) = 0

x = 1+

Daarom is de stocknotatie koper(I)oxide.

3 De niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn atoombindingen die in veel verschillende verhoudingen kunnen binden.

Je zult dus altijd een systematische naam krijgen met Griekse telwoorden die aangeven hoeveel keer je elk atoom moet nemen:

Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord + oxide

VOORBEELD NAAM EN FORMULE VAN NIET - METAALOXIDEN

1 De naam en formule van alle oxiden van chloor (Cl)

©VANIN

BrutoformuleSystematische naam

Cl2O dichlooroxide

Cl2O3 dichloortrioxide

Cl2O5 dichloor-pentaoxide

Cl2O7 dichloor-heptaoxide

De ionlading -I van chloor nemen we niet op. Aangezien zuurstof een negatieve ionlading heeft, kan dat in een binaire verbinding nooit gecombineerd worden met een ander negatieve ionlading. De som van die ionladingen kan dan nooit nul worden.

2 De naam en formule van alle oxiden van zwavel (S)

BrutoformuleSystematische naam

SO2 zwaveldioxide

SO3 zwaveltrioxide

—Oxiden zijn binaire verbindingen: ze zijn opgebouwd uit een metaal of een niet-metaal en zuurstof. Er bestaan 2 soorten oxiden:

• metaaloxiden: MO

• niet-metaaloxiden: nMO

—De functionele groep is zuurstof.

—Metaaloxiden:

→ metalen met slechts 1 mogelijke ionlading:

• formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

• naam: metaal + oxide

→ metalen met meerdere mogelijke ionladingen:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over de ionlading gegeven worden

• systematische naam = Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + oxide

• stocknotatie = metaal + (ionlading) + oxide

—Niet-metaaloxiden:

• formule: meerdere mogelijkheden, uit de systematische naam weet je over welk niet-metaaloxide het gaat.

• systematische naam: Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord + oxide

4 Gebruik en toepassingen van oxiden

Je staat er waarschijnlijk niet altijd bij stil, maar je wordt omringd door oxiden. Ontdek de belangrijkste toepassingen van oxiden via de ontdekplaat.

Eén van de meest gekende oxiden is ongetwijfeld koolstofdioxide of koolzuurgas CO2. Het is een zeer belangrijk broeikasgas, dat ontstaat bij de volledige verbranding van fossiele brandstoffen. Verder wordt het ook gebruikt in drank met prik. Je hebt thuis misschien een toestel om zelf spuitwater of limonade te maken. Dat is gevuld met koolstofdioxide onder hoge druk.

Maar dat gas zit ook in sommige brandblusapparaten. Aangezien koolstofdioxide een hogere dichtheid heeft dan lucht, stijgt het gas niet en zorgt het ervoor dat er geen zuurstofgas meer aan het vuur kan waardoor het vuur dooft.

Wanneer koolstofdioxide zodanig wordt afgekoeld dat het vast wordt, wordt het droogijs genoemd. Dat wordt vooral als koelmiddel gebruikt, maar ook als ‘showeffect’ bij optredens, bepaalde cocktails … Pas toch op met die stof. Zoals gezegd: koolstofdioxide heeft een hogere dichtheid dan lucht, dus bij heel grote hoeveelheden kun je sterven door zuurstofgebrek.

Wanneer fossiele brandstoffen verbrand worden in zuurstofarme omstandigheden, bijvoorbeeld wanneer een schoorsteen onvoldoende lucht en dus ook zuurstofgas doorlaat, ontstaat het zeer giftige koolstofmonoxide CO. Aangezien dat een kleurloos en geurloos gas is, wordt het vaak de stille sluipdoder genoemd. Spijtig genoeg sterven er in België nog jaarlijks veel mensen aan een COvergiftiging.

Een ander gasvormig oxide dat je misschien kent, is distikstofoxide N2O of lachgas. Die stof wordt onder andere gebruikt in slagroompatronen en om het vermogen van een motor op te drijven (denk maar aan de filmreeks ‘Fast and Furious’).

ontdekplaat: anorganische stofklassen

©VANIN

Afb. 7 Koolstofdioxide ontstaat bij heel wat verbrandingsprocessen.

Afb. 8 Koolstofdioxide als droogijs

Afb. 9 Een schoorsteen moet geregeld worden gereinigd.

Afb. 10 Slagroomspuit Afb. 11 Nitrofles om het vermogen van wagens op te drijven

Afb. 12 Snelle auto’s in Fast and Furious

Vroeger werd lachgas als verdovingsmiddel gebruikt, maar de laatste jaren wordt het vooral misbruikt: het wordt nu als drug gebruikt en is zeer gevaarlijk. Daarom is de verkoop van lachgas sinds 5 maart 2021 verboden aan minderjarigen. Bekijk de ‘Rij ballonvrij’-campagne in Nederland over de gevaren van lachgas.

Wanneer je kijkt naar de ingrediëntenlijst van voedingsstoffen, dan zie je vaak E-nummers staan. Zo verwijst E220 naar zwaveldioxide SO2. Het wordt toegevoegd aan bijvoorbeeld rozijnen of gedroogde abrikozen.

Gedroogde abrikozen

Ingrediënten: Abrikozen, antioxidant: zwaveldioxide (E220)

Gemiddelde voedingswaarde

Per 100 g1 Portie (30 g)% GDA* (30 g)

Energie

Eiwitten 2,7 g 0,8 g 2 %

Koolhydraten waarvan suikers 61,1 g 18,3 g 7 % 36,5 g 11,0 g12 % Vet 0,3 g 0,1 g <1 % waarvan verzadigd vet 0,1 g 0,03 g <1 %

Voedingsvezels 7,5 g 2,3 g 9 % Natrium <0,01 g<0,01 g <1 %

Een vast metaaloxide dat spijtig genoeg heel gemakkelijk wordt gevormd, is diijzertrioxide of roest Fe2O3. Van zodra er lucht en water aan een niet-beschermd ijzeren voorwerp kunnen, begint het ijzer te roesten. Het metaal verliest zijn eigenschappen zoals sterkte en plooibaarheid en de stof wordt zeer bros en verpulvert gemakkelijk.

Calciumoxide of ongebluste kalk wordt vaak gebruikt als droogmiddel of zuiveringsmiddel, omdat het graag water en/of koolstofdioxide opneemt. Beton zal sneller uitharden als je calciumoxide toevoegt.

Afb. 13 Zwaveldioxide in gedroogde abrikozen

Afb. 14 Roest is een vast metaaloxide.

Afb. 15 Beton met calciumoxide hardt sneller uit.

In de stad Mainz in het westen van Duitsland hebben archeologen na jaren onderzoek het deksel gelicht van een 1 000 jaar oude sarcofaag. In de grafkist vonden ze de bijna volledig vergane resten van een persoon aan, mogelijk een geestelijke uit de 11de eeuw. De wetenschappers vermoedden dat de overledene allicht met ongebluste kalk werd bedekt om het ontbindingsproces te versnellen.

Bron: hln.be, 08/06/2019

Formule

CO2 koolstofdioxide koolzuurgas —brandblusapparaat —drank met prik

N2O distikstofoxide lachgas anesthesie

Fe2O3 diijzertrioxide ijzer(III)oxide roest roesten van ijzer SO2 zwaveldioxide bewaarmiddel

CO koolstofmonoxide —ontstaat bij slechte verbranding —is zeer giftig

CaO calciumoxide ongebluste kalk

5 Reactiepatronen

5.1 Vorming metaaloxiden

DEMO

Verbranding van magnesium

Onderzoeksvraag

Welke stof ontstaat er bij de verbranding van een metaal?

Werkwijze

Je leerkracht neemt een stukje magnesiumlint vast met een tang en steekt het in brand. Vervolgens wordt er een beetje er water met universeel-indicatoroplossing toegevoegd.

Waarnemingen

Het magnesiumlint brandt met een fel wit licht en er ontstaat een witte vaste stof: magnesiumoxide. Wanneer je er water met universeel-indicatoroplossing aan toevoegt, verandert de kleur. Hier komen we in hoofdstuk 3 op terug.

Besluit

Wanneer je een metaal verbrandt, ontstaat er een metaaloxide.

Het reactiepatroon geeft algemeen weer wat voor soort stoffen of stofklassen reageren en welke stoffen of stofklassen worden gevormd. Het bevat geen concrete stoffen op zuurstofgas, water … na. De coëfficiënten moeten dus niet worden aangepast.

—reactiepatroon: metaal + zuurstofgas → metaaloxide M + O2 → MO

De reactievergelijking bevat wel concrete stoffen en volgt het reactiepatroon. Hierbij moeten natuurlijk de coëfficiënten in orde worden gebracht:

—reactievergelijking: 2 Mg + O2 → 2 MgO

5.2 Vorming niet-metaaloxiden

DEMO

Verbranding van zwavel

Onderzoeksvraag

Welke stof ontstaat er bij de verbranding van een niet-metaal?

Werkwijze

Je leerkracht neemt een oude glazen pot met plastic deksel en steekt een verbrandingslepel door het deksel, door de achterzijde van de verbrandingslepel even te verwarmen. Vervolgens wordt een bodempje water met universeel-indicatoroplossing toegevoegd aan de glazen pot. Je leerkracht vult de verbrandingslepel met zwavel, steekt de zwavel aan en brengt de brandende zwavel boven het vloeistofoppervlak. De pot wordt gesloten.

Waarnemingen

Er ontstaan dikke, witte dampen: zwaveldioxide. Wanneer je met de pot schudt zodat de dampen in het water oplossen, verandert de universeel-indicatoroplossing van kleur. Hier komen we in hoofdstuk 4 op terug.

Besluit

Wanneer je een niet-metaal verbrandt, ontstaat er een niet-metaaloxide.

—reactiepatroon: niet-metaal + zuurstofgas → niet-metaaloxide nM + O2 → nMO

reactievergelijking: S8 + 8 O2 → 8 SO2

©VANIN

Het reactiepatroon geeft algemeen weer wat voor soort stoffen of stofklassen reageren en welke stoffen of stofklassen worden gevormd.

reactiepatroon vorming metaaloxiden: metalen + zuurstofgas → metaaloxiden M + O2 → MO

reactiepatroon vorming niet-metaaloxiden: niet-metalen + zuurstofgas → niet-metaaloxiden nM + O2 → nMO

AAN DE SLAG

Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO), niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een andere stofklasse (/)?

a Ca(OH)2

b ZnO

c P2O3 d H2O e HClO f NaNO3

Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO), niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een andere stofklasse (/)?

a aluminiumhydroxide

b dibroomtrioxide

c waterstofcarbonaat

d siliciumdioxide

e waterstofsulfide

Vorm de formule van het oxide van de volgende elementen. Als een bepaald element meerdere mogelijke ionladingen heeft, schrijf je alle opties.

a aluminium b cadmium

c zilver

d ijzer

Noteer de juiste naam naast de formules van de vorige oefening.

Van de volgende stoffen is ofwel de systematische naam, de stocknotatie of de formule gegeven. Schrijf telkens de andere naam/namen en/of formule.

Indien er van een bepaalde stof geen stocknotatie bestaat, leg je uit waarom niet.

a kaliumoxide

b lood(IV)oxide

c koolstofmonoxide

d kopermonoxide

e Br2O3

Schrijf de juiste formule van alle oxiden die bij de ingrediënten hieronder vermeld worden.

Magnesiumoxide; Vulstof:

Hydroxypropylmethylcellulose (E464); Bevochtigingsmiddel:

Sorbitol; Antiklontermiddel: Magnesiumstearaat (E470b); Kleurstof: E171; Verdikkingsmiddel: Siliciumdioxide. 1 capsule bevat 450 mg MAGNESIUM ELEMENT (120% Referentie inname).

Behoren de volgende stoffen tot de metaaloxiden (MO) of de niet-metaaloxiden (nMO)?

a lachgas

b roest

c ongebluste kalk

d koolzuurgas

Schrijf het reactiepatroon voor de vorming van:

a een niet-metaaloxide

b een metaaloxide

Hoort bij de volgende reacties reactiepatroon a of b (uit de vorige oefening)?

a P4 + 5 O2 → 2 P2O5

b 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

c 2 C + O2 → 2 CO

d de reactie beschreven in de volgende tekst: Alkalimetalen zijn zo zacht dat je ze met een mes kunt snijden. Natrium reageert zo snel met zuurstofgas in de lucht dat het oppervlak al na enkele minuten dof wordt.

Natrium: een zacht alkalimetaal

HOOFDSTUK 3

De hydroxiden

©VANIN

In dit hoofdstuk gaan we dieper in op de hydroxiden. In hoofdstuk 1 heb je al kennisgemaakt met die stofklasse.

LEERDOELEN

L de algemene formule van een hydroxide

L de eigenschappen en toepassingen van hydroxiden

L de formule van hydroxiden opstellen

L de naam van hydroxiden opstellen

L via welke chemische reactie je een hydroxide kunt vormen

1 Wat is een hydroxide?

Een hydroxide is een verbinding van een metaal met 1 of meerdere hydroxidegroepen (OH--groepen). Het zijn dus allemaal ionverbindingen. De functionele groep is het hydroxide-ion: OH-. De lading van het hydroxide-ion is -I, aangezien zuurstof een lading van -II heeft en waterstof een lading van +I. De algemene formule van een hydroxide is dus MOH. Er komt nooit een andere index dan 1 voor bij het metaal.

In de plaats van een metaalion kan ook het ammoniumion (NH4+) gebonden worden.

Ook al zijn hydroxiden ionverbindingen, toch is er ook een atoombinding aanwezig. De binding tussen het metaal en zuurstof is een binding tussen een metaal en een niet-metaal, en bijgevolg een ionbinding. Maar zuurstof is ook gebonden met waterstof. Dat zijn 2 niet-metalen en die vormen dus samen een atoombinding. Zuurstof en waterstof vormen samen een apart gecombineerd ion: het hydroxide- ion OH-.

2 Formule- en naamvorming

De formule- en naamvorming verloopt analoog aan die van de metaaloxiden.

Voor hydroxiden met het ammoniumion of met een metaalion dat slechts 1 mogelijke ionlading heeft, lees je de lading af uit het PSE en vorm je de formule door de kruisregel toe te passen. De naamgeving is: metaal (of ammonium) + hydroxide

WEETJE

VOORBEELD HYDROXIDE MAGNESIUM EN AMMONIUMION

—Mg: ionlading = 2+ want staat in groep IIa

—OH: ionlading = 1-

—neutraliteitsregel: je hebt 1 keer het magnesiumion nodig en 2 keer het hydroxide-ion.

—kruisregel:

De formule-eenheid is dus Mg(OH)2 en de naam is magnesiumhydroxide.

Aangezien magnesium maar 1 mogelijke ionlading heeft, moet er in de naam niet aangegeven worden dat er 2 hydroxide-ionen aanwezig zijn en is er geen stocknotatie nodig.

Ook het ammoniumion heeft altijd dezelfde ionlading, namelijk +I.

De formule is dan NH4OH en de naam is ammoniumhydroxide.

VOORBEELD HYDROXIDEN VAN METALEN MET MEERDERE LADINGEN

Aangezien er meerdere mogelijke ionladingen zijn, kun je voor eenzelfde metaal meerdere mogelijke hydroxiden vormen. Bij de systematische naam moeten dan ook de Griekse telwoorden worden vermeld en is er ook een stocknotatie nodig.

1 De formule en namen van alle mogelijke oxiden van koper (Cu) 1+ 2+

Kruisregel Cu OH 1+ 1Cu OH 2+ 1Formule-eenheid CuOH Cu(OH)2

Systematische naam koperhydroxide koperdihydroxide

Stocknotatie koper(I)hydroxide koper(II)hydroxide

2 Stocknotatie van loodtetrahydroxide

Ook hier moet je de ionlading van lood vinden. Dat doe je door eerst de formule te noteren en vervolgens via de neutraliteitsregel de lading van lood te bepalen.

—formule: Pb(OH)4

—neutraliteitsregel: ionlading(Pb) + 4 ∙ ionlading(OH) = 0

x + 4 ∙ (1-) = 0

x = 4+

De stocknotatie is lood(IV)hydroxide.

—Hydroxiden zijn ionverbindingen tussen een metaalion en het hydroxide-ion.

—Het hydroxide-ion is de functionele groep en heeft een ionlading van -I: OH-

—NH4+ = ammoniumion

—Indien het metaal slechts 1 mogelijke ionlading heeft:

• formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

• naam: metaal (of ammonium) + hydroxide

—Wanneer het metaal meerdere mogelijke ionladingen heeft:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over de ionlading gegeven worden

• systematische naam: metaal + Grieks telwoord + hydroxide

• stocknotatie: metaal + (ionlading) + hydroxide

3 Gebruik en toepassingen van hydroxiden

In het dagelijks leven worden veel hydroxiden gebruikt bij het poetsen. Zo is natriumhydroxide of bijtende soda NaOH een zeer sterke ontstopper. Een oplossing van natriumhydroxide lost haren en zeepresten op. Doe bijvoorbeeld een aantal haren in een bekerglas. Voeg er een beetje vloeibare ontstopper aan toe. Laat de oplossing even staan. De haren lossen langzaamaan op: ze worden eerst dunner, worden dan afgebroken in kortere stukjes en lossen uiteindelijk op. Wanneer je die stof gebruikt, moet je extra voorzichtig zijn. Het is namelijk een zeer corrosieve stof en ze kan dus brandwonden veroorzaken.

Een speciaal geval is ammoniak NH3. Wanneer NH3 gas oplost in water, ontstaat er ammoniumhydroxide NH4OH. In thema 04 gaan we dieper in op dat oplosproces. Die oplossing wordt vooral gebruikt voor haar ontvettende eigenschappen om bijvoorbeeld ramen te poetsen. Als je de stof eenmaal geroken hebt, zul je ze nooit meer vergeten. De stof staat bekend voor zijn zeer indringende geur. Maar let op, het kan je slijmvliezen irriteren. Dezelfde doordringende geur kun je in stallen ruiken. Ammoniak komt namelijk ook in mest voor.

Tijdens de labo’s zul je geregeld gebruikmaken van calciumhydroxide, gebluste kalk of kalkwater Ca(OH)2. Die oplossing kan gebruikt worden om koolstofdioxide aan te tonen.

WEETJE

Let op: het water dat thuis uit de kraan loopt, is kalkrijk water maar het is geen kalkwater!

ontdekplaat: anorganische stofklassen

©VANIN

Corrosief is afgeleid van het Latijnse werkwoord corrodere, dat bijten betekent.

Afb. 16 In ontstopper zit natriumhydroxide.

Afb. 17 Ammoniak werkt ontvettend.

Kalkwater

Onderzoeksvraag

Wat gebeurt er wanneer je aan kalkwater koolstofdioxide toevoegt?

Werkwijze

Je leerkracht maakt een oplossing van kalkwater door calciumoxide in water op te lossen. De leerkracht schenkt ongeveer 2 mL van die oplossing in een proefbuis en blaast voorzichtig met een rietje in de oplossing.

kalkwater

Waarnemingen

Er ontstaat een troebele oplossing.

Besluit

Wanneer je kalkwater met koolstofdioxide mengt, ontstaat er een troebele oplossing. Je kunt kalkwater gebruiken om koolstofdioxide aan te tonen.

Formule Systematische naamTriviale naam Toepassing/eigenschap

Ca(OH)2 calciumhydroxide gebluste kalk indicator voor koolstofdioxide

NaOH natriumhydroxide bijtende soda ontstopper NH4OH ammoniumhydroxide / ontvetter

4 Reactiepatroon

Bij het experiment met kalkwater hebben we zelf kalkwater gemaakt door calciumoxide in water op te lossen:

—reactiepatroon: metaaloxide + water → hydroxide MO + H2O → MOH

reactievergelijking: CaO + H2O → Ca(OH)2

DEMO

Magnesiumoxide

Onderzoeksvraag

Welke stof ontstaat er wanneer je een metaaloxide in water oplost?

Werkwijze

Je leerkracht doet het gevormde magnesiumoxide van de proef bij de oxiden in een bekerglas met een beetje water en een paar druppels universeel-indicatoroplossing.

Waarnemingen

Er ontstaat een oplossing met een groen-blauwe kleur.

Besluit

Bij de reactie van een metaaloxide met water ontstaat een oplossing met een pH > 7 of een base (zie hoofdstuk 5).

—reactiepatroon: metaaloxide (MO) + water (H2O) → hydroxide (MOH)

—reactievergelijking: 2 MgO + H2O → Mg(OH)2

Doordat er bij de reactie van een metaaloxide met water een hydroxide gevormd wordt, noemt men de metaaloxiden ook wel basevormende oxiden (zie ook hoofdstuk 5).

Reactiepatroon voor de vorming van hydroxiden: metaaloxide + water → hydroxide MO + H2O → MOH

Metaaloxiden zijn basevormende oxiden.

AAN DE SLAG

Vorm de formule van de hydroxiden van Mn.

Van de volgende stoffen is ofwel de systematische naam, de stocknotatie of de formule gegeven.

Noteer telkens de andere naam/namen en/of formule. Als er van een bepaalde stof geen stocknotatie bestaat, leg je uit waarom niet.

a ijzer(III)hydroxide

b CuOH

c KOH

d aluminiumhydroxide

e ammoniumhydroxide

Wat is de systematische naam van de volgende triviale namen?

a gebluste kalk

b bijtende soda

Waarom noemen ze metaaloxiden ook wel basevormende oxiden?

Welke van de volgende stoffen zijn basevormende oxiden?

a SO2

b NaOH

c K2O

d CO2

Welke van de volgende stoffen zijn basevormende oxiden?

a koolstofdioxide

b zwaveltrioxide

c natriumoxide

d natriumhydroxide

Verklaar waarom Ca(OH)2 ook wel gebluste kalk genoemd wordt.

Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 4

De zuren

Je hebt misschien al wel eens iets zuurs gegeten: een schijfje citroen of een zuur snoepje. Tijdens de lessen chemie mag je natuurlijk niet proeven, daarom hebben we tijdens het practicum andere manieren geleerd om te bepalen of een stof tot de zuren behoort of niet. In dit hoofdstuk gaan we verder in op die stofklasse.

LEERDOELEN

L de algemene formule van een zuur

L de zuren verder indelen in binaire en ternaire zuren

L de eigenschappen en toepassingen van zuren

L de formule van binaire en ternaire zuren

L de naam van binaire en ternaire zuren

L via welke chemische reactie je een binair en ternair zuur kunt vormen

1 Wat is een zuur?

Een zuur is opgebouwd uit een waterstofatoom en een zuurrest. Het waterstofatoom is de functionele groep. De zuurrest kan een niet-metaal zijn of een niet-metaal en 1 of meerdere zuurstofatomen. De algemene formule van een zuur is HZ

Aangezien alle zuren een vaste formule hebben, moet de index bij het waterstofatoom nooit vermeld worden in de naam. Afhankelijk van de samenstelling van de zuurrest, kunnen de zuren in 2 groepen ingedeeld worden:

1 Zuren waarbij de zuurrest alleen uit een niet-metaal bestaat, zijn de binaire zuren (ze bestaan uit 2 atoomsoorten). De algemene formule van een binair zuur is HnM.

2 Dat in tegenstelling tot de ternaire zuren, waarbij de zuurrest naast een niet-metaal ook nog zuurstof bevat. De algemene formule voor een ternair zuur is HnMO.

Zowel de binaire als de ternaire zuren zijn alleen opgebouwd uit niet-metalen. Het zijn dus allemaal atoombindingen. Aangezien de zuurrest heel belangrijk is voor zouten, zal er in het deel van de zuren al extra aandacht gespendeerd worden aan de zuurresten.

2 Binaire zuren

Een binair zuur is opgebouwd uit 2 atoomsoorten: het waterstofatoom en een niet-metaal. HZ of HnM is de algemene formule voor een binair zuur.

Alle niet-metalen bezitten hun laagst mogelijke lading in de binaire zuren. Op die manier kun je zeer gemakkelijk de formule van de binaire zuren afleiden.

©VANIN

VOORBEELD FORMULE WATERSTOFSULFIDE

waterstof: ionlading = 1+

zwavel: ionlading = 2- lading voor zwavel is 2-

Door de neutraliteitsregel vind je dan de formule H2S.

De naam van de binaire zuren is als volgt: waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ‘-ide’. Omdat de formule voor de zuren vastligt, wordt er nooit met Griekse telwoorden gewerkt.

De zuurrest is heel belangrijk voor de vorming van zouten. Je bekomt die door de waterstofionen (H+) uit de formule van het zuur te verwijderen. Per waterstofion dat je uit de formule haalt, krijgt de zuurrest een lading van -1. Voorbeeld:

HCl -1 H+ → ClH2S -2 H+ → S2-

De naam voor de zuurrest is volledig analoog aan de naam van het zuur zelf, alleen worden de waterstoffen niet meer vermeld, omdat die eraf gehaald zijn. De naam van de zuurrest wordt gevormd door de verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ‘-ide’.

De extra uitgang ‘-ion’ wijst erop dat het over een geladen deeltje gaat en dat het geen volledige verbinding is: er is nog een positief deel nodig om de formule compleet te maken.

Het is belangrijk om de zuurrest te kennen:

Brutoformule Systematische naamZuurrest Naam zuurrest

HF waterstoffluorideF- fluoride-ion

HCl waterstofchloride Cl- chloride-ion

HBr waterstofbromideBr- bromide-ion

HI waterstofjodideI- jodide-ion

H2S waterstofsulfideS2- sulfide-ion

Tabel 2 Binaire zuren en zuurresten

Van één binair zuur moet je ook de triviale naam kennen. De triviale naam van waterstofchloride is zoutzuur.

3 Ternaire zuren

De naam zegt het zelf: de ternaire zuren zijn opgebouwd uit 3 atoomsoorten. Naast waterstof en een niet-metaal is er ook altijd minstens 1 zuurstofatoom aanwezig: HnMO is de algemene formule voor een ternair zuur. Ook hier is de functionele groep het waterstofatoom.

De ternaire zuren kun je indelen in de stamzuren, die het vaakst voorkomen, en de afgeleide zuren

Het aantal waterstof- en zuurstofatomen in de formule kun je niet afleiden uit het PSE of uit de naam. Je moet de formule van de zuren dus zeer goed uit het hoofd leren!

De naam voor de stamzuren is analoog aan die van de binaire zuren, alleen is de uitgang niet -ide, maar -aat: waterstof + verkorte Latijnse naam + ‘-aat’. De meeste ternaire zuren hebben ook een triviale naam.

De zuurrest vorm je analoog aan die van de binaire zuren. Je haalt een of meer waterstofionen uit de formule. Per waterstofion krijgt de zuurrest een lading van -1. In de naam laat je ‘waterstof’ weg, maar voeg je ‘ion’ toe om aan te geven dat het een geladen deeltje is.

Ook hier is het heel belangrijk om de zuurrest te kennen: die hebben we nog nodig om de zouten te vormen:

Brutoformule Systematische naamTriviale naamZuurrest Naam zuurrest

H2CO3 waterstofcarbonaat koolzuur CO32- carbonaation

HNO3 waterstofnitraat salpeterzuur NO3- nitraation

H3PO4 waterstoffosfaat fosforzuur PO43- fosfaation

H2SO4 waterstofsulfaat zwavelzuur SO42- sulfaation

HClO3 waterstofchloraat chloorzuur ClO3- chloraation

HBrO3 waterstofbromaat broomzuur BrO3- bromaation

HIO3 waterstofjodaat joodzuur IO3- jodaation

Tabel 3 Ternaire zuren en zuurresten

Van verschillende ternaire zuren bestaan er afgeleide zuren omdat ze meer of minder zuurstofatomen in de formule hebben in vergelijking met het stamzuur. De formule hiervan ziet er hetzelfde uit als die van de stamzuren, alleen verschilt het aantal zuurstofatomen. Als je de stamzuren goed kent, kun je de naam en de formule van alle andere afgeleide zuren opstellen:

Brutoformule Systematische naamTriviale naamZuurrest Naam zuurrest

HClO4 waterstofperchloraat perchloorzuur ClO4- perchloraation

HClO3 waterstofchloraat chloorzuur

HClO2 waterstofchloriet chlorigzuur

HClO waterstofhypochloriethypochlorigzuur

Tabel 4 Afgeleide namen van het standaardzuur

©VANIN

ClO3- chloraation

ClO2- chlorietion

ClO- hypochlorietion

Wanneer het afgeleide zuur 1 zuurstofatoom meer bevat dan het stamzuur, dan wordt er ‘per’ toegevoegd aan de naam. Denk maar aan iemand die hyper is: de persoon heeft te veel energie en dus te veel zuurstofatomen.

Wanneer het afgeleide zuur 1 zuurstofatoom minder bevat dan het stamzuur, dan wordt de stamuitgang ‘-aat’ vervangen door ‘-iet’ (of ‘-ig’ in de triviale naam).

Wanneer het afgeleide zuur nog een zuurstofatoom minder bevat, dan wordt er ‘hypo’…’iet’ toegevoegd aan de naam.

In de lewisstructuur wordt rond het symbool van het element de valentie-elektronen weergegeven.

Het totale overzicht van ternaire zuren ziet er dan als volgt uit:

Brutoformule Systematische naamTriviale naamZuurrest Naam zuurrest

H2CO3 waterstofcarbonaatkoolzuur CO32- carbonaation

HNO3 waterstofnitraatsalpeterzuur NO3- nitraation

HNO2 waterstofnitrietsalpeterigzuurNO2- nitrietion

H3PO4 waterstoffosfaatfosforzuur PO43- fosfaation

H3PO3 waterstoffosfietfosforigzuur PO33- fosfietion

H3PO2 waterstofhypofosfiethypofosforigzuurPO23- hypofosfietion

H2SO4 waterstofsulfaatzwavelzuur SO42- sulfaation

H2SO3 waterstofsulfietzwaveligzuur SO32- sulfietion

HClO4 waterstofperchloraatperchloorzuur ClO4- perchloraation

HClO3 waterstofchloraatchloorzuur ClO3- chloraation

HClO2 waterstofchlorietchlorigzuur ClO2- chlorietion

HClO waterstofhypochloriethypochlorigzuur ClO- hypochlorietion

De afgeleide zuren van HBrO3 en HIO3 zijn volledig analoog aan die van HClO3.

Je hebt vorig jaar geleerd om lewisstructuren te tekenen. Hoe ziet de lewisstructuur van ternaire zuren eruit?

Om de structuurformule van ternaire zuren te tekenen, moeten we er rekening mee houden dat elk atoom in de molecule een edelgasconfiguratie bezit. Bij de ternaire zuren staat het kenmerkende niet-metaal altijd centraal. De zuurstofatomen zijn gebonden aan het kenmerkende niet-metaal en de waterstofatomen zijn gebonden aan een zuurstofatoom.

Je komt tot een goed resultaat door deze stappen te volgen:

1 Je schrijft telkens het centraal niet-metaal en daarrond het aantal zuurstofatomen uit in de formule. De waterstofatomen schrijf je vervolgens altijd bij een zuurstofatoom.

2 Je tekent het aantal elektronen bij elk element.

3 Je vormt vrije elektronenparen en atoombindingen zodat elk atoom de edelgasconfiguratie bekomt (8 elektronen dus, 2 in het geval van waterstof).

VOORBEELD H2CO3

Koolzuur (H2CO3)

1 Het koolstofatoom wordt omgeven door 3 zuurstofatomen. 2 waterstofatomen worden getekend bij respectievelijk 2 verschillende zuurstofatomen.

2 Het koolstofatoom heeft 4 ongepaarde elektronen, het zuurstofatoom 2 en het waterstofatoom 1.

Tabel 5 Ternaire zuren en zuurresten

3 Koolstof moet dus 4 covalente bindingen aangaan, zuurstof 2 en waterstof 1. Aangezien bij koolzuur 2 zuurstofatomen gebonden zijn met koolstof én waterstof, blijven op het resterende O-atoom en op C 2 vrije elektronen over. Die worden gebruikt om een dubbele binding te vormen. Elk atoom heeft nu de edelgasconfiguratie.

VOORBEELD HNO2

Salpeterigzuur (HNO2)

1 Stikstof wordt omgeven door 2 zuurstofatomen, 1 waterstofatoom tekenen we naast een zuurstofatoom.

2 Het stikstofatoom heeft 3 ongepaarde elektronen, het zuurstofatoom 2 en het waterstofatoom 1.

3 N moet dus 3 covalente bindingen aangaan, zuurstof 2 en waterstof 1. Aangezien bij salpeterigzuur 2 zuurstofatomen gebonden zijn met koolstof én waterstof, blijven op het resterende O-atoom en op N 2 vrije elektronen over. Die worden gebruikt om een dubbele binding te vormen. Elk atoom heeft nu de edelgasconfiguratie.

VOORBEELD H2SO4: DATIEVE (OF DONOR-ACCEPTOR) BINDING

Opgelet! Wanneer je nu de lewisvoorstelling van zwavelzuur (H2SO4) of fosforzuur (H3PO4) tekent door elektronenparen te vormen en atoombindingen, merk je dat er een probleem is om 4 zuurstofatomen aan het zwavelatoom (respectievelijk fosforatoom) en een waterstofatoom te binden.

H2SO4 : datieve binding

1 Zwavel wordt omgeven door 4 zuurstofatomen, 2 waterstofatomen tekenen we naast een zuurstofatoom.

2 Het zwavelatoom en de zuurstofatomen hebben 2 ongepaarde elektronen en het waterstofatoom 1.

3 Nadat de waterstofatomen met zuurstof binden, en die zuurstofatomen aan het centrale zwavelatoom worden gebonden, zijn er bij de resterende 2 zuurstofatomen telkens 2 ongepaarde elektronen aanwezig om een binding mee te vormen, maar het zwavelatoom heeft al de octetstructuur en heeft enkel nog elektronenparen ter beschikking.

datieve binding

VOORBEELD H2SO4: DATIEVE (OF DONOR-ACCEPTOR) BINDING (VERVOLG)

Om toch een zwavelzuurmolecule te kunnen vormen, nemen we aan dat de 2 vrije elektronen op zuurstof samen een elektronenpaar vormen en dat het zwavelatoom zijn vrije elektronenparen zal delen met telkens één zuurstofatoom. Op die manier zal elk atoom in de molecule de octetstructuur bereiken.

OSO

©VANIN

VOORBEELD H3PO4: DATIEVE (OF DONOR-ACCEPTOR) BINDING

H3PO4: datieve binding

1 Fosfor wordt omgeven door 4 zuurstofatomen, 3 waterstofatomen tekenen we naast een zuurstofatoom.

2 Het fosforatoom heeft 3 ongepaarde elektronen, de zuurstofatomen hebben 2 ongepaarde elektronen en het waterstofatoom 1.

datieve binding

3 Opgelet! Er is opnieuw een probleem om 4 zuurstofatomen aan een fosforlatoom en een waterstofatoom te binden. Nadat de waterstofatomen met zuurstof binden en die zuurstofatomen aan het centrale fosforatoom worden gebonden, zijn er bij het resterend zuurstofatoom telkens 2 ongepaarde elektronen aanwezig om een binding mee te vormen, maar het fosforatoom heeft al de octetstructuur en heeft enkel nog elektronenparen ter beschikking.

We nemen opnieuw aan dat de 2 vrije elektronen op zuurstof samen een elektronenpaar vormen en dat het fosforatoom zijn vrij elektronenpaar zal delen met 1 zuurstofatoom. Op die manier zal elk atoom in de molecule de octetstructuur bereiken.

Een binair zuur:

—bestaat uit 2 atoomsoorten: het waterstofatoom en een niet-metaal.

—De ionlading van het niet-metaal is zo laag mogelijk, namelijk groepsnummer -8.

—Om de naam te vormen, vermeld je eerst waterstof, dan de verkorte Latijnse naam van het niet-metaal en als uitgang -ide.

—De triviale naam van waterstofchloride is zoutzuur

—Je kunt de zuurrest vormen door 1 of meerdere waterstofionen uit de formule van het zuur te verwijderen. Per waterstofion dat je verwijdert, krijgt de zuurrest een lading van 1-.

—De te kennen binaire zuren en zuurresten zijn:

Brutoformule Systematische naamZuurrest Naam zuurrest

HF waterstoffluorideF- fluoride-ion

HCl waterstofchloride Cl- chloride-ion

HBr waterstofbromideBr- bromide-ion

HI waterstofjodideI- jodide-ion

H2S waterstofsulfideS2- sulfide-ion

Een ternair zuur:

—bevat, naast waterstof en een niet-metaal, ook altijd minstens 1 zuurstofatoom.

—Om de naam van een stamzuur van de ternaire zuren te vormen, vermeld je eerst waterstof, dan de verkorte Latijnse naam van het niet-metaal en als uitgang -ide.

—De te kennen stamzuren en hun zuurresten zijn:

Brutoformule Systematische naamTriviale naamZuurrest Naam zuurrest

H2CO3 waterstofcarbonaatkoolzuur CO32- carbonaation

HNO3 waterstofnitraatsalpeterzuurNO3- nitraation

H3PO4 waterstoffosfaatfosforzuurPO43- fosfaation

H2SO4 waterstofsulfaatzwavelzuurSO42- sulfaation

HClO3 waterstofchloraatchloorzuur ClO3- chloraation

HBrO3 waterstofbromaatbroomzuur BrO3- bromaation

HIO3 waterstofjodaatjoodzuur IO3- jodaation

—De te kennen afgeleide zuren en hun zuurresten:

Brutoformule Systematische naamZuurrest Naam zuurrest

HNO2 waterstofnitriet NO2- nitrietion

H2SO3 waterstofsulfiet SO32- sulfietion

ontdekplaat: anorganische stofklassen

Reflux is een aandoening waarbij de zure maaginhoud terugvloeit in je slokdarm.

4 Gebruik en toepassingen van zuren

Het zuur dat aanwezig is in je maag, is zoutzuur of HCl. Het helpt bij de vertering van voedingsstoffen. Zoutzuur is vrij corrosief. Dat kun je gewaarworden wanneer je regelmatig moet overgeven of wanneer de klep tussen je slokdarm en je maag niet meer goed werkt. Je maag is door onder andere een slijmvlieslaag beschermd tegen die zure brij, maar je slokdarm kan er serieus door aangetast worden.

Bij vulkaanuitbarstingen komt waterstofsulfide of H2S vrij. Mogelijk heb je die zeer specifieke geur ook al waargenomen bij rotte eieren of stinkbommen.

©VANIN

gezonde maag re ux

Afb. 18 Zoutzuur in de maag helpt bij de vertering. Relfux is een aandoening waarbij de zure maaginhoud terugvloeit in de slokdarm.

Afb. 19 Giftige zoutzuurdampen bij een vulkaanuitbarsting

WEETJE

Bij de vulkaanuitbarsting op La Palma in 2021 werd de bevolking gewaarschuwd voor giftige zoutzuurdampen. Als lava met een temperatuur van 1 000 °C in contact komt met zout water, dan kunnen er giftige dampen ontstaan. De chemische reactie resulteert dan in een zoutzuurhoudende gaswolk. Dat fenomeen is gekend als ‘laze', een samentrekking tussen ‘lava' en ‘haze' (nevel). De giftige dampen kunnen ademhalings- en huidproblemen veroorzaken.

Bron: standaard.be, 29/09/2021

Onder de ternaire zuren is koolzuur of H2CO3 ongetwijfeld het zuur dat het meest gekend is. Het is het zuur dat gevormd wordt wanneer koolstofdioxide in water wordt opgelost.

Afb. 20 In spuitwater zit koolzuur.

Maar ook van zwavelzuur of H2SO4 heb je waarschijnlijk al gehoord. Het is aanwezig in een autobatterij, maar komt spijtig genoeg vooral in het nieuws omwille van zijn corrosieve eigenschappen. De krant bericht soms over mensen die verminkt werden door een zwavelzuuraanval. Het is een sterk hygroscopische stof. Dat wil zeggen dat zwavelzuur water heel hard aantrekt. Zo hard dat het al het vocht uit je cellen trekt met zware brandwonden tot gevolg.

Afb. 21 De loodzuurbatterij, ontworpen in 1859, is vandaag nog steeds de populairste batterij voor auto’s.

Zwavelzuur

Werkwijze

Je leerkracht kan heel gemakkelijk aantonen dat zwavelzuur hygroscopisch is. Je leerkracht doet ongeveer 1 gram kristalsuiker in een proefbuis (of een oud theelichthoudertje) en voegt er een paar druppels geconcentreerd zwavelzuur aan toe.

Waarnemingen

Er blijft een zwarte, vaste stof achter: koolstof.

TIP

Bij het maken van oplossingen van geconcentreerd zuur start je met een bodempje water waaraan je de benodigde hoeveelheid zuur toevoegt. Als je water aan geconcentreerd zuur toevoegt, kan er namelijk zoveel warmte vrijkomen dat het spat! 'Water op zuur geeft vuur', zegt men weleens.

©VANIN

Vandaag gebruiken we nog de oude benaming voor suiker: koolhydraten. Wetenschappers dachten vroeger dat suiker was opgebouwd uit koolstof en één of meerdere moleculen water. Cola is de enige frisdrank die niet alleen koolzuur, maar ook fosforzuur of H3PO4 bevat.

Afb. 23 4 foto’s van dezelfde wijsheidstand: linksboven in zijn oorspronkelijke staat, rechtsboven na onderdompeling in cola gedurende één dag, linksonder na een week en rechtsonder na een maand. Het fosforzuur in cola tast het tandemail aan en de kleurstoffen zorgen ervoor dat de wortel bruin wordt.

Formule Systematische naamTriviale naam Toepassing

H3PO4 waterstoffosfaat fosforzuur aanwezig in cola

H2CO3 waterstofcarbonaat koolzuur frisdrank HCl waterstofchloride zoutzuur maag

H2SO4 waterstofsulfaat zwavelzuur autobatterij

Wil je weten wat er gebeurt nadat je cola gedronken hebt? Op vind je een artikel terug.

Afb. 22 Water op zuur geeft vuur. GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H4_Overgieten.ai

demovideo: zwavelzuur

5 Reactiepatronen

Een binair zuur kun je vormen door een niet-metaal met waterstofgas te laten reageren.

—reactiepatroon:

niet-metaal (nM) + waterstofgas (H2) → binair zuur (HnM)

—reactievergelijking:

Cl2 + H2 → 2 HCl

©VANIN

Ternaire zuren kun je vormen door een niet-metaaloxide met water te laten reageren. Daarom noemen ze niet-metaaloxiden zuurvormende oxiden.

—reactiepatroon:

niet-metaaloxide (nMO) + water (H2O) → ternair zuur (HnMO)

—reactievergelijking:

CO2 + H2O → H2CO3

Reactiepatronen vorming zuren:

—niet-metaal (nM) + waterstofgas (H2) → binair zuur (HnM)

—niet-metaaloxide (nMO) + water (H2O) → ternair zuur (HnMO)

→ Niet-metaaloxiden zijn zuurvormende oxiden.

AAN DE SLAG

Zijn de volgende formules binaire (B) of ternaire (T) zuren?

a HI

b HIO3

c HBrO

d HNO2

e H2S

Horen de volgende namen bij een binair (B) of bij een ternair (T) zuur?

a waterstofsulfide

b waterstofbromaat

c fosforzuur

d waterstofsulfiet

Noem één overeenkomst en één verschil tussen een binair en een ternair zuur.

Welke formule hoort bij welke toepassing of eigenschap?

1 H3PO4 A aanwezig in spuitwater

2 HCl B geur van rotte eieren

3 H2CO3 C aanwezig in de maag

Vervolledig de volgende reactiepatronen.

a niet-metaaloxide + ? → ?

b ? + waterstofgas → ?

c metaaloxide + water → ?

Welk reactiepatroon uit de vorige oefening hoort bij de volgende reacties: a, b of c?

a P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4

b I2 + H2 → 2 HI

c de onderlijnde reactie in volgend artikel:

Na oxidatie van zwaveldioxidegas (uitstootgas van verbrandingsprocessen) ontstaat SO3. Wanneer SO3 in de vochtige lucht komt, ontstaat zure regen.

©VANIN

4 H2S D aanwezig in cola

d CaO + H2O → Ca(OH)2

Teken de lewisstructuur van fosforzuur en waterstofperchloraat.

` Meer oefenen? Ga naar

ontdekplaat: zuurtegraad

Zuurtegraad van een oplossing

We hebben in hoofdstuk 1 gebruikgemaakt van indicatoren om de anorganische stoffen in te delen in hun stofklasse. In dit hoofdstuk gaan we verder in op die indicatoren.

