Inhoudsopgave 1.
INLEIDING.................................................................................................................................................. 1 1.1.
2.
STRUCTUURMODEL VAN DE MATERIE ........................................................................................... 3 2.1.
MATERIE ALS MENGSEL VAN ZUIVERE STOFFEN...........................................................................................3
2.1.1.
Soorten mengsels ....................................................................................................................................... 3
2.1.2.
Scheiden van mengsels ............................................................................................................................ 3
2.2.
ZUIVERE STOFFEN – MOLECULEN – ATOMEN ................................................................................................3
2.3.
CHEMISCH TEKENSCHRIFT ...............................................................................................................................3
2.3.1.
Formules van enkelvoudige stoffen ................................................................................................... 3
2.3.1.
Formules van samengestelde stoffen ................................................................................................ 3
2.4. 3.
OEFENINGEN.......................................................................................................................................................2
OEFENINGEN.......................................................................................................................................................3
ATOOMBOUW .......................................................................................................................................... 3 3.1.
HISTORIEK ..........................................................................................................................................................3
3.2.
SAMENSTELLING EN SYMBOLISCHE VOORSTELLING VAN EEN ATOOM ......................................................5
3.3.
GEMIDDELDE RELATIEVE ATOOMMASSA ............................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
3.4.
ELEKTRONEN ............................................................................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
3.4.1.
Eigenschappen van de elektronen.......................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
3.4.2.
Elektronenconfiguratie van atomen in de grondtoestand ........ Fout! Bladwijzer niet
gedefinieerd. 3.4.1. 3.5.
PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN .......................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
3.6.
EIGENSCHAPPEN VAN DE ELEMENTEN ................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
3.6.1.
Afmetingen van atomen en ionen ........................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
3.6.2.
Metaal- en niet-metaalkarakter ............................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
3.6.3.
Oxidatiegetallen.............................................................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
3.7. 4.
Elektronenconfiguratie van atomen in de geëxiteerde toestand ........................................ 7
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
CHEMISCHE BINDING ............................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 4.1.
LEWIS THEORIE ........................................................................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
4.1.1.
Ionbinding ......................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.1.2.
Atoombinding of covalente binding ...................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.2.
LEWISFORMULES ...............................................................................................................................................9
4.2.1.
Opstellen van Lewisformules ................................................................................................................ 9 1
4.2.2.
Formele lading ..........................................................................................................................................10
4.2.3.
Mesomerie of resonantie ......................................................................................................................10
4.3.
RUIMTELIJKE STRUCTUUR VAN MOLECULEN; VSEPR-MODEL ..................... FOUT! BLADWIJZER NIET
GEDEFINIEERD.
4.4.
5.
VALENTIEBINDINGSTHEORIE ................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
4.4.1.
sp3-hybridisatie ............................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.4.2.
sp2-hybridisatie ............................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.4.3.
sp-hybridisatie ................................................................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.4.4.
sigma- en pi-binding ..................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
4.5.
METAALBINDING ..................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
4.6.
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
INTERMOLECULAIRE KRACHTEN ........................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 5.1.
POLAIRE ATOOMBINDIGEN ..................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
5.2.
POLAIRE EN APOLAIRE MOLECULEN ..................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
5.3.
BELANGRIJKSTE SOORTEN INTERMOLECULAIRE KRACHTEN ......................... FOUT! BLADWIJZER NIET
GEDEFINIEERD.
5.3.1.
Geïnduceerde dipool–geïnduceerde dipoolinteracties ................ Fout! Bladwijzer niet
gedefinieerd. 5.3.2.
Dipool–geïnduceerde dipoolinteracties............... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
5.3.3.
Dipool-dipoolinteracties ............................................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
5.3.4.
Waterstofbrugkrachten .............................................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
5.3.5.
Ion-dipoolinteracties .................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
5.3.6.
Ion-ioninteracties........................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
5.4. 6.
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
ANORGANISCHE VERBINDINGSKLASSEN .......... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 6.1.
ANORGANISCHE ZUREN ........................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
6.1.1.
Zuurfunctie........................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.1.2.
Indeling ............................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.1.3.
Naamgeving ..................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.1.4.
Eigenschappen ................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.2.
BASEN ........................................................................................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
6.2.1.
Basefunctie ........................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.2.2.
Indeling ............................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.2.3.
Naamgeving ..................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd. 2
6.2.4. 6.3.
OXIDEN ...................................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
6.3.1.
Oxidefunctie ...................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.3.2.
Indeling op basis van de samenstelling ............... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.3.3.
