GENIE Chemie KathOndVla - Leerschrift 4.2 (editie 2025)

GENIE

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.

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. Alle rechten voorbehouden. Tekst- en datamining (TDM) niet toegestaan.

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. 31 Fast and Furious © Shutterstock/Steve Lagreca, p. 32 Archeologen © Getty Images/DPA/AFP/Andreas Arnold, p. 40 Ontstopper © Shutterstock/RVillalon, p. 95 Mijngas © Shutterstock/Sunshine Seeds, p. 98 Benzinepomp © Shutterstock/DarSzach, p. 109 Jupiler © Shutterstock/defotoberg, p. 114 Festival © Shutterstock/Christian Bertrand, p. 125 Voedingswaarden frisdrank © kiliweb per Open Food Facts / CC BY-SA 3.0, p. 174 Jezushagedis © Imageselect/Scott Linstead Science Source

©VANIN

Eerste druk 2025

Vormgeving en ontwerp cover: Shtick 978-94-647-0798-4

Tekeningen: Geert Verlinde, Tim Boers (Studio B) D/2025/0078/127

Zetwerk: Barbara Vermeersch 608544/01 NUR 126

INHOUD

THEMA 01:

ANORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 1:

Verdere indeling van de materie 10

1 Organische en anorganische stoffen 10

2 Het oxidatiegetal 13

2.1 Het oxidatiegetal en de neutraliteitsregel 13

2.2 Het oxidatiegetal gebruiken om een formule te vormen 15

2.3 Het oxidatiegetal uit een formule berekenen 16

3 Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen 17

3.1 Anorganische stoffen indelen op basis van analoge chemische eigenschappen 17

3.2 Van formule naar stofklasse 18

3.3 Van naam naar stofklasse 19

` HOOFDSTUK 2:

De oxiden 25

1 Wat is een oxide? 25

2 De metaaloxiden 26

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal 26

2.2 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen 27

3 De niet-metaaloxiden 29

4 Gebruik en toepassingen van oxiden 30

5 Reactiepatronen 33

5.1 Vorming metaaloxiden 33

5.2 Vorming niet-metaaloxiden 34

` HOOFDSTUK 3:

1 Wat is een hydroxide? 37

2 Formule- en naamvorming 38

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

` HOOFDSTUK 4:

1 Wat is een zuur?

Binaire zuren

Ternaire zuren

4 Gebruik en toepassingen van zuren

5 Reactiepatronen

` HOOFDSTUK 5:

Zuurtegraad van een oplossing

1 pH en de zuurtegraad van een oplossing

2 pH bepalen

pH-indicatoren

` HOOFDSTUK 6: De zouten

1 Wat is een zout?

2 Formule- en naamvorming

2.1 Algemene formule

2.2 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal 60

2.3 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen 62

3 Gebruik en toepassingen van zouten 63

4 Reactiepatroon 65

©VANIN

2.2 Metalen met meerdere mogelijk oxidatiegetallen 39

3 Gebruik en toepassingen van hydroxiden 40

4 Reactiepatroon 41

THEMA 02:

ORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 1:

Organische chemie of koolstofchemie 72

1 Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom 72

2 Notatiemogelijkheden van een organische stof 75

2.1 Brutoformule 75

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule 75

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur 77

3 De stofklassen 80

` HOOFDSTUK 2: Alkanen 86

1 Formule en systematische naam 86

2 Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven 90

2.1 Fysische eigenschappen 90

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven 93

THEMA 03: CHEMISCH REKENEN

` HOOFDSTUK 1:

Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa 104

1 Atoommassa 104

2 Molecuulmassa 106

3 Formulemassa 107

` HOOFDSTUK 2: De mol en het getal van Avogadro 109

1 De mol als eenheid en de molaire massa 109

2 Omrekeningen gram / mol / aantal deeltjes 115

` HOOFDSTUK 3:

Concentratie van een oplossing 122

1 Wat is een concentratie van een oplossing? 122

©VANIN

2 Massaconcentratie 124

3 Molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie 126

4 Oplossingen verdunnen en indampen 128 Oplossingen met verschillende concentraties aan opgeloste stof mengen (verdieping)

` HOOFDSTUK 4: Chemisch rekenen met gassen 133

1 Het molaire gasvolume onder normomstandigheden 133

` HOOFDSTUK 5: Stoichiometrische vraagstukken (verdieping) 137

1 De molverhouding 137

2 Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven 140

THEMA 04: POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

` HOOFDSTUK 1: Polaire en apolaire moleculen 154

1 Het dipoolkarakter van water 154

2 De elektronegativiteit 156

3 Polariteit van de binding 158

4 Polariteit van moleculen 160

` HOOFDSTUK 2: Intermoleculaire krachten 167

1 Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof 167

2 Intermoleculaire krachten 169

2.1 De Londonkracht of Londondispersiekracht 169

2.2 Dipoolkracht 171

2.3 Waterstofbruggen 172

` HOOFDSTUK 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen 177

1 Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen 177

2 Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen 181

3 Ionisatie van zuren en ammoniak 184

3.1 Ionisatie algemeen 184

3.2 Ionisatie van zuren 184

3.3 Ionisatie van ammoniak 187

4 Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen 188

THEMA 05: REACTIESOORTEN

` HOOFDSTUK 1:

Soorten chemische reacties 198

1 Ionuitwisselingsreactie versus redoxreactie 198

2 Classificatie ionuitwisselingsreacties aan de hand van waarnemingen 200

` HOOFDSTUK 2: Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken 205

1 Algemene notatie 205

1.1 Visuele weergave 205

1.2 Weergave met behulp van reactievergelijkingen 207

2 Neerslagreacties 209

2.1 Oplosbaarheid in water: gebruik van de oplosbaarheidstabel 209

2.2 Neerslagreacties opstellen 210

3 Gasontwikkelingsreacties 212

3.1 Veelvoorkomende gassen in chemische reacties 212

3.2 Gasontwikkelingsreacties opstellen 213

4 Neutralisatiereacties 215

` HOOFDSTUK 3: Redoxreacties van dichtbij bekeken 225

1 Redoxreacties ontleden 225

2 Redoxreacties opstellen 229

Als er binnen een bepaalde paragraaf verdieping is, dan duiden we dat aan met een oranje lijn.

WERKEN MET GENIE

GENIE is een hybride leermiddel. Het bestaat uit een leerschrift én een digitaal aanbod op iDiddit.

Dit overzicht geeft je inzicht in welke onderdelen je waar kunt terugvinden.

GENIE Chemie bestaat uit 5 thema’s. Elk thema is op dezelfde manier opgebouwd.

1 CHECK IN

2 HOOFDSTUKKEN + VERKEN

3 AAN DE SLAG

4 SYNTHESE

5 CHECK IT OUT

De CHECK IN, VERKEN en CHECK IT OUT vind je uitsluitend online.

Op iDiddit vind je alle informatie die ook in je boek terug te vinden is: alle teksten, illustraties en opdrachten. Je kunt dus kiezen hoe je met GENIE aan de slag gaat.

Op iDiddit vind je ook:

• begrippenlijsten;

• instructiefilmpjes;

• vademecum;

• adaptieve oefenreeksen;

• STEM-projecten;

• kennisclips;

• labo’s.

TIP: op iDiddit kun je ook je eigen

De CHECK IN laat je kennismaken met het onderwerp en eindigt met een probleem of een vraag die je enkel op iDiddit vindt.

Kennis vatten we samen in de rode kenniskaders. Handig zijn de verwijzingen naar de AAN DE SLAG-oefeningen waarmee je zelf kunt nagaan of je de leerinhouden begrepen hebt. Via de AAN DE SLAG kun je individueel de leerstof van het hoofdstuk inoefenen. Je leerkracht beslist of je de oefeningen pas op het einde van het thema maakt of tijdens de lessen.

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 dit gemakkelijk inzien door gebruik te maken van legoblokjes. 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 CO waarschijnlijk bij de organische verbindingen indelen. Het is immers a komstig 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 CO 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.

Het is niet omdat organische stoffen a komstig

Anorganische stoffen (minerale verbindingen) Organische stoffen (koolstofverbindingen) a komstig van de levenloze natuur a komstig 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 verbindingen is beperkt totale verzameling verbindingen is zeer uitgebreid atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingenvoornamelijk atoombindingen  Maak oefening 1 t/m 4 op p. 22-23.

VOLGEND HOOFDSTUK

VERKEN

In de thema’s:

- vind je verschillende manieren om een SYNTHESE te maken: mindmap, schema, Cornell … - vind je een checklist die je laat reflecteren over de leerstof. Je gaat na welke leerdoelen je al dan niet onder de knie hebt. - denk je bewust na over je leerproces, interesses en vaardigheden.

heeft 1 mogelijk oxidatiegetal: systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + uitgang verkorte systematische naam (KISS-principe): metaal + uitgang

Metaal heeft meerdere mogelijke oxidatiegetallen: systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + uitgang

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

Schema 1: indeling van anorganische stoffen op basis van een gegeven formule, zie p. 18 Schema 2: indeling van anorganische stoffen op basis van een naam, zie p. 20 Hoofdstuk 2: De oxiden oxiden MO (metaaloxide) of nMO (niet-metaaloxide) functionele groep:

CHECK IT OUT CHECK IN VOLGEND THEMA SYNTHESE

Wetenschap maakt deel uit van jouw leefwereld, al weet je het soms niet. In de verkenfase zul je merken dat je best al wat kennis hebt uit het dagelijks leven over het onderwerp dat in een hoofdstuk aan bod komt. We activeren je voorkennis bij de start van elk hoofdstuk op iDiddit.

In elke CHECK IT OUT pas je de vergaarde kennis en vaardigheden toe om terug te koppelen naar de vraag uit de CHECK IN.

LABO

Ga zelf op onderzoek! Op iDiddit staan een aantal labo’s om experimenten uit te voeren.

Mijn lesmateriaal

Het onlineleerplatform GENIE Chemie 4

Hier vind je alle inhouden uit het leerschrift, maar ook meer, zoals filmpjes, demovideo’s, extra oefeningen ...

Extra materiaal

Bij bepaalde stukken theorie of oefeningen kun je extra materiaal openen. Dat kan een bijkomend videofragment zijn, een extra bron of een leestekst. Kortom, dit is materiaal dat je helpt om de leerstof onder de knie te krijgen.

Adaptieve oefeningen

Met adaptieve oefeningen kun je de leerstof inoefenen op jouw niveau. Hier kun je vrij oefenen.

Opdrachten

Hier vind je de opdrachten die de leerkracht voor jou heeft klaargezet.

Evalueren

Hier kan de leerkracht toetsen voor jou klaarzetten.

Resultaten

Wil je weten hoever je al staat met oefenen, opdrachten en toetsen? Hier vind je een helder overzicht van al je resultaten.

Notities

Heb je aantekeningen gemaakt bij een bepaalde inhoud?

Via je notities kun je ze makkelijk terug oproepen.

Meer weten?

Ga naar www.ididdit.be

Ga zelf op onderzoek! Doorheen de thema’s vind je de verwijzing naar de labo’s op iDiddit.

Dit icoon geeft aan dat er aanvullend lesmateriaal of een extra opdracht op iDiddit staat.

Soms is het handig dat je extra lesinformatie of een videofragment zelf kunt bekijken of beluisteren op je smartphone.

Als je dit icoon ziet, open dan de VAN IN Plus-app en scan de pagina.

LABO

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! ?

Verdere indeling van de materie

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L zuivere stoffen en mengsels van elkaar onderscheiden;

L zuivere stoffen verder indelen in enkelvoudige en samengestelde stoffen;

L ionvorming van metalen en niet-metalen noteren.

Je leert nu:

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

L de anorganische stoffen indelen in hun stofklasse;

L het begrip ‘oxidatiegetal’ toelichten en het oxidatiegetal bepalen;

L formules opstellen aan de hand van het oxidatiegetal;

L de algemene principes van naamgeving bij anorganische stoffen.

1 Organische en anorganische stoffen

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.

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 eiwitten in vlees en aardgas.

Afb. 1 Eiwitten in vlees zijn organische stoffen

Afb. 2 Aardgas is een organische stof

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.

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 vertrekkende van 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 verbindingen is beperkt totale verzameling verbindingen is zeer uitgebreid atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingenvoornamelijk atoombindingen

Tabel 1 Eigenschappen van anorganische en organische stoffen

OPDRACHT 1

Duid alle anorganische stoffen aan.

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

ANORGANISCH

ORGANISCH

DNAsuiker keukenzoutzilver

methaanethanol diamantkoolstofdioxide

Afb. 3 Organische en anorganische stoffen

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H1_organisch.ai

WEETJE

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 dit gemakkelijk inzien door gebruik te maken van legoblokjes. 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 immers 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.

©VANIN

CO 2

kalkwater

Afb. 4 Ons lichaam bestaat voor 70 % uit water. anorganische samenstelling 6 % organische samenstelling 24 % water 70 %

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 4, 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

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 verbindingen is beperkt totale verzameling verbindingen is zeer uitgebreid atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingenvoornamelijk atoombindingen

` Maak oefening 1 t/m 4 op p. 22-23.

2 Het oxidatiegetal

Op vind je meer info over chemische bindingen in het vademecum.

2.1 Het oxidatiegetal en de neutraliteitsregel

Om voor samengestelde stoffen gemakkelijk de formule van een atoombinding te vormen, is het gemakkelijk om met het begrip oxidatiegetal (OG) te werken: Het oxidatiegetal is het aantal elektronen dat een atoom zou opnemen of afstaan bij overgang naar de ionaire vorm.

Voor de ionbinding komt het oxidatiegetal overeen met de lading van het ion Voor de elementen in een atoombinding komt dat overeen met de lading die het element zou krijgen, wanneer we zouden doen alsof het een ionbinding zou zijn. Het niet-metaal met de hoogste elektronegatieve waarde (het sterkste niet-metaalkarakter), zal een negatief oxidatiegetal krijgen en het andere niet-metaal een positief oxidatiegetal. We gaan er in thema 05 nog dieper op in.

Het oxidatiegetal wordt genoteerd door een Romeins cijfer voorafgegaan door de juiste lading:

een + wanneer het element elektronen wil afstaan een – wanneer het element elektronen wil opnemen

Bij de atomen van een enkelvoudige stof is het OG van elk element = 0.

Bv. Fe: OG = 0

O2: OG = 0

Bij monoatomische ionen is het OG van het ion = de relatieve ionlading.

Bv. Na+: OG = +I

Ca2+: OG = +II

OPDRACHT 2

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN

Vul de ontbrekende woorden in.

1 Een oxidatiegetal van +II betekent dat het element 2 wil bij de overgang naar de ionaire vorm.

Zo is het oxidatiegetal van beryllium in een samengestelde stof +II.

2 Een oxidatiegetal van -II betekent dat het element 2 wil bij overgang naar de ionaire vorm.

Zo is het oxidatiegetal van zuurstof in een samengestelde stof (meestal) -II.

Verschillende elementen hebben slechts één mogelijk oxidatiegetal verschillend van nul.

Alle elementen uit groep Ia hebben in een samengestelde stof een oxidatiegetal van +I. Al deze elementen hebben immers 1 elektron op de buitenste schil. Met andere woorden, ze willen dat elektron afstaan om de edelgasconfiguratie te bekomen. Analoog hebben alle elementen uit groep IIa in een samengestelde stof een oxidatiegetal van +II

In peroxiden heeft zuurstof een oxidatiegetal van -I: daar wordt in de derde graad verder op ingegaan.

Bij de niet-metalen heeft fluor in een samengestelde stof één mogelijk oxidatiegetal, namelijk -I. Fluor wil 1 elektron opnemen om de edelgasconfiguratie te bereiken. Zuurstof heeft meestal een oxidatiegetal van -II, want het wil 2 elektronen opnemen om de edelgasconfiguratie te bereiken. Edelgassen bezitten logischerwijze een oxidatiegetal van nul: ze willen geen elektronen opnemen of afgeven omdat ze de edelgasconfiguratie al bezitten.

Voor de elementen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen mag je een tabel gebruiken (tabel 2). Je vindt die tabel ook op de achterkant van je PSE. De verklaring voor de oxidatiegetallen zie je pas in het 5de jaar.

Symbool element Mogelijke oxidatiegetallen

Symbool element Mogelijke oxidatiegetallen

©VANIN

2 Oxidatiegetallen

Voor de a-groepen IVa tot en met VIIa is het hoogst mogelijke oxidatiegetal gelijk aan het groepsnummer. Het laagst mogelijke oxidatiegetal is gelijk aan het groepsnummer -8.

OPDRACHT 3

Vul aan.

Chloor behoort tot de groep

Het hoogst mogelijke oxidatiegetal is gelijk aan + groepsnummer, dus .

Dat betekent dat chloor dan elektron(en) wil .

Op die manier bekomt chloor de edelgasconfiguratie van .

Het laagst mogelijke oxidatiegetal is gelijk aan het groepsnummer – 8, dus

Dat betekent dat chloor dan elektron(en) wil

Op die manier bekomt chloor de edelgasconfiguratie van .

Het is van essentieel belang dat je voor het werken met oxidatiegetallen ook de neutraliteitsregel toepast. Op die manier kun je vlot de formule van een atoombinding vormen. Volgens de neutraliteitsregel is de som van de lading van de positieve en negatieve ionen gelijk.

Tabel

OPDRACHT 4

2.2 Het oxidatiegetal gebruiken om een formule te vormen

Bij het zelf vormen van een formule moet je er altijd rekening mee houden dat de som van de oxidatiegetallen nul is. Het aantal elektronen dat wordt afgestaan, moet gelijk zijn aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen Dat kun je doen door het kleinste gemene veelvoud te nemen van het aantal uitgewisselde elektronen. Een andere, zeer handige manier is door het toepassen van de kruisregel: het oxidatiegetal van het ene element noteer je (zonder ladingsteken) als index bij het andere element en omgekeerd. Nadien controleer je of je beide indexen nog kunt vereenvoudigen.

Vorm de formule met behulp van het oxidatiegetal.

1 Bekijk in het voorbeeld hoe je de formule tussen chloor (met OG = +III) en zuurstof vormt.

Cl: +III = 3 elektronen afstaan

O: -II = 2 elektronen opnemen

Het kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6.

Cl moet je 2 keer nemen

O moet je 3 keer nemen Cl2O3

Of via de kruisregel:

Cl O +III -II en Cl2 O3 +III -II

Dat kun je vereenvoudigen tot Cl2O3

2 Vorm de formule tussen chroom (met OG = +VI) en zwavel (met OG = -II).

Cr: OG = +VI =

S: OG = -II =

Het kleinste gemene veelvoud van en is:

Of via de kruisregel:

Dat kun je vereenvoudigen tot:

OPDRACHT 5

Bepaal het oxidatiegetal.

2.3 Het oxidatiegetal uit een formule berekenen

Wanneer je een chemische formule krijgt, dan kun je altijd het oxidatiegetal van een element met meerdere mogelijke oxidatiegetallen bepalen, uitgaande van de gekende oxidatiegetallen. De som van de oxidatiegetallen is namelijk nul of voor een ion gelijk aan de lading van het ion.

1 Bekijk eerst in het voorbeeld hoe je het oxidatiegetal van zwavel in SO3 bepaalt.

OG(S) + 3 ∙ OG(O) = 0

x + 3 ∙ (-II) = 0

x = +VI

2 Bepaal nu zelf het oxidatiegetal van stikstof in HNO2.

Het oxidatiegetal (OG) is het aantal elektronen dat een atoom opneemt of afstaat bij overgang naar de ionaire vorm. Volgende oxidatiegetallen moet je vanbuiten kennen:

Groep Ia: +I

Groep II a: +II

Groep IIIa: +III

Fluor (F): -I

Zuurstof (O): meestal -II

Edelgassen: oxidatiegetal is altijd 0.

Voor de elementen in groep IVa tot en met VIIa (zie ook tabel 2 op p. 14):

• hoogst mogelijke oxidatiegetal = +groepsnummer

• laagst mogelijke oxidatiegetal = groepsnummer -8

Neutraliteitsregel: de som van de lading van de positieve en negatieve ionen is gelijk.

` Maak oefening 5 en 6 op p. 23.

3 Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen

3.1 Anorganische stoffen indelen op basis van analoge chemische eigenschappen

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.

Stofklasse Oxiden HydroxidenZurenZouten functionele groep O OH H geen functionele groep algemene formule MO of nMO MOH HZ MZ uitgang naam-oxide-hydroxide-ide -aat -ide -aat

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

Tabel 3 Overzicht opbouw anorganische stofklassen

Opmerkingen:

Stoffen waarvan de formule bestaat uit slechts 2 elementen noemen we binaire stoffen. Stoffen die bestaan uit 3 elementen noemen we ternaire verbindingen. Zouten die het ammoniumion NH4+ bevatten worden zeer specifiek ook ammoniumzouten genoemd.

©VANIN

OPDRACHT 6

ONDERZOEK

Onderzoek nu zelf hoe je anorganische stoffen kunt indelen op basis van analoge chemische eigenschappen.

Ga naar en voer het labo uit.

3.2 Van formule naar stofklasse

Indien je een formule van een samengestelde stof krijgt, dan kun je op basis van de algemene formule 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

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

Het is een ternair zuur

Het is een binair zout

Het is een ternair zout

OPDRACHT 7

Gebruik schema 1 om de volgende formules in de juiste stofklasse in te delen.

Formule

Cl2O3

AlCl3

Mg(OH)2

Stofklasse

Algemene formule

Groep 1

Ionverbindingen waarbij het metaal slechts één mogelijk oxidatiegetal heeft

Er zijn 2 manieren op de naam weer te geven:

Voor de systematische naam noteer je het Griekse telwoord voor de index die bij het eerste element staat, vervolgens de naam van het eerste element, dan het Griekse telwoord voor de index die bij het laatste deel van de formule staat, en tot slot de juiste uitgang.

