HOGENT- agro- en biotechnologie - agrochemie

Agrochemie Bachelor in de agro- en biotechnologie

Agrochemie

Verantwoordelijke uitgever Heidi Van Limbergen

2220140283905

Agrochemie Bachelor in de agro- en biotechnologie

Agrochemie

Verantwoordelijke uitgever Heidi Van Limbergen

2220140283905

Inhoud 1 2

Inleiding .................................................................................................... 6 Bouw van de materie en inzicht in het periodiek systeem....................... 8

2.1 2.2 2.2.1 2.2.2 2.3 2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4 2.3.5 2.4

Elementaire deeltjes van de stof ................................................................................ 8 Atomen en periodiek systeem .................................................................................... 9 Atomen.......................................................................................................................... 9 Periodiek systeem ......................................................................................................... 9 Atoombouw................................................................................................................ 12 Protonen, neutronen en elektronen ............................................................................. 12 Isotopen ....................................................................................................................... 14 Elektronen en elektronenschillen ................................................................................ 15 Orbitalen ..................................................................................................................... 17 Ionen ........................................................................................................................... 21 Oefeningen ................................................................................................................. 21

3

Type bindingen in relatie tot gedrag en eigenschappen van stoffen....... 23

3.1 3.2 3.3 3.3.1 3.3.2 3.3.3 3.3.4 3.3.5 3.3.6 3.4 3.4.1 3.4.2 3.4.3 3.4.4 3.4.5 3.5 3.5.1 3.5.2 3.5.3 3.5.4 3.5.5 3.5.6 3.5.7 3.6 3.7 3.7.1 3.7.2 3.8

Elektronegativiteit (EN) ........................................................................................... 23 Bindingen ................................................................................................................... 24 Ionbinding ................................................................................................................. 24 Algemeen .................................................................................................................... 24 Vorming keukenzout................................................................................................... 25 Vorming magnesiumchloride ..................................................................................... 26 Vorming positieve metaalionen .................................................................................. 26 Vorming van negatieve niet-metaalionen ................................................................... 27 Eigenschappen ionbinding .......................................................................................... 28 Covalente binding ..................................................................................................... 28 De gewone covalente binding ..................................................................................... 29 Datief covalente binding ............................................................................................. 31 Sigma ()- en pi ()-binding ...................................................................................... 32 Hybridisatie ................................................................................................................. 34 Polair – apolair ............................................................................................................ 37 Intermoleculaire krachten ....................................................................................... 39 Dipool-dipoolkrachten ................................................................................................ 40 Ion-dipoolkrachten (IDK) ........................................................................................... 40 Waterstofbruggen........................................................................................................ 41 Vanderwaalskrachten .................................................................................................. 42 Hydrofoob gedrag ....................................................................................................... 42 Condensatie en hydrolyse ........................................................................................... 43 Complexbinding.......................................................................................................... 44 De metaalbinding ...................................................................................................... 44 Valentie, oxidatiegetal, oxidatietrap........................................................................ 45 Inleiding ...................................................................................................................... 45 Regels voor het vaststellen van de oxidatiegetallen of valentiewaarden .................... 45 Oefeningen ................................................................................................................. 47

4 Anorganische versus organische chemie: onderscheid, raakvlakken en link met levensprocessen en herkomst van energetische nutriënten ..................... 49 4.1

Inleiding ..................................................................................................................... 49

AGROCHEMIE

1

4.2 4.3 4.4 4.5 4.5.1 4.5.2 4.5.3 4.6

Synthese van organische moleculen ........................................................................ 49 Belang organische chemie ........................................................................................ 49 Verschillen anorganische versus organische chemie ............................................. 50 Opbouw van organische moleculen en het begrip isomerie .................................. 51 Opbouw van organische moleculen ............................................................................ 51 Isomerie ...................................................................................................................... 51 Belang van isomerie.................................................................................................... 55 Link tussen anorganische en organische moleculen binnen levensprocessen en de herkomst van energetische nutriĂŤnten ............................................................... 56

5 Belangrijke chemische stoffen en hun link met biotische en abiotische factoren binnen de brede agrologische context en doorheen de voedselketen ..... 59 5.1 5.1.1 5.1.2 5.1.3 5.1.4 5.2 5.2.1 5.2.2 5.3 5.4 5.4.1 5.4.2 5.4.3 5.4.4

Chemische stoffen in de lucht .................................................................................. 59 Stikstofverbindingen ................................................................................................... 59 Zuurstof en ozon ......................................................................................................... 59 Koolstofverbindingen ................................................................................................. 59 Edelgassen .................................................................................................................. 59 Chemische stoffen in de bodem ............................................................................... 60 Organische stoffen in de bodem ................................................................................. 60 Anorganische stoffen in de bodem ............................................................................. 60 Chemische stoffen binnen de landbouw ................................................................. 61 Biomoleculen ............................................................................................................. 64 Aminozuren ................................................................................................................ 64 Koolhydraten .............................................................................................................. 64 Nucleotiden ................................................................................................................. 64 Lipiden ........................................................................................................................ 65

6

Reactievergelijkingen en chemisch rekenen (stoichiometrie) ................ 66

6.1 6.1.1 6.1.2 6.2 6.3 6.3.1 6.3.2 6.3.3 6.3.4 6.3.5 6.3.6 6.4

De chemische reactie als proces van herschikking van atomen............................ 66 De wet van behoud van massa .................................................................................... 66 Wet van de constante massa-verhouding .................................................................... 66 Reactievergelijkingen ............................................................................................... 66 Kwantitatieve aspecten van de chemische reactie ................................................. 68 Massa van atomen, moleculen en ionen ..................................................................... 68 Hoeveelheid stof (n) en begrip mol ............................................................................ 69 Molmassa (M) [g/mol] ................................................................................................ 70 Molair volume Vm [l/mol] .......................................................................................... 70 Concentratie ................................................................................................................ 71 Stoichiometrische berekeningen ................................................................................. 72 Oefeningen ................................................................................................................. 75

7

Stofklassen binnen anorganische chemie: oxiden, zuren, basen en zouten 76

7.1 7.1.1 7.1.2 7.2 7.2.1 7.2.2 7.2.3

Oxiden ........................................................................................................................ 76 Metaal-oxiden ............................................................................................................. 76 Niet-metaaloxiden....................................................................................................... 76 Zuren .......................................................................................................................... 77 Zuurtegraad ................................................................................................................. 77 Definitie ...................................................................................................................... 78 Binaire zuren ............................................................................................................... 78

AGROCHEMIE

2

7.2.4 7.2.5 7.3 7.3.1 7.3.2 7.4 7.4.1 7.4.2 7.4.3 7.4.4 7.4.5 7.4.6 7.5

Ternaire zuren ............................................................................................................. 79 Eigenschappen ............................................................................................................ 81 Basen .......................................................................................................................... 83 Vorming en nomenclatuur .......................................................................................... 83 Eigenschappen ............................................................................................................ 84 Zouten ........................................................................................................................ 85 Vorming van zouten uit zuren en hydroxiden ............................................................ 85 Scheikundige namen van zouten................................................................................. 86 Andere wijzen van ontstaan van zouten ..................................................................... 87 Zure zouten ................................................................................................................. 89 Basische zouten........................................................................................................... 90 Dubbelzouten .............................................................................................................. 91 Oefeningen ................................................................................................................. 92

8

Stofklassen binnen de organische chemie............................................... 93

8.1 8.1.1 8.1.2 8.2 8.3 8.3.1 8.3.2 8.3.3 8.3.4 8.3.5 8.3.6 8.4 8.4.1 8.4.2 8.4.3 8.5 8.6 8.6.1 8.6.2 8.7 8.7.1 8.7.2 8.8 8.8.1 8.8.2 8.9 8.10