Naamgeving ..................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.3.4.
Eigenschappen ................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.4.
ZOUTEN ..................................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
6.4.1.
Zoutfunctie ........................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.4.2.
Indeling ............................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.4.3.
Naamgeving ..................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.4.4.
Eigenschappen ................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
6.5. 7.
Eigenschappen ................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
OEFENIGEN ............................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
CHEMISCHE REACTIE ......................................................................................................................... 12 7.1.
FYSISCHE EN CHEMISCHE PROCESSEN ......................................................................................................... 12
7.2.
NATUURWETTEN VAN EEN REACTIE..................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
7.3.
REDOXREACTIES ...................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
7.3.1.
Regels voor het berekenen van het oxidatiegetal .......................... Fout! Bladwijzer niet
gedefinieerd. 7.3.2.
Opstellen redoxvergelijking met behulp van de oxidatiegetalmethode .................. Fout!
Bladwijzer niet gedefinieerd. 7.3.3.
Opstellen redoxvergelijking met behulp van de deelreactiemethode....................... Fout!
Bladwijzer niet gedefinieerd. 7.4. 8.
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
STOICHIOMETRISCHE BEREKENINGEN ....................................................................................... 13 8.1.
ZUIVERE STOFFEN .................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
8.1.1.
Hoeveelheid stof, n ......................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.1.2.
Massadichtheid van een stof ..................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.1.3. ........................................................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd. 8.1.4.
Algemene gaswet ........................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.2.
STOICHIOMETRIE ..................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
8.3.
MENGSELS ................................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
8.3.1.
% ............................................................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.3.2.
0/00,
8.4.
ppm en ppb .............................................................. Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
OPLOSSINGEN ........................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 3
8.4.1.
Molaire concentratie of molariteit ........................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.4.2.
Massaconcentratie ........................................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.4.3.
Massadichtheid van een oplossing ......................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.4.4.
Verdunningsregel ........................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
8.5. 9.
OEFENINGEN ............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
REACTIESNELHEID .................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 9.1.
BOTSINGSMODEL ..................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
9.2.
REACTIESNELHEID................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
9.3.
SNELHEIDSVERGELIJKING ....................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
9.4.
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
10.
THERMODYNAMICA ............................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
10.1.
BASISBEGRIPPEN ..................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
10.2.
ENERGIE EN ENTHALPIE ......................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
10.2.1.
Energieverandering in een systeem ...................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
10.2.2.
Wet van Hess .................................................................... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
10.3.
ENTROPIE .................................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
10.4.
VRIJE ENERGIE .......................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.
CHEMISCH EVENWICHT ...................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.1.
DYNAMISCH EVENWICHT ........................................................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.1.1.
Vrije energie- en concentratieveranderingen... Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
11.1.2.
Aanwezigheid van een katalysator........................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
11.2.
OMZETTINGSGRAAD EN RENDEMENT ................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.3.
REACTIEQUOTIËNT EN EVENWICHTSCONSTANTE .............. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.4.
OPLOSBAARHEID EN OPLOSBAARHEIDSPRODUCT .............. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.5.
VERSTORING VAN EEN DYNAMISCH EVENWICHT................ FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
11.5.1.
Concentratieverandering van één van de aanwezige stoffen .. Fout! Bladwijzer niet
gedefinieerd. 11.5.2.
Concentratieverandering van alle aanwezige stoffen ................. Fout! Bladwijzer niet
gedefinieerd. 11.5.3. 11.6.
Temperatuursverandering ........................................ Fout! Bladwijzer niet gedefinieerd.
OEFENINGEN............................................................................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
BIJLAGE 1: VOORVOEGSELS VAN EENHEDEN ....................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. BIJLAGE 2: GRIEKSE TELWOORDEN ...................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. BIJLAGE 3: BEWERKINGEN MET LOGARITMEN ................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. 4
BIJLAGE 4: WOORDENLIJST .................................................................... FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD. BIJLAGE 5:PERIODIEK SYSTEEM DER ELEMENTEN ............................. FOUT! BLADWIJZER NIET GEDEFINIEERD.
5
1. Inleiding Om objectief verschijnselen te verklaren is er een natuurwetenschappelijke methode ontwikkelt. Deze natuurwetenschappelijke methode is in figuur 1 schematisch weergegeven. Observeren: natuurlijk of experimenteel Theorie aanvaard; tot latere observaties of
Hypothese: voorlopige
Theorie of model:
verklaring
versterkt de hypothese en laat voorspellingen
experimenten aantonen dat ze ontoereikend is.
toe Experimenten opzetten
Experimenten opzetten
om de hypothese te
om de voorspelling van
testen.
de theorie te testen.