We hanteren echter meestal het KISS-principe: keep it short and simple. Er is hier immers geen vergissing mogelijk, omdat het metaal altijd maar 1 mogelijk OG heeft. Als gevolg daarvan noteren we de telwoorden niet en houden we de naam zo beknopt mogelijk: de naam van het metaal + de juiste uitgang afhankelijk van de stofklasse. We spreken dan van de verkorte systematische naam

Na2O natriumoxide (of dinatriumoxide)

Al2O3 aluminiumoxide (of dialuminiumtrioxide)

Zowel natrium als aluminium hebben slechts 1 mogelijk oxidatiegetal in een samengestelde stof. Met behulp van de kennis van de oxidatiegetallen 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 oxidatiegetallen heeft

Er zijn 2 manieren om de naam weer te geven:

Voor de systematische naam noteer je het Griekse telwoord voor de index die bij het eerste element staat, vervolgens de naam van het eerste element, dan het Griekse telwoord voor de index die 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 het oxidatiegetal en je eindigt met de juiste uitgang.

Groep 3

De atoomverbinding tussen niet-metalen

©VANIN

FeO ijzer(mon)oxide (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 de formule FeO vormen, maar niet de formule Fe2O3

Voor de naam wordt ook hier de systematische naam gebruikt: je noteert het Griekse telwoord voor de index die bij het eerste element staat, vervolgens de naam van het eerste element, dan het Griekse telwoord voor de index die 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.

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

WEETJE

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 -ide of is het zoutzuur?

Het is een binair zuur

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

Het is een zuur

Eindigt de naam NIET op -ide of is het GEEN zoutzuur?

Het is een ternair zuur

Schema 2 Indeling van anorganische stoffen op basis van een naam

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?

OPDRACHT 8

Gebruik schema 2 om de volgende stoffen in de juiste stofklasse in te delen.

a dichloorheptaoxide

b ammoniumhydroxide

c zwavelzuur

d koper(II)oxide

e natriumoxide

OPDRACHT 9 DOORDENKER

Combineer de elementen.

f calciumnitraat

g natriumchloride

h waterstofsulfide

i waterstofnitraat

j koolstofdioxide

Welke elementen moet je combineren om een formule, die tot de volgende stofklasse behoort, te vormen?

Zet ze ook in de juiste volgorde:

Gegeven elementen: Ca H N O

a niet-metaaloxide:

b metaaloxide:

c hydroxide:

d ternair zuur:

e ternair zout:

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 mogelijk oxidatiegetal ga je als volgt te werk 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 (oxide, hydroxide ...) afhankelijk van de stofklasse

• verkorte systematische naam: naam van het metaal + juiste uitgang

Voor metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen 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 het oxidatiegetal van het eerste element tussen haakjes achter de naam van dat element, maar zonder het plusteken. naam van het metaal (OG 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

` Maak oefening 7 t/m 10 op p. 23-24.

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 deze 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?

Op afbeelding a zie je een skeletnotatie, waarbij elk hoekpunt een C-atoom (met bijbehorende H-atomen) voorstelt.

Behoren de volgende stoffen tot de organische of anorganische stoffen?

OrganischAnorganisch

vliegtuigbrandstof

haar stenen olijfolie

TIP

Zijn de volgende stellingen over organische en anorganische stoffen juist of fout? Indien fout, verbeter alleen het onderlijnde deel.

a Maïsolie behoort tot de anorganische stoffen, want het is afkomstig van de dode natuur.

b De verzameling van de minerale verbindingen is zeer uitgebreid en bevat moleculen met een grote keuze uit atoomsoorten.

Bepaal het oxidatiegetal van het vetgedrukte element in de volgende moleculen/ionen:

a H3PO4

b NH4OH

c ClO3-

d Fe3+

Noteer de juiste formule-eenheid in de volgende tabel:

Behoren volgende formules tot de oxiden (MO of nMO), hydroxiden (MOH), zuren (HZ) of zouten (MZ)?

a CO

b H2CO3

c KOH

d KCl

e HI

f Al(OH)3

g Na2O

h (NH4)3PO4

Noteer de juiste stofklasse achter de volgende formules/namen. Wees zo specifiek mogelijk: bij oxiden maak je een onderscheid tussen metaal- en niet-metaaloxiden, bij zuren en zouten maak je een onderscheid tussen binair en ternair.

a AlPO4

b Na2O

c H2CO3

d Cl2O

e Fe(OH)2

f calciumhydroxide

g zwavelzuur

h salpeterigzuur

i koper(I)hydroxide

j ijzer(II)oxide

Verbind de formules met de juiste naam.

KOH ⦁ ⦁ chloorzuur

K2O ⦁ ⦁ kaliumchloride

HClO3 ⦁ ⦁ kaliumoxide (of dikaliumoxide)

HCl ⦁ ⦁ waterstofchloride

KCl ⦁ ⦁ kaliumhydroxide

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

a aluminiumhydroxide

b dibroomtrioxide

c waterstofcarbonaat

` Meer oefenen? Ga naar .

LEERDOELEN

Je kunt al:

L anorganische stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule;

L een formule opstellen met behulp van oxidatiegetallen;

L de algemene formule van een oxide schrijven.

Je leert nu:

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?

zilveroxide looddioxide

Je hebt misschien al weleens 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.

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 atoomverbindingen zijn, want ze zijn opgebouwd uit 2 niet-metalen.

2 De metaaloxiden

TIP

Bij de kruisregel plaats je de lading van het eerste element als index bij het tweede element en omgekeerd en vereenvoudig je indien mogelijk de indexen.

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

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 (met behulp van Griekse telwoorden). Het mag uiteraard altijd!

De verkorte systematische naam bevat dan alleen de naam van het metaalion met als uitgang ‘oxide’.

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET 1 OXIDATIEGETAL

1 De naam en formule van het oxide van natrium (Na) natrium: +I want in groep Ia zuurstof: -II

Omwille van de neutraliteitsregel heb je 2 natriumionen nodig en 1 oxide-ion: Na2O

Of je gebruikt de kruisregel:

©VANIN

TIP

ʻDialuminiumtrioxideʼ zou hier ook correct zijn.

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. Dinatriumoxide is uiteraard ook correct, maar de Griekse telwoorden worden vaak weggelaten als er geen verwarring mogelijk is (= KISS-principe).

2 De formule van aluminiumoxide Uit de naam halen we al dat de formule Al en O bevat. Aluminium heeft slechts 1 mogelijk oxidatiegetal, daarom moeten we de neutraliteitsregel of kruisregel toepassen om de formule te vormen. aluminium: +III want groep IIIa zuurstof: -II

Al O 2 3

+III -II

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 1 mogelijk oxidatiegetal. Uit de naam aluminiumoxide kun je namelijk niet gemakkelijk de formule Al2O3 afleiden.

OPDRACHT 10

Oefen de formule en naam van een metaal met 1 oxidatiegetal.

1 Vorm de naam en formule-eenheid via de kruisregel van het oxide van magnesium.

2 Wat is de juiste formule van lithiumoxide?

2.2 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen

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:

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

Ofwel wordt er gebruikgemaakt van de stocknotatie waarbij het oxidatiegetal van het metaal tussen haakjes achter de naam van het metaal wordt genoteerd, zonder plus- of minteken.

Dus: metaal + (oxidatiegetal) + oxide

OPDRACHT 1 1

Oefen de formule en naam van metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen.

1 Bepaal de formule van alle mogelijke oxiden van ijzer (Fe).

Kruisregel

Formule-eenheid

2 Wat is het oxidatiegetal van koper in dikoperoxide?

a Vorm eerst de formule-eenheid:

b Bereken het oxidatiegetal van koper in die stof:

3 Vorm de formule-eenheid via de kruisregel en geef de systematische naam van lood(II)oxide.

3 De niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn atoomverbindingen 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

OPDRACHT 12

Noteer de naam en formule van alle oxiden van chloor (Cl).

Kruisregel

Formule

Systematische naam

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 mogelijk oxidatiegetal:

• formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

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

• verkorte systematische naam: metaal + oxide

→ metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden

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

Niet-metaaloxiden:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden.

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

` Maak oefening 1 t/m 6 op p. 35.

4 Gebruik en toepassingen van oxiden

ontdekplaat: anorganische stofklassen

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.

©VANIN

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 zuurstof-arme 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 CO-vergiftiging.

Afb. 7 Koolstofdioxide ontstaat bij heel wat verbrandingsprocessen

Afb. 8 Koolstofdioxide als droogijs

Afb. 9 Een schoorsteen moet geregeld worden gereinigd.

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’).

©VANIN

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

Gedroogde abrikozen

Ingrediënten: Abrikozen, antioxidant: zwaveldioxide (E220)

Gemiddelde voedingswaarde

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

Afb. 12 Snelle auto’s in Fast and Furious

Afb. 13 Zwaveldioxide in gedroogde abrikozen

WEETJE

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

©VANIN

Een ander vast oxide dat vaak wordt gebruikt, is calciumoxide of ongebluste kalk CaO. Vroeger werd het gebruikt om de lijnen op een voetbalveld te tekenen (nu is het verboden). Maar het werd ook toegepast om het ontbindingsproces van stoffelijke resten te versnellen.

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 vermoeden dat de overledene allicht met ongebluste kalk werd bedekt om het ontbindingsproces te versnellen.

Bron: hln.be, 08/06/2019

Formule Systematische naamTriviale naam Toepassing/eigenschap

CO2 koolstofdioxide koolzuurgas

• brandblusapparaat

• drank met prik

N2O distikstofoxide lachgas anesthesie

Fe2O3 diijzertrioxide roest roesten van ijzer

SO2 zwaveldioxide bewaarmiddel

CO koolstofmonoxide ontstaat bij slechte verbranding en is zeer giftig

CaO calciumoxide ongebluste kalk

` Maak oefening 7 op p. 35.

Afb. 14 Roest is een vast metaaloxide

Afb. 15 Kalklijnen op een voetbalveld

5 Reactiepatronen

5.1 Vorming metaaloxiden

OPDRACHT 13

Je leerkracht onderzoekt welke stof er ontstaat bij de verbranding van een metaal.

Werkwijze

Je leerkracht neemt een stukje magnesiumlint vast met een tang en steekt het in brand. Vervolgens voegt je leerkracht er een beetje water met universeel-indicatoroplossing aan toe.

Waarnemingen

Besluit

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. Hierbij moeten natuurlijk de coëfficiënten in orde worden gebracht:

reactievergelijking: 2 Mg + O2 → 2 MgO

OPDRACHT 14

DEMO

Je leerkracht onderzoekt welke stof er ontstaat bij de verbranding van een niet metaal.

Werkwijze

Je leerkracht neemt een oude glazen pot met plastieken 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 in 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

©VANIN

Besluit

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

reactievergelijking: S8 + 8 O2 → 8 SO2

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

` Maak oefening 8 en 9 op p. 36.

Van het element zwavel bestaan meerdere oxiden. Omcirkel de formules die je met behulp van de tabel met oxidatiegetallen kunt vormen.

a SO b SO2 c S2O

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

a aluminium

b cadmium

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

Van 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; Verdikkings-middel: 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

Schrijf het reactiepatroon voor de vorming van:

a een niet-metaaloxide:

b een metaaloxide:

c ongebluste kalk

d koolzuurgas

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 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.

Noteer de verbrandingsreactie (reactie met O2) van calcium. ` Meer oefenen? Ga naar .

De hydroxiden

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L anorganische stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule;

L een formule opstellen met behulp van oxidatiegetallen;

L de naam en formule van oxiden opstellen;

L de algemene formule van een hydroxide schrijven.

Je leert nu:

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?

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

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 hydroxideion is -I, aangezien zuurstof een oxidatiegetal van -II heeft en waterstof een oxidatiegetal 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.

WEETJE

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.

2 Formule- en naamvorming

OPDRACHT 15

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

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

Voor hydroxiden met het ammoniumion of met een metaalion dat slechts 1 mogelijk oxidatiegetal heeft, ga je het oxidatiegetal aflezen uit het PSE en vorm je de formule door de kruisregel toe te passen. De naamgeving is als volgt:

systematische naam: metaal (of ammonium) + Grieks telwoord + hydroxide verkorte systematische naam (volgens KISS-principe): metaal (of ammonium) + hydroxide

Oefen de naam en formule van hydroxiden.

1 Vorm de naam en de formule-eenheid via de kruisregel van het hydroxide van magnesium.

2 Vorm de naam en de formule-eenheid via de kruisregel van het hydroxide van ammonium.

OPDRACHT 16

2.2 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen

Net zoals bij de oxiden kun je voor eenzelfde metaal meerdere mogelijke formules van het hydroxide vormen. De stof kan met behulp van de systematische naam (of met de stocknotatie) genoteerd worden.

Oefen de naam en formule van hydroxiden.

1 Vul de volgende tabel voor de hydroxiden van koper aan.

Kruisregel

Formule-eenheid

Systematische naam

Stocknotatie

2 Wat zijn de formule en de stocknotatie van loodtetrahydroxide?

a Vorm eerst de formule-eenheid:

b Bepaal het oxidatiegetal van lood in deze stof:

c Noteer de stocknotatie:

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

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

NH4+ = ammoniumion

Indien het metaal slechts 1 mogelijk oxidatiegetal heeft:

• formule: oxidatiegetal opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

• systematische naam: metaal (of ammonium) + Grieks telwoord + hydroxide

• verkorte systematische naam: metaal (of ammonium) + hydroxide

Wanneer het metaal meerdere mogelijke oxidatiegetallen heeft:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden

• systematische naam: metaal + Grieks telwoord + hydroxide

` Maak oefening 1 t/m 6 op p. 42.

3 Gebruik en toepassingen van hydroxiden

Afb. 16 In ontstopper zit natriumhydroxide

OPDRACHT 17

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 namelijk haren en zeepresten 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 je NH3 oplost in water, ontstaat er ammoniumhydroxide NH4OH. In thema 04 gaan we dieper in op dat oplosproces. Die oplossing wordt vooral gebruikt voor zijn ontvettende eigenschappen om bijvoorbeeld ramen te poetsen. 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 of gebluste kalk of kalkwater Ca(OH)2. De oplossing kan gebruikt worden om koolstofdioxide aan te tonen. Let op: het water dat thuis uit de kraan loopt, is kalkrijk water maar het is geen kalkwater!

Je leerkracht onderzoekt wat er gebeurt wanneer je koolstofdioxide aan kalkwater toevoegt.

Werkwijze

Je leerkracht maakt een oplossing van kalkwater.

Dat doe je door calciumoxide in water op te lossen. Vervolgens schenkt je leerkracht ongeveer 2 mL van die oplossing in een proefbuis en blaast voorzichtig met een rietje in de oplossing.

Waarnemingen

Wanneer je kalkwater met koolstofdioxide mengt,

Besluit

Je kunt kalkwater gebruiken om koolstofdioxide aan te tonen.

©VANIN

Formule Systematische naam Triviale naam Toepassing/eigenschap

Ca(OH)2 calciumhydroxide gebluste kalk indicator voor koolstofdioxide

NaOH natriumhydroxide bijtende soda ontstopper

NH4OH ammoniumhydroxide / ontvetter

` Maak oefening 7 op p. 43.

Afb. 17 Ammoniak werkt ontvettend

DEMO

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

OPDRACHT 18

Je leerkracht onderzoekt welke stof er ontstaat als je een metaaloxide oplost in water.

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

Besluit

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). Dat geldt wel alleen voor oxiden uit groep IA en IIA.

Reactiepatroon voor de vorming van hydroxiden:

metaaloxide + water → hydroxide MO + H2O → MOH

Metaaloxiden zijn basevormende oxiden.

` Maak oefening 8 op p. 43.

DEMO

2 3 4 5

Vorm de formule van de hydroxiden van Mn.

Ook al heeft chloor een mogelijk oxidatiegetal van +VII en kun je door de kruisregel correct toe te passen de formule Cl(OH)7 bekomen, toch is dat geen juiste formule voor een hydroxide. Leg uit waarom niet.

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

Vul de tabel aan:

Formule

Systematische naam

zinkdihydroxide of zinkhydroxide

kobaltdihydroxide

Mn(OH)7

Vorm de naam en formule van alle hydroxiden van chroom:

Formule-eenheid

Systematische naam

Stocknotatie

Omcirkel alle juiste formules van hydroxiden.

Wat is de systematische naam van de volgende triviale namen?

a gebluste kalk

b bijtende soda

Omcirkel alle basevormende oxiden.

a SO2

b NaOH

c K2O

d CO2

e koolstofdioxide

f zwaveltrioxide

g dinatriumoxide of natriumoxide

h natriumhydroxide

` Meer oefenen? Ga naar .

De zuren

LEERDOELEN

Je kunt al:

L anorganische stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule;

L een formule opstellen met behulp van oxidatiegetallen;

L de naam en formule van oxiden en hydroxiden opstellen;

L de algemene formule van een zuur schrijven.

Je leert nu:

L de naam geven, wanneer de formule van een zuur opgegeven is, en omgekeerd;

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?

©VANIN

Je hebt misschien al wel eens iets zuur 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 deze stofklasse.

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 één 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 enkel 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 oxidatiegetal in de binaire zuren. Op die manier kun je zeer gemakkelijk de formule van de binaire zuren afleiden.

OPDRACHT 19

Bepaal de formule van het binaire zuur met zwavel.

Van 1 binair zuur moet je ook de triviale naam kennen. De triviale naam van waterstofchloride is zoutzuur.

De naam ‘diwaterstofsulfide’ is dus niet fout, maar het kan korter (aangezien waterstof maar 1 OG heeft).

De naam van de binaire zuren is als volgt:

De systematische naam: Grieks telwoord + waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻideʼ.

Omdat de formule voor zuren vastligt (waterstof heeft immers altijd OG = +I), kan de naam ook verkort worden genoteerd als: waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻideʼ.

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+ → Cl-

H2S -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 4 Binaire zuren en zuurresten

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.

©VANIN

De namen

ʻdiwaterstofcarbonaatʼ, ʻtriwaterstoffosfaatʼ en ʻdiwaterstofsulfaatʼ zijn dus niet fout, maar het kan korter (aangezien waterstof maar 1 oxidatiegetal heeft).

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!

In het stamzuur is het oxidatiegetal van het specifieke niet-metaal gelijk aan het groepsnummer, met uitzondering van de halogenen: daar is het niet +VII, maar +V.

VOORBEELD

H2CO3 HClO3 OG(C) = +IV OG(Cl) = +V

De naam voor de stamzuren is analoog aan die van de binaire zuren, alleen is de uitgang niet -ide, maar -aat. Ook hier kun je werken met de systematische naam: Grieks telwoord + waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻaatʼ

Maar omdat de formule voor zuren vastligt, kan de naam ook verkort worden genoteerd als: waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻaatʼ.

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 salpeterzuurNO3- nitraation

H3PO4 waterstoffosfaat fosforzuurPO43- fosfaation

H2SO4 waterstofsulfaat zwavelzuurSO42- sulfaation

HClO3 waterstofchloraat chloorzuur ClO3- chloraation

HBrO3 waterstofbromaat broomzuur BrO3- bromaation

HIO3 waterstofjodaat joodzuur IO3- jodaation

Tabel 5 Ternaire zuren en zuurresten

Een binair zuur: bestaat uit 2 atoomsoorten: het waterstofatoom en een niet-metaal.

Het oxidatiegetal van het niet-metaal is zo laag mogelijk, namelijk groepsnummer -8.

Om de naam te vormen zijn, er 2 opties:

• systematische naam: Grieks telwoord + waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻideʼ

• verkorte systematische naam (volgens het KISS-principe): waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻideʼ

De triviale naam van waterstofchloride is zoutzuur

Je kunt de zuurrest vormen door één 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 naam

Zuurrest Naam zuurrest

HF waterstoffluoride F- fluoride-ion

HCl waterstofchloride Cl- chloride-ion

HBr waterstofbromide

HI waterstofjodide

H2S waterstofsulfide

Een ternair zuur: bevat, naast waterstof en een niet-metaal, ook altijd minstens 1 zuurstofatoom.

Om de naam van een stamzuur te vormen, zijn er 2 opties:

bromide-ion

jodide-ion

sulfide-ion

• de systematische naam: Grieks telwoord + waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻaatʼ

• de verkorte systematischen naam (volgens het KISS-principe): waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ʻaatʼ

De te kennen stamzuren en hun zuurresten zijn:

Brutoformule

Systematische naam Triviale naamZuurrest Naam zuurrest

H2CO3 waterstofcarbonaat koolzuur CO32- carbonaation

HNO3 waterstofnitraat salpeterzuurNO3- nitraation

H3PO4 waterstoffosfaat fosforzuurPO43- fosfaation

H2SO4 waterstofsulfaat zwavelzuurSO42- sulfaation

HClO3 waterstofchloraat chloorzuur ClO3- chloraation

HBrO3 waterstofbromaat broomzuur BrO3- bromaation

HIO3 waterstofjodaat joodzuur IO3- jodaation

` Maak oefening 1, 2 en 3 op p. 51.

4 Gebruik en toepassingen van zuren

ontdekplaat: anorganische stofklassen

ʻDiwaterstofsulfideʼ is ook correct.

Het zuur dat aanwezig is in je maag, is zoutzuur of waterstofchloride 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.

WEETJE

©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

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 waterstofcarbonaat (H2CO3) ongetwijfeld het zuur dat het meest gekend is. Het is het zuur dat gevormd wordt wanneer koolstofdioxide in water wordt opgelost.

Maar ook van zwavelzuur of waterstofsulfaat (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.

20 In spuitwater zit koolzuur

21

Afb.

Afb.

Zwavelzuur veroorzaakt ernstige brandwonden

ʻTriwaterstoffosfaatʼ is ook correct.