LEERDOELEN

L het begrip zuurtegraad en pH van een oplossing bespreken in voorbeelden

L het verband leggen tussen zuur, basisch en neutraal en de pH of zuurtegraad van een oplossing

L de manier waarop je de pH of de zuurtegraad van een oplossing experimenteel kunt bepalen

L het nut van een bufferoplossing

1 pH en de zuurtegraad van een oplossing

meest zuur

Afb. 24 De pH-schaal

minst zuurneutraalminst basisch meest basisch

De pH-schaal gaat van 0 tot 14. Hoe lager de pH, hoe zuurder een oplossing is. Een oplossing met een hoge pH noemen we een basische oplossing. De tegenhanger van zuur in de lessen chemie is dus niet zoet of zout, maar basisch! Een oplossing met een pH-waarde van 7 is een neutrale oplossing: de oplossing is dus niet zuur, maar ook niet basisch. Let op: de zuurtegraad en de pH zijn dus tegengesteld: hoe zuurder een oplossing is, hoe hoger de zuurtegraad, hoe lager de pH

Vroeger werd de zuurtegraad van een oplossing bepaald door de stof te proeven. Een oplossing met een lage pH proeft ook zuur en een oplossing met een hoge pH proeft eerder zeepachtig. Vorig jaar leerde je al dat het in een labo verboden is om te proeven van een oplossing. Het is in eerste instantie gevaarlijk, maar het is ook nog eens zeer onnauwkeurig. De pH van cola is bijvoorbeeld 2,4 en toch zou je niet zeggen dat cola zuur is. Dat komt natuurlijk door de enorme hoeveelheid suiker of zoetstoffen die worden toegevoegd.

1.1 pH-indicatoren

©VANIN

Lightfrisdranken zijn voor erosie van het gebit even slecht als gewone frisdranken, omdat ze evenveel zuur bevatten. Voor het ontstaan van gaatjes zijn ze wel minder schadelijk omdat ze minder suiker bevatten.

Een gemakkelijke manier om te bepalen of een oplossing zuur of basisch is, is met behulp van pH-indicatoren. Die stoffen komen vaak voor in de natuur en hebben een andere kleur afhankelijk van de zuurtegraad van de oplossing. Een pH-indicator die je gemakkelijk zelf kunt maken, is rodekoolsap. Hiervoor leg je een paar stukjes rodekool in kokend water of plet je ze met behulp van een stamper met een beetje water in een mortier. Het water zal heel snel blauwpaars kleuren. Wanneer je aan een oplossing van rodekoolsap een paar druppels citroensap (een zuur) toevoegt, verandert de kleur naar rood. Wanneer je aan een oplossing van rodekoolsap een paar druppels natriumhydroxide-oplossing (een base) toevoegt, verandert de kleur naar groengeel. De resultaten van experimenten met andere indicatoren vind je in de volgende tabel:

pH-indicator Kleur in zuur midden

Kleur in neutraal midden Kleur in basisch midden rodekoolsap rood blauwpaars groengeel methyloranje rood geel geel lakmoes rood roodblauw blauw fenolftaleïne kleurloos kleurloos fuchsia broomthymolblauw geel groen blauw

Maar ook in het dagelijks leven kom je dat effect tegen. Wanneer je rodekool maakt, wordt er vaak een scheutje azijn toegevoegd aan de paarse rodekool. Hierdoor krijgt het gerecht een mooie rode kleur. Maar ook een hortensia krijgt een andere kleur afhankelijk van de zuurtegraad van de grond. Zo is het perfect mogelijk dat een roze hortensia na een aantal jaren blauwe bloemen geeft wanneer de grond te zuur geworden is.

Ook al zijn die indicatoren heel gemakkelijk te gebruiken, het nadeel is dat je soms geen onderscheid kunt maken tussen bijvoorbeeld 2 zure oplossingen: een oplossing met pH-waarde 1 en met pH-waarde 2 geeft eenzelfde kleur. Dat kun je vrij eenvoudig oplossen door een mengsel te maken van verschillende indicatoren. Zo kun je gebruikmaken van pH-strips om de zuurtegraad van een zwembad te controleren. Dat is filtreerpapier dat in een oplossing van universeel indicator is ondergedompeld. Je kunt de universeel-indicatoroplossing ook gewoon als vloeistof gebruiken en de kleur van de bekomen oplossing vergelijken met een kleurenschaal.

Afb. 25 Cola heeft een pH van 2,4. Een frisdrank met een pH van < 4 kan eroderend werken op het tandglazuur.

02 LABO

Afb. 26 Een hortensia verandert van kleur door de zuurtegraad van de grond.

Afb. 27 Met een universeel-indicatoroplossing kan de pH van een oplossing bepaald worden.

1.2 pH-meter

Voor sommige toepassingen (vooral in het labo) is het belangrijk om de pH-waarde heel exact te kennen. Je kunt dat gemakkelijk meten met een pH-meter. Je steekt dan een elektrode in de oplossing en kunt snel en nauwkeurig de pH-waarde aflezen. Een pH-meter moet wel regelmatig geijkt worden. Hiervoor gebruik je dan weer een bufferoplossing

©VANIN

2 Buffer

Je hebt misschien al over het woord buffer gehoord in een andere context. Zo spreekt men bij een voetbalmatch vaak over een buffervak in de tribune. Dat is een leeg vak om 2 rivaliserende groepen supporters uit elkaar te houden. Ook in economische termen wordt er soms over een buffer gesproken. In die context gaat het over een financieel reservepotje. In een chemische context spreken we over een buffer wanneer de pH van een oplossing binnen welbepaalde pH-grenzen blijft, ook al voegt men andere stoffen (een zuur, een base of water) toe. Bufferoplossingen zijn zeer belangrijk, omdat veel chemische, maar ook veel biologische processen beter opgaan bij een welbepaalde ideale pH-waarde.

De meeste lensvloeistoffen bevatten een buffer die ervoor zorgt dat de pH-waarde tussen 7,2 en 7,4 blijft. Bij die pH-waarde werkt de vloeistof namelijk het best. Om geen irritatie aan de ogen te veroorzaken, mag de pH ook niet te veel afwijken van die van het traanvocht. Daarom moet de pH-waarde in ieder geval boven 6,6 blijven en onder 7,8.

Ook aan het water van een aquarium moet je een bufferoplossing toevoegen. Grote veranderingen in de zuurtegraad zijn namelijk slecht voor de vissen.

In je lichaam zijn veel buffersystemen aanwezig, maar ook in de oceanen, de aarde … Wanneer je bijvoorbeeld een glas cola drinkt, is het niet de bedoeling dat de zuurtegraad van je bloed gaat veranderen. Daarom is een buffersysteem in je bloed noodzakelijk.

De pH van het bloed bij gezonde personen ligt tussen 7,35 en 7,45. Zowel de longen als de nieren zijn betrokken bij het regelen van de zuurtegraad van het bloed. Bij mensen met hyperventilatie geraakt de pH-waarde van het bloed verstoord. Maar ook hevig braken of buikloop hebben een effect op de zuurtegraad van je lichaam. menselijk bloed

WEETJE

Afb. 28 Een pH-meter

Afb. 29 Lensvloeistoffen hebben een buffer.

Afb. 30 Aan het water van een aquarium moet je een bufferoplossing toevoegen.

Door onder andere de verzuring van het milieu komen veel buffersystemen de laatste jaren steeds meer onder druk te staan. Het water van de oceanen wordt zuurder, waardoor bepaalde organismen het moeilijker krijgen om te overleven, koraalriffen beginnen op te lossen …

Buffers worden ook gebruikt om een pH-meter te ijken. Hiervoor gebruik je een bufferoplossing met een lage pH en een bufferoplossing met een hoge pH. Je meet de pH van beide oplossingen en met behulp van die 2 meetpunten wordt een ijkcurve opgesteld. Het is natuurlijk belangrijk om hiervoor een oplossing te gebruiken waarvan de pH niet verandert ook al worden er een aantal druppels water of iets anders aan toegevoegd (die nog eventueel aan de sonde van de pH-meter waren blijven hangen).

©VANIN

—Hoe zuurder een oplossing, hoe groter de zuurtegraad en hoe lager de pH-waarde.

—De pH-schaal gaat van 0 tot 14:

• Een oplossing met pH < 7 is een zure oplossing.

• Een oplossing met pH = 7 is een neutrale oplossing.

• Een oplossing met pH > 7 is een basische oplossing.

—Je kunt de pH bepalen met behulp van pH-indicatoren: dat zijn stoffen die een andere kleur vertonen afhankelijk van de pH of de zuurtegraad van de oplossing.

—Een pH-meter is een digitale en zeer nauwkeurige manier om de pH van een oplossing te bepalen.

—Een buffer is een oplossing waarvan de pH amper verandert, zelfs na het toevoegen van een kleine hoeveelheid zuur of hydroxide.

Afb. 31 pH-meter ijken door middel van bufferoplossingen

AAN DE SLAG

Je voegt aan de volgende oplossingen lakmoes toe.

Welke kleur kun je waarnemen? Maak gebruik van de tabel op p. 45.

a een oplossing met een pH-waarde 2

b een oplossing waarin HCl is opgelost

c een oplossing waarin ongebluste kalk is opgelost

Bepaal bij elk van de volgende pH-waarden of de oplossing zuur, basisch of neutraal is. Noteer ook de juiste kleur na het toevoegen van de opgegeven indicator. Gebruik de tabel op p. 45.

a 7 + rodekoolsap

b 4 + lakmoes

c 12 + fenolftaleïne

d 2 + broomthymolblauw

Welke kleur neem je waar als je de volgende stoffen aan een oplossing van lakmoes toevoegt?

Gebruik de tabel op p. 45.

a CO2

b Na2O

c NaCl

d HCl

e NaOH

Welke kleur neem je waar als je de volgende stoffen aan een oplossing van rodekoolsap toevoegt?

a ammoniumhydroxide

b waterstofsulfaat

c calciumoxide

d zwaveltrioxide

Zijn de volgende stellingen juist of fout? Indien fout, verbeter dan het onderlijnde deel.

a In de chemie is het tegengestelde van zuur zoet

b Een oplossing met een pH-waarde 2 is zuurder dan een oplossing met een pH-waarde 3.

c Elke bufferoplossing vertoont een andere kleur afhankelijk van de zuurtegraad van de oplossing.

Waarom wordt er een bufferoplossing gebruikt om een pH-meter te ijken?

Welke soort van chemische stof is aanwezig in deze lippenstift?

a De Essence ‘Kiss The Frog’-lippenbalsem belooft ‘magische, roze lippen’: na het aanbrengen van de balsem verandert de kleur van vreemd groen naar prachtig roze. De lippenbalsem kan dus de functie overnemen van ...

b Beschrijf een proef waarmee je de kleur in zuur en in basisch midden van de lippenbalsem ‘Kiss The Frog’ kunt bepalen.

` Meer oefenen? Ga naar

HOOFDSTUK 6

De zouten

Wanneer je in het dagelijks leven praat over zout, bedoel je natuurlijk keukenzout. Voor een chemicus is zout een volledige stofklasse. Er zijn dus verschillende stoffen die tot de zouten behoren.

LEERDOELEN

L de algemene formule van een zout

L de zouten verder indelen in binaire en ternaire zouten

L de eigenschappen en toepassingen van zouten

L de formule van zouten opstellen

L de naam van zouten opstellen

L via welke chemische reactie je een zout kunt vormen

1 Wat is een zout?

Een zout is een ionverbinding die opgebouwd is uit een positief ion (metaalion of het ammoniumion) en een zuurrestion. De algemene formule van een zout is MZ

Afhankelijk van de zuurrest kun je de zouten verder indelen in binaire zouten MnM en ternaire zouten MnMO

2 Formule- en naamvorming

De algemene formule van een zout is MZ.

Afhankelijk van de zuurrest heb je te maken met een binair of een ternair zout. Als de zuurrest alleen uit een niet-metaal bestaat, dan is het een binair zout: MnM. Bevat de zuurrest ook nog een of meerdere zuurstofatomen, dan is het een ternair zout: MnMO

Voor de vorming van de formule van de zouten heb je de formule van de zuurresten nodig (zie p. 34).

Net zoals bij de oxiden en de hydroxiden moet je ook hier een onderscheid maken tussen metalen met slechts 1 mogelijke lading en metalen met meerdere mogelijke ladingen. De lading van de zuurrest ligt vast, aangezien die afgeleid is van de formule van het zuur.

Afb. 32 Zouten zijn niet altijd witte, vaste stoffen, maar kunnen in verschillende kleuren voorkomen.

VOORBEELDEN ZOUTEN MET AMMONIUM OF MET EEN METAAL DAT SLECHTS 1 MOGELIJKE IONLADING HEEFT

Om de formule-eenheid van het zout te vormen, pas je de kruisregel toe. De naam is als volgt opgebouwd: metaal (of ammonium) + zuurrest

1 Het zout tussen calcium en de jodide-zuurrest

Ca: ionlading = 2+ want het staat in groep IIa

De jodide-zuurrest heeft een lading van -I want het is afkomstig van HI.

—neutraliteitsregel: je hebt 1 keer het calciumion nodig en 2 keer het jodide-ion.

—kruisregel:

→ De formule-eenheid is CaI2

→ De naam is calciumjodide.

→ Het is een voorbeeld van een binair zout.

2 Het zout tussen aluminium en de sulfaat-zuurrest

Al: ionlading = 3+ want het staat in groep IIIa

De sulfaat-zuurrest heeft een lading van -II, want het is afkomstig van H2SO4.

—neutraliteitsregel: je hebt 2 keer het aluminiumion nodig en 3 keer het sulfaat-ion.

—kruisregel:

SO4

2-

→ De formule-eenheid is Al2(SO4)3.

→ De naam is aluminiumsulfaat.

→ Het is een voorbeeld van een ternair zout.

3 Het zout tussen ammonium en de fosfaat-zuurrest

De lading van het ammoniumion (NH4+) ligt vast en is 1+.

De fosfaat-zuurrest heeft een lading van -III, want het is afkomstig van H3PO4.

—neutraliteitsregel: je hebt 3 keer het ammoniumion nodig en 1 keer het fosfaat-ion.

—kruisregel:

PO4

3-

→ De formuleis (NH4)3PO4

→ De naam is ammoniumfosfaat.

→ Het is een voorbeeld van een (quaternair) ammoniumzout.

Voor eenzelfde metaal met een welbepaalde zuurrest zijn er verschillende formules mogelijk. Voor de naam maak je gebruik van de systematische naam met Griekse telwoorden: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + zuurrest

Of je maakt gebruik van de stocknotatie: metaal + (lading) + zuurrest

1 De formule van alle zouten tussen ijzer en de sulfidezuurrest

De sulfide-zuurrest is afkomstig van H2S. De lading van S is dus 2-.

Mogelijke oxidatiegetallen van ijzer:

Kruisregel

Formule-eenheid

2+ Fe S 2+ 2FeS: Hier kun je Fe2S2 vereenvoudigen tot FeS.

Stocknotatie

Systematische naam

ijzer(II)sulfide ijzersulfide

3+ Fe S 3+ 2Fe2S3 ijzer(III)sulfide di-ijzertrisulfide

→ Het zijn allebei voorbeelden van binaire zouten.

2 De formule van de lood(II)nitraat

Bij dit voorbeeld is de stocknotatie gegeven. Het getal tussen haakjes is de lading van lood.

De nitraat-zuurrest is afkomstig van HNO3. De ionlading van NO3 is dus 1-.

Zodra je dat weet, kun je gemakkelijk met de kruisregel de formule vormen:

Pb NO3

2+ 1-

→ De formule-eenheid is dus Pb(NO3)2

3 De stocknotatie van dikopercarbonaat

Om de stocknotatie te bepalen, moet je de lading van koper kennen. Daarom moet je eerst de formule van dit zout noteren: Cu2CO3

Vervolgens bepalen we de lading van koper:

2 ionlading(Cu) + ionlading(CO32-) = 0

2 ∙ x + 1 ∙ (2-) = 0 Het carbonaation is afkomstig van H2CO3, x = 1+ daarom is de lading 2-

→ De stocknotatie is dus koper(I)carbonaat.

3 Waterstofzouten en hydraten

Naast de indeling in binaire en ternaire zouten zijn er nog 2 speciale groepen van zouten: de waterstofzouten en de hydraten.

Waterstofzouten zijn zouten waarbij er nog 1 of meerdere waterstofatomen in de zuurrest aanwezig zijn. We beperken ons tot de waterstofzouten met de HCO3--zuurrest. De lading voor die zuurrest is -I, aangezien er 1 waterstofatoom onttrokken is aan H2CO3

VOORBEELD WATERSTOFZOUT VAN NATRIUM EN WATERSTOFCARBONAAT

Na: ionlading = 1+ want natrium staat in groep IA De lading van de waterstofcarbonaatzuurrest is -I, want het is afkomstig van H2CO3

HCO3

©VANIN

1-

→ De formule-eenheid is dan NaHCO3.

Aangezien er in de zuurrest nog een waterstofatoom staat, moet dat natuurlijk ook in de naam vermeld worden.

→ De naam is natriumwaterstofcarbonaat. Een andere naam hiervoor is natriumbicarbonaat.

Je hebt misschien al wel over hydrateren gehoord. Zo is het belangrijk om, zeker na het sporten, voldoende water te drinken zodat je lichaam voldoende gehydrateerd is. Maar ook je huid kun je hydrateren: er bestaan tal van hydraterende crèmes. Hydrateren wil zeggen ‘vocht inbrengen’ of water toevoegen.

En zo ook bij de zouten: een hydraat is een zout waar water in gevangen zit. Die zouten nemen water op in hun ionrooster. Dat water noemen we kristalwater. De algemene formule van een hydraat is dan ook MZ·nH2O. De formule van het zout wordt gevormd zoals hierboven beschreven is. In de naam wordt aangegeven door het voorvoegsel dat voor hydraat staat hoeveel keer water voorkomt per formule-eenheid van het zout.

De formule van calciumsulfaatdihydraat is CaSO4 2H2O want er zijn 2 (di) watermoleculen (hydraat) aanwezig.

Afb. 35 Structuur en uitzicht van CaSO4·2H2O

Afb. 33 Structuur en uitzicht van CoCl2

Afb. 34 Structuur en uitzicht van CoCl2·6H2O

—Zouten zijn ionverbindingen: opgebouwd uit een metaal (of ammonium) en een zuurrest (die bestaat uit een niet-metaal al dan niet gecombineerd met 1 of meerdere zuurstofatomen)

—algemene formule: MZ

—twee soorten:

• binair zout (MnM): zuurrest bevat enkel een niet-metaal, de naam eindigt op -ide

• ternair zout (MnMO): zuurrest bevat een niet-metaal en zuurstof, de naam eindigt niet op -ide

—een metaal met slechts 1 mogelijke ionlading:

• formule: ionlading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

• naam: metaal (of ammonium)+ juiste zuurrest

—een metaal met meerdere mogelijke ionladingen:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over de ionlading gegeven worden

• systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + zuurrest

• stocknotatie: metaal + ionlading + zuurrest

Waterstofzouten bevatten in hun zuurrest nog één of meerdere waterstofatomen.

We beperken ons tot zouten met HCO3- als zuurrest.

Hydraten bevatten kristalwater in hun formule: MZ·nH2O

4 Gebruik en toepassingen van zouten

©VANIN

Het bekendste zout is natuurlijk keukenzout of natriumchloride NaCl. Het wordt vooral als smaakmaker en bewaarmiddel gebruikt. In de winter wordt het ook gebruikt om op een glad wegdek te strooien. Het is niet aan te raden om strooizout in je eten te gebruiken. Er is namelijk een anti-klontermiddel aan toegevoegd.

Bij heel lage temperaturen (in Noorwegen, Zweden ...) wordt vaak calciumchloride CaCl2 als strooizout gebruikt.

Van de ternaire zouten heb je ongetwijfeld calciumcarbonaat CaCO3 in huis. Marmer, maar ook eierschalen en mosselschelpen, bestaan uit dat zout. Als je weet dat je een eischaal kunt oplossen met een zuur, dan besef je ongetwijfeld onmiddellijk waarom het niet zo interessant is om een marmeren werkblad in de keuken te laten installeren. Ook al komen we zuren in een keuken meestal in een verdunde oplossing tegen zodat ze minder corrosief zijn.

ontdekplaat: anorganische stofklassen

Afb. 36 Natriumchloride is het bekendste zout.

Afb. 37 Strooizout bevat calciumchloride.

Afb. 38 Eierschalen bestaan uit calciumcarbonaat.

Baksoda bevat zuiver natriumwaterstofcarbonaat (NaHCO3) en wordt gebruikt als rijsmiddel. Het is dus een waterstofzout. Wist je trouwens dat er een verschil is tussen bakpoeder en baksoda? Bakpoeder bevat naast natriumwaterstofcarbonaat ook nog citroenzuur of wijnsteenzuur. Let bij het bakken zeer goed op dat je de juiste stof gebruikt.

Verder kun je een aantal zouten in de badkamer tegenkomen. Wratten kun je verwijderen door ze te laten bevriezen, maar je kunt hier ook zilvernitraat AgNO3 voor gebruiken. En in tandpasta zit heel vaak natriumfluoride NaF, dat zorgt voor sterker glazuur.

©VANIN

De kans is ook groot dat je soda of badzout of natriumcarbonaat Na2CO3 in huis hebt. Dat wordt vaak aan water toegevoegd als waterverzachter of waterontharder. Verwar het zeker niet met baksoda of bijtende soda. Baksoda zijn we net tegengekomen: het is aanwezig in bakpoeder. En bijtende soda zijn we al tegengekomen bij de hydroxiden: dat is een ontstopper.

Gips of calciumsulfaatpentahydraat CaSO4·5H2O is een gekend voorbeeld van een hydraat. Het wordt gebruikt om een breuk te spalken, maar je hebt er misschien ook in je kinderjaren mee geknutseld. Het hydraat is harder dan het oorspronkelijke zout. Ook cement is een voorbeeld van een hydraat.

Maar ook de droogmiddelen die aan bijvoorbeeld elektronica en lederwaren toegevoegd worden, zijn zouten waarvan hydraten bestaan. Die zouten hebben net als doel om vocht uit de lucht op te nemen.

Formule

Systematische naamTriviale naam

Toepassing/ voorkomen

NaF natriumfluoride / tandpasta

NaHCO3 natriumwaterstofcarbonaat bakpoeder rijsmiddel

AgNO3 zilvernitraat / wratten verwijderen

CaSO4·5H2O calciumsulfaatpentahydraat gips breuken zetten

NaCl natriumchloride keukenzout smaak, bewaarmiddel

CaCO3 calciumcarbonaat / marmer, eierschaal

Na2CO3 natriumcarbonaat soda of badzout waterverzachter

CaCl2 calciumchloride / strooizout

Afb. 39 In baksoda zit natriumwaterstofcarbonaat.

Afb. 40 In de meeste tandpasta's zit natriumfluoride.

Afb. 41 Met natriumcarbonaat kun je water ontharden.

Afb. 42 Gips is een hydraat.

Afb. 43 Droogmiddelen zijn zouten.

5 Reactiepatroon

Neutralisatiereactie

Onderzoeksvraag

Welke stof ontstaat er bij de reactie van een zuur en een hydroxide?

©VANIN

Werkwijze

Je leerkracht voegt 2 mL zoutzuur toe aan een proefbuis. Nadien worden enkele druppels universeel-indicatoroplossing toegevoegd aan de oplossing en bepaalt de pH van de oplossing. Vervolgens voegt je leerkracht druppelsgewijs natriumhydroxideoplossing toe en bepaalt ook regelmatig de pH. Wanneer de pH 7 is geworden, stopt je leerkracht met het toevoegen van natriumhydroxideoplossing. Vervolgens plaatst je leerkracht het bekerglas op een draadnet en dampt die de oplossing uit.

Waarnemingen

De pH is tijdens het experiment gestegen. Na het verdampen van het water blijft er een witte vaste stof achter.

Besluit

Wanneer je aan een zuur een hydroxide toevoegt, stijgt de pH en wordt de pH uiteindelijk neutraal. Je kunt een zout vormen door de reactie van een zuur met een hydroxide. Aangezien de pH van de oplossing 7 wordt en de oplossing dus neutraal geworden is, spreken we van een neutralisatiereactie

—reactiepatroon: zuur (HZ) + hydroxide (MOH) → zout (MZ) + water (H2O)

—reactievergelijking: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Je kunt een zout vormen door een zuur met een hydroxide te laten reageren. Hierbij verandert de zuurtegraad of de pH. We noemen die reactie ook een neutralisatiereactie

Reactiepatroon zout: zuur (HZ) + hydroxide (MOH) → zout (MZ) + water (H2O)

AAN DE SLAG

Zijn de volgende verbindingen oxiden, hydroxiden, zuren of zouten?

a ammoniumsulfaat

b Al2O3

c H2S

d KOH

e bijtende soda f lachgas

g Br2O h Zn(OH)2

i waterstofnitraat

j natriumjodaat k bariumhydroxide

Noteer bij elk van de volgende verbindingen zo nauwkeurig mogelijk de juiste stofklasse.

a Al2S3

b Fe(OH)3

c CO2

d H2SO4

e H2S f LiOH g CuF2

h Cu(NO3)2 i HCl

j (NH4)2CO3

k H3PO4 l P2O5

m K2O n HNO2

Noteer de naam en de formule van de gevraagde zouten.

a kalium en sulfidezuurrest

b aluminium en carbonaatzuurrest

c alle zouten van ijzer en de ternaire stamzuurrest met chloor

d ammonium en waterstofzuurrest van koolzuur

De volgende ionen zijn gegeven:

Al3+ – Li+ – Sn2+ – SO42- – I-

Vorm met die ionen zo veel mogelijk verschillende formules en noteer de juiste naam/namen.

Noteer de juiste formule van de volgende stoffen.

a lood(II)oxide

b magnesiumjodaat

c calciumchloridehexahydraat d aluminiumhydroxide

e koper(I)nitriet f zilverhypofosfiet

Noteer de juiste systematische naam voor de volgende stocknotaties.

a koper(II)chloride

b mangaan(VI)sulfide

c ijzer(II)fosfaat

d nikkel(II)hydroxide

Verbind de juiste formule met de gegeven gebruiksnamen.

1 bakpoeder a NaHCO3

2 badzout b NaF

3 keukenzout c CaCl2

d NaOH e Na2CO3 f NaCl

Vervolledig de volgende reactiepatronen.

a MOH + ? → MZ + H2O

b ? + ? → MO

c ? + ? → HnMO of HZ

d nM + O2 → ?

e MO + H2O → ?

f ? + ? → HnM

Noteer bij de volgende reactievergelijkingen het juiste reactiepatroon dat erbij hoort.

a I2 + H2 → 2 HI

b 2 Ca + O2 → 2 CaO

c Ca(OH)2 + 2 HI → CaI2 + 2 H2O

d 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

Welke stoffen moet je samenvoegen om via een neutralisatiereactie Al(NO3)3 te bekomen?

KERNBEGRIPPEN

naamgeving

oxiden

ANORGANISCHE STOFFEN

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Verdere indeling van de materie

Metaal heeft 1 mogelijke ionlading: metaal + uitgang

Metaal heeft meerdere mogelijke ionladingen:

—stocknotatie: metaal + (ionlading) + uitgang

—systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + uitgang

Atoomverbindingen: Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord + oxide

Schema 1: indeling van anorganische stoffen op basis van een gegeven formule, zie p. 13

Schema 2: indeling van anorganische stoffen op basis van een naam, zie p. 15

Hoofdstuk 2: De oxiden

—MO (metaaloxide) of nMO (niet-metaaloxide)

—Functionele groep: O2-

—M + O2 → MO

—nM + O2 → nMO

Hoofdstuk 3: De hydroxiden

©VANIN

hydroxiden MOH

—functionele groep: OH-

—MO + H2O → MOH

—MO = basevormend oxide

Hoofdstuk 4: De zuren

zuren

pH zuurtegraad

buffer

—HnM (binair zuur) of HnMO (ternair zuur)

—functionele groep: H+

—H2 + nM → HnM

—nMO + H2O → HnMO

—nMO = zuurvormend oxide

Hoofdstuk 5: Zuurtegraad van een oplossing

pH: 0-7 = zuur

7 = neutraal

7-14 = base

—Hoe lager de pH, hoe zuurder de oplossing

—Oplossing waarvan de pH niet of amper wijzigt, zelfs na toevoeging van een zuur, base of water

KERNBEGRIPPEN

zouten

waterstofzout

hydraat

ANORGANISCHE STOFFEN

NOTITIES

Hoofdstuk 6: De zouten

—algemeen: MZ

MnM (binair zout) of MnMO (ternair zout)

—Wanneer in de zuurrest nog 1 of meerdere waterstofatomen aanwezig zijn.

—Wanneer er 1 of meerdere moleculen water in het kristalrooster van het zout vastgehecht zijn:

HZ + MOH → MZ + H2O

Tijdens de reactie verandert de pH. Die reactie wordt ook een neutralisatiereactie genoemd.

ORGANISCHE STOFKLASSEN 02 THEMA

Het kan gebeuren: je picknickt in het park en plots heb je een branderig gevoel aan je been. Wat blijkt nu? Je zit bovenop een mierennest. De kleine diertjes verdedigen zich met behulp van een zuur. Weet je welk zuur dat is? Het is zeker geen zoutzuur (HCl) of salpeterzuur (HNO3). Het is een organisch zuur. Zoek eens op het internet over welke stof het gaat.

` Hoe kun je specifieke stofklassen van organische stoffen herkennen?

` Hoe vorm je de systematische naam en chemische formule van die stoffen?

` Wat zijn enkele eigenschappen en toepassingen van een aantal van die organische stoffen?

We zoeken het uit!

VERKEN

Organisch afval

Anorganisch afval

• organische stoffen onderscheiden van anorganische stoffen;

• anorganische stoffen onderverdelen in oxiden, hydroxiden, zuren en zouten.

• enkelvoudige stoffen en anorganische samengestelde stoffen voorstellen m.b.v. de brutoformule;

©VANIN

• organische stoffen onderverdelen in stofklassen.

• de naam formuleren van anorganische stoffen als je de brutoformule krijgt;

• de brutoformule noteren van anorganische stoffen als je de systematische naam of stocknotatie krijgt.

• het belang, voorkomen en toepassingen van anorganische stoffen bespreken.

• organische stoffen voorstellen met hun brutoformule, beknopte structuurformule, uitgebreide structuurformule en skeletnotatie;

• de naam van organische stoffen formuleren als je de formule krijgt;

• de formule van organische stoffen noteren als je de systematische naam krijgt.

• het voorkomen en mogelijke toepassingen van organische stoffen uit het dagelijks leven in verband brengen met de stofklasse.

HClO3 – chloorzuur

HCl – zoutzuur

JE KUNT AL ...

JE LEERT NU ...

HOOFDSTUK 1

Organische chemie of koolstofchemie

Je kent ondertussen het verschil tussen een anorganische en een organische stof. De term koolstofverbindingen wordt gebruikt als synoniem voor organische stoffen. Zo spreekt men ook over koolstofchemie in plaats van over organische chemie, omdat organische stoffen minstens één koolstofatoom bevatten. De binding(en) die dat atoom aangaat, bepaalt tot welke stofklasse een organische stof behoort:

—Welk atoom is gebonden aan het koolstofatoom?

—Hoeveel bindingen worden er gevormd tussen het koolstofatoom en het volgende atoom?

Bij de anorganische stoffen beschreven we 4 stofklassen: de oxiden, de hydroxiden, de zuren en de zouten. Omwille van de verscheidene bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom, bestaan er meer dan 10 stofklassen in de organische chemie. Voordat we enkele van die stofklassen bespreken, bekijken we eerst de bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom.

Bovendien ken je het begrip brutoformule al uit thema 01. In dit hoofdstuk bestuderen we hoe een organische stof wordt voorgesteld. Naast de brutoformule worden organische stoffen ook nog op andere manieren voorgesteld.

LEERDOELEN

L organische stoffen classificeren in alkanen, alkenen, alcoholen of carbonzuren op basis van een gegeven formule of naam

L de structuurformule, brutoformule en skeletnotatie van een organische stof herkennen, weergeven, in elkaar omzetten en interpreteren

1 Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom

Organische stoffen worden gekenmerkt door de aanwezigheid van minstens 1 koolstofatoom. Een koolstofatoom heeft 4 vrije valentie-elektronen en gaat 4 bindingen aan om de octetstructuur te bereiken.

Bekijk enkele formules van organische stoffen:

Het valt op dat elk koolstofatoom 4 bindingen aangaat, maar dat wil niet zeggen dat het 4 bindingspartners nodig heeft! Zo zie je in de derde, vijfde en zesde voorstelling dat een atoom meerdere (dubbele of drievoudige) bindingen kan aangaan met een ander atoom waardoor er minder waterstofatomen nodig zijn om de edelgasconfiguratie te bereiken.

Wanneer het koolstofatoom 4 bindingspartners heeft en dus 4 enkelvoudige bindingen, dan spreekt men van verzadigde verbindingen. Als het koolstofatoom een binding vormt met 2 of 3 andere atomen, dan zijn er meervoudige bindingen aanwezig (dubbele of drievoudige) en spreken we van onverzadigde verbindingen

Wanneer de C-atomen alleen binden met andere C-atomen en met H-atomen, dan noemen we de stoffen koolwaterstoffen. Ook hier wordt dan het onderscheid gemaakt tussen verzadigde koolwaterstoffen en onverzadigde koolwaterstoffen.

Zoals je weet, heeft het koolstofatoom 4 valentie-elektronen. Om de octetstructuur te bereiken, zal het atoom dus met nog 4 extra elektronen moeten binden. Dat kan op een aantal manieren: het koolstofatoom kan zich binden aan 4, 3 of 2 atomen.

Binding met 4 atomen Binding met 3 atomen Binding met 2 atomen Koolstof kan een atoombinding aangaan met 4 atomen, die elk 1 ongepaard elektron bezitten. Zowel waterstof als de halogenen zijn nietmetaalatomen met 1 ongepaard elektron.

We bekijken de molecule methaan (CH4):

lewisstructuur: C H H H H

Het koolstofatoom zal de 4 bindingen met waterstofatomen rondom zich in de ruimte maximaal spreiden. Hierdoor ontstaat een 3D-molecule, een tetraëder met hoeken tussen de C-Hbindingen die 109° bedragen.

ruimtelijke structuur:

Koolstof kan de octet-structuur ook bereiken door slechts aan 3 atomen te binden. Omdat het C-atoom 4 ongepaarde elektronen heeft, moet het dan een dubbele binding aangaan met 1 atoom.

We bekijken de molecule etheen (C2H4):

lewisstructuur: C H H C HHH HHH

Er is een dubbele binding tussen de 2 koolstofatomen. De bindingen van het koolstofatoom vormen nu een trigonale structuur: de bindingen liggen in een vlak met onderlinge bindingshoeken van 120°

ruimtelijke structuur:

Als het koolstofatoom slechts aan 2 atomen bindt, dan kan het de octetstructuur bereiken door 2 dubbele bindingen aan te gaan of een enkelvoudige en een drievoudige binding aan te gaan.

We bekijken de molecule ethyn (C2H2):

lewisstructuur: CCHH

De molecule heeft een lineaire structuur, wat betekent dat de bindingshoeken 180° bedragen.

ruimtelijke structuur: CCHH

In een organische stof zal het koolstofatoom altijd 4 atoombindingen aangaan met andere atomen. Dat kunnen andere koolstofatomen zijn, maar evengoed atomen van andere elementen (H, Cl, O …). Een koolstofatoom heeft dus altijd 4 bindingen, maar niet noodzakelijk 4 bindingspartners. Organische verbindingen die alleen bestaan uit C-atomen en H-atomen, worden ook wel koolwaterstoffen genoemd.

Verzadigde koolstofverbindingen zijn organische stoffen waarbij elk koolstofatoom steeds 4 bindingspartners heeft.

Onverzadigde koolstofverbindingen zijn organische stoffen waarbij sommige koolstofatomen 2 of 3 verschillende bindingspartners hebben.

2 Notatiemogelijkheden van een organische stof

Een organische stof bestaat dus uit koolstofatomen, die steeds 4 bindingen aangaan. Vaak ontstaat er een binding met een waterstofatoom. Organische stoffen worden op meerdere manieren weergegeven.

2.1 Brutoformule

Eén manier ken je al uit thema 01: de brutoformule. De brutoformule van een organische stof geeft de aanwezige elementen weer en het aantal van elk element met een index. De index 1 wordt niet genoteerd. In de organische chemie worden de elementen bovendien als volgt gerangschikt: eerst C (koolstof), dan H (waterstof) en ten slotte de overige elementen alfabetisch.

VOORBEELD BRUTOFORMULE

CH4 C2H6 C2H4 C3H8O

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule

Over de manier waarop de atomen met elkaar verbonden zijn, krijg je geen informatie in de brutoformule. Hiervoor werken we met de structuurformule.

In die formule wordt het aantal atomen van elke soort weergegeven. Ze worden rond elk koolstofatoom apart geordend, waardoor de bindingen tussen de koolstofatomen zichtbaar zijn. De structuurformule is dus een tweedimensionale weergave van de structuur van een molecule waarbij de bindingen worden weergegeven tussen de verschillende koolstofatomen. De bindingen met waterstof worden, na een goede beheersing van het schrijven van een structuurformule, vaak weggelaten. We spreken dan van de beknopte structuurformule. Wanneer de C-H-bindingen wel nog worden getoond, spreekt men over een uitgebreide structuurformule.

Isomerie is afkomstig van het Griekse iso, dat ʻgelijkʼ betekent, en meros, dat ʻbouwsteenʼ betekent.

VOORBEELD STRUCTUURFORMULE

Brutoformule Uitgebreide structuurformule Beknopte structuurformule

©VANIN

C2H6

C3H8O

Merk op dat in het laatste voorbeeld het lijkt alsof het zuurstofatoom gebonden is aan 1 van de 2 waterstofatomen rond het koolstofatoom, maar het is gebonden aan het koolstofatoom zelf.

Wanneer er in een structuurformule een atoomgroep, bijvoorbeeld CH2, vaak voorkomt, dan kan het als volgt verkort worden weergegeven:

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 → CH3 - (CH2)5 - CH3

WEETJE

Isomerie

De brutoformule kan, in tegenstelling tot bij een anorganische stof, niet altijd 1 op 1 gelinkt worden aan een organische stof. Ze wordt daarom ook minder gebruikt om een organische stof weer te geven. Zo kunnen er vanuit de brutoformule C4H10 2 verschillende organische stoffen worden gevormd, zoals te zien is in de onderstaande (beknopte) structuurformules:

CH3 - CH2 - CH2 - CH3 CH3 - CH - CH3 CH3

Omdat beide organische stoffen opgebouwd zijn uit dezelfde atomen en ook van elk eenzelfde aantal bevatten, worden de 2 stoffen isomeren van elkaar genoemd. Ze verschillen echter in fysische en chemische eigenschappen (bv. kooktemperatuur en reactiviteit). De isomere eigenschap ligt mee aan de basis van de grote hoeveelheid moleculen binnen de koolstofchemie. In de 3de graad komen we hier zeker op terug.

TIP

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur

Bij de organische stoffen maakt men ten slotte ook nog gebruik van een derde notatie de skeletnotatie of zaagtandstructuur. De skeletnotatie toont enkel het skelet van een organische molecule, die heeft 2 onderdelen:

—de atoombinding(en) tussen de koolstofatomen; —de atoombinding(en) tussen de koolstofatomen en andere (niet-waterstof)atomen.

VOORBEELD SKELETNOTATIE OF ZAAGTANDSTRUCTUUR

Brutoformule Uitgebreide structuurformule Skeletnotatie

C4H10

CH3 - CH2 - CH2 - CH3

C3H6

CH2 = CH - CH3

C2H6O

CH3 - CH2 - OH

WEETJE

Skeletnotaties worden vooral gebruikt om grote organische moleculen voor te stellen. Denk bijvoorbeeld aan koolstofverbindingen uit het dagelijks leven, zoals fructose en glucose. Die suikers heb je misschien in de lessen biologie al gezien onder de vorm van hun skeletnotatie:

Fructose en glucose zijn trouwens ook isomeren van elkaar. Ze hebben beide dezelfde brutoformule (C6H12O6) maar een specifieke structuurformule of skeletnotatie.

Afb. 46 De skeletnotatie van glucose

Afb. 45 De skeletnotatie van fructose

Een organische stof kan op verschillende manieren voorgesteld worden:

Brutoformule Uitgebreide structuurformule Beknopte structuurformule

Skeletnotatie of zaagtandstructuur = een lineaire weergave van de aanwezige elementen, met een index die het aantal per element weergeeft.

Volgorde: C – H –andere elementen in alfabetische volgorde

= een tweedimensionale weergave van de structuur van een molecule waarbij alle bindingen worden weergegeven.

= een tweedimensionale weergave van de structuur van een molecule waarbij de bindingen worden weergegeven tussen de verschillende koolstofatomen. De C-H-bindingen worden niet weergegeven.

= een tweedimensionale weergave van de structuur van een molecule, waarbij alle bindingen worden weergegeven, maar de C- en H-atomen (gebonden aan de C-atomen) niet meer genoteerd worden.

3 De stofklassen

Bij de anorganische stoffen hebben we 4 stofklassen beschreven. Door de verschillende bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom bestaan er meer dan 10 stofklassen in de organische chemie. Elk van die stofklassen wordt gekenmerkt door een specifieke binding of een functionele groep. Die functionele groep is een kenmerkende groep van atomen.

Dit schooljaar zullen we 5 stofklassen bespreken:

1 alkanen

2 alkenen

3 alkynen

4 alcoholen

5 carbonzuren

Bekijk enkele structuurformules, skeletnotaties en namen van die 5 stofklassen:

methaan CH4

ethaanzuur CH3COOH

CH3 - CH2 - CH3

ethaanzuur CH3 - COOH methanol CH3OH

n-butaan

CH3 - CH2 - CH2 - CH3 methaanzuur HCOOH

CH3 - CH2 - OH OH

n-hexaan CH3-(CH2)4-CH3

etheen CH2 = CH2

Probeer, eventueel in overleg met je klasgenoten, alle voorbeelden in 5 groepen onder te brengen. Welke kenmerken ga je hiervoor gebruiken? Noteer op een apart blad.

Als je kijkt naar de naam van de stofklassen en de namen van de stoffen, dan kun je het volgende vaststellen:

—alkanen → systematische naam eindigt op -aan

—alkenen → systematische naam eindigt op -een

—alkynen → systematische naam eindigt op -yn

—alcoholen → systematische naam eindigt op -ol

—carbonzuren → systematische naam eindigt op -zuur

©VANIN

Als je kijkt naar de structuurformules en skeletnotaties, dan kun je vaststellen dat:

—alkanen → enkelvoudige bindingen

—alkenen → dubbele binding

—alkynen → drievoudige binding

—alcoholen → OH-groep aanwezig

—carbonzuren → COOH-groep aanwezig

Zo komen we tot de volgende onderverdeling in 5 stofklassen:

1 alkaan → enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen alleen maar C- en H-atomen aanwezig = verzadigde koolwaterstof

2 alkeen → dubbele binding tussen 1 paar C-atomen alleen maar C- en H-atomen aanwezig = onverzadigde koolwaterstof

3 alkyn → drievoudige binding tussen 1 paar C-atomen alleen maar C- en H-atomen aanwezig = onverzadigde koolwaterstof

4 alcohol → enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen hydroxylfunctie (-OH groep) in de molecule

5 carbonzuur → enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen carboxylfunctie (-COOH groep) in de molecule

Opgelet! Verwar de hydroxylfunctie niet met hydroxide. Het gaat allebei wel over de OH-groep, maar bij hydroxiden is er een ion gebonden via ionbinding. Bij de hydroxylfunctie zal de OH-groep via atoombinding aan de koolstof vastzitten.

TIP

Stofklasse Systematische naam

Structuurformule

alkanen -aan - alleen C/H-atomen - alleen maar enkelvoudige bindingen

alkenen -een - alleen C/H-atomen - dubbele binding aanwezig

alkynen -yn - alleen C/H-atomen - drievoudige binding aanwezig

alcoholen -ol - C/H/O-atomen - OH als functionele groep aanwezig

carbonzuren-zuur - C/H/O-atomen - COOH als functionele groep aanwezig

Dit schooljaar beperken we ons tot die 5 stofklassen. In de volgende hoofdstukken bespreken we dan ook telkens 1 van die stofklassen. De kennis die je dit jaar verzamelt, vormt de basis voor het volgende jaar waarin je meer stofklassen zult leren en waarin je binnen 1 stofklasse het aantal stoffen uitgebreider zult bespreken.

AAN DE SLAG

Lees de volgende stellingen. Vermeld of ze juist (J) of fout (F) zijn. Verbeter de onderlijnde tekst indien fout.

a In een organische verbinding heeft elk koolstofatoom 4 bindingspartners.

b Bij een organische stof wordt tussen een C- en H-atoom steeds een enkelvoudige binding gevormd.

c CH2-CH2-CH2-CH3 is een juiste weergave van een organische verbinding met alleen enkelvoudig gebonden C- en H-atomen.

d CH2 = CH-CH2-CH3 is een juiste weergave van een organische verbinding met enkel C- en H-atomen en één dubbele binding.

Noteer de brutoformule en skeletnotatie van de onderstaande stoffen.

Voorbeeld:

Structuurformule van de verbinding

Brutoformule van de verbinding

CH3 - CH2- CH3 C3H8

a CH3 - (CH2)4 - CH3

b CH3 - CH2 - CH2OH

c CH2 = CH - CH2 - CH3

d CH3 - CH2 - CH2 - CH = CH - CH3

Skeletnotatie van de verbinding

Geef de brutoformule, structuurformule en/of skeletnotatie van de onderstaande stoffen. Vraag a werd al ingevuld als voorbeeld.