Stofklassen en functionele groepen ......................................................................... 93 Definitie ...................................................................................................................... 93 Overzicht van de stofklassen in de organische chemie............................................... 94 Structuurformule van organische verbindingen.................................................... 94 Koolwaterstoffen ....................................................................................................... 95 Algemeen overzicht .................................................................................................... 95 Alkanen ....................................................................................................................... 95 Cycloalkanen ............................................................................................................ 101 Alkenen ..................................................................................................................... 103 Alkynen ..................................................................................................................... 106 Onverzadigde cyclische koolwaterstoffen ................................................................ 108 Alcoholen, fenolen en thiolen ................................................................................. 109 Alcoholen .................................................................................................................. 109 Fenolen...................................................................................................................... 116 Thiolen of mercaptanen ............................................................................................ 117 Ethers, epoxiden en sulfiden .................................................................................. 118 Aminen en alkaloĂŻden ............................................................................................. 120 Aminen...................................................................................................................... 120 alkaloĂŻden .................................................................................................................. 122 Aldehyden en ketonen ............................................................................................ 122 Aldehyden ................................................................................................................. 124 Ketonen ..................................................................................................................... 125 Carbonzuren en esters ............................................................................................ 127 Carbonzuren .............................................................................................................. 127 Esters ......................................................................................................................... 129 Algemene regels nomenclatuur.............................................................................. 131 Oefeningen ............................................................................................................... 133

9

Oplosbaarheid, reactiesnelheid en chemisch evenwicht ....................... 137

9.1 9.1.1 9.1.2 9.1.3 9.2 9.2.1

oplosbaarheid .......................................................................................................... 137 oplossing ................................................................................................................... 137 Eigenschappen van oplossingen ............................................................................... 137 Oplosbaarheid van zuren, basen en zouten in water ................................................. 139 Reactiesnelheid ........................................................................................................ 140 Begrip reactiesnelheid............................................................................................... 140

AGROCHEMIE

3

9.2.2 9.2.3 9.3 9.3.1 9.3.2 9.3.3

Botsingsmodel .......................................................................................................... 140 Invloedfactoren reactiesnelheid ................................................................................ 141 Chemisch evenwicht ............................................................................................... 144 Omkeerbare reacties en evenwichtstoestand ............................................................ 144 Evenwichtsconstanten en hun voorspellende kracht ................................................ 145 Beïnvloeding van het chemisch evenwicht ............................................................... 146

10

Redoxreacties ........................................................................................ 147

10.1 10.2 10.2.1 10.2.2 10.3 10.3.1 10.3.2 10.4 10.4.1 10.4.2 10.4.3 10.4.4 10.5 10.5.1 10.5.2 10.5.3 10.5.4 10.5.5 10.5.6 10.5.7 10.5.8 10.6

Oxidatie en reductie in beperkte zin ..................................................................... 147 Oxidatie en reductie in de ruime zin ..................................................................... 147 algemeen ................................................................................................................... 147 Voorbeelden .............................................................................................................. 148 Verdringingsreeksen ............................................................................................... 149 Metalen ..................................................................................................................... 149 Niet-metalen.............................................................................................................. 149 Redoxreacties met samengestelde ionen ............................................................... 150 Inleiding .................................................................................................................... 150 Reacties met samengestelde oxidatoren ................................................................... 150 Reacties met samengestelde reductoren ................................................................... 152 Redoxreacties ............................................................................................................ 154 Enkele veel voorkomende redoxreacties in de natuur en het dagelijks leven ... 154 Werking van een batterij en accu.............................................................................. 154 Fotosynthese ............................................................................................................. 155 De omzetting van ammonium in nitraat (nitrificatie) ............................................... 156 De omzetting van Fe2+ naar Fe3+ .............................................................................. 157 Sulfide ↔ zwavel ↔ sulfiet ↔ sulfaat ...................................................................... 157 De omzetting Mn2+ ↔ Mn4+ ..................................................................................... 158 Stikstofbinding en stikstofcyclus .............................................................................. 159 Redoxtitraties ............................................................................................................ 160 Oefeningen ............................................................................................................... 161

11

Zuur-base evenwichten in een waterig milieu ...................................... 162

11.1 11.2 11.2.1 11.2.2 11.3 11.3.1 11.3.2 11.3.3 11.3.4 11.3.5 11.3.6 11.4 11.5

Zuur-base theorie .................................................................................................... 162 Zuur-base systemen in water ................................................................................. 162 Kz, Kb, pKz, pKb ........................................................................................................ 162 De begrippen pH en pOH ......................................................................................... 165 pH berekeningen ..................................................................................................... 166 pH van een sterk zuur ............................................................................................... 166 pH van een sterke base.............................................................................................. 167 pH van een verdunning van een sterk zuur of sterke base ........................................ 168 pH van een mengsel van een sterk zuur en een sterke base ...................................... 169 pH van zoutoplossingen ............................................................................................ 170 pH van een zwak zuur en zwakke base..................................................................... 171 Buffer ....................................................................................................................... 172 Oefeningen ............................................................................................................... 172

12

De scheikunde van water ...................................................................... 174

12.1 12.2 12.3

Algemeen.................................................................................................................. 174 De rol van water in de biologie .............................................................................. 174 Soorten water .......................................................................................................... 175

AGROCHEMIE

4

12.3.1 12.3.2 12.3.3 12.3.4 12.3.5 12.3.6 12.3.7 12.3.8 12.4 12.4.1 12.4.2 12.4.3 12.4.4 12.4.5 12.4.6 12.4.7 12.5 12.5.1 12.5.2 12.5.3 12.5.4 12.5.5 12.5.6 12.5.7 12.5.8 12.5.9 12.5.10

Hard water................................................................................................................. 175 Zout water ................................................................................................................. 176 Zoet water ................................................................................................................. 177 Leidingwater ............................................................................................................. 177 Regenwater ............................................................................................................... 177 Putwater en grondwater ............................................................................................ 177 Gedemineraliseerd water .......................................................................................... 177 Gedestilleerd water ................................................................................................... 178 Waterverontreiniging ............................................................................................. 178 Afbreekbaar organisch materiaal .............................................................................. 178 Zouten, zuren en basen ............................................................................................. 178 Bestrijdingsmiddelen ................................................................................................ 179 Olie en vet ................................................................................................................. 179 Thermische vervuiling .............................................................................................. 179 Radioactieve stoffen ................................................................................................. 179 Ziektekiemen ............................................................................................................ 179 Wateranalyse ........................................................................................................... 180 Hardheid.................................................................................................................... 180 Elektrische geleidbaarheid ........................................................................................ 181 Zuurtegraad ............................................................................................................... 181 Fosfaatgehalte ........................................................................................................... 181 Ijzer ........................................................................................................................... 181 Chloridegehalte ......................................................................................................... 181 Sulfaat ....................................................................................................................... 181 Waterstofcarbonaat ................................................................................................... 181 Nitraat ....................................................................................................................... 182 De CZV en BZV bepaling ........................................................................................ 182

13

Bodemanalyse ....................................................................................... 183

13.1 13.2 13.2.1 13.2.2 13.2.3 13.2.4 13.3 13.4 13.4.1 13.4.2 13.4.3 13.5 13.5.1 13.5.2

Inleiding ................................................................................................................... 183 De vaste bestanddelen van de bodem .................................................................... 183 Mineralen .................................................................................................................. 183 Organische stof en humus ......................................................................................... 184 CEC bepalingen ........................................................................................................ 184 Neergeslagen oplosbare zouten ................................................................................ 185 De samenstelling van de bodemoplossing ............................................................. 185 Het chemisch grondonderzoek .............................................................................. 185 Bepaling van de totale hoeveelheid oplosbare zouten .............................................. 185 Bepaling van de zuurtegraad..................................................................................... 185 Stikstof-, fosfaat-, kalium-, magnesium- en kalkbepaling ........................................ 186 De bodemvervuiling ................................................................................................ 186 Algemeen .................................................................................................................. 186 Voorbeelden chemische bodemverontreiniging ....................................................... 186

14 15

Scheikunde van plantennutriĂŤnten ........................................................ 189 Scheikunde van voeding en voeders ..................................................... 191

15.1 15.2 15.2.1 15.2.2

Veevoeding............................................................................................................... 191 De chemische analyse van voedselbestanddelen .................................................. 192 Inleiding .................................................................................................................... 192 De Weenderanalyse .................................................................................................. 192

AGROCHEMIE

5

15.2.3

Verteerbaarheid ......................................................................................................... 194

1 Inleiding Chemie vinden we terug in tal van andere opleidingsonderdelen en speelt een belangrijke rol in de biotische en abiotische factoren binnen de agrologische context en binnen de voedselketen. Naast de basisprincipes van chemie, komt in deze cursus de link met chemische processen en stoffen in de natuur, landbouw, tuinbouw, voeder en voeding aan bod. Oefeningen aan het einde van de hoofdstukken moeten de theorie verduidelijken en toetsen.