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

Wanneer je in een labo toch water met zwavelzuur moet mengen, dan moet je eerst water nemen en daar voorzichtig zwavelzuur op gieten. Je kunt het heel gemakkelijk onthouden aan de hand van het volgende ezelsbruggetje: ‘zwavelzuur mag nooit gedoopt worden’.

water geconcentreerd VEILIGHEIDSVOORSCHRIFT

©VANIN

Afb. 22 Zwavelzuur mag nooit gedoopt worden. GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H4_Overgieten.ai

Cola is de enige frisdrank die niet alleen koolzuur, maar ook fosforzuur of waterstoffosfaat (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 waterstoffosfaatfosforzuur aanwezig in cola H2CO3 waterstofcarbonaatkoolzuur frisdrank HCl waterstofchloride zoutzuur maag H2SO4 waterstofsulfaatzwavelzuur autobatterij wil nooit gedoopt worden

` Maak oefening 4 en 5 op p. 51.

5 Reactiepatronen

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

reactiepatroon:

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

reactievergelijking: Cl2 + H2 → 2 HCl

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

reactiepatroon:

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

reactievergelijking: CO2 + H2O → H2CO3

Reactiepatronen voor de vorming van zuren:

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

niet-metaaloxide + water → ternair zuur nMO + H2O → HnMO → Niet-metaaloxiden zijn zuurvormende oxiden.

` Maak oefening 6, 7 en 8 op p. 51-52.

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

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

a HI

b HIO3

c HBrO

d HNO2

e H2S

f waterstofchloride

g waterstofbromaat

h fosforzuur

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

Vul de tabel aan.

Formule

Systematische naam

H2SO4 zoutzuur fosforzuur

Welke formule hoort bij welke toepassing of eigenschap?

Triviale naam

A aanwezig in spuitwater B geur van rotte eieren C aanwezig in de maag D aanwezig in cola

Vervolledig de volgende reactiepatronen.

a niet-metaaloxide + → b + waterstofgas →

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

a P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4

b I2 + H2 → 2 HI

c de onderlijnde reactie in het volgende artikel:

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

Horen de stellingen, namen of formules bij binaire of ternaire zuren of bij beide? Voor nieuwe namen/ formules, mag je ervan uitgaan dat ze juist zijn.

Formule

H is de functionele groep

H3PO4 kan gevormd worden uit de reactie van een niet-metaal met waterstofgas

` Meer oefenen? Ga naar .

Binair zuurTernair zuur Beide

Zuurtegraad van een oplossing

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L anorganische stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule;

L een formule opstellen met behulp van oxidatiegetallen;

L de naam en formule van oxiden en hydroxiden opstellen;

L de naam geven, wanneer de formule van een zuur opgegeven is, en omgekeerd.

Je leert nu:

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 indicatoren gebruiken om te bepalen welke stoffen tot eenzelfde stofklasse behoren;

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

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.

ontdekplaat: zuurtegraad

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: deze 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 eraan worden toegevoegd.

©VANIN

OPDRACHT 20

Waarom is proeven niet geschikt om te bepalen of een stof zuur of basisch is?

Geef 2 argumenten.

OPDRACHT 21

ONDERZOEK

Onderzoek nu zelf of een oplossing zuur, basisch of neutraal is.

Ga naar en voer het labo uit.

WEETJE

Lightfrisdranken zijn voor erosie van je tanden even slecht als gewone frisdranken, omdat ze evenveel zuur bevatten. Voor het ontstaan van gaatjes zijn ze wel minder schadelijk. Hoe zuur mag een frisdrank dan zijn?

Al bij een pH-waarde minder dan 5,5 in de mondholte kan het tandglazuur oplossen. Hoe zuurder de drank, hoe erosiever voor het gebit. Een frisdrank met een pH van minder dan 4 kan eroderend werken op het tandglazuur.

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

bepalen

2.1 pH-indicatoren

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 natriumhydroxideoplossing (een base) toevoegt, verandert de kleur naar groengeel. De resultaten van experimenten met andere indicatoren vind je in de volgende tabel:

pH-Indicator

©VANIN

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 universeelindicatoroplossing ook gewoon als vloeistof gebruiken en de kleur van de bekomen oplossing vergelijken met een kleurenschaal.

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.

2.2 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.

Hoe zuurder een oplossing, hoe groter de zuurtegraad en hoe lager de pH van de oplossing.

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 van de oplossing.

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

` Maak oefening 1 t/m 8 op p. 57-58.

Je voegt aan de volgende oplossingen lakmoes toe. Welke kleur kun je waarnemen? Maak gebruik van de tabel op p. 55.

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. 55.

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. 55.

a CO2

b Na2O

c NaCl

d zoutzuur

e bijtende soda

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.

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.

Is de pH van de volgende oplossingen groter, kleiner of gelijk aan 7? Omcirkel het juiste antwoord.

a een basische oplossing pH < 7 pH = 7 pH > 7

b frisdrank met opgelost CO2 pH < 7 pH = 7 pH > 7

c een oplossing die geel kleurt met broomthymolblauw pH < 7 pH = 7 pH > 7

d een oplossing van MgO in water

e een oplossing van azijn in water

< 7 pH = 7 pH > 7

< 7 pH = 7 pH > 7

f een oplossing die roze kleurt met fenolftaleïne pH < 7 pH = 7 pH > 7

Omcirkel telkens het juiste antwoord. Gebruik de tabel op p. 55.

a de meest zure oplossing: rood met methyloranje / geel met methyloranje

b de oplossing met de hoogste pH: fuchsia met fenolftaleïne / kleurloos met fenolftaleïne

c KOH + lakmoes: blauwe kleur / rode kleur

d blazen in een oplossing van broomthymolblauw: blauwe kleur / gele kleur

Je hebt 4 flessen met telkens een andere kleurloze, heldere oplossing in, namelijk NaOH, HCl, water of fenolftaleïne. Bedenk een experiment om te bepalen in welke fles fenolftaleïne zit. Je mag enkel de inhoud van deze flessen gebruiken.

oefenen?

De zouten

LEERDOELEN

Je kunt al:

L anorganische stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule;

L een formule opstellen met behulp van oxidatiegetallen;

L de naam en formule van oxiden en hydroxiden opstellen;

L de naam geven, wanneer de formule van een zuur opgegeven is, en omgekeerd;

L de algemene formule van een zout schrijven.

Je leert nu:

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?

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.

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.

Afb. 29 Zouten zijn niet altijd witte, vaste stoffen, maar kunnen in verschillende kleuren voorkomen.

2 Formule- en naamvorming

OPDRACHT 22

2.1 Algemene formule

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. 45).

Net zoals bij de oxiden en de hydroxiden moet je ook hier een onderscheid maken tussen metalen met slechts één mogelijk oxidatiegetal en metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen. Het oxidatiegetal van de zuurrest ligt vast, aangezien die afgeleid is van de formule van het zuur.

2.2 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

Voor metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal (of met ammonium) is de naamgeving analoog als bij de metaaloxiden en de hydroxiden: systematische naam: Grieks telwoord + metaal (of ammonium) + Grieks telwoord + zuurrest verkorte systematische naam (volgens het KISS-principe): metaal (of ammonium) + zuurrest

Oefen de naam en formule van zouten.

1 Vorm de naam en formule-eenheid via de kruisregel van het zout tussen calcium en de jodide-zuurrest.

OPDRACHT 22 (VERVOLG)

2 Is dat een voorbeeld van een binair of een ternair zout?

3 Vorm de naam en formule-eenheid via de kruisregel van het zout tussen aluminium en de sulfaat-zuurrest.

4 Is het een binair of een ternair zout?

5 Vorm de naam en formule-eenheid via de kruisregel van het zout tussen ammonium en de fosfaat-zuurrest. Dat is een (quaternair) ammoniumzout.

OPDRACHT 23

Vul aan.

2.3 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen

Ook hier is de naamgeving analoog aan de naamgeving van de metaaloxide en de hydroxiden. Ofwel maak je gebruik van de systematische naam (met Griekse telwoorden), ofwel hanteer je de stocknotatie (verdieping).

1 Noteer de formule van alle zouten tussen ijzer en de sulfide-zuurrest.

Kruisregel

Formule-eenheid

Systematische naam

Stocknotatie

→ Dat zijn allebei voorbeelden van

2 Wat is de formule van dikopercarbonaat?

Wat is het oxidatiegetal van koper in die stof?

Wat is de stocknotatie?

Vorm eerst de formule-eenheid:

Bepaal het oxidatiegetal van koper in deze stof:

Noteer de stocknotatie:

3 Wat is de formule-eenheid van lood(II)nitraat?

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

2 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 mogelijk oxidatiegetal:

• formule: oxidatiegetal opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

• systematische naam: Grieks telwoord + metaal (of ammonium) + Grieks telwoord + zuurrest

• verkorte systematische naam (volgens het KISS-principe): metaal (of ammonium) + zuurrest een metaal met meerdere mogelijke oxidatiegetallen:

• formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden

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

` Maak oefening 1 en 2 op p. 66.

3 Gebruik en toepassingen van zouten

ontdekplaat: anorganische stofklassen

©VANIN

ʻCalciumdichlorideʼ is ook correct.

Het bekendste zout is natuurlijk keukenzout of natriumchloride NaCl Dat 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.

Afb. 30 Natriumchloride is het bekendste zout.

Afb. 31 Strooizout bevat calciumchloride.

ʻDinatriumcarbonaatʼ is ook correct.

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.

©VANIN

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.

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 is aanwezig in bakpoeder, en bijtende soda wordt als ontstopper gebruikt.

Formule Systematische naam Triviale naam Toepassing/ voorkomen

NaF natriumfluoride / tandpasta

AgNO3 zilvernitraat / wratten verwijderen

NaCl natriumchloride keukenzout smaak, bewaarmiddel

CaCO3 calciumcarbonaat / marmer, eierschaal

Na2CO3 natriumcarbonaatsoda of badzout waterverzachter

CaCl2 calciumchloride/ strooizout

` Maak oefening 3 op p. 66.

Afb. 32 Eierschalen bestaan uit calciumcarbonaat.

Afb. 34 Met natriumcarbonaat kun je water ontharden.

Afb. 33 In de meeste tandpasta's zit natriumfluoride.

4 Reactiepatroon

reactiepatroon:

zuur + hydroxide → zout + water

HZ + MOH → MZ + H2O

reactievergelijking:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

OPDRACHT 24

Je leerkracht onderzoekt welke stof er ontstaat bij de reactie van een zuur en een hydroxide.

Werkwijze

Je leerkracht voegt 2 mL zoutzuur toe aan een proefbuis. Nadien voegt die enkele druppels universeelindicatoroplossing toe 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

Besluit

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 + hydroxide → zout + water

HZ + MOH → MZ + H2O

DEMO

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

Vorm de formule van de volgende zouten:

a aluminium en de zuurrest van zoutzuur

b ijzer (OG = +II) en de zuurrest van fosforzuur

c koper (OG = +I) en sulfidezuurrest

d chroom (OG = +VI) en salpeterzuurrest

Verbind de juiste formule met de gegeven gebruiksnamen.

1 badzout ⦁ ⦁ a NaF

2 keukenzout ⦁ ⦁ b CaCl2

⦁ c NaOH

⦁ d Na2CO3

⦁ e NaCl

` Meer oefenen? Ga naar

KERNBEGRIPPEN

ANORGANISCHE STOFFEN

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Verdere indeling van de materie oxidatiegetal (OG)

het aantal elektronen dat een atoom in een verbinding zou opnemen of afstaan bij overgang naar de ionaire vorm.

De volgende elementen hebben in een verbinding een vast oxidatiegetal:

Groep Ia: +I

Groep IIa: +II

Groep IIIa: +III

Zuurstof: meestal -II

Fluor: -I

In een verbinding is de som van de oxidatiegetallen gelijk aan nul.

©VANIN

kruisregel

naamgeving

Je kunt met behulp van de oxidatiegetallen en de kruisregel gemakkelijk de formule van een samengestelde stof vinden:

Hoofdstuk 2: De oxiden oxiden MO (metaaloxide) of nMO (niet-metaaloxide) functionele groep: O2M + O2 → MO nM + O2 → nMO A B +X -Y

→ A y B x (controleren of je x en y niet kan vereenvoudigen = delen door eenzelfde getal)

Metaal heeft 1 mogelijk oxidatiegetal: systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + uitgang verkorte systematische naam (KISS-principe): metaal + uitgang

Metaal heeft meerdere mogelijke oxidatiegetallen: systematische naam: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + uitgang

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

Schema 1: indeling van anorganische stoffen op basis van een gegeven formule, zie p. 18

Schema 2: indeling van anorganische stoffen op basis van een naam, zie p. 20

KERNBEGRIPPEN

hydroxiden

ANORGANISCHE STOFFEN

NOTITIES

Hoofdstuk 3: De hydroxiden

©VANIN

zuren

pH zuurtegraad

zouten

M = metaal + O2

MO = metaaloxide + H2O

MOH = hydroxide

MOH

functionele groep: OH-

MO + H2O → MOH

MO = basevormend oxide

Hoofdstuk 4: De zuren

HnM (binair zuur) of HnMO (ternair zuur)

functionele groep: H+

nM + H2 → 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

Hoofdstuk 6: De zouten

Algemeen: MZ

MnM (binair zout) of MnMO (ternair zout)

HZ + MOH → MZ + H2O

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

nM = niet-metaal + O2

nMO = niet-metaaloxide + H2O

HZ (= HnMO)

MZ + H2O

MnMO = ternair zout, ontstaat met HZ = ternair zuur HnMO

MnM = binair zout, ontstaat met HZ = binair zuur HnM

JANOG OEFENEN

1 Begripskennis

Ik ken het begrip organische en anorganische stoffen.

Ik ken de betekenis van het begrip oxidatiegetal en de waarde van het oxidatiegetal van elementen met slechts één oxidatiegetal.

Ik ken de algemene formule van de oxiden, hydroxiden, zuren en zouten.

Ik ken de functionele groep van de oxiden, hydroxiden en zuren.

Ik ken de indeling in metaaloxiden en niet-metaaloxiden.

Ik ken de indeling in binair en ternair bij zuren en zouten.

Ik ken toepassingen van een aantal oxiden, hydroxiden, zuren en zouten.

Ik ken reactiepatronen voor het vormen van oxiden, hydroxiden, zuren en zouten.

Ik ken de begrippen pH-schaal, zuur, basisch en neutraal.

Ik ken manieren om de pH van een oplossing te bepalen: pH-meter, pH-indicator.

2 Onderzoeksvaardigheden

Ik kan stoffen indelen in organische en anorganische stoffen.

Ik kan formules vormen via het oxidatiegetal en de kruisregel.

Ik kan het oxidatiegetal van een element bepalen in een gegeven formule.

Ik kan stoffen indelen in de juiste stofklasse op basis van een gegeven naam of formule.

Ik kan formules van oxiden, hydroxiden en zouten vormen

Ik kan de naam van oxiden, hydroxiden, zuren en zouten omzetten naar een formule en omgekeerd.

Ik kan het verband tussen de pH-schaal, de begrippen zuur – basisch – neutraal en de kleur van een pH-indicator toelichten.

Ik kan reactiepatronen in concrete reactievergelijkingen herkennen

Ik kan bij ionverbindingen de stocknotatie omzetten naar de naam met Griekse telwoorden en omgekeerd.

` Je kunt deze checklist ook op invullen.

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!

Organische chemie of koolstofchemie

LEERDOELEN

Je kunt al:

L organische stoffen onderscheiden van anorganische stoffen;

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

Je leert nu:

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.

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.

Omwille van de verscheidene bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom, bestaan er meer dan tien stofklassen in de organische chemie. Voordat we enkele van die stofklassen bespreken, bekijken we eerst de bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom.

In dit hoofdstuk bestuderen we hoe een organische stof wordt voorgesteld. Naast de brutoformule worden organische stoffen ook nog op andere manieren voorgesteld.

1 Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom

Het koolstofatoom speelt een centrale rol binnen de organische chemie. Het atoom komt voor in elke verbinding en zal steeds omgeven worden door één of meerdere atomen, zoals H, O, N …

OPDRACHT 1

Vul aan.

1 Teken in de volgende tabel de lewisstructuur van een C-atoom en geef ook de elektronenconfiguratie weer.

OPDRACHT 1 (VERVOLG)

2 Hoeveel valentie-elektronen heeft het C-atoom?

3 Hoeveel atoombindingen moet een alleenstaand C-atoom aangaan om een edelgasconfiguratie te verkrijgen?

4 Met hoeveel waterstofatomen moet een alleenstaand C-atoom een binding aangaan?

5 Schrijf de brutoformule van de meest eenvoudige C-H-verbinding (H’s achteraan!):

©VANIN

6 elektronen

6 protonen

6 neutronen

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 en vijfde 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 die stoffen koolwaterstoffen. Ook hier wordt dan het onderscheid gemaakt tussen verzadigde en onverzadigde koolwaterstoffen.

Afb. 35 Een koolstofatoom heeft 4 valentieelektronen.

OPDRACHT 2

Bekijk de onderstaande organische verbindingen.

Zijn deze verbindingen verzadigd of onverzadigd? Duid aan.

Organische verbinding Verzadigd of onverzadigd?

CC HH HH … verzadigd … onverzadigd

CCH HHHH HHHH H

CH3 – CH2 – CH3

©VANIN

verzadigd … onverzadigd

verzadigd … onverzadigd

CH3 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 … verzadigd … onverzadigd

I

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 niet-metaalatomen met 1 ongepaard elektron.

We bekijken de molecule methaan (CH4):

lewisstructuur:

Koolstof kan de octetstructuur 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:

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:

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-H-bindingen die 109° bedragen.

ruimtelijke structuur:

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°

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

ruimtelijke structuur:

WEETJE

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.

` Maak oefening 1 op p. 83.

©VANIN

2 Notatiemogelijkheden van een organische stof

2.1 Brutoformule

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.

Eén manier ken je al vanuit 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, dan H 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.

OPDRACHT 3

VOORBEELD STRUCTUURFORMULE

Brutoformule Uitgebreide structuurformule

Beknopte structuurformule

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.

Vul de volgende koolstofverbindingen met waterstofatomen aan zodat elk C-atoom een edelgasconfiguratie krijgt.

Je noteert op die manier zowel de beknopte structuurformule als de brutoformule van de verbindingen.

Aantal gebonden C-atomen

Brutoformule van de verbinding C – C – C CH3 – CH2 – CH3 C3H8

Structuurformule van de verbinding

C – C – C – C – C – C – C C – C – C – C C = C C – C – C ––– C C – C – C – C = C – C

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

– CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 → CH3 – (CH2)5 – CH3 TIP

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

WEETJE

Isomerie

De brutoformule kan, in tegenstelling tot bij een anorganische stof, niet altijd één op één 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 die 2 stoffen isomeren van elkaar genoemd. Ze verschillen echter in fysische en chemische eigenschappen (bv. kooktemperatuur en reactiviteit). Die 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.

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.

OPDRACHT 4

Vul de skeletnotatie aan.

Brutoformule Uitgebreide structuurformule

C3H6 CH2 = CH – CH3

C4H10 CH3 – CH2 – CH2 – CH3

Skeletnotatie

C2H6O CH3 – CH2 – OH

OPDRACHT 5

Vul de tabel aan.

Je krijgt steeds 1 notatiemogelijkheid en vult de andere voorstellingen aan.

Brutoformule Uitgebreide structuurformule Skeletnotatie

CH3 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3

CH3 – (CH2)5 – CH3

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. 37 De skeletnotatie van glucose

Afb. 36 De skeletnotatie van fructose

WEETJE

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.

bv.

` Maak oefening 2 en 3 op p. 83.

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.

We bekijken nu enkele van die stofklassen, en beperken ons voorlopig tot het herkennen van die stofklassen.

©VANIN

OPDRACHT 6

Zie jij overeenkomsten?

1 Bekijk enkele structuurformules, skeletnotaties en namen van de 5 stofklassen bij de organische stoffen:

Hoofdbestanddeel van aardgas.

Ook wel moerasgas genoemd.

Brandstof voor snijbranders of lassen.

Grondstof voor plastics.

Ook wel acetyleen genoemd.

Brandstof voor fonduestellen. Oplosmiddel voor lijmen, verven en vetten.

Zeer giftige, kleurloze vloeistof.

ethaanzuur

CH3COOH n-butaan

Wordt gebruikt als bewaarmiddel, maar ook om mayonaise en vinaigrettes te maken.

Ook wel azijnzuur of ijsazijn genoemd.

CH3-CH2-CH2-CH3

In gasvuurtjes en om huizen te verwarmen.

methaanzuur H-COOH

Zit in de haren van brandnetels en wordt door mieren ingespoten als ze je bijten.

Ook wel mierenzuur genoemd.

OPDRACHT 6 (VERVOLG)

propaan CH3-CH2-CH3

In gasvuurtjes en om huizen te verwarmen.

ethanol

propeen n-octaan

Grondstof voor polypropeen (PP).Ideale brandstof voor verbrandingsmotoren.

CH3-CH2-OH n-hexaan CH3-(CH2)4-CH3

Drankalcohol.

Ook gebruikt als ontsmettingsmiddel of biobrandstof.

Wordt gebruikt als oplosmiddel voor verschillende stoffen, waaronder oliën, wassen en waxen, en wordt daarom vaak gebruikt in de cosmetische en farmaceutische industrie.

Hormoon in planten dat zorgt voor rijping van de vruchten. Grondstof voor polyetheen (PE).

2 Probeer, eventueel in overleg met je buur, alle voorbeelden in 4 groepen onder te brengen. Welke kenmerken ga je hiervoor gebruiken?

3 Kijk nu naar de indeling van enkele andere werkgroepjes en vul jouw indeling verder aan.

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

©VANIN

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.

Stofklasse Systematische naam

alkanen -aan

alkenen-een

Structuurformule

alleen C/H-atomen alleen maar enkelvoudige bindingen

alleen C/H-atomen dubbele binding aanwezig

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

alcoholen-ol

carbonzuren-zuur

C/H/O-atomen

OH als functionele groep aanwezig

C/H/O-atomen

COOH als functionele groep aanwezig

` Maak oefening 4 t/m 7 op p. 84-85.

Dit schooljaar beperken we ons tot 1 stofklasse: de alkanen. 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.