Hypothese herzien indien
Theorie wijzigen indien
experimenten aantonen
experimenten aantonen
dat ze ontoereikend is.
dat ze ontoereikend is.
Figuur 1: Schematische voorstelling van de natuurwetenschappelijke methode.
De methode start steeds met het objectief observeren van een natuurverschijnsel, zonder vooroordelen. Vanuit de observaties stelt men een hypothese voor. Een hypothese is een voorlopige verklaring van een natuurverschijnsel. Vervolgens worden experimenten opgezet om deze hypothese te testen. In deze experimenten laat men verschijnselen plaatsvinden in gecontroleerde omstandigheden. In eerste instantie zal men slechts één factor per keer wijzigen. Zo kan men de invloed van deze factor nagaan. Hieruit worden zo mogelijk wetten afgeleid. Natuurwetten zijn vastgestelde wetmatigheden in bepaalde verschijnselen, die als universeel en onveranderlijk worden beschouwd. Een wet verschilt van een hypothese en een theorie omdat het een analytische stelling is, vastgelegd in een wiskundige vergelijking. Voorbeelden: wet van behoud van massa, wet van behoud van energie, … Indien de hypothese de experimentele testen overleeft, wordt ze een theorie of model. Globaal genomen kan een theorie of model gebruikt worden om natuurwetten te verklaren en voorspellingen omtend natuurfenomenen te doen. Voorbeeld: atoommodel 1
Deze lessen algemene chemie willen jullie wetenschappelijk denkvermogen verder helpen ontwikkelen. Ze vormen een belangrijke basis voor je verdere studieloopbaan binnen de opleiding. In de ECTS fiche vinden jullie deze volgtijdelijkheden en competenties terug.
1.1. Oefeningen 1.
Is het Nederlandstalig spreekwoord “Een uitzondering maakt de regel nog niet ongeloofwaardig” een goede verklaring voor de natuurwetenschappelijke methode?
2.
In een oplossing reageren de stoffen A en B met elkaar volgens de reactie A + B → AB. De reactiesnelheid werd voor verschillende concentraties van A en B gemeten bij verschillende temperaturen. De resultaten vindt men in de tabel. experiment
concentratie
concentratie
temperatuur
reactiesnelheid
stof A (M)
stof B (M)
(°C)
(M/s)
1
0,10
0,10
20
0,001
2
0,10
0,20
20
0,002
3
0,10
0,20
30
0,020
4
0,20
0,20
30
0,040
a. Welke experimenten moet je met elkaar vergelijken om de invloed van de concentratie van stof A af te leiden? 0 experiment 1 en 3
0 experiment 1 en 2
0 experiment 2 en 3
0 experiment 3 en 4
b. Welke experimenten moet je met elkaar vergelijken om de invloed van de concentratie van stof B af te leiden? 0 experiment 1 en 3
0 experiment 1 en 2
0 experiment 2 en 3
0 experiment 3 en 4
c. Welke experimenten moet je met elkaar vergelijken om de invloed van de temperatuur af te leiden? 0 experiment 2 en 3
0 experiment 1 en 2
0 experiment 1 en 3
0 experiment 3 en 4
2
2. Structuurmodel van de materie
3. Atoombouw 3.1. Historiek Omdat atomen niet rechtstreeks waarneembaar zijn, maakt men gebruik van atoommodellen, die aangepast en verfijnd worden zoals schematisch weergegeven in figuur 7.
Figuur 7: Schematische voorstelling van de verfijning van een atoommodel.
Enkele belangrijke ontdekkingen:
3
•Dalton
1808 •atomen •Thomson
1897 •elektronen •Rutherford
1911 •atoomkern •Bohr
1913 •schillen 1914
•Rutherford •protonen
1932
•Chadwick •neutronen
1933
•Schrödinger •orbitalen
1964
•Gell-Mann •quarks
2012
•Higgs •higgsdeeltjes
In deze syllabus wordt niet gewerkt met het meest verfijnde model. Er is gekozen voor een eenvoudiger model dat toch volstaat om een verklaring te geven voor de experimentele observaties uitgevoerd tijdens de practica.