Chemie of scheikunde is de wetenschap die chemische verschijnselen bestudeert en die verschijnselen tracht te voorspellen en te verklaren. Alhoewel ‘chemische reacties’ het belangrijkste onderwerp zijn in de chemie, ligt de interesse van chemie veel verder. Binnen de chemie wordt de samenstelling en structuur van stoffen bestudeerd en de krachten die aan de basis liggen van de vorming van bepaalde stoffen. Men houdt zich bezig met het scheiden van stoffen en het opbouwen (synthese) van stoffen. De chemische industrie is één van de grootste en belangrijkste industrieën in de wereld.

Materie kan gedefinieerd worden als iets dat ruimte inneemt en een massa heeft. Materie is opgebouwd uit stoffen. Het aantal verschillende stoffen dat op aarde voorkomt, is enorm groot.

In de chemie onderscheiden we mengsels en zuivere stoffen. De meeste materie is een mengsel van verschillende stoffen of componenten.

Wanneer we de verschillende componenten niet kunnen onderscheiden dan spreken we van een homogeen mengsel (vb. suikerwater). Zijn de verschillende componenten in het mengsel zichtbaar, dan spreken we van een heterogeen mengsel.

We definiëren een molecuul of molecule als het kleinste deel van een stof die alle chemische eigenschappen van de stof of materie bezitten. Moleculen zijn opgebouwd uit atomen of elementen.

Wanneer we een stof willen bestuderen, moeten we er zeker van zijn dat de stof zuiver is. Sommige zuivere stoffen, zoals suiker, water, … kunnen nog verder ontbonden worden door verhitting, elektrische stroom, e.d. We noemen deze samengestelde zuivere stoffen. Andere zuivere stoffen kunnen niet verder ontbonden worden en noemen we enkelvoudige zuivere stoffen. Deze laatste stoffen bevatten 1 soort atoom. Samengestelde zuivere stoffen bevatten verschillende soorten atomen. mengsels

zuivere stoffen

(verschillende soorten molecule)

(1 soort molecule)

enkelvoudige zuivere stoffen: kunnen niet ontbonden worden

samengestelde zuivere stoffen: kunnen nog verder ontbonden worden

homogene mengsels: de componenten zijn niet zichtbaar

heterogene mengsels: de componenten zijn wel zichtbaar

Fig 1. Onderverdeling zuivere stoffen en mengsels

AGROCHEMIE

6

Wanneer we een stof uit een mengsel willen scheiden, of van onzuiverheden willen ontdoen, kunnen we gebruik maken van verschillen in eigenschappen van de diverse stoffen. Van de vele scheidingsmethoden die er zijn, noemen we er enkele: Filtreren: deze methode kan worden toegepast als de stof die men wil afscheiden een andere aggregatietoestand heeft dan de andere stof(fen) in het mengsel. Vb. vaste stof / vloeistof of vaste stof / gas.

Centrifugeren: de scheiding van de verschillende componenten van het mengsel berust op verschillen in soortelijke massa. Bij het centrifugeren van melk zullen de vetdruppels die een kleine soortelijke massa hebben, de bovenste laag gaan vormen, het eiwit dat de grootste soortelijke massa heeft, vormt de onderste laag Destilleren: de scheiding berust hierbij op verschillen in kookpunt. Wanneer men wijn (mengsel van voornamelijk water en alcohol) aan de kook brengt, zal eerst de alcohol verdampen en slechts een klein beetje water. De damp is dus veel rijker aan alcohol. Deze damp wordt opgevangen en afgekoeld waarbij weer vloeistof ontstaat.

Kristalleren is een methode die berust op het verschil in oplosbaarheid van stoffen. Oplosbaarheid is vaak sterk afhankelijk van de temperatuur. Wanneer men een warme oplossing van een mengsel van stoffen laat afkoelen, zal de ene stof eerder uitkristalliseren dan de andere.

Adsorptie is een scheidingsmethode waarbij een component van het mengsel aan actieve kool wordt gekoppeld

AGROCHEMIE

7

2 Bouw van de materie en inzicht in het periodiek systeem 2.1 Elementaire deeltjes van de stof Tijd, ruimte, energie en materie zijn vermoedelijk ongeveer 13,7 miljard jaar geleden ontstaan bij een gebeurtenis die de Oerknal wordt genoemd. In het prille begin was het heelal oneindig dicht, onvoorstelbaar heet en bevatte het uitsluitend energie. Maar al binnen een fractie van een seconde kwamen uit de energie aantallen elementaire deeltjes voort. De deeltjes (materie) veranderden door interacties met hun eigen antideeltje ook voortdurend weer terug in energie. In het begin is er een dynamisch evenwicht tussen energie en materie.

Vanaf de 10-33-ste seconde na de oerknal vormden zich de zogeheten quarks, wat tot nu toe de kleinste bekende vormen van materie zijn. Een volgende stap in de ontwikkeling van het jonge heelal was dat 3 quarks zich samenvoegden tot zwaardere deeltjes. Er ontstonden protonen en neutronen. EĂŠn seconde na de oerknal vormden zich de eerste elektronen. Na nog eens drie minuten koelde het heelal af tot ongeveer een miljard graden en toen vormden de neutronen en de protonen de eerste atoomkernen (waterstof, helium en lithium). Toen de temperatuur in het heelal voldoende was gedaald, begonnen de atoomkernen elektronen te vangen. En tenslotte was het heelal zo ver afgekoeld dat uit de atoomkernen en de elektronen de eerste atomen ontstonden. Alle andere atomen zijn vervolgens ontstaan als gevolg van stervorming en de kernfusie die dat tot gevolg had.

Uit de atomen zijn verschillende stoffen ontstaan.

De eigenschappen van een (zuivere) stof zijn afhankelijk van de soort stof, niet van de hoeveelheid.

Stoffen zijn opgebouwd uit moleculen. Een molecuul is het kleinste deeltje van een stof dat nog de eigenschappen van die stof bezit.

De moleculen zijn opgebouwd uit nog kleinere deeltjes: de atomen. Atomen hebben afzonderlijk andere eigenschappen dan wanneer ze in en molecuul met elkaar verbonden zijn. Een suikermolecuul heeft alle eigenschappen van de zuivere stof suiker. De atomen zuurstof, koolstof en waterstof, waaruit suiker is opgebouwd, hebben afzonderlijk geheel andere eigenschappen.

Er zijn vandaag de dag ruim honderd verschillende atomen bekend, die niet allemaal in de natuur voorkomen. Met deze honderd bouwstenen kunnen ontelbaar veel verschillende moleculen worden opgebouwd.

In de scheikunde gebruikt men vaak het begrip element. Een element is een atoomsoort. Alle stoffen zijn nl. opgebouwd uit een combinatie van ĂŠĂŠn of een beperkt aantal atoomsoorten.

Atomen en moleculen hebben hun plaats binnen cellen en levende organismen: 1. Organismen worden gevormd door cellen 2. Cellen worden gevormd door moleculen 3. Moleculen worden gevormd door atomen 4. Atomen worden gevormd door subatomaire deeltjes

AGROCHEMIE

8

2.2 Atomen en periodiek systeem 2.2.1 Atomen Het woord atoom stamt uit het Grieks ‘a-tomos’ of ondeelbaar deeltje. Hiermee bedoelen de Grieken: de kleinst mogelijke deeltjes die van een stof verkregen kunnen worden.

Nu weten we dat ook atomen nog verder deelbaar zijn. Voor alle chemische reacties zijn atomen als ondeelbaar te beschouwen, maar voor kern-chemische reacties moeten we het atoom wel deelbaar beschouwen.

Alle atomen of elementen hebben een symbool, meestal de afkorting van de Latijnse naam. Zo is het symbool voor waterstof H (hydrogenium), voor zuurstof O (oxygenium), voor zwavel S (sulfur) en voor ijzer Fe (Ferrum). De eerste letter wordt altijd als hoofdletter geschreven en een eventuele tweede steeds met een kleine letter.