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 vier bindingspartners.

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

c CH2 – CH2 – CH2 – CH2 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.

Structuurformule van de verbinding

a CH3 – CH2 – CH3

b CH3 – (CH2)4 – CH3

c CH3 – CH2 – CH2OH

d CH2 = CH – CH2 – CH3

e CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH – CH3

Brutoformule van de verbinding

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 verbindingSkeletnotatie van de verbinding

a C5H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

b

c CH3 – CH2 – CH = CH – (CH2)3 – CH3

d CH3 – COOH

Binnen de organische verbindingen komen de stofklassen alkanen, alkenen en alkynen voor. Waarin verschillen die 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 nonaanzuur

f g

Stofklasse

h methanol i hept-3-yn

Plaats de volgende stoffen in de juiste kolom en vermeld elke keer de stofklasse waartoe de stof behoort: CO2 – CH3OH – NaOH – NH4OH – HCOOH – C3H8 – H2CO3 – Al(OH)3

Anorganische stoffen Organische stoffen

Beoordeel de stellingen. Vermeld of ze juist (J) of fout (F) zijn.

Een organische stof bestaat alleen uit C- en H-atomen.

Een organische stof bevat alleen enkelvoudige bindingen.

Een organische stof bevat alleen atoombindingen.

Een organische stof behoort tot de levenloze materie.

Een organische stof bevat minstens één C-atoom.

` Meer oefenen? Ga naar .

Alkanen

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

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

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

L de brutoformule noteren van anorganische stoffen als je de systematische naam of stocknotatie krijgt;

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

Je leert nu:

L de naam van een alkaan formuleren op basis van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd;

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

Een 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 alkanen enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen‘C-C’

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

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 het feit dat er alleen maar enkelvoudige bindingen tussen alle C-atomen bestaan.

1 Formule en systematische naam

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?’ TIP

WEETJE

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

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.

Aantal C-atomen StamAantal C-atomen Stam

©VANIN

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 met 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 met 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 met 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

OPDRACHT 7

Formuleer nu zelf de systematische naam vanuit de gegeven structuurformule of skeletnotatie.

Voorstelling

CH3 – CH2 – CH2 – CH3

Systematische naam

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 STRUCTUURFORMULE 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.

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:

Beknopte structuurformule: – – – – – – of CH3-(CH2)5-CH3

Brutoformule:

Skeletnotatie:

OPDRACHT 8

Stel nu zelf de structuurformule, skeletnotatie en brutoformule op van de onderstaande onvertakte alkanen.

Systematische naam

n-nonaan

propaan

Structuurformule

Skeletnotatie Brutoformule

©VANIN

Uit de bovenstaande voorbeelden 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)

Naamgeving

stam = aantal C-atomen + achtervoegsel ‘aan’

vanaf 4 C-atomen met symbool ‘n’ vooraan

` Maak oefening 1 op p. 99.

Formulevorming brutoformule:

C nH2n+2

structuurformule: Zie stappenplan p. 88

ORGANISCHE STOFFEN

ALKANEN

2 Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1 Fysische eigenschappen

©VANIN

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

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. Die 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.

WEETJE

Afb. 38 Kook- en smelttemperatuur van alkanen

OPDRACHT 9

Zijn 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

a Wat neem je waar?

b Hoe kun je dat verklaren?

watje met pentaan

gehalveerde plastic buis

kaarsje

emmer met water en vochtige handdoek

©VANIN

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai

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.

demovideo: juiste blusmethode

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_methaan.ai

WEETJE

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.

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.

gasfractie

dalende dichtheid en kookpunt

oplopende

dichtheid en kookpunt

ruwe olie

chemicaliën 70 °C

petroleum voor auto’s 120 °C

kerosine voor vliegtuigen paraffine voor verlichting en verwarming 170 °C

diesel 270 °C

smeerolie, glansen boenproducten

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

OPDRACHT 10

DEMO

Welke fracties die we verkrijgen door een gefractioneerde destillatie van ruwe aardolie, zijn het best ontvlambaar?

Werkwijze

Je leerkracht giet 4 fracties in een porseleinen kroesje en onderzoekt hun brandbaarheid.

pentaandieselbenzinepara ne

Waarneming

Omcikel het juiste antwoord.

De pentaanfractie ontbrandt zeer snel / traag.

De andere fracties ontbranden snel / traag.

Besluit

Wat kun je besluiten?

Afb. 39 Gefractioneerde destillatie van ruwe aardolie

WEETJE

Kraken van langere alkanen

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.

©VANIN

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

A3D-beeld methaan

ontdekplaat: organische stofklassen

Afb. 41 Een molecule 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.

Methaan

OPDRACHT 11

Wat ontstaat er bij de verbranding van een alkaan?

Werkwijze

Je leerkracht houdt gedurende 20 seconden een omgekeerde erlenmeyer boven de blauwe vlam van een bunsenbrander. Die bunsenbrander is aangesloten op aardgas (methaan/ethaan). Je leerkracht giet enkele mL van de Ca(OH)2-oplossing in de erlenmeyer en schud even. Die herhaalt de proef met een brandende aansteker (propaan- of n-butaangas). Ten slotte herhaalt je leerkracht de proef met een brandende kaars.

©VANIN

doe de waarnemingen

Afb. 42 Omgekeerde erlenmeyer boven bunsenbrander

Waarneming

Wat neem je waar?

20’ schud doe de waarnemingen

20’ schud doe de waarnemingen

Besluit

a Geef de verbrandingsreactie van methaangas: uitgangsproducten:

gevormde producten: CO2 en H2O

reactievergelijking:

b De vertroebelde Ca(OH)2-oplossing wijst op de vorming van calciumcarbonaat of CaCO3. Vul aan de hand van dat gegeven de volgende reactie verder aan.

Ca(OH)2 + → CaCO3 + H2O

c De vertroebelde Ca(OH)2-oplossing wijst dus op de vorming van tijdens de verbranding van een alkaan.

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

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

20’ schud

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.

Spoken op het kerkhof – gevaren in de ondergrond Lang geleden, toen er nog echt donkere nachten waren, werd een late bezoeker van het kerkhof soms opgeschrikt door blauwe dwaallichtjes. Dat was methaan dat uit de aarde opsteeg, gemengd met een geringe hoeveelheid fosfine (PH3). Wanneer dat mengsel in contact kwam met de lucht, ontvlamde het spontaan.

©VANIN

Ook het gevreesde mijngas, dat – gemengd met lucht – in steenkoolmijnen ernstige ontploffingen (‘grauwvuur’) kon veroorzaken, bevatte methaan. Aangezien het gas kleur- en geurloos is, moesten mijnwerkers uiterst waakzaam zijn voor explosies. Om die reden namen mijnwerkers vaak een kanarie in een kooi mee in de schachten. Wanneer er mijngas aanwezig was, stierf de kanarie voordat er groot gevaar voor de mijnwerkers optrad. Op die manier konden de mijnwerkers zichzelf op tijd in veiligheid brengen.

WEETJE

Afb. 44 Mijngas kan ontploffingen veroorzaken.

Afb. 43 Moerasgebieden bevatten methaan.

n-butaan

Ethaan

Aardgas bevat naast methaan ook nog andere koolwaterstoffen. De tweede 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.

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:

©VANIN

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

Propaan en n-butaan

Afb. 45 Een molecule ethaan

3D-beeld ethaan C

3D-beeld

3D-beeld propaan

Afb. 46 Een molecule propaan

Afb. 47 Een molecule n-butaan

Afb. 48 Propaantank

OPDRACHT 12

Wat gebeurt er als je propaan of n-butaan verbrandt?

Werkwijze

Je leerkracht vult een bekerglas met water en voegt afwasmiddel toe. Door middel van een lepel wordt voor een goede schuimvorming gezorgd. Die 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

Wat neem je waar?

©VANIN

Besluit

Omcirkel het juiste antwoord en vul aan.

Het propaan en n-butaan uit de gasleiding ontbranden goed / ontbranden slecht.

Dat bevestigt dat ze kunnen worden gebruikt als

Als je houdt van kamperen, dan 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.

Afb. 49 Koken met butaangas

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

©VANIN

WEETJE

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.

n-alkaan

Toepassing methaan brandstof om woningen te verwarmen ethaan 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

Die 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.

` Maak oefening 2 t/m 8 op p. 99-100.

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

Systematische naam

a propaan

Structuurformule Skeletnotatie Brutoformule

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 • •a komt voor in de permafrost van Siberië

2 propaan • •b grondstof voor ethanol (drankalchohol)

3 methaan • •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

` Meer oefenen? Ga naar . 4 5 6 7 8

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?

Vul de volgende tabel aan.

Systematische naam

ethaan

n-butaan

n-hexaan

n-octaan

n-decaan

Structuurformule CH4

CH3 – CH2 – CH3

CH3 – (CH2)3 – CH3

CH3 – (CH2)5 – CH3

CH3 – (CH2)7 – CH3

Schrijf hieronder de reactievergelijking van de volgende verbrandingsreactie.

Volledige verbranding n-butaan

Vul de tabel met toepassingen van organische stoffen verder aan.

Organische stof

Structuurformule Systematische naam n-butaan

CH4

Toepassing

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

ALKANEN

©VANIN

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

Toepassing

methaan brandstof om woningen te verwarmen

ethaan 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

Die 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.

bestaan enkel uit C- en H-atomen

bevat enkelvoudige bindingen

bestaan enkel uit C- en H-atomen

bevat een dubbele binding

Kenmerken

bestaan enkel uit C- en H-atomen

bevat een drievoudige binding

bestaan uit C-, H- en O-atomen

bevat een OH-groep

bestaan uit C-, H- en O-atomen

bevat een COOH-groep

JANOG OEFENEN

1 Begripskennis

Ik kan verzadigde en onverzadigde koolstofverbindingen definiëren en van elkaar onderscheiden

Ik ken het begrip koolwaterstoffen.

Ik kan de brutoformule van een organische stof geven op basis van naam, structuurformule of skeletnotatie.

Ik kan de beknopte en uitgebreide structuurformule van een organische stof geven op basis van een naam of skeletnotatie.

Ik kan de skeletnotatie of zaagtandstructuur van een organische stof geven op basis van een naam of structuurformule.

Ik kan organische stoffen indelen als alkanen, alkenen, alkynen, alcoholen of carbonzuren.

Ik ken eigenschappen, voorkomen en toepassingen van alkanen.

2 Onderzoeksvaardigheden

Ik kan organische stoffen classificeren als alkanen, alkenen, alkynen, alcoholen of carbonzuren op basis van een gegeven formule.

Ik kan organische stoffen classificeren als alkanen, alkenen, alkynen, alcoholen of carbonzuren op basis van een naam.

Ik kan van de laagste 10 n-alkanen de naam vormen als de formule gegeven is.

Ik kan van de laagste 10 n-alkanen de formule vormen als de naam gegeven is.

` Je kunt deze checklist ook op invullen.

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 echter 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.

citroensap

` 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!

Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L de massa van een atoom berekenen uit de hoeveelheid protonen (Z) en neutronen (N), uitgedrukt in unit.

Je leert nu:

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

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.

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.

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).

Afb. 50 Het schillenmodel van Bohr-Rutherford

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:

schillen

protonen en neutronen

3D-beeld atoom

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.

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

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 1 cijfer na de komma.

©VANIN

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)

1,2

gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>)

Afb. 51 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) bestaat uit:

—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

©VANIN

OPDRACHT 1

Bereken de massa (in kilogram) van 1 molecule salpeterzuur (HNO ).

Gegeven: HNO3

Gevraagd: m(HNO3)

Oplossing:

Afb. 52 Zwavelzuur

Afb. 53 Salpeterzuur

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

OPDRACHT 2

Bereken de massa van 1 formule-eenheid magnesiumcarbonaat (MgCO3) in unit en in kilogram.

Gegeven: MgCO3

Gevraagd: m(MgCO3) met eenheid u en kg

Oplossing:

©VANIN

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

` Maak oefening 1 t/m 4 op p. 108.

Afb. 54 Natriumsulfaat

Noteer de correcte naam van de verbindingen en bereken hun molecuul- of formulemassa (in unit).

a CaSO4:

b NaNO3:

c MgF2:

d Fe2O3:

e 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?

Bereken de molecuul- of formulemassa van de moleculen. Noteer de waarden op 1 decimaal nauwkeurig (in unit).

a O2:

b S8:

c H2:

d MgO:

e SiCl4:

f H2SO4:

g Al(IO3)3:

Bereken de molecuul- of formulemassa van de onderstaande chemische stoffen. Noteer de waarden op 1 decimaal nauwkeurig (in unit).

a CaCO3:

b SiI4:

c Be(OH)2:

d Al2(HPO4)3: ` Meer oefenen? Ga naar .

De mol en het getal van Avogadro

LEERDOELEN

Je kunt al:

L de atoommassa, molecuulmassa en formulemassa berekenen, uitgedrukt in unit.

Je leert nu:

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.

OPDRACHT 3

6,02 · 1023 atomen in 12 gram koolstof

De massa van een molecule of formule-eenheid is onmeetbaar klein. Er moet dus worden overgegaan naar een veelvoud moleculen of formuleeenheden, 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.

Vul de laatste kolom van de tabel aan met het juiste aantal eenheden.

Voorwerp Verzamelnaam Aantal deeltjes

een paar schoenen

een dozijn eieren een bak bier

1 De mol als eenheid en de molaire massa

OPDRACHT 3 (VERVOLG)

Voorwerp

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

Verzamelnaam

een riem papier in de chemie:

1 mol keukenzout

6,02 · 1023

Aantal deeltjes

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.

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 de stofhoeveelheid (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.

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

OPDRACHT 4

Schrijf nu zelf het getal van Avogadro voluit met het juiste aantal nullen.

WEETJE

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.

Als je 1 mol euromunten krijgt op de dag van je geboorte en je elke seconde van je leven 1 miljoen munten uitgeeft, dan heb je op je sterfdatum nog steeds 99,99 % van je kapitaal in bezit.

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

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.

OPDRACHT 5

Bereken hoeveel atomen stikstof er in 2,00 mol distikstofpentaoxide (N2O5) zitten.

Gegeven: n(N2O5) = 2,00 mol

Gevraagd: N(N)

Oplossing:

TIP

Afb. 55 Koolstofdioxide

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

· NA

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

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 OMZETTING IN MOLMASSA

1 molecule fosforzuur (H3PO4) heeft een massa van 98,0 unit

· NA

1 mol fosforzuur heeft een massa van 98,0 g

Stofhoeveelheid n Massa m

1 mol Zn 65,4 g

1 mol Fe 55,8 g

1 mol CuSO4 = m(Cu) + m(S) + 4 · m(O) = 63,6 g + 32,1 g + 4 · 16,0 g

1 mol MgCl2 = m(Mg) + 2 · m(Cl) = 24,3 g + 2 · 35,5 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 SymboolEenheid 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 .

©VANIN

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. 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!

Afb. 57 Toeschouwers op een festival

Afb. 56 Ionrooster

WEETJE

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.

VOORBEELDVRAAGSTUKKEN

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 = 71,0 g mol

2 Wat is de molaire massa van 1,0 mol calciumchloride (CaCl2)?

Gegeven: n(CaCl2) = 1,0 mol

Gevraagd: M(CaCl2)

Oplossing:

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

OPDRACHT 6

Bereken de molaire massa van perchloorzuur (HClO4).

Gegeven: HClO4

Gevraagd: M(HClO4)

Oplossing:

Afb. 58 Chloorgas

Afb. 59 Calciumchloride

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)

m = n · M

m = massa (g)

n = stofhoeveelheid (mol)

M = molaire massa ( g mol )

©VANIN

VOORBEELDVRAAGSTUK

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) + 1 · M(S) + 4 · M(O)

= 2 · 1,00 g mol + 1 · 32,1 g mol + 4 · 16,0 g mol = 98,1 g mol

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 = 294 g

OPDRACHT 7

Bereken de massa van 2,5 mol magnesiumsulfaat (MgS04).

Gegeven: n(MgSO4) = 2,5 mol

Gevraagd: m(MgSO4)

Oplossing:

Afb. 60 Zwavelzuur

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)

©VANIN

VOORBEELDVRAAGSTUK

Hoeveel atomen zuurstof zitten er in 426,0 gram

difosforpentaoxide (P2O5)?

Gegeven: m(P2O5) = 426,0 g

Gevraagd: N(O)

Oplossing:

fosfor P zuurstof O

a We berekenen de molaire massa van P2O5:

M(P2O5) = 2 · M(P) + 5 · M(O)

= 2 · 31,0 g mol + 5 · 16,0 g mol = 142,0 g mol

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 = 3,000 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) = 3,000 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 = 9,030 · 1024 atomen O

Afb. 61 Difosforpentaoxide

OPDRACHT 8

Bereken de massa in gram van 2,408 ∙ 1024 moleculen stikstofgas (N2).

Gegeven: N(N2) = 2,408 ∙ 1024 moleculen

Gevraagd: m(N2)

Oplossing:

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)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes N aantal gram m n = N NA n = m M aantal mol n

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

` Maak oefening 1 t/m 15 op p. 119-121.

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

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)?

9 10 11 12

Van de volgende stoffen is telkens een 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).

Formule M( g mol ) n(mol) N(aantal deeltjes) m(g)

a HNO3 2,41 · 1024 b K2SO3 1,5

c

3,2 d H2O 1 000,0 e C3H8 176,0

Bereken de massa van 0,200 mol stikstofgas.

Bereken de massa van 5,00 mol calciumsulfaat.

Hoeveel ionen zijn aanwezig in 28,6 g magnesiumdichloride (of 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 1/24ste 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.

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

` Meer oefenen? Ga naar .

Concentratie van een oplossing

LEERDOELEN

Je kunt al:

L stofhoeveelheden omzetten naar de gevraagde eenheid en stoichiometrische hoeveelheden bepalen voor vaste stoffen.

Je leert nu:

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.

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.

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. 62 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.

OPDRACHT 9

Concentratie van oplossingen

Werkwijze

Je leerkracht maakt vier oplossingen van koper(II)sulfaat.

Die oplossingen herkennen we aan de blauwe kleur.

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 .

DEMO

2 Massaconcentratie

De SI-eenheid voor massaconcentratie is kg m3, maar doorgaans wordt er in het labo gebruiktgemaakt van de eenheid g L

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 .

VOORBEELDVRAAGSTUK

©VANIN

Bereken hoeveel kaliumchloride (KCl) je moet afwegen als je 3,5 liter oplossing wil maken met een concentratie van 60 g L .

Gegeven: V(oplossing) = 3,5 L

γ(KCl) = 60 g L

Gevraagd: m(KCl)

Oplossing: γ = m V en dus m = γ · V m = 60 g L · 3,5 L = 21 · 10 g

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

ρ = massa oplossing volume oplossing

MASSACONCENTRATIE

γ = massa opgeloste stof volume oplossing

De verwarring tussen beide gebeurt omdat beide grootheden dezelfde eenheid kunnen hebben.

TIP

Afb. 63 Een glas cola bevat veel suiker.

OPDRACHT 10

Hoeveel gram keukenzout (NaCl) moet je afwegen om 200 mL oplossing te maken met een concentratie van 18 g L ?

Gegeven: γ(NaCl) = 18 g L

V = 200 mL = 0,200 L

Gevraagd: m(NaCl)

Oplossing:

Bij voedingswaren wordt de

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. 64 Voedingswaarden frisdrank

WEETJE

3

Molaire

concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie

De SI-eenheid voor molaire concentratie is mol m3 , maar doorgaans wordt er in het labo gebruiktgemaakt van de eenheid mol L .

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

Opmerkingen

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

OPDRACHT 11

Een kok voegde 1,00 kg keukenzout toe bij de bereiding van 50 L soep in een grootkeuken.

Bereken de molaire concentratie aan keukenzout.

Gegeven: m(NaCl) = 1,00 · 103 g

V = 50 L

Gevraagd: c(NaCl)

Oplossing:

OPDRACHT 12

Onderzoek nu zelf hoe je oplossingen maakt.

Ga naar en voer het labo uit.

ONDERZOEK aantal mol n

delen door molaire massa (g/mol)

oplossingen (c, V) aantal gram m n = N NA n = m M

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

c = n V n = c · V

N = n · NA

vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes N

De molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie c wordt berekend door de stofhoeveelheid uitgedrukt in mol (n) te delen door het volume oplosmiddel, uitgedrukt in L.

c = n V

Om massaconcentratie om te zetten in molaire concentratie, moet de massa omgerekend worden naar aantal mol.

` Maak oefening 1 t/m 5 op p. 131-132.

4 Oplossingen verdunnen en indampen

Indampen is het laten verdampen van een hoeveelheid oplosmiddel zodat de concentratie van de opgeloste stof stijgt.

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.

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. applet: concentratie

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.

Opgelet: het gaat hier dus telkens over de molaire concentratie (en niet de massaconcentratie).

OPDRACHT 13

ONDERZOEK

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

©VANIN

Onderzoek nu zelf hoe je oplossingen verdunt.

Ga naar en voer het labo uit.

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).

OPDRACHT 14

Een student laat per ongeluk een keukenzoutoplossing van 600 mL met een concentratie van 1,0 mol L een hele nacht op een verwarmplaat staan. Hierdoor is er de dag nadien 350 mL water verdampt uit de oplossing. Bereken de nieuwe concentratie van de zoutoplosssing.

Gegeven: V1 = 600 mL= 0,600 L

c1 = 1,0 mol L

Gevraagd: c2

Oplossing:

WEETJE

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. video: zoutproductie

Het aantal mol opgeloste stof ... Voor verdunning

In die 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)!

Hoeveel gram natriumchloride moet je oplossen in water om 3,00 L van een oplossing van 2,00 mol L te bereiden?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

200 mL van een natriumhydroxideoplossing bevat 2,00 g natriumhydroxide. Wat is de molaire concentratie (of stofhoeveelheidsconcentratie) van die oplossing?

Gegeven:

Gevraagd:

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.