4
3.2. Samenstelling en symbolische voorstelling van een atoom Atomen zijn opgebouwd uit drie soorten elementaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen. De atoomkern bestaat uit positief geladen protonen en neutrale neutronen. Een proton en een neutron verschillen heel weinig in massa. Deze deeltjes in de atoomkern noemt men ook nucleonen. Rond de atoomkern komen negatief geladen elektronen voor zoals schematisch weergegeven in figuur 8. De massa van een elektron is verwaarloosbaar klein ten opzichte van de massa van een proton of neutron. De massa van het atoom is dus nagenoeg volledig geconcentreerd in de atoomkern.
Figuur 8: Schematische voorstelling van de samenstelling een atoom.
De te kennen karakteristieken van dez1e elementaire deeltjes worden in tabel III in vet weergegeven. Tabel III: Karakteristieken van de elementaire deeltjes.
atoomkern ∅ = 10-15 m
elektronenwolk
∅=
elementair deeltje
afkorting
massa
relatieve massa
lading
relatieve lading
proton
p+
1,673.10-27 kg
1,0
+ 1,602.10-19 C
+1
neutron
n0
1,675.10-27 kg
1,0
0
0
elektron
e-
9,110.10-31 kg
0,0
- 1,602.10-19 C
-1
10-10 m
Het aantal protonen is kenmerkend voor elk element. Het is ook een maat voor de hoeveelheid lading in de atoomkern. Het wordt weergegeven met het atoomnummer Z. Men schrijft het atoomnummer met een arabisch cijfer links onderaan het symbool van het element. 5
Voorbeeld: Het element lithium stelt men voor als 3Li. Het element lithium heeft steeds drie protonen in de atoomkern. De relatieve lading van de atoomkern bedraagt +3.
Het aantal neutronen bepaalt de stabiliteit van de atoomkern. Men kan het aantal neutronen berekenen door verschil te maken tussen het massagetal en het atoomnummer van een element. Het massagetal A geeft het aantal nucleonen weer. Men schrijft het massagetal met een arabisch cijfer links bovenaan het symbool van het element. Voorbeeld: Een lithiumatoom is slechts stabiel wanneer er naast de drie protonen in de atoomkern ook drie of vier neutronen voorkomen. In 73Li komen drie protonen en vier (73 = 4) neutronen voor in de atoomkern. Isotopen van een bepaald element hebben een zelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal. Ze bestaan uit eenzelfde aantal protonen en elektronen, maar een verschillend aantal neutronen. Chemisch gezien zijn isotopen niet van elkaar te onderscheiden. Voorbeeld: 63Li en 37Li zijn isotopen van elkaar. Beiden bevatten 3 protonen en 3 elektronen. 63Li bevat daarnaast ook 3 neutronen terwijl 73Li 4 neutronen bevat.
Het aantal elektronen bepaalt de lading van een element. Wanneer er evenveel elektronen als protonen aanwezig zijn, is het element neutraal. Men spreekt over een atoom. Indien het aantal elektronen groter is dan het aantal protonen ontstaat er een negatief ion of anion. Indien het aantal elektronen kleiner is dan het aantal protonen ontstaat er een positief ion of kation. De lading van een ion berekent men door het aantal protonen te verminderen met het aantal elektronen. De lading van een ion schrijft men rechts bovenaan het symbool van het element. Het bestaat uit een een arabisch cijfer gevolgd door een plus- of minteken. Het cijfer “1� schrijft men meestal niet. Voorbeeld 1: Een lithiumion, 3Li+, bevat twee elektronen in de elektronenwolk, drie protonen en een aantal neutronen in de atoomkern. Voorbeeld 2: Een zwavelion,
16S
2-
, bevat achttien elektronen in de elektronenwolk en
zestien protonen en een aantal neutronen in de atoomkern.
6
1.1.1. Elektronenconfiguratie van atomen in de geëxiteerde toestand Een atoom verkeert in een geëxiteerde toestand of aangeslagen toestand wanneer de energie-inhoud hoger is dan in de grondtoestand. Hiervoor moet een atoom eerst een hoeveelheid energie opnemen. Dit proces heet absorptie. Vooral de elektronen in de buitenste schil krijgen hierdoor meer potentiële energie en verwijderen ze zich verder van de kern. Het atoom bevindt zich dan kortstondig in een geëxciteerde of aangeslagen toestand. Deze toestand is onstabiel waardoor de elektronen snel terugvallen van de plaats met hoge energie-inhoud naar een plaats met lage energie-inhoud. Het teveel aan energie komt vrij onder de vorm van elektromagnetische straling. Dit proces heet emissie. Het atoom bevindt zich daarna weer in de grondtoestand. Figuur 15 geeft een schematische voorstelling van het absorptie- en emissieproces van energie bij atomen.