2.2.2 Periodiek systeem Alle atomen zijn gerangschikt in een overzichtelijk schema dat het periodiek systeem der elementen (PSE) wordt genoemd. Alle atomen staan hierin met hun symbool op volgorde van atoomnummer en met stijgende massa van links naar rechts. Dit systeem is ontwikkeld door de Russische chemicus Mendeljev in 1869.

In de negentiende eeuw merkten sommige geleerden dat er onder de toen bekende elementen een aantal waren die op elkaar leken. Bij de rangschikking van de elementen naar opklimmend atoomnummer, bleken bepaalde chemische eigenschappen periodiek terug te komen. Zo lijkt lithium (nr. 3) op natrium (nr. 11) en op kalium (nr. 19).

Deze ontdekkingen leidden ertoe dat men de elementen ging rangschikken volgens een bepaald schema. De rangschikking van de elementen in verticale richting naar het aantal elektronenschillen (zie later) en in horizontale richting naar het aantal elektronen in de buitenste schil (zie later).

De 7 horizontale rijen heten perioden De 18 verticale kolommen heten groepen We onderscheiden: 8 hoofdgroepen (Ia tot VIIa + 0) en 8 nevengroepen (Ib tot VIIb + VIII) •

Groep Ia: alkalimetalen

•

Groep IIa: aardalkalimetalen

•

Groep IIIa: aardmetalen

•

Groep IVa: koolstofgroep

•

Groep Va: stikstofgroep

•

Groep VIa: zuurstofgroep

•

Groep VIIa: halogenen

•

Groep 0: edelgassen

AGROCHEMIE

9

In het periodiek systeem staan de niet-metalen rechts bovenaan en de metalen meer links. We kunnen een scheidingstrap maken langs de elementen Boor, Silicium, ‌ Wij gebruiken een periodiek systeem, met in elke cel een grote hoeveelheid aan informatie.

Fig 2. Opbouw van een cel in het PSE In de volgende hoofdstukken wordt duidelijk welke belangrijke informatie deze tabel bevat en hoe we deze informatie kunnen gebruiken in tal van toepassingen.

AGROCHEMIE

10

Fig 3. Vereenvoudigd Periodiek systeem met atoomnummer, symbolen, atoommassa, elektronegativiteit en Nederlandse naam AGROCHEMIE

11

2.3 Atoombouw 2.3.1 Protonen, neutronen en elektronen Elk atoom is opgebouwd uit nog kleinere deeltjes: protonen, neutronen en elektronen.

Deze drie deeltjes zijn fundamenteel voor de opbouw van een atoom.

Een elektron is een negatief geladen deeltje. Deze lading wordt als eenheid beschouwd. Een proton is positief elektrisch geladen deeltje. De ladingen van de elektronen en protonen zijn even groot maar bezitten een tegengesteld teken. Een neutron is elektrisch neutraal en bezit dus geen lading.

De massa van een elektron is bijna 2000 maal kleiner dan deze van een proton. Een proton en een neutron hebben vergelijkbare massa’s.

Terwijl protonen en neutronen zich op een klein plekje in de atoomkern bevinden, gebruikt het elektron een veel grotere ruimte (de elektronenschil).

Elektron

Proton

Neutron

Lading

-1,602.10-19C

+1,602.10-19C

0C

Massa

9,109.10-31 kg ≈ 9,1.10-31 kg

1,6726231.10-27 kg ≈ 1,67.10-27 kg

1,6749286.10-27 kg ≈ 1,67.10-27 kg

Grootte 10-10 m

10-15 m

Men kan het atoom als een miniatuur zonnestelsel voorstellen, bestaande uit een kern van protonen en neutronen waaromheen elektronen cirkelen.

Fig 4. Schematische voorstelling van de opbouw van een atoom De elektronen bewegen zich rond de kern op banen: de elektronenschillen. Tussen de kern en de elektronen bestaat er een volstrekt lege ruimte.

De verschillen tussen de kern en de schil zijn intrigerend. De positief geladen kern bevat bijna de complete massa van het atoom, maar bezet maar een piepklein stukje ruimte, terwijl de schil met de negatief geladen elektronen reusachtig uitgedijd is, maar nauwelijks massa bezit.

AGROCHEMIE

12

Ter illustratie van de ruimtelijke verhouding tussen een kern en de schil is de volgende vergelijking handig: als een atoomkern het formaat zou hebben van een druivenpitje van 1 mm, dan zou de elektronenschil een doorsnede hebben van ongeveer 100 m.

Gezien de atomen neutraal geladen zijn, moeten er evenveel protonen als elektronen aanwezig zijn. De eenvoudigste combinatie is 1 proton in de kern, 1 elektron die zich rond de kern beweegt en geen neutronen. Aan deze combinatie voldoet het element H (waterstof).

Fig 5. Het element waterstof De plaats van een element in het periodiek systeem, wordt bepaald door de lading van de kern, dus door het aantal protonen. Twee opeenvolgende elementen verschillen telkens 1 kernlading.

Bijvoorbeeld, bij waterstof bevat de kern 1 proton, bij helium 2, bij lithium 3 enz.

Het tweede element is helium. Een heliumatoom bevat 2 protonen in de kern en 2 elektronen in de schil. De massa van het element helium is echter (afgerond) 4 atomaire massa eenheden (a.m.e.).

Blijkbaar zitten er in de kern 4 massadeeltjes. Buiten de 2 protonen moeten er dus nog 2 neutronen in de kern zitten. Deze zijn nodig om de kern bij elkaar te houden. Wanneer de kern alleen 2 positief geladen protonen zou bevatten, zouden deze elkaar afstoten met gevolg dat de kern uit elkaar zou spatten. De neutronen schermen de positieve lading van de protonen af, waardoor de kern niet uit elkaar valt.

In het periodiek systeem worden de elementen gerangschikt volgens toenemend atoomnummer Z of ranggetal of protonennummer. Het atoomnummer of ranggetal komt overeen met het aantal protonen in het atoom. Vermits het aantal protonen gelijk is aan het aantal elektronen, komt het atoomnummer ook overeen met het aantal elektronen in het atoom.

De term massagetal A is de tot op de eenheid afgeronde a.m.e. van het atoom. Links boven het symbool wordt de massa als de som van het aantal protonen en neutronen weergegeven. Links onder het symbool wordt het atoomnummer Z weergegeven. đ??¸ Voorbeeld:

đ??ľđ?‘&#x;, đ??żđ?‘–,

A- en Z-waarden zijn steeds natuurlijke getallen. Het verschil A – Z geeft het aantal neutronen in een atoom.

Van koolstof is het atoomnummer Z=6 en het massagetal A=12. Dit wil zeggen dat een atoom koolstof 6 protonen bevat (atoomnummer) en een atoommassa van 12 (dit is de som van het aantal protonen en het aantal neutronen) heeft. Aangezien een atoom elektrisch neutraal geladen is zal het atoom koolstof evenveel protonen als elektronen bevatten, m.a.w. 6 elektronen. Wanneer we het verschil maken van AGROCHEMIE

13

het massagetal A met het atoomnummer Z wordt het aantal neutronen bekomen. A – Z = 12 – 6 geeft 6 neutronen.

Voor Br is het atoomnummer Z = 35 en het massagetal A = 80. Dit element heeft dus 35 protonen en 35 elektronen en 80 – 35 = 45 neutronen. De lading in de kern = +35 en de lading van de elektronen rond de kern = -35.

2.3.2 Isotopen Isotoop is eveneens een Grieks woord en vrij te vertalen als ‘op dezelfde plaats liggend’. Dit houdt verband met het periodiek systeem der elementen waar isotopen dezelfde plaats krijgen.

Isotopen zijn atomen die een gelijk aantal protonen en elektronen hebben, maar waarvan het aantal neutronen verschillend is.

Isotopen hebben dus hetzelfde atoomnummer, maar een verschillend massagetal.

Van koolstof bestaat buiten het normale

đ??ś ook de

đ??ś en het radioactieve isotoop

đ??ś.

De ouderdom van organisch (of koolstofhoudend) materiaal kan bepaald worden door de radioactiviteit van de koolstof in dat materiaal te meten. Deze methode heet de C14-methode. De fractie radioactief koolstof is in jong materiaal groter dan in oud materiaal. De C14-methode wordt vaak toegepast in de geologie, de archeologie en de bodemkunde.