Brutoformule van de verbinding

Structuurformule van de verbinding

a C5H12 CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

b CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

c C8H16 CH3 - CH2 - CH = CH - (CH2)3 - CH3

d C2H4O2 CH3 - COOH

Skeletnotatie van de verbinding

Binnen de organische verbindingen komen de stofklassen alkanen, alkenen en alkynen voor. Waarin verschillen de 3 stofklassen van elkaar?

Plaats de onderstaande koolstofverbindingen in de juiste stofklasse (alkaan, alkeen, alkyn, alcohol of carbonzuur).

Koolstofverbinding (systematische naam, structuurformule of skeletnotatie)

a hexaan

b

c CH2 = CH - CH2 - CH3

d OH O e mierenzuur

f g CCO HHHH HHHH HH

h methanol i 3-heptyn

` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 2

Alkanen

©VANIN

Een eerste stofklasse die we uitgebreider bekijken, zijn de alkanen. Die moleculen bevatten alleen koolstof- en waterstofatomen. We geven ze daarom dan ook vaak de naam koolwaterstoffen. Tussen de koolstofatomen komt telkens maar één binding voor; we spreken van een enkelvoudige atoombinding. Hierdoor heeft elk koolstofatoom een maximaal aantal waterstofatomen en kunnen er geen extra atomen opgenomen worden in de molecule. We noemen alkanen daarom ook verzadigde koolwaterstofverbindingen.

Stofklasse Typisch kenmerk alkaan enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen‘C-C’

LEERDOELEN

L de naam van een onvertakt alkaan formuleren op basis van een gegeven structuurformule, brutoformule of skeletnotatie en omgekeerd

L de naam van een vertakt alkaan formuleren op basis van een gegeven structuurformule, brutoformule of skeletnotatie en omgekeerd

L enkele toepassingen van alkanen uit het dagelijks leven en de industrie bespreken

1 Formule en systematische naam

Centraal in de molecule staat de koolstofketen, de stam van de molecule. De lengte van de stam bepaalt de naam van de molecule. Dit jaar bespreken we alleen de onvertakte alkanen: er komen geen zijketens voor in de moleculen.

1.1 Onvertakte alkanen

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek alkaan juist gevormd?

—De stam ‘alk-‘ verwijst naar het specifieke aantal C-atomen in de molecule.

—Het achtervoegsel ‘-aan’ verwijst naar de het feit dat er alleen maar enkelvoudige bindingen tussen alle C-atomen bestaan.

Het is dus belangrijk dat je de stammen goed kent, want ze vormen de basis voor het grote aantal moleculen dat je de volgende jaren zult leren kennen.

De eerste 3 alkanen onthoud je misschien met het ezelsbruggetje ‘MEP’. Vanaf het vijfde alkaan herken je de Griekse telwoorden. Om de namen van die moleculen te onthouden, bestaat er ook een geheugensteuntje. De eerste letters van de alkanen keren terug in de volgende zin: ‘Mama en papa bakken pannenkoeken, heel heerlijk of niet dan?’

De ‘n’ in de naam voor de onvertakte alkanen staat voor ‘normal’, maar je kunt het misschien beter onthouden als ‘niet-vertakt’.

Vanaf 4 koolstofatomen kan met dezelfde bouwstenen ook een vertakt alkaan gevormd worden, bv. C4H10:

CH3 - CH2 - CH2 - CH3

CH3 - CH - CH3 CH3

Vanaf butaan wordt de alkaannaam daarom ook als een verzamelnaam gezien. Wanneer men het specifiek over het lineair molecule heeft, dan plaatst men ‘n-’ voor de naam. De systematische naam van CH3 - CH2 - CH2 - CH3 wordt dan n-butaan, omdat het onvertakt is.

VOORBEELD SYSTEMATISCHE NAAM ONVERTAKTE ALKANEN

We formuleren de systematische naam van enkele (onvertakte) alkanen vanuit de gegeven structuurformule of skeletnotatie.

1 CH4

—stam = 1 koolstofatoom: METH

—Het C-atoom heeft 4 bindingspartners en is dus verzadigd: achtervoegsel AAN.

De systematische naam van dat molecule is methaan

2 CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

—stam = 5 koolstofatomen: PENT

—Elk C-atoom heeft 4 bindingspartners en is dus verzadigd: achtervoegsel AAN.

—Het is een onvertakt alkaan met meer dan 4 C-atomen, dus met ‘n’ voor de naam.

De systematische naam van dat molecule is n-pentaan.

3

—stam = 8 koolstofatomen: OCT

—Elk C-atoom heeft 4 bindingspartners en is dus verzadigd: achtervoegsel AAN.

—Het is een onvertakt alkaan met > 4 C-atomen, dus met ‘n’ voor de naam.

De systematische naam van dat molecule is n-octaan.

Hoe worden de brutoformule, structuurformule of skeletnotatie van een specifiek (onvertakt) alkaan gevormd?

Bij het opstellen van de structuurformule van een alkaan overloop je best het volgende stappenplan:

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen.

Stap 2: Plaats een enkelvoudige binding tussen de C-atomen.

Stap 3: Vul de formule aan met H-atomen totdat elk C-atoom 4 bindingen heeft.

VOORBEELD FORMULEVORMING ONVERTAKTE ALKANEN n-heptaan

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen.

De stam is HEPT, wat wil zeggen 7 C-atomen + afkorting ‘n’, dus een onvertakt alkaan.

C C C C C C C

Stap 2: Plaats tussen alle koolstofatomen een enkelvoudige binding.

C – C – C – C – C – C – C

Stap 3: Vul de formule aan met H-atomen, tot elk C-atoom 4 bindingspartners heeft.

Uitgebreide structuurformule:

HC H H C H H C H H C H H C H H C H H C H H H

Beknopte structuurformule:

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 of CH3-(CH2)5-CH3

Brutoformule: C7H16

Skeletnotatie:

Uit het bovenstaande voorbeeld blijkt dat in de brutoformule van een alkaan het aantal waterstofatomen steeds gelijk is aan tweemaal het aantal koolstofatomen plus 2. Dat leidt tot de volgende algemene brutoformule voor de alkanen:

C nH2n+2 (met n = natuurlijk getal)

1.2 Vertakte alkanen

De 10 alkanen die we al gezien hebben, zijn maar een deel van de beschikbare alkanen. Er zijn alkanen die meer dan 10 koolstofatomen bezitten en bovendien zijn er vertakkingen mogelijk. Omdat er enorm veel mogelijke combinaties zijn, zijn er internationaal duidelijke afspraken gemaakt over de naamgeving van die vertakte alkanen.

Zijketengroepen verkrijgen we door bij een alkaan 1 H-atoom weg te nemen. De namen ervan worden gevormd door aan de stamnaam het achtervoegsel -yl toe te voegen.

Voorbeeld: – CH2 – CH2 – CH3 → propyl-zijketen

Vertakte alkanen met 1 zijketen

De namen van die moleculen worden gevormd als volgt:

Stap 1: Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen (hoofdketen) en tel het aantal koolstofatomen in die keten.

Stap 2: Gebruik de overeenstemmende stamnaam met de uitgang -aan.

Stap 3: Voor de zijketen gebruik je de gepaste zijketennaam als voorvoegsel.

Stap 4: Indien nodig schrijf je voor die zijketennaam een plaatsnummer gevolgd door een koppelteken (-). De nummering van de hoofdketen gebeurt op zo’n manier dat het plaatsnummer zo klein mogelijk is.

Voorbeeld:

De langste niet-vertakte C-keten = 7 C-atomen → HEPTAAN

De zijketen bestaat uit 1 C-atoom → METHYL

De nummering van de zijketen op de hoofdketen moet zo laag mogelijk zijn → 2.

De systematische naam van de molecule is 2-methylheptaan.

Vertakte alkanen met meerdere zijketens

Zijn er meerdere identieke zijketens, dan wordt de zijketennaam als voorvoegsel geplaatst, voorafgegaan door telvoorvoegsels di-, tri-, tetra- ... Indien nodig schrijf je zoveel plaatsnummers als er zijketens zijn. Tussen 2 opeenvolgende plaatsnummers wordt een komma geschreven.

De nummering van de hoofdketen is het kleinst mogelijke getal. Je bekomt dat getal door de plaatsnummers van klein naar groot achter elkaar te schrijven.

Zijn er verschillende zijketens, dan worden de zijketennamen als voorvoegsels geplaatst in alfabetische volgorde, voorafgegaan door hun plaatsnummers. De nummering van de hoofdketen is het kleinst mogelijke getal. Je bekomt dat getal door de plaatsnummers van klein naar groot achter elkaar te schrijven. Met andere woorden: De hoofdketen wordt zodanig genummerd dat de eerste zijketen een zo klein mogelijk plaatsnummer krijgt. Bij gelijkheid kijk je naar de volgende zijketen. De zijketen die alfabetisch eerst gerangschikt staat, krijgt, indien mogelijk, het kleinste plaatsnummer.

Het alfabetisch rangschikken van de zijketens gebeurt enkel op basis van de zijketennaam. Met de telvoorvoegsels wordt geen rekening gehouden.

Voorbeeld:

—De langste niet-vertakte C-keten = 10 C-atomen → DECAAN

—Er zijn 3 zijketens:

• 2 zijketens bestaande uit 1 C-atoom → DIMETHYL

• 1 zijketen bestaande uit 2 C-atomen → ETHYL

—De zijketens worden alfabetisch gerangschikt en de nummering is zo laag mogelijk → 5-ethyl-2,3-dimethyl

—De systematische naam van de molecule is 5-ethyl-2,3-dimethyl-decaan.

Hoe worden nu de brutoformule, structuurformule of skeletnotatie van een specifiek vertakt alkaan gevormd?

Bij het opstellen van de structuurformule van een alkaan overloop je het volgende stappenplan:

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen op dat je afleidt uit de stamnaam.

Stap 2: Plaats de zijketens op de juiste plaats.

Stap 3: Plaats een enkelvoudige binding tussen de C-atomen.

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen totdat alk C-atoom 4 bindingen heeft.

VOORBEELD FORMULEVORMING VERTAKTE ALKANEN

We stellen nu de brutoformule, structuurformule en skeletnotatie van enkele vertakte alkanen op.

3-methylhexaan

Stap 1: stam = HEX → 6 C-atomen

C C C C C C

Stap 2: zijketen = methyl → -CH3 op het 3de C-atoom

C C C C C C | CH3

Stap 3: Plaats enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen.

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen.

CH 3 - CH 2 - CH - CH 2 - CH 2 - CH 3 | CH3

VOORBEELD FORMULEVORMING VERTAKTE ALKANEN (VERVOLG)

3-ethyl-3-methyl-heptaan

Stap 1: stam = HEPT → 7 C-atomen

©VANIN

Stap 2:

zijketen 1 = ethyl → -CH2 - CH3 op het 3de C-atoom zijketen 2 = methyl → -CH3 op het 3de C-atoom

CH2 - CH3

CH3

Stap 3: Plaats enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen.

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen.

CH2 - CH3

CH 3 - CH 2 - C - CH 2 - CH 2 - CH 2 - CH 3

CH3

onvertakt vertakt

Naamgeving

stam = aantal

C-atomen + achtervoegsel ‘aan’

—vanaf 4

C-atomen met symbool ‘n’ vooraan

Formulevorming

—brutoformule: C nH2n+2

—structuurformule: zie stappenplan op p. 72

Naamgeving stam = aantal

C-atomen langste keten + achtervoegsel ‘aan’

—zijketens: - yl —positienummer zijketens: zo laag mogelijk

—volgorde zijketens in naam: alfabetisch

Formulevorming zie stappenplan op p. 75

ALKANEN

ORGANISCHE STOFFEN

2 Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1 Fysische eigenschappen

Alkanen komen in groot aantal voor in de natuur. Wanneer we de kook- en smelttemperatuur bekijken op de onderstaande grafiek, wordt duidelijk dat korte alkanen zoals methaan (CH4), ethaan (CH3 - CH3), propaan (CH3 - CH2 - CH3) en butaan (CH3 - CH2 - CH2 - CH3) gasvormig zijn bij kamertemperatuur. Naarmate de molecule langer wordt, stijgt het kookpunt van het alkaan. Alkanen met 5 tot 16 C-atomen zijn vloeibaar bij kamertemperatuur en alkanen met 17 of meer C-atomen zijn vast bij kamertemperatuur. De laatste noemen we de hogere alkanen of paraffinen.

Alkanen zijn goed brandbaar. Methaan (aardgas) wordt als brandstof gebruikt voor het verwarmen van onze huizen en het koken van eten op een gasvuur.

Kortere alkanen zijn bovendien licht ontvlambaar. Daarom moet je thuis altijd goed controleren of je de gasaansluiting van je gasfornuis goed hebt afgesloten wanneer je klaar bent met koken.

©VANIN

Paraffine, het hoofdbestanddeel van kaarsen, is een mengsel van n-alkanen met 17 tot 57 koolstofatomen.

Een stof is licht ontvlambaar als ze met een vlam of klein vonkje gaat branden bij kamertemperatuur in de aanwezigheid van lucht. Let op: ontvlambaarheid mag je niet verwarren met brandbaarheid van een stof. Een stof kan goed brandbaar zijn, maar toch slecht ontvlambaar.

Afb. 47 Kook- en smelttemperatuur van alkanen

demovideo: n-pentaanbrug

n-pentaanbrug: hoe blus je branden van alkanen (licht ontvlambaar)?

Werkwijze

Je leerkracht bevochtigt een propje watten met n-pentaan. Een gehalveerde plastic staaf wordt onder een hoek van 45° opgesteld met behulp van een statief. Het andere uiteinde rust op tafel in de buurt van een theelichtje of brandende kaars.

Waarnemingen

gehalveerde plastic buis

watje met pentaan kaarsje

emmer met water en vochtige handdoek

©VANIN

demovideo: juiste blusmethode

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai

Wanneer het natte propje bovenaan op de plastic buis geplaatst wordt, zullen de dampen van het solvent de baan van de buis volgen om uiteindelijk het kaarsje te bereiken. De dampen zullen ontbranden en het spoor naar het propje toe volgen zodat ook dat in brand vliegt. Wanneer het propje brandt, wordt het met behulp van een ijzeren tang in een emmer water gelegd. Het propje blijft drijven en branden.

Besluit

Water helpt hier niet om te blussen, maar hoe kan de brand dan wel geblust worden? Door de emmer af te dekken met een met water bevochtigde handdoek en alle luchttoevoer af te sluiten.

VEILIGHEIDSVOORSCHRIFT !

Juiste blusmethode

• Neem de natte doek met 2 handen vast aan de bovenste hoekpunten (de handpalmen naar boven).

• Draai de handen zodat de blusdoek de handen en onderarmen bedekt.

• Benader het vuur met gestrekte armen en de blusdoek voor je.

• Plaats de blusdoek over de brand, beginnende met de onderkant van de blusdoek.

• Zorg ervoor dat de blusdoek de vuurhaard volledig bedekt. Laat de blusdoek liggen want de brandstof kan opnieuw ontvlammen.

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_methaan.ai

gasfractie

dalende

dichtheid en kookpunt

oplopende

dichtheid en kookpunt

ruwe olie

chemicaliën 70 °C

120 °C

kerosine voor vliegtuigen paraffine voor verlichting en verwarming 170 °C petroleum voor auto’s

diesel

270 °C

smeerolie, glansen boenproducten

brandstof voor schepen, industrie en centrale verwarming 600 °C asfaltfractie voor wegen

Afb. 48 Gefractioneerde destillatie van ruwe aardolie

WEETJE

Kraken van langere alkanen

De wereldindustrie steunt voor haar energievoorziening grotendeels op alkaanmengsels, zoals petroleum en aardgas. Die grondstoffen vormen ook de basis van de petrochemie, waaruit allerlei producten ontstaan die niet meer uit het moderne leven zijn weg te denken. Vorig jaar leerde je al dat ruwe aardolie in fracties wordt gescheiden door gefractioneerde destillatie.

Ga naar het extra materiaal op en ontdek waar fossiele koolstofbronnen precies vandaan komen.

©VANIN

Je leerde dat de kortere alkanen vlugger ontvlammen en dus goed bruikbaar zijn als brandstof. Petrochemici proberen langere ketens dan ook te splitsen in meerdere kortere ketens. Dat heet het kraken van alkanen. Om dat resultaat te bereiken, worden de langere alkaanketens verhit in een omgeving zonder zuurstofgas, waardoor er kortere brokstukken ontstaan: kortere alkanen, maar ook alkenen.

Afb. 49 Kraken van C15H32. Let op de dubbele bindingen die hierbij worden gevormd.

Alkanen zijn verzadigd: elk koolstofatoom bindt al 4 andere atomen aan zich en kan dus geen extra bindingen meer aangaan. Een of meerdere waterstofatomen kunnen wel vervangen worden door een ander atoom of een atoomgroep. Dat atoom of die atoomgroep noemen we een substituent en de reactie is een substitutiereactie

Het waterstofatoom kan bijvoorbeeld vervangen worden door een halogeenatoom (behorend tot groep VIIa van het periodiek systeem: fluor, chloor, jood of broom). Alkanen reageren met dihalogenen in aanwezigheid van ultraviolet licht. Er kunnen verschillende H-atomen vervangen worden en er zullen dus ook meerdere reactieproducten ontstaan. De chlorering van pentaan levert het volgende:

C H H C H H C H H C H H C H H HH+ Cl 1-chloorpentaan HC H H C H Cl C H H C H H C H H HH+ Cl 2-chloorpentaan

HC H H C H H C H Cl C H H C H H HH+ Cl 3-chloorpentaan

Afb. 50 Pentaan vormt onder invloef van uv-licht o.a. 1-chloorpentaan, 2-chloorpentaan of 3-chloorpentaan.

Na substitutie ontstaan zogenaamde halogeenalkanen. Die moleculen hebben veel nuttige toepassingen.

Subsitutiereactie

©VANIN

Toepassing halogeenalkaan

CH4 + Cl2 → CH3Cl + HClCH3Cl (chloormethaan) is een koelmiddel (freon).

CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HClCH2Cl2 (dichloormethaan) is een afbijtmiddel.

CH3Cl2 + Cl2 → CHCl3 + HClCHCl3 (trichloormethaan) ken je als chloroform.

CHCl3 + Cl2 → CCl4 + HCl CCl4 (tretrachloormethaan) wordt vaak vlekkenwater genoemd, ook al heeft die ontvlekker niets met water te maken.

Afb. 51 Freon wordt gebruikt in koelkasten, terwijl chloroform vroeger als verdovend middel diende bij operaties.

ClCl

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

Methaan

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_methaan.ai

Methaan is het voornaamste bestanddeel van aardgas en wordt soms aangetroffen samen met aardolie en andere fossiele brandstoffen. Methaangas ontstaat wanneer bacteriën onder anaerobe omstandigheden (= omgeving zonder zuurstofgas) afgestorven organismen afbreken. Omdat anaerobe omstandigheden vooral in moerasbodems voorkomen, wordt methaan vaak moerasgas genoemd. Het gas ontstaat ook bij de verwerking van o.a. tuinafval.

Door die gassen over generatoren te sturen, wordt elektrische energie opgewekt. Methaan wordt daarom ook vaak een biogas genoemd.

Veel gezinnen gebruiken aardgas als brandstof voor het verwarmen van hun woning. Gasleidingen komen dan ook overal in Vlaanderen voor. Methaan is echter geur- en kleurloos. Om een gaslek tijdig op te merken, voegen gasleveranciers daarom sterk geurende organische stoffen toe.

De verbrandingsreactie van methaan verloopt dan als volgt (bij volledige verbranding):

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

©VANIN

De grootste methaanvoorraad bevindt zich echter nog in de aarde. Belangrijke methaanrijke moerasgebieden zijn te vinden in het hoge noorden van Europa, Siberië en Amerika. In die gebieden is de bodem permanent bevroren: op enige diepte bevindt zich ijs. Dat heet permafrost. Alleen de bovenste decimeters van de bodem ontdooien elke zomer. Omdat het water niet weg kan zakken door het ijs in de bodem, wordt het vooral in vlakke gebieden nat met veel moerasvorming tot gevolg. Er wordt nu gevreesd dat de temperatuurstijging op aarde zal zorgen voor het ontdooien van de permafrost. Dat zou kunnen leiden tot het vrijkomen van grote hoeveelheden methaan, en een verdere toename van het broeikaseffect.

Aardgas bevat naast methaan ook nog andere koolwaterstoffen. De 2de belangrijkste organische fractie is ethaan, hoewel het beduidend minder in aardgas voorkomt dan methaan.

Aangezien ook ethaan als brandstof wordt gebruikt, schrijven we ook hiervoor de verbrandingsreactie: 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O

Ethaan is een belangrijke grondstof voor de productie van andere organische stoffen zoals etheen, ethanol en ethaanzuur.

Afb. 53 Moerasgebieden bevatten methaan.

WEETJE

Ethaan

Afb. 52 Een molecule methaan

3D-beeld methaan ontdekplaat: organische stofklassen

B

Afb. 54 Een molecule ethaan

3D-beeld ethaan

3D-beeld propaan

n-butaan

demovideo: de verbranding van propaan en n-butaan

Propaan en n-butaan

Propaan en n-butaan zijn gasvormige alkanen, die gebruikt worden om bijvoorbeeld huizen te verwarmen of om fornuizen aan te steken in de keuken. De gassen worden als vloeistoffen onder druk in de handel gebracht onder de benamingen propagas en butagas. Beide gassen worden in een school ook vaak gebruik als mobiele opstelling bij het gebruik van een bunsenbrander.

Ook voor propaan en n-butaan schrijven we een (volledige) verbrandingsreactie:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

DEMO

Verbranding propaan en n-butaan

Werkwijze

Je leerkracht vult een bekerglas met water en voegt afwasmiddel toe. Door middel van een lepel wordt voor een goede schuimvorming gezorgd. De leerkracht leidt met behulp van een slang gedurende enkele seconden gas in de oplossing en schept met natte handen een klein beetje schuim van de zeepoplossing. Je leerkracht steekt vervolgens het schuim in brand met behulp van lucifers.

Waarnemingen

Het schuim schiet in brand. De hand van de leerkracht wordt niet aangetast.

Besluit

Het propaan en n-butaan uit de gasleiding ontbrandt goed. Dat bevestigt dat ze licht ontvlambaar zijn en gebruikt kunnen worden als brandstof.

3D-beeld

Afb. 55 Een molecule propaan

Afb. 56 Een molecule n-butaan

Afb. 57 Propaantank

Als je houdt van kamperen, heb je zeker al eens gekookt op een gasvuurtje. De bekende blauwe bussen zijn gevuld met butaan. Het gas staat onder verhoogde druk, waardoor het vloeibaar is. Wanneer zo’n bus wordt opengedraaid, ontsnapt eerst het n-butaangas dat zich boven de vloeistof bevindt. Vervolgens verdampt een gedeelte van het vloeibare n-butaan. Die omzetting kan pas voldoende snel gebeuren als de temperatuur van het samengeperste n-butaan hoger ligt dan het kookpunt: -0,5 °C. Om die reden is butaan niet bruikbaar bij vriesweer. Bergbeklimmers en wintersporters gebruiken daarom propaan als campinggas. Het kookpunt van propaan is -42 °C en dat geeft dus geen problemen bij lage temperaturen.

n-octaan

Benzine bevat ongeveer 300 verschillende koolstofverbindingen, waarvan de meeste alkanen zijn, onder andere octaan. Octaan is een ideale brandstof voor verbrandingsmotoren: hoe hoger het octaangehalte, hoe beter. De verbrandingsreactie noteren we als volgt:

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

Octaangehalte versus octaangetal aan de benzinepomp

Er is een verschil tussen het octaangehalte en het octaangetal. Het octaangehalte duidt op de hoeveelheid octaan in benzine. Het octaangetal is een maat voor de klopvastheid van de brandstof (de mate waarin die brandstof in een brandstofluchtmengsel kan worden samengeperst zonder tot zelfontbranding te komen). De cijfers 95 of 98 die je op de benzinepomp aantreft, geven het octaangetal weer.

WEETJE

Afb. 58 Koken met butaangas

3D-beeld n-octaan

n-alkaan

methaan

ethaan

propaan

n-butaan

Toepassing

—brandstof om woningen te verwarmen

—brandstof om woningen te verwarmen

—grondstof voor productie etheen, ethanol, ethaanzuur ...

©VANIN

—brandstof om woningen te verwarmen

—in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

—brandstof om woningen te verwarmen

—in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

De 4 kleinste n-alkanen komen voor in ruwe aardolie, zijn gasvormig bij kamertemperatuur en licht ontvlambaar. Methaan vind je daarnaast ook in aardgas en in permafrost.

n-pentaan tot n-decaan zijn ook terug te vinden in ruwe aardolie, maar zijn vloeibaar bij kamertemperatuur. n-octaan wordt gebruikt als brandstof voor benzinemotoren.

AAN DE SLAG

Geef de systematische naam, structuurformule, skeletnotatie en/of brutoformule van de gegeven alkanen.

a propaan

b CH3 - (CH2)3 - CH3

c d CH3 - CH3

e n-butaan

f CH3 - (CH2)6 - CH3

g h CH3 - (CH2)8 - CH3

Koppel de juiste alkanen aan de juiste toepassing(en) of het juiste voorkomen.

1 ethaan

2 propaan

3 methaan

a komt voor in de permafrost van Siberië

b grondstof voor ethanol (drankalchohol)

c campinggas

Geef de aggregatietoestand van de gegeven alkanen

bij 21 °C en -10 °C. In de grafiek zie je de smelt- en kookpunten van n-alkanen in functie van het aantal koolstofatomen in de keten.

a octaan

b propaan

c butaan

d C18H38

Methaan wordt gebruikt als brandstof. Uit het derde jaar weten we dat verbranden eigenlijk het reageren met zuurstofgas is. Schrijf nu zelf de verbrandingsreactie.

Schrijf de verbrandingsreactie van octaan. Wat heeft autorijden met het versterkt broeikaseffect te maken?

` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK

3

Alkenen

Een tweede stofklasse die we bespreken, zijn de alkenen. Die moleculen bevatten meestal ook alleen koolstofen waterstofatomen, net zoals de alkanen. Daarom spreken we hier over koolwaterstoffen. Niet elke koolstof is gebonden aan 4 andere atomen. Er komen dus dubbele bindingen voor tussen de koolstofatomen. We noemen alkenen daarom ook wel onverzadigde koolwaterstofverbindingen.

Stofklasse Typisch kenmerk alkanen enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen ‘C - C’ alkenen dubbele binding tussen een paar C-atomen ‘C = C’

LEERDOELEN

L de naam van een alkeen geven aan de hand van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd

L enkele toepassingen van alkenen uit het dagelijks leven en de industrie bespreken

1 Formule en systematische naam

Zoals bij de alkanen bevat de systematische naam van een alkeen alle informatie die nodig is om een formule te noteren:

alkeen → aantal C-atomen (stam) → dubbele binding tussen een paar C-atomen

De kleinste alkenen zijn:

Systematische naam

StructuurformuleSkeletnotatie Brutoformule etheen

CH2 = CH2

C2H4 propeen

CH2 = CH - CH3 of

CH3 - CH = CH2

We stellen vast dat:

C3H6

—de algemene brutoformule van alkenen is: C nH2n (n = natuurlijk getal); —propeen op 2 manieren kan worden voorgesteld. De 2 voorstellingen zijn aan elkaar gelijk. De dubbele binding staat bij beide voorstellingen op plaats 1. Ze zijn elkaars spiegelbeeld en door de voorstelling 180° te draaien, kun je opmerken dat het om dezelfde molecule gaat.

Maar wat bedoelen we eigenlijk met plaats 1? De plaats van de dubbele binding wordt bepaald door het nummer van het koolstofatoom waar de dubbele binding start. Het nummer kan worden bepaald via 2 leesrichtingen:

—van links naar rechts:

—van rechts naar links:

1 2 3

CH2 = CH - CH3

CH2 = CH - CH3 3 2 1

We spreken af dat de plaats van de dubbele binding wordt weergegeven met het laagste cijfer, hier is dat dus 1 (links  rechts). Dat zogenaamde positiecijfer wordt in de systematische naam geplaatst vlak voor het achtervoegsel waarnaar het verwijst. Hier is dat de plaats van de dubbele binding. Op basis van de leesrichting wordt de naam dus:

prop-1-een

Wanneer we die afspraak toepassen op de tweede voorstelling van propeen, bekomen we:

van links naar rechts

—van rechts naar links

1 2 3

CH3 – CH = CH2

CH3 – CH = CH2

3 2 1

Ook hier is het positiecijfer gelijk aan 1 (rechts  links) en wordt de naam opnieuw:

prop-1-een

Wanneer langs de 2 leesrichtingen hetzelfde positiecijfer verschijnt, moet het cijfer niet weergegeven worden in de systematische naam. De naam propeen is voldoende voor dat alkeen.

Vanaf 4 koolstofatomen is een positiecijfer wel verplicht. We bekijken het alkeen met 5 C-atomen. We kunnen 4 structuurformules opstellen en plaatsen op elke formule de positiecijfers in de 2 leesrichtingen. Met behulp van de regel van het laagste cijfer bepaal je de mogelijke systematische namen:

1 2 3 4 5

—structuurformule 1: CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH3 pent-1-een 5 4 3 2 1 (pent-4-een)

1 2 3 4 5

—structuurformule 2: CH3 – CH = CH - CH2 - CH3 pent-2-een

5 4 3 2 1 (pent-3-een)

1 2 3 4 5

—structuurformule 3: CH3 - CH2 – CH = CH - CH3 (pent-3-een)

5 4 3 2 1 pent-2-een

1 2 3 4 5

—structuurformule 4: CH3 - CH2 - CH2 – CH = CH2 (pent-4-een)

5 4 3 2 1 pent-1-een

Je krijgt 2 verschillende namen: pent-1-een en pent-2-een. De systematische naam penteen is dus niet eenduidig. Pent-1-een en pent-2-een hebben andere chemische en fysische eigenschappen. Je bent dus verplicht het positiecijfer te vermelden zodat je naar de juiste organische stof verwijst.

Opmerking:

We komen tot 2 belangrijke regels over het plaatsen van een positiecijfer:

1 Indien er verschillende nummeringen voor de plaats van de dubbele bindingen mogelijk zijn, moet die plaats in de naam aangeduid worden met een positiecijfer.

2 Een positiecijfer is zo laag mogelijk.

Bij het opstellen van de structuurformule van een alkeen overloop je het volgende stappenplan:

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen op.

Stap 2: Plaats op de aangegeven positie een dubbele binding tussen de 2 C-atomen.

Stap 3: Plaats een enkelvoudige binding tussen de andere C-atomen.

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen totdat elk C-atoom 4 bindingen heeft.

Plaatsisomeren

Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar een andere structuurformule.

In het geval van plaatsisomeren zit het verschil in de plaats van bv. de dubbele binding (zoals het geval was in het voorbeeld hierboven: pent-2-een versus pent-1-een).

Een ander voorbeeld van plaatsisomeren is but-1-een versus but-2-een. Ze hebben dezelfde brutoformule (C4H8), maar een andere structuurformule omdat de dubbele binding zich op een andere plaats bevindt:

WEETJE

VOORBEELD BRUTOFORMULE, STRUCTUURFORMULE EN SKELETNOTATIE VAN EEN ALKEEN

hex-3-een

Stap 1: stam = HEX → 6 C-atomen

C C C C C C

Stap 2: Plaats op de aangegeven positie een dubbele binding tussen de 2 C-atomen (op positie 3).

C C C C C C

Stap 3: Plaats een enkelvoudige binding tussen de andere C-atomen.

C – C – C C – C – C

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen totdat elk C-atoom 4 bindingen heeft.

Uitgebreide structuurformule: C H H C H H C H C H H C H H C H H H

Beknopte structuurformule: CH3 - CH2 – CH = CH - CH2 - CH3

Brutoformule:

C6H12

Skeletnotatie:

©VANIN

ORGANISCHE STOFFEN

onvertakt vertakt naamgeving:

stam = aantal C-atomen langste keten mét dubbele binding in de keten + positiecijfer dubbele binding + achtervoegsel ‘een’

formulevorming: zie stappenplan p. 88

ALKANEN

In het Grieks betekent poly veel en meros deeltje.

2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

Met alkenen zijn, naast verbrandingsreacties, ook polymerisatiereacties mogelijk omwille van hun onverzadigd karakter. Polymerisatie is het aaneenschakelen van verschillende onverzadigde bouwsteentjes (de monomeren) tot een lange molecule (het polymeer). Door kleine variaties in de monomeren ontstaan andere polymeren met andere nuttige toepassingen.

In bepaalde omstandigheden is het mogelijk de dubbele binding van het alkeen te breken, zodat 2 ongepaarde elektronen ontstaan en een enkelvoudige binding overblijft. Elk koolstofatoom waarop zich een ongepaard elektron bevindt, zal hierna een binding aangaan met een ander atoom of atoomgroep. Na dat proces is de koolwaterstof verzadigd. We noemen dat proces een additiereactie.

Afb. 62 Bananen rijpen snellen door etheengas.

Etheen vormt de basisgrondstof voor het polymeer polyetheen of PE. Tijdens de synthese worden de verschillende etheenmoleculen aan elkaar gehecht. We noemen etheen daarom het monomeer van polyetheen. Polyetheen, ook gekend onder de oudere naam poylethyleen, kent verschillende toepassingen, o.a. in het huishouden als afdekfolie en verpakkingsmateriaal (huisvuilzakken, plastic flesjes, vershoudfolie) of in de industrie bijvoorbeeld mantels van elektrische kabels of gas-, drinkwater- en rioolwaterleidingen.

In de natuur speelt etheen een volledig andere rol. Het is namelijk een hormoon in planten en de aanwezigheid ervan stimuleert stofwisselingsprocessen zodat vruchten beginnen te rijpen. Importeurs voeren vaak onrijp fruit in en laten het bij aankomst versneld rijpen door blootstelling aan etheengas.

Etheen kan ook additiereacties ondergaan. Zo wordt etheen door de reactie met een halogenide omgezet naar bv. 1,2-dichloorethaan of 1,2-dibroomethaan.

©VANIN

Afb. 63 Additie van een dihalogeen aan etheen. De plaatsing van de halogeenatomen boven, onder of opzij in de vlakke tekening is willekeurig.

De reactie tussen water en etheen zorgt voor de vorming van ethanol, het bekende drinkalcohol.

Afb. 64 Additie van water aan etheen

2.2 Propeen

Propeen is de basisgrondstof voor de kunststof polypropeen (PP). Die kunststof wordt gebruikt bij de productie van yoghurtpotjes, flesdoppen en tuinmeubels. Overheden zetten sterk in op de recyclage van die kunststoffen. Gerecycleerd PP kent bijvoorbeeld toepassingen in bloembakken en auto-onderdelen.

De verschillende kunststoffen kun je op een verpakking herkennen op basis van een Europese code:

©VANIN

bestaan enkel uit C-en H-atomen ALKANEN

Etheen

ORGANISCHE STOFFEN

ALKENEN

bestaan enkel uit C-en H-atomen; bevat een dubbele binding

CH2 = CH2 —grondstof voor de kunststof polyetheen (PE) —plantenhormoon onvertakt vertakt

Propeen

CH3 - CH = CH2 —grondstof voor de kunststof polypropeen (PP)

ANDERE

ALKYNEN

Afb. 65 Een molecule propeen

Afb. 66 Flesdopjes zijn gemaakt van propeen.

Afb. 67 Europese codes voor kunststoffen

3D-beeld propeen

AAN DE SLAG

Geef de systematische naam, structuurformule en/of brutoformule van de onderstaande alkenen.

a but-2-een

b CH2 = CH - CH3

c CH3 - (CH2)4 – CH = CH2

d dec-5-een

e pent-1-een

f C2H4

g CH3 - CH2 – CH = CH - (CH2)3 - CH3

h hex-2-een

Is prop-2-een een correcte naam?

` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 4

Alkynen

©VANIN

Ook alkynen zijn onverzadigde koolwaterstoffen. In een alkyn gaan minstens 2 koolstofatomen onderling een drievoudige atoombinding aan. Je noemt die koolwaterstoffen daarom vaak ‘dubbel onverzadigd’.

Stofklasse

Typisch kenmerk alkanen enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen ‘C - C’ alkenen dubbele binding tussen een paar C-atomen ‘C = C’ alkynen drievoudige binding tussen een paar C-atomen ‘C C’

LEERDOELEN

L de naam van een alkyn geven aan de hand van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd

L enkele toepassingen van alkynen uit het dagelijks leven en de industrie bespreken

1 Formule en systematische naam

Zoals bij de alkanen en de alkenen bevat de systematische naam van een alkyn alle informatie die nodig is om een formule te noteren of een structuur te tekenen:

alkyn → aantal C-atomen (stam) → drievoudige binding tussen een paar C-atomen

De kortste alkynen zijn:

Systematische naam

Structuurformule

Brutoformule ethyn HC CH C2H2 propyn HC C - CH3 C3H4

We stellen vast dat:

—de algemene brutoformule van alkynen CnH2n-2 is; —propyn, net als propeen, op 2 manieren kan worden voorgesteld. De 2 voorstellingen zijn aan elkaar gelijk. De dubbele binding staat bij beide voorstellingen op plaats 1. Ze zijn elkaars spiegelbeeld. Door de voorstelling 180° te draaien, kun je opmerken dat het om dezelfde molecule gaat; —je, net als bij de alkenen, bij ketens vanaf 4 koolstoffen de plaats moet aanduiden waar de drievoudige binding start. Je kiest daarvoor alweer het laagst mogelijke cijfer. Het positiecijfer wordt, net als bij de alkenen, in de systematische naam geplaatst, voor het achtervoegsel ‘-yn’.

HC H H C H H C H H H propaan

HC H H C H H C H H C H H H butaan

CC H H HC H propyn

CC C H H H H H H H H

H H C C C CC H H but-1-yn but-2-yn

2 Voorkomen en toepassing uit het dagelijks leven

Van alle alkynen is het voornamelijk ethyn dat een paar belangrijke toepassingen heeft. Ethyn is een veelgebruikte brandstof, bijvoorbeeld voor autogeenlassen of gassmeltlassen, en een belangrijke grondstof voor de productie van sommige plastics.

Ethyn is beter bekend onder zijn triviale naam acetyleen.

©VANIN

verzadigde koolwaterstoffen met enkel enkelvoudige ‘C - C’-bindingen

brutoformule: C nH2n+2

onverzadigde koolwaterstoffen met een dubbele ‘C = C’-binding

brutoformule: C nH2n

onverzadigde koolwaterstoffen met een drievoudige ‘C C’-binding

brutoformule: C nH2n-2

Het positiecijfer (zo laag mogelijk) in de systematische naam geeft de plaats aan van de dubbele of drievoudige binding.

ALKANEN

ALKYNEN

ORGANISCHE STOFFEN

ALKENEN

Afb. 68 Ethyn dient als brandstof voor snijbranders.

Afb. 69 Ethyn is een belangrijke grondstof voor de productie van pvc, dat je onder meer aantreft in dakgoten.

HOOFDSTUK 5

Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen

In dit laatste hoofdstuk bespreken we kort 2 andere stofklassen: de alcoholen en de carbonzuren. Alkanen waar een H-atoom vervangen wordt door een OH-groep noemt men alcoholen. De functionele groep voor de alcoholen is dus de OH-groep.

De carbonzuren bevatten zoals alcoholen ook C-, H- en O-atomen. Een alkaanzuur bevat echter 2 O-atomen en heeft als functionele groep de carboxylgroep (COOH-groep), die zich steeds in het molecule eindstandig (= achteraan in de molecule) bevindt.

Stofklasse Typisch kenmerk alkanen enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen ‘C - C’ alkenen dubbele binding tussen een paar C-atomen ‘C = C’ alkynen drievoudige binding tussen een paar C-atomen ‘C C’ alcoholen H-atoom vervangen door OH-groep ‘- OH’ carbonzuren C-atoom gebonden aan een O-atoom en een OH-groep.‘- COOH’

LEERDOELEN

L de naam van methanol en ethanol geven aan de hand van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd

L enkele toepassingen van methanol en ethanol uit het dagelijks leven en de industrie leren kennen

L de naam van methaanzuur en ethaanzuur geven aan de hand van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd

L enkele toepassingen van methaanzuur en ethaanzuur uit het dagelijks leven en de industrie leren kennen

1 Alcoholen

De organische stofklasse 'alcoholen' wordt gekenmerkt door een specifieke functie of functionele groep, namelijk de hydroxylfunctie, of de OH-groep. De hydroxylfunctie in een alcohol neemt de plaats in van een waterstofatoom in een alkaan en is ook enkelvoudig gebonden aan dat koolstofatoom.

Alcoholen bezitten dus, zoals de hydroxiden uit thema 01, een OH-groep in de brutoformule. Maar ze zijn, ondanks de aanwezigheid van de OH-groep, geen hydroxiden. De OH-groep is covalent gebonden aan het niet-metaal koolstof. In een hydroxide ontstaat een ionbinding tussen de OH-groep en het metaalion.

Methanol wordt in ons lichaam omgezet naar methanal of formol. Die chemische stof maakt het enzym, dat nodig is voor het metabolisme in het netvlies, inactief en tast de oogzenuw aan met blindheid tot gevolg. Een slok methanol kan bovendien dodelijk zijn.

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek alcohol nu gevormd? Voor de naamgeving van de alcoholen blijven de basisafspraken van de alkanen behouden:

—De stam verwijst naar het aantal koolstofatomen

—Het achtervoegsel ‘aan’ (verkort 'an') verwijst naar de aanwezigheid van uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen.

—In de naam wordt de functionele groep (de hydroxylfunctie) aangegeven door het achtervoegsel ‘-ol’.

Dit jaar onthouden we de 2 alcoholen met de kortste structuur:

Systematische naam

methanol

ethanol

©VANIN

Structuurformule

CH3 - OH

CH3 - CH2 - OH

Methanol is een kleurloze, zeer giftige vloeistof (kookpunt 65 °C). Het kent verschillende toepassingen.

Je vindt het in de handel vooral als methylalcohol, (brand)spiritus of brandalcohol. Waarschijnlijk ken je methanol nog het best als brandstof voor de sfeervolle fonduestelletjes tijdens de kerstperiode. Sommige mensen gebruiken methanol om hun barbecue aan te steken, maar dat is geen goed idee. Methanol is heel licht ontvlambaar en brandt met een bijna kleurloze vlam.

Er wordt momenteel heel wat wetenschappelijk onderzoek gedaan naar meer ecologische brandstoffen. Fijn stof maar vooral de CO2-uitstoot zorgt voor milieuproblemen en klimaatverandering. De wetenschap focust zich daarbij op het gebruik van nieuwe technologie (brandstofcellen), maar ook op nieuwe brandstoffen. Door bijvoorbeeld het gebruik van methanol als brandstof in auto’s kan de CO2-uitstoot gehalveerd worden. Methanol wordt door middel van een ingenieus motorsysteem gesplitst in koolstof, waterstofgas en zuurstofgas. Via brandstofcellen wordt er vervolgens energie geleverd voor de aandrijving van de wagen. Je leert alles over brandstofcellen in de derde graad.

1.1 Methanol

3D-beeld methanol

Afb. 70 Een molecule methanol

Afb. 71 Methanol als brandstof in een fonduestel

Afb. 72 Methanol als ecologische brandstof voor auto’s

1.2 Ethanol

Methanol is heel goed oplosbaar in water en is een oplosmiddel voor organische stoffen, zoals lijmen, verven en vetten.

©VANIN

In de industrie wordt methanol gebruikt als grondstof voor het maken van oplosmiddelen, kunststoffen (bv. bakeliet), kleurstoffen en geneesmiddelen.

Ethanol is een kleurloze vloeistof (kookpunt 78 °C) die zich in alle verhoudingen mengt met water.

Wat men in de omgangstaal met ‘alcohol’ bedoelt, is bijna altijd ethanol. Daarom duiden we het vaak aan met de naam ‘gewone alcohol’. Het is één van de oudst bekende stoffen.

Het bekendste bereidingsproces van ethanol wordt gebruikt bij de productie van alcoholische dranken, zoals bier. Via een ingewikkeld proces wordt glucose vrijgemaakt uit granen, vooral uit gerst. Gistcellen gebruiken die glucose als voedingsbron en breken het (in de afwezigheid van zuurstofgas) af tot ethanol en koolstofdioxide:

C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 ↑ glucose → ethanol + koolstofdioxide

Afb. 73 Methanol als oplosmiddel voor verf

Afb. 74 Methanol als grondstof voor het maken van geneesmiddelen

Afb. 75 Een molecule ethanol

3D-beeld ethanol

Afb. 76 Ethanol is een synoniem voor alcohol.

Afb. 77 Ethanol ontstaat bij de productie van bier.

Het alcoholgebruik bij jongeren is de laatste jaren sterk toegenomen. Vooral het bingedrinken (meer dan 5 alcoholconsumpties op korte tijd voor mannen en 4 voor vrouwen) komt meer en meer voor. Jongeren spreken vooral over ‘comazuipen’.