Figuur 9: Schematische voorstelling van het absorptie- en emissieproces van energie bij atomen. Een atoom bevindt zich normaal gezien in de grondtoestand (links). Door het toevoegen van energie kan een elektron zich verder van de kern verwijderen; het atoom komt in een aangeslagen toestand terecht (midden). Door het uitzenden elektromagnetische straling krijgt een elektron terug zijn laagst mogelijke energie-inhoud; het atoom bevindt zicht in de grondtoestand (rechts).
Doordat de mogelijke energiewaarden van de elektronen van een bepaald element uniek zijn, zijn ook de toegestane energie-overgangen uniek. Er ontstaat een specifiek lijnenspectum wanneer men de uitgewisselde elektromagnetische straling zichtbaar maakt. Figuur 16 geeft een schematische voorstelling van een experimentele opstelling en het verkregen lijnenspectrum om de energie-overgangen te detecteren voor het element kalium.
7
Figuur 10: (boven) Experimentel opstelling om het emissie- en absorptiespectrum van een element te bepalen. (onder) Het emissie- en absorptie lijnenspectrum van het element kalium.
8
4. Lewisformules 4.1.1. Opstellen van Lewisformules Om Lewisformules te schrijven doorloopt men onderstaand stappenplan. Stap 1: Teken het skelet van de verbinding. Hierbij staan alle atomen in de juiste volgorde naast hun bindingspartners. Enkele tips wanneer meer dan twee atoomsoorten voorkomen: In een anorganische verbinding staan nooit twee O-atomen naast elkaar, behalve
in waterstofperoxide.
Centraal zet je een ander niet-metaal dan zuurstof.
Hierrond plaats je de eventueel aanwezige O-atomen.
Aan de buitenkant komen de H-atomen of metaalatomen.
Stap 2: Schrijf de Lewisnotatie van elk element. Hierbij geeft men de valentie-elektronen weer met behulp van stippen en streepjes. Stap 3: Tussen twee niet-metaalatomen stelt men de ongepaarde elektronen gemeenschappelijk. Tussen een metaal- en een niet-metaalatoom stelt men een overdracht van één of meerdere elektronen voor. Stap 4: Eventueel gebruikt men overblijvende elektronenparen om donoracceptoratoombindingen te maken zodat elk niet-metaalatoom een edelgasconfiguratie bereikt. Zet dan eerst twee ongepaarde elektronen in het acceptoratoom samen. Voorbeeld: Het opstellen van de Lewisformule van NaNO3 verloopt in 4 stappen. stap 1:
stap 2:
stap 3:
geeft stap 4:
geeft
9
4.1.2. Formele lading De formele lading van een atoom is het verschil tussen het aantal valentie-elektronen van het element en het aantal elektronen toegewezen aan dat atoom in de Lewisformule. De formele lading wordt in een Lewisformule meestal voorgesteld in een cirkel. Men berekent de formele lading van een atoom door het aantal valentie-elektronen van het element te verminderen met het aantal vrije elektronen en de helft van het aantal gemeenschappelijk elektronen.
Volgende algemene regels kunnen helpen om de meest waarschijnlijke Lewisformule te bepalen. 1. De som van alle formele ladingen moet overeenkomen met de werkelijke lading van de verbinding. 2. De formele ladingen moeten zo klein mogelijk zijn. 3. Negatieve formele ladingen ontstaan meestal op het meest elektronegatieve element, positieve formele ladingen op het minst elektronegatieve element. 4. Structuren met twee gelijkaardige formele ladingen op naburige atomen zijn zéér onwaarschijnlijk. Voorbeeld: Voor het nitroniumion (NO2+) kan men twee mogelijke Lewisformules schrijven.
en Op basis van regel 3 en 4 kan men besluiten dat de eerste Lewisformule de meest waarschijnlijke is.