Natuurlijk uranium bestaat voor 0,7% uit đ?‘ˆ en voor 99,3% uit đ?‘ˆ. Het đ?‘ˆ wordt gebruikt in kernreactoren. Omdat beide isotopen scheikundig gezien gelijk zijn, moet het đ?‘ˆ gescheiden worden van het đ?‘ˆ door natuurkundige methoden. EĂŠn van die methoden is de ultracentrifuge-methode: scheiden van lichte ( đ?‘ˆ) en zware ( đ?‘ˆ ) atomen.

Isotopen van een element worden doorgaans op dezelfde manier als het oorspronkelijk element aangeduid, maar met een massagetal aan toegevoegd. Alleen bij waterstof hebben ze hun eigen namen gekregen.

Waterstof bestaat uit 1 proton, 1 elektron en geen neutronen voor meer dan 99%. Deuterium en tritium zijn isotopen van waterstof. Deuterium en tritium komen in de natuur voor. đ??ť = Deuterium en đ??ť = Tritium Deuterium heeft 1 proton, 1 elektron en 1 neutron; terwijl tritium opgebouwd is uit 1 proton, 1 elektron en 2 neutronen.

Er bestaan twee soorten isotopen: 1. De radioactieve isotopen vervallen (door kernsplitsing) met een zekere halfwaardetijd en kunnen voordelige toepassingen hebben in de medische diagnostiek, maar ook nadelige effecten zoals bij kernrampen 2. De stabiele isotopen zijn ongevaarlijk (vervallen niet) en zijn zeer bruikbaar voor onderzoek naar belangrijke levensprocessen zoals de stofwisseling bij mensen.

Isotopen hebben een belangrijke betekenis in het onderzoek. Om de werking van nieuwe medicijnen te onderzoeken wordt een atoom door het radioactieve isotoop vervangen (bv. C-12 door C-14). Op grond AGROCHEMIE

14

van dezelfde chemische eigenschappen als het medicijn met C-12 en het uitzenden van radioactieve straling kan het medicijn met C-14 na inname in het hele organisme worden geobserveerd. Door de afgegeven straling te meten, kan bv. de weg van het isotopenmedicijn door het lichaam, de afbraak en de uitscheiding ervan worden onderzocht. Na het onderzoek wordt in het medicijn de radioactieve isotoop weer vervangen door het ‘normale’ element en kan het voor gebruik worden vrijgegeven.

Een andere toepassing is het bestralen van levensmiddelen met radioactief kobalt-60-isotoop. De producten worden op paletten via een transportband, die op een afstand wordt bestuurd, de bestralingsruimte in gestuurd en daar enige uren om de stralingsbron heen gevoerd zodat de stralen van alle kanten gelijkmatig kunnen binnendringen. Door het radioactief verval van kobalt-60 ontstaat een zeer energierijke gammastraling, die bij het doordringen in levensmiddelen moleculen kan ioniseren (door de straling worden elektronen uit de elektronenwolken van het atoom gestoten). Hoe groter de moleculen zijn, des te gevoeliger ze op de straling reageren. Aangezien het DNA door de grootte ervan bijzonder gevoelig is, worden bacteriën en virussen meteen gedood. Andere moleculen, zoals vitaminen, zijn minder gevoelig omdat het kleinere moleculen zijn. Het verlies aan vitamines is niet groter dan bij andere conserveringsmethoden zoals hittebehandeling of drogen.

Opmerking: Aan een bepaald atoom of element zijn een reeks fysische en chemische eigenschappen verbonden. Alle atomen van eenzelfde element zijn identiek wat betreft hun aantal protonen en elektronen en daarom ook identiek in hun chemische en fysische eigenschappen. Ook een isotoop is in hoge mate hiermee identiek. In het periodiek systeem vinden we de gemiddelde a.m.e. terug die een combinatie is van de verschillende isotopen en de frequentie waarin deze voorkomen.

Het aantal combinaties van protonen, neutronen en elektronen in de natuur voorkomend, is niet willekeurig groot maar ongeveer gelijk aan 300. Worden isotopen uit dit getal geëlimineerd dan zijn er een honderdtal verschillende atomen of elementen te onderscheiden.

2.3.3 Elektronen en elektronenschillen Tot nu toe hebben we ons vooral bezig gehouden met de deeltjes in de atoomkern: protonen en neutronen. In deze paragraaf komen de deeltjes buiten de kern aan bod de elektronen. De elektronen bewegen in bepaalde vaste banen: de elektronenschillen. Men spreekt ook wel van de elektronenwolken. Elke elektronenschil kan een bepaald maximum aantal elektronen bevatten. Dit maximum wordt bepaald door 2 regels: 1. Het aantal elektronen per schil is maximaal 2n2 Hierin is n het nummer van de schil. In de binnenste schil is het maximale aantal elektronen 2x12 = 2. In de tweede schil 2x22 = 8 en in de derde 2x32 = 18, etc.

2. Het aantal elektronen in de buitenste schil (=valentie elektronen) is maximaal 8, dat in de op één na buitenste schil maximaal 18.

Elke schil wordt aangeduid met een letter: de eerste schil noemt men K-schil, de tweede L-schil, de derde M-schil, etc. In het periodiek systeem zal elke rij een bijkomende elektronenschil voorstellen.

AGROCHEMIE

15

Algemeen worden atomen schematisch voorgesteld door een kern te tekenen met daarin vermeld het aantal protonen en neutronen, met daarrond de elektronen verdeeld op de elektronenschillen (getekend als concentrische cirkels). De elektronen mogen gepaard of apart getekend worden.

Voor đ?‘ đ?‘Ž geldt: het aantal protonen = 11, het aantal elektronen = 11 (2 elektronen op de eerste schil, 8 elektronen op tweede schil en 1 elektron op de derde schil) en het aantal neutronen = 12

Fig 6. Voorstelling van het atoom Na Voor đ??śđ?‘™ geldt: het aantal protonen = 17, het aantal elektronen = 17 (2 elektronen op de eerste schil, 8 elektronen op tweede schil en 7 elektron op de derde schil) en het aantal neutronen = 18

Fig 7. Voorstelling van het atoom Cl Opmerking: zoals hoger reeds aangegeven komt bij de hoofdgroepen het aantal elektronen in de buitenste schil overeen met het nummer van deze groep.

Voor đ??ťđ?‘” geldt: het aantal protonen = 80, het aantal neutronen = 120, het aantal elektronen = 80 (2 elektronen op de eerste schil, 8 op de tweede schil, 18 op de derde schil, 32 op de vierde schil, 18 op de vijfde schil en 2 op de zesde schil)

AGROCHEMIE

16

Fig 8. Voorstelling van het atoom kwik

2.3.4 Orbitalen In de meeste tekeningen van de elektronenbanen worden de schillen voorgesteld als cirkels. Hieruit mag niet geconcludeerd worden dat alle elektronenbanen bolvormig zijn. Deze cirkelvormige weergave is enkel een vereenvoudigde voorstelling van de werkelijkheid. Er is gebleken dat de meeste elektronenschillen onder te verdelen zijn in orbitalen.

Orbitaal: de ruimte rond de kern waar een elektron het meest waarschijnlijk aanwezig is.

Net zoals de elektronenschillen krijgen deze orbitalen elk een naam: de s-orbitaal, de p-orbitaal, de dorbitaal, de f-orbitaal, etc. Deze orbitalen hebben verschillende ruimtelijke vormen. De energie van de elektronen in de verschillende orbitalen is niet gelijk.

Afhankelijk van zijn energie kan een elektron zich in verschillende orbitalen rond de kern van het atoom bevinden. Deze orbitalen bevinden zich op bepaalde energieniveaus die onderling een scherp gedefinieerd energieverschil vertonen (de energie van een elektron is gekwantificeerd). Het energieniveau van een orbitaal wordt bepaald door het hoofdkwantumgetal n, waarbij n = 1, 2, 3, ‌ (nummer van de periode). Zo ontstaan groepen van orbitalen die, wat hun energieniveau betreft, te vergelijken zijn met de elektronenschillen in de klassieke theorie.