Gegeven: Gevraagd: Oplossing: Antwoord:

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?

Gegeven: Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

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.

Gegeven: Gevraagd:

Oplossing: ` Meer oefenen? Ga naar .

Chemisch rekenen met gassen

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L stofhoeveelheden omzetten naar de gevraagde eenheid en stoichiometrische hoeveelheden bepalen voor vaste stoffen en vloeibare oplossingen.

Je leert nu:

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.

Bij sommige reacties reageren of ontstaan 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.

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, zie afbeelding 66 op de volgende pagina.

Afb. 66 Molair gasvolume

We beschouwen een gas onder normomstandigheden (n.o.). 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

VOORBEELDVRAAGSTUK

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 ·

OPDRACHT 15

Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas onder normomstandigheden.

Gegeven: m(CO2) = 25,0 g

n.o.

Gevraagd: V(CO2)

Oplossing:

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in: V

delen door molaire massa (g/mol) N = n · NA vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m

` Maak oefening 1, 2 en 3 op p. 136.

oplossingen (c, V) gassen (V, Vm )

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) aantal deeltjes N

Bereken het volume van 15,0 g waterstofgas onder normomstandigheden.

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas onder normomstandigheden.

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen stikstofgas in onder normomstandigheden?

Wat is de totale massa van die moleculen?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Stoichiometrische vraagstukken

LEERDOELEN

Je kunt al:

L een gegeven stofhoeveelheid in gram of aantal deeltjes omrekenen naar mol en omgekeerd;

L een reactievergelijking schrijven en balanceren met de wet van behoud van atomen.

Je leert nu:

L het verband leggen tussen mol, molaire massa en molaire concentratie aan de hand van eenvoudige stoichiometrische berekeningen;

L stoichiometrische vraagstukken oplossen.

1 De molverhouding

VOORBEELD VERBRANDINGSREACTIE VAN MAGNESIUM

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.

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

Stoichiometrie is afkomstig van de Griekse woorden stoicheion, wat 'element' betekent, en metron, wat 'verhouding' betekent.

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

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 · 24,3 g mol 1 mol · 32,0 g mol → 2 mol · 40,3 g mol

= 48,6 g magnesium = 32,0 g zuurstofgas → = 80,6 g magnesiumoxide

VOORBEELD SYNTHESE VAN WATER

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:

2 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

En dus 2 · 2,0 g mol = 4 g waterstofgas zal

OPDRACHT 16

Kwikoxide (HgO) ontbindt door verhitting in kwik en zuurstofgas.

Hoeveel gram kwik en dizuurstof kan er gevormd worden na verhitting van 6,00 gram kwikoxide bij deze reactie?

Gegeven: m(HgO) = 6,00 g

Gevraagd: m(Hg) en m(O2)

Oplossing:

Balanceer eerst de reactie.

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. In het voorbeeld ontstond ook 4,5 mol water of 81,0 g water. We kijken nu of die vergelijking klopt: 166,7 g + 283,5 g = 369,2 g + 81,0 g? Beide sommen hebben 450,2 g als resultaat!

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.

Op vind je in het vademecum de strategie over hoe je vraagstukken oplost.

TIP

TIP

2 Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

VOORBEELDVRAAGSTUK

Gebluste kalk of calciumhydroxide reageert met 4,5 mol 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?

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

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

283,5 g

2,25 mol 4,5 mol 2,25 mol 4,5 mol /2 /2

VOORBEELDVRAAGSTUK (VERVOLG)

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 = 167 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 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.

OPDRACHT 17

Zoutzuur (HCl) reageert met 80 gram magnesiumhydroxide (Mg(OH)2). Er wordt magnesiumchloride (MgCl2) en water (H2O) gevormd.

Schrijf de reactie op en bereken hoeveel gram magnesiumchloride er wordt gevormd.

Gegeven: m(Mg(OH)2) = 80 g

Gevraagd: m(MgCl2)

Oplossing:

Voor het oplossen van vraagstukken met een gegeven stofhoeveelheid gebruik je het onderstaande stappenplan:

Stap 1: Lees het vraagstuk.

Stap 2: Analyseer wat er 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.

TIP

Waterstofchloride reageert met 50,0 g natriumhydroxide. Daarbij ontstaan keukenzout en water. Hoeveel gram zuur heb je nodig en hoeveel gram zout ontstaat er?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

Bereken hoeveel gram kaliumhydroxide (KOH) kan reageren met 15,75 g salpeterzuur (HNO3). Bij deze reactie ontstaan kaliumnitraat (KNO3) en water. Hoeveel gram zout wordt er maximaal gevormd?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

4

Hoeveel gram calciumfosfaat Ca3(PO4)2 ontstaat door de reactie van 2,7 mol calciumhydroxide (Ca(OH)2) met voldoende fosforzuur (H3PO4)? Bij deze reactie ontstaat naast calciumfosfaat ook water.

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

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 om 6,0 g waterstof-gas te bekomen?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

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?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

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?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Antwoord:

Stel dat je auto op zuiver octaan rijdt en 5 600 gram octaan verbruikt over 100 kilometer. De verbrandingsreactie kan als volgt geschreven worden: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

a Wat is de CO2uitstoot van je wagen in g/km?

b In welke klasse wordt jouw auto wordt ingedeeld?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

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.

Antwoord:

BENZINE

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?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

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?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

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.

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

Hoeveel gram zink moet reageren om onder normomstandigheden 1,5 L waterstofgas te bekomen?

Gegeven:

Gevraagd:

Oplossing:

` Meer oefenen? Ga naar .

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

CHEMISCH REKENEN

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa gemiddelde relatieve atoommassa <A r > = het gewogen gemiddelde van alle relatieve atoommassa’s van de voorkomde isotopen

molecuulmassa = de massa van een molecule de relatieve massa van een molecule = de som van alle relatieve atoommassa's in de molecule

formulemassa = de relatieve massa van een formuleeenheid = 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!

molaire massa = molecuulmassa of formulemassa, aangevuld met de eenheid g mol molverhouding = de verhouding (in mol) waarin de stoffen reageren

Hoofdstuk 3: 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

massaconcentratie γ = m V (eenheid: g L )

molaire concentratie of stofhoeveelheidsconcentratie c = n V (eenheid: mol L )

Hoofdstuk 3: Concentratie van een oplossing

verdunningsformule met water c1 · V1 = c2 · V2

Een oplossing kun je verdunnen of indampen

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

Hoofdstuk 4: Chemisch rekenen met gassen

gasvolume onder normomstandigheden

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

oplossingen (c, V)

c = n V n = c · V

n = m M

delen door molaire massa (g/mol)

aantal gram m

vermenigvuldigen met molaire massa (g/mol) m = n · M

aantal mol n

N = n · NA vermenigvuldigen met het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

aantal deeltjes N

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

n = N NA

bij n.o. Vm = 22,4 L bij n.o. 1 mol = 22,4 L n = V V m V = n · V m

gassen (V, Vm )

Hoofdstuk 5: Stoichiometrische vraagstukken (verdieping)

vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid Volg het stappenplan op p. 142.

JANOG OEFENEN

1 Begripskennis

Ik kan het verband aantonen tussen de relatieve en absolute massa van atomen.

Ik kan uitleggen met voorbeelden wat een mol materie is met behulp van de constante van Avogadro.

Ik kan het verband tussen stofhoeveelheid en molaire massa toepassen.

2 Onderzoeksvaardigheden

Ik kan het verband leggen tussen mol, molaire massa en molaire concentratie aan de hand van eenvoudige stoichiometrische berekeningen.

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

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

Ik kan het verband tussen stofhoeveelheid, molaire concentratie en massaconcentratie toepassen

` Je kunt deze checklist ook op invullen.

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!

Polaire en apolaire moleculen

LEERDOELEN

Je kunt al:

L uitleggen dat de binding tussen 2 niet-metalen een atoombinding is;

L de lewisstructuur van een molecule tekenen.

Je leert nu:

L de betekenis van elektronegativiteit begrijpen;

L bepalen of een covalente binding polair of apolair is;

L op basis van de structuur bepalen of een molecule polair of apolair is.

1 Het dipoolkarakter van water

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.

Ongeveer 70 % van het aardoppervlak 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.

OPDRACHT 1

Invloed van een geladen staaf op een straal water en n-pentaan

Werkwijze

1 Je leerkracht vult een buret met n-pentaan (C5H12) en plaatst er een beker onder. Je leerkracht brengt negatieve ladingen aan op een kunststof lat of staaf door er met een wollen of zijden doek over te wrijven.

2 De leerkracht opent het kraantje en houdt de negatief geladen staaf naast de straal n-pentaan die uit de buret loopt.

3 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.

4 Je leerkracht brengt daarna achtereenvolgens een negatieve en een positieve staaf naast een waterstraal die uit een andere buret stroomt.

DEMO

OPDRACHT 1 (VERVOLG)

Waarnemingen

1 Teken op afbeelding 67 wat je ziet.

2 Vervolledig de waarnemingen.

Duid het juiste antwoord aan.

Straal pentaan:

negatief geladen staaf: de straal pentaan wordt NIET / WEL aangetrokken door de negatieve geladen staaf positief geladen staaf: de straal pentaan wordt NIET / WEL aangetrokken door de positief geladen staaf

Waterstraal:

negatief geladen staaf: de waterstraal wordt NIET / WEL aangetrokken door de negatieve geladen staaf positief geladen staaf: de waterstraal wordt NIET / WEL aangetrokken door de positief geladen staaf

©VANIN

Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan! Of zoals het Engelse spreekwoord luidt: opposites attract.

Water (H2O) is een molecule opgebouwd uit 2 waterstofatomen (H) en een zuurstofatoom (O). Watermoleculen 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 worden verklaard doordat water zowel een positief geladen als een negatief geladen zijde of pool heeft:

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, dan 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 (C5H12) 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.

DEMO

Afb. 67 Invloed van een geladen staaf op n-pentaan en een straal water

buret gevuld met water positief geladen staaf

buret gevuld met water negatief geladen staaf

buret gevuld met n-pentaan geladen staaf

Afb. 68 Watermoleculen zijn neutraal: ze zijn niet positief of negatief geladen.

TIP

Afb. 69 n-pentaan is een apolaire molecule.

2 De elektronegativiteit

TIP

De EN-waarde vind je terug op het PSE.

12 1,2

Of een molecule polair of apolair is, hangt af van de structuur 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.

Sommige elementen (zoals metalen) staan liever elektronen af terwijl anderen (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 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.

OPDRACHT 2

Zoek de EN-waarde op in je PSE en onderzoek het verband tussen de EN van een element en de plaats van een element op het PSE.

1 Vul de tabel aan met het element met de hoogste en laagste EN.

Element EN element met hoogste EN element met laagste EN

2 Zoek de EN op van de volgende elementen en orden ze volgens stijgende elektronegatieve waarde.

Br – O – N – W – At – Er

Element EN

OPDRACHT 2 (VERVOLG)

3 Bestudeer de EN-waarde van de verschillende elementen in eenzelfde groep. Wat stel je vast?

4 Bestudeer de EN-waarde van de verschillende elementen in eenzelfde periode. Wat stel je vast?

©VANIN

5 Noteer in de pijlen of de EN in de aangegeven richting stijgt of daalt op het PSE.

H Li Be Na Mg

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn

B C N O F Ne

Al- Si P S Cl- Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In Sn Sb Te I Xe TlNh Pb FlBi Mc Po Lv At Ts Rn Og

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lu Lr He

6 Bij sommige elementen op het periodieke systeem staat geen EN. Welke elementen zijn dat?

7 Verklaar waarom erbij die elementen geen EN-waarde staat.

8 Waar op het PSE staan dus de meest elektronegatieve elementen?

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.

` Maak oefening 1 en 2 op p. 165.

3 Polariteit van de binding

OPDRACHT 3

Beantwoord de vragen.

1 Zoek de EN op van elk element in deze stoffen.

EN(H) = EN(H) = EN(S) = EN(C) = EN(S) =

HH CSS

2 Bereken het verschil in EN (ΔEN) van de atomen die door een atoombinding met elkaar zijn verbonden.

∆EN = ∆EN =

3 Welke van de atomen die met elkaar zijn verbonden door een atoombinding, trekt het hardst aan het gemeenschappelijk elektronenpaar?

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.

©VANIN

OPDRACHT 4

Onderzoek de eigenschappen van de atoombinding in HCl.

Waterstofchloride heeft als formule HCl. Het waterstofatoom is verbonden door een covalente binding met het chlooratoom.

1 Zoek de EN op van elk element in die en schrijf ze boven elk element.

EN(H) = EN(Cl) =

2 Bereken het verschil in EN van de elementen die met elkaar verbonden zijn door een atoombinding.

∆EN =

3 Welk element trekt het hardst aan de gemeenschappelijke elektronen van de atoombinding?

4 Zijn de elektronen positief of negatief geladen?

Afb. 70 Apolaire covalente binding

5 Vul aan:

Als de gemeenschappelijke elektronen van de atoombinding verschuiven in de richting van het element met de EN, dan wordt dat element gedeeltelijk geladen.

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 dat 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 dat 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.

EN(H) = 2,1EN(Cl) = 3,0 δ+ δ-

CI CICI H HH

Afb. 72 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

Afb. 71 Polaire covalente binding

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+)

` Maak oefening 3 en 4 op p. 165-166.

4

Polariteit van moleculen

©VANIN

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.

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.

Als een atoom elektronen van meerdere bindingen sterker naar zich toetrekt, dan noteren we een getal voor δ.- Een atoom dat, door zijn grotere EN-waarde, bijvoorbeeld de elektronen van 2 gebonden atomen naar zich toetrekt, zal zo een deellading 2δ- hebben.

TIP

Afb. 73 Zoutzuur (HCl) is een polaire molecule.

Ze heeft een positieve zijde (blauw) en een negatieve zijde (rood).

OPDRACHT 5

Onderzoek de polariteit van water.

De molecule water

Water is opgebouwd uit 2 waterstofatomen en een zuurstofatoom. Net zoals andere moleculen heeft water een bepaalde ruimtelijke, driedimensionale structuur. De 3 atomen bevinden zich niet op een rechte lijn (zie figuur 1), maar de molecule is ‘geknikt’ (zie figuur 2). De hoek tussen beide waterstofatomen bedraagt 104,5° (zie figuur 3).

=

= 3

1 Zoek in het PSE de EN-waarde op van waterstof en zuurstof. Noteer dat bij figuur 2.

2 Is de binding tussen waterstof en zuurstof een polaire of een apolaire binding? Motiveer je antwoord.

3 Duid de partiële ladingen in de molecule aan in figuur 3.

4 Duid aan in de structuurformule (figuur 2): a met een blauwe stip het centrum van de negatieve ladingen; b met een rode stip het centrum van de positieve ladingen.

5 Is de molecule water polair of apolair? Motiveer je antwoord.

OPDRACHT 6

Onderzoek de polariteit van koolstofdioxide.

De 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. EN(C) = EN(O) = COO CO

OPDRACHT 6 (VERVOLG)

1 Zoek in het PSE de EN-waarde op van koolstof en zuurstof. Noteer op de figuur.

2 Is de binding tussen koolstof en zuurstof een polaire of een apolaire binding? Motiveer je antwoord.

©VANIN

3 Duid de partiële ladingen in de molecule aan.

4 Duid aan:

a met een blauwe stip: het centrum van de negatieve ladingen;

b met een rood kruis: het centrum van de positieve ladingen.

5 Is de molecule koolstofdioxide polair of apolair? Motiveer je antwoord.

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.

OPDRACHT 7

Teken een aantal moleculen water in de afbuigende waterstraal wanneer die in de buurt van een positieve en negatieve staaf wordt gehouden.

OPDRACHT 8

Onderzoek de polariteit van n-pentaan.

De molecule n-pentaan heeft als formule C5H12.

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

Afb. 110 Een molecule n-pentaan

EN(C) = EN(H) =

1 Zoek in het PSE de EN-waarde op van waterstof en koolstof. Noteer dat op de figuur.

2 Is de binding tussen koolstof en waterstof een polaire of een apolaire binding? Motiveer je antwoord.

3 Duid de partiële ladingen in de molecule aan.

4 Is de molecule n-pentaan polair of apolair? Motiveer je antwoord.

Als in een molecule enkel apolaire atoombindingen voorkomen, dan zijn er geen partiële ladingen aanwezig. De molecule bevat bijgevolg ook geen negatieve en positieve pool. Een molecule met alleen maar apolaire bindingen zal daarom altijd een apolaire molecule zijn.

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

Let op: een molecule is pas een dipoolmolecule 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.

Schema 3 Polaire of apolaire moleculen

Je kunt een polaire of apolaire binding ook als volgt voorstellen:

Geiten die duwen tegen of trekken aan een paal, vertegenwoordigen een polaire binding. 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 zin 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.

` Maak oefening 5 op p. 166.

WEETJE

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.

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(e) element(en) heeft de laagste EN?

c Orden de volgende elementen volgens stijgende EN:

Al – B – Ge – Ra

Vul de tabel aan.

a Orden de elementen volgens stijgende EN en noteer de EN ernaast in de tabel hieronder:

Al – Ca – Cl – F – H – K – Li – O – P

b Schrijf bij elk element of het een metaal of een niet-metaal is.

c Wat stel je vast als je de EN van metalen vergelijkt met dat van de niet-metalen?

Element

Metaal (M) of niet-metaal (nM)

Duid aan of de atoombinding tussen de volgende elementen polair of apolair is.

Elementen

C & H

H & S

C & O

O & N

S & O

P & H

apolair

apolair

apolair

apolair

apolair

apolair

Atoombinding

polair

polair

polair

polair

polair

polair

Met welk element uit de 7de groep kan koolstof een apolaire atoombinding vormen?

Bepaal of de volgende stoffen bestaan uit polaire of apolaire moleculen.

apolair

polair … apolair

polair

apolair

polair

3D-beelden stoffen a, b en e

apolair … polair … apolair … polair

` Meer oefenen? Ga naar

Intermoleculaire krachten

LEERDOELEN

Je kunt al:

L bepalen of een atoombinding polair of apolair is;

L bepalen of een molecule polair of apolair is.

Je leert nu:

L de verschillende soorten krachten tussen moleculen onderscheiden;

L uitleggen dat intermoleculaire krachten mee het kookpunt en smeltpunt van een stof bepalen.

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.

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.

OPDRACHT 9

Onderzoek het verband tussen het kookpunt en de eigenschappen van een stof.

1 Maak een grafiek waarin je het kookpunt (y-as) uitzet ten opzichte van de relatieve massa van de molecule (x-as). Gebruik voor elke reeks een andere kleur.

Reeks Stof Kookpunt in °C De relatieve massa van de molecule

OPDRACHT 9 (VERVOLG)

3

©VANIN

4

Tabel 6 Kookpunten van enkele stoffen

2 Beantwoord de vragen.

a Bekijk de resultaten van reeks 1, 2 en 3. Wat is het verband tussen de massa en het kookpunt?

b Welke stoffen van reeks 4 zijn dipoolmoleculen en welke apolaire stoffen?

c Wat is het effect van de polariteit op het kookpunt als je stoffen met ongeveer dezelfde massa vergelijkt?

d Teken nu in de grafiek het kookpunt van water erbij. De relatieve massa van water is 18.

e Water zou in reeks 1 moeten liggen. Dat zijn allemaal verbindingen van waterstof met een element uit hoofdgroep VIa. Ligt het kookpunt in lijn van de verwachtingen op basis van a?

Je kunt het vergelijken met een zwembad vol ballen. Opblaasbare strandballen zullen sneller uit het bad vliegen dan bowlingballen van eenzelfde grootte.

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 die 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. Dat 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.

2 Intermoleculaire

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. 74 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 die krachten neemt toe met de grootte van de molecule.

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 die 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

WEETJE

OPDRACHT 10

DOORDENKER

Beantwoord het vraagstuk.

Stoffen met een kookpunt lager dan 35 °C en een vlampunt (laagste temperatuur waar een stof tot een ontbranding kan komen als ze met een ontstekingsbron in contact komt) lager dan 23 °C behoren tot de categorie ‘zeer ontvlambare vloeistoffen en dampen’. In een labo staat een vat gevuld met propaan (C3H8) en hexaan (C6H14). Het label op de vaten is onleesbaar geworden, maar de naam van de stof niet. Toch is het voldoende om de naam van de stof te weten om af te leiden welke stof zeer ontvlambaar is. Weet jij welke stof dat is?

©VANIN

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. 75 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

OPDRACHT 11

Probeer via de applet zoveel mogelijk druppels water op het muntje aan te brengen.

a Wat merk je op?

©VANIN

applet: waterstofbruggen

b Teken je waarneming.

c Probeer het in de applet nu met hexaan. Wat merk je op?

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 vier 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. 76 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.

Afb. 77 De waterstofbruggen in water zijn verantwoordelijk voor sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen.

©VANIN

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.

` Maak oefening 1 t/m 6 op p. 175-176.

Afb. 78 Oppervlaktespanning van water

De jezushagedis

sterke bindingen tussen

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.

video: jezushagedis

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 1 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 ook 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?

Afb. 81 Dichtheidsverloop van water. Zuiver water heeft de grootste dichtheid bij 4 °C.

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. 79

Afb. 80 Water dat bevriest, zet uit en kan glazen flessen doen breken.

Kruis in de onderstaande tabel aan welke intermoleculaire krachten aanwezig zijn bij de moleculen.

Londonkrachten ‘Gewone’ dipoolkrachten H-bruggen

Apolaire moleculen zoals F2, I2, H2

Polaire moleculen zoals CO

met H gebonden op een nM met een lage EN zoals HI, H2S met H gebonden op een nM met een hoge EN zoals H2O, HF

Kruis aan welke intermoleculaire krachten er aanwezig zijn tussen de moleculen van de stof.