Alcohol wordt nog steeds sociaal aanvaard als genotsmiddel. Er bestaat echter een onmiskenbare relatie tussen alcoholgebruik en het aantal verkeersdoden. Ook alcoholisme komt meer en meer voor en dat in alle lagen van de bevolking.

Ons bloed neemt heel snel ethanol op en verspreidt het vervolgens over de weefsels, dus ook de hersenen. De concentratie aan alcohol in de uitgeademde lucht is evenredig met het alcoholgehalte in het bloed. Een eenvoudige ademtest volstaat dan ook voor een snelle controle. Een rechter kan een alcoholslot laten plaatsen in de auto van een chauffeur die regelmatig werd betrapt op dronken rijden. Pas wanneer een alcoholtest negatief is, kan de chauffeur zijn auto starten.

Ethanol wordt ook gebruikt als ontsmettingsmiddel. Volgens de aanbevelingen van de WHO (Wereldgezondheids-organisatie) moeten desinfecterende hydroalcoholische oplossingen, bedoeld voor gebruik in de gezondheidszorg, ten minste 70 % ethanol bevatten om doeltreffend te zijn tegen bacteriën en bepaalde virussen.

Onder de naam biobrandstof wordt ethanol ook steeds meer gebruikt als energiebron voor wagens. Soms wordt in auto’s ook een mengsel van verschillende brandstoffen gebruikt, bv. 60 % ethanol, 33 % methanol en 7 % benzine.

Ethanol wordt ook ingezet als oplosmiddel, bijvoorbeeld in cosmetica en parfums.

Afb. 78 Jongere is bewusteloos door alcoholgebruik.

Afb. 79 Alcoholcontrole bij bestuurders

Afb. 80 Ethanol als ontsmettingsmiddel

Afb. 81 Ethanol als brandstof

Afb. 82 Ethanol als oplosmiddel voor cosmetica en parfum

Hoe leid je uit een formule de systematische naam af van alcoholen?

CH3 - OH

—stam = 1 C-atoom → METH

—allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN —aanwezigheid hydroxylgroep → OL

De systematische naam van de molecule is methanol

CH3 - CH2 - OH

—stam = 2 C-atomen → ETH —allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN —aanwezigheid hydroxylgroep → OL

De systematische naam van de molecule is ethanol

In de structuurformule wordt de hydroxylfunctie meestal apart weergegeven.

CH3 - CH2 - OH

In de skeletnotatie worden de binding met de functionele groep én de OH-groep zelf volledig weergeven. OH

Correcte formule?

Opmerking 1:

We bekijken de structuurformule van ethanol: CH3 - CH2 - OH

Hierbij valt op dat het waterstofatoom apart wordt weergegeven bij het zuurstofatoom waar het een binding mee aangaat. CH3 - CH3O wordt dus niet toegepast als structuurformule om duidelijk de functionele groep te benadrukken, omdat het simpelweg niet juist is.

De structuurformule geeft weer welke atomen aan elkaar gebonden zijn; CH3 - CH3O zou betekenen dat aan het linkse C-atoom 3 H-atomen gebonden zijn en 1 C-atoom en aan de rechtse C een C-atoom, 3 H-atomen én een O-atoom, wat uiteraard niet kan.

Opmerking 2:

De binding tussen het koolstofatoom en de hydroxylfunctie moet niet worden weergegeven.

De onderstaande voorstelling van ethanol is dus ook correct:

CH3 - CH2OH

Opmerking 3:

De molecule ethanol moet natuurlijk wel juist gelezen worden: de hydroxylfunctie is gebonden aan het tweede C-atoom (en dus niet aan de H-atomen).

Een andere mogelijke weergave is dan ook:

CH3 - CH2 | OH

Schrijf zeker niet deze foute structuur: CH2 - OH - CH3

2 Carbonzuren

De organische stofklasse 'carbonzuren' wordt gekenmerkt door een specifieke functie of functionele groep, namelijk de carboxylfunctie of de COOH-groep:

©VANIN

Carbonzuren bezitten dus, zoals de hydroxiden uit thema 01, een OH-groep in de brutoformule. Maar ze zijn, ondanks de aanwezigheid van de OH-groep, geen hydroxiden of alcoholen.

De OH-groep is namelijk covalent gebonden aan een koolstofatoom dat ook nog een dubbel gebonden zuurstofatoom heeft.

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek carbonzuur gevormd? Voor de naamgeving van de carbonzuren blijven de basisafspraken van de alkanen behouden:

—De stam verwijst naar het aantal koolstofatomen

—Het achtervoegsel ‘aan’ verwijst naar de aanwezigheid van uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen.

—In de naam wordt de functionele groep (de carboxylfunctie) aangegeven door het achtervoegsel ‘zuur’.

—Er wordt geen positiecijfer genoteerd, omdat we de nummering van de keten starten aan de kant van de carboxylfunctie.

Dit jaar onthouden we de 2 kleinste carbonzuren:

Systematische naam StructuurformuleTriviale naamZuurrest Naam zuurrest methaanzuurHCOOH mierenzuurHCOO- formiaation ethaanzuur CH3 - COOHazijnzuurCH3COO- acetaation

WEETJE

Hoe leid je uit een formule de systematische naam af van carbonzuren?

H - COOH

—stam = 1 C-atoom → METH

—allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN —aanwezigheid carboxylgroep → ZUUR

De systematische naam van die molecule is methaanzuur. Methaanzuur wordt triviaal ook mierenzuur genoemd. Wanneer mierenzuur een H+ van de carboxylgroep heeft afgestaan, dan ontstaat de zuurrest HCOO-. Dat wordt het formiaation genoemd.

CH3 - COOH

—stam = 2 C-atomen → ETH

—allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN —aanwezigheid carboxylgroep → ZUUR

De systematische naam van die molecule is ethaanzuur. Ethaanzuur wordt triviaal ook azijnzuur genoemd. Wanneer azijnzuur een H+ van de carboxylgroep heeft afgestaan, dan ontstaat de zuurrest CH3COO-. Dat wordt het acetaation genoemd. Merk op dat het koolstofatoom uit de carboxylfunctie wordt meegeteld in de stamnaam.

2.1 Methaanzuur

Methaanzuur is een kleurloze vloeistof met een prikkelende geur die de huid kan aantasten. Misschien denk je dat je methaanzuur niet kent, maar je bent zeker weleens gebeten door een mier. De irriterende jeuk die je dan voelt, wordt veroorzaakt door de chemische stof die het insect op je huid spuit: methaanzuur. Daarom spreken we ook van mierenzuur

Mierenzuur komt ook voor in de haren van de brandnetel en is verantwoordelijk voor het brandende gevoel als je huid met die plant in contact komt.

2.2 Ethaanzuur

©VANIN

Net als methaanzuur is ethaanzuur een kleurloze vloeistof met een prikkelende geur. Door de langere koolstofketen heeft het een iets hoger kookpunt dan methaanzuur. De triviale naam is azijnzuur. Zuiver ethaanzuur wordt ook ijsazijn genoemd. Het stolt bij 17 °C en heeft dan het uitzicht van ijs.

Keukenazijn is een verdunde oplossing (5-8 %) van ethaanzuur. Het wordt o.a. gebruikt om mayonaise en vinaigrettes te maken. In de Oosterse keuken wordt vaak gebruikgemaakt van rijstazijn van gefermenteerde rijst.

Azijn wordt ook gebruikt als conserveermiddel voor voedingswaren. Op de verpakking vind je het terug onder de code als bewaarmiddel: E260. Enkele voedingswaren worden zelfs bewaard in een volledige azijnzuuroplossing: augurken, haring, olijven en uien. De kenmerkende zure smaak herken je zeker.

In het verleden onttrokken leerlooiers mierenzuur aan mierennesten; men meende toen dat het de urine van mieren was om de huiden te bewerken. Naast mieren gebruiken nog andere insecten, zoals bijen en wespen, mierenzuur om zich te verdedigen.

Afb. 83 Een molecule methaanzuur

Afb. 84 Een mier spuit methaanzuur of mierenzuur.

Afb. 85 In de haren van de brandnetel zit mierenzuur.

Afb. 86 Een molecule ethaanzuur

3D-beeld ethaanzuur

Afb. 88 Augurken worden bewaard in een azijnzuuroplossing.

03 LABO

Afb. 87 In keukenazijn zit een verdunde oplossing van ethaanzuur.

3D-beeld methaanzuur

ALKENEN ALKANEN

bestaan

enkel uit C-en H-atomen

vertakt

onvertakt

bestaan enkel uit

C-en H-atomen; bevat een dubbele binding

Etheen

CH22 = CH2

• grondstof voor de kunststof polyetheen (PE)

• plantenhormoon Propeen

CH3 - CH = CH2

• grondstof voor de kunststof polypropeen (PP)

ORGANISCHE STOFFEN

ALKYNEN

bestaan enkel

uit C- en H-atomen; bevat een drievoudige binding

Ethyn

• CH CH

• gas gebruikt om metalen te lassen, ook wel acetyleen genoemd

ALCOHOLEN

bestaan uit

C,H,O-atomen; bevat een -OH-groep

Methanol

CH3 - OH

• brandstof (spiritus)

• oplosmiddel

• grondstof voor oplosmiddelen, kunststoffen …

• ecologische brandstof (auto)

Ethanol

CH3 - CH2 - OH

• drankalcohol

• ontsmettingsmiddel

• oplosmiddel

• brandstof

Ga naar de ontdekplaat en ontdek nog meer toepassingen van alkenen, alcoholen en carbonzuren.

ontdekplaat: organische stofklassen

CARBONZUREN

bestaan uit

C,H,O-atomen; bevat een -COOH-groep

©VANIN

Methaanzuur

H - COOH

• triviale naam: mierenzuur

• zuur bij verdediging insecten

• plantenextract (netels)

• gebruikt bij het looien van leer

• HCOO- zuurrest: formiaation

Ethaanzuur

CH3 - COOH

• triviale naam: azijnzuur

• conserveermiddel

• CH3COO- zuurrest: acetaation

ORGANISCHE STOFKLASSEN

bindingsmogelijkheden C-atoom: 4 bindingen, niet noodzakelijk 4 bindingspartners soorten formules: brutoformule, (beknopte) structuurformule, skeletnotatie telwoorden stam naamgeving (indicatie voor het aantal C-atomen):

1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6 - 7 - 8 - 9 - 10

meth-eth-prop-but-pent-hex-hept-oct-non-dec

©VANIN

Onvertakt

—bestaan enkel uit C-en H-atomen —enkelvoudige bindingen

—naamgeving en formulevorming alkanen:

• ALK = stam (aantal C-atomen)

• AAN (= alleen maar enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen)

n-alkaan

methaan

ethaan

Vertakt

—bestaan enkel uit C-en H-atomen —enkelvoudige bindingen

—naamgeving en formulevorming vertakte alkanen:

• X = positiecijfer zijketen

• alkyl = naam zijketen

• alkaan = naam alkaan

Toepassing

—brandstof om woningen te verwarmen

—brandstof om woningen te verwarmen

—grondstof voor productie etheen, ethanol, ethaanzuur …

propaan —brandstof om woningen te verwarmen —in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

n-butaan —brandstof om woningen te verwarmen —in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

De 4 kleinste n-alkanen komen voor in ruwe aardolie, zijn gasvormig bij kamertemperatuur en licht ontvlambaar. Methaan vind je daarnaast ook in aardgas en in de permafrost.

n-pentaan tot n-decaan zijn ook terug te vinden in ruwe aardolie, maar zijn vloeibaar bij kamertemperatuur. n-octaan wordt gebruikt als brandstof voor benzinemotoren.

ALKANEN

—bestaan enkel uit C-en H-atomen

—bevat een dubbele binding

—bestaan enkel uit C-en H-atomen

—bevat een dubbele binding

—naam en formulevorming:

• ALK = stam (aantal C-atomen)

• X = positiecijfer dubbele binding = zo laag mogelijk

• EEN = aanwezigheid dubbele binding tussen 2 C-atomen

Etheen

CH2 = CH2

Kenmerken

—bestaan enkel uit C- en H-atomen

—bevat een drievoudige binding

—naam-en formulevorming:

• ALK = stam (aantal C-atomen)

• X = positiecijfer drievoudige

binding = zo laag mogelijk

• YN = aanwezigheid drievoudige binding tussen 2 C-atomen

—bestaan uit C-, H- en O-atomen

—bevat een -OH-groep

—bestaan uit C-, H- en O-atomen

—bevat een -COOHgroep

Eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

Ethyn of acetyleen

CH CH

• grondstof voor de kunststof polyetheen (PE)

• plantenhormoon

Propeen

CH3 - CH = CH2

• grondstof voor de kunststof polypropeen (PP)

• gas gebruikt om metalen te lassen

• grondstof voor de kunststof polyvinylchloride (pvc)

Methanol

CH3 - OH

• brandstof (spiritus)

• oplosmiddel

• grondstof voor oplosmiddelen, kunststoffen …

• ecologische brandstof (auto)

Ethanol

CH3 - CH2 - OH

• drankalcohol

• ontsmettingsmiddel

• oplosmiddel

• brandstof

Methaanzuur

H - COOH

• triviale naam: mierenzuur

• zuur bij verdediging insecten

• plantenextract (netels)

• wordt gebruikt bij het looien van leer

Ethaanzuur

CH3 - COOH

• triviale naam: azijnzuur

• conserveermiddel

CHEMISCH REKENEN 03 THEMA

Om zelf mayonaise te maken, is het belangrijk om de juiste hoeveelheden van de ingrediënten te gebruiken: 1 eierdooier, 1 eetlepel mosterd, een snuifje zout … Eenheden zoals een ‘snuifje’ of een ‘eetlepel’ zullen we in de chemielessen niet gebruiken. In de keuken kun je nog spelen met de hoeveelheden van ingrediënten, in de chemie is dat niet zo. Reagentia moeten in zeer nauwkeurige hoeveelheden worden samengevoegd.

zout mosterd

` Hoe kun je te weten komen welke hoeveelheden van stoffen met elkaar reageren?

` En hoe ga je die stofhoeveelheden afwegen? De massa van atomen is immers veel te klein.

We zoeken het uit!

VERKEN

JE KUNT AL ...

©VANIN

• de historische evolutie van de atoommodellen van Dalton tot en met Bohr begrijpen;

• de evolutie van de atoommodellen chronologisch weergeven.

Coëfficiënt

• uitleggen dat stoffen in een welbepaalde verhouding reageren en toelichten dat de voorgetallen daar een rol bij spelen.

• de wet van behoud van massa omschrijven.

JE LEERT NU ...

• de juiste stofhoeveelheden afmeten hoewel de massa’s van een atoom en een molecule bijzonder klein zijn.

• uit de samenstelling van de moleculen of formule-eenheden afleiden welke stofhoeveelheden met elkaar reageren.

• hoe de wet van behoud van massa je kan helpen bij de berekeningen.

• uitleggen wat een oplossing is.

• de stofeigenschappen van een oplossing omschrijven.

• reagentia of producten indelen volgens aggregatietoestand.

• de concentratie berekenen van een oplossing.

• verklaren wat er gebeurt met de concentratie na het toevoegen of het verwijderen van oplosmiddel.

• de stofhoeveelheid berekenen met gasvormige stoffen.

JE KUNT AL ...

JE LEERT NU ...

HOOFDSTUK 1

Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa

Het atoom is het kleinste deeltje dat nog alle eigenschappen van het element bezit. Niet-metalen binden via atoombinding tot moleculen, tot zuren en niet-metaaloxiden bijvoorbeeld. Metalen en niet-metalen binden onderling via een ionbinding. De metaaloxiden, de hydroxiden en de zouten binden op die manier, zoals je in thema 01 al hebt geleerd.

LEERDOELEN

L het verband aantonen tussen de relatieve en absolute massa van atomen

L de molecuulmassa van een molecuulverbinding of de formulemassa van een ionverbinding uit de atoommassa’s berekenen

1 Atoommassa

Je weet al dat het gecombineerde atoommodel van Bohr-Rutherford een atoom beschrijft met een kern, bestaande uit neutronen en protonen, en schillen met elektronen rond die kern.

3D-beeld

Synoniemen:

Unit = eenheidsmassa = atomaire massa-eenheid

—Atomen van hetzelfde element hebben altijd hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar kunnen een verschillend aantal neutronen bevatten.

—De relatieve atoommassa A r van een element is de verhouding tussen de absolute atoommassa en de eenheidsmassa (u).

elektronenschillen

elektronen protonen en neutronen

Een proton heeft een massa van 1,6726231 · 10-27 kg, net iets minder dan de massa van een neutron. De massa van een elektron is verwaarloosbaar klein: slechts 1 2 000 van de massa van een proton. Om het rekenen wat te vereenvoudigen, werd de unit (u) als eenheid gedefinieerd:

—De unit is de standaard om massa aan te duiden op atomair of moleculair niveau. Het werd gedefinieerd als 1 12 de van de massa van het 12C-isotoop en bedraagt 1,66 · 10−27 kg.

—Bij benadering kunnen we de unit gelijkstellen aan de massa van een proton of aan die van een neutron.

Afb. 89 Het schillenmodel van Bohr-Rutherford

Vorig jaar leerde je al dat het volstaat om de massa van het aantal protonen en neutronen van een atoom samen te tellen om het massagetal te berekenen:

—De massa van het atoom (massagetal A) is de som van het aantal protonen (Z) en van het aantal neutronen (N).

A (massagetal) = Z (aantal protonen) + N (aantal neutronen)

VOORBEELD ABSOLUTE ATOOMMASSA BEREKENEN

AX Z

We berekenen de absolute atoommassa, uitgedrukt in unit, van een magnesiumatoom met 12 neutronen:

24Mg heeft 12 protonen (Z) en dus 12 (A-Z) neutronen. De massa is dus: A = Z + N = 24 u

Omgerekend naar kg is dat dan: A a(Mg) = 24 u · 1,66 · 10−27 kg u = 40 · 10-27 kg

Zo’n kleine massa is onmeetbaar voor om het even welk instrument. Daar moeten we een oplossing voor vinden.

Bovendien kunnen atomen van hetzelfde chemische element, dus met hetzelfde aantal protonen, een verschillend aantal neutronen in de kern hebben. Zo zullen niet alle magnesiumatomen 12 neutronen in de kern hebben. We spreken in dat geval over isotopen. Als er meerdere isotopen bestaan van eenzelfde element, dan kunnen we de atoommassa van een element niet zomaar gelijkstellen aan die van één bepaalde isotoop. We moeten de atoommassa van een element dan bepalen door rekening te houden met het procentueel voorkomen van elke isotoop. We spreken dan over de gemiddelde relatieve atoommassa. We ronden in berekeningen de gemiddelde relatieve atoommassa <A r > steeds af op een cijfer na de komma. Andersom kun je het procentueel voorkomen van 2 isotopen berekenen uit de gemiddelde relatieve atoommassa.

VOORBEELDVRAAGSTUK

Bereken het procentuele voorkomen van de 2 isotopen van chloor, 35Cl en 37Cl.

Gegeven: 35Cl en 37Cl

<A r> = 35,5

Gevraagd: % 35Cl en % 37Cl

Oplossing:

We noemen het procentuele voorkomen van de isotoop 35Cl ‘x’, en het voorkomen van de isotoop 37Cl ‘y’.

Samen vormen beide isotopen 100 % van een verzameling chlooratomen: x + y = 100.

Het voorkomen van de 37Cl-isotoop is logischerwijs: y = 100 – x.

<A r> is het gewogen gemiddelde van het voorkomen van elke isotoop, dus:

x · 35 + y · 37 = 100 · <A r >

x · 35 + (100 – x) · 37 = 100 · 35,5

–2x = 3 550 – 3 700 = –150

x = 75

y = 1 – x = 25

Antwoord: De 35Cl-isotoop heeft een procentueel voorkomen van 75 %. De 37Cl-isotoop heeft een procentueel voorkomen van 25 %.

Absolute atoommassa symbool: A a

Gemiddelde relatieve atoommassa

symbool: <A r >

De gemiddelde relatieve atoommassa is het ‘gewogen gemiddelde’ van alle relatieve atoommassa’s van de voorkomende isotopen. In het PSE wordt bij elk element <A r > vermeld.

atoomnummer (Z) elektronegatieve waarde (EN)

12 1,2

magnesium 24,31

symbool naam gemiddelde relatieve atoommassa (<A r >)

Afb. 90 De gemiddelde relatieve atoommassa van magnesium

2

Molecuulmassa

Je weet nu hoe de massa van een atoom wordt berekend, maar hoe bereken je de massa van een molecule die uit verschillende soorten atomen bestaat? Vergelijk het met een zak snoepjes: om de totale massa van de snoepjes te berekenen zul je de massa van elk soort snoepje moeten kennen en het aantal snoepjes per soort.

Ook moleculen bestaan uit een welbepaalde combinatie van meerdere atomen. Die atomen kunnen tot verschillende elementen behoren. Om de gemiddelde massa van een molecule of de molecuulmassa te berekenen, volstaat het de som te nemen van de gemiddelde atoommassa's van alle atomen in de molecule.

VOORBEELD MOLECUULMASSA BEREKENEN

—de molecuulmassa van 1 molecule zwavelzuur (H2SO4):

• 2 waterstofatomen

• 1 zwavelatoom

• 4 zuurstofatomen

m(H2SO4) = = (2 · 1,0 u) + (1 · 32,1 u) + (4 · 16,0 u) = 98,1 u

Uitgedrukt in kg is dat:

m = 98,1 · 1 u · 1,66 · 10−27 kg u = 1,63 · 10-25 kg

—de massa van 1 molecule salpeterzuur (HNO3):

• 1 waterstofatoom

• 1 stikstofatoom

• 3 zuurstofatomen

m(HNO3) = (1 · 1,0 u) + (1 · 14,0 u) + (3 · 16,0 u) = 63,0 u

Uitgedrukt in kg is dat:

m = 63,0 u · 1,66 · 10−27 kg u = 1,05 · 10-25 kg

91 Zwavelzuur

Afb. 92 Salpeterzuur

Afb.

3

Formulemassa

In een verbinding opgebouwd uit metalen en niet-metalen worden de gevormde ionen samengehouden door een ionbinding. Die stof noemen we een ionverbinding. Voor ionverbindingen kunnen we dezelfde methode toepassen, alleen gebruiken we nu de formule-eenheid: de steeds wederkerende eenheid uit het ionrooster.

Zouten vormen bijvoorbeeld geen aparte moleculen. We spreken hier dan ook beter over de formule-eenheidsmassa of kortweg de formulemassa. Die wordt bepaald door de som van de gemiddelde massa’s van de ionen die we uit die formule-eenheid nemen. De berekening van de formulemassa verloopt analoog aan die van de molecuulmassa. We maken geen onderscheid tussen de massa van een ion en een atoom. Het verschil tussen beide is namelijk maar een aantal elektronen meer of minder, en elektronen hebben een verwaarloosbare massa.

VOORBEELD FORMULE-EENHEID NATRIUMSULFAAT (Na2SO4)

m(Na2SO4) = (2 · 23,0 u) + (1 · 32,1 u) + (4 · 16,0 u) = 142,1 u

Uitgedrukt in kg is dat:

m = 142,1 u · 1,66 · 10−27 kg u = 2,36 · 10-25 kg

Afb. 93 Natriumsulfaat

massagetal (A) = som van het aantal protonen en neutronen gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>) = gewogen gemiddelde van de atoommassa's van de voorkomende isotopen molecuulmassa = som van de atoommassa's van de samenstellende atomen formulemassa = som van de massa's van de ionen in de formule-eenheid

AAN DE SLAG

Noteer de correcte naam van de verbindingen en bereken hun molecuul- of formulemassa.

—CaSO4

—NaNO3

—MgF2

Fe2O3

—Ag2S

Twee van de ternaire zuren die je in thema 01 leerde kennen, hebben een massa van ongeveer 98 u. Over welke zuren gaat het?

Het element broom heeft een gemiddelde relatieve atoommassa van 79,9. Het element komt voor met 2 verschillende isotopen, respectievelijk met massa 79 en 81. Bereken het procentuele voorkomen van beide isotopen.

` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 2

De mol en het getal van Avogadro

De massa van een molecule of formule-eenheid is onmeetbaar klein. Er moet dus worden overgegaan naar een veelvoud moleculen of formule-eenheden, zodat we de massa wel kunnen afmeten met dagdagelijkse meetapparatuur. Geen enkel meetinstrument is immers in staat om, met zo’n precisie, zo’n kleine massa te meten. We moeten op een of andere manier naar de eenheid gram kunnen overstappen.

LEERDOELEN

L uitleggen met voorbeelden wat een mol materie is met behulp van de constante van Avogadro

L op basis van een gegeven formule, uit een gegeven massa de stofhoeveelheid in mol berekenen en omgekeerd

L het verband tussen stofhoeveelheid en molaire massa toepassen

1 De mol als eenheid en de molaire massa

In vakgebieden worden veel verzamelnamen gebruikt om een hoeveelheid deeltjes te omschrijven.

Voorwerp Verzamelnaam Aantal deeltjes

een paar schoenen 2 schoenen

een dozijn eieren 12 eieren een bak bier 24 flesjes bier een riem papier 500 vellen papier

in de chemie: 1 mol keukenzout

6,02 · 1023 moleculen keukenzout

Mol komt van het Latijnse woord moles, dat ‘stapel’ of ‘hoop’ betekent.

De mol is de hoeveelheid materie die evenveel deeltjes bevat (atomen, moleculen …) als er atomen zijn in 12 gram van het 12C-isotoop. Talloze experimenten tonen aan dat 1 mol = 6,02 · 1023 deeltjes. Dat aantal is beter gekend als het getal van Avogadro (NA), vernoemd naar de Italiaanse fysicus Amadeo Avogadro.

Welke soort materie je ook wilt afmeten, het gaat telkens over hetzelfde aantal deeltjes. Het aantal mol slaat dus op het aantal deeltjes van een stof. Dat kunnen erg zware atomen zijn (zoals uranium) maar ook erg lichte atomen (zoals waterstof). We gebruiken het symbool ‘n’ om het aantal mol (de stofhoeveelheid) aan te duiden, maar de getalwaarde van de constante van Avogadro heeft nog een groter voordeel. Dat wordt zo dadelijk duidelijk.

©VANIN

Een hoeveelheid van een stof kunnen we dus op meerdere manieren omschrijven:

—via de massa van die stof (m), uitgedrukt in gram (g)

—via het aantal deeltjes van die stof (N), uitgedrukt in het aantal moleculen, atomen, formule-eenheden …

—via het aantal mol van die stof (n), uitgedrukt in mol

Let op: De hoeveelheid mol gaat over een gigantisch groot aantal deeltjes!

Zoals je weet, maken 6 nullen een miljoen, 1 000 miljoen is een miljard. Verder is 1 000 miljard een biljoen, 1 000 biljoen is een biljard en 1 000 biljard is een triljoen. 1 000 triljoen is dan weer een triljard.

We komen dus aan 602 triljard deeltjes in 1 mol: 602 000 000 000 000 000 000 000 deeltjes!

WEETJE

106 = 1 000 000

109 = 1 000 000 000

1012 = 1 000 000 000 000

1015 = 1 000 000 000 000 000

1018 = 1 000 000 000 000 000 000

1021 = 1 000 000 000 000 000 000 000

Als je 1 mol papier, hoe dun de vellen ook zijn, opeenstapelt, kun je 80 keer de afstand tussen de aarde en de maan (384 400 km) overbruggen, heen én terug.

Als je 1 mol donuts verdeelt over het aardoppervlak, wordt de aarde bedekt met een mantel donuts van 8 km hoog.

Als je 1 mol basketballen bezit, kun je er een nieuwe planeet mee vormen, even groot als de aarde.

Nu we weten hoeveel deeltjes een mol omvat, kunnen we steeds de omzettingen tussen het aantal mol (n) en het aantal deeltjes (N) makkelijk maken door gebruik te maken van de formule:

aantal deeltjes = aantal mol · aantal deeltjes mol

N = n · NA

Let wel goed op dat het aantal deeltjes en de stofhoeveelheid in mol over hetzelfde gaat!

VOORBEELDVRAAGSTUK

Hoeveel atomen zuurstof zitten er in 3,00 mol CO2 ?

Gegeven: n(CO2) = 3,00 mol

Gevraagd: N(O)

Oplossing:

Uit de stofhoeveelheid CO2 die gegeven is in mol, berekenen we het aantal deeltjes (moleculen) CO2

N(CO2) = n · NA = 3,00 mol · 6,02 · 1023 moleculen mol = 1,81 · 1024 moleculen CO2

Maar elke molecule CO2 bevat 2 atomen zuurstof. Het aantal atomen zuurstof in 3 mol CO2 of in 1,81 · 1024 moleculen CO2 is dus gelijk aan 1,81 · 1024 · 2 = 3,62 · 1024. Er zitten dus 3,62 · 1024 atomen zuurstof in 3 mol CO2

TIP

Vergelijk met een zak kersensnoepjes: Je kunt enerzijds het aantal snoepjes berekenen, maar er kan ook gevraagd worden naar het aantal kersen, dan moet je de hoeveelheid snoepjes nog met 2 vermenigvuldigen.

Bij berekeningen ronden we tussenresultaten niet af: we rekenen steeds verder met de exacte uitkomst van een vorige bewerking. Zorg er wel voor dat je uiteindelijke resultaat de juiste hoeveelheid beduidende cijfers heeft!

De getalwaarde 6,02 · 1023 , of 1 mol, is zeer precies berekend:

de massa van 1 12 van het 12C-atoom = 1 unit

12

de massa van 1 12C-atoom= 12 unit

de massa van 1 mol 12C-atomen= 6,02 · 1023 · 12 unit

1 unit = 1,66 · 10−27 kg

de massa van 1 mol 12C-atomen 6,02 · 1023 · 12 · 1,66 · 10−27 kg u = 12 · 10-3 kg = 12 g

Afb. 94 Koolstofdioxide

Op het eerste gezicht is dat een ingewikkelde berekening om te komen tot een zeer bruikbare conclusie: De massa van 1 mol deeltjes is gelijk aan de getalwaarde van de massa van een atoom, molecule of formule-eenheid, met de eenheid gram in plaats van unit.

De massa van 1 mol deeltjes noemen we in het kort ook wel de molaire massa (M).

VOORBEELD MOLECUULMASSA OMZETTEN IN MOLMASSA

1 molecule fosforzuur (H3PO4)

· NA

1 mol fosforzuur

Stofhoeveelheid n

1 mol Zn

1 mol Fe

1 mol CuSO4

1 mol MgCl2

heeft een massa van 98,0 unit

heeft een massa van 98,0 g

Massa m

65,4 g

55,8 g

159,6 g = m(Cu) + m(S) + m(O)

= 63,6 g + 32,1 g + 4 · 16,0 g = 159,7 g

95,3 g = m(Mg) + m(Cl)

= 24,3 g + 2 · 35,5 g = 95,3 g

De mol is een eenheid, een verzameling van NA of 6,02 · 1023 deeltjes.

Als we het getal samen met zijn eenheid beschouwen, spreken we over de constante van Avogadro: 6,02 · 1023 deeltjes mol

Stofhoeveelheid Symbool Eenheid deeltjesaantal N deeltjes massa m g

molhoeveelheid of stofhoeveelheid n mol constante van Avogadro NA deeltjes mol

De molaire massa:

—De grootheid krijgt het symbool M

—De eenheid voor de molaire massa is g mol

—De numerieke waarde van de molaire massa van een atoom is steeds dezelfde als die van de atoommassa, maar de eenheid unit kan gewoon vervangen worden door g mol

Je vraagt je misschien af hoe Avogadro aan dat getal 6,02 · 1023 is gekomen. Is hij beginnen tellen? Nee, Avogadro kwam tot die waarde door de dichtheid van een stof, de relatieve atoommassa van de bindende elementen en de grootte van de eenheidscel in het ionrooster te vergelijken. Met de huidige nauwkeurigste meetapparatuur kan het getal van Avogadro nu al tot 8 cijfers na de komma bepaald worden: de meest nauwkeurig gemeten waarde is 6,02214179 · 1023.

Je kunt het vergelijken met de schatting van het aantal toeschouwers op een plein waar een evenement plaatsvindt.

©VANIN

Als je weet hoe groot het plein is en hoe dicht de toeschouwers bij elkaar staan, kun je bij benadering bepalen hoeveel volk er aanwezig is. Gelukkig zijn atomen in een kristal ordelijker gerangschikt dan toeschouwers op een plein en kunnen wetenschappers daarom precieze berekeningen uitvoeren. Naargelang de bron (de politie of de organisator) lopen de schattingen over het aantal toeschouwers soms ver uiteen. Het aantal atomen per mol is echter altijd NA!

2 Omrekeningen gram / mol / aantal deeltjes

Als we dezelfde methode gebruiken als bij de berekening van de massa (in unit) van 1 molecule of formule-eenheid, kunnen we ook de molaire massa van stoffen berekenen door de som te nemen van de molaire massa’s van de opbouwende atomen in een molecule. Bij ionverbindingen wordt met 1 mol van de stof 1 mol formule-eenheden bedoeld, want die stoffen vormen geen aparte moleculen. De werkwijze om te komen tot de molaire massa M van een formule-eenheid is identiek. We berekenen de molaire massa M opnieuw door de som te nemen van de molaire massa’s van de opbouwende ionen in een formule-eenheid.

VOORBEELDVRAAGSTUK

1 Wat is de molaire massa van 1,0 mol chloorgas (Cl2)?

Gegeven: n(Cl2) = 1,0 mol

Gevraagd: M(Cl2)

Oplossing:

1 mol Cl2-moleculen bevat 2 mol Cl-atomen.

M(Cl2) = 2 · 35,5 g mol = 71 g mol

Molaire massa symbool: M eenheid: g mol

Afb. 96 Toeschouwers op een festival

Afb. 95 Ionrooster

Afb. 97 Chloorgas

VOORBEELDVRAAGSTUK (VERVOLG)

2 Wat is de molaire massa van 1,0 mol calciumchloride (CaCl2)?

Gegeven: n(CaCl2) = 1,0 mol

Gevraagd: M(CaCl2)

Oplossing:

98 Calciumchloride

1 mol formule-eenheden CaCl2 bestaat uit 1 mol Ca2+-ionen en 2 mol Cl--ionen. Herinner je je dat de massa van elektronen verwaarloosbaar is? De massa van ionen en atomen kunnen we dus aan elkaar gelijkstellen.

M(CaCl2) = 1 · 40,1 g mol M(Ca) + 2 · 35,5 g mol M(Cl) = 111,1 g mol

Er wordt niet altijd naar de molaire massa gevraagd. Soms gaat het over een grotere stofhoeveelheid dan 1 mol. Het volstaat dan natuurlijk om het aantal mol (n) te vermenigvuldigen met de molaire massa (M).

VOORBEELDVRAAGSTUK

1 Wat is de massa van 3,00 mol zwavelzuur (H2SO4)?

Gegeven: n(H2SO4) = 3,00 mol

Gevraagd: m(H2SO4)

Oplossing:

1 mol H2SO4 bevat: —2 mol H-atomen —1 mol S-atomen —4 mol O-atomen

a We berekenen de molaire massa van H2SO4:

M(H2SO4) = 2 · M(H) g mol + 1 · M(S) g mol + 4 · M(O) g mol = 2 · 1,00 g mol + 1 · 32,1 g mol + 4 · 16,0 g mol = 98,1 g mol

99 Zwavelzuur

©VANIN

b Nu we de molaire massa (M) van H2SO4 berekend hebben, kunnen we ook de massa (m) van 3,0 mol berekenen door gebruik te maken van de formule m = n · M:

m(H2SO4) = 3,00 mol · 98,1 g mol = 3 · 10² g

2 Wat is de massa van 2,5 mol magnesiumsulfaat (MgSO4)?

Gegeven: n(MgSO4) = 2,5 mol

Gevraagd: m(MgSO4)

Oplossing:

1 mol magnesiumsulfaat bestaat uit 1 mol Mg2+-ionen en 1 mol sulfaationen SO421 mol SO42--ionen bestaat op zijn beurt uit 1 mol zwavelatomen (S) en 4 mol zuurstofatomen (O).

M(MgSO4) = 1 · m(Mg) + 1 · m(S) + 4 · m(O)

= 1 · 24,3 g mol + 1 · 32,1 g mol + 4 · 16,0 g mol

= 120,4 g mol

De massa van 2,5 mol MgSO4 berekenen we opnieuw met de formule m = n · M:

m(MgSO4) = 2,5 mol · 120,4 g mol = 301,0 g

Afb.

Afb.

We kunnen nu dus een gegeven stofhoeveelheid in mol omzetten naar zowel een aantal deeltjes van die stof, als naar de massa in gram van die stof. Als we echter een aantal deeltjes van een stof willen omzetten naar een aantal gram, dan zullen we altijd eerst de eenheid mol moeten omrekenen!

aantal deeltjes (N) → stofhoeveelheid (n) → massa (m) of massa (m) → stofhoeveelheid (n) → aantal deeltjes (N)

VOORBEELDVRAAGSTUK

Hoeveel atomen zuurstof zitten er in 426,0 gram difosforpentaoxide (P2O5)?

Gegeven: m(P2O5) = 426,0 g

Gevraagd: N(O)

Oplossing:

a We berekenen de molaire massa van P2O5:

M (P2O5) = 2 · M(P) g mol + 5 · M(O) g mol

= 2 · 31,0 g mol + 5 · 16,0 g mol = 142,0 g mol

P

O

b We zetten de gegeven stofhoeveelheid (massa m, in gram) nu om naar het aantal mol door het te delen door de molaire massa van P2O5:

n = m M

n(P2O5) = 426,0 g 142,0 g mol = 3,0 mol

c Die molhoeveelheid (n) zetten we vervolgens om naar het aantal moleculen P2O5 door het te vermenigvuldigen met NA:

N = n · NA

N(P2O5) = 3,0 mol P2O5 · 6,02 · 1023 moleculen mol = 1,806 · 1024 moleculen

Er zitten 1,806 · 1024 moleculen P2O5 in 426,0 g P2O5. Er zitten 5 atomen zuurstof in 1 molecule P2O5. Het aantal atomen zuurstof zal dus 5 keer zo groot zijn:

N(O) = 1,806 · 1024 moleculen P2O5 · 5 atomen O molecule = 9,03 · 1024 atomen O

Afb. 100 Difosforpentaoxide fosfor

zuurstof

m = n · M

m = massa (g)

n = stofhoeveelheid (mol)

M = molaire massa ( g mol )

Door vermenigvuldiging van de molaire massa (M, in g mol) met de stofhoeveelheid (n, in mol) krijgen we de totale massa (m, in gram).

Door de totale massa te delen door de molaire massa, krijgen we de stofhoeveelheid.

Als we van mol naar het aantal deeltjes willen overschakelen, vermenigvuldigen we de stofhoeveelheid met NA. Als we het aantal deeltjes willen omzetten in mol, delen we door NA.

delen door molaire massa (g/mol)

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol)

m = n · M

n = N NA n = m M

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes N aantal gram m

AAN DE SLAG

Wat bevat het grootste aantal moleculen: 1 mol stikstofgas of 1 mol zuurstofgas?

Bevat een mol stikstofgas evenveel atomen als moleculen?

Hoeveel mol vertegenwoordigt 6,00 g zuurstofgas?

Wat is de massa van 0,1 mol waterstofgas?

Hoeveel moleculen bevat 3,55 g chloorgas?

Hoeveel mol vertegenwoordigt 3,4 g ammoniak (NH3)?

Wat is de massa van 2,8 mol ammoniumfosfaat (NH4)3PO4?

Van de volgende stoffen is telkens 1 gegeven bekend:

a HNO3: N = 2,41 · 1024 moleculen

b K2SO3: n = 1,5 mol

c NaCl: n = 3,2 mol

d H2O: m = 1 000,0 g

e C3H8: m = 176,0 g

Bereken van elke stof de ontbrekende grootheden: molaire massa (M), stofhoeveelheid (n), aantal deeltjes (N), massa (m)

Bereken de massa van 0,200 mol stikstofgas.

Bereken de massa van 5,00 mol calciumsulfaat.

Hoeveel ionen zijn aanwezig in 28,6 g magnesiumchloride?

Hoeveel kaliumionen zijn aanwezig in 19,55 g kaliummetaal?

Hoeveel zuurstofatomen zijn aanwezig in 50,0 g natriumsulfiet Na2SO3?

Hoeveel mol vertegenwoordigen 3,01 · 1024 elektronen?

Goud is een gegeerd edelmetaal maar is op zich een te zacht edelmetaal om er sieraden mee te maken. Daarom gebruikt men een legering van goud met andere metalen. Het gehalte goud dat de legering dan bevat drukt een juwelier uit in ‘karaat’, oftewel 1 24 ste massadeel goud. 24 karaat is dus zuiver goud, maar voor sieraden wordt meestal 18-karaats goud gebruikt. Anke draagt een oorringetje van 18-karaats goud. Naast goud bevat het oorringetje enkel nog koper. Anke zegt dat het oorringetje meer goudatomen dan koperatomen bevat. Heeft ze gelijk? Bewijs met een berekening.

HOOFDSTUK 3

Stoichiometrische vraagstukken

(uitbreiding 1u)

Het is belangrijk dat we bij een chemische reactie weten welke hoeveelheid van een bepaalde stof reageert met een hoeveelheid van een andere stof. De berekening van de verhoudingen waarin stoffen reageren noemen we stoichiometrie.

LEERDOELEN

L het verband leggen tussen mol, molaire massa en molaire concentratie aan de hand van eenvoudige stoichiometrische berekeningen

L stoichiometrische vraagstukken oplossen

Stoichiometrie is afkomstig van de Griekse woorden stoicheion, wat ‘element’ betekent, en metron, wat ‘verhouding’ betekent.

Afb. 101 Bij verbranding van Mg ontstaat een wit poeder.

1 De molverhouding

VOORBEELD VERBRANDINGSREACTIE VAN MAGNESIUM

Wanneer we magnesium (Mg) verbranden, vormt er zich een fel wit licht en ontstaat een wit poeder: magnesiumoxide (MgO).

De reactie ziet er als volgt uit:

2 Mg + O2 → 2 MgO

a Wat leren we uit de reactievergelijking?

2 atomen Mg + 1 molecule O2 → 2 formule-eenheden MgO

b Als we alles vermenigvuldigen met bijvoorbeeld een factor 500, dan kunnen we verhoudingsgewijs stellen dat:

2 atomen Mg + 1 molecule O2 → 2 formule-eenheden MgO · 500 · 500 · 500

1 000 atomen Mg + 500 moleculen O2 → 1 000 moleculen Mg

c Als we die redenering doortrekken, kun je ook stellen dat:

2 · 6,02 · 1023 atomen Mg + 6,02 · 1023 moleculen 02 → 2 · 6,02 · 1023 formule-eenheden MgO of nog korter:

2 mol Mg reageert met 1 mol O2 tot 2 mol MgO

De molverhouding, oftewel de verhouding waarin stoffen met elkaar reageren, wordt gegeven door de voorgetallen uit de reactie. Let op: die voorgetallen geven echter nooit informatie over de stofhoeveelheid die je ter beschikking hebt!

VOORBEELD MAGNESIUMOXIDE

Hoeveel gram magnesium reageert met hoeveel gram zuurstofgas en hoeveel gram magnesiumoxide ontstaat er? Uit het periodiek systeem halen we volgende info:

M(Mg) = 24,3 g mol

M(O2) = 2 · 16,0 g mol = 32,0 g mol

M(MgO) = 24,3 g mol + 16,0 g mol = 40,3 g mol

2 Mg + O2 → 2 MgO

We berekenen de massa’s door gebruik te maken van de formule m = n · M 2 mol

= 48,6 g magnesium = 32,0 g zuurstofgas →

Vorig schooljaar heb je de elektrolyse van water uitgevoerd, waarbij water met behulp van elektriciteit werd gesplitst in zuurstofgas en waterstofgas.

De omgekeerde reactie wordt in brandstofcellen gebruikt bij hybride of elektrische auto’s:

Twee moleculen waterstofgas reageren met 1 molecule zuurstofgas tot 2 moleculen water.

Bij uitbreiding is dat ook zo voor een groot aantal deeltjes:

2 mol waterstofgasmoleculen zullen dus met 1 mol zuurstofgasmoleculen reageren tot 2 mol water.

Je leerde ook al de molhoeveelheid omzetten in de massahoeveelheid met de formule: m = n · M

©VANIN

En dus 2 · 2,0 g mol = 4 g waterstofgas zal reageren met 1 mol · 32,0 g mol = 32 g zuurstofgas tot 2 mol · 18,0 g mol = 36 g water. O2 + 2 H2 → 2 H2O

Merk op dat je, als controle bij je berekeningen, altijd de wet van behoud van massa kunt toepassen: de som van de massa’s van de reagentia = de som van de massa’s van de reactieproducten

Op vind je meer info over vraagstukken oplossen in het vademecum.