De verschillende orbitaaltypen hebben ieder hun specifieke vormen.

AGROCHEMIE

17

Fig 9. Voorstelling van de verschillende s-, p- en d-orbitaal Het laagste energieniveau is het niveau met hoofdkwantumgetal 1. Op dit niveau ligt slechts 1 orbitaal het 1s. Deze is bolsymmetrisch van vorm.

Fig 10. Voorstelling van een s-orbitaal Het volgende energieniveau wordt bepaald door het hoofdkwantumgetal 2 en bevat in totaal 4 orbitalen: ĂŠĂŠn 2s-orbitaalen drie 2p-orbitalen. De 2s-orbitaal is evenals de 1s-orbitaal bolsymmetrisch van vorm maar de straal van de bol is groter. De drie p-orbitalen hebben onderling hetzelfde energieniveau, dat een beetje hoger is dan dat van 2s en ze bestaan elk uit 2 peervormige of haltervormige lobben aan weerszijden van de kern. De 3 p-orbitalen zijn symmetrisch geplaatst rond de assen die loodrecht op elkaar staan, we spreken daarom van 2px-, 2py-, 2pz-orbitalen. Elke wolk, zowel bol als halter, kan maximaal 1 elektronenpaar bevatten.

AGROCHEMIE

18

Fig 11. Voorstelling van 1s, 2s en 2p-orbitalen Het volgend energieniveau heeft het hoofdkwantumgetal 3 en op dit niveau bevinden zich, ĂŠĂŠn 3s-, drie 3p- en vijf 3d-orbitalen. De vorm van de d-orbitalen zijn nog ingewikkelder en spelen geen rol bij de binding vermits er in de buitenste schil maximaal 8 elektronen voorkomen.

Vanaf het energieniveau met kwantumgetal 4 zijn er naast s-, p- en d-orbitalen nog zeven f-orbitalen, met nog een meer complexe vorm.

De elektronen op de buitenste schil of de valentie elektronen zijn belangrijk voor de scheikundige eigenschappen van de elementen en de chemische binding. Vermits er maximaal 8 elektronen op de buitenste schil aanwezig kunnen zijn, kunnen de wolken van de buitenelektronen alleen bol- of haltervormig zijn.

De elektronen vullen eerst de bolvormige wolk op. Hierin passen maximaal 2 elektronen. De resterende elektronen verspreiden zich zoveel mogelijk over de 3 halterbanen (px, py, pz).

De verdeling van de elektronen van een bepaald atoom over de verschillende orbitalen verloopt volgens een aantal regels die volgen uit de kwantummechanica. De grondregel hierbij is dat de elektronen in de orbitalen geplaatst moeten worden volgens het zogenaamde Aufbau principe. Dit geeft aan dat de orbitalen met het laagste energieniveau het eerst worden opgevuld.

Fig 12. Volgorde opvulling van de orbitalen Wanneer een aantal orbitalen in energie gelijk is (2px-, 2py-, 2pz-orbitalen), dan worden de orbitalen zo opgevuld dat eerst alle orbitalen 1 elektron ontvangen alvorens een orbitaal een tweede elektron ontvangt (regel van Hund). Bij de opvulling van de orbitalen met elektronen moet ook het Pauli-principe AGROCHEMIE

19

in acht genomen worden. Dit houdt in dat elk orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, die in dat geval een tegengestelde ‘draairichting’ (elektronenspin) moeten hebben. Een elektronenspin veroorzaakt een magnetisch moment en het is gunstig als deze in 1 orbitaal tegengesteld gericht zijn. De elektronenspin wordt weergegeven door het teken ↑. Twee elektronen met tegengestelde spin in één orbitaal zijn gepaarde elektronen en worden weergegeven met ↑↓.

De elektronenconfiguratie van de eerste 12 elementen van het periodiek systeem staan in onderstaande figuur Orbitalendiagram

elektronenconfiguratie 1 s1 1 s2 1 s 2 2 s1 1 s 2 2 s2 1 s2 2 s2 2p1 1 s2 2 s2 2p2 1 s2 2 s2 2p3 1 s2 2 s2 2p4 1 s2 2 s2 2p5 1 s2 2 s2 2p6 1 s2 2 s2 2p6 3s1 1 s2 2 s2 2p6 3s2

Fig 13. Voorstelling van het orbitalendiagram en de elektronenconfiguratie van de eerste 12 elementen Behalve op deze wijze vinden we de verkorte elektronenconfiguratie van een atoom in het periodiek systeem. In onderstaande tabel staat de elektronenconfiguratie van de edelgassen.

Binnen de hoofdgroepen is de elektronenverdeling van de buitenste elektronen gelijk.

AGROCHEMIE

20

2.3.5 Ionen Ionen zijn deeltjes waarvan het aantal elektronen in een atoom niet gelijk is aan het atoomnummer. De daaruit volgende lading wordt beschreven met het ladingsgetal, dat rechtsboven achter het symbool voor het element wordt geplaatst đ?‘ đ?‘Śđ?‘šđ?‘?đ?‘œđ?‘œđ?‘™ Aangezien de lading van een ion alleen wordt veroorzaakt door een verandering in hoeveelheid elektronen, volgt daaruit dat: 

Een negatief ladingsgetal door een overschot aan elektronen ontstaat



Een positief ladingsgetal het gevolg is van een tekort aan elektronen. (het ion is positief geladen, omdat het atoom meer positief geladen protonen dan negatief geladen elektronen bevat).

Een ladingsgetal van 2- betekent dat het ion tweevoudig negatief geladen is. Aangezien elektronen negatief zijn, moet het dus om een overschot van 2 elektronen gaan.

Een ladingsgetal van 1+ betekent dat het ion positief geladen is. In deze toestand kan het alleen zijn beland doordat het atoom 1 elektron heeft afgestaan. Nu er van de positieve protonen 1 meer is dan van de negatieve elektronen, ontstaat een totaallading van +1.

Samengevat: 

Als het aantal protonen in de kern verandert, dan ontstaat een ander atoom



Als het aantal neutronen in de kern verandert, dan ontstaat een isotoop



Als het aantal elektronen in de schil verandert, dan ontstaat een ion

2.4 Oefeningen 1. Teken de atomen. Geef het aantal neutronen, protonen en elektronen en geef de elektronenconfiguratie 

Argon



Koolstof



Chloor



Kalium



Strontium



Lood



Tin



Antimoon

AGROCHEMIE

21

2. Tot welke groep behoren de volgende elementen ? 

Lood



Barium



Jood



Tin



Antimoon



Cesium

3. Hoeveel protonen, neutronen en elektronen bevatten van de elementen het orbitalendiagram

đ?‘ đ?‘Ž,

đ??ž,

đ??´đ?‘”,

đ?‘ˆ, geef voor elk

4. Zijn de volgende elementen metalen of niet-metalen ?

Ba, I, Sb, Se, S, Cr, Mg, P, Be 5. Hoeveel elektronen, protonen en neutronen zijn aanwezig in de volgende isotopen ? koolstof12, koolstof13 en koolstof14 zilver107 en zilver108 lood206 en lood208 6. Het element kalium bestaat voor 93% uit atoommassa van kalium 7. Koper is opgebouwd uit percentage đ??śđ?‘˘

đ??śđ?‘˘ en

đ??ž en voor 7% uit

đ??ž . Bereken de relatieve

đ??śđ?‘˘. De relatieve atoommassa is 63,55. Bereken het

8. Van welk element is de elektronenconfiguratie: 

1s2 2s2 2p4 :



1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 :



1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 :

9. Geef de elektronenconfiguratie van: 

Broom:



Goud:



Magnesium:



Mg2+:

AGROCHEMIE

22

3 Type bindingen in relatie tot gedrag en eigenschappen van stoffen 3.1 Elektronegativiteit (EN) De edelgassen met hun volle buitenste schil vertonen weinig neiging om met andere elementen te reageren. De overige elementen streven ook naar een volle buitenste schil: de edelgasconfiguratie. Een atoom van een element dat geen edelgas is, kan de edelgasconfiguratie bereiken door zich met ĂŠĂŠn of meerdere atomen te verbinden tot een molecule. De binding tussen twee atomen in zo'n molecule kan op verschillende manieren tot stand komen. Op welke manier hangt af van de elektronegativiteit van de beide atomen.