4.1.3. Mesomerie of resonantie Resonantie of mesomerie is het verschijnsel waarbij de valentie-elektronen gedelokaliseerd zijn. Ze behoren niet tot een bepaald atoom maar zijn verspreid over meerdere atomen. In zo’n geval volstaat één Lewisformule niet om de elektronenverdeling te beschrijven. Er zijn meerdere Lewisformules nodig die men resonantiestructuren of grensstructuren noemt. Ze worden naast elkaar voorgesteld, gescheiden door middel van een pijl met twee pijlpunten. Geen van de grensstructuren is volledig in overeenstemming met de eigenschappen van de stof. De werkelijke elektronenverdeling ligt tussen die van de 10
grensstructuren in en wordt benaderd door het gemiddelde van de grensstructuren; de resonantiehybride. In de resonantiehybride stelt men de gedelokaliseerde elektronen voor met behulp van een stippellijn. De bindingsorde van elk atoom kan dan niet beschreven worden met een geheel getal. De energie van de resonantiehybride ligt lager dan die van elk van de grensstructuren. Men zegt dat de verbinding gestabiliseerd is door mesomerie. Voorbeeld 1: De werkelijke structuur van trizuurstof kan niet beschreven worden met behulp van één Lewisformule. Experimentele studies tonen aan dat de bindingslengte van beide bindingen 128 pm bedragen. Dit is korter dan de 145 pm van een O-O-binding en langer dan de 121 pm van een O=O-binding. De bindingsorde kan niet beschreven worden met een geheel getal. ↔ Om over te gaan van de ene grensstructuur naar de andere laat men een vrij elektronenpaar een bindend elektronenpaar worden en een bindend elektronenpaar wordt een vrij elektronenpaar. Er zijn hier in totaal vier elektronen gedelokaliseerd over drie zuurstofatomen.
↔ De resonantiehybride is
.
Voorbeeld 2: In ethaanamide stelt men experimenteel vast dat de bindingslengte van de C-O-binding langer is dan deze van een dubbele binding en de C-N-binding korter dan deze van een enkelvoudige binding. De werkelijke structuur van ethaanamide kan niet beschreven worden met behulp van één Lewisformule. Er zijn twee grensstructuren waarvan de eerste meer bijdraagt tot de werkelijke structuur.
De resonantiehybride is
.
11
5. Chemische reactie 5.1. Fysische en chemische processen Bij een fysisch proces veranderen enkel de intermoleculaire krachten. De stoffen blijven behouden, de stofeigenschappen wijzigen niet. Een fysisch proces wordt soms symbolisch voorgesteld in een vergelijking waarbij de begintoestand links geschreven wordt en de eindtoestand rechts. Tussen beide toestanden schrijft men een pijl. Voorbeeld 1: Het verdampen van vloeibaar water schrijft men symbolisch als H2O(vl) → H2O(g). Voorbeeld 2: Het oplossen van natriumchloride in water schrijft men symbolisch als đ??ť2đ?‘‚
NaCl(v) →
NaCl(opl)
of
đ??ť2đ?‘‚
NaCl(v) →
Na+(opl) + Cl-(opl).
Bij een chemisch proces of reactie worden de intramolecularire krachten verbroken en gaan de atomen zich herschikken. Hierdoor ontstaan uit de oorspronkelijke stoffen nieuwe stoffen met andere stofeigenschappen. De oorspronkelijke stoffen duidt men aan met de term reagenia, de nieuwe stoffen met de term reactieproducten. De reactie wordt symbolisch voorgesteld met een reactievergelijking. Links schrijft men de formules van de reagentia, van elkaar gescheiden door een “+â€?-teken, rechts deze van de reactieproducten. De onderlinge volgorde waarin de verschillende reagentia of reactieproducten geschreven worden is niet belangrijk. Tussen de reagentia en de reactieproducten schrijft men een pijl om aan te geven dat de reagentia worden omgezet in de reactieproducten. Het type pijl geeft een betekenis. → : een aflopende reactie; de reactie gaat door tot minstens ĂŠĂŠn van de reagentia volledig is opgebruikt. ⇌ : een evenwichtsreactie; de reactie gaat onvolledig door. Er blijft altijd een hoeveelheid van alle reagentia en reactieproducten aanwezig. Eventuele omstandigheden kan men boven en/of onder de pijl schrijven. Voorbeeld 1: Het verbranden van magnesium met vorming van magnesiumoxide schrijft đ?‘‡â†—
men symbolisch als 2 Mg(v) + O2(g) →
2 MgO(v) of als
O2 + 2 Mg → 2 MgO.
Hierbij zijn Mg en O2 de reagentia en is MgO het reactieproduct. Aan het type reactiepijl kan men zien dat deze reactie zal doorgaan minstens ÊÊn van beide reagentia opgebruikt is. Het weergeven van T↑ boven de pijl toont aan dat de reactie slechts doorgaat bij het verhitten van de reagentia. Voorbeeld 2: Elektrolyse van water zet water om in zuurstofgas en waterstofgas. 2 H2O → O2 + 2 H2. Hierbij is H2O het reagens en O2 en H2 de reactieproducten. 12
6. Stoichiometrische berekeningen Aangezien moleculen uiterst klein zijn, kan men ze niet tellen. Wat men wel kan meten zijn de massa en het volume van een stof. Er zijn daarom een aantal formules opgesteld die voor zuivere stoffen de relatie weergeven tussen het aantal moleculen, de massa en het volume. Stoichiometrie is de verhouding waarin chemische verbindingen met elkaar reageren en de verhouding tussen de reagentia en reactieproducten van een chemische reactie uitgedrukt in mol.