2 Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

VOORBEELDVRAAGSTUK

Gebluste kalk of calciumhydroxide reageert met 283,5 g salpeterzuur tot calciumnitraat en water. Hoeveel gram gebluste kalk (Ca(OH)2) kan hiermee reageren en hoeveel gram calciumnitraat (Ca(NO3)2) kan er dan ontstaan?

©VANIN

We schrijven de reactie met de correcte formules en voorgetallen, zodat de reactievergelijking klopt.

Gegeven: Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

Uit de reactievergelijking, en meer bepaald uit de voorgetallen, leid je de molverhouding af: 1 mol calciumhydroxide reageert met 2 mol salpeterzuur. Er wordt dan 1 mol calciumnitraat gevormd en 2 mol water.

Je hebt m(HNO3) = 283,5 g

Gevraagd: m(Ca(OH)2) m(Ca(NO3)2)

Oplossing:

a Schrijf onder de reactievergelijking de molverhouding waarin de stoffen reageren:

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

1 mol + 2 mol → 1 mol + 2 mol

b Schrijf de gegeven stofhoeveelheid (in dit geval massa m) onder de betreffende stof :

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

1 mol + 2 mol → 1 mol + 2 mol

283,5 g

c Reken de gegeven stofhoeveelheid om naar aantal mol via de molaire massa:

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

1 mol + 2 mol → 1 mol + 2 mol

283,5 g

M(HNO3) = 1,0 g mol + 14,0 g mol + (16,0 g mol · 3) = 63,0 g mol

n = m M = 283,5 g 63,0 g mol = 4,5 mol

VOORBEELDVRAAGSTUK (VERVOLG)

d Met de berekende stofhoeveelheid in mol (n) vinden we, door gebruik te maken van de molverhouding, de andere stofhoeveelheden in mol:

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H20 1 mol + 2 mol → 1 mol + 2 mol 2,25 mol 4,5 mol 2,25 mol 4,5 mol

e Zet ten slotte de gevonden stofhoeveelheden om in de gevraagde eenheid gram door opnieuw gebruik te maken van de molaire massa M.

M(Ca(OH)2) = 40,1 g mol + 2 · 16,0 g mol + 2 · 1,0 g mol = 74,1 g mol

m(Ca(OH)2) = n · M = 2,25 mol · 74,1 g mol = 166,7 g

M(Ca(NO3)2) = 40,1 g mol + 2 · 14,0 g mol + 6 · 16,0 g mol = 164,1 g mol

m(Ca(NO3)2) = n · M = 2,25 mol · 164,1 g mol = 369,2 g

We weten dus nu dat er 166,7 g gebluste kalk of Ca(OH)2 kan reageren met de 283,5 g salpeterzuur of HNO3 en dat er dan maximaal 369,2 g calciumnitraat of Ca(NO3)2 kan gevormd worden.

Let op: de berekende hoeveelheid calciumnitraat is inderdaad de maximale hoeveelheid die we zouden kunnen bekomen. In de praktijk zal een reactie nooit een rendement van 100 % hebben. Voorlopig laten we dat buiten beschouwing en berekenen we steeds de maximale hoeveelheden.

TIP /2

—Als je wilt controleren of je berekeningen juist zijn, dan kun je de wet van behoud van massa toepassen: ∑ massa’s reagentia = ∑ massa’s reactieproducten.

—De gegeven stofhoeveelheid is niet altijd in gram opgegeven, zo kan er ook een aantal deeltjes zijn opgegeven. Om dat dan om te rekenen naar mol, gebruiken we het getal van Avogadro.

Voor het oplossen van vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid gebruik je het onderstaande stappenplan:

Stap 1: Lees het vraagstuk.

Stap 2: Analyseer wat gegeven en gevraagd wordt.

Stap 3: Noteer de reactievergelijking.

Stap 4: Zet de gegeven stofhoeveelheid om naar mol.

Stap 5: Pas de molverhouding toe.

Stap 6: Zet dat om naar de gevraagde eenheid.

Bij het oplossen van vraagstukken zul je ook vaak ‘de regel van drie’ toepassen. Als je weet wat de molverhouding is waarin de stoffen A en B reageren (uit de voorgetallen), dan kun je ook berekenen hoeveel mol van stof B er met 1 mol van stof A reageert. En vervolgens bereken je hoeveel mol B er reageert met de gegeven molhoeveelheid A. Op vind je meer info over de regel van drie.

3 Vraagstukken waarbij 2 stofhoeveelheden zijn gegeven

VOORBEELD RECEPT CAKE

In het recept voor cake staan de juiste hoeveelheden van de ingrediënten en dus de juiste verhouding waarin ze moeten worden samengevoegd. Volgens het recept heb je 4 eieren en 250 g bloem nodig om één cake te bakken, maar in de kast vind je 8 eieren en 1 kg bloem. Hoeveel cakes kun je dan in totaal bakken?

Als je alle 8 eieren wilt gebruiken, heb je 500 g bloem nodig. Je hebt dan wel 500 g bloem over. Om al de bloem te gebruiken, zou je 16 eieren nodig hebben, maar die heb je niet. Het aantal eieren bepaalt hier dus hoeveel cakes je kunt bakken.

Recept voor cake

- 4 eieren

- 250 g bloem

- 250 g suiker

- 250 g boter

- 16 g bakpoeder

- Snuifje zout

Klop de suiker en boter samen op tot een gladde crème. Voeg de eieren hieraan toe en meng goed. Zeef de bloem in delen en voeg toe aan het cakebeslag. Voeg ten slotte ook het bakpoeder en een snuifje zout toe. Meng alles goed.

Verwarm de oven voor tot 180 °C. Giet het beslag in een bakblik en bak gedurende 45 minuten in de voorverwarmde oven.

Smakelijk!

Als er van 2 reagerende stoffen een stofhoeveelheid is opgegeven, dan moeten we controleren of ze wel degelijk in een ‘stoichiometrische’ verhouding aanwezig zijn. Als dat niet het geval is, zal slechts 1 van beide stoffen volledig wegreageren. De reactie stopt als die stof is opgebruikt. Die stof noemen we het beperkende of limiterende reagens (BR). Van het andere reagens zeggen we dat het in overmaat aanwezig is: er is meer dan genoeg van die stof aanwezig. Om te weten hoeveel reactieproduct wordt gevormd, passen we dezelfde werkwijze toe als voorheen, maar rekenen we met de gegeven hoeveelheid van het beperkende reagens. De stof die in overmaat aanwezig is, zou geen correcte berekeningen opleveren, want die stof reageert niet volledig. In ons stappenplan voegen we dus nu 1 stap toe, waarbij we het beperkend reagens bepalen.

VOORBEELDVRAAGSTUK

We beschikken over 100,0 g NaOH en 100,0 g HCl. Na reactie ontstaan natriumchloride en water. Hoeveel gram zout kan maximaal gevormd worden? Hoeveel gram van welke stof blijft over?

Gegeven: NaOH + HCl → NaCl + H2O

m(NaOH) = 100 g

m(HCl) = 100 g

Gevraagd: m(NaCl) en m(H2O)

m(NaOH) na de reactie

m(HCl) na de reactie

Oplossing:

a Schrijf onder de vergelijking de molverhouding waarin de stoffen reageren:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

1 mol + 1 mol → 1 mol + 1 mol

b Schrijf de gegeven stofhoeveelheden onder de betreffende stof:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

1 mol + 1 mol → 1 mol + 1 mol

100,0 g

100,0 g

c Reken de gegeven stofhoeveelheid om naar het aantal mol via de molaire massa:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

1 mol + 1 mol → 1 mol + 1 mol

100,0 g 100,0 g

n = 100,0 g 40,0 g mol 100,0 g 36,5 g mol = 2,50 mol = 2,74 mol

d Zoek uit wat het beperkende reagens is. In dat geval stopt de reactie wanneer NaOH is opgebruikt. Die stof is het beperkende reagens. HCl is in overmaat aanwezig: voor 2,50 mol NaOH is ook maar 2,50 mol HCl nodig, omdat de molverhouding 1:1 is (zie stap a)

VOORBEELDVRAAGSTUK (VERVOLG)

e Via de berekende stofhoeveelheid van het beperkende reagens vinden we nu de andere stofhoeveelheden in mol door gebruik te maken van de molverhouding:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

1 mol + 1 mol → 1 mol + 1 mol 100,0 g

g 2,50 mol

©VANIN

f Zet de gevonden stofhoeveelheden om in de gevraagde eenheid (gram) door opnieuw gebruik te maken van de molaire massa:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

mol

mol

mol

mol

g

mol

100,0 g = 91,3 g = 146,3 g = 45,0 g

g Bepaal de overmaat:

In het voorbeeld is er dus 0,24 mol (2,74 mol - 2,50 mol) over van het waterstofchloride. Ook die hoeveelheid kan ter controle omgezet worden naar gram aan de hand van de molaire massa van zoutzuur (36,5 g mol). De overmaat aan HCl is dus m = n · M = 0,24 mol · 36,5 g mol = 8,8 g

Bij vraagstukken met 2 gegeven stofhoeveelheden komt er een stapje bij in het stappenplan:

Stap 1: Lees het vraagstuk.

Stap 2: Analyseer wat gegeven en gevraagd wordt.

Stap 3: Noteer de reactievergelijking.

Stap 4: Zet de gegeven massa om naar mol.

Stap 5: Zoek de beperkende reagens.

Stap 6: Pas de molverhouding toe.

Stap 7: Zet dat om naar de gevraagde eenheid en bereken, indien gevraagd, de overmaat.

Let goed op bij het bepalen van het beperkende reagens en de stof die in overmaat aanwezig was. Het beperkende reagens is niet noodzakelijk de stof waarbij de gegeven stofhoeveelheid in gram het kleinst is. Allereerst moeten die stofhoeveelheden omgezet worden in de eenheid mol! Maar zelfs dan is het niet noodzakelijk de kleinste molhoeveelheid die het beperkende reagens vormt. Om het beperkende reagens te weten te komen, moeten we ook nog rekening houden met de molverhouding, gegeven door de voorgetallen. We verduidelijken het in een moeilijker voorbeeld.

VOORBEELD OVERMAAT BEREKENEN

200,0 gram calciumhydroxide (Ca(OH)2) reageert met 196,0 gram fosforzuur (H3PO4) tot calciumfosfaat en water. Bereken hoeveel gram calciumfosfaat er gevormd wordt en hoeveel gram van welke stof er in overmaat aanwezig was.

We schrijven eerst de reactievergelijking:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H20

De molverhouding leert ons:

3 mol + 2 mol → 1 mol + 6 mol

De gegeven stofhoeveelheden:

m/M = n

200,0 g = 2,7 mol

m/M = n

196,0 g = 2,0 mol

Let op: op het eerste gezicht zou je denken dat fosforzuur hier het beperkende reagens is, maar de molverhouding leert ons hier dat je voor de reactie van 2 mol fosforzuur, 3 mol calciumhydroxide nodig zult hebben, terwijl we maar 2,7 mol hebben. Niet H3PO4 maar Ca(OH)2 zal hier dus het beperkende reagens zijn! We rekenen dus verder met het juiste beperkende reagens.

2,7 mol = 1,8 mol = 0,9 mol = 5,4 mol

Nu we alle stofhoeveelheden gevonden hebben, rekenen we om naar de gevraagde eenheid:

M(Ca3(PO4)2) = 3 · 40,1 g mol + 2 · 31 g mol + 8 · 16,0 g mol = 310,3 g mol

dan m = n · M = 0,9 mol · 310,3 g mol = 279,3 g

We berekenen vervolgens de overmaat:

Er is 2,0 mol (196,0 g) - 1,8 mol (176,4 g) = 0,2 mol overmaat aan fosforzuur.

0,2 mol · 98 g mol = 19,6 g

Als extra controle kun je altijd nagaan of al de berekeningen kloppen door de wet van behoud van massa toe te passen: de som van de massa’s van de reagentia = de som van de massa’s van de reactieproducten. Let op dat je ook hier niet met de overmaat rekent. TIP /3 · 2 /3 · 2

AAN DE SLAG

Waterstofchloride reageert met 50,0 g natriumhydroxide. Daarbij ontstaan keukenzout en water. Hoeveel gram zuur heb je nodig en hoeveel gram zout ontstaat er?

reactievergelijking: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Bereken hoeveel gram kaliumhydroxide (KOH) kan reageren met 15,75 g salpeterzuur (HNO3).

Bij die reactie ontstaan kaliumnitraat (KNO3) en water. Hoeveel gram zout wordt er maximaal gevormd?

reactievergelijking: KOH + HNO3 → KNO3 + H2O

Hoeveel gram calciumfosfaat (Ca3(PO4)2) ontstaat door de reactie van 2,7 mol calciumhydroxide (Ca(OH)2) met voldoende fosforzuur (H3PO4)?

Bij die reactie ontstaat naast calciumfosfaat ook water.

reactievergelijking: 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → (Ca3(PO4)2) + 6 H2O

Wanneer een metaal en een zuur reageren, ontstaat vaak waterstofgas. Zink reageert bv. met zwavelzuur (H2SO4) tot zinksulfaat (ZnSO4) en waterstofgas (H2).

Hoeveel gram zink moet reageren met een overmaat zwavelzuur om 6,0 g waterstofgas te bekomen?

Koolstofdisulfide (CS2) reageert met dizuurstof (O2) tot zwaveldioxide (SO2) en koolstofdioxide (CO2). Hoeveel gram zuurstofgas moet je hebben om 38,1 g koolstofdisulfide te verbranden?

Butaan wordt verbrand bij gebruik van bijvoorbeeld de gasbarbecue volgens de reactie

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O. Hoeveel gram zuurstofgas heb je nodig om 40,00 gram butaangas te verbranden? Hoeveel gram CO2 wordt daarbij gevormd?

Stel dat je auto op zuiver octaan rijdt en 5 600 gram octaan verbruikt per 100 kilometer. De verbrandingsreactie kan als volgt geschreven worden: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

AA < 100 g CO2/km

BB 100 ≤ g CO2/km < 130

CC 130 ≤ g CO2/km < 160

DD 160 ≤ g CO2/km < 190

EE 190 ≤ g CO2/km < 190

FF 220 ≤ g CO2/km < 250

GG ≥ 250 g CO2/km

Op basis van CO2-uitsoot worden auto’s ingedeeld in een categorie A tot G.

a Wat is de CO2-uitstoot van je wagen in g km?

b In welke klasse wordt jouw auto ingedeeld?

HOOFDSTUK 4

Concentratie van een oplossing

©VANIN

Alcoholgel wordt veel gebruikt voor het ontsmetten van de handen. Om voldoende werkzaam te zijn, moet de hoeveelheid alcohol die wordt opgelost in de gel, een voldoende hoge concentratie hebben.

In een labo gaan we vaak stoffen oplossen in een oplosmiddel (meestal water), omdat ze dan beter reageren. Maar het aantal gram van de oplossing geeft niet de nodige informatie over de stofhoeveelheid van het opgeloste reagens. We moeten weten hoeveel mol of gram van de opgeloste stof er in de oplossing zit. In ons voorbeeld van de alcoholgel is de hoeveelheid alcohol (opgeloste stof) belangrijk, niet zozeer de hoeveelheid alcoholgel (oplossing). We willen weten hoeveel alcohol er in de alcoholgel zit, dus wat de concentratie aan alcohol is.

LEERDOELEN

L de verhoudingen en evenredigheden tussen massa’s, volumes en stofhoeveelheden gebruiken en molaire grootheden en concentraties beschrijven

L het verband tussen stofhoeveelheid en massaconcentratie toepassen

L het verband tussen stofhoeveelheid en molaire concentratie toepassen

L het verband tussen mol en molaire concentratie gebruiken in eenvoudige stoichiometrische berekeningen

1 Wat is een concentratie van een oplossing?

Een oplossing is een hoeveelheid opgeloste stof in een hoeveelheid oplosmiddel. Neem het voorbeeld van een tas koffie waarin een klontje suiker wordt gebracht:

Het oplosmiddel is hier de koffie.

De opgeloste stof is de suiker.

De oplossing bestaat uit gesuikerde koffie.

Je weet natuurlijk al dat de koffie zoeter zal smaken naargelang je er 1, 2 of 3 klontjes suiker in oplost. Het is dus belangrijk om de concentratie van de oplossing goed te kennen. Als we de concentratie van de opgeloste stof willen kennen, dan moeten we de hoeveelheid van de opgeloste stof en de hoeveelheid oplossing kennen. Suiker, net als vele andere stoffen, kan in verschillende hoeveelheden opgelost worden in water. Niet alle stoffen zijn trouwens even goed oplosbaar in water. Daar komen we later op terug.

Afb. 102 Gesuikerde koffie is een oplossing.

De maximale oplosbaarheid kan sterk verschillen van stof tot stof. Ook voor stoffen die wel oplossen in water is de hoeveelheid stof die kan opgelost worden, niet onbeperkt. Vanaf een bepaalde concentratie treedt verzadiging op: extra toegevoegd zout zal dan niet meer oplossen maar bezinken in de oplossing.

demovideo: concentratie van oplossingen

Concentratie van oplossingen

Werkwijze

Je leerkracht maakt 4 oplossingen van koper(II)sulfaat. Die oplossingen herkennen we aan de blauwe kleur.

©VANIN

De SI-eenheid voor massaconcentratie is kg m3 , maar doorgaans wordt er in het labo gebruiktgemaakt van de eenheid g L

1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

—bekerglas 1: 1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

—bekerglas 2: 1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

—bekerglas 3: 2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

—bekerglas 4: 2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

Waarnemingen

Je merkt aan de helderblauwe kleur van de oplossing hoe geconcentreerd de oplossing is (hoe donkerder blauw, hoe hoger de concentratie CuSO4). Merk op dat de inhoud van bekerglas 1 en 4 dezelfde kleur hebben. Dat komt doordat voor die bekers de verhouding van de hoeveelheid opgeloste stof tot de hoeveelheid oplossing, de concentratie dus, gelijk is:

1 g CuSO4

0,5 L = 2 g CuSO4 1 L

Er zijn verschillende manieren om de concentratie van een oplossing uit te drukken, afhankelijk van in welke eenheid de hoeveelheid opgeloste stof wordt uitgedrukt. Zo kunnen we onze hoeveelheid CuSO4 uit het voorbeeld uitdrukken in gram of in mol. We spreken dan respectievelijk over de massaconcentratie (γ) en de molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie (c).

De verhouding tussen de hoeveelheid opgeloste stof (stofhoeveelheid n of massa m) en de hoeveelheid oplossing (V) noemen we de concentratie van de oplossing. γ = m V met eenheid g L of c = n V met eenheid mol L .

2

Massaconcentratie

Het begrip mol is natuurlijk niet bij iedereen bekend. Daarom staat voornamelijk op voedingswaren de hoeveelheid opgeloste stof vaak aangeduid in een aantal gram. Als we de hoeveelheid opgeloste stof in gram uitdrukken en de hoeveelheid oplossing in liter, bekomen we voor de concentratie een eenheid van g L , we spreken dan over de massaconcentratie. Zo zit in 1 glas cola van 250 mL maar liefst 27 gram suiker. De concentratie suiker is dus 27 g 250 mL of 108 g L .

Afb. 103 Een glas cola bevat veel suiker.

VOORBEELDVRAAGSTUK

Bereken hoeveel kaliumchloride (KCl) je moet afwegen als je 3,5 L oplossing wil maken met een concentratie van 60 g L .

Gegeven: V(oplossing) = 3,5L

γ(KCl) = 60 g L

Gevraagd: m(KCl)

Oplossing:

γ = m V en dus m = γ · V

m = 60 g L · 3,5 L = 210 g

Bij voedingswaren wordt de hoeveelheid oplossing vaak herleid naar 100 mL, waardoor de eenheid g/100 mL wordt. Het etiket vermeldt dan de concentratie in % (per 100 mL dus). Voor de suikerconcentratie in het voorbeeld van het glas cola wordt dat dan 108 g L = 10,8 g 100 mL of 10,8 %.

Op het etiket van een blikje Ice Tea lezen we bijvoorbeeld hoeveel gram er van verschillende stoffen zijn opgelost in 100 ml van de drank (oplossing). Zo zit er per 100 mL Ice Tea 4,5 g suiker opgelost. In de tweede kolom staat dan hoeveel suiker er in het totale flesje van 33 cl zit. De massaconcentratie is altijd 4,5 g 100 mL = 4,5 %

Afb. 104 Voedingswaarden frisdrank

WEETJE

De SI-eenheid voor molaire concentratie is mol m3 , maar doorgaans wordt er in het labo gebruiktgemaakt van de eenheid mol L .

3 Molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie

Chemici zullen de stofhoeveelheid altijd aanduiden met de eenheid mol. We zullen in het labo de concentratie van de oplossing daarom ook uitdrukken in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing: de molaire concentratie, stofhoeveelheidsconcentratie of molariteit van de oplossing

molaire concentratie = aantal mol opgeloste stof aantal liter oplossing

formule: c = n V

eenheid molaire concentratie: mol L of M

Let op:

M is het symbool voor de eenheid van molaire concentratie.

M is het symbool voor de grootheid molaire massa.

VOORBEELDVRAAGSTUK

We berekenen de molaire concentratie van suiker in cola. Uit het vorige voorbeeld weet je al dat een glas van 250 mL 27 gram suiker bevat.

Gegeven: V(oplossing) = 250 mL = 0,250 L

m(suiker) = 27 g

Gevraagd: c

Oplossing:

c = n(suiker)

V(oplossing) en n (suiker) = m(suiker) M(suiker)

→ c = m(suiker) M(suiker) · V(oplossing) met M(suiker) = M(C12H22O11)

= 12 · 12,0 g mol + 22 · 1,0 g mol + 11 · 16,0 g mol

= 342,0 g mol

= 27 g

342,0 g mol · 0,250 L

= 0,32 mol L

De molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie c wordt berekend door de stofhoeveelheid uitgedrukt in mol (n) te delen door het volume oplosmiddel, uitgedrukt in L.

Formule: c = n V

Om massaconcentratie om te zetten in molaire concentratie, moet de massa omgerekend worden naar aantal mol.

Formule: m M = n

In stoichiometrievraagstukken waarbij de reagerende stoffen opgelost zijn, kan de stofhoeveelheid berekend worden uit het volume en de concentratie van de oplossing. Je weet nu hoe je die stofhoeveelheid kunt omzetten naar aantal mol. Aangezien c = n V kun je het aantal mol n berekenen door de formule anders te schikken: n = c · V

VOORBEELDVRAAGSTUK

200 mL van een zilvernitraatoplossing van 0,0295 mol/L wordt samengevoegd met voldoende natriumchlorideoplossing. Daarbij ontstaan zilverchloride en natriumnitraat. Bereken hoeveel gram zilverchloride ontstaat:

Gegeven: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

c = 0,0295 mol L c(AgNO3)

V = 200 mL

Gevraagd: m(AgCl)

Oplossing:

c · V = n

0,0295 mol L · 0,200 L = 0,0059 mol

0,0059 mol

Door de molverhouding toe te passen, weten we dat er dus ook maximaal 0,0059 mol zilverchloride wordt gevormd. Met behulp van de molaire massa van AgCl (M = 107,9 g mol + 35,5 g mol = 143,4 g mol) berekenen we de massa gevormd zilverchloride AgCl:

m(AgCl) = n · M = 0,0059 mol · 143,4 g mol = 0,846 g

Antwoord: Er zal in de reactie 0,846 g zilverchloride ontstaan. aantal mol n

delen door molaire massa (g/mol)

oplossingen (c, V)

aantal gram m n = N NA n = m M c = n V n = c · V

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes N

Andere uitdrukkingen voor de concentratie

Voor een oplossing van een vloeistof in een andere vloeistof is het natuurlijk logischer om te spreken van het aantal ml opgeloste stof per aantal liter oplossing. In dat geval spreken we over een volumeconcentratie met als eenheid mL L

Ook hier wordt bij levensmiddelen vaak gebruikgemaakt van het volumeprocent: de hoeveelheid (mL) opgeloste stof per 100 mL oplossing. Als de hoeveelheid wordt herrekend per 100 mL oplossing, spreken we dus over het volumeprocent.

Voorbeeld: op een fles azijn wordt vaak vermeld dat het gaat over een oplossing van 7 %, oftewel 7 mL opgelost azijnzuur per 100 mL oplossing. Ook een fles wijn of bier vermeldt op die manier de concentratie aan ethanol. Voor pilsbier is dat vaak 5,2 % of 5,2 mL ethanol per 100 mL bier.

Ook de massaconcentratie in g L kan omgerekend worden naar g 100 mL , dan spreken we over massavolumepercentage. Tot slot kunnen we bij een mengsel van 2 vaste stoffen (bv. zout en zand) ook nog het massapercentage gebruiken: het aantal gram opgeloste stof per 100 g oplossing. Al die grootheden behandelen we in de derde graad.

Afb. 105 Azijn

Afb. 106 Het alcoholpercentage in alcoholische dranken wordt uitgedrukt in volumepercentage: het aantal mL ethanol per 100 mL. Voor bier bedraagt dat volumepercentage ongeveer 5 % en voor wijn ongeveer 13 %.

4

Oplossingen verdunnen en indampen

In een labo worden veel zoutoplossingen gebruikt. Maar voor verschillende proeven zijn vaak ook verschillende concentraties van de oplossing vereist. Je leerkracht zal vast en zeker wel ergens een oplossing op voorraad houden, maar de concentratie is niet altijd diegene die nodig is in een volgend experiment. Gelukkig kunnen we de concentratie van een oplossing aanpassen door:

a Een extra hoeveelheid opgeloste stof toe te voegen: de concentratie zal nu stijgen.

b Een extra hoeveelheid oplosmiddel toe te voegen: de concentratie zal nu dalen. Dat noemen we het verdunnen van de oplossing.

c Een hoeveelheid oplosmiddel laten verdampen: de concentratie zal nu stijgen. Dat noemen we het indampen van de oplossing.

In een keuken proeft de kok heel vaak van zijn gerechten. Is de soep niet zout genoeg of net te zout? In het eerste geval zal de kok een snuifje zout toevoegen, in het tweede geval kan die de soep aanlengen met water. Indampen zou wat meer tijd in beslag nemen bij het op smaak brengen van soep, maar dat komt wel van pas bij de bereiding van sauzen.

Merk op dat zowel bij het verdunnen van een oplossing door toevoeging van extra oplosmiddel, als bij het indampen van een oplossing, de hoeveelheid opgeloste stof ongewijzigd blijft. Samen met de eerder geziene formule voor molaire concentratie (c = n V) kunnen we zo de verdunningsformule afleiden:

n1 = n2

c1 · V1 = c2 · V2 applet: concentratie + V

Indampen is het laten verdampen van een hoeveelheid oplosmiddel zodat de concentratie van de opgeloste stof stijgt.

05 LABO

VOORBEELDVRAAGSTUK

Hoeveel mL water moet je toevoegen aan 150 mL waterstofchlorideoplossing (HCl) van 0,250 mol L om een oplossing van 0,200 mol L te bekomen?

Gegeven: de beginconcentratie c1 = 0,250 mol L het beginvolume V1 = 0,150 L de gewenste eindconcentratie c2 = 0,200 mol L

Gevraagd: Welk volume oplosmiddel moet je toevoegen (V2 - V1) ?

Oplossing:

c1 · V1 = c2 · V2 toepassen: 0,250 mol L · 0,150 L = 0,200 mol L · V2

Hieruit berekenen we V2 = 0,188 L of 188 mL: V2 - V1 = 188 mL - 150 mL = 38 mL

Antwoord: Er moet 38 mL water worden toegevoegd om de concentratie te verminderen naar 0,200 mol L .

Bij het indampen van een oplossing geldt dus precies dezelfde formule c1 · V1 = c2 · V2, maar omdat het volume van de oplossing na het indampen (V2) nu kleiner is dan het oorspronkelijk volume V1, zal de concentratie c2 groter worden dan de concentratie voor het indampen (c1)

Het aantal mol opgeloste stof ...

Voor verdunning Na verdunning n1 = n2 c1 · V1 = c2 · V2

©VANIN

c1 · V1 = c2 · V2

In de formule is:

c1 = beginconcentratie van de oplossing

V1 = beginvolume van de oplossing

c2 = concentratie van de oplossing na verdunning

V2 = Volume van de oplossing na verdunning

Let op: V2 is het eindvolume na verdunning. Vaak wordt het toe te voegen volume water gevraagd. We trekken het beginvolume er dan dus weer af (V2 - V1)!

Als je een oplossing blijft indampen tot de maximale oplosbaarheid is bereikt, dan zal de opgeloste stof opnieuw kristalliseren. Op die techniek berust bijvoorbeeld de winning van zout uit zeewater.

5 Oplossingen met verschillende concentraties aan opgeloste stof mengen

Door zuiver oplosmiddel toe te voegen, wijzigt de hoeveelheid opgeloste stof dus niet. Maar dat zal natuurlijk wel het geval zijn als we aan een oplossing een andere oplossing toevoegen, die ook een hoeveelheid van die opgeloste stof bevat.

Als de toegevoegde oplossing hier een lagere concentratie heeft dan de eerste, zal de concentratie na samenvoegen van de oplossingen ook lager worden. Op die manier kunnen we een oplossing dus ook verdunnen. Maar let op: nu is de hoeveelheid opgeloste stof voor en na verdunning niet meer aan elkaar gelijk: n1 ≠ n2 n1 n3 n2

We moeten onze verdunningsformule in dat specifiek geval herwerken: Als je bij het aantal mol voor verdunning (n1) het aantal mol uit de verdunnende oplossing (n3) optelt, krijg je een nieuw aantal mol opgeloste stof (n2):

n1 + n3 = n2

Vermits het aantal mol steeds gegeven wordt door n = c . V, kun je besluiten dat: c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · V2

Het bekomen volume V2 is de som van de samengevoegde volumes V1 en V3, wat voor onze formule betekent:

· V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

Merk op dat de bekomen concentratie c2 altijd lager is dan de beginconcentratie c1, maar hoger blijft dan de concentratie van de verdunnende oplossing c3: c3 < c2 < c1

©VANIN

Vind je de koffie in de pot maar aan de slappe kant? Dan kan het helpen om een tas extra sterke espresso toe te voegen aan de pot. De koffie zal uiteindelijk sterker smaken dan de originele koffie, maar vanzelfsprekend minder sterk dan de espresso.

WEETJE

VOORBEELDVRAAGSTUK

Welk volume zilvernitraatoplossing van 0,100 mol L moet je bij 80,0 mL zilvernitraatoplossing van 0,500 mol L voegen om een oplossing van 0,200 mol L te bekomen?

Gegeven: c1 = 0,500 mol L

V1 = 80,0 mL of 0,080 L

c3 = 0,100 mol L

c2 = 0,200 mol L

Gevraagd: V3

Oplossing:

c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

(0,500 mol L · 0,080 L) + (0,100 mol L · V3) = 0,200 mol L · (0,080 L + V3)

Als we de vergelijking oplossen naar V3, dan bekomen we:

0,040 mol + 0,100 mol L · V3 = 0,016 mol + 0,200 mol L · V3

0,0240 mol = 0,100 mol L · V3

V3 = 0,0240 mol 0,100 mol L = 0,240 L of 240 mL

Antwoord: Het volume zilvernitraatoplossing van 0,100 mol L dat je moet toevoegen is 240 mL.

AAN DE SLAG

Welke oplossing heeft de hoogste concentratie: een keukenzoutoplossing met massaconcentratie van 6 % of een keukenzoutoplossing met molaire concentratie van c = 1 mol L ?

Hoeveel gram natriumchloride moet je oplossen in water om 3,00 L van een oplossing van 2,00 mol L te bereiden?

200 mL van een natriumhydroxideoplossing bevat 2,00 g natriumhydroxide. Wat is de molaire concentratie (of stofhoeveelheidsconcentratie) van die oplossing?

Bereken de hoeveelheid water die je aan 1,5 L van een calciumhydroxideoplossing van 0,80 mol L moet toevoegen om een oplossing van 0,70 mol L te bekomen.

Je lost 49,0 g fosforzuur op in water en vormt een halve liter oplossing. Hoeveel water moet je toevoegen om een concentratie van 0,0100 mol L te bekomen?

Een student moet 500 mL keukenzoutoplossing bereiden met een concentratie van 0,90 mol L Die beschikt over 800 mL zoutoplossing met een concentratie van 1,00 mol L en voldoende demi-water. Geef een te volgen werkwijze om de gevraagde oplossing te maken.

Aan 300 mL keukenzoutoplossing met een concentratie van 0,60 mol L wordt 200 mL keukenzoutoplossing met een concentratie van 0,40 mol L toegevoegd. Wat is de concentratie van de bekomen oplossing?

Welk volume zwavelzuuroplossing van 0,12 mol L moet je aan 500 mL zwavelzuuroplossing van 0,090 mol L toevoegen om een oplossing van 0,10 mol L te bekomen?

Hoeveel liter kaliumchlorietoplossing van 0,30 mol L moet je toevoegen aan 2,5 L kaliumchlorietoplossing van 0,70 mol L om een oplossing van 0,60 mol L te bekomen?

Natriumhydroxide reageert met fosforzuur tot natriumfosfaat en water. Hoeveel gram natriumhydroxide en hoeveel gram fosforzuur moet je hebben om 100 g natriumfosfaat te vormen?

Veronderstel dat het fosforzuur en de base (NaOH) elk opgelost zijn in een halve liter oplossing, wat zijn dan de concentraties van de oorspronkelijke oplossingen en van de gevormde zoutoplossing?

2,50 L van een calciumhydroxideoplossing (Ca(OH)2) reageert met 2,00 L van een oplossing van hypochlorigzuur (HClO) van 3,00 mol L tot calciumhypochloriet (Ca(ClO)2) en water. Wat is de concentratie van de calciumhydroxideoplossing? Hoeveel gram zout ontstaat er? ` Meer oefenen? Ga naar .

HOOFDSTUK 5

Chemisch rekenen met gassen

Stoichiometrie leert ons wat de kwantitatieve verhoudingen zijn waarin stoffen reageren. Dat is vrij eenvoudig te berekenen met vaste stoffen en oplossingen met een gekende concentratie. Bij sommige reacties reageren of ontstaan echter gassen. De massa van een gas is moeilijk te bepalen. We kunnen wel het volume van een gas meten, maar dat gasvolume is dan weer afhankelijk van de heersende temperatuur en druk. Hier zullen we rekening mee moeten houden bij de omzetting van de stofhoeveelheid naar de eenheid mol.

Uit het deeltjesmodel weet je al dat gassen bij een bepaalde druk en temperatuur een groter volume innemen per stofhoeveelheid dan vloeistoffen of vaste stoffen.

LEERDOELEN

L het verband gebruiken tussen de toestandsgrootheden druk, volume en absolute temperatuur om de toestand van een ideaal gas en de veranderingen ervan te beschrijven

1 Het molaire gasvolume onder normomstandigheden

Ook het volume gas zullen we moeten omzetten naar een stofhoeveelheid, uitgedrukt in mol. Een gelijke molhoeveelheid van verschillende gassen neemt bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in. Als we het volume van 1 mol gas kennen, het molaire gasvolume V m, (eenheid L mol), dan kunnen we het aantal mol gas berekenen door het volume gas te delen door het molaire gasvolume: n = V V m

Als we de stofhoeveelheid (aantal mol n) van een gas kennen, dan kunnen we door het omvormen van de formule ook het volume berekenen dat dat gas inneemt:

= n · V m

We beschouwen een gas onder de normomstandigheden. We spreken over normomstandigheden als de temperatuur i = 0 °C en de druk p = 1 013 hPa. Het molaire gasvolume is dan steeds 22,4 L mol. Als we dat getal onthouden, is het eenvoudig om vraagstukken op te lossen waarbij de reactie onder normomstandigheden plaatsvindt. We kunnen dan schakelen tussen het volume van het gas en het aantal mol door gebruik te maken van dat molaire gasvolume:

V m = 22,4 L mol waarbij n = V V m = V 22,4 L mol

VOORBEELDVRAAGSTUKKEN

1 Bereken het volume van 15,0 g waterstofgas onder normomstandigheden.

Gegeven: m(H2) = 15,0 g n.o.

Gevraagd: V(H2)

Oplossing:

n(H2) = m(H2) M(H2) = 15,0 g 2,0 g mol = 7,5 mol

n.o. : V m = 22,4 L mol

V = n · V m

V(H2) = 7,5 mol · 22,4 L mol = 1,7 · 102 L

2 Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas onder normomstandigheden.

Gegeven: m(CO2) = 25,0 g n.o.

Gevraagd: V(CO2)

Oplossing:

n(CO2) = m(CO2) M(CO2) = 25,0 g 44,0 g mol = 0,568 mol

n.o. : V m = 22,4 L mol

V(CO2) = n · V m = 0,568 mol · 22,4 L mol = 12,7 L

Normomstandigheden duiden we aan als n.o.

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in: V = n · V m aantal mol n

delen door molaire massa (g/mol)

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

oplossingen (c, V) gassen (V, Vm )

2 De algemene ideale gaswet

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal

Het molaire gasvolume is alleen normomstandigheden gelijk aan 22,4 L mol. Het gasvolume is afhankelijk van de temperatuur en de druk. We kunnen V m steeds berekenen door gebruik te maken van de ideale gaswet

Het deeltjesmodel van stoffen ken je al een tijdje. In gassen zitten de deeltjes ver van elkaar. Bij gewone druk en temperatuur oefenen ze geen krachten uit op elkaar (afstotend of aantrekkend).

Bij gewone druk en temperatuur is hun volume bovendien te verwaarlozen ten opzichte van het volume van de ruimte die het gas inneemt. Onder die omstandigheden gedraagt het gas zich volgens de zogenaamde ideale gaswet: we spreken van een ideaal gas, waarbij de gasmoleculen elkaar niet beïnvloeden.

Uit de fysicalessen lenen we een paar wetten: —de gaswet bij constante temperatuur (de wet van Boyle-Mariotte):

p · V = constant voor eenzelfde hoeveelheid gas

Afb. 109 Deeltjesmodel gas

Afb. 110 Robert Boyle

—de gaswet bij constant volume (de drukwet van Regnault):

p T = constant

voor eenzelfde hoeveelheid gas

—de gaswet bij constante druk (de volumewet van Gay-Lussac):

V T = constant

voor eenzelfde hoeveelheid gas

Die 3 wetten werden door Avogadro gecombineerd waarbij hij bovendien een verband legde tussen het aantal mol van een gas en het volume bij een gegeven druk en temperatuur. Die ideale gaswet gebruiken we in de chemie om een volume gas om te zetten naar een aantal mol of omgekeerd. Ze beschrijft het gedrag van ideale gassen onder invloed van druk, volume, temperatuur en aantal deeltjes:

p · V = n · R · T hierin is:

p = de druk in Pa (N/m2)

V = het volume in m3

n = de hoeveelheid gas in mol

R = de gasconstante (8,31 J · K−1mol−1)

T = de absolute temperatuur in K

De Kelvinschaal voor temperatuuraanduiding gaat niet uit van het vriespunt of het kookpunt van water, zoals de Celsius-schaalverdeling. Kelvin ging uit van het absolute nulpunt: de koudste temperatuur die ooit werd gemeten: -273 °C (-273,15 °C om precies te zijn). Die temperatuur heeft in de Kelvinschaal de waarde 0 K. Atomen en moleculen gaan steeds minder bewegen als de temperatuur daalt en bij -273 °C mogen we aannemen dat ze volledig stilstaan. Daarom noemde Kelvin die temperatuur het absolute nulpunt, lager kan namelijk niet! De schaalverdeling van de Celsiusschaal en de Kelvinschaal loopt gelijk: daarom is 273 K = 0 °C en kunnen we dus ook stellen dat 100 °C = 373 K. Let op: bij temperaturen uitgedrukt in Kelvin wordt het “°” of gradensymbool weggelaten.

Als we nu het molaire gasvolume willen berekenen, dan vormen we onze ideale gaswet om:

p · V = n · R · T herwerken we tot V = n · R · T p (n = 1, V = Vm)

V m = R · T p Je kunt er dus voor kiezen om steeds V m te berekenen en vervolgens het aantal mol in rekening te brengen of om meteen alle gegevens in de algemene gaswet te plaatsen.

TIP

De ideale gaswet kun je alleen gebruiken bij gassen. Laat je niet verleiden om een volume vloeistof, dat ook in liter of m³ is opgegeven, om te zetten naar mol via die gaswet!

Afb. 111 Henri Victor Regnault

Afb. 112 Joseph Gay-Lussac

De juiste stofhoeveelheid (in mol) ga je ook alleen bekomen als elke variabele in de formule in de juiste eenheid wordt gezet. Merk ook op dat in de ideale gaswet nergens sprake is van het soort gas of de massa. Die variabelen doen er niet toe. Het molaire gasvolume is bij eenzelfde druk en temperatuur voor om het even welk gas altijd hetzelfde.

WEETJE

Hoe wisten we dat bij normomstandigheden het volume van 1 mol gas = 22,4 L?

Als we alle gegevens in de juiste eenheden zetten (p = 1013 102 Pa, T = 273 K) en de waarden invullen in de ideale gaswet, dan kunnen we het volume berekenen van 1 mol gas onder normomstandigheden:

V = n · R · T p = 1 mol · 8,31 J · K-1 · mol-1 · 273 K (1013 102 Pa) = 0,0224 m³ of 22,4 L

Dus V m = 0,0224 m³ of 22,4 L bij n.o.

3 Omzettingen

De gegevens in een vraagstuk zullen vaak nog moeten worden omgezet naar de juiste eenheden alvorens de waarden in te vullen in de algemene ideale gaswet. Daarom herhalen we even de omzettingen die je al leerde kennen doorheen je studiejaren:

1 m³ = 1 000 dm³ = 1 000 L

1 hPa = 100 Pa

— 273 K = 0 °C

VOORBEELDVRAAGSTUKKEN

1 bar = 105 Pa = 103 hPa

1 mbar = 1 hPa

1 Welk volume neemt 12 g stikstofgas in bij 15 °C en 1 018 hPa?

Gegeven: m(N2) = 12 g

T = 15 °C

p = 1 018 hPa

Gevraagd: V(N2)

Oplossing: Eerst zetten we de gegevens om in de juiste eenheden, zodat we de ideale gaswet kunnen toepassen:

n(N2) = 12 g : 28,0 g mol = 0,43 mol

—15 °C = 288 K

—1 018 hPa = 1 018 · 102 Pa

Wanneer we die waarden invullen in de gaswet, krijgen we: V = n ∙ R ∙ T p = 0,010 m3 of 10 L

Antwoord: In de gegeven omstandigheden zal 12 g stikstof een volume innemen van 10 L.

2 Bereken de massa van 5,5 L waterstofsulfidegas (H2S) bij een temperatuur van 23 °C en een druk van 1 025 hPa.

Gegeven: T = 23 °C = 296 K

p = 1 025 hPa = 1 025 · 102 Pa

V(H2S) = 5,5 L = 0,0055 m3

©VANIN

Gevraagd: m(H2S)

Oplossing:

n(H2S) = p · V R · T = 102 500 Pa · 0,0055 m3 : (8,31 J · K-1 · mol-1 · 296 K) = 563,75 : 2 459,76 = 0,23 mol

m(H2S) = n(H2S) · M(H2S) = 0,23 mol · 34,1 g mol = 7,8 g

3 Bereken het volume van 28 g stikstofgas en van 32 g zuurstofgas bij 20 °C en 1 013 hPa.

Gegeven: m(N2) = 28 g

m(O2) = 32 g

T = 20 °C

p = 1 013 hPa

Gevraagd: V(N2) en V(O2)

Oplossing:

We zetten de gegevens om in de juiste eenheid:

—temperatuur: 20 °C = 293 K

—druk: 1 013 hPa = 101 300 Pa

m M = n = 28 gram N2 28 g mol = 1 mol N2 en 32 gram O2 32 g mol = 1 mol O2

Hoewel de massa’s van beide gassen verschillen, gaat het over dezelfde molhoeveelheid. Het omvormen van de formule geeft voor beide gassen hetzelfde resultaat:

V(N2) = V(O2) = n · R · T p = 1 · 8,31 · 293 101 300 = 0,024 m³ = 24 L

Als een reactie niet bij normomstandigheden plaatsvindt, moeten we altijd informatie krijgen over de druk en temperatuur. Zonder die gegevens kunnen we een gasvolume niet omzetten naar een aantal mol stofhoeveelheid.

4 De gaswet bij een constante molhoeveelheid

Wanneer er geen chemische reactie optreedt en/of het totaal aantal mol gas bij een reactie onveranderd blijft, kunnen we de ideale gaswet ook gebruiken om volumeveranderingen in functie van temperatuursveranderingen te berekenen of omgekeerd. De gaswet kan dan in een andere vorm worden geschreven:

Omdat n1 = n2 ( aantal mol gas verandert niet) en omdat, na het omvormen van de formule, de molhoeveelheid steeds gegeven is door n = p · V R · T , kunnen we stellen dat

p1 · V1 R · T1 = p2 · V2 R · T2

Schrappen van de gasconstante R aan beide kanten van de vergelijking geeft dan:

p1 · V1 T1 = p2 · V2 T2

©VANIN

Meer algemeen schrijven we p · V T = constante.