De elektronegativiteit is een maat voor de kracht waarmee een atoom een elektron in de buitenste schil aantrekt.

Elektronegativiteit is een belangrijke grootheid voor het verklaren van scheikundige fenomenen. De waarde van de elektronegativiteit staat in het periodiek systeem en is een onbenoemd getal tussen 0,1 en 4. Hoe meer de waarde naar 4 gaat hoe groter de elektronegativiteit.

Om de elektronegativiteit van een element niet uit het hoofd te kennen, kun je die op grond van de positie van het element in het periodiek systeem inschatten. Hiervoor moet je weten dat fluor de absoluut hoogste elektronegativiteit bezit (dat kreeg willekeurig de waarde 4 toegewezen) en dat met weinig uitzondering de elektronegativiteit, uitgaande van fluor, naar links en naar beneden afneemt.

Bekijken we de elementen van groep I: deze hebben allen 1 buitenelektron. Dit elektron zit bij waterstof (H) dicht bij de kern; bij franctium (Fr) ver van de kern (nl. in de 7de schil). Het buitenelektron van Fr wordt niet zo sterk aangetrokken als het buitenelektron van H. H is meer elektronegatief dan Fr. De elektronegativiteit neemt van boven naar beneden in het periodiek systeem af (afstand tot de kern vergroot).

Wanneer we binnen een periode van links naar rechts gaan, neemt het atoomnummer en dus de positieve lading van de kern toe. Bij elementen in de 2de periode is de buitenste schil de L-schil. Bij het eerste element in deze periode, Li, is de kernlading +3; bij het laatste, F, is de kernlading +9. Een elektron dat bij F in de L-schil zit, wordt sterker door de kernlading aangetrokken dan een elektron dat bij Li in de L-schil zit. De elektronegativiteit neemt van links naar rechts in het periodiek systeem toe (effectieve kernlading stijgt).

In het algemeen is het zo dat hoe moeilijker een atoom een elektron in de buitenste schil afstaat, dus hoe sterker het elektron door de kern wordt aangetrokken, hoe meer elektronegatief het is.

Fig 14. Verloop elektronegativiteit in het periodiek systeem AGROCHEMIE

23

3.2 Bindingen Het gedrag van atomen wordt bepaald door de valentie-elektronen (elektronen van de buitenste schil).

Telkens wanneer een schil volledig gevuld is, wordt een stabiele, energetisch gunstige elektronenconfiguratie bereikt, zoals bij de edelgassen. Deze atomen vertonen geen neiging om elektronen op te nemen of af te staan en zijn dus niet reactief, vandaar dat ze edelgassen genoemd worden. De andere atomen hebben elektronen teveel of te weinig om de stabiele edelgasconfiguratie aan te nemen. Deze atomen vormen bindingen door het streven van elk atoom naar een volledig gevulde buitenste schil.

In hun streven om de edelgasconfiguratie te bereiken gaan atomen valentie-elektronen geven, nemen of delen. In de eerste 2 gevallen, kan dit gebeuren door overdracht van 1 of meerdere elektronen van het ene atoom naar het andere, waardoor ionen ontstaan die een ionbinding vormen. In het laatste geval is er vorming van een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen 2 atomen waardoor een covalente binding ontstaat. Bij metalen wordt een stabiele elektronenconfiguratie bekomen via een metaalbinding.

Het type binding hangt af van het soort element: metaal of niet-metaal en de elektronegativiteit Samenvattend krijgen we de volgende mogelijkheden bindingstype metaalbinding ionbinding Atoombinding Complexatie

partner metaal ionen metaal- en niet-metaalatomen niet-metaal en nietmetaalatomen metaalatomen en moleculen of ionen

Aanduiding van het verband metaalrooster ionrooster molecuul complex

3.3 Ionbinding 3.3.1 Algemeen Een ionbinding ontstaat tussen atomen met een sterk verschillende elektronegativiteit. Het verschil in elektronegativiteit bedraagt daarbij meestal meer dan 1,5 (ď „ EN).

Ionbindingen ontstaan dus tussen metaal- en niet-metaalatomen. Bij deze binding geven de metaalatomen hun valentie-elektronen af aan de niet-metaalatomen. Door deze elektronenoverdracht ontstaan gelijktijdig positieve metaalkationen en negatieve niet-metaalanionen.

Zo bereiken beide atomen als ionen een edelgastoestand.

Metaalatomen geven altijd al hun valentie-elektronen af! (ladingsgetal = groepsnummer) Niet-metaalatomen nemen altijd zoveel elektronen op dat ze op acht valentie-elektronen uitkomen. (ladingsgetal = groepsnummer min acht)

AGROCHEMIE

24

3.3.2 Vorming keukenzout De elementen natrium en chloor verschillen sterk in elektronegativiteit. Het verschil bedraagt 3 – 0,9 = 2,1. Dit betekent, dat wanneer een natrium- en een chlooratoom elkaar raken het chlooratoom gemakkelijk een elektron van het natriumatoom zal overnemen. Er treedt dus elektronenoverdracht op.

Beide atomen krijgen op deze wijze de edelgasconfiguratie. Het chlooratoom gaat over in een negatief geladen chloor-ion met dezelfde elektronenverdeling als het edelgas argon.

Fig 15. Schematische weergave van het opnemen van een ‘vreemd’ elektron door een chlooratoom Het natriumatoom gaat over in een positief geladen natrium-ion met dezelfde elektronenverdeling als het edelgas neon.

Fig 16. Schematische voorstelling van de afgifte van een elektron door een natriumatoom Het negatieve chloor-ion dat één elektron meer heeft dan het neutrale chlooratoom, geven we aan met Cl-. Voor het positieve natrium-ion dat één elektron minder heeft dan het neutrale natriumatoom, schrijven we Na+.

Een ion is een geladen atoom of atoomgroep Omdat positieve en negatieve deeltjes elkaar aantrekken, zullen het chloor-ion en het natriumion elkaar vasthouden: er is een scheikundige verbinding ontstaan. We noemen deze verbinding natriumchloride (keukenzout), in formule NaCl.

Fig 17. Schematische voorstelling van de scheikundige reactie tussen een natrium-en een chlooratoom AGROCHEMIE

25

De binding komt hier tot stand door de aantrekking tussen ionen. Men spreekt daarom van een ionbinding.

3.3.3 Vorming magnesiumchloride We kunnen ook voorspellen dat magnesium op dezelfde wijze met chloor zal reageren als natrium met chloor. Het verschil in elektronegativiteit tussen magnesium en chloor is 3,0 – 1,2 = 1,8. Voor het bereiken van de edelgasconfiguratie moet een atoom magnesium echter 2 elektronen af kunnen staan.

Omdat een atoom chloor maar één elektron zal opnemen, reageert een atoom magnesium met twee chlooratomen.

Fig 18. Schematische voorstelling van de scheikundige reactie tussen een magnesium- en chloor-ion. De verbinding die hierbij gevormd wordt, heet magnesiumchloride, in formule MgCl2.

3.3.4 Vorming positieve metaalionen Metalen streven naar de stabiele octetstructuur door afgifte van elektronen. De elementen van groep I, II en III verliezen respectievelijk 1, 2 en 3 elektronen.

We krijgen de volgende ionen:

Elementen van de B-groep, maar ook enkelen uit IIIa, IVa en Va, verliezen ook de buitenste elektronen, maar verkrijgen niet de edelgasconfiguratie, ze worden wel stabieler. Bij deze groepen kunnen ook meerdere positieve ionen voorkomen. Indien er meerdere mogelijkheden zijn, wordt bij de naam de lading als romeins cijfer tussen haken geplaatst.

Voorbeeld: voor het element ijzer zijn Fe2+ en Fe3+ de mogelijke positieve metaalionen.

AGROCHEMIE

26

Fe2+ : ijzer(II)-ion Fe3+: ijzer(III)-ion Andere voorbeelden:

3.3.5 Vorming van negatieve niet-metaalionen Elementen van groep VIIa neemt 1 elektron op en wordt ĂŠĂŠnwaardig negatief, elementen van VIa neemt 2 elektronen op en wordt tweewaardig negatief. Stikstof is het enige element van groep Va dat 3 elektronen kan opnemen en dan driewaardig negatief wordt.