Het aantal deeltjes die met elkaar reageren, geeft men in een reactievergelijking weer met een coëfficiënt of voorgetal. In een reactievergelijking moeten de coëfficiënten echter steeds de kleinst mogelijke gehele getallen zijn om deze verhouding weer te geven. Daarom zal elk veelvoud van deze aantallen door dezelfde coëfficiënten in de reactievergelijking beschreven worden. Voorbeeld 1: Wanneer 2 moleculen waterstofgas reageren met 1 molecule zuurstofgas worden 2 moleculen water gevormd.
2 H2 + O2 → 2 H2O Ter herinnering: de coëfficiënt 1 is men niet verplicht te schrijven. Voorbeeld 2: Wanneer 4 moleculen waterstofgas reageren met 2 moleculen zuurstofgas worden 4 moleculen water gevormd. De reactievergelijking is 2 H2 + O2 → 2 H2O. Voorbeeld 3: Wanneer 12,04.1023 moleculen waterstofgas reageren met 6,02.1023 moleculen zuurstofgas worden 12,04.1023 moleculen water gevormd. Of anders geformuleerd: wanneer 2 mol waterstofgas reageren met 1 mol zuurstofgas worden 2 mol water gevormd. De reactievergelijking is 2 H2 + O2 → 2 H2O.
13
Met behulp van de coĂŤfficiĂŤnten kan men de verhoudingen van het aantal deeltjes die met elkaar reageren weergeven. De stoichiometrische factor beschrijft de verhouding van de hoeveelheid stof van twee verbindingen beschreven in de reactievergelijking. Voorbeeld: 2 H2 + O2 → 2 H2O Bij de verbranding van 2 mol waterstofgas wordt precies 1 mol zuurstofgas verbruikt. De stoichiometrische factor is ½ voor zuurstofgas ten opzichte van waterstofgas: 1 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘§đ?‘˘đ?‘˘đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘ 2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘¤đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘’đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘
.
Bij de verbranding van 2 mol waterstofgas worden precies 2 mol water gevormd. De stoichiometrische factor is 1 voor water ten opzichte van waterstofgas:
2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘¤đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘’đ?‘&#x; 2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘¤đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘’đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘
.
Wanneer 1 mol zuurstofgas verbruikt wordt bij de verbranding van waterstofgas, worden precies 2 mol water gevormd. De stoichiometrische factor is 2 voor water ten opzichte van zuurstofgas:
2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘¤đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘’đ?‘&#x; 1 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘§đ?‘˘đ?‘˘đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘
.
Elk veelvoud van deze aantallen worden door dezelfde reactievergelijking beschreven. Hierdoor zal de stoichiometrische factor niet veranderen. Zo zal bij de verbranding van 8,8 mol waterstofgas precies 4,4 mol zuurstofgas verbruikt worden. De stoichiometrische factor is ½ voor zuurstofgas ten opzichte van watestofgas:
4,4 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘§đ?‘˘đ?‘˘đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘ 8,8 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘¤đ?‘Žđ?‘Ąđ?‘’đ?‘&#x;đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œđ?‘“đ?‘”đ?‘Žđ?‘
.
Indien de werkelijke verhoudingen van de aanwezige reagentia overeenkomt met de verhoudingen weergegeven in de reactievergelijking, spreekt men van stoichiometrische hoeveelheden. Indien de reagentia in een andere verhouding voorkomen, zal minstens een van de reagentia overblijven. Deze stof is in overmaat aanwezig. Het reagens dat volledig weg reageert is het limiterende reagens. Voorbeeld 1: Wanneer vier moleculen waterstofgas en twee moleculen zuurstofgas met elkaar reageren, zullen er vier moleculen water gevormd worden. Er blijven na de reactie geen reagentia over. Waterstofgas en zuurstofgas waren in stoichiometrische verhouding aanwezig. Voorbeeld 2: Wanneer twee moleculen waterstofgas en twee moleculen zuurstofgas met elkaar reageren, zullen er twee moleculen water gevormd worden. Er blijft na de reactie nog ĂŠĂŠn molecule zuurstofgas over. Zuurstofgas was in overmaat aanwezig. Waterstofgas was het limiterend reagens.