Stof Londonkrachten Dipoolkrachten H-bruggen

ammoniak (NH3) N H H H

fluorgas (F2) FF

koolstofdioxide (CO2) COO

methanol (CH3OH) CO HH H H

joodmonochloride ICI

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 die 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 (figuur 1). Wanneer je vervolgens een tandenstoker in wat afwasmiddel dipt, en daarmee het wateroppervlak aanraakt, wijkt de peper uiteen (figuur 2). Hoe kun je dat verschijnsel verklaren?

` Meer oefenen? Ga naar .

Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

LEERDOELEN

Je kunt al:

L het verschil aangeven tussen moleculaire verbindingen en ionverbindingen;

L beschrijven dat polaire moleculen een positieve en negatieve zijde hebben;

L bepalen of moleculen polair of apolair zijn op basis van hun structuurformule;

L beschrijven welke krachten tussen polaire en apolaire moleculen heersen.

Je leert nu:

L polaire en apolaire stoffen op basis van hun oplosbaarheid in water onderscheiden;

L elektrolyten onderscheiden van nietelektrolyten;

L de processen ionisatie, hydratatie en dissociatie beschrijven;

L een ionisatie- en dissociatievergelijking opstellen;

L het verband leggen tussen bindingstype en geleidingsvermogen.

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 zullen bepalen welke stoffen kunnen worden opgelost.

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.

OPDRACHT 12

ONDERZOEK

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.

Onderzoek de oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen.

Ga naar en voer het labo uit.

OPDRACHT 13

Bekijk de video over het oplossen van een zout.

Formuleer in verschillende stappen het oplosproces van een ionverbinding.

video: zout oplossen in water

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 .

2 Andere watermoleculen richten zich met hun negatieve pool naar

3 Als de ion-dipoolinteracties zijn dan de krachten tussen de ionen, dan komen de en valt het kristal uiteen. Dat is .

4 Doordat de ionen zich omgeven met een , ontstaan er gehydrateerde . Dat verschijnsel heet .

Ionverbindingen zijn al opgebouwd uit ionen voordat ze oplossen in water. Het oplosproces in water is een

De dissociatie van een zout kun je voorstellen door de dissociatievergelijking. Die vergelijking wordt opgesteld door links van de reactiepijl de formuleeenheid van de ionverbinding te noteren en rechts van de reactiepijl de soorten ionen. Het aantal van de verschillende ionen in de formule-eenheid, schrijven we als coëfficiënt in de vergelijking. Boven de reactiepijl schrijven we H2O, omdat het die molecule is die het ionrooster dissocieert.

TIP

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

OPDRACHT 14

Noteer de dissociatievergelijking van de onderstaande zouten.

a aluminiumchloride:

b natriumhydroxide:

OPDRACHT 15

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.

Geleidbaarheid in oplossingen van ionverbindingen

Onderzoeksvraag

Hoe verschillen zuivere stoffen en oplossingen in het geleiden van de stroom?

Werkwijze

De leerkracht test of een aantal zuivere ionverbindingen en oplossingen van ionverbindingen 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.

Waarnemingen

De lamp brandt WEL / NIET als de elektroden worden gebracht in de vaste ionverbindingen.

De lamp brandt WEL / NIET als de elektroden worden gebracht in een oplossing van de ionverbindingen.

DEMO

OPDRACHT 15 (VERVOLG)

Besluit

Vaste ionverbindingen geleiden

Ionverbindingen die oplossen, geleiden

Reflectie

a Verklaar je waarneming.

b DOORDENKER: Zouten hebben hoge smeltpunten. Het smeltpunt van keukenzout (NaCl) bedraagt 801 °C.

Zal een gesmolten zout de elektrische stroom geleiden? Verklaar je antwoord.

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 iondipoolinteracties tussen ionen.

Iondipoolinteracties overwinnen krachten tussen ionen in rooster niet: slecht oplosbaar zout

Iondipoolinteracties 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

` Maak oefening 1 op p. 191.

2 Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen

OPDRACHT 16

ONDERZOEK

Onderzoek de oplosbaarheid van polaire en apolaire moleculen in polaire en apolaire oplosmiddelen.

Ga naar en voer het labo uit.

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. 82 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 bijgevolg 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.

Afb. 83 Door de sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen, kunnen apolaire moleculen er niet tussen.

Afb. 84 Polaire moleculen lossen op in polaire oplosmiddelen, omdat tegengesteld geladen polen van oplosmiddel en opgeloste stof elkaar aantrekken.

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.

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 zinken als hun massadichtheid groter is.

Afb. 85 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

` Maak oefening 2 t/m 6 op p. 191-192.

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, dus heb je 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. 86 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 (zie afbeelding 87). 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.

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.

zeepmolecule polaire/ geladen kop apolaire staart

Afb. 87 De werking van zeep vet oppervlak

3

van zuren en ammoniak

3.1 Ionisatie algemeen

OPDRACHT 17

©VANIN

ONDERZOEK

Onderzoek welke stoffen of oplossingen de stroom geleiden.

Ga naar en voer het labo uit.

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.

OPDRACHT 18

Formuleer in verschillende stappen de ionisatie van een zuur.

1 De ionen zijn nog in de molecuulstructuur van het zuur voordat het in water oplost.

2 De zuurmolecule met een polaire atoombinding wordt omgeven door

3 Door de van de watermoleculen wordt de binding tussen waterstof en het zuurrest verbroken. Beide elektronen van de atoombinding .

4 Het proton wordt gebonden op waardoor ontstaan Het zuur valt uiteen in een en een . We spreken van

OPDRACHT 19

Stel de ionisatievergelijkingen voor.

1 Zoutzuur heeft als formule HCl.

Als je zoutzuur oplost in water, dan wordt de atoombinding tussen waterstof en chloor verbroken.

H HH

OCI

©VANIN

a Duid de partiële ladingen aan in de watermolecule en de molecule zoutzuur.

b Duid met een stippellijn de dipoolkracht aan tussen de watermolecule en de zuurmolecule.

c Teken de deeltjes die ontstaan door reactie tussen de zuurmolecule en de watermolecule.

d Benoem de deeltjes die ontstaan door die reactie.

e Schrijf de ionisatievergelijking van zoutzuur.

2 Zwavelzuur

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

HO SO O O OH

a Duid met een stippellijn de dipoolkracht aan tussen de watermolecule en de zuurmolecule.

b Teken de deeltjes die ontstaan door reactie tussen de zuurmolecule en de watermolecule.

c Benoem de deeltjes die ontstaan door die reactie.

d Schrijf de ionisatievergelijking van: de eerste reactie;

de tweede reactie; zwavelzuur.

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 hydroxideion ontstaat. De beide elektronen van het niet-bindende elektronenpaar van N worden vervolgens gebruikt om dat proton te binden op de molecule ammoniak, waardoor een positief ammoniumion (NH4+) wordt gevormd.

De ionisatievergelijking van ammoniak wordt dan NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Stoffen die bestaan uit neutrale moleculen, zoals zuren of ammoniak, kunnen aanleiding geven tot een oplossing die ionen bevat. Het verschijnsel waarbij ionen ontstaan uit ongeladen moleculen, noemen we ionisatie. 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 hydroxide-ionen.

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 niet-elektrolyten

` Maak oefening 7 en 8 op p. 192.

TIP

Afb. 88 Het vrije elektronenpaar van stikstof wordt gebruikt om een waterstof afkomstig van water te binden.

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-). We noemen dat de auto-ionisatie van water.

©VANIN

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+'

OPDRACHT 20

ONDERZOEK

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[H3O+] = [OH-]

Een oplossing waar de concentratie aan H3O+ gelijk is aan de concentratie aan OH-, noemen we een neutrale oplossing.

Onderzoek het verband tussen de zuurtegraad en de hoeveelheid van bepaalde ionen.

Benodigdheden

Materiaal

1 beker

Stoffen

digitale pH-meter … een paar druppels azijn … natriumhydroxide (0,1 mol L )

Werkwijze

1 Neem een beker en vul die met gedemineraliseerd water.

VEILIGHEIDSVOORSCHRIFT

Check steeds goed de veiligheidsmaatregelen en gevaren van alle stoffen en materialen.

2 Meet de pH met de digitale pH-meter en noteer je waarneming.

3 Voeg enkele druppels azijn toe aan het water en meet de pH opnieuw.

4 Voeg een extra hoeveelheid azijn toe en meet de pH opnieuw.

5 Maak de beker leeg en spoel het grondig.

6 Spoel de elektroden van de digitale pH-meter af.

7 Vul de beker met gedemineraliseerd water.

8 Voeg enkele druppels van de NaOH-oplossing toe, roer en lees de pH opnieuw af.

9 Voeg nog enkele druppels van de NaOH-oplossing toe, roer en lees de pH van de oplossing opnieuw af.

TIP

OPDRACHT 20 (VERVOLG)

ONDERZOEK

Waarnemingen

a pH van gedemineraliseerd water:

b pH van een oplossing met azijnzuur:

c pH van een oplossing met meer azijnzuur:

d pH van een oplossing met NaOH:

e pH van een oplossing met meer NaOH:

Verwerking

In een neutrale oplossing zijn naast watermoleculen positieve en negatieve aanwezig.

Wanneer zuren oplossen in water, ze in een negatief en een positief . Als een zuur oplost in water, verhoogt de concentratie aan HYDROXONIUMIONEN / HYDROXIDE-IONEN in de oplossing. De pH van een dergelijke oplossing wordt dan

Wanneer hydroxiden oplossen in water, ze in positieve en negatieve . Hierdoor verhoogt de concentratie aan HYDROXONIUMIONEN / HYDROXIDE-IONEN in de oplossing. De pH van een dergelijke oplossing wordt dan

Besluit

Een oplossing met meer hydroxoniumionen dan een neutrale oplossing heeft een pH KLEINER / GROTER dan 7.

Een oplossing met meer hydroxide-ionen dan een neutrale oplossing heeft een pH KLEINER / GROTER dan 7.

OPDRACHT 21

DOORDENKER

Hoe verandert de zuurtegraad als ammoniak in water opgelost wordt?

©VANIN

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.

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.

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

Dat betekent dat de concentratie hydroxoniumionen stijgt als de concentratie aan hydroxide-ionen daalt en omgekeerd.

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 OH- toeneemt, dan wordt de concentratie aan H3O+ kleiner dan 10-7 mol L , waardoor de pH groter wordt dan 7.

©VANIN

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. 89 Het verband tussen de concentratie van protonen en de pH

WEETJE

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 hebben een pH < 7 omdat [H3O+] > [OH-].

Basische oplossingen hebben een pH > 7 omdat [H3O+] < [OH-].

` Maak oefening 9 op p. 193.

Geef de dissociatievergelijking van de volgende ionverbindingen.

a natriumfluoride

b Mg(NO3)2

c aluminiumsulfide

d kaliumcarbonaat

e K2SO4

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?

Lossen de stoffen op in water of in benzine (*een mengsel van apolaire koolwaterstoffen)?

1 Bepaal het verschil in elektronegativiteit.

2 Over welke soort binding gaat het: polair of apolair?

3 Wat is de aard van de stof: polair of apolair?

4 Lost de stof op in water of in benzine?

5 Duid in de lewisstructuren de partiële ladingen aan.

Stoffen ΔEN Soort binding Aard van de stof Oplosbaar in water of benzine*?

Welke stoffen lossen op in water en welke stoffen lossen op in n-pentaan?

dijood, ethaan, KOH, NH3, salpeterzuur (HNO3)

a in water:

b in pentaan:

Bekijk de structuurformule van ammoniak en salpeterzuur bij het extra materiaal op . TIP

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. Het water kleurt blauw, de maïsolie niet. Is inkt een mengsel opgebouwd uit polaire of apolaire moleculen?

Kun je een pan waarin je spek hebt gebakken, proper maken met alleen maar water?

Verklaar je antwoord.

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.

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:

a bevinden zich hydroxoniumionen?

b bevinden zich hydroxide-ionen?

c is de concentratie hydroxoniumionen groter dan 107 mol L ?

d is de concentratie aan hydroxide-ionen kleiner dan 107 mol L ?

` Meer oefenen? Ga naar .

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

©VANIN

NOTITIES

Hoofdstuk 1: Polaire en apolaire bindingen en moleculen elektronegativiteit (EN) = waarde die neiging weergeeft om elektronen naar zich toe te trekken

Een polaire atoombinding ontstaat als ∆EN > 0,5. Door een polaire atoombinding ontstaan partieel positieve (δ+) en partieel negatieve (δ-) ladingen.

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

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. waterstofbruggen: sterke dipoolkracht en tussen een H-atoom, gebonden aan 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

1 Begripskennis

Ik kan beschrijven wat een polaire en apolaire atoombinding is.

Ik kan beschrijven wat een polaire en apolaire molecule is.

Ik kan de verschillende intermoleculaire krachten (Londonkrachten, dipoolkrachten, waterstofbruggen, ion-dipoolinteracties) uitleggen aan de hand van voorbeelden.

Ik kan uitleggen hoe het proces van dissociatie, ionisatie en hydratatie gebeurt.

Ik kan aangeven wat elektrolyten en niet-elektrolyten zijn.

Ik kan de oplosbaarheid van zouten, polaire en apolaire stoffen in polaire en apolaire oplosmiddelen toelichten

Ik kan het verschil aangeven tussen zure, neutrale, basische oplossing in termen van de concentratie aan H3O+-ionen en OH--ionen.

Ik kan een verschil in kookpunt- en smeltpunt van stoffen verklaren op basis van intermoleculaire krachten.

2 Onderzoeksvaardigheden

Ik kan onderzoeken of atoombinding polair of apolair is met behulp van de elektronegatieve waarde.

Ik kan onderzoeken of verbinding polair of apolair is op basis van de structuurformule.

Ik kan de dissociatie van een ionverbinding en ionisatie van een molecule voorstellen door middel van een dissociatie- of ionisatievergelijking.

Ik kan beschrijven hoe de ionisatie van van zuren en ammoniak verloopt.

Ik kan verklaren waarom oplossingen van zouten, zuren en ammoniak de stroom geleiden.

Ik kan voorspellen of ionverbindingen, polaire of apolaire stoffen zullen oplossen in een polair of apolair oplosmiddel.

` Je kunt deze checklist ook op invullen.

JANOG OEFENEN

REACTIESOORTEN 05 THEMA

Bosbranden komen regelmatig in het nieuws. Vaak zijn ze moeilijk onder controle te krijgen. Je weet ondertussen al dat een verbranding een chemische reactie is tussen bijvoorbeeld een koolstofverbinding en zuurstofgas, waarbij een van de eindproducten koolstofdioxide is. Maar over welke soort chemische reactie gaat het hier specifiek?

` Kunnen we chemische reacties nog verder onderverdelen?

` Hoe noteren we die chemische reacties?

` Welke specifieke kenmerken hebben die soorten chemische reacties?

We zoeken het uit!

Soorten chemische reacties

LEERDOELEN

Je kunt al:

L het oxidatiegetal van een element bepalen;

L het onderscheid maken tussen een chemisch en een fysisch proces;

L ionisatie- en dissociatievergelijkingen van stoffen in water schrijven;

L zuur-base-indicatoren gebruiken;

L een zure, basische en neutrale oplossing van elkaar onderscheiden.

Je leert nu:

L een chemische reactie classificeren als redoxreactie of ionuitwisselingsreactie;

L een chemische reactie classificeren als een neerslag-, gasontwikkelings- of neutralisatiereactie.

Je kent ondertussen het verschil tussen chemische en fysische reacties. Een chemisch proces (of een chemische reactie) is een reactie waarbij na de reactie andere stoffen worden gevormd. Een fysisch proces is een proces waarbij de beginstoffen achteraf opnieuw terug te vinden zijn. In de lessen fysica ga je verder onderzoeken hoe zo’n fysisch proces werkt. In dit hoofdstuk leer je hoe je chemische reacties nog verder kunt onderverdelen.

We kunnen chemische reacties nog verder onderverdelen.

Een mogelijke, veel gebruikte onderverdeling is de verdeling op basis van een verandering van de oxidatiegetallen van de elementen. We bekijken dit even aan de hand van enkele chemische reacties, waarbij we de oxidatiegetallen van de elementen in de stoffen bepalen:

De reactie tussen bakpoeder en zoutzuur

+ HCl → H2O + CO2 + NaCl

OPDRACHT 1

Het roesten van ijzeren nagels 2

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3

OG: 0 0 +I -II +III -II +I

De verbranding van methaan 3

CH4 + O2 → CO2 + H2O

OG: -IV +I 0 +IV -II +I -II

De vorming van stalagtieten en stalagmieten 4

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2CO3

OG: +II +I +IV -II +II +IV -II +I +IV -II

Als we reactie 2 en 3 bekijken, dan zien we dat sommige elementen van oxidatiegetal veranderen. Zo is in reactie 2 het oxidatiegetal van ijzer voor de reactie nul, terwijl het na de reactie gelijk is aan +III. Het element zuurstof heeft een oxidatiegetal 0 voor de reactie, maar een oxidatiegetal –II na de reactie. We noemen dat soort chemische reacties redoxreacties. Bij een redoxreactie hoeven niet alle elementen van een oxidatiegetal te veranderen. Zo wijzigt het OG van het element H in reactie 2 niet.

Bij reactie 1 en 4 zien we dat het oxidatiegetal van elk van de elementen, voor en na de reactie, niet verandert. Zo is het oxidatiegetal van natrium in de stof NaHCO3 en in de stof NaCl gelijk aan +I. En dat geldt voor alle elementen in deze reacties. Er worden echter wel nieuwe (andere) stoffen gevormd. We noemen dat ionuitwisselingsreacties

Bekijk volgende chemische reacties.

a Bepaal in kolom 1 de oxidatiegetallen van alle elementen in de reactievergelijking.

b Noteer in kolom 2 of het hier gaat om een ionuitwisselingsreactie of redoxreactie.

Reactievergelijking

2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2

OG: … ionuitwisselingsreactie … redoxreactie

CaCl2 + Na2CO3 → 2 NaCl + CaCO3

OG: … ionuitwisselingsreactie … redoxreactie

2 Classificatie ionuitwisselingsreacties aan de hand van waarnemingen

OPDRACHT 2

ONDERZOEK

Onderzoek nu zelf enkele ionuitwisselingsreacties.

Ga naar en voer het labo uit.

©VANIN

WEETJE

Subscripts bij stoffen in reacties:

(aq) = opgelost in water

(v) of (s) = vast

(vl) of (l) = vloeibaar

(g) = gasvormig

Binnen de ionuitwisselingsreacties kunnen we nog een verder onderscheid maken op basis van de eigenschappen van de gevormde producten:

1 Een neerslagreactie kun je herkennen aan de vorming van een neerslag (een slecht oplosbare stof) op de bodem van je proefbuis. In een chemische reactie wordt dat voorgesteld met een pijl naar beneden (↓) achter de chemische formule van de stof die neerslaat. In een reactievergelijking kan het ook aangeduid worden met de subscripts (v) of (s) bij de stof.

2 Een gasontwikkelingsreactie kun je herkennen aan het ontsnappen van gasbelletjes uit de proefbuis. In een chemische reactie wordt dat voorgesteld met een pijl naar boven (↑) achter de chemische formule van de stof die ontsnapt. In een reactievergelijking kan het ook aangeduid worden met het subscript (g) bij de stof.

3 Een neutralisatiereactie is een reactie tussen een zuur en een base waarbij water gevormd wordt.

Opmerkingen:

Sommige chemische reacties kunnen ook een combinatie van de bovenstaande reacties vertonen en bijvoorbeeld zowel een neerslag vormen als een neutralisatiereactie zijn. We komen hier in het volgende hoofdstuk op terug.

—Ook bij redoxreacties kunnen er gassen gevormd worden. Op die manier zou je deze redoxreacties dus ook kunnen indelen bij de gasontwikkelingsreacties. Dit toont nogmaals aan dat chemie niet helemaal zwart-wit is.

—Een reactie tussen een zuur en een base kan leiden tot een neutrale oplossing (pH = 7). De term neutralisatie verwijst echter naar de H+-ionen die samen met de OH--ionen water vormen en niet naar een neutrale pH

VOORBEELD CLASSIFICEREN VAN IONUITWISSELINGSREACTIES

1 De reactie tussen zoutzuur en zilvernitraat in waterig midden:

HCl (aq) + AgNO3 (aq) → HNO3 (aq) + AgCl (s)

De afkorting (aq) bij de stoffen toont aan dat de stoffen goed oplossen in water (en de componenten dus vrije ionen vormen in water).

©VANIN

De afkorting (s) bij de stof zilverchloride toont aan dat de stof onder zijn vaste vorm voorkomt in water. Dat wil zeggen dat dit een neerslag vormt.

Een andere manier van noteren is als volgt:

HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl ↓

Dit is een voorbeeld van een neerslagreactie

2 De reactie tussen zoutzuur en bakpoeder in waterig midden:

HCl (aq) + NaHCO3 (aq) → H2O + CO2 (g) + NaCl (aq)

Het subscript (aq) achter de stoffen toont aan dat de stoffen goed oplossen in water (en de componenten dus vrije ionen vormen in water).

Bij de stof H2O (water) staat geen subscript, aangezien dit het oplosmiddel zelf is.

Het subscript (g) bij de stof koolstofdioxide toont aan dat deze stof als een gas voorkomt, en dus zal ontsnappen uit de oplossing.

Een andere manier van noteren is als volgt:

HCl + NaHCO3 → H2O + CO2 ↑ + NaCl

Dit is een voorbeeld van een gasontwikkelingsreactie

3 De reactie tussen zoutzuur en natriumhydroxide in waterig midden:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O

Het subscript (aq) achter de stoffen toont opnieuw aan dat de stoffen goed oplossen in water (en de componenten dus vrije ionen vormen in water).

Daarnaast zien we dat er, door de reactie tussen een zuur (HCl) en een base (NaOH) water wordt gevormd.

Een andere manier van noteren is als volgt: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Dit is een voorbeeld van een neutralisatiereactie

OPDRACHT 3

Bekijk de onderstaande voorstellingen van ionuitwisselingsreacties.

Classificeer de ionuitwisselingsreacties als neerslagreactie, gasontwikkelingsreactie en/of neutralisatiereactie.