AGROCHEMIE

27

De naamgeving van de negatieve ionen is het negatieve niet-metaalion + ide +ion

3.3.6 Eigenschappen ionbinding Het resultaat van een ionbinding leidt tot een stof die we een zout noemen. Bij een stof als natriumchloride, NaCl, kunnen we eigenlijk niet spreken van moleculen. In gastoestand ontstaat de molecule NaCl. In de vaste toestand bestaan ionverbindingen niet uit afzonderlijke moleculen. De ionen voegen zich dan in een ionrooster, waarbij in een regelmatig patroon, de ionen elkaar aantrekken en op hun plaats houden. Wanneer natrium met chloor reageert, ontstaat een vaste, witte stof, die bestaat uit natriumchloridekristallen.

Op deze wijze wordt één natrium-ion door 6 chloor-ionen en één chloor-ion door 6 natriumionen op zijn plaats gehouden. Daar de elektrische kracht waarmee twee tegengesteld geladen ionen elkaar aantrekken vrij groot is, kan men zich voorstellen dat het moeilijk is de ionbinding in zo'n kristal te verbreken. Het kost veel energie. Dit geldt voor alle ionbindingen. Stoffen die uit ionen zijn opgebouwd hebben daardoor een hoog smeltpunt.

Deze binding geldt als sterk en is gebaseerd op de elektrostatische aantrekkingskracht tussen twee tegengesteld geladen ionen.

Oplosbaarheid van zouten in water: hoe stabiel een ionbinding ook is, de verbinding is relatief gemakkelijk in water op te lossen. Bij het oplossen omringen de watermoleculen de ionen van het zoutkristal. Dit proces noemt men in het vakjargon hydratatie. Daarbij gaan de aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve ionen verloren en de afzonderlijke gehydrateerde ionen kunnen zich vrijelijk in de oplossing bewegen. Afzonderlijke ionen zijn voor het oog niet meer te zien.

Hydratatiemantel: watermoleculen die het ion omhullen Hydratatie: vorming van een hydratatiemantel om een ion heen. Gehydrateerde ionen worden vaak ook met aq (aqua, latijn voor water) aangegeven, bv. Na+(aq).

3.4 Covalente binding Bij een atoombinding of covalente binding worden elektronen gemeenschappelijk gedeeld tussen elementen.

AGROCHEMIE

28

Elementen in het midden van het periodiek systeem hebben een veel geringere neiging elektronen af te staan of op te nemen. Voor het verkrijgen van de edelgasconfiguratie zouden hoog geladen ionen moeten gevormd worden, hetgeen energetisch erg ongunstig is. Daarom geven elementen zoals boor, koolstof, stikstof en in mindere mate ook zuurstof er de voorkeur aan om covalente bindingen te vormen. Ook waterstof en de halogenen kunnen naast ionbindingen gemakkelijk covalente bindingen vormen.

Een atoombinding ontstaat tussen partners met een hoge elektronegativiteit, waarbij het verschil in elektronegativiteit klein moet zijn (ď &#x201E;EN < 1,5), en is een binding tussen niet-metaalatomen. Een covalente binding ontstaat doordat een atoom een gemeenschappelijk elektronenpaar vormt met een ander atoom. Daarbij vormt een atoom zoveel covalente bindingen met andere atomen als het nodig heeft om de buitenste schil op te vullen tot de edelgasconfiguratie.

De onderlinge aantrekkingskracht blijkt samen te hangen met de moleculemassa's (M = de som van de massa's van de samenstellende atomen). Zware moleculen trekken elkaar sterker aan dan lichte. De aantrekkingskracht tussen moleculen noemt men de vanderwaalskracht.

Het gemeenschappelijk elektronenpaar wordt gevormd als een atoomorbitaal van het ene atoom overlapt met het atoomorbitaal van het ander atoom. Als atoomorbitalen overlappen vormen ze samen een gemeenschappelijk molecuulorbitaal. In deze molecuulorbitaal zitten 2 elektronen elk afkomstig van uit de afzonderlijke atoomorbitalen. De elektronen zijn gepaard, d.w.z. ze hebben een tegengestelde spin.

Fig 19. Molecuulorbitalen door overlappen van atoomorbitalen

3.4.1 De gewone covalente binding Het gemeenschappelijk elektronenpaar is afkomstig van de combinatie van een ongepaard elektron van elk atoom. Als voorbeeld bespreken we de binding in de Cl2-molecule. Elk Cl-atoom heeft zeven valentieelektronen, ĂŠĂŠn tekort voor de stabiele octetstructuur. Door het gemeenschappelijk stellen van hun ongepaard valentie-elektron bereiken ze beide de octetstructuur.

AGROCHEMIE

29

Fig 20. Gewone covalente binding van Cl â&#x20AC;&#x201C; Cl Men stelt dit gewoonlijk voor in de notatie van Lewis waarbij de valentie-elektronen rond het symbool worden geschreven. Ongepaarde valentie-elektronen worden voorgesteld door een punt, gepaarde door twee punten of een streepje.

Fig 21. Lewis-notatie van de elementen van de verschillende hoofdgroepen Het gemeenschappelijke elektronenpaar dat zorgt voor de binding tussen de twee atomen wordt door een bindingstreepje of 2 stippen voorgesteld. Elektronenparen in de buitenste schil van een atoom die geen deel uitmaken van een binding (de zogenaamde vrije of niet-bindende elektronenparen) kunnen weergegeven worden door twee stippen of door een streepje.

Gewone covalente bindingen kunnen ook gevormd worden tussen atomen van verschillende soort (samengestelde stoffen) zoals in H2O:

AGROCHEMIE

30

Voor ammoniak kunnen we dus schrijven:

De edelgasconfiguratie kan bereikt worden door het vormen van enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen.

Voorbeelden:

Fig 22. Enkelvoudige, dubbele en drievoudige bindingen De drijvende kracht om een covalente binding te vormen is de energie die daarbij vrijkomt (bindingsenergie). Voor waterstof is dit bv. 435 kJ/mol. Omgekeerd betekent dit ook dat het 435 kJ/mol kost om de H-H-binding te verbreken en 2 vrije waterstofatomen te vormen.

Atomen die door atoombinding bijeen gehouden, noemt men moleculen.

3.4.2 Datief covalente binding Het gemeenschappelijk elektronenpaar is hier afkomstig van ĂŠĂŠn atoom. Een atoom met een vrij elektronenpaar (donor) kan dit elektronenpaar gemeenschappelijk stellen met een ander atoom (acceptor). De gevormde binding is gelijkwaardig met een gewone covalente binding.

Datief covalente bindingen komen bv. voor bij oxozuren. Dit zijn verbindingen van het HaXOb waarin X een niet-metaal is (bv. Cl, S, N).

Zo zijn er vier oxozuren van chloor: HClO, HClO2, HClO3, HClO4. In oxozuren is H gebonden aan O met een gewone covalente binding. Via twee gewone covalente bindingen bereikt elk atoom de edelgasconfiguratie:

Cl heeft nu nog drie vrije (ongebonden) elektronenparen die het gemeenschappelijk kan stellen met O. Dit leidt tot de volgende Lewis schrijfwijze voor de drie overige oxozuren van chloor:

AGROCHEMIE

31

Andere voorbeelden van oxozuren: H2SO4

HNO3

Een datief covalente binding komt ook voor tussen een waterstofion (acceptor) en een atoom in een molecule met een vrij elektronenpaar (donor). Het waterstofatoom bereikt hierbij de edelgasconfiguratie van helium.

Het oxonium-ion H3O+

Het ammonium-ion NH+4

3.4.3 Sigma (ď ł)- en pi (ď °)-binding De covalente bindingen komen tot stand door overlap van orbitalen.

De gemeenschappelijke elektronenparen bevinden zich in gemeenschappelijke orbitalen of molecuulorbitalen.

Bij een overlapping is de waarschijnlijkheid om de 2 elektronen tussen de kernen aan te treffen toegenomen ten koste van het gebied buiten de kernen. Door deze verhoogde elektronendichtheid (meer negatief) tussen de kernen stoten deze positieve kernen mekaar minder af. Bij een gewone covalente binding bevat elk van de overlappende