Van het feit dat druk, temperatuur en volume van een gas op die manier elkaar beïnvloeden, wordt gebruikgemaakt in de koeltechniek: koelkasten, diepvriezers, airco’s … Ze bevatten allemaal een gas dat zich makkelijk laat comprimeren en makkelijk terug uitzet. Vroeger werden hier vaak cfk’s (chloorfluorkoolwaterstoffen) voor gebruikt. Maar omdat die cfk’s schadelijk zijn voor het milieu (aantasting ozonlaag die ons beschermt tegen uv-straling van de zon), werden ze vervangen door andere koelgassen. Toch moeten die toestellen apart worden ingezameld op het einde van hun levensduur om de gassen te recycleren.

WEETJE

VOORBEELDVRAAGSTUK

Een heteluchtballon heeft een volume van 3 200 m³ en het gas in de ballon heeft een temperatuur van 130 °C. Bij welke temperatuur (°C) zal het volume dalen tot 3 000 m³ als de druk constant blijft?

Gegeven:

V1 = 3 200 m³

T1 = 130 °C

V2 = 3 000 m³

p = constant

©VANIN

Gevraagd: T2

Oplossing:

We gebruiken hier dus de 2de vorm van de gaswet, want n = constant (geen chemische reactie):

p1 · V1 T1 = p2 · V2 T2

Omdat bij dit vraagstuk ook de druk constant blijft (p1 = p2), wordt de formule nog eenvoudiger:

V1 T1 = V2 T2

We zetten alles om in de juiste eenheden (V1 = 3 200 m³, T1 = 403 K, V2 = 3 000 m³) en lossen de vergelijking op door de gevraagde temperatuur T2 te berekenen:

T2 = V2 · T1 V1 = 3 000 m³ · 403 K 3200 m3 = 378 K

Omgezet naar °C is dat 105 °C. aantal mol n

delen door molaire massa (g/mol)

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol)

(

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal

Nu we zowel de stoichiometrische hoeveelheden van vaste stoffen (in gram), vloeistoffen (volume en concentratie) en gassen (volume) kunnen berekenen zijn we in staat om zowat elk stoichiometrisch vraagstuk op te lossen.

AAN DE SLAG

Bereken het volume van 15,0 g waterstofgas onder normomstandigheden.

Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas onder normomstandigheden.

Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen zuurstofgas in onder normomstandigheden?

Wat is de totale massa van die moleculen?

Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen stikstofgas in onder normomstandigheden?

Wat is de totale massa van die moleculen?

Welk volume neemt 12 g stikstofgas in bij 15 °C en 1 018 hPa?

Bereken de massa van 5,5 L waterstofsulfidegas bij een temperatuur van 23 °C en een druk van 1 025 hPa.

Bij de reactie van waterstofchloride met calciumcarbonaat ontstaan calciumchloride, water en koolstofdioxide. Hoeveel liter koolstofdioxide ontstaat er onder normomstandigheden als je begint met 25,0 g waterstofchloride en een overmaat aan calciumcarbonaat?

Zink reageert met waterstofchloride tot zinkchloride en waterstofgas. Hoeveel liter waterstofgas wordt er gevormd als je 1 000 kg zink laat reageren met voldoende waterstofchloride?

Welke massa zuur moet je daarvoor gebruiken?

De reactie vindt plaats onder normomstandigheden.

Waterstofgas reageert bij 20 °C en 1 050 hPa met 20 L zuurstofgas tot waterdamp. Hoeveel gram waterstofgas is daarvoor nodig?

Hoeveel gram zink moet reageren met een overmaat aan zwavelzuur om onder normomstandigheden 1,5 L waterstofgas te bekomen?

Hoeveel gram ijzer moet met een overmaat aan verdunde zoutzuuroplossing reageren om 2,0 L waterstofgas te bekomen bij een druk van 1 722 hPa en een temperatuur van 80 °C? De reactie is: Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

Stikstofgas reageert met zuurstofgas tot gasvormig distikstofpentaoxide. Over hoeveel gram stikstofgas moet je beschikken om 33 L reactieproduct te bekomen, indien die reactie plaatsvindt bij 40 °C en 1 240 hPa?

Hoeveel mol lucht zit er in een luchtballon met een volume van 6 000 m³? De lucht in de ballon werd verhit tot 90 °C en 1 013 hPa? Bij die omstandigheden is het molaire gasvolume 30 L mol

Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen

(uitbreiding)

We weten dat de stofhoeveelheid mol steeds slaat op eenzelfde aantal deeltjes: 6,02 · 1023. In de 1ste graad leerde je dat deeltjes bij een gas verder uit elkaar zitten dan bij een vloeistof. Bij een vaste stof zijn de deeltjes nog dichter op elkaar gepakt. Daaruit volgt dus dat het ingenomen volume van eenzelfde aantal deeltjes verschilt van stof tot stof.

LEERDOELEN

L verhoudingen en evenredigheden tussen massa’s, volumes en stofhoeveelheden gebruiken om dichtheden beschrijven

Als we het aantal deeltjes per volume-eenheid naar de massa van die deeltjes omzetten, bekomen we de verhouding m V . Die verhouding noemen we de dichtheid van een stof. De dichtheid van een stof in de gastoestand zal dus kleiner zijn dan de dichtheid van diezelfde stof in vloeibare toestand, die op haar beurt kleiner is dan de dichtheid in vaste toestand.

Niet alleen het verschil in aggregatietoestand speelt daarbij een rol. Ook de massa van elk deeltje en de onderlinge schikking (roostering) van de deeltjes zorgt voor een verschil in dichtheid. De dichtheid is daarom een stofeigenschap voor elke zuivere stof.

Neem bijvoorbeeld blokjes met eenzelfde volume van verschillende metalen. Het blokje lood zal merkelijk zwaarder zijn dan het blokje aluminium.

De verhouding tussen de massa en het volume noemen we de dichtheid (ρ) van de stof:

ρ = m V

De dichtheid kan in meerdere eenheden worden weergegeven ( g m3 , g L , kg dm3 , kg L …)

demovideo: dichtheid van vloeistoffen

demovideo: water en ethanol

WEETJE

De dichtheid van het mengsel berekenen is niet gemakkelijk omwille van het feit dat water- en ethanolmoleculen zich niet ideaal gedragen (zie ideale gaswet). Ze interageren met elkaar waardoor het samenvoegen van 50 mL ethanol en 50 mL water uiteindelijk slechts een totaalvolume van 98 mL oplevert. Hoewel je dat moeilijk uitgelegd krijgt aan je wiskundeleerkracht: in deze chemieles is 50 + 50 = 98! De dichtheid van ons mengsel is dus:

ρ = 89,5 g 98 mL = 91,3 g 100 mL

Dichtheid van vloeistoffen

Werkwijze

Je leerkracht brengt achtereenvolgens gelijke volumes van de volgende stoffen samen in een beker:

water (zuivere stof)

olijfolie (mengsel)

ethanol (zuivere stof)

1 liter zuiver water weegt exact 1 kg.

De dichtheid van zuiver water is dus ρ = m V = 1 kg L

kg L

kg L

kg L

Afb. 113 Dichtheid van vloeistoffen

ethanol olijfolie water

Waarneming:

De stof met de hoogste dichtheid zit onderaan de beker. De stof met de laagste dichtheid zit bovenaan.

De tabel met de dichtheid van de andere stoffen leert ons dat olie inderdaad op water zal drijven, omdat het een kleinere dichtheid heeft en niet mengt met water. De dichtheid van ethanol (0,789 kg L ) is nog kleiner dan die van de olijfolie. De ethanol mengt ook niet met de olie en zal daarom helemaal bovenaan drijven.

Met de formule van dichtheid kunnen we dus steeds schakelen tussen de massa en het volume van een zuivere stof of oplossing:

ρ = m V het omvormen van de formule geeft V = m ρ of m = V · ρ

TIP

Let op dat je bij vloeistoffen de dichtheid niet verwart met de massaconcentratie. Dichtheid heeft niets te maken met de concentratie van de opgeloste stof.

DICHTHEID

MASSACONCENTRATIE

ρ = massa oplossing volume oplossing c = massa opgeloste stof volume oplossing

De verwarring tussen beide gebeurt omdat beide grootheden dezelfde eenheid kunnen hebben.

AAN DE SLAG

Hoeveel liter waterstofgas kun je bij 45 °C en 1 053 hPa bereiden met 20,0 g zink en 150 mL zwavelzuur (0,35 mol L )?

Hoeveel liter koolstofdioxidegas moet je bij 20 °C en 980 hPa in een calciumhydroxideoplossing doen om 50 g calciumcarbonaat te bereiden?

Wanneer de luchtdruk in een vliegtuig op 10 km hoogte sterk daalt, komen er boven de zitplaatsen zuurstofmaskers naar beneden. Gedurende 15 minuten kunnen de passagiers gebruikmaken van zuurstofgas door de volgende reactie geproduceerd in een zuurstofgenerator:

2 NaClO3 (s) → 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)

Een volwassene verbruikt per minuut gemiddeld 1,5 L O2 bij 76,0 kPa en 290 K.

Welke massa NaClO3 is er nodig om een volwassene gedurende 15 minuten van het nodige zuurstofgas te voorzien?

` Meer oefenen? Ga naar .

CHEMISCH REKENEN

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa

gemiddelde relatieve atoommassa <A r > = het gewogen gemiddelde van alle relatieve atoommassa’s van de voorkomde isotopen

de relatieve massa van een molecule = de som van alle relatieve atoommassa's in de molecule

molecuulmassa = de massa van een molecule

formulemassa = de massa van een formule-eenheid = de som van alle relatieve atoommassa's van de formule

stofhoeveelheid = uitdrukking voor de hoeveelheid van een stof. Dat kan in aantal deeltjes, aantal gram of aantal mol.

A (massagetal) = Z (aantal protonen) + N (aantal neutronen)

grootheidsymbooleenheid

stofhoeveelheid (aantal deeltjes) N deeltjes

stofhoeveelheid (aantal gram) m g

stofhoeveelheid (aantal mol) n mol

Hoofdstuk 2: De mol en het getal van Avogadro constante van Avogadro = een grootheid

symbool: NA

eenheid: deeltjes mol

NA = de constante van Avogadro= 6,02 · 1023 deeltjes mol

Voordeel: 1 unit · NA= 1 g!

©VANIN

molaire massa = molecuulmassa of formulemassa, aangevuld met de eenheid g mol

molverhouding = de verhouding (in mol) waarin de stoffen reageren

zie schema op p. 120

Hoofdstuk 3: Stoichiometrische vraagstukken (uitbreiding 1u)

vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid

vraagstukken met 2 gegeven stofhoeveelheden

Volg het stappenplan op p. 126.

Extra stap in het stappenplan op p. 128: eerst beperkende reagens bepalen

CHEMISCH REKENEN

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 4: Concentratie van een oplossing

een oplossing = een hoeveelheid opgeloste stof in een hoeveelheid oplosmiddel

concentratie = de verhouding opgeloste stof per hoeveelheid oplossing ten opzichte van het totale volume van de oplossing

NOTITIES

©VANIN

n = m M

delen door molaire massa (g/mol)

—massaconcentratie γ = m V ( g L )

—molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie c = n V (eenheid: mol L )

oplossingen (c, V) aantal gram m

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

verdunningsformule met water

Een oplossing kun je verdunnen of indampen.

mol n

oplossingen mengen

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes

n = N NA

c1 · V1 = c2 · V2

—Verdunnen met oplosmiddel: aantal mol opgeloste stof verandert niet

n1 = n2 of c1 · V1 = c2 · V2 concentratie daalt c2 < c1

—Indampen: oplosmiddel verdampt, aantal mol opgeloste stof verandert niet

n1 = n2 of c1 · V1 = c2 · V2 concentratie stijgt c2 > c1

Mengen met andere oplossing, aantal mol opgeloste stof verandert wel n1 + n3 = n2

c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

concentratie daalt of stijgt maar c3 < c2 < c1

CHEMISCH REKENEN

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 5: Chemisch rekenen met gassen normomstandigheden

molair gasvolume de ideale gaswet:

p · V = n · R · T

NOTITIES

i = 0 °C

p = 1 013 hPa

→ molair gasvolume = 22,4 L mol

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in.

V = n · V m

p: de druk in Pa ( N m2 )

V m : het volume in m3

n: de hoeveelheid gas in mol

R: de gasconstante (8,31 J · K−1mol−1)

oplossingen (c, V)

delen door molaire massa (g/mol)

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n

M

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

gassen (V, Vm ) aantal gram m n = N NA

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

Hoofdstuk 6: Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen (uitbreiding)

dichtheid van een stof = de verhouding tussen de massa en het volume

ρ = m V

Dichtheid is geen concentratiegrootheid!

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID 04 THEMA

Eenden, pinguïns en heel wat andere vogels vertoeven een groot deel van hun leven op het water. Maar toch worden ze niet nat. Dat kun je mooi zien tijdens een regenbui: de waterdruppels glijden van hen af. Dat verschijnsel komt ook bij planten voor: ’s morgens of na een regenbui zie je overal druppels liggen op de bladeren. Als je de plant aanraakt, dan vallen ze er zo van af. Helaas heeft papier die eigenschap niet: het wordt meteen drijfnat.

` Hoe komt het dat de veren van sommige vogels geen water opnemen en papier wel?

` Hoe komt het dat waterdruppels gemakkelijk van een plant rollen?

` Kunnen we voorspellen welke stoffen water opnemen en welke niet?

` Kunnen we voorspellen welke stoffen in elkaar oplossen?

We zoeken het uit!

VERKEN

JE

KUNT AL ... JE LEERT NU ...

• eigenschappen van elementen afleiden op basis van hun plaats in het PSE.

Ionbindingen

elektronen werden overgedragen bv. natriumchloride

Metaalbindingen

een zee van elektronen tussen positieve metaalionen bv. kopermetaal

Atoombindingen

elektronen worden gemeenschappelijk gesteld bv. water

metaalatoom

niet-metaalatoom

• aangeven dat er verschillende soorten bindingen tussen elementen bestaan.

• dat er polaire en apolaire moleculen bestaan.

• welke krachten er tussen verschillende moleculen heersen.

• verschillende soorten mengsels beschrijven. ?

• voorspellen en verklaren welke stoffen in elkaar oplossen.

HOOFDSTUK 1

Polaire en apolaire bindingen en moleculen

©VANIN

Een molecule is opgebouwd uit een bepaald aantal niet-metaalatomen, al dan niet van dezelfde soort.

Die atomen zijn met elkaar verbonden door een gemeenschappelijk elektronenpaar. De symbolen van die atomen worden weergegeven in de formule en het aantal van elke soort wordt weergegeven door de index.

LEERDOELEN

L de betekenis van elektronegativiteit begrijpen

L bepalen of een covalente binding polair of apolair is

L op basis van de chemische structuur bepalen of een molecule polair of apolair is

1 Het dipoolkarakter van water

Ongeveer 70 % van het oppervlak is bedekt met water. Organismen bestaan bovendien voor een groot gedeelte uit water. Zonder water is er geen leven. Ook tijdens de chemielessen gebeuren heel wat experimenten in een waterige oplossing. Het is daarom belangrijk om even te kijken wat water zo speciaal maakt.

DEMO

Invloed van een geladen staaf op een straal water en n-pentaan

Werkwijze

—De leerkracht vult een buret met n-pentaan (C5H12) en plaatst er een beker onder.

—De leerkracht brengt negatieve ladingen aan op een kunststof lat of staaf door er met een wollen of zijden doek over te wrijven.

—De leerkracht opent het kraantje en houdt de negatief geladen staaf naast de straal n-pentaan die uit de buret loopt.

—Door papier te wrijven over een glazen staaf, ontstaat er een glasstaaf die positief geladen is. De leerkracht opent het kraantje en houdt de positief geladen staaf naast de straal n-pentaan die uit de buret loopt.

—De leerkracht brengt daarna achtereenvolgens een negatieve en een positieve staaf naast een waterstraal die uit een andere buret stroomt.

Waarnemingen

—n-pentaan wordt niet aangetrokken door de positief geladen staaf, maar ook niet door de negatief geladen staaf.

—De straal water wordt zowel door de positief als de negatief geladen staaf aangetrokken.

demovideo: invloed van een geladen staaf op een straal water en n-pentaan

Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan!

Of zoals het Engelse spreekwoord luidt: opposites attract

Water (H2O) is een molecule opgebouwd uit 2 waterstofatomen en een zuurstofatoom.

Moleculen zijn neutraal, wat wil zeggen dat een waterdeeltje niet negatief of positief geladen is.

Toch worden watermoleculen aangetrokken door zowel negatieve als positieve ladingen. Dat kan verklaard worden doordat water zowel een positief geladen als een negatief geladen zijde of pool heeft.

115

—Als een positieve lading in de buurt wordt gebracht van een straal water, worden de negatieve zijden van alle watermoleculen aangetrokken. Hierdoor buigt de waterstraal zich naar de positieve lading.

—Als een negatieve lading in de buurt van een waterstraal wordt gebracht, trekt die de positieve zijde van alle watermoleculen aan, waardoor de straal ook naar de lading afgebogen wordt.

Omdat water gekenmerkt wordt door een negatieve pool en een positieve pool, is water een voorbeeld van een polaire molecule of een dipoolmolecule.

n-pentaan wordt niet aangetrokken door een positieve of negatieve lading, omdat ze geen positieve of negatieve zijde heeft. n-pentaan is dus een voorbeeld van een apolaire molecule

—Een molecule die zowel een positief geladen als een negatief geladen pool heeft, wordt een polaire molecule of een dipoolmolecule genoemd.

—Moleculen die geen positieve en negatieve pool hebben, worden apolaire moleculen genoemd.

Of een molecule polair of apolair is, hangt af van de bouw van de molecule en de mate waarin de atomen in de molecule geneigd zijn om elektronen naar zich toe te trekken. In de volgende delen zul je leren om te voorspellen of een molecule polair of apolair is.

2 De elektronegativiteit

Zoals je vorig jaar al leerde, staan sommige elementen (zoals metalen) liever elektronen af terwijl andere (zoals niet-metalen) liever elektronen opnemen. Dat hangt af van een aantal eigenschappen zoals de grootte van de positieve kernlading, het aantal elektronen en de schikking van de elektronen op de schillen. Die factoren leiden tot een grotere of minder grote aantrekkingskracht op andere elektronen: de elektronegatieve waarde van een atoom.

De EN-waarde vind je terug op het PSE.

12 1,2

De elektronegatieve waarde of de elektronegativiteit (EN) drukt uit in welke mate een element geneigd is om elektronen naar zich toe te trekken. De elektronegatieve waarde ligt tussen 0,7 en 4 en is een onbenoemd getal: ze heeft geen eenheid. Hoe groter de elektronegatieve waarde van een element, hoe sterker de neiging van een element om elektronen aan te trekken.

De elektronegatieve waarde of de elektronegativiteit (EN) is een onbenoemd getal dat weergeeft in welke mate een element geneigd is om elektronen naar zich toe te trekken.

Afb.

Watermoleculen zijn neutraal: ze zijn niet positief of negatief geladen.

3 Polariteit van de binding

Wanneer 2 atomen met eenzelfde EN gebonden zijn door middel van een atoombinding, dan trekken beide atomen even hard aan de elektronen van de atoombinding. Het gemeenschappelijk elektronenpaar bevindt zich dan perfect tussen de 2 atoomkernen. Zo’n atoombinding noemen we een apolaire atoombinding

Het verschil tussen de EN van beide atomen (grootste EN – kleinste EN) duiden we aan met ΔEN.

VOORBEELD ATOOMBINDINGEN IN H2 EN CS2

EN(H) = 2,1 EN(H) = 2,1

EN(S) = 2,5EN(C) = 2,5EN(S) = 2,5

Hier bedraagt ΔEN = 0.

Als 2 atomen die verbonden zijn door een atoombinding, een verschillende elektronegatieve waarde hebben, dan zal het atoom met de hoogste EN het hardst aan de elektronen van de atoombinding trekken. Hierdoor zal het bindend elektronenpaar zich niet perfect in het midden tussen de 2 kernen bevinden, maar verschuiven naar het element met de hoogste elektronegativiteit. Een dergelijke atoombinding noemen we een polaire atoombinding.

Doordat de elektronen van de atoombinding nu dichter bij het atoom met de hoogste EN liggen, wordt het atoom gedeeltelijk negatief geladen. Maar omdat de elektronen van de atoombinding nog steeds gedeeld worden met het andere atoom, spreekt men van een negatieve deellading of een partieel negatieve lading. Die negatieve lading wordt aangeduid met het symbool δ-.

Doordat de elektronen van de atoombinding nu het verst van het atoom met de laagste EN liggen, wordt het atoom gedeeltelijk positief geladen. Omdat de elektronen van de atoombinding nog steeds gedeeld worden met het andere atoom, spreekt men van een positieve deellading of een partieel positieve lading. Die positieve lading wordt aangeduid met het symbool en δ+.

De grootte van de positieve en negatieve deelladingen rond een atoombinding neemt toe naarmate het verschil in EN van de atomen groter wordt.

Het Griekse symbool δ wordt uitgesproken als delta.

Afb. 116 Apolaire covalente binding

Afb. 117 Polaire covalente binding

VOORBEELD HCI

Waterstofchloride heeft als formule HCl. Het waterstofatoom is verbonden door een covalente binding met het chlooratoom. De EN van het element chloor bedraagt 3,0 en van het element waterstof 2,1. De waarde van ΔEN bedraagt hier 0,9. Het chlooratoom trekt het gemeenschappelijk elektronenpaar naar zich toe, waardoor het bindend elektronenpaar zich dichter bij de kern van het chlooratoom bevindt. Zo ontstaat de partieel negatieve lading van het chlooratoom. Omdat de EN van het waterstofatoom lager is dan chloor, verkrijgt waterstof een partieel positieve lading.

EN(H) = 2,1EN(Cl) = 3,0 δ+ δ-

CI CICI H HH

Afb. 118 Door het verschil in EN tussen het element waterstof en chloor, verschuiven de elektronen van de atoombinding in de richting van het element chloor. Daardoor krijgt het element waterstof een partieel positieve lading en het element chloor een partieel negatieve lading.

Opgelet! De waarde ΔEN tussen de 2 elementen moet voldoende groot zijn om een polaire binding te hebben. Pas als het verschil in EN groter is dan 0,5 wordt van een polaire binding gesproken.

ΔEN < 0,5 → apolair

ΔEN > 0,5 → polair

De waarde ΔEN geeft het verschil aan tussen de EN van de 2 atomen waartussen een atoombinding zich bevindt. Als ΔEN < 0,5, dan bevindt het bindend elektronenpaar van de atoombinding zich in het midden tussen de 2 kernen en spreken we van een apolaire covalente binding of een apolaire atoombinding.

In een molecule ontstaat tussen 2 atomen een polaire atoombinding als ΔEN > 0,5. Het bindend elektronenpaar bevindt zich dan niet perfect tussen beide atoomkernen. Door de verschuiving van het bindend elektronenpaar, krijgt het atoom met de hoogste EN een negatieve deellading (δ-) en het atoom met de laagste EN een positieve deellading (δ+).

4 Polariteit van moleculen

Dipolen of polaire moleculen zijn neutrale moleculen met zowel een positief als een negatief geladen zijde. Die positief en negatief geladen zijden zijn een gevolg van de aanwezigheid van polaire atoombindingen én de ruimtelijke structuur van de molecule.

Als de molecule is opgebouwd uit 2 atomen die verbonden zijn door een polaire atoombinding, dan ontstaat er een molecule met aan de ene zijde een positieve (partiële) lading en aan de andere zijde een negatieve (partiële) lading: een dipool of polaire molecule.

119 Zoutzuur (HCl) is een polaire molecule. Ze heeft een positieve zijde (blauw) en een negatieve zijde (rood).

Afb.

In een molecule die 2 of meerdere polaire atoombindingen bevat, zullen meerdere atomen een positieve en/of negatieve partiële ladingen hebben. Valt het centrum van de negatieve deelladingen niet samen met het centrum van de positieve deelladingen, dan heeft de molecule een positieve en negatieve zijde en is ze een dipool. Vallen de centra van de positieve en negatieve deelladingen wél samen, dan is de molecule apolair omdat er geen positieve en negatieve pool aanwezig is.

VOORBEELD WATER (H2O)

De polaire molecule water

Water is opgebouwd uit 2 waterstofatomen en een zuurstofatoom. Net zoals andere moleculen heeft water een bepaalde ruimtelijke, driedimensionele structuur. De 3 atomen bevinden zich niet op een rechte lijn, maar de molecule is ‘geknikt’. De hoek tussen beide waterstofatomen bedraagt 104,5°.

HH

EN (H) = 2,1

EN (O) = 3,5

Het zuurstofatoom heeft een hogere EN dan waterstof en trekt dus harder aan het gemeenschappelijk elektronenpaar van de atoombinding dan het waterstofatoom. Beide bindende elektronenparen verschuiven bijgevolg in de richting van het zuurstofatoom. Het zuurstofatoom krijgt hier tweemaal een negatieve deellading (2δ-), elk waterstofatoom krijgt een positieve deellading (δ+).

Doordat het centrum van de positieve deelladingen en het centrum van de negatieve deelladingen niet samenvallen, heeft de molecule een positieve en negatieve zijde. Water is dus een polaire molecule of dipool

Afb. 120 De 3 atomen van de molecule water liggen niet op een rechte lijn. De molecule is geknikt.

Afb 121 In een molecule water valt het centrum van de negatieve ladingen (rood) niet samen met het centrum van de positieve ladingen (blauw).

VOORBEELD KOOLSTOFDIOXIDE (CO2)

De apolaire molecule koolstofdioxide Koolstofdioxide bestaat uit een koolstofatoom dat gebonden is aan 2 zuurstofatomen. Koolstof heeft de lineaire structuur (zie thema 02) en de 3 atomen bevinden zich op een rechte lijn. Omdat zuurstof een hogere EN (3,5) heeft dan koolstof (2,5) worden de gemeenschappelijke elektronenparen van de atoombindingen naar de zuurstofatomen toe getrokken. Alle atoombindingen zijn dus polair. Doordat de elektronen van de atoombindingen dichter bij zuurstof zitten dan bij koolstof, zijn de zuurstofatomen partieel negatief geladen en het koolstofatoom partieel positief.

De centra van de positieve deelladingen en negatieve deelladingen, of ladingswolken, vallen samen. Hoewel er dus polaire atoombindingen aanwezig zijn, is de molecule apolair

©VANIN

Afb. 122 Koolstofdioxide bevat polaire bindingen waardoor partiële ladingen ontstaan (blauw=positief, rood=negatief), maar de molecule is apolair omdat het centrum van de positieve ladingen samenvalt met het centrum van de negatieve ladingen.

Wanneer een geladen voorwerp in de buurt van een dipool wordt gebracht, zullen de dipoolmoleculen zich oriënteren als gevolg van die lading. Breng je een positieve lading in de buurt van dipoolmoleculen, dan zal de negatieve zijde van alle moleculen aangetrokken worden en de positieve zijde afgestoten. Omgekeerd zal een negatieve lading de positieve zijde van dipoolmoleculen aantrekken en de negatieve zijde ervan afstoten. Dat verklaart waarom een waterstraal dus zowel aangetrokken wordt door een negatief als een positief geladen staaf.

Als in een molecule enkel apolaire atoombindingen voorkomen, dan zijn er geen partiële ladingen aanwezig. De molecule bevat bijgevolg ook geen negatieve en positieve polen. Een molecule met alleen maar apolaire bindingen zal daarom altijd een apolaire molecule zijn.

VOORBEELD n-PENTAAN

De molecule n-pentaan heeft als formule C5H12

HC H H C H H C H

Afb. 123 Een molecule n-pentaan

Koolstof en waterstof hebben een verschillende elektronegativiteit. Het verschil is zo klein (ΔEN < 0,5) dat de binding als apolair wordt beschouwd. Er zijn dus geen partiële ladingen aanwezig, waardoor de molecule geen positief en negatief geladen pool heeft. n-pentaan is dus in tegenstelling tot water een apolaire molecule.

Om na te gaan of een molecule een dipool is of niet, volg je het volgende schema:

Polaire bindingen aanwezig (ΔEN > 0,5)?

Apolaire molecule

Valt centrum positieve deelladingen samen met centrum negatieve deelladingen?

Apolaire molecule Polaire molecule

3 Polaire of apolaire moleculen

Let op dat een molecule pas een dipoolmolecule is wanneer ze aan 2 voorwaarden voldoet:

1 Er moeten polaire bindingen aanwezig zijn.

2 De ladingscentra van de positieve en negatieve deelladingen mogen niet samenvallen.

Om na te gaan of een molecule een dipool is, wordt vaak gebruikgemaakt van dipoolvectoren. Een dipoolvector is een symbolische voorstelling voor de kracht die op een elektronenpaar wordt uitgeoefend. De grootte van de vector is evenredig met het verschil in EN-waarden van beide gebonden atomen: de zin gaat van de partieel positieve naar de partieel negatieve lading.

Dipoolvectoren kun je, net zoals vectoren in de wiskunde en fysica optellen. Als de som van de vectoren, de resultante, niet gelijk is aan nul, dan dan is het een dipool(molecule) of een polaire molecule en is er een positieve en negatieve zijde aanwezig

Als we de dipoolvectoren in een watermolecule verschuiven om in hetzelfde punt aan te grijpen, dan zien we duidelijk dat de resultante (in het rood) niet gelijk is aan nul. Water is duidelijk een polaire molecule, met een positieve en een negatieve zijde.

Schema

Je kunt een polaire of apolaire binding ook als volgt voorstellen: Geiten vertegenwoordigen een polaire binding en duwen tegen of trekken aan een paal. Als de geiten sterk genoeg zijn (ΔEN > 0,5) en hun krachten elkaar niet in evenwicht houden, dan wordt de paal schuin of omvergeduwd. Dan is de molecule een dipool.

In het geval van water zullen de geiten de paal omverduwen. Water is dus polair.

In een molecule CO2 trekken beide geiten aan de paal in tegengestelde richting én even hard. De 2 geiten werken elkaar zo tegen dat de paal blijft staan. CO2 is dus een apolaire molecule.

In een molecule zoals CH4 zijn er geen polaire bindingen aanwezig. De geiten duwen of trekken niet. De paal blijft dus staan. De molecule CH4 is dus apolair.

—Een molecule met uitsluitend apolaire atoombindingen is altijd apolair. —Een molecule die polaire atoombindingen bevat, kan polair of apolair zijn:

• Als het centrum van de positieve deelladingen samenvalt met het centrum van de negatieve deelladingen, dan is de molecule apolair.

• Vallen de centra van de positieve en negatieve deelladingen niet samen, dan heeft de molecule een positieve en negatieve zijde. Het is een dipoolmolecule.

AAN DE SLAG

Ga op zoek naar de EN in je PSE.

a Zoek in het periodiek systeem op welk element de hoogste EN heeft.

b En welk element heeft de laagste EN?

c Orden de volgende elementen volgens stijgende EN:

Al – B – Ge – Ra

Bepaal de EN van beide elementen, en ga vervolgens na of de atoombinding tussen de elementen polair of apolair is.

a C & H

b H & S

c C & O

d O & N

e S & O

f P & H

Met welk element uit de 7de groep kan koolstof een apolaire atoombinding vormen?

Bepaal of de volgende stoffen bestaan uit polaire of apolaire moleculen.

stoffen a, b en e

3D-beelden

HOOFDSTUK 2

Intermoleculaire krachten

Vorig jaar zijn de 3 aggregatietoestanden al aan bod gekomen. In een vaste stof zitten deeltjes op elkaar gestapeld, vaak op een zeer regelmatige manier in een rooster. Wanneer een vaste stof smelt, krijgen de deeltjes een hogere bewegingsvrijheid en rollen ze over elkaar. Als een vloeistof de kooktemperatuur bereikt, dan komen de deeltjes volledig los van elkaar en krijgen ze een nog grotere bewegingsvrijheid: ze gedragen zich nu als een gas. De aggregatietoestand van een stof bij een bepaalde temperatuur is deels een gevolg van de aantrekkingskrachten tussen de deeltjes waaruit ze is opgebouwd.

LEERDOELEN

L de verschillende soorten krachten tussen moleculen onderscheiden

L uitleggen dat intermoleculaire krachten mee het kookpunt en smeltpunt van een stof bepalen

1 Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof

Bij kamertemperatuur zijn sommige stoffen vast, terwijl anderen vloeibaar of een gas zijn.

De aggregatietoestand hangt af van het smelt- en kookpunt van de stof. In de onderstaande tabel en grafiek op de volgende pagina wordt het kookpunt van enkele stoffen weergegeven.

1

2

REEKS 3

REEKS 4

Tabel 6 Kookpunten van enkele stoffen

Wanneer we het kookpunt van gelijksoortige, apolaire stoffen met elkaar vergelijken (reeks 1, reeks 2 en reeks 3), valt uit de grafiek het verband tussen het kookpunt en de molecuulmassa af te leiden: hoe hoger de massa van de deeltjes, hoe hoger het kookpunt. Dat komt doordat zwaardere moleculen moeilijker ontsnappen aan de zwaartekracht en er meer energie nodig is om de moleculen te doen bewegen. In vergelijking tot lichtere moleculen zullen zwaardere moleculen pas bij een hogere temperatuur over elkaar (vloeistof) rollen of van elkaar loskomen (gas).

Als je het kookpunt van stoffen met een gelijkaardige massa vergelijkt (reeks 4), dan valt op dat het kookpunt van polaire verbindingen of dipoolmoleculen hoger ligt dan het kookpunt van apolaire verbinding. Dat komt doordat er tussen polaire moleculen sterkere intermoleculaire krachten bestaan: krachten die tussen de moleculen heersen en de moleculen bij elkaar houden. Pas als die intermoleculaire krachten verbroken worden, komen deeltjes los van elkaar. Omdat het verbreken van de intermoleculaire krachten energie kost, zullen stoffen die opgebouwd zijn uit dipoolmoleculen, hogere kookpunten hebben. Water heeft, ondanks zijn zeer lage molecuulmassa (18 unit), een bijzonder hoog kookpunt: 100 °C. Dat kookpunt ligt veel hoger dan dat van verbindingen tussen waterstof en de andere elementen van de 6de groep. Het wijst erop dat er tussen watermoleculen bijzonder sterke krachten heersen die veel energie vereisen om ze te verbreken.

Die intermoleculaire krachten hebben een gelijkaardig effect op het smeltpunt van stoffen.

De massa van deeltjes heeft een invloed op het kookpunt van de stof. Hoe hoger de massa, hoe hoger het kookpunt. Polaire verbindingen hebben een hoger kookpunt dan apolaire verbindingen met een gelijkaardige massa. Dat is een gevolg van het bestaan van krachten die tussen de moleculen heersen: de intermoleculaire krachten

Je kunt de relatie tussen de massa en het kookpunt vergelijken met een zwembad vol ballen. Opblaasbare strandballen zullen sneller uit het bad vliegen dan bowlingballen van eenzelfde grootte.

2 Intermoleculaire krachten

2.1 De Londonkracht of Londondispersiekracht

Apolaire moleculen hebben geen polaire bindingen en dus geen permanente negatief geladen en positief geladen pool. Je zou dus denken dat er geen elektrostatische aantrekking (aantrekking tussen + en – ladingen) tussen de moleculen is. Maar doordat elektronen continu in beweging zijn, ontstaan er kortstondig minieme ladingsverschuivingen in moleculen, waardoor de moleculen elkaar een klein beetje aantrekken. Die zwakke intermoleculaire aantrekkingskrachten noemen we de Londonkrachten of de Londondispersiekrachten. Die krachten zijn aanwezig in alle moleculen, dus ook in dipoolmoleculen, maar het zijn de enige intermoleculaire krachten in apolaire moleculen. De grootte van de Londonkracht neemt toe naarmate de molecule groter wordt.

asymmetrische verdeling van elektronen

symmetrische verdeling van elektronen

asymmetrische verdeling van elektronen

©VANIN

Afb. 124 Door bewegende elektronen ontstaan minieme ladingsverschuivingen, waardoor zwakke aantrekkingskrachten tussen moleculen ontstaan.

Door kortstondige ladingsverschuivingen ontstaan er zwakke aantrekkingskrachten tussen moleculen. Die krachten noemen we de Londonkrachten of Londondispersiekrachten Die aantrekkingskrachten zijn de enige intermoleculaire krachten tussen apolaire moleculen. De grootte van de krachten neemt toe met de grootte van de molecule.

WEETJE

Gekko’s kunnen moeiteloos op verticale wanden klauteren en blijven hangen. Het maakt voor gekko’s ook niet uit of het oppervlak nat of droog, koud of warm, glad of ruw, proper of vuil is. Ze doen dat niet op basis van klauwtjes, haakjes of lijm. Nee, ze blijven voornamelijk vastgehecht aan het oppervlak door de zwakke Londonkrachten. Aan de onderzijde van elke teen bevinden zich miljoenen haarachtige structuren, setae genoemd. Op de uiteinden daarvan zitten weer honderden tot duizenden nanohaartjes of spatulae. Die haartjes maken een intens contact met het oppervlak waar ze zich aan vasthechten. Tussen de spatulae en de moleculen van het oppervlak heersen Londonkrachten. Die zijn weliswaar zeer zwak, maar door het grote aantal spatulae tellen al die krachten op. De resulterende kracht is zo groot dat één teen het gewicht van een ondersteboven hangende gekko aan de wand kan houden.

1 miljoen setae

1 setae

1 000 nanohaartjes aan de top van 1 seta

gekko

2.2 Dipoolkracht

Polaire moleculen of dipoolmoleculen hebben een permanente positief geladen en negatief geladen pool. Je hebt al gezien dat positieve en negatieve ladingen elkaar aantrekken en gelijksoortige ladingen elkaar afstoten. Op die manier trekt de positief geladen pool van een dipoolmolecule de negatief geladen pool van een andere dipoolmolecule aan. Die intermoleculaire aantrekkingskracht noemen we de dipoolkracht of dipoolinteractie

Dipoolkrachten zijn veel groter dan de zwakke Londonkrachten, die zowel in polaire als apolaire moleculen aanwezig zijn. Het kost dan ook veel meer energie om ze te verbreken en dat verklaart waarom de kook- en smeltpunten van polaire verbindingen (dipoolmoleculen) veel hoger zijn dan die van apolaire verbindingen met een gelijkaardige molecuulmassa. Hoe groter de partiële ladingen in de molecule, hoe sterker de onderlinge aantrekking tussen de moleculen. Daarom neemt de grootte van de dipoolkrachten toe naarmate het verschil in EN-waarde van de atomen die door de atoombinding met elkaar gebonden zijn, groter wordt.

Afb. 125 De tegengesteld geladen polen trekken elkaar aan, waardoor de moleculen zich op een welbepaalde manier oriënteren.

Tussen de positief geladen en negatief geladen polen van dipoolmoleculen (polaire moleculen) heersen intermoleculaire aantrekkingskrachten die we de dipoolkrachten of dipoolinteracties noemen. Die aantrekkingskrachten zijn veel groter dan de zwakke Londonkrachten. De grootte neemt toe naarmate de EN groter wordt.

2.3 Waterstofbruggen

Als het element waterstof gebonden is aan een element met een hoge elektronegatieve waarde zoals N, O, Cl of F, ontstaat een zeer polaire binding. De positieve en negatieve deelladingen zijn dan zo groot dat de dipoolkracht tussen het waterstofatoom en het niet-metaal (N, O, Cl of F) zeer sterk is. Die sterke dipoolkracht geven we daarom een aparte naam: de waterstofbrug

Door de hoge EN van het zuurstofatoom verschuiven de bindende elektronenparen van beide atoombindingen in een watermolecule naar het zuurstofatoom. Het zuurstofatoom wordt hierdoor tweemaal partieel negatief geladen. Elke watermolecule kan nu door 4 waterstofbruggen verbonden worden met andere watermoleculen:

—Twee waterstofbruggen ontstaan doordat de partieel positieve waterstofatomen aangetrokken worden door een vrij elektronenpaar van een zuurstofatoom van een watermolecule.

—Het tweemaal partieel negatief geladen zuurstofatoom kan 2 waterstofatomen van andere watermoleculen aantrekken, waardoor 2 bijkomende waterstofbruggen ontstaan.

Afb. 126 Tussen watermoleculen bestaan sterke waterstofbruggen.

Het zijn de waterstofbruggen die verantwoordelijk zijn voor het zeer hoge kookpunt en de oppervlaktespanning van water, want de waterstofbruggen zorgen ervoor dat de watermoleculen elkaar onderling zeer hard aantrekken.

©VANIN

polaire covalente binding

Afb. 127 De waterstofbruggen in water zijn verantwoordelijk voor sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen.

Een waterstofbrug ontstaat bij polaire moleculen die waterstof gebonden hebben op een sterk elektronegatief element (zoals zuurstof, stikstof, fluor). Daardoor ontstaat een zeer polaire atoombinding en grote (positieve en negatieve) deelladingen, en dus een bijzonder sterke dipoolkracht tussen het waterstofatoom met de positieve deellading en het atoom met een negatieve deellading van een andere molecule.

Als je een glas vol water schenkt, dan komt het water hoger dan de rand van het glas. Dat is te danken aan de oppervlaktespanning van water. Een molecule water IN de vloeistof is aan alle zijden omringd door andere watermoleculen. De krachten die de moleculen op elkaar uitoefenen, heffen elkaar op. Bij de watermoleculen aan het wateroppervlak is dat niet het geval: hierdoor ondervinden ze een nettokracht naar binnen toe. De aantrekkingskrachten tussen de moleculen in het wateroppervlak zijn zelfs zo groot dat het oppervlak zich gedraagt als een vlies. Je kunt er dus een punaise of paperclip op laten drijven. Probeer het zelf eens!

De helmbasilisk of jezushagedis kan hierdoor zelfs over het water lopen, tenminste als hij er voldoende vaart achter steekt. Het vlies op het wateroppervlak is net niet sterk genoeg om zijn gewicht te dragen, dus moet hij ervoor zorgen dat hij zijn volgende stap heeft gezet voordat zijn vorige voet doorheen het wateroppervlak breekt.

Water is de enige stof op aarde die voorkomt in 3 aggregatietoestanden: vast (ijs), vloeibaar (water) en gas (waterdamp). Bij de meeste stoffen neemt de massadichtheid (de massa per volume) af met toenemende temperatuur: door warmte zetten stoffen uit, waardoor eenzelfde volume een kleinere hoeveelheid stof bevat.

Water is een buitenbeentje. Water heeft de hoogste massadichtheid bij 4 °C: 1 liter water bij 4 °C is zwaarder (en bevat meer water) dan een liter bij elke andere temperatuur. Water van 4 °C dat opwarmt, zet net als andere stoffen uit, waardoor er per liter minder water in zit. De massadichtheid neemt af.

Wanneer je water laat afkoelen onder de 4 °C, zal het uitzetten. Wie ooit al een fles of blikje met drank in de vriezer heeft gestopt, weet wellicht dat het zal barsten als het bevriest. Maar hoe komt dat?

In vast water – ijs dus– zitten de water-moleculen gerangschikt in een rooster. De waterstofbruggen houden de watermoleculen op een relatief grote afstand van elkaar. Als het ijs begint te smelten, dan komen er moleculen los en wat dichter bij elkaar. Het volume water krimpt dus als het water smelt. Bij 4 °C zitten de watermoleculen het dichtst op elkaar. Als de temperatuur verder toeneemt, worden steeds meer waterstofbruggen gebroken en bewegen de moleculen steeds heviger, waardoor de onderlinge afstand tussen de moleculen weer groter wordt en het water uitzet.

Afb. 128 Oppervlaktespanning van water

Afb. 129 De jezushagedis

video: jezushagedis

Afb. 130 Water dat bevriest, zet uit en kan glazen flessen doen breken.

Afb. 131 Dichtheidsverloop van water. Zuiver water heeft de grootste dichtheid bij 4 °C.

AAN DE SLAG

Welke intermoleculaire krachten zijn aanwezig tussen:

a apolaire moleculen zoals F2, I2, H2

b polaire moleculen zonder H, zoals CO

c polaire moleculen met H gebonden op een nM met een lage EN zoals HI

d polaire moleculen met H gebonden op een nM met een hoge EN zoals H2O, HF

In welke moleculen zijn Londonkrachten (1), dipoolinteracties (2) en/of waterstofbruggen (3) aanwezig?

a ammoniak (NH3)

b fluorgas (F2)

FF

c koolstofdioxide (CO2)

COO

d methanol (CH3OH)

e joodmonochloride

ICI

Propaan-1-ol en glycol hebben een gelijkaardige massa. Propaan-1-ol kookt bij 97 °C, terwijl glycol pas kookt bij 197 °C. Hoe verklaar je dat het kookpunt van glycol hoger ligt dan dat van propaan-1-ol?

Zoutzuur (HCl) heeft een kookpunt van -85 °C en waterstofbromide (HBr) een kookpunt van -66 °C. Hoe verklaar je het verschil in kookpunt?

Een waterdruppel aan een lekkende kraan kan soms uren blijven hangen vooraleer het plots valt. Hoe komt het dat de druppel zo lang blijft hangen … en dan uiteindelijk toch valt?