Voorstelling ionuitwisselingsreactie Neerslagreactie, gasontwikkelingsreactie of neutralisatiereactie?

1

2

3

4

zuur basischwater + zout

neerslagreactie

gasontwikkelingsreactie

neutralisatiereactie

neerslagreactie

gasontwikkelingsreactie

neutralisatiereactie

neerslagreactie

gasontwikkelingsreactie

neutralisatiereactie

neerslagreactie

gasontwikkelingsreactie

neutralisatiereactie

fysisch proces chemische reactie andere stoffen gevormd na reactie

ionuitwisselingsreactie

OG elementen verandert niet

neerslagreactie na reactie: slecht oplosbare stof gevormd die naar de bodem zakt ↓ of indicatie (s) of (v) achter de stof in de reactievergelijking

` Maak oefening 1 en 2 op p. 203-204.

gasontwikkelings-reactie na reactie: gas gevormd dat uit de oplossing ontsnapt ↑ of indicatie (g) achter de stof in de reactievergelijking

OG bepaalde elementen verandert na reactie

neutralisatiereactie reactie tussen zuur en base waarbij water gevormd wordt redoxreactie

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CO2 (g) + CaCl2 (aq) + H2O

Gaat het om een ionuitwisselingsreactie of een redoxreactie?

Tip: controleer aan de hand van 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 + O2 → 2 H2O

h AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

i H+ + OH- → H2O

j 2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2

Welke soort ionuitwisselingsreactie wordt hier voorgesteld?

een gasontwikkelingsreactie – een neerslagreactie – een neutralisatiereactie

a Grotvorming: stalagmieten en stalactieten worden gevormd door de aanwezigheid van Ca2+- en CO32-ionen in het insijpelende regenwater.

b De reactie tussen looddinitraat en kaliumjodide in waterig midden.

2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq):

c Het opsporen van chloride-ionen in water door de toevoeging van zilvernitraat.

2 AgNO3 + CaCl2 → 2 AgCl ↓+ Ca(NO3)2:

d Als je zoutzuur op een stuk marmer (calciumcarbonaat) giet, ontstaat een gas. Wanneer dat gas door kalkwater wordt geleid, wordt het kalkwater troebel.

CaCO3 (aq) + HCl (aq) → H2O + CO2 (g) + CaCl2 (aq):

e In draagbare blusapparaten wordt natriumcarbonaat in combinatie met zoutzuur gebruikt. Door reactie met zoutzuur ontstaat koolstofdioxide.

Na2CO3 + HCl → H2O + CO2 ↑+ NaCl:

f Een oplossing van gebluste kalk (calciumhydroxide) en waterstofnitraat worden samengevoegd. Wat neerslag of gasvorming betreft, is er niets waarneembaar.

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → 2 H2O + Ca(NO3)2:

` Meer oefenen? Ga naar

Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L het onderscheid maken tussen een neerslagreactie, gasontwikkelingsreactie en/of neutralisatiereactie aan de hand van reactievergelijkingen of waarnemingen;

L ionisatie- en dissociatievergelijkingen van stoffen in water noteren;

L zuur-base-indicatoren gebruiken;

L een zure, basische en neutrale oplossing van elkaar onderscheiden.

Je leert nu:

L met een oplosbaarheidstabel voorspellen of een combinatie van stoffen leidt tot een onoplosbare stof;

L de vergelijking van een neerslagreactie opstellen;

L de vergelijking van een gasontwikkelingsreactie opstellen;

L de vergelijking van een neutralisatiereactie opstellen;

L chemische reacties classificeren als neerslag-, gasontwikkelings- of neutralisatiereactie.

1 Algemene notatie

In het eerste hoofdstuk heb je de ionuitwisselingsreacties leren herkennen. We maakten een onderscheid tussen gasontwikkelingsreacties, neerslagreacties en neutralisatiereacties. Maar kunnen we deze 3 soorten reacties ook zelf voorspellen en uitschrijven?

1.1 Visuele weergave

De verschillende ionuitwisselingsreacties kunnen we voorstellen door middel van een visuele weergave. Als we waterige oplossingen van 2 elektrolyten AB en CD samenvoegen, dan brengen we vier ionen samen in eenzelfde reactievat: A+, B-, C+ en D-. In dit reactievat kunnen de negatieve ionen van de ene stof een verbinding maken met de positieve ionen van de andere stof (en omgekeerd). Bekijk op de volgende pagina de interacties die kunnen optreden.

1 Neerslagreacties

De nieuwe combinatie is een stof die weinig oplost in water. We merken een troebeling die na een tijdje naar de bodem zakt, bezinkt en een neerslag vormt.

©VANIN

Afb. 90 Visuele weergave neerslagreactie

2 Gasontwikkelingsreacties

De nieuwe combinatie is een gas dat weinig oplost in water. We merken gasbelletjes op die uit de oplossing opstijgen.

Afb. 91 Visuele weergave gasontwikkelingsreactie

3 Neutralisatiereacties

Bij het samenvoegen van een zuur (pH < 7) en een base (pH > 7) combineren de waterstofionen (H+) van het zuur met de hydroxide-ionen (OH-) van het hydroxide tot water (H2O).

Afb. 92 Visuele weergave neutraliteitsreactie

Opmerkingen:

—Het is ook mogelijk dat alle ionen een nieuwe combinatie aangaan. In dat geval gebeuren er gelijktijdig 2 chemische reacties.

—Het kan ook zijn dat er geen chemische reactie optreedt. De stoffen worden dan alleen gemengd, wat een fysisch proces is. Er ontstaat geen nieuwe combinatie tussen de tegengesteld geladen ionen (alle ionen blijven gedissocieerd in de oplossing).

Afb. 93 Visuele weergave fysisch proces

Hoe weet je of een stof slecht oplost in water? Dat leer je in het volgende onderdeel. TIP

1.2

Weergave met behulp van reactievergelijkingen

Ionuitwisselingsreacties kunnen, naast een visuele weergave, ook in 3 soorten reactievergelijkingen weergegeven worden:

1 de stoffenreactievergelijking (SR) = reactievergelijking waarbij alle stoffen als formule worden weergegeven in de reactie

2 de ionenreactievergelijking (IR) = reactievergelijking waarbij alle stoffen die dissociëren of ioniseren ook als ionen worden weergegeven in de reactie

3 de essentiële reactievergelijking (ER) = reactievergelijking waarbij alleen de ionen die een nieuwe stof vormen, behouden blijven.

Om de correcte reactievergelijkingen van een ionuitwisselingsreactie te noteren, doorloop je best het volgende stappenplan:

STAP 1: Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia.

©VANIN

STAP 2: Combineer de vrije ionen tot nieuwe verbindingen. Zorg dat de wet van behoud van atomen gerespecteerd wordt en denk aan de kruisregel bij de vorming van hydroxiden en zouten (zie thema 01). Noteer welke reactieproducten slecht oplosbaar zijn (neerslag of gas) en noteer in de vergelijking met een ↓ (neerslag) of ↑ (gas). Je noteerde nu de stoffenreactievergelijking (SR).

STAP 3: De vrije ionen die aanleiding geven tot de neerslag, het gas of water, zijn de componenten die als stof behouden blijven in de ionenreactievergelijking. De andere vrije ionen blijven onder hun ion-vorm in de vergelijking staan. Je noteerde nu de ionenreactievergelijking (IR)

STAP 4: Vereenvoudig de ionenreactievergelijking en behoud alleen de onderdelen die aanleiding geven tot de neerslag, het gas of de vorming van water. Dit is de essentiële reactievergelijking (ER)

Opmerkingen in verband met de essentiële reactievergelijking:

—In het geval van een neerslagreactie zijn het de ionen die de neerslag vormen. In het geval van de gasontwikkelingsreactie zijn het de ionen die het gas vormen. En bij een neutralisatiereactie is de essentiële reactievergelijking altijd dezelfde: het zijn altijd H+ en OH- -ionen die samen combineren tot de vorming van water.

—Als er tijdens een chemische reactie geen neerslag, gas of water gevormd wordt, dan zal er ook geen essentiële reactie optreden.

—Zoals eerder vermeld, kunnen er tegelijkertijd 2 ionuitwisselings-reacties plaatsvinden. Je noteert dan ook beide essentiële reactievergelijkingen afzonderlijk.

OPDRACHT 4

Noteer de reactievergelijkingen van de ionuitwisselingsreactie.

De reactie tussen zoutzuur (HCl) en zilvernitraat (AgNO3) zorgt voor de vorming van het zuur waterstofnitraat (HNO3) en de neerslag zilverchloride (AgCl). Volg het stappenplan.

STAP 1

We bekijken eerst de reagentia: HCl is een zuur, dus spreken we van een ionisatievergelijking

AgNO3 als zout dissocieert in ionen volgens de dissociatievergelijking

STAP 2

We bekijken de reactieproducten: H+ kan reageren met NO3- ter vorming van het zuur HNO3.

Ag+ vormt met Cl- het slecht oplosbaar zout AgCl. We noteren het dus als een neerslag in de stoffenreactievergelijking

STAP 3

We gaven aan dat het zuur HNO3 werd gevormd. Zuren ioniseren echter in water, waardoor de ionen H+ en NO3- als vrije ionen naast elkaar blijven bestaan.

We noteren dat dan in een ionenreactievergelijking

STAP 4

Vereenvoudigen we de ionenreactievergelijking, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking.

In de ionenreactievergelijking zien we dat alleen de ionen Ag+ en Cl- tot een nieuwe stof reageren.

Opmerking:

Je ziet dat je de ER gemakkelijk kan afleiden uit de IR door de gelijke ionen links en rechts van de reactiepijl te schrappen. IR: H+ + Cl- + Ag+ + NO3- → H+ + NO3- + AgCl ↓

ER: Ag+ + Cl- → AgCl ↓

2

Neerslagreacties

Verbindingen

2.1 Oplosbaarheid in water: gebruik van de oplosbaarheidstabel

Wanneer we kijken naar reacties met stoffen in water, is het belangrijk om te weten welke stoffen effectief vrije ionen vormen in water en welke stoffen slecht oplosbaar zijn (en dus geen vrije ionen zullen vormen). Een globale indeling voor oplosbaarheid is:

goed oplosbaar: > 10 g L

matig oplosbaar: 1 - 10 g L

slecht oplosbaar: < 1 g L

De oplosbaarheid van stoffen kan worden beïnvloed door externe factoren zoals temperatuur. De oplosbaarheid van vaste stoffen is groter bij een hogere temperatuur. Voor gassen geldt het tegenovergestelde. Aangezien een hogere temperatuur ervoor zorgt dat de moleculen sneller bewegen, betekent dat dat ze makkelijker uit de oplossing kunnen ontsnappen.

Tabel 7 geeft een overzicht van de oplosbaarheid van verbindingen in water. Deze tabel werd via experimentele vaststellingen opgesteld en mag je altijd gebruiken.

Goed oplosbaar

verbindingen met Na+ verbindingen met K+ verbindingen met NH4+ alle alle alle-

Zouten van:

nitraat (NO3-) bromide (Br-) chloride (Cl-) jodide (I-) sulfaat (SO42-) sulfiet (SO32-) sulfide (S2-) fosfaat (PO43-) carbonaat (CO32-)

alle alle, behalve → alle, behalve → alle, behalve → alle, behalve →

Na+, K+, NH4+

Na+, K+, NH4+, Mg2+, Ba2+, Ca2+

Na+, K+, NH4+

Na+, K+, NH4+ -

Slecht oplosbaar

Ag+, (Hg+, Pb2+: matig)

Ag+, (Hg+, Pb2+: matig)

Ag+, (Hg+, Hg2+ en Pb2+: matig)

Ba2+, (Pb2+, Ca2+: matig)

Fe2+, Zn2+, Cu2+, Ca2+, Pb2+, Hg+, Ag+, (Mg2+: matig) alle andere alle andere alle andere hydroxide (OH-) groep IA, beperkter voor groep IIA andere groepen

Tabel 7 Oplosbaarheidstabel

OPDRACHT 5

Bepaal de oplosbaarheid van een zout.

1 Is magnesiumsulfaat goed oplosbaar in water of zal het een neerslag vormen? Bekijk het voorbeeld.

Symbolische voorstelling: MgSO4 MgSO4 is een combinatie van de ionen Mg2+ en SO42Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat deze combinatie een goed oplosbaar zout is.

©VANIN

2 Zijn deze zouten goed oplosbaar in water? Vul de tabel aan.

Symbolische voorstelling Systematische naam Oplosbaar in water (ja/neen)?

AgCl … ja … nee

ammoniumsulfide … ja … nee

2.2 Neerslagreacties opstellen

Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. Die reactie noemen we een ionenuitwisselingsreactie. Die nieuwe verbindingen kunnen een slecht oplosbaar zout vormen. In dat geval ontstaat er een neerslag. De reactie noemen we dan een neerslagreactie. Er kunnen tegelijkertijd ook 2 nieuwe slecht oplosbare zouten gevormd worden. Met behulp van het stappenplan en de oplosbaarheidstabel kunnen we de bijbehorende vergelijkingen opstellen.

Dankzij de typische kleur van bepaalde neerslagen worden neerslagreacties gebruikt om de aanwezigheid van bepaalde ionen aan te tonen.

De neerslagreactie op afbeelding 94 laat bijvoorbeeld toe om Pb2+-ionen in bodemstalen te identificeren door toevoeging van een KI-oplossing. Omgekeerd kan door middel van een Pb(NO3)2-oplossing de aanwezigheid van I– worden aangetoond. De aanwezigheid van Pb2+-ionen in bodemstalen of in je drinkwater is niet gewenst: in het oude Rome stierven de rijken vaak eerder dan de arme inwoners. Toch hadden rijke Romeinen veel meer nutsvoorzieningen, terwijl de armen op elkaar gepakt in kazernes woonden. Wat bleek nu? De rijke Romeinen gebruikten loden buizen om het drinkwater in hun woningen binnen te brengen. Velen stierven dan ook een pijnlijke dood door loodvergiftiging.

Afb. 94 Typische gele kleur van PbI2

WEETJE

OPDRACHT 6

Noteer de reactievergelijkingen van de ionuitwisselingsreactie.

Als een oplossing van looddinitraat wordt samengevoegd met een kaliumjodide-oplossing, dan ontstaat er een gele neerslag. Volg het stappenplan om aan te tonen welke stof die neerslag vormt.

STAP 1 Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia

Beide reagentia zijn zouten, dus we noteren de dissociatievergelijking van beide stoffen:

Dissociatievergelijking kaliumjodide:

Dissociatievergelijking looddinitraat:

STAP 2 Noteer de stoffenreactievergelijking

We bekijken de reactieproducten: K+ kan reageren met NO3- ter vorming van het goed oplosbare zout KNO3. In de oplosbaarheidstabel zien we immers dat alle zouten met K+ goed oplosbaar zijn.

Pb2+ vormt met I- het slecht oplosbaar zout PbI2 (zoals we zien in de oplosbaarheidstabel). We noteren dat dus als een neerslag in de stoffenreactievergelijking. Daarnaast houden we ook rekening met de wet van behoud van atomen.

STAP 3 Noteer de ionenreactievergelijking

We gaven aan dat het goed oplosbare zout KNO3 werd gevormd, dat wil zeggen dat de ionen K+ en NO3- als vrije ionen naast elkaar blijven bestaan.

De ionenreactievergelijking ziet er dan als volgt uit:

STAP 4 Noteer de essentiële reactievergelijking

Vereenvoudigen we de ionenreactievergelijking, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking.

In de ionenreactievergelijking zien we dat alleen de ionen Pb2+ en I- tot een nieuwe stof reageren, waardoor de essentiële reactievergelijking van deze reactie als volgt wordt genoteerd:

OPDRACHT 7 DOORDENKER

Op welke manier kunnen neerslagreacties gebruikt worden bij het bepalen van de aanwezigheid van chloride-ionen?

Drinkwater (en zwembadwater) wordt vaak behandeld met chloorzouten om bacteriën te doden. Een teveel aan chloride-ionen in je drinkwater zorgt niet alleen voor een slechte geur en smaak, maar het kan ook irritatie aan de luchtwegen veroorzaken. De aanwezigheid van chlorideionen kan aangetoond worden door de toevoeging van zilvernitraat. Kun je die reactie bewijzen? Gebruik het stappenplan.

dissociatievergelijking zilvernitraat:

dissociatievergelijking calciumchloride: stoffenreactievergelijking: ionenreactievergelijking: essentiële reactievergelijking:

3 Gasontwikkelingsreacties

©VANIN

3.1 Veelvoorkomende gassen in chemische reacties

Om een chemische reactie te herkennen als een ionuitwisselingsreactie waarbij een gas gevormd wordt, is het belangrijk om te weten welke stoffen gassen zijn. Hieronder vind je een tabel met veel voorkomende gassen die bij chemische reacties ontstaan en die je moet onthouden

Formule Naam

Formule Naam

H2 waterstofgas – diwaterstof CO2 koolzuurgas - koolstofdioxide

O2 zuurstofgas – dizuurstofNH3 ammoniak

N2 stikstofgas – distikstof SO2 zwaveldioxide

Cl2 chloorgas – dichloor NO2 stikstofdioxide

H2Swaterstofsulfide

Tabel 8 Veelvoorkomende gassen die ontstaan bij chemische reacties

Onthoud bovendien dat sommige moleculen, in een waterige oplossing, spontaan ontbinden. Zo treden de volgende chemische reacties (spontaan) op in waterig midden:

De ontleding van waterstofcarbonaat: H2CO3 → H2O + CO2↑

De ontleding van ammoniumhydroxide: NH4OH → H2O + NH3↑

OPDRACHT 8

3.2 Gasontwikkelingsreacties opstellen

Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. Die nieuwe verbindingen kunnen gassen zijn. In dat geval spreken we van een gasontwikkelingsreactie. Deze reactie kunnen we, via het stappenplan op p. 207, opstellen.

Als je zoutzuur op een stuk marmer (calciumcarbonaat) giet, dan ontstaat er een gas. Wanneer we dat gas door kalkwater leiden, wordt het kalkwater troebel. Dat is een indicatie dat er CO2-gas werd gevormd.

Volg het stappenplan om de reactievergelijkingen van de ionuitwisselingsreactie te noteren.

STAP 1 Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia

Dissociatievergelijking: caliumcarbonaat

Ionisatievergelijking: zoutzuur

STAP 2 Noteer de stoffenreactievergelijking

We bekijken de reactieproducten:

Ca2+ kan reageren met Cl- ter vorming van het goed oplosbare zout CaCl2, zoals we in de oplosbaarheidstabel zien.

2 H+ vormt met CO32- het zuur H2CO3, dat in water ontleedt in CO2-gas en H2O. We noteren dat dus als een gas in de stoffenreactievergelijking. Daarnaast houden we ook rekening met de wet van behoud van atomen.

STAP 3 Noteer de ionenreactievergelijking

We gaven aan dat het goed oplosbare zout CaCl2 werd gevormd, dat wil zeggen dat de ionen Ca2+ en Cl- als vrije ionen naast elkaar blijven bestaan.

De ionenreactievergelijking ziet er dan als volgt uit:

STAP 4 Noteer de essentiële reactievergelijking

Vereenvoudigen we de ionenreactievergelijking, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking:

In de ionenreactievergelijking zien we dat alleen de ionen H2+ en CO32- tot een nieuwe stof reageren, waardoor de essentiële reactievergelijking van deze reactie als volgt wordt genoteerd:

WEETJE

Monumenten bedreigd door zuren

Veel gebouwen, monumenten en beeldhouwwerken zijn gemaakt uit kalksteen of marmer. Beide gesteenten bestaan uit calciumcarbonaat (CaCO3), maar kalksteen is minder hard dan marmer. Onze hedendaagse levenswijze vormt een bedreiging voor eeuwenoude monumenten. Bij de verbranding van zwavelhoudende brandstoffen zoals steenkool, stookolie en diesel komt naast koolstofdioxide namelijk ook zwaveldioxide vrij. Zwaveldioxide reageert langzaam met zuurstofgas tot zwaveltrioxide, dat met water het sterke zuur zwavelzuur (of waterstofsulfaat: H2SO4) vormt.

Bij de reactie van zwavelzuur met kalksteen of marmer ontstaan koolstofdioxide en poedervormig calciumsulfaat (gips). Ook dat kunnen we weer op 3 manieren weergeven als reactievergelijkingen.

We beginnen met de ionisatie/dissociatievergelijking van beide producten in water: dissocatievergelijking: CaCO3 → Ca2+ + CO32ionisatievergelijking: H2SO4 → 2 H+ + SO42-

Nieuwe combinaties die kunnen worden gevormd, zijn H2CO3 en CaSO4. Zoals je al weet, is H2CO3 een molecule die in water spontaan ontbindt tot H2O en CO2 (gas), terwijl CaSO4 een matig oplosbaar zout is. We bekomen dan de volgende reactievergelijkingen:

SR: CaCO3 + H2SO4 → H2CO3 + CaSO4↓ → H2O + CO2↑+ CaSO4↓

IR: Ca2+ + CO32- + 2H+ + SO42- → H2CO3 + CaSO4↓ → CaSO4↓+ H2O + CO2↑

ER (gasontwikkeling): CO32- + 2 H+ → H2O + CO2↑

ER (neerslag): Ca2+ + SO42- → CaSO4↓

Zo wordt de kalksteen van monumenten door zuren omgezet in een poeder en een gas waardoor ze meer en meer worden aangetast. Een middel om de schade te herstellen, is het aanbrengen van kunststoffen. Die duurzame ingreep voor de verdere bewaring van ons erfgoed noemt men consolidatie door steenversteviging.

OPDRACHT 9

Wat gebeurt er als je een oplossing van salpeterzuur (HNO3) giet op ijzersulfide?

a Noteer de reactievergelijkingen volgens het stappenplan.

STAP 1 Noteer de ionisatievergelijking van salpeterzuur en de dissociatievergelijking van ijzersulfide. ionisatievergelijking salpeterzuur: dissociatievergelijking ijzersulfide:

STAP 2 Geef de stoffenreactievergelijking van deze reactie.