14
Bij het uitwerken van stoichiometrische berekeningen doorloopt men een aantal stappen. Stap 1: Een correcte reactievergelijking schrijven. Stap 2: Uit gegeven grootheden de oorspronkelijk hoeveelheid stof berekenen, n o. Stap 3: Het limiterend reagens bepalen. Dit kan men doen door de oorspronkelijke hoeveelheid stof te delen door de coëfficiënt uit de reactievergelijking. Het reagens met het kleinste quotiënt is het limiterend reagens. Stap 4: De hoeveelheid stof berekenen die weg reageert / gevormd wordt, ∆n. Hierbij moet men rekening houden met het limiterend reagens en de stoichiometrische factor ten opzichte van dit limiterend reagens. Stap 5: De hoeveelheid stof berekenen die na de reactie aanwezig is, n e. Stap 6: Het resultaat herleiden naar de gevraagde grootheden.
Voorbeeld: Bereken hoeveel milliliter water er gevormd wordt wanneer 16 gram waterstofgas en 192 gram zuurstofgas met elkaar reageren. De massadichtheid van water is bij de heersende temperatuur 1 kg/l. Stap 1: formules schrijven: waterstofgas = H2, zuurstofgas = O2 en water = H2O H2 en O2 zijn de reagentia en worden in een reactievergelijking voor de pijl geschreven, H2O is en reactieproduct en wordt erna weergegeven: H2 + O2 → H2O. Om te voldoen aan de wet van behoud van atomen zijn er coëfficiënten nodig. De correcte reactievergelijking is: 2 H2 + O2 → 2 H2O Stap 2: Met behulp van de vergelijking n = m/M kan men de oorspronkelijke hoeveelheid stof berekenen. Gebruik het PSE om M te bepalen van de stoffen. M(H2) = 2 . 1,0 g/mol = 2,0 g/mol
n(H2) = 16 g / 2,0 g/mol = 8 mol
M(O2) = 2 . 16,0 g/mol = 32,0 g/mol
n(O2) = 192 g / 32,0 g/mol = 6 mol
no
2 H2
+ O2
8 mol
6 mol
→ 2 H2O
Stap 3: Het quotiënt van het aantal mol ten opzichte van de coëfficiënt is voor H2 = 8 / 2 = 4 en voor O2 = 6 / 1 = 6. H2 is het limiterend reagens. Stap 4: De reagentia reageren weg en krijgen een negatief teken. Het reactieproduct wordt gevormd en krijgt een positief teken. Het limiterend reagens wordt bij een 15
aflopende reactie volledig verbruikt. De stoichiometrische factor is ½ voor zuurstofgas ten opzichte van waterstofgas en 2/2 of 1 voor water ten opzichte van waterstofgas. 2 H2
+ O2
→ 2 H2O
no
8 mol
6 mol
∆n
- 8 mol
- 8 mol . 1/2
+ 8 mol . 2/2
2 H2
+ O2
→ 2 H2O
no
8 mol
6 mol
∆n
- 8 mol
- 8 mol . 1/2
+ 8 mol . 2/2
ne
0
2 mol
8 mol
Stap 5:
Stap 6: Met behulp van de vergelijking m = n . M en V = m / ρ kan men het gevormde volume water berekenen. Gebruik het PSE om M te bepalen van de water. M(H2O) = 2 . 1,0 g/mol + 1 . 16,0 g/mol = 18,0 g/mol m(H2O) = n . M = 8 mol . 18,0 g/mol = 144 g. V(H2O) = m / ρ = 144 g / 1 kg/l = 144 g / 1 g/ml =144 ml. Er wordt 144 ml water gevormd.
16
Bronnen: Douvere, O., Guldentops, L., Muylaert, G. & Poncelet, F. (2015). Chemie Xpert 4.2. (2de druk). Kalmthout: Uitgeverij Pelckmans. Douvere, O., Muylaert, G., Poncelet, F. & Willems, J. (2016). Chemie Xpert 5.2. (2de druk). Kalmthout: Uitgeverij Pelckmans. Douvere, O., Muylaert, G., Poncelet, F. & Willems, J. (2015). Chemie Xpert 6.2. Kalmthout: Uitgeverij Pelckmans. McMurry, J., Fay, R. C. & Fantini, J. (2012). Chemistry. (6de druk). New York: uitgeverij Pearson. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. & Bissonnette, C. (2011). General chemistry: principles and modern applications. (10de druk). Toronto: Uitgeverij Pearson.
17