Plat op je buik vallen in water is pijnlijk. Verklaar waarom het minder pijnlijk is als je je lichaam kaarsrecht houdt en eerst met de handen of voeten in het water terechtkomt.

Als je een soepbord vult met water en een paar snuifjes peper op het water strooit, blijft de peper op het oppervlak drijven (foto 1). Wanneer je vervolgens een tandenstoker in wat afwasmiddel dipt en daarmee het wateroppervlak aanraakt, wijkt de peper uiteen (foto 2). Hoe kun je dat verschijnsel verklaren?

Propaan-1-ol Glycol

HOOFDSTUK 3

Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

Mensen moeten gemiddeld anderhalve liter water drinken om de hoeveelheid water die ze dagelijks door zweet en urine verliezen, terug aan te vullen. Maar veel mensen vinden water te smaakloos. Ze verkiezen cola, limonade, koffie, thee, bier of wijn. Die dranken bestaan uit water waarin heel wat stoffen zijn opgelost. Maar niet alle stoffen lossen goed op. We willen weten of er een verband bestaat tussen de polariteit van een stof en de oplosbaarheid in een oplosmiddel.

Een oplosmiddel is een vloeistof. Tussen de moleculen van het oplosmiddel heersen intermoleculaire krachten. Je leerde al dat tussen apolaire moleculen zoals n-pentaan alleen zwakke Londonkrachten heersen en tussen polaire moleculen dipoolkrachten, en bij water ook nog waterstofbruggen. Die intermoleculaire krachten bepalen welke stoffen kunnen worden opgelost.

LEERDOELEN

L polaire en apolaire stoffen op basis van hun oplosbaarheid in water onderscheiden

L elektrolyten onderscheiden van niet-elektrolyten

L de processen ionisatie, hydratatie en dissociatie beschrijven

L een ionisatie- en dissociatievergelijking opstellen

L het verband leggen tussen bindingstype en geleidingsvermogen

1 Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen

Ionverbindingen zijn opgebouwd uit grote aantallen positieve en negatieve ionen die zich in een ionrooster bevinden. De ionen worden op hun plaats gehouden door sterke elektrostatische aantrekkingskrachten. Sommige ionverbindingen lossen op in polaire oplosmiddelen zoals water.

Wanneer een ionverbinding in water terechtkomt, richten de watermoleculen hun positief geladen zijde (H-atomen) naar de negatieve ionen en hun negatief geladen pool (het zuurstofatoom) naar de positieve ionen. Zo ontstaan ion-dipoolinteracties. Als die krachten groter zijn dan de krachten tussen de ionen in het ionrooster, dan komen de ionen los. Het verschijnsel waarbij de ionen die aanwezig waren in de verbinding, loskomen, wordt dissociatie genoemd. Eenmaal volledig vrij ontstaan er gehydrateerde ionen doordat de ionen volledig worden omringd door een mantel van watermoleculen. Dat verschijnsel heet hydratatie.

zout

We kunnen het oplosproces voor een ionverbinding in duidelijke stappen formuleren:

De ionen zijn al aanwezig en zitten met ionkrachten stevig vast in het ionrooster. Als het zout oplost, dan komen de ionen los uit het rooster en dissocieert het zout.

1 Watermoleculen richten zich met hun positieve pool naar de negatieve ionen.

©VANIN

De aggregatietoestand wordt in de reactievergelijking als subscript bij de verschillende deeltjes gemeld. Daarbij gebruiken we de volgende notaties: (s) of (v): vaste toestand (l) of (vl): vloeibare toestand

(g): gasvormige toestand (aq): gehydrateerd ion, opgelost in water

2 Andere watermoleculen richten zich met hun negatieve pool naar positieve ionen.

3 Als de ion-dipoolinteracties groter zijn dan de krachten tussen de ionen, dan komen de ionen los uit het rooster en valt het kristal uiteen. Dat is dissociatie.

4 Doordat de ionen zich omgeven met een watermantel, ontstaan er gehydrateerde ionen. Dat verschijnsel heet hydratatie

Ionverbindingen zijn al opgebouwd uit ionen voordat ze oplossen in water. Het oplosproces in water is een dissociatiereactie.

De dissociatie van een zout kun je voorstellen door de dissociatievergelijking. Die vergelijking wordt opgesteld door links van de reactiepijl de formule-eenheid van de ionverbinding te noteren en rechts van de reactiepijl de soorten ionen. Het aantal van de verschillende ionen in de formuleeenheid, schrijven we als coëfficiënt in de vergelijking. Boven de reactiepijl schrijven we H2O omdat het die molecule is die het ionrooster dissocieert.

VOORBEELD DISSOCIATIEVERGELIJKING VAN ALUMINIUMCHLORIDE EN NATRIUMHYDROXIDE

Dissociatievergelijking van aluminiumchloride: AlCl3 (s) → Al3+(aq) + 3 Cl-(aq)

Dissociatievergelijking van natriumhydroxide: NaOH(s) → Na+ (aq) + OH-(aq)

video:

Afb. 132 Schematische voorstelling van dissociatie

Bij sommige ionverbindingen zijn de elektrostatische aantrekkingskrachten zo groot dat de watermoleculen ze bijna niet uit hun ionrooster kunnen trekken. Die zouten zijn zeer slecht oplosbaar. In thema 05 zul je zien welke zouten goed oplosbaar zijn en welke slecht oplosbaar.

DEMO

Geleidbaarheid oplossingen van ionverbindingen

Werkwijze

De leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. De leerkracht gebruikt hiervoor een open stroomkring met een testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, dan geleidt de stof of de oplossing de elektrische stroom.

Besluit

—Vaste ionverbindingen geleiden de elektrische stroom niet.

—Ionverbindingen die oplossen, geleiden de elektrische stroom.

Omdat in een oplossing van een ionverbinding met water vrije ionen ontstaan, zal de oplossing de elektrische stroom geleiden. Ionverbindingen zijn daarom elektrolyten.

Ionverbindingen lossen niet op in apolaire oplosmiddelen omdat er geen elektrostatische aantrekking heerst tussen de apolaire moleculen van het oplosmiddel en de ionen in het rooster. Het oplosmiddel is niet in staat om zich tussen de ionen te begeven of de ionen uit het rooster los te trekken.

Ionverbindingen zijn niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen, maar veel ionverbindingen lossen goed op in polaire oplosmiddelen

In een polair oplosmiddel zoals water ontstaan ion-dipoolinteracties tussen ionen.

—Ion-dipoolinteracties overwinnen krachten tussen ionen in rooster niet: slecht oplosbaar zout

—Ion-dipoolinteracties overwinnen krachten tussen ionen in rooster: dissociatie of loskomen van ionen → hydratatie: de ionen worden omringd door een watermantel.

De dissociatievergelijking is de reactievergelijking die de dissociatie voorstelt. Omdat in een mengsel van ionverbindingen en water vrije ionen voorkomen, zijn ionverbindingen elektrolyten.

demovideo: geleidbaarheid oplossingen ionverbindingen

2 Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen

Apolaire stoffen blijken niet op te lossen in polaire oplosmiddelen maar wel in apolaire oplosmiddelen. Dat komt omdat er tussen de moleculen van een apolair oplosmiddel alleen zwakke Londonkrachten heersen. Apolaire moleculen kunnen zich bijgevolg gemakkelijk plaatsen tussen de moleculen van een apolair oplosmiddel. Omdat de moleculen van de opgeloste stof elkaar onderling niet aantrekken, blijven ze onderling ook niet bijeen.

Afb. 133 Tussen apolaire moleculen van het oplosmiddel n-pentaan zijn enkel zwakke Londonkrachten aanwezig. Andere apolaire moleculen kunnen gemakkelijk plaatsnemen tussen de moleculen van het oplosmiddel.

Zowat het meest gebruikte polaire oplosmiddel is water. In vloeibaar water zijn de watermoleculen onderling stevig met elkaar verbonden door waterstofbruggen. Een apolaire molecule (zoals dijood) kan zich dus niet tussen de watermoleculen wringen. Mocht een apolaire molecule toch tussen watermoleculen verzeild raken, dan zou de onderlinge aantrekking van de moleculen van het oplosmiddel ervoor zorgen dat de apolaire molecule er terug uit wordt geduwd.

II

Afb. 134 Door de sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen, kunnen apolaire moleculen er niet plaats tussen nemen.

Stoffen die opgebouwd zijn uit polaire moleculen, zoals glucose en methanol, lossen op in water en andere polaire oplosmiddelen. Dat komt doordat dipoolinteracties ontstaan tussen de moleculen van de opgeloste stof en het oplosmiddel: de positieve pool van een polaire molecule zal zich richten op de negatieve pool van de moleculen van het oplosmiddel en omgekeerd. Polaire moleculen van de op te lossen stof nemen dan als het ware de plaats in van enkele moleculen van het polaire oplosmiddel. Eventueel kunnen ook waterstofbruggen gevormd worden tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel.

Afb. 135 Polaire moleculen lossen op in polaire oplosmiddelen, omdat tegengesteld geladen polen van oplosmiddel en opgeloste stof elkaar aantrekken.

Het ontbreken van aantrekkingskracht tussen de dipoolmolecule en de moleculen van een apolair oplosmiddel enerzijds, en de onderlinge aantrekking van de dipoolmoleculen anderzijds, zorgt dat polaire moleculen zich niet verspreiden tussen de apolaire moleculen. Dipolen lossen dus niet op in apolaire oplosmiddelen. Ze blijven erop drijven als hun massadichtheid kleiner is dan die van het oplosmiddel of ze zinken als hun massadichtheid groter is.

Afb. 136 Omdat de dipoolinteracties sterker zijn dan de Londonkrachten tussen apolaire oplosmiddelen, lossen polaire moleculen niet op in apolaire oplosmiddelen zoals n-pentaan.

De oplosbaarheid van een moleculaire verbinding hangt af van de aard van de verbinding en het oplosmiddel:

Polaire moleculen lossen op in polaire oplosmiddelen

Apolaire moleculen lossen op in apolaire oplosmiddelen.

WEETJE

Zijn je handen vettig van een afgevallen fietsketting?

Dat krijg je niet schoon met water. Vetten zijn apolair en je weet inmiddels dat apolaire stoffen niet oplossen in water. Vuil dat bestaat uit apolaire stoffen spoel je niet zomaar weg met water. Je hebt zeep of een detergent nodig.

Een molecule zeep of detergent is opgebouwd uit een lang, apolair staartdeel en een polaire/geladen kop:

apolaire staart polaire kop

Afb. 137 De lange staart van een zeepmolecule bestaat uit C- en H-atomen en is apolair. De kop van de molecule is opgebouwd uit een -COO- groep en lost op in water.

Wanneer zeep wordt opgelost in water, zullen de apolaire staarten van de zeepmoleculen oplossen in het vet. De polaire kopjes van de zeepmoleculen blijven buiten het apolaire vuil zitten. Wanneer je de handen gaat spoelen met water, trekken de watermoleculen met dipoolkrachten en waterstofbruggen aan de polaire koppen. Zo komt het deeltje vuil los.

WEETJE (VERVOLG)

apolaire staart

zeepmolecule

polaire/ geladen kop

Apolaire staarten lossen op in vet.

De polaire/geladen kopjes blijven opgelost in water en helpen om het apolaire vuil los te maken van het oppervlak.

©VANIN

Afb. 138 De werking van zeep

3

Ionisatie van zuren en ammoniak

3.1 Ionisatie algemeen

Soms zijn de dipoolkrachten tussen de watermoleculen en de opgeloste molecule zo groot dat de opgeloste molecule stuk wordt getrokken en ionen ontstaan. Het verschijnsel, waarbij een neutrale molecule stuk wordt getrokken en aanleiding geeft tot het ontstaan van ionen, wordt ionisatie genoemd. Het treedt op wanneer zuren of ammoniak (NH3) oplossen in water.

Dat verschijnsel wordt weergegeven door middel van de ionisatievergelijking. De ionisatievergelijking geeft links van de reactiepijl het zuur en rechts de gevormde ionen weer.

3.2 Ionisatie van zuren

Als een zuur oplost in water, trekt het zuurstofatoom van de watermolecule zo hard aan het waterstofatoom van het zuur, dat het gescheiden wordt van beide elektronen van de atoombinding. Op die manier wordt de zuurmolecule gesplitst in een proton of positief geladen waterstofion (H+) en een negatief geladen zuurrestion. Het waterstofion wordt gebonden op een watermolecule en vormt zo een hydroxoniumion (H3O+). Als een zuur meerdere waterstofatomen bevat, kunnen elk van de waterstofatomen als protonen van het zuur verwijderd worden. De negatieve lading van het zuurrestion is gelijk aan het aantal protonen dat werd afgesplitst van het zuur.

oppervlak

1 De ionen zijn nog niet aanwezig in de molecuulstructuur van het zuur voordat het in water oplost.

2 De zuurmolecule met een polaire atoombinding wordt omgeven door de polaire watermoleculen.

3 Door de dipoolkrachten van de watermoleculen wordt de binding tussen waterstof en het zuurrest verbroken. Beide elektronen van de atoombinding blijven achter waardoor een negatief zuurrestion ontstaat.

4 Het proton wordt gebonden op een watermolecule waardoor H3O+ ontstaat.

Het zuur valt uiteen in een hydroxoniumion en een negatief zuurrestion. We spreken van ionisatie

H 3 O+

Afb. 139 Schematische voorstelling van de ionisatie

VOORBEELD ZOUTZUUR (HCl) EN ZWAVELZUUR (H2SO4)

Als je zoutzuur oplost in water, dan wordt de atoombinding tussen waterstof en chloor verbroken. Beide elektronen van de atoombinding blijven achter bij chloor. Zo ontstaat een positief waterstofion of een proton en een negatief geladen zuurrestion. Het zuurrest is een ion dat eenmaal negatief geladen is omdat 1 proton werd afgesplitst. Het proton wordt gebonden op een watermolecule, zodat een hydroxoniumion ontstaat (H3O+).

OCI + H HH

H HH + CI -

De ionisatievergelijking van zoutzuur is : HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Zwavelzuur heeft als formule H2SO4. Als zwavelzuur opgelost wordt in water, dan kunnen 2 protonen worden afgesplitst. Dat gebeurt in 2 verschillende stappen, waarbij telkens een proton wordt overgedragen aan een andere watermolecule. We spreken van een stapsgewijze ionisatie. Het zuurrest dat uiteindelijk ontstaat, draagt daarom de lading 2-.

H2SO4 + H2O → HSO4- + H3O+

HSO4- + H2O → SO42- + H3O+

De ionisatievergelijking van zwavelzuur is: H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-

3.3 Ionisatie van ammoniak

Als ammoniak (NH3) oplost in water, richt het partieel positief geladen waterstofatoom van een watermolecule zich naar het partieel negatief geladen stikstofatoom van ammoniak. Door de sterke dipoolkracht wordt een proton afgesplitst van een watermolecule, waardoor een negatief hydroxide-ion ontstaat. De beide elektronen van het niet-bindende elektronenpaar van N worden vervolgens gebruikt om het proton te binden op de molecule ammoniak, waardoor een positief ammoniumion (NH4+) wordt gevormd.

Afb. 140 Het vrije elektronenpaar van stikstof wordt gebruikt om een waterstof afkomstig van water te binden.

De ionisatievergelijking van ammoniak wordt dan NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Geleidbaarheid oplossingen van polaire moleculen

Werkwijze

Je leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. Die gebruikt hiervoor een open stroomkring met testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, geleidt de stof of de oplossing de elektrische stroom.

Besluit

—Zuivere polaire en apolaire oplosmiddelen geleiden de elektrische stroom niet.

—Sommige waterige oplossingen van polaire stoffen geleiden de elektrische stroom.

Stoffen die bestaan uit neutrale moleculen, zoals zuren of ammoniak, kunnen aanleiding geven tot een oplossing die ionen bevat. Die ionen kunnen zich verplaatsen doorheen de vloeistof. Aangezien een elektrische stroom een verplaatsing is van geladen deeltjes, geleiden die oplossingen elektriciteit. Stoffen die in een oplossing de elektrische stroom geleiden, zoals zuren en ammoniak, noemen we elektrolyten. Stoffen die wel oplossen maar geen ionen vormen, zoals suiker, geven geen aanleiding tot een oplossing die de elektrische stroom geleidt. Dergelijke stoffen noemen we niet-elektrolyten

In de chemie betekent ‘oplossen’ dat 2 stoffen een homogeen mengsel vormen. Als oplosmiddel wordt meestal water gebruikt. Het oplossen van een stof in water kan betekenen dat:

—aanwezige ionen loskomen uit het ionrooster (dissociëren), zoals een oplossing van een ionverbinding;

—moleculen van de opgeloste stof onveranderd mengen met de moleculen van het oplosmiddel, zoals een oplossing van suiker in water;

—moleculen gesplitst worden in ionen (ioniseren), zoals een oplossing van een zuur of ammoniak.

Ionisatie is het verschijnsel waarbij ionen ontstaan als moleculen oplossen in water. Het kan worden voorgesteld door een ionisatievergelijking. De ionisatievergelijking geeft links van de pijl water en ammoniak of het zuur weer, rechts de gevormde ionen na ionisatie. Zuren die oplossen in water geven aanleiding tot positieve hydroxoniumionen en negatieve zuurresten. Als ammoniak oplost in water ontstaan positieve ammoniumionen en negatieve hydroxideionen.

Een stof opgebouwd uit moleculen die in water ioniseren, is een elektrolyt omdat een oplossing van die stof de elektrische stroom geleidt. Moleculen die niet ioniseren zijn nietelektrolyten

TIP

Als je de concentratie van een stof wilt geven in mol L , dan plaats je de stof tussen vierkante haakjes. [H3O+] betekent 'de concentratie van H3O+'

4 Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen

Je zag al dat tussen de watermoleculen in zuiver water sterke dipoolkrachten (en waterstofbruggen) heersen. Nu en dan zullen watermoleculen onder invloed van die krachten, net zoals zuren, ioniseren. Als een watermolecule stuk wordt getrokken, ontstaat zowel een hydroxoniumion (H3O+) als een hydroxide-ion (OH-). Dat noemen we de auto-ionisatie van water.

De term pH staat voor power of hydrogen, of de ‘(negatieve) macht van water’.

©VANIN

Nauwkeurige metingen tonen aan dat in 1 L zuiver water, zich 10-7 mol H3O+- en 10-7 mol OH--ionen bevinden.

In zuiver water geldt: concentratie H3O+ = concentratie OH-= 10-7 mol L .

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L .

Een oplossing waar de concentratie aan H3O+ gelijk is aan de concentratie aan OH-, noemen we een neutrale oplossing.

Als de concentratie aan H3O+ stijgt (en groter wordt dan de concentratie aan OH-), ontstaat een zure oplossing. Als de concentratie aan OH- stijgt (en groter wordt dan de concentratie aan H3O+), ontstaat een basische of alkalische oplossing.

De zuurtegraad of de pH geeft weer hoe zuur een oplossing is en hangt af van de concentratie aan H3O+ en OH--ionen. De zuurtegraad wordt berekend op basis van de concentratie aan H3O+ in de oplossing volgens:

[H3O+] = 10-pH

Omdat de concentratie aan [H3O+] in zuiver water gelijk is aan 10-7 mol L , is de pH van zuiver water gelijk aan 7.

WEETJE

Naast de pH is er ook de pOH. De pOH geeft weer hoe basisch de oplossing is. Ze kan worden berekend volgens de formule:

[OH ] = 10-pOH

In zuiver water is ook de pOH gelijk aan 7.

In oplossingen blijkt er steeds een verband te bestaan tussen de concentratie aan hydroxide-ionen en het aantal hydroxoniumionen, namelijk:

[H3O+] ∙ [OH ] = 10-14 mol2 L2

Het betekent dat de concentratie hydroxoniumionen stijgt als de concentratie aan hydroxide-ionen daalt en omgekeerd.

gedestilleerd water7 10–7

menselijk bloed8 10–8

oplossing van bakpoeder9 10–9

broccoli10 10–10

zeep

bleekmiddel 11 10–11 12 10–12

schoonmaakproduct oven13 10–13 14 10–14

Afb. 141 Het verband tussen de concentratie van protonen en de pH maagzuur1

WEETJE

Als zuren oplossen in water, dan ioniseert het zuur waardoor de concentratie aan H3O+ stijgt. Als de concentratie aan hydroxoniumionen groter wordt dan 10-7 mol L , wordt de pH kleiner dan 7.

De concentratie OH- neemt toe bij ionisatie van ammoniak of dissociatie van ionverbindingen zoals hydroxiden. Als de concentratie OHtoeneemt, dan wordt de concentratie aan H3O+ kleiner dan 10-7 mol L , waardoor de pH groter wordt dan 7.

Omdat de concentratie van de hydroxoniumionen van de meeste oplossingen tussen 1 (= 100) en 10-14 mol L ligt, ligt de pH van de meeste oplossingen tussen 0 en 14. Wanneer de concentratie aan hydroxoniumionen groter is dan 1 mol L , zal de pH kleiner zijn dan 0. Als ze kleiner is dan 10-14 mol L , dan zal de pH groter zijn dan 14. Die oplossingen zijn extreem zuur of alkalisch en dus zeer gevaarlijk.

—De zuurtegraad of pH hangt af van de concentratie aan H3O+ en OH-.

—In een neutrale oplossing, zoals zuiver water, is de concentratie van beide ionen gelijk aan elkaar en de pH = 7.

—Zure oplossingen: pH < 7 omdat de concentratie H3O+ > concentratie OH-.

—Basische oplossingen: pH > 7 omdat de concentratie H3O+ < concentratie OH-

AAN DE SLAG

Je gooit enkele kristallen keukenzout (NaCl) in een proefbuis met water en enkele kristallen in een oplossing met n-pentaan (apolair oplosmiddel).

Je controleert of beide oplossingen de stroom geleiden. Wat zal het resultaat zijn en hoe kun je het resultaat verklaren?

Geef de dissociatievergelijking van de volgende ionverbindingen.

a natriumfluoride

b Mg(NO3)2

c aluminiumsulfide

d kaliumcarbonaat

e K2SO4

Lossen de stoffen op in water of in benzine (=een mengsel van apolaire koolwaterstoffen)?

TIP

1 Bepaal het verschil in elektronegativiteit tussen de elementen van elke atoombinding.

2 Over welke soort binding gaat het: polair of apolair?

3 Duid in de lewisstructuren de partiële ladingen aan.

4 Wat is de aard van de stof: polair of apolair?

5 Lost de stof op in water of in benzine?

a CO2

b HCl

c CCl4

d NH3

e H2S

Welke stoffen lossen op in water en welke stoffen lossen op in n-pentaan: dijood, ethaan, KOH, NH3, salpeterzuur (HNO3)?

Bekijk de structuurformule van ammoniak en salpeterzuur bij het extra materiaal op .

Je giet een kleine hoeveelheid water en een kleine hoeveelheid maïsolie (apolair) in een reageerbuis. Maïsolie heeft een kleinere massadichtheid dan water. Je laat een druppel inkt vallen in de proefbuis. Enige tijd later merk je dat de onderste laag diepblauw gekleurd is. Is inkt een mengsel opgebouwd uit polaire of apolaire moleculen?

Verklaar je antwoord.

Kun je een pan waarin je spek hebt gebakken, proper maken met alleen maar water? Verklaar je antwoord.

Als je weet dat de poten van bijen en muggen bedekt zijn met een klein waslaagje, kun je dan verklaren waarom die dieren een tijdje over water of frisdrank kunnen lopen?

Schrijf de ionisatievergelijking van de volgende stoffen:

a ammoniak (NH3)

b waterstofjodide

c zwavelzuur

d fosforzuur

e water (auto-ionisatie)

Schrijf de stapsgewijze ionisatie van H2SO4

Stoffen

Je meet de pH-waarde van 3 vloeistoffen in een maatbeker. De pH van de vloeistof in de eerste maatbeker bedraagt 5, van de vloeistof in de tweede maatbeker 7 en van de derde maatbeker 11,4.

In welke maatbeker:

—bevinden zich hydroxoniumionen?

—bevinden zich hydroxide-ionen?

—is de concentratie hydroxoniumionen groter dan 10-7 mol L ?

—is de concentratie aan hydroxide-ionen kleiner dan 10-7 mol L ?

Citroensap is zuurder dan een azijnzuuroplossing.

Wat zijn de mogelijke pH-waarden van het citroensap en de azijnzuuroplossing?

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Polaire en apolaire bindingen en moleculen

elektronegativiteit (EN) = waarde die neiging weergeeft om elektronen naar zich toe te trekken

polaire atoombinding: beide elektronen van een atoombinding zitten dichter bij een van de 2 atomen

polaire molecule of dipool: molecule met een positieve en negatieve zijde

apolaire molecule: molecule zonder positieve en negatieve zijde

©VANIN

Een polaire atoombinding ontstaat als ∆EN > 0,5. Door een polaire atoombinding ontstaan partieel positieve (δ+) en partieel negatieve (δ-) ladingen.

Een polaire molecule of dipool ontstaat als:

—de molecule polaire atoombindingen bevat EN

—het centrum van alle partieel positieve ladingen niet samenvalt met het centrum van alle partieel negatieve ladingen.

Hoofdstuk 2: Intermoleculaire krachten

intermoleculaire krachten: krachten die heersen tussen moleculen:

Londonkrachten dipoolkrachten waterstofbruggen

Eigenschappen zoals het kookpunt en smeltpunt van een stof hangen af van de massa van de moleculen en de intermoleculaire krachten:

—Londonkrachten: zwakke aantrekkingskrachten die ontstaan door minieme ladingsverschuivingen in een molecule. Ze zijn aanwezig in alle moleculen.

—dipoolkrachten: aantrekkingskracht tussen positieve pool van een dipoolmolecule en negatieve pool van een andere dipoolmolecule.

—waterstofbrug: sterke dipoolkracht tussen een H gebonden op een sterk elektronegatief element en de negatieve zijde van een andere dipool.

Hoofdstuk 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

dissociatie: het verbreken van ionbindingen bij oplossen

hydratatie: ionen worden omringd door watermoleculen

dissociatievergelijking: vergelijking die de dissociatie voorstelt

elektrolyt: stof die in opgeloste of gesmolten toestand de elektrische stroom geleidt

—Sommige ionverbindingen zijn goed oplosbaar in water, andere zijn slecht oplosbaar.

—Bij dissociatie van een zout komen de positieve en negatieve ionen vrij. De ionen worden hierbij gehydrateerd = ze worden omringd door watermoleculen.

—De dissociatie kan voorgesteld worden door een dissociatievergelijking.

—Omdat in een oplossing of smelt van een ionverbinding ionen aanwezig zijn, zijn ionverbindingen elektrolyten.

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

NOTITIES

Hoofdstuk 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

ionisatie: een molecule die oplost wordt stukgetrokken in ionen.

ionisatievergelijking: vergelijking die ionisatie van een molecule voorstelt.

zuurtegraad of pH: maat voor de concentratie aan hydroxoniumionen in een oplossing

—Polaire stoffen lossen op in polaire oplosmiddelen maar niet in apolaire oplosmiddelen.

—Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen maar niet in polaire oplosmiddelen.

—Als een zuur ioniseert in water, dan ontstaat er een hydroxoniumion (H3O+) en een negatief zuurrest (Z-)

—Als ammoniak (NH3) ioniseert in water, dan ontstaat ammonium (NH4+) en hydroxide (OH-).

—Stoffen die ioniseren in water, zijn elektrolyten.

—De ionisatie kan voorgesteld worden door een ionisatievergelijking.

—Sommige moleculen lossen op in water maar ioniseren niet. Dat zijn niet-elektrolyten.

—De zuurtegraad houdt verband met de concentratie aan hydroxoniumionen in een oplossing.

• neutrale oplossing:

pH = 7 [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L

• zure oplossing

pH < 7 [H3O+] > 10-7 mol L

• basische oplossing

pH > 7 [H3O+] < 10-7 mol L kennisclip 2u kennisclip 1u

©VANIN

REACTIEMECHANISMEN 05 THEMA

In thema 03 leerde je al welke hoeveelheden van stoffen in verhouding met elkaar reageren, maar het is ook zeer belangrijk dat je kunt voorspellen wat er gebeurt en welke producten je bekomt na het samenvoegen van bepaalde reagentia. Is er explosiegevaar, is de oplossing erg zuur na reactie of wordt de oplossing net helder? Het is cruciaal dat we door onze kennis reacties kunnen voorspellen om in alle veiligheid te kunnen werken.

` Welke soorten stoffen kunnen er zoal ontstaan door het samenvoegen van reagentia?

En hoe komt dat dan?

` Welke reactiemechanismen doen zich voor?

We zoeken het uit!

• suspensies en aerosolen als heterogene mengsels beschrijven.

• ionisatie- en dissociatievergelijkingen opstellen.

• gebruikmaken van zuur-base-indicatoren;

• het begrip pH gebruiken bij het onderscheiden van een zure, neutrale of basische oplossing.

©VANIN

• het onderscheid maken tussen een neerslagen een gasontwikkelingsreactie op basis van waarnemingen.

• neerslagreacties verklaren door de essentiële ionenuitwisselingsreactie te schrijven.

• het reactiemechanisme van protonenoverdracht kennen en de essentiële reactievergelijking opstellen voor neutralisatiereacties.

• de ionladingen van elk element afleiden uit het periodiek systeem.

• het oxidatiegetal berekenen van atomen in een binding en de overdracht van elektronen in een redoxreactie bestuderen en noteren.

JE KUNT AL ...

JE LEERT NU ...

HOOFDSTUK 1

Oplosbaarheid en mogelijke reacties

©VANIN

We werken in een labo vaak met oplossingen. De reactie verloopt dan vlotter omdat de reagerende deeltjes al zijn gedissocieerd of geïoniseerd. Omdat we geregeld met oplossingen werken, bekijken we eerst even de oplosbaarheid van verschillende stoffen.

LEERDOELEN

L het oplosgedrag van stoffen in water voorspellen en verklaren

1 Oplosbaarheid

Je leerde in thema 04 al hoe zouten oplossen in water: water zal de ionen dissociëren en nadien hydrateren. Je leerde ook al dat zuren in water zullen ioniseren en de ionen nadien gehydrateerd worden. Maar de dissociatie van het ionrooster gaat niet bij alle zouten even vlot. Soms zijn de krachten in het ionrooster zo groot dat de polaire watermoleculen ze niet uit elkaar kunnen halen. Zo’n zouten zullen dus weinig oplossen in water.

Met kalkwater (een heldere oplossing van calciumhydroxyde Ca(OH)2) kunnen we CO2 opsporen. De calciumhydroxideoplossing reageert met koolstofdioxide en vormt calciumcarbonaat volgens de reactie:

Ca(OH)2 (v) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (v)

Omdat calciumcarbonaat een slecht oplosbaar zout is, wordt de oplossing troebel: er ontstaat een suspensie. De calciumcarbonaatformule-eenheden worden door de watermoleculen niet meer allemaal gedissocieerd.

De oplosbaarheid van een zout in water is het maximumaantal gram van dat zout dat bij een bepaalde temperatuur oplost in 100 mL water. Die oplosbaarheid wordt meestal uitgedrukt in procenten. Zo is de oplosbaarheid van calciumchloride bij 20 °C wel 74 % ( 74 g 100 mL, dus zeer goed oplosbaar), terwijl die van calciumhydroxide slechts 0,156 % bedraagt en calciumcarbonaat amper 0,0014 % haalt. De oplosbaarheid is in het algemeen sterk afhankelijk van de temperatuur. Daarom gaan we stoffen bij het oplossen vaak verwarmen.

WEETJE

We kunnen de zouten in 3 groepen indelen:

Groep 1 goed oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur meer dan 1 % (1 g per 100 mL) bedraagt

Groep 2 matig oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur ligt tussen 0,1 % en 1 %

Groep 3 slecht oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur minder dan 0,1 % bedraagt

Een oplossing waarin het maximum aan opgeloste stof aanwezig is, noemen we verzadigd

Het is dan onmogelijk om nog meer van dezelfde stof onder dezelfde omstandigheden op te lossen. Probeer je dat toch, dan zal de stof onopgelost blijven: er zal een neerslag ontstaan

Bij een onverzadigde oplossing is de maximale oplosbaarheid nog niet bereikt.

Maar welke zouten zijn goed oplosbaar en welke zouten lossen slecht op? Dat komen we te weten door de oplosbaarheidstabel te gebruiken. Deze tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid van verbindingen in water. De tabel mag je altijd gebruiken. Je vindt ze ook op de coverflap van je leerboek.

Positief ionGoed oplosbaar Slecht oplosbaar la Na+, K+ alle zouten geen lla Mg2+, Ca2+, Ba2+ chloride bromide jodide nitraat

Mg-sulfaat

Mg-sulfiet

Ba-hydroxide

overgangselementen (1) Cr2+, Mn2+

Fe2+, Fe3+

Co2+, Ni2+

Cu2+, Zn2+

Cd2+

sulfide carbonaat fosfaat

Ca- en Ba-sulfaat

Ca- en Ba-sulfiet

Ca-hydroxide (0,16 %)

Mg-hydroxide

chloride bromide jodide nitraat sulfaat sulfide carbonaat fosfaat silicaat sulfiet hydroxide

overgangselementen (2)Ag+, Hg2+ nitraat alle overige zouten

IIIa Al3+ chloride bromide sulfide carbonaat

lVa (1) Sn2+ jodide (0,98 %) nitraat sulfaat fosfaat silicaat sulfiet hydroxide

lVa (2) Pb2+ chloride (0,99 %) bromide (0,85 %) nitraat jodide sulfide carbonaat fosfaat silicaat sulfiet hydroxide

Tabel 7 Oplosbaarheidstabel

NH4+ alle zouten geen

Groep

VOORBEELD OPLOSBAARHEID ZOUTEN

Zijn deze zouten goed oplosbaar in water of zullen ze een neerslag vormen?

Magnesiumsulfaat

—symbolische voorstelling: MgSO4

—MgSO4 is een combinatie van de ionen Mg2+ en SO42-.

—Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat deze combinatie een goed oplosbaar zout is.

Zilverchloride

—symbolische voorstelling: AgCl

—AgCl is een combinatie van de ionen Ag+ en Cl-.

—Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat deze combinatie een slecht oplosbaar zout geeft. Het zal dus een neerslag vormen in water.

Ammoniumsulfide

—symbolische voorstelling: (NH4)2S

—(NH4)2S is een combinatie van de ionen NH4+ en S2-

—Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat alle zouten van NH4+ goed oplosbaar zijn in water.

2 Oplossingen mengen: mogelijke reacties

DEMO

Soorten chemische reacties

Onderzoeksvraag

Kunnen we op basis van de waarnemingen bij enkele eenvoudige experimenten de opgetreden chemische reacties in groepen indelen?

Werkwijze

In dit experiment voegt je leerkracht verschillende oplossingen samen. Op basis van onze waarnemingen zullen we de chemische reacties in groepen proberen in te delen. Omdat sommige stoffen nogal prijzig zijn en we het afval tot een minimum willen beperken, voeren we een ‘druppelexperiment’ uit. Ga naar en druk het formulier af. De stoffen zijn alvast ingedeeld in 2 reeksen. Je leerkracht voegt nu telkens enkele druppels van een oplossing uit reeks A samen met enkele druppels van een oplossing uit reeks B. Noteer je waarnemingen op het formulier.

Besluit

Op basis van onze waarneming kunnen we de reacties in 3 groepen indelen:

Groep 1: oplossingen die na het samenvoegen een neerslag vormen (reacties 1, 2, 3, 4, 5 en 6)

Groep 2: oplossingen waarbij na het samenvoegen een gas ontstaat (de reacties 7 en 8)

Groep 3: oplossingen waarbij na het samenvoegen geen waarneembare reactie plaatsvindt (reactie 9) demovideo:

Via het extra materiaal op vind je meer informatie over het druppelexperiment.

Niet alle zouten lossen even goed op. De dissociatie van de ionen gaat soms moeizamer. We spreken respectievelijk over goed oplosbare, matig oplosbare en slecht oplosbare stoffen. Wanneer de maximale oplosbaarheid is bereikt, spreken we van een verzadigde oplossing. Of een zout goed of slecht oplosbaar is, kunnen we afleiden uit de oplosbaarheidstabel.

Bij het samenvoegen van oplossingen zien we soms een neerslag ontstaan en soms ontwikkelt er zich een gas. Op basis van die waarneming kunnen we spreken over respectievelijk een neerslagreactie of een gasontwikkelingsreactie

©VANIN

We bekijken in de volgende hoofdstukken wat we tijdens het experiment hebben waargenomen en hoe dat komt.

Ionuitwisselingsreacties

We gaan even na wat er zich exact afspeelt bij het samenvoegen van de oplossingen en hoe het komt dat we soms helemaal niets kunnen waarnemen, er soms neerslag en soms gas ontstaat.

LEERDOELEN

L aan de hand van waarnemingen een chemische reactie classificeren als een neerslag-, gasontwikkelings- of neutralisatiereactie

L de processen ionisatie en dissociatie beschrijven en illustreren met een tekening

L met behulp van de oplosbaarheidstabel bepalen of een ionverbinding goed of slecht oplosbaar is in water

L stapsgewijs door ionreactievergelijkingen een neerslagreactie opstellen

Bij het samenvoegen van kaliumcarbonaat en koper(II)chloride ontstaat een blauwgroene neerslag. Op basis van het dissociatiemodel en de gegevens over de oplosbaarheid, die je terugvindt in de oplosbaarheidstabel, kunnen we afleiden welke stof(fen) neerslaan.

We bekijken stap voor stap wat er gebeurde tijdens de demoproef in hoofdstuk 1. Je leerkracht maakte een oplossing van kaliumcarbonaat. Kaliumcarbonaat is een goed oplosbaar zout en dissocieert volledig in ionen. Ook van koper(II)chloride hebben we een oplossing gemaakt. Koper(II)chloride is ook goed oplosbaar.

Stap 1

We noteren de dissociatievergelijking (D1) van kaliumcarbonaat:

D1: K2CO3 (s) H2O 2 K+ (aq) + CO3 2(aq)

We noteren de dissociatievergelijking (D2) van koper(II)chloride:

D2: CuCl2 (s) H2O Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Wanneer beide oplossingen worden samengevoegd, komen 4 verschillende ionen samen en wordt hieruit een neerslag gevormd. We kunnen de reactie van kaliumcarbonaat en koper(II) chloride ook in een tekening voorstellen:

oplossing van kaliumcarbonaat

oplossing van koper(II)chloride

Afb. 142 De reactie van kaliumcarbonaat en koper(II)chloride

Er zijn 2 nieuwe ioncombinaties mogelijk:

—K+ en Cl- vormen samen KCl

Cu2+ en CO32- vormen samen CuCO3

Uit de oplosbaarheidstabel leer je dat kaliumchloride een goed oplosbaar zout is. De ionen blijven gedissocieerd en gehydrateerd in de oplossing. Koper(II)carbonaat is een slecht oplosbaar zout: dit zout zal neerslaan. In een reactievergelijking met neerslagvorming duiden we neerslag aan met ↓

Stap 2

De essentiële ionenreactievergelijking (E) geeft aan welke deeltjes precies reageerden en een neerslag vormden.

E: Cu2+ (aq) + CO32- (aq) → CuCO3 (s)↓

Stap 3

In de stoffenreactievergelijking (S) noteren we ook de vorming van KCl, ondanks het feit dat die ionen in de oplossing bleven en het zout pas zal worden gevormd na het indampen van de oplossing.

S: K2CO3 + CuCl2 → 2 KCl + CuCO3↓

We doorlopen telkens dus hetzelfde stappenplan bij het noteren van ionuitwisselingsreacties:

STAP 1: Noteer de dissociatievergelijkingen (D) van de reagentia.

STAP 2: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de vorming van neerslag. Dit is de essentiële reactievergelijking (E).

STAP 3: Schrijf de stoffenreactievergelijking (S) met alle nieuwe ioncombinaties en aanduiding van neerslag. Denk hierbij aan de vorming van anorganische zouten uit thema 01 en zorg dat de wet van behoud van atomen wordt gerespecteerd.

VOORBEELD NOTATIE DISSOCIATIEVERGELIJKINGEN, ESSENTIËLE IONENREACTIEVERGELIJKING EN STOFFENREACTIEVERGELIJKING

We noteren voor de overige neerslagreacties uit de demo telkens beide dissociatievergelijkingen (D), de essentiële ionenreactievergelijking (E) en de stoffenreactievergelijking (S).

Natriumsulfiet en koper(II)chloride

D1: Na2SO3 (s) H2O 2 Na+ (aq) + SO32- (aq)

D2: CuCl2 (s) H2O Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

E: Cu2+ (aq) + SO32- (aq) → CuSO3 (s) ↓

S: Na2SO3 + CuCl2 → CuSO3 ↓ + 2 NaCl

VOORBEELD NOTATIE DISSOCIATIEVERGELIJKINGEN, ESSENTIËLE

IONENREACTIEVERGELIJKING EN STOFFENREACTIEVERGELIJKING (VERVOLG)

Kaliumcarbonaat en lood(II)nitraat

D1: K2CO3 (s) H2O 2 K+ (aq) + CO3 2(aq)

D2: Pb(NO3)2 (s) H2O Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

E: Pb2+ (aq) + CO32- (aq) → PbCO3 (s) ↓

S: K2CO3 + Pb(NO3)2 → PbCO3 ↓ + 2 KNO3

Natriumsulfiet en lood(II)nitraat

D1: Na2SO3 (s) H2O 2 Na+ (aq) + SO32- (aq)

D2: Pb(NO3)2 (s) H2O Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

E: Pb2+ (aq) + CO32- (aq) → PbSO3 (s) ↓

S: Na2SO3 + Pb(NO3)2 → PbSO3 ↓ + 2 NaNO3

Kaliumjodide en lood(II)nitraat

D1: KI (s) H2O K+ (aq) + I- (aq)

D2: Pb(NO3)2 (s) H2O Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

E: Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) → PbI2 (s) ↓

S: 2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 ↓ + 2 KNO3

Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. De reactie noemen we een ionuitwisselingsreactie. Die nieuwe verbindingen kunnen een onoplosbaar zout vormen. In dit geval ontstaat er een neerslag. De reactie noemen we in dat geval een neerslagreactie. Er kunnen tegelijkertijd ook 2 nieuwe onoplosbare zouten gevormd worden:

1

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ oplosbaar zout 4↓

AB + CD → AD↓ + CB

2

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ onoplosbaar zout 4

AB + CD → AD↓ + CB↓

Neerslagreacties kennen verschillende toepassingen:

- waterzuivering: verwijdering van ongewenste ionen

Bij neerslagreacties verdwijnt een ionensoort dus uit de oplossing, ze slaat neer. Daar kunnen we gebruik van maken om ongewenste ionen uit een oplossing te verwijderen. Een probleem is bijvoorbeeld de aanwezigheid van Ca2+- en Mg2+-ionen in leidingwater. Het leidt tot kalkaanslag waardoor bijvoorbeeld de wasmachine kan stukgaan of de douchekop of koffiezetter geen water meer doorlaten.

We kunnen de calciumionen bijvoorbeeld uit het water halen voordat het in de leidingen van je woning komt. Dat kan met behulp van een waterontharder. Zo’n toestel bevat een vat met het oplosbare natriumcarbonaat (Na2CO3) als zout. Als die zoutoplossing in contact komt met het leidingwater, dan gebeurt er een ionenuitwisseling. De essentiële reactie is dat de calciumionen uit het leidingwater worden neergeslagen met behulp van de carbonaationen:

Ca2+ + CO32- → CaCO3 ↓

©VANIN

- opsporing ionen

Dankzij de typische kleur van bepaalde neerslagen kunnen neerslagreacties gebruikt worden om de aanwezigheid van bepaalde ionen aan te tonen.

Pb2+ + 2I- → PbI2 ↓

De bovenstaande neerslagreactie laat bijvoorbeeld toe om Pb2+-ionen in bodemstalen te identificeren door toevoeging van een KI-oplossing. Het neerslag heeft een typische felgele kleur. Andersom kan door middel van een Pb(NO3)2-oplossing de aanwezigheid van I–worden aangetoond.

Afb. 143 Een waterontharder bevat Na2CO3 als zout.

Afb. 144 Typische gele kleur van PbI2

HOOFDSTUK 3

Protonenoverdrachtsreacties

©VANIN

Je merkte in de demoproef van hoofdstuk 1 al dat niet alle reacties een neerslag opleveren. Bij sommige reacties ontstaat er een gas. Ook de reactie tussen een zuur en een hydroxide levert geen neerslag. Bij sommige reacties worden geen ionen uitgewisseld, meer specifiek protonen overgedragen. We onderzoeken ook hier de essentie van de reactie.

LEERDOELEN

L begrijpen dat zuren en basen elkaar neutraliseren

L een neutralisatiereactie opstellen

1 Zuur-baseneutralisatiereactie

Neutralisatiereacties zijn reacties tussen een zuur en een hydroxide waarbij water gevormd wordt. In het woord neutralisatiereactie herken je het begrip neutraal, dat je al eerder tegenkwam in thema 01 toen je pH leerde kennen. In thema 04 leerde je ook dat de pH-waarde afhankelijk is van de hoeveelheid H+- en OH--ionen in de oplossing.