SR:

STAP 3 Geef de ionenreactievergelijking van deze reactie.

IR:

ER: ↑

STAP 4 Geef de essentiële reactievergelijking.

Afb. 95 De Menenpoort in Ieper

OPDRACHT 9 (VERVOLG)

b Wat kun je besluiten als je een oplossing van salpeterzuur (HNO3) op ijzersulfide giet?

©VANIN

4

Neutralisatiereacties

ontdekplaat:

pH

Als er tijdens een neutralisatiereactie ook een onoplosbaar zout wordt gevormd, dan zal er naast de ER voor de neutralisatie ook een essentiële reactievergelijking voor de neerslag-reactie zijn. We noteren dan ook beide essentiële reactievergelijkingen onder elkaar.

Het derde type van ionuitwisselingsreacties zijn de neutralisatiereacties: een reactie tussen een zuur en een base waarbij water gevormd wordt.

In het woord neutralisatiereactie herken je het begrip neutraal, dat je al eerder tegenkwam in thema 01 toen je het begrip 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 (pH = 7). Wanneer we H+-ionen toevoegen aan het water, krijgen we een zure oplossing. Het toevoegen van OH--ionen leidt tot een basische of alkalische oplossing

Een neutralisatiereactie is dan ook een reactie tussen een zuur (H+-ionen) en een base (OH--ionen), waarbij de H+-ionen en OH--ionen elkaar neutraliseren door de vorming van water. Daarom wordt de reactie vaak ook een zuur-basereactie genoemd

Om de correcte reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren, gebruiken we opnieuw hetzelfde stappenplan. Maar bij een neutralisatiereactie is de essentiële reactievergelijking steeds dezelfde: het zijn namelijk steeds H+- en OH- -ionen die samen combineren tot de vorming van water

OPDRACHT 10

Weiden, grasvelden of akkers die te zuur zijn, kunnen worden behandeld met basisch reagerende stoffen zoals gebluste kalk. Die gebluste kalk neutraliseert de H+-ionen die aanwezig zijn in de zure bodem. We bekijken een eenvoudig voorbeeld met zwavelzuur als bron van H+-ionen.

Volg het stappenplan om de reactievergelijkingen van de ionuitwisselingsreactie te noteren.

STAP 1 Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia

Gebluste kalk (als hydroxide) gaat dissociëren in water, terwijl zwavelzuur zal ioniseren in water. Dat geeft de volgende reactievergelijkingen:

dissociatie gebluste kalk ionisatie zwavelzuur

STAP 2 Geef de stoffenreactievergelijking

We bekijken de reactieproducten:

Ca2+ kan reageren met SO42- ter vorming van het matig oplosbare zout CaSO4 (zie oplosbaarheidstabel).

H+ en OH- vormen samen water.

We kunnen nu de stoffenreactievergelijking noteren.

STAP 3 Geef de ionenreactievergelijking

We gaven aan dat het matig oplosbare zout CaSO4 werd gevormd.

We kunnen nu de ionenreactievergelijking noteren.

STAP 4.

We vereenvoudigen ten slotte de ionenreactievergelijking en behouden dan de essentiële reactievergelijking van de neutralisatiereactie:

SR:

IR:

Daarnaast zien we ook de essentiële reactievergelijking van de neerslagreactie: ER: ER:

OPDRACHT 11 DOORDENKER

Verklaar het onderstaande fenomeen.

Intensief gebruikte akkers worden vaak te basisch (alkalisch). Als remedie strooit men er zuurreagerende meststoffen op zoals difosforpentaoxide. Dat difosforpentaoxide reageert eerst met het water in de bodem en vervolgens met de aanwezige hydroxiden.

a Allereerst reageert het oxide met water. Volgens welk reactiepatroon zal dat gebeuren?

reactiepatroon:

b Geef de reactievergelijking tussen difosforpentaoxide en water.

reactievergelijking:

c Noteer nu de ionisatievergelijking van dat eindproduct, alsook de dissociatievergelijking van kaliumhydroxide. Dat is een veelvoorkomend hydroxide in bemeste bodems.

ionisatievergelijking:

dissociatievergelijking KOH-oplossing:

d Geef de stoffenreactievergelijking van die reactie.

SR:

e Geef de ionenreactievergelijking van die reactie.

IR:

f Geef de essentiële reactievergelijking van die reactie.

ER:

g Is de reactie tussen H3PO4 en KOH ook een neerslagreactie? Motiveer je antwoord.

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

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

©VANIN

stoffen die afvalwater neutraliseren

Ionuitwisselingsreacties worden steeds volgens hetzelfde stappenplan uitgeschreven (zie p. 207).

neerslagreacties → De nieuw gevormde stof is slecht oplosbaar in water. → Gebruik de oplosbaarheidstabel op p. 209.

gasontwikkelingsreacties → De nieuw gevormde stof is een gas:

H2CO3 → H2O + CO2↑ NH4OH → H2O + NH3↑

neutralisatiereacties → H+-ionen en OH--ionen vormen samen H2O. → De essentiële reactievergelijking is altijd: H++ OH- → H2O.

` Maak oefening 1 t/m 6 op p. 219-224.

Te hoge pH

NaOH, Ca(OH)2

H2SO4, HCl

Zijn de volgende stoffen goed of slecht oplosbaar in water? Vul de naam of formule aan en gebruik je oplosbaarheidstabel.

Naam

a BaSO4

b zilvernitraat

c magnesiumbromide

d HgI2

e kaliumfosfaat

f ammoniumsulfaat

Formule Goed of slecht oplosbaar?

Vervolledig de volgende neerslagreacties. Geef hiervoor eerst de ionisatie/dissociatievergelijking van beide stoffen: de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking.

a Fe(NO3)3 + KOH

b CaCl2 + Na3PO4

c CuSO4 + (NH4)2S

d KBr + AgNO3

©VANIN

e Na3PO4 + MgSO4

Vervolledig de volgende gasontwikkelingsreacties. Geef hiervoor eerst de ionisatie/dissociatievergelijking van beide stoffen: de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking.

a Na2CO3 + HCl

b MgS + HNO3

c H3PO4 + K2CO3

d ZnCO3 + HNO3

Vervolledig de volgende neutralisatiereacties. Geef hiervoor eerst de ionisatie/dissociatievergelijking van beide stoffen: de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking.

a HNO3 + KOH

b H3PO4 + LiOH

c NH4OH + H2S

d NaOH + H2SO4

e KOH + HBr

a BaCl2 + Na2CO3 5

Geef aan welke soort ionuitwisselingsreactie(s) optreedt. Geef hiervoor eerst de ionisatie/ dissociatievergelijking van beide stoffen; de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking(en).

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 dus je kan nog wel lezen welke zouten ze bevatten.

Stap 1: Geef de chemische formules van de gekende zouten.

a kopersulfaat =

b bariumhydroxide =

c magnesiumnitraat =

d natriumcarbonaat =

Stap 2: Combineer de 4 al gekende zouten met de 3 extra stoffen in onderstaande tabel.

a Noteer in de 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 ook welke stof gevormd wordt.

CuSO4

Ba(OH)2

Mg(NO3)2

Na2CO3

Stap 3: Kun je nu met 100 % zekerheid besluiten welke stof in welke fles zit? Leg uit.

` Meer oefenen? Ga naar .

Ca(OH)2 HBr K2CO3

Redoxreacties van dichtbij bekeken

©VANIN

LEERDOELEN

Je kunt al:

L het oxidatiegetal van elementen bepalen in enkelvoudige stoffen en verbindingen.

Je leert nu:

L een eenvoudige redoxreactie ontleden en de begrippen oxidator, reductor, oxidatie, reductie en elektronenoverdracht hierbij gebruiken;

L een eenvoudige redoxreactievergelijking tussen enkelvoudige stoffen opstellen.

1 Redoxreacties ontleden

Je hebt de ionuitwisselingsreacties van naderbij bekeken: neerslagreacties, gasontwikkelingsreacties en neutralisatiereacties hebben geen geheimen meer voor jou. Maar je zag in hoofdstuk 1 ook nog redoxreacties: reacties waarbij het oxidatiegetal van bepaalde elementen verandert.

TIP

Om dit makkelijk te onthouden, denk je maar aan het woord ‘reductie’ of afprijzing tijdens de solden: tijdens de solden daalt de prijs.

In hoofdstuk 1 zagen we 2 reacties (het roesten van ijzeren nagels en het verbranden van methaangas) waarbij het oxidatiegetal van bepaalde elementen veranderde. Die verandering kan op 2 manieren gebeuren:

—Wanneer het oxidatiegetal van een element stijgt, wilt dat zeggen dat het element elektronen heeft afgegeven = oxidatie.

—Wanneer het oxidatiegetal van een element daalt, wilt dat zeggen dat het element elektronen heeft opgenomen = reductie.

Merk op dat oxidatie en reductie hand in hand gaan: het ene element kan pas elektronen afstaan als er een ander element is dat elektronen wilt opnemen. Je kunt dus alleen een oxidatie hebben als er ook een reductie is, vandaar de naam redoxreactie (reductie-oxidatie). Concreet draagt het ene element een of meerdere elektronen over aan het andere element. Daarom worden deze chemische reacties elektronenoverdrachtreacties genoemd.

De reductor ondergaat een oxidatie. De oxidator ondergaat een reductie.

De stoffen die de oxidatie en reductie ondergaan, krijgen ook een specifieke naam:

1 reductor = stof waarin een element in oxidatiegetal stijgt = stof die geoxideerd wordt = stof die elektronen overdraagt aan een andere stof: de andere stof doet reduceren

2 oxidator = stof waarin een element in oxidatiegetal daalt = stof die gereduceerd wordt = stof die elektronen onttrekt van een andere stof: de andere stof laat oxideren

©VANIN

OPDRACHT 12

Is het roesten van een ijzeren nagel een redoxreactie?

Bekijk opnieuw de onderstaande reactie uit hoofdstuk 1.

a Bepaal het oxidatiegetal van elk element.

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3

OG:

b Vul aan en/of omcirkel het juiste antwoord.

Het oxidatiegetal van het element ijzer stijgt/daalt van naar door elektronen . Fe ondergaat dus een en is zelf de .

Het oxidatiegetal van het element zuurstof stijgt/daalt van naar door elektronen op te nemen. O2 ondergaat dus een en is zelf de

In deze reactie zijn er Fe-atomen die elektronen afgeven/opnemen, dus in totaal worden er elektronen afgegeven/opgenomen. Daarnaast zijn er O-atomen die elektronen afgeven/opnemen, dus in totaal worden er elektronen afgegeven/opgenomen.

Er worden dus meer/evenveel/minder elektronen afgegeven als opgenomen.

OPDRACHT 13

Verbranden van koper

Werkwijze

Je leerkracht houdt een stukje rood koper in de vlam van een bunsenbrander.

Waarnemingen

1 Wat neem je waar?

2 Bekijk de reactievergelijking voor de verbranding van koper tot koper(II)oxide en noteer het oxidatiegetal van elk van de atoomsoorten.

2 Cu + O2 → 2 CuO

3 Vul aan en/of schrap wat fout is.

Het oxidatiegetal van het element koper stijgt/daalt van naar door elektronen op te nemen/af te geven. Koper ondergaat dus een en is zelf de .

Het oxidatiegetal van het element zuurstof stijgt/daalt van naar door elektronen op te nemen/af te geven. Zuurstof ondergaat dus een en is zelf de

Besluit

In deze reactie zijn er Cu-atomen die elk elektronen afgeven/opnemen, dus in totaal worden er elektronen afgegeven/opgenomen. Daarnaast zijn er O-atomen die telkens elektronen afgeven/opnemen, dus in totaal worden er elektronen afgegeven/opgenomen. Er worden dus minder/evenveel/meer elektronen afgegeven als opgenomen.

We kunnen het volledige proces voorstellen in een schema:

2x omdat 2 zuurstofatomen worden gereduceerd

per zuurstofatoom worden 2 elektronen opgenomen

reductie van zuurstof

∙ (+ 2 e-)

Cu + O2

∙ (- 2 e-)

oxidatie van koper

2x omdat 2 koperatomen worden geoxideerd

Afb. 96 De oxidatie van koper door zuurstofgas

Opmerkingen:

CuO

per koperatoom worden 2 elektronen afgestaan

Hoewel we spreken over oxidatie, is het absoluut niet noodzakelijk dat er zuurstof in de reactie voorkomt. De definitie van oxidatie is ruimer, namelijk: ‘het afstaan van elektronen’, en dat kan dus evengoed met andere elementen.

OPDRACHT 14

Bekijk de ontdekplaat en ontdek verschillende redoxreacties uit het dagelijks leven.

ontdekplaat: redoxreacties

2 Redoxreacties opstellen

Je bestudeerde net een aantal redoxreacties, maar hoe kun je nu zelf op een correcte manier zo’n redoxreactie aanvullen en noteren? We bekijken het onderstaande stappenplan:

©VANIN

Stap 1: Duid in alle brutoformules het OG van elk element aan.

Stap 2: OXIDATIE

Teken een pijl boven de reactie vanuit de reductor.

Zet bij de pijl 'oxidatie' en het aantal elektronen dat per element wordt afgegeven.

Controleer of er een coëfficiënt nodig is om te voldoen aan de wet van behoud van atomen voor deze stof

Vermenigvuldig, indien nodig, het aantal afgegeven elektronen met de coëfficiënt van de reductor. Je plaatst hiervoor het aantal afgegeven elektronen tussen ronde haakjes.

Stap 3: REDUCTIE

Teken een pijl onder de reactie vanuit de oxidator. Zet bij de pijl 'reductie' en het aantal elektronen dat per element wordt opgenomen.

Controleer of er een coëfficiënt nodig is om te voldoen aan de wet van behoud van atomen voor deze stof.

Vermenigvuldig, indien nodig, het aantal opgenomen elektronen met de coëfficiënt van de oxidator. Je plaatst hiervoor het aantal opgenomen elektronen tussen ronde haakjes.

Stap 4: ELEKTRONENBALANS

Vermenigvuldig voor de oxidatie en de reductie het aantal afgegeven/ opgenomen elektronen met een factor zodat het aantal afgegeven elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen.

Je plaatst hiervoor het aantal opgenomen/afgegeven elektronen tussen vierkante haakjes.

Controleer daarna of je de coëfficiënten van je reactie moet aanpassen.

Deze laatste stap vervangt de tot nu gebruikte methode waarbij we de coëfficiënten aanpassen op basis van de wet van behoud van atomen. Uiteraard kun je die wet nog steeds gebruiken om je antwoord te controleren. TIP

OPDRACHT 15

Aluminium reageert met zuurstofgas ter vorming van aluminiumoxide.

Stel de redoxreactie op volgens het stappenplan.

STAP 1 Duid in alle brutoformules het OG van elk element aan.

Al + O2 → Al2O3

OG: 0 0 +III –II

Stap 2: OXIDATIE

We zien dat er in het rechterlid een index ‘2’ bij aluminium staat. We moeten dus ook in het linkerlid een coëfficiënt ‘2’ voor Al plaatsen en het aantal afgegeven elektronen vermenigvuldigen met een factor 2.

Stap 3: REDUCTIE

We zien in het linkerlid een index ‘2’ bij zuurstof staan en in het rechterlid een index ‘3’. Het kleinste gemeen veelvoud van 2 en 3 is 6, dus we moeten het aantal opgenomen elektronen vermenigvuldigen met een factor 6. Opdat de wet van behoud van atomen klopt, moeten we in het linkerlid een coëfficiënt 3 plaatsen voor O2 en in het rechterlid een coëfficiënt 2 plaatsen voor Al2O3

Stap 4 ELEKTRONENBALANS

We zien in de reactie dat er 6 elektronen worden afgegeven door aluminium (oxidatie) en dat er 12 elektronen worden opgenomen door dizuurstof (reductie).

We moeten dus het aantal afgegeven elektronen vermenigvuldigen met een factor 2. Het aantal opgenomen elektronen vermenigvuldigen we in dit geval met een factor 1.

Hierdoor krijgen we uiteindelijk: 4 atomen aluminium → Dat klopt in het rechterlid al, maar in het linkerlid moeten we de coëfficiënt aanpassen: coëfficiënt 4 in plaats van 2. 6 atomen zuurstof → Dat klopt al in het linkerlid en in het rechterlid. De redoxreactie is correct aangevuld.

OPDRACHT 16

Stel de volgende redoxreactie op met behulp van het stappenplan: de reactie tussen ijzer en zuurstofgas, waarbij Fe(III)oxide wordt gevormd

STAP 1 Duid in alle brutoformules het OG van elk element aan.

Stap 2: OXIDATIE

Stap 3: REDUCTIE

Stap 4: ELEKTRONENBALANS

Een elektronenoverdrachtreactie, ook wel reductie-oxidatiereactie of kortweg redoxreactie genoemd, is een reactie waarbij zich gelijktijdig een oxidatie en een reductie voordoen.

Oxidatie

= een chemisch proces waarbij in een stof of deeltje het OG van een element stijgt door het afstaan van elektronen

Reductor

Reductie

= een chemisch proces waarbij in een stof of deeltje het OG van een element daalt door het opnemen 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

Er worden evenveel elektronen afgegeven door de reductor, als dat er worden opgenomen door de oxidator: de oxidator zal de reductor oxideren, en de reductor zal de oxidator reduceren. Het opstellen van redoxreactievergelijkingen gebeurt volgens een stappenplan, zie p. 229

` Maak oefening 1, 2 en 3 op p. 233-235.

©VANIN

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.

Aangezien zowel CuCl als MgCl2 volledig dissociëren in water, kan deze reactie ook met behulp van de ionenreactievergelijking genoteerd worden:

Mg + 2 Cu+ + 2 Cl- → Mg2+ + 2 Cl- + 2 Cu

We controleren nu even of deze reactie eveneens een redoxreactie is.

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

a Duid bij de onderstaande redoxreacties de volgende onderdelen aan: oxidator – reductor – oxidatie – reductie

b Noteer daarna het aantal overgedragen elektronen.

Cl2 + H2S → 2 HCl + S

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

2 CuS + 3 O2 → 2 CuO + 2 SO2

2 H2 + O2 → 2 H2O

2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2

Vul de volgende reactievergelijkingen aan. Het is de bedoeling dat jij de vergelijking telkens aanvult volgens de regels van de kunst:

Vermeld onder elk element het OG.

Benoem de oxidatie en reductie.

Noteer de elektronenoverdracht en vervolledig de reactievergelijking.

Duid de oxidator en reductor aan.

a P4 + O2 → P2O5

©VANIN

b Na + Cl2 → NaCl

c CuO + Mg → Cu + MgO

d Sn2+ + Br2 → Sn4+ + Br-

Stel de volgende redoxreacties schematisch voor. Volg het stappenplan op p. 260.

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 .

KERNBEGRIPPEN

KERNVRAGEN

REACTIESOORTEN

Hoofdstuk 1: Soorten chemische reacties

redoxreactie = reactie waarbij OG van atoomsoorten verandert

ionuitwisselingsreactie = reactie waarbij OG van atoomsoorten niet verandert

3 soorten:

NOTITIES

Bepalen OG → zie thema 01

1 Neerslag: Er is neerslag op de bodem te zien.

2 Gasontwikkeling: Gasbelletjes ontsnappen uit de oplossing.

3 Neutralisatie: Een zuur en base reageren samen en vormen een zout en water.

Hoofdstuk 2: Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken

notatie ionuitwisselingsreactie via: stoffenreactievergelijking

ionenreactievergelijking

essentiële reactievergelijking

neerslagreacties

gasontwikkelingsreacties

neutralisatiereacties

Zie stappenplan p. 207

Neerslag aangeduid met ↓ Gebruik de oplosbaarheidstabel op p. 209.

Gas aangeduid met ↑ H2CO3 → H2O + CO2 ↑ NH4OH → H2O + NH3 ↑

zuur + base → zout + water

ER is steeds H++ OH- → H2O

Hoofdstuk 3: Redoxreacties van dichtbij bekeken

redoxreactie = reactie waarbij oxidator wordt gereduceerd en elektronen opneemt van de reductor De reductor geeft de elektronen af en wordt hierdoor geoxideerd.

oxidatie = toename in OG reductie = afname in OG

voorbeeld: OG: +II –II o

JANOG OEFENEN

1 Begripskennis

Ik kan de volgende begrippen uitleggen: ionuitwisselingsreactie redoxreactie neerslag gasontwikkeling neutralisatie stoffenreactievergelijking, ionenreactievergelijking en essentiële reactievergelijking oplosbaarheid in water oxidator, reductor, oxidatie, reductie, elektronenbalans

2 Onderzoeksvaardigheden

Ik kan het oxidatiegetal van elementen in enkelvoudige stoffen en verbindingen bepalen.

Ik kan ionuitwisselingsreacties onderscheiden van redoxreacties op basis van oxidatiegetallen.

Ik kan ionuitwisselingsreacties classificeren als neerslagreactie, gasontwikkelingsreactie en/of neutralisatiereactie op basis van waarnemingen of reactievergelijkingen.

Ik kan gebruikmaken van de oplosbaarheidstabel om te voorspellen of stoffen oplossen in water.

Ik kan de stoffenreactievergelijking, ionenreactievergelijking en essentiële reactievergelijking van neerslagreacties schrijven

Ik kan de stoffenreactievergelijking, ionenreactievergelijking en essentiële reactievergelijking van gasontwikkelingsreacties schrijven.

Ik kan de stoffenreactievergelijking, ionenreactievergelijking en essentiële reactievergelijking van neutralisatiereacties schrijven

Ik kan redoxreacties ontleden en de begrippen oxidator, reductor, oxidatie, reductie en aantal overgedragen elektronen aanduiden in de reactie.

Ik kan eenvoudige redoxreacties volgens het stappenplan opstellen en aanvullen.

` Je kunt deze checklist ook op invullen.

Tabel Oxidatiegetallen

Notities

Notities