Gedestilleerd water wordt een neutrale oplossing genoemd omdat de hoeveelheid H+- en OH-ionen aan elkaar gelijk is (10-7 mol L en dus pH = 7). Wanneer we H+-ionen toevoegen aan het water, krijgen we een zure oplossing. Het toevoegen van OH--ionen leidt tot een basische oplossing

Een neutralisatiereactie is dan ook een reactie tussen een zuur (H+-ionen) en een hydroxide (OH--ionen). Het zuur draagt via de watermolecule een proton (H+) over aan een hydroxide-ion waarbij de H+-ionen en OH--ionen elkaar neutraliseren door de vorming van water. We spreken daarom over een protonenoverdrachtsreactie

DEMO

De reactie tussen een zuur en een base

Onderzoeksvraag

Wat gebeurt er met de pH als een zuur en een base worden samengevoegd?

Werkwijze

—Je leerkracht meet 100 mL NaOH-oplossing (0,1 mol L ) in de maatcilinder af en brengt de vloeistof over in een maatbeker. Vervolgens voegt je leerkracht een paar druppels fenolftaleïne toe.

—Je leerkracht meet nu 120 mL van de HCl-oplossing (0,1 mol L ) af in een tweede maatcilinder en voegt ook deze inhoud toe aan de maatbeker.

Waarnemingen

—De oplossing kleurt fuchsia na het toevoegen van de indicator.

—De fuchsiakleur verdwijnt na het toevoegen van de tweede oplossing.

Besluit

De base (aangeduid door de fuchsiakleur van de indicator) wordt geneutraliseerd door er een zuur aan toe te voegen.

Om de correcte reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren, gebruiken we opnieuw een stappenplan zoals bij de ionuitwisselingsreacties. Hydroxiden zullen net als zouten dissociëren en zuren zullen ioniseren in water.

Stap 1: Noteer de dissociatie- (D)/ionisatievergelijkingen (I) van de reagentia.

In onze demoproef:

D: NaOH H2O

Na+(aq) + OH-(aq)

I: HCl + H2O → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

De base dissocieert en levert dus hydroxide-ionen in een oplossing. Het zuur ioniseert door reactie met water en levert H3O+ of hydroxoniumionen op. Die zullen nadien met de hydroxide-ionen altijd watermoleculen vormen.

Stap 2: We vereenvoudigen de ionenreactievergelijking en behouden alleen de onderdelen die echt met elkaar reageren (in dit geval aanleiding geven tot de vorming van water). Dat is de essentiële reactievergelijking (E), die voor een neutralisatiereactie altijd dezelfde is: de overdracht van een proton van het hydroxoniumion op het hydroxide-ion met vorming van water tot gevolg:

H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 3: Combineer de gevormde ionen tot nieuwe verbindingen. Denk hierbij aan de vorming van anorganische zouten uit thema 01 en zorg ervoor dat je de wet van behoud van atomen respecteert.

We bekomen dan de stoffenreactievergelijking (S) In onze demoproef: NaOH + HCl→ NaCl + H2O

Bij een neutralisatiereactie is de essentiële reactievergelijking altijd dezelfde: Er wordt een proton overgedragen van H3O+ op OH--ionen, die samen combineren tot de vorming van water.

Algemeen reactiepatroon:

ZUUR + BASE → ZOUT + WATER HZ + MOH → MZ + H2O

Als er tijdens een neutralisatiereactie ook een onoplosbaar zout gevormd wordt, dan zal er naast de essentiële reactievergelijking (E) voor de neutralisatie ook een essentiële reactievergelijking voor de neerslagreactie zijn. We noteren dan beide essentiële reactievergelijkingen onder elkaar.

TIP

We herhalen het stappenplan om de reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren:

Stap 1: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia (D, I).

Stap 2: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking (E): H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 3: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen. Schrijf eventueel een tweede essentiële reactie vergelijking (E): de neerslagreactie.

Stap 4: Schrijf de stoffenreactievergelijking (S) met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct.

VOORBEELD WATERSTOFCARBONAAT

Weiden, grasvelden of akkers die te zuur zijn, kunnen behandeld worden met basisch reagerende stoffen zoals gebluste kalk Ca(OH)2. De gebluste kalk neutraliseert H+-ionen die aanwezig zijn in de zure bodem. We bekijken een eenvoudig voorbeeld van waterstofcarbonaat (als bron van H+-ionen).

Stap 1: Noteer de ionisatievergelijking van waterstofcarbonaat en de dissociatievergelijking van gebluste kalk.

—ionisatievergelijking: H2CO3 + 2 H2O → 2 H3O+ + CO32—dissociatievergelijking: Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-

Stap 2: Geef de essentiële protonenoverdrachtsvergelijking voor neutralisatie.

—neutralisatie: 1 H3O+ + 1 OH- → 2 H2O

Stap 3: Deze reactie is ook een neerslagreactie ↓. Schrijf de essentiële reactievergelijking van de neerslagreactie.

—neerslag: CO32- + Ca2+ → CaCO3↓

Stap 4: Geef de stoffenreactievergelijking.

—stoffenreactievergelijking: H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 H2O

We plaatsen dus nog een verticale pijl in de stoffenvergelijking bij CaCO3

WEETJE

Om te voorkomen dat het industrieel afvalwater met een (te) hoge of (te) lage pH zou geloosd of hergebruikt worden, wordt het geneutraliseerd. Bij dat neutraliseren wordt, in tegenstelling tot wat je zou denken, het water niet noodzakelijk op een pH = 7 gebracht, maar meestal op een pH tussen 6,5 en 9,5

©VANIN

In de industrie is het belangrijk om het afvalwater te neutraliseren om corrosie en andere chemische reacties, die plaatsvinden bij een hoge of een erg lage pH, te vermijden. Gassen die bij zo’n ongewenste reacties kunnen vrijkomen, zijn ammoniak (NH3) en het zeer giftige blauwzuur (waterstofcyanide = HCN).

Te lage pH Te hoge pH stoffen die afvalwater neutraliseren NaOH, Ca(OH)2 H2SO4, HCl

Naast de neutralisatie van een zuur met een hydroxide kunnen we nog 2 reacties als een neutralisatiereactie beschouwen.

2 Neutralisatie van een metaaloxide met een zuur

Uit thema 01 weten we al dat metaaloxiden met water reageren tot hydroxiden. Een oplossing van een metaaloxide zal daarom ook kunnen geneutraliseerd worden met een zuur. Het stappenplan blijft identiek maar we voegen eerst de reactie van het metaaloxide met water toe.

DEMO

Reactie tussen CaO en HCl

Onderzoeksvraag

Welke stof(fen) worden gevormd wanneer we calciumoxide (CaO) oplossen in water en vervolgens zoutzuuroplossing (HCl) toevoegen?

Werkwijze

—Je leerkracht brengt een mespunt CaO in een bekerglas en lost dat op in enkele mL water. Je leerkracht voegt enkele druppels fenolftaleïne toe.

—Je leerkracht brengt ongeveer 50 mL 0,1 mol L waterstofchloride-oplossing in een tweede bekerglas en druppelt deze waterstofchloride-oplossing langzaam bij de eerder verkregen oplossing.

Besluit

De indicator kleurt eerst fuchsia, omdat het (troebele) mengsel basisch is. Naarmate er zoutzuur bij druppelt, verliest de oplossing haar fuchsiakleur. De oplossing wordt helder.

Uit deze demoproef kunnen we besluiten dat bij het oplossen van CaO in water calciumhydroxide ontstaat: CaO + H2O → Ca(OH)2

Na het samenvoegen van deze calciumhydroxide-oplossing met zoutzuur ontstaat een neutrale oplossing van water en calciumchloride. Ook hier is sprake van een neutralisatiereactie, omdat het oxide bij de oplossing eerst een hydroxide vormde.

We gieten opnieuw alles in een stappenplan:

Stap 1: We noteren nu eerst de reactie van het oxide tot hydroxide.

CaO + H2O → Ca(OH)2

Stap 2: We noteren de dissociatie- en ionisatiereacties van de stoffen. —dissociatie hydroxide: Ca(OH)2 H2O Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)

—ionisatie zuur: HCl + H2O Cl-(aq) + H3O+(aq)

Stap 3: De essentiële reactie is hier opnieuw de neutralisatie door protonoverdracht. neutralisatie: H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: In de demoproef treedt er geen neerslagreactie op. Die extra essentiële reactie moeten we dus niet noteren.

Het stappenplan is weer hetzelfde, maar we voegen een extra stap als eerste stap toe, namelijk de reactie van een metaaloxide tot een hydroxide:

Stap 5: We schrijven de stoffenreactie waarbij we dus al weten dat er opnieuw water zal worden gevormd:

CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

Stap 1: Noteer de reactie van een metaaloxide tot een hydroxide.

Stap 2: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 3: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking: H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen. Schrijf eventueel een tweede essentiële reactie op: de neerslagreactie.

Stap 5: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct op.

Een metaaloxide reageert met water tot een base (hydroxide) en kan vervolgens geneutraliseerd worden met een zuur.

Algemeen reactiepatroon:

METAALOXIDE + ZUUR → ZOUT + WATER MO + HZ → MZ + H2O

©VANIN

3 Neutralisatie van een niet-metaaloxide met een base

In thema 01 leerde je hoe niet-metaaloxiden reageren met water tot een zuur.

Als we een oplossing van een niet-metaaloxide dus willen neutraliseren, dan zullen we er een base aan moeten toevoegen. Het stappenplan blijft hetzelfde, maar we voegen nu eerst de reactie van het niet-metaaloxide met water toe.

DEMO

Reactie tussen oplossingen van koolstofdioxide (CO2) en natriumhydroxide (NaOH)

Onderzoeksvraag

Welke stoffen worden er gevormd wanneer we eerst CO2 oplossen in water en nadien een NaOH-oplossing toevoegen?

Werkwijze

Je leerkracht blaast door een rietje zachtjes lucht in een beker met water en voegt daarna enkele druppels indicator (broomthymolblauw) toe. Vervolgens brengt je leerkracht ongeveer 50 mL natriumhydroxide-oplossing van 0,1 mol L in een tweede bekerglas en druppelt deze natriumhydroxide-oplossing langzaam bij de andere oplossing.

Waarnemingen

De indicator kleurt eerst geel, omdat de oplossing zuur is. Na het toevoegen van voldoende NaOH-oplossing kleurt de oplossing blauw.

Besluit

De uitgeademde CO2 loste op in het water en vormde koolzuur (H2CO3) waardoor de oplossing zuur werd. Nadien werd deze zure oplossing geneutraliseerd door het toevoegen van een base.

De demo leert ons dat ook hier dezelfde stappen worden doorlopen:

Stap 1: de reactie van het niet-metaaloxide tot zuur: CO2 + H2O → 2 H2CO3

Stap 2: de dissociatie- en ionisatiereacties van de stoffen: —dissociatie hydroxide : NaOH H2O Na+ (aq) + OH- (aq) —ionisatie gevormde zuur: H2CO3 + 2 H2O → CO32- (aq) + 2 H3O+ (aq)

Stap 3: De essentiële reactie is hier weer alleen de neutralisatie door protonoverdracht: H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: Natriumcarbonaat is een goed oplosbaar zout. We moeten dus geen neerslagreactie als essentiële reactie toevoegen.

Het stappenplan is weer hetzelfde, maar we voegen een extra stap als eerste stap toe, namelijk de reactie van een niet-metaaloxide tot een zuur:

Stap 5: De stoffenreactie schrijven we als: CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O

Stap 1: Noteer de reactie van een niet-metaaloxide tot een zuur.

Stap 2: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 3: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking.

H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen. We schrijven eventueel een tweede essentiële reactie: de neerslagreactie.

Stap 5: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct op.

Bij het oplossen van een niet-metaaloxide in water ontstaat een zure oplossing. Die oplossing kan geneutraliseerd worden met een base-oplossing.

Algemeen reactiepatroon:

NIET-METAALOXIDE + BASE → ZOUT + WATER nMO + MOH → MZ + H2O

4 Protonenoverdracht met gasontwikkelingsreactie

Protonenoverdracht moet niet altijd tussen een zuur en een base gebeuren. Soms kan een proton van een zuur overgedragen worden op een ander ion. Als daarbij dan een nieuw zuur gevormd wordt dat instabiel is, dan ontstaat er een gas.

Van 2 zuren weten we dat ze instabiel zijn en automatisch ontbinden in een gas: waterstofcarbonaat (koolzuur): H2CO3 → H2O + CO2 ↑ waterstofsulfiet (zwavelig zuur): H2SO3 → H2O + SO2↑

Een derde zuur is altijd gasvormig bij kamertemperatuur: waterstofsulfide: H2S↑ → H2S, CO2 en SO2 zijn gasvormig (aangeduid met ↑). We spreken dan ook over een protonenoverdracht met gasontwikkeling

Tijdens de demoproef in hoofdstuk 1 met de druppelchemie ontstonden er gasbelletjes bij enkele van de proeven. Dat was bijvoorbeeld het geval na het samenvoegen van een kaliumcarbonaatoplossing met zoutzuur. We gaan verder met die reactie als voorbeeld:

Stap 1:

Kaliumcarbonaat zal in de oplossing als goed oplosbaar zout volledig dissociëren:

dissociatie: K2CO3 H2O 2 K+ (aq) + CO32- (aq)

Het zuur HCl zal ioniseren in een oplossing:

ionisatie: HCl + H2O → Cl- (aq) + H3O+ (aq)

Nu volgen we een extra stap 2: Bij het samenvoegen van deze 2 oplossingen worden H+-ionen van de hydroxoniumionen naar het carbonaation overgedragen (2de protonoverdracht), waardoor er koolzuur gevormd wordt:

©VANIN

Het instabiel zuur koolzuur ontbindt vervolgens door vorming van een CO2-gas: H2CO3 → H2O + CO2 ↑

Stap 3:

De kaliumionen en chloride-ionen blijven in de oplossing want zij vormen een goed oplosbaar zout. De stoffenreactievergelijking wordt dan:

K2CO3 + 2 HCl → 2 KCl + H2O + CO2 ↑

Hetzelfde reactiemechanisme zorgde voor gasvorming in het experiment met natriumsulfiet en HCl, want ook hier werd een instabiel zuur gevormd (H2SO3) dat spontaan ontbindt door vorming van een gas.

We kunnen het stappenplan dus als volgt herschrijven:

Stap 1: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 2: Als er na stap 1 carbonaationen (CO3 2-), sulfietionen (SO3 2-) of sulfide-ionen (S2-) zijn gevormd, dan noteren we de protonenoverdracht van het hydroxoniumion met vorming van het nieuwe zuur en de eventuele ontbinding van dat zuur.

Stap 3: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met de reactieproducten na de eventuele ontbinding van de gevormde instabiele zuren op (en aanduiding van het gevormde gas).

Als een zuur reageert met een zout dat een sulfide-ion (S2-), carbonaation (CO3 2-), of sulfietion (SO32-) bevat, dan zal dat leiden tot de vorming van het gasvormige waterstofsulfide of instabiele nieuwe zuren. Dat kan koolzuur of zwavelig zuur zijn gevormd door een protonenoverdracht. Die zuren ontbinden door de vorming van gassen. We spreken daarom over gasontwikkelingsreacties

H2CO3 → H2O + CO2 ↑ H2SO3 → H2O + SO2 ↑ H2S ↑

Mogelijkheden: carbonaat

sulfiet + zuur 1 → zout 2 + zuur 2 ↑ (zuur 2 is steeds onstabiel of een gas) sulfide

Modelvoorstelling:

Kalkaanslag (CaCO3) kan worden verwijderd met azijnzuur (CH3COOH). Het toegevoegde azijnzuur draagt een proton over en reageert zo met de aanwezige kalkaanslag, waarbij een oplosbaar zout, water en CO2 worden gevormd:

CaCO3 + 2 CH3COOH → Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2

Afb. 145 Kalkaanslag op douchekop

Spoel wel altijd grondig na met water! Door gebruik te maken van die reactie kunnen we bijvoorbeeld de douchekop, de waterkoker, het koffiezetapparaat en meer ontkalken zodat het water weer vlotjes doorloopt.

Opmerking:

Er bestaan nog reacties waarbij gas wordt gevormd. Zo reageert een stukje magnesiumlint met zuur en vormt dat een gas. Dat reactiemechanisme behandelen we in hoofdstuk 4.

WEETJE

AAN DE SLAG

Vervolledig de volgende neutralisatiereacties door de ionisatie- en dissociatievergelijkingen, de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking te schrijven.

a HNO3 + KOH

b H3PO4 + LiOH

c NH4OH + H2S

d NaOH + H2SO4

e KOH + HBr

Vervolledig de volgende gasontwikkelingsreacties door de ionisatie- en dissociatievergelijkingen, de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking te schrijven.

a Na2CO3 + HCl

b MgS + HNO3

c H3PO4 + K2CO3

d ZnCO3 + HNO3

Geef aan welke soorten reacties optreden. Geef hiervoor de ionisatie- en dissociatievergelijkingen, de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking.

a BaCl2 + Na2CO3

b Co(NO3)2 + MgS

c HCl + Na2CO3

d CaCl2 + H2SO4

e HNO3 + NH4OH

In het labo van een groot bedrijf is van enkele recipiënten het etiket van de fles gevallen.

De etiketten liggen allemaal op de grond en je leest dat ze de volgende zouten bevatten:

—koper(II)sulfaat

—bariumhydroxide

—magnesiumnitraat

—natriumcarbonaat

Om uit te zoeken welke stof in welke fles zit, mag je gebruik maken van 3 extra stoffen: - HBr - Ca(OH)2 - K2CO3

Stap 1: Geef de chemische formules van de gekende zouten:

a koper(II)sulfaat

b bariumhydroxide

c magnesiumnitraat

d natriumcarbonaat

Stap 2: Combineer de 3 extra stoffen met de 4 reeds gekende zouten.

a Noteer in een tabel of er een gasontwikkelingsreactie (↑), neerslagreactie (↓) of neutralisatiereactie (H2O-vorming; reactie tussen zuur en base) optreedt. Treedt er geen reactie op, dan noteer je /.

b Noteer welke stof gevormd wordt.

Stap 3: Kun je nu met 100 % zekerheid besluiten welke stof in welke fles zit? Leg uit.

Meer oefenen? Ga naar .

Elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties

Je hebt de ionuitwisselingsreacties en protonenoverdrachtsreacties van naderbij bekeken: neerslagreacties en neutralisatiereacties hebben geen geheimen meer voor jou. Maar er bestaan ook nog elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties: reacties waarbij letterlijk elektronen worden overgedragen. HOOFDSTUK 4

LEERDOELEN

L het oxidatiegetal van een element bepalen

L een eenvoudige redoxreactie ontleden en de begrippen oxidator, reductor, oxidatie, reductie en elektronenoverdracht gebruiken

L een eenvoudige redoxreactievergelijking tussen enkelvoudige stoffen opstellen

1 Definitie oxidatie en reductie

We kunnen oxidatie simpelweg definiëren als een proces waarin elementen zich verbinden met zuurstof en reductie als een proces waarin zuurstof wordt onttrokken aan een oxide. Maar is het wel zo eenvoudig? Zouden er ook oxidatie- en reductiereacties bestaan waarin zuurstof geen rol speelt? Om die vraag te kunnen beantwoorden, bestuderen we eerst de verbrandingsreacties opnieuw.

DEMO

Verbranden van koper

Werkwijze

Je leerkracht houdt een stukje rood koper in de vlam van een bunsenbrander.

Waarnemingen

Het koper kleurt zwart.

We schrijven de reactievergelijking voor de verbranding van koper tot koper(II)oxide.

2 Cu + O2 → 2 CuO

In de onderstaande tabel staan de ladingen van de atomen voor en na de reactie:

lading zuurstof

Merk op dat zowel koper als zuurstof nu geladen ionen geworden zijn. Het koperion is na de reactie positief geladen en heeft dus elektronen afgestaan. Het oxide-ion is negatief geladen en heeft dus elektronen opgenomen. Er is dus een overdracht geweest van elektronen. We spreken daarom van een elektronenoverdrachtsreactie

Koperatomen werden dus omgezet in Cu2+-ionen door het afstaan van elektronen: ze werden geoxideerd. Oxidatie in haar elementaire betekenis (opnemen van zuurstof) houdt dus eigenlijk de afgifte van elektronen in. Het deeltje dat de elektronen afstaat, noemen we de reductor. In deze reactie is kopermetaal de reductor:

Cu –2 e- → Cu2+

Zuurstofatomen werden omgezet in oxide-ionen door de opname van elektronen: ze werden gereduceerd. Het deeltje dat de elektronen opneemt, noemen we de oxidator. In deze reactie is zuurstof de oxidator:

O2 + 4 e- → 2 O2-

Oxidatie en reductie zullen steeds tegelijkertijd moeten plaatsvinden: als een element elektronen kwijt wil, dan moet er ook een element zijn dat de elektronen wil ontvangen. Omdat de reductie en oxidatie altijd samen gebeuren, spreken we ook wel over redoxreacties

Bij de oxidatie van koper door zuurstofgas staat de reductor (Cu) de elektronen af aan de oxidator (O2). De afzonderlijke oxidatie en reductie noemen we halfreacties of deelreacties. Voor de verbranding van koper zijn dit:

—oxidatie: Cu - 2 e- → Cu2+ —reductie: O2 + 4 e- → 2 O2-

Bij een redoxreactie is het aantal elektronen dat wordt afgestaan tijdens de oxidatie, altijd gelijk aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen tijdens de reductie. Bij de verbranding van koper staan 2 koperatomen in totaal 4 elektronen af aan de 2 zuurstofatomen van de zuurstofgasmolecule. We kunnen het volledige proces voorstellen in een schema (zie schema 4). De 2 halfreacties worden dan aangeduid door middel van 2 pijlen. Bij elke halfreactie wordt weergegeven hoeveel elektronen er worden opgenomen of afgegeven. Indien nodig wordt dat aantal vermenigvuldigd met het aantal atomen dat in de respectievelijke deelreactie geoxideerd of gereduceerd wordt.

2x omdat 2 zuurstofatomen worden gereduceerd

2x omdat 2 koperatomen worden geoxideerd

Schema 4 De oxidatie van koper door zuurstofgas

per zuurstofatoom worden 2 elektronen opgenomen

reductie van zuurstof

oxidatie van koper

per koperatoom worden 2 elektronen afgestaan

reductor

oxidator

Opmerkingen:

Hoewel we spreken over oxidatie, is het absoluut niet noodzakelijk dat er zuurstof in de reactie voorkomt. Omdat we de definitie van oxidatie ruimer omschrijven als ‘het afstaan van elektronen’, kan dat evengoed met andere elementen.

VOORBEELD SYNTHESEREACTIE IJZER EN ZWAVEL

IJzer reageert met zwavel tot ijzer(II)sulfide:

Fe + S → FeS

Als we de ladingen voor en na de reactie bestuderen, dan merken we dat ijzer geoxideerd wordt en zwavel gereduceerd wordt. We noteren de halfreacties:

Halfreactie

Fe - 2e → Fe2+

©VANIN

S + 2e- → S2-

Eigenschappen

—ijzer staat elektronen af —het wordt geoxideerd

—ijzer is de reductor

—zwavel neemt elektronen op —het wordt gereduceerd

—zwavel is de oxidator

Bij redoxreacties vindt een elektronenoverdracht tussen deeltjes plaats:

—Een deeltje dat elektronen opneemt, wordt gereduceerd. We noemen dat deeltje de oxidator.

—Een deeltje dat elektronen afgeeft, wordt geoxideerd. We noemen dat deeltje de reductor.

—De redoxreactie is de som van 2 halfreacties: de oxidatie en de reductie.

2 Oxidatiegetallen

Tot nu toe hebben we alleen redoxreacties besproken waarbij de elektronen volledig werden overgedragen van de reductor naar de oxidator. Het is ook niet heel moeilijk om bij ionen de lading terug te vinden en daaruit de oxidatie en reductie af te leiden. Maar ook moleculen kunnen met elkaar reageren en andere moleculen vormen door een elektronenoverdracht of redox.

Omdat de stoffen hier geen geladen ionen bevatten, moeten we een extra hulpmiddel hebben om te weten te komen wie eigenlijk de reductor en wie de oxidator is. Daarom werd het begrip oxidatiegetal (OG) bedacht. Soms worden ook de termen oxidatietrap (OT) of oxidatiegraad gebruikt.

Het oxidatiegetal (OG) van een gebonden atoom is het aantal elektronen dat het atoom meer (negatief oxidatiegetal) of minder (positief oxidatiegetal) bezit dan het ongebonden atoom.

Om te bepalen hoeveel elektronen een atoom ‘bezit’, kun je de volgende 3 regels toepassen:

1 Niet-bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom waartoe ze behoren.

2 Bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom met de grootste elektronegativiteit.

3 Bindende elektronenparen tussen twee atomen met dezelfde elektronegativiteit worden verdeeld over de 2 atomen.

demovideo: ijzer(II)sulfide

Het oxidatiegetal wordt voorgesteld door een Romeins cijfer voorafgegaan door een teken:

— Het teken geeft weer of het atoom minder (+) of meer (-) elektronen krijgt toegewezen dan in ongebonden toestand.

—Het cijfer geeft weer hoeveel elektronen het atoom minder of meer heeft in vergelijking met zijn ongebonden toestand.

VOORBEELD OXIDATIEGETALLEN BEPALEN

waterstofchloride (HCl)

H CI

EN(H) = 2,1

EN(Cl) = 3,0

Volgens de bovenstaande regels bevat het chlooratoom in waterstofchloride:

—3 niet-bindende elektronenparen, dus 6 elektronen; —1 bindend elektronenpaar, want EN (Cl) > EN (H), dus 2 elektronen.

In totaal zijn dat dus 8 elektronen die we bij chloor rekenen.

In niet-gebonden toestand bevat een chlooratoom 7 valentie-elektronen. In waterstofchloride beschikt het over 8 elektronen: het oxidatiegetal is –I.

In niet-gebonden toestand beschikt een waterstofatoom over 1 valentie-elektron In waterstofchloride krijgt het geen elektronen toebedeeld: het oxidatiegetal van H is +I.

TIP een molecule koolzuur (H2CO3)

Merk op dat het oxidatiegetal van atomen in enkelvoudige stoffen altijd 0 is. Er is geen verschil in elektronegativiteit tussen de bindende atomen.

©VANIN

EN(O) > EN(C) > EN(H)

—C: In deze molecule krijgt C geen elektronen meer toegewezen. In ongebonden toestand heeft C 4 elektronen: OG = +IV

—O (blauw): In deze molecule krijgen de blauwe O-atomen telkens 8 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft O 6 elektronen: OG = -II

—O (groen): In deze molecule zijn er 8 elektronen. In ongebonden toestand zijn er 6 elektronen: OG = -II

—H: In deze molecule zijn er 0 elektronen. In ongebonden toestand is er 1 elektron: OG = +I

Als we de som nemen van de oxidatiegetallen van elk atoom, dan valt er meteen iets op:

2 ∙ OG(H) + 3 ∙ OG(O) + OG(C) = 0

2 ∙ (+I) + 3 ∙ (-II) + (+IV) = 0

De som van de oxidatiegetallen in een molecule is altijd 0!

VOORBEELD OXIDATIEGETALLEN BEPALEN (VERVOLG) het ammoniumion (NH4+)

N H + H HH

EN (N) > EN (H)

—H krijgt in dit ion 0 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft H 1 elektron: OG = +I

—N krijgt in dit ion 8 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft N 5 elektronen:

OG = -III

Als we nu de som nemen van de oxidatiegetallen van elk atoom, dan stellen we vast dat die som gelijk is aan de lading van het ion: 4 ∙ (+I) + 1 . (-III) = +1

De som van de oxidatiegetallen van de atomen in een ion is gelijk aan de lading van het ion.

We hebben bij het bepalen van het oxidatiegetal gebruikgemaakt van de lewisstructuur. Meestal is dat niet nodig en volstaat het om deze 4 vuistregels toe te passen:

1 In samengestelde deeltjes is het oxidatiegetal van:

—een atoom uit groep 1 (Ia) (bv. Li, Na, K) altijd +I;

—een atoom uit groep 2 (IIa) (bv. Mg, Ca, Ba) altijd +II;

—een H-atoom meestal +I;

—een O-atoom meestal –II (behalve in peroxiden).

2 In een neutraal of ongeladen atoom en in enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van het atoom gelijk aan 0.

—bv. He, O2, Zn … : OG = 0

3 Bij een monoatomisch ion is het oxidatiegetal gelijk aan de lading van het ion.

bv. S2-: OG = - II, Al3+: OG = +III

4 In alle andere gevallen is de som van de oxidatiegetallen van alle atomen gelijk aan de lading van het ion of gelijk aan 0 bij een molecule.

bv. H2O: Σ OG = 2 OG (H) + OG (O) = 2 · (+I) + 1 · (-II) = 0 NO3-: Σ OG = OG (N) + 3 OG (O) = (+V) + 3 · (-II) = -1

De kennis van oxidatiegetallen levert een groot voordeel op: als je voor een deeltje het oxidatiegetal van alle atomen uitgezonderd één kent en je kent de lading van het deeltje, dan kun je dus het ontbrekende oxidatiegetal berekenen.

VOORBEELD ONTBREKEND OXIDATIEGETAL

(H2SO4) BEREKENEN

In H2SO4 is het OG van H +I en dat van O –II. De som van de oxidatiegetallen Σ OG= 0. Het OG van S kun je dan als volgt berekenen: 2 · OG (H) + OG (S) + 4 · OG (O) = 0 of 2 · (+I) + (x) + 4 · (-II) = 0, waaruit volgt dat x = 6 en dus OG (S) = +VI

©VANIN

WEETJE

Waterstofperoxide (H2O2) is een verbinding tussen 2 zuurstofatomen en 2 waterstofatomen, met als structuurformule:

Het is een van de zeldzame stoffen waar zuurstof niet het OG -II heeft maar -I De binding tussen de 2 zuurstofatomen, de zogenaamde peroxidebinding, is erg reactief. Waterstofperoxide wordt o.a. gebruikt als ontsmettingsmiddel. Het zuurstofwater dat je bij de apotheker kunt kopen en gebruikt om wonden te ontsmetten is bijvoorbeeld een oplossing van 3 % H2O2 in water. De stof wordt ook gebruikt voor de ontsmetting van drinkwater en als bleekmiddel, bijvoorbeeld bij het bleken van stoffen, tanden, beenderen en haar. De ontsmettende en blekende eigenschappen zijn toe te schrijven aan het feit dat waterstofperoxide in staat is om veel andere stoffen te oxideren.

—Het oxidatiegetal van een gebonden atoom geeft weer hoeveel elektronen een atoom meer (negatief oxidatiegetal) of minder (positief oxidatiegetal) bezit dan het ongebonden atoom.

—Het oxidatiegetal wordt voorgesteld door een Romeins cijfer, voorafgegaan door een plus- of minteken.

—Om te bepalen hoeveel elektronen een atoom ‘bezit’, kun je de volgende 3 regels toepassen:

1 Niet-bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom waartoe ze behoren.

2 Bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom met de grootste Elektronegativiteit.

3 Bindende elektronenparen tussen 2 atomen met dezelfde elektronegativiteit worden verdeeld over de 2 atomen.

Het is niet nodig om de lewisstructuur te kennen of te tekenen om de oxidatiegetallen te bepalen:

—Bij moleculen en ionaire verbindingen is de som van alle oxidatiegetallen gelijk aan nul.

—Bij enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van alle atomen gelijk aan nul.

—Bij monoatomische ionen is het oxidatiegetal van het atoom gelijk aan de lading van het ion.

—Bij polyatomische ionen is de som van alle oxidatiegetallen gelijk aan de lading van het ion.

OOHH

Afb. 146 Waterstofperoxide wordt gebruikt bij het bleken van tanden.

3 Bepalen van de oxidator en reductor

Door koper(II)oxide te verhitten in aanwezigheid van houtskool ontstaan koper en koolstofdioxide volgens de reactie:

2 CuO + C→ 2 Cu + CO2

Het oxidatiegetal van de atomen voor en na de reactie wordt dan:

Voor reactie Na reactie Cu +II 0

-II -II

0 +IV

Uit de tabel kun je afleiden dat:

—het oxidatiegetal van C stijgt: we zeggen dat C wordt geoxideerd;

—het oxidatiegetal van Cu daalt: we zeggen dat Cu wordt gereduceerd;

—het oxidatiegetal van O niet verandert: niet alle atomen veranderen van oxidatiegetal tijdens een redoxreactie.

We stellen dit schematisch voor als volgt:

©VANIN

oxidatie van koolstof

2 ∙ (+ 2 e-) - 4 e-)

reductie van koper +II-II +IV-II 0 0

2 CuO + C → 2 Cu + CO2

We breiden de definitie van redoxreacties uit tot reacties waarbij het oxidatiegetal van sommige atomen verandert:

—De oxidator is het deeltje dat een ander deeltje oxideert. De oxidator bevat het atoom waarvan het OG daalt tijdens de reactie.

—De reductor is het deeltje dat een ander deeltje reduceert. De reductor bevat het atoom waarvan het OG stijgt tijdens de reactie.

In ons voorbeeld treedt koper(II)oxide op als oxidator en koolstof als reductor.

Wanneer zinkmetaal in contact komt met zoutzuur, ontstaat er waterstofgas en zinkchloride. We controleren op basis van de oxidatiegetallen of het een redoxreactie is en identificeren vervolgens de oxidatie, reductie, oxidator en reductor. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

reductie: Σ OG -2

reductor oxidator - 2 e2 ∙ (+ 1 e-)

oxidatie: OG +2 0 0 +I-I +II -I

Een atoom dat niet verandert van oxidatiegetal wordt in een redoxreactie weleens een spectatorelement of een tribune-element genoemd.

Merk op dat bij deze redoxreactie na elektronenoverdracht een gas ontstaat: waterstofgas. Zoals we al opmerkten in het vorige hoofdstuk, kun je sommige gasontwikkelingsreacties ook onder redoxreacties classificeren.

Ook bij de elektrolyse van water worden 2 gassen gevormd via redox: waterstofgas en zuurstofgas.

oxidatie: Σ OG -4

2 ∙ (- 2 e-)

oxidator en reductor +I -II

2 H2O → 2 H2 + O2

4 ∙ (+ 1 e-)

reductie: Σ OG +4

Reddingsvesten zijn vaak uitgerust met een lampje. Bij bepaalde uitvoeringen is dat lampje via stroomdraadjes verbonden met een magnesiumstrip en een koperstrip. Op de koperstrip is een dun laagje vast koper(I)chloride aangebracht. Koper(I)chloride is slecht oplosbaar in water.

Zodra zo’n reddingsvest in het water belandt, gaat het lampje branden. De Cu+-ionen worden omgezet in kopermetaal via de onderstaande redoxreactie. Daardoor wordt er kopermetaal afgezet op de koperstrip en verdwijnt de koper(I)chloridelaag. De elektronenoverdracht (en dus elektrische stroom) wordt hierdoor verzekerd.

SR: Mg + 2 CuCl → MgCl2 + 2 Cu

Aangezien zowel CuCl als MgCl2 volledig dissociëren in water, kan deze reactie ook met behulp van de ionenreactievergelijking genoteerd worden:

IR: Mg + 2 Cu+ + 2 Cl- → Mg2+ + 2 Cl- + 2 Cu

We controleren nu even of deze reactie eveneens een redoxreactie is. We vermelden Cl- niet omdat het OG voor het deeltje gelijk blijft.

Reactie: Mg + 2 Cu+ → Mg2+ + 2 Cu OG: 0 +I +II 0

Het OG van Cu daalt van +I (in Cu+) naar 0 (in Cu). Cu+ wordt gereduceerd en dus is Cu+ zelf de oxidator. Het OG van Mg stijgt van 0 (in Mg) naar +II (in Mg2+). Magnesium wordt geoxideerd en dus is magnesiummetaal de reductor.

Wanneer we deze veranderingen in OG bekijken, lijkt het zo dat er een verschillend aantal elektronen reageert. Als je de volledige reactie bekijkt en rekening houdt met de voorgetallen voor de elementen, worden er wel degelijk 2 elektronen afgegeven door magnesium, die dan alle 2 worden opgenomen door de Cu+-ionen. Met andere woorden: ook hier worden evenveel elektronen afgegeven door het ene element, als er worden opgenomen door het andere element.

WEETJE

4 Redoxreacties opstellen

De reactievergelijking is niet altijd gegeven. Maar de voorgetallen kunnen we ook vinden door de elektronenoverdracht goed te bestuderen. Bepaal de voorgetallen door het aantal elektronen bij de oxidatie en reductie in balans te brengen.

Om de redoxvergelijking op te stellen, moet je dus eerst de oxidatie- en reductiereactie identificeren. Dat kun je al. Daarna pas je de voorgetallen aan, zodat het totaal aantal afgestane elektronen bij de oxidatie gelijk is aan het totaal aantal opgenomen elektronen bij de reductie.

Het stappenplan voor bij het schrijven van een correcte redoxvergelijking is dan:

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

Stap 2: Bepaal het oxidatiegetal van de verschillende atomen.

Stap 3: Identificeer de oxidatie- en reductiereactie.

Stap 4: Noteer voor beide deelreacties het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan, en of dat dan oxidatie of reductie is en pas de voorgetallen aan in de reactievergelijking, zodat het elektronentransport in evenwicht is.

Stap 5: Duid de oxidator en de reductor aan.

VOORBEELD OPSTELLEN REDOXREACTIES

1 Koper(II)oxide reageert met magnesium, met vorming van kopermetaal en magnesiumoxide.

We volgen het stappenplan:

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

CuO + Mg → Cu + MgO

Stap 2: Schrijf het oxidatiegetal van alle atomen.

+II -II 0 0

+II -II

CuO + Mg → Cu + MgO

VOORBEELD OPSTELLEN REDOXREACTIES (VERVOLG)

Stap 3: Identificeer de oxidatie en de reductie in een schema.

oxidatie

-II

CuO + Mg → Cu + MgO

©VANIN

Stap 4: Noteer voor beide deelreacties het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan, en of dat dan oxidatie of reductie is.

Het totaal aantal afgestane elektronen bij de oxidatie moet gelijk zijn aan het totaal aantal opgenomen elektronen bij de reductie. Als dat niet klopt, moet je de voorgetallen aanpassen.

oxidatie: oxidatiegetal +2

2 e-

CuO + Mg → Cu + MgO

+ 2 e-

reductie: oxidatiegetal -2 +II -II

Stap 5: Duid de oxidator en reductor aan.

oxidatie: oxidatiegetal +2

oxidator reductor - 2 e-

+II -II +II -II 0 0

CuO + Mg → Cu + MgO

+ 2 e-

reductie: oxidatiegetal -2

2 Aluminiummetaal reageert met ijzer(III)oxide, met vorming van ijzermetaal en aluminiumoxide.

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

Fe2O3 + Al → Fe + Al2O3

Stap 2: Schrijf het oxidatiegetal bij alle atomen. +III -II 0

Fe2O3 + Al → Fe + Al2O3 reductie

-II

VOORBEELD OPSTELLEN REDOXREACTIES (VERVOLG)

Stap 3: Identificeer de oxidatie en de reductie. Het OG van ijzer daalt van 3+ naar 0, dat van aluminium stijgt van 0 naar 3+. Fe wordt gereduceerd en Al wordt geoxideerd.

Fe2O3 + Al → Fe + Al2O3

reductie

Stap 4: Bij elke deelreactie noteren we het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan.

—Voor Fe daalt het OG van 3+ naar 0. Omdat Fe2O3 per formule-eenheid 2 ijzeratomen bevat, worden 2 mol Fe gevormd. We moeten het voorgetal van Fe aanpassen in de reactievergelijking.

—Omdat bij de reactie 2 ijzeratomen van OG veranderen, worden in totaal 6 elektronen afgestaan.

—Voor aluminium stijgt het OG van 0 naar 3+. Net als bij ijzer moeten we bij Al een voorgetal 2 schrijven, omdat Al2O3 2 aluminiumatomen bevat per formule-eenheid. Dat heeft als gevolg dat er in totaal 6 elektronen worden opgenomen.

oxidatie: Σ oxidatiegetal +6

oxidatie 2 ∙ (- 3 e-)

Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3

2 ∙ (+ 3 e-)

reductie: Σ oxidatiegetal +6

Stap 5: Duid de oxidator en de reductor aan.

oxidatie: Σ oxidatiegetal +6

2 ∙ (- 3 e-)

-II 0 0

Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3

oxidator reductor

2 ∙ (+ 3 e-)

reductie: Σ oxidatiegetal +6 +III -II

Een redoxreactie is een reactie waarbij het oxidatiegetal van sommige atomen verandert:

—Bij oxidatie staat een atoom elektronen af. Hierdoor stijgt het oxidatiegetal van dat atoom.

De reductor bevat het atoom of de atomen waarvan het oxidatiegetal toeneemt. —Bij reductie neemt een atoom elektronen op. Hierdoor daalt het oxidatiegetal van dat atoom.

De oxidator bevat het atoom of de atomen waarvan het oxidatiegetal afneemt.

Bij het opstellen van een redoxvergelijking ga je als volgt te werk:

STAP 1 Schrijf de formules van de reagentia en de reactieproducten op.

STAP 2 Bepaal het oxidatiegetal van de verschillende atomen in de stoffen.

STAP 3 Identificeer de oxidatie- en reductiereactie.

STAP 4 Duid de elektronenoverdracht aan en pas de voorgetallen in de reactievergelijking aan, zodat het elektronentransport bij de oxidatie en reductie in evenwicht is.

STAP 5 Duid de oxidator en de reductor aan.

AAN DE SLAG

Bepaal het oxidatiegetal van elk element bij de volgende stoffen.

a zuurstofgas O2

b ijzermetaal Fe

c koolstofdioxide CO2

d koolstofmonoxide CO

e carbonaation CO32-

f calciumjodide CaI2

g kaliumfosfaat K3PO4

h zwaveltrioxide SO3

i N in HNO3

j P in PO43-

Zijn deze reacties redoxreacties of niet? Controleer de oxidatiegetallen!

a SO3 + H2O → H2SO4

b Cl2 + H2S → 2 HCl + S

c NaOH + HCl → H2O + NaCl

d 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

e 2 CuS + 3 O2 → 2 CuO + 2 SO2

f H2CO3 → H2O + CO2

g 2 H2 + O 2 → 2 H2O

h AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

i H+ + OH- → H2O

j Al2O3 → 4 Al + 3 O2

Geef voor de volgende redoxreacties de halfreacties en de totale reactie. Stel de reactie schematisch voor. Duid in je schema de oxidator en de reductor aan.

a synthese van zilveroxide uit zilver en zuurstofgas

b verbranding van magnesium

c synthese van koper(II)jodide uit de enkelvoudige stoffen

` Meer oefenen? Ga naar .

ZOUTEN

—Ze lossen niet allemaal even goed op in water:

Goed oplosbare zouten Matig oplosbare zouten Slecht oplosbare zouten oplosbaarheid bij kamertemperatuur > 1 g per 100 mL oplosmiddel

oplosbaarheid bij kamertemperatuur tussen 0,1 g en 1 g per 100 mL oplosmiddel

oplosbaarheid bij kamertemperatuur < 0,1 g per 100 mL oplosmiddel

—Een oplossing waarin het maximum aan opgeloste stof aanwezig is, noemen we verzadigd. —Zie oplosbaarheidstabel op p. 194

3 REACTIEMECHANISMEN

1 ionuitwisselingsreacties

—Er kan 1 of meer neerslag ontstaan, aangeduid met ↓ 1 neerslag oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ oplosbaar zout 4

AB + CD → AD↓ + CB

BMeer neerslag oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ onoplosbaar zout 4↓

AB + CD → AD↓ + CB↓

—Voor het opstellen van een ionuitwisselingsreactie: zie stappenplan op p. 198

2 Protonenoverdrachtsreacties

—2 reactiesoorten:

Neutralisatiereacties

zuur + base → zout + water

MO + zuur → zout + water

NMO + base → zout + water

Gasontwikkelingsreacties

zuur 1 + zout 1 → zuur 2 + zout 2

Als het eerste zout S2-, SO32- of CO32- bevat, dan zal het gevormde nieuwe zuur gasvormig zijn of ontbinden met vorming van een gas.

Gas wordt aangeduid met ↑

—Voor het opstellen van neutralisatiereacties: zie stappenplan op p. 203

3 Elektronenoverdrachtsreacties

—Het oxidatiegetal van de elementen wijzigt bij:

Reductie

= een chemisch proces waarbij in een stof of deeltje het OG van een element daalt door het opnemen van elektronen

Reductor

Oxidatie

= een chemisch proces waarbij in een stof of deeltje het OG van een element stijgt door het afstaan van elektronen

Oxidator

= stof of deeltje waarin een element in OG stijgt= stof of deeltje waarin een element in OG daalt

= stof of deeltje dat geoxideerd wordt

= stof of deeltje dat gereduceerd wordt

—Voor het opstellen van een redoxreactievergelijking: zie stappenplan op p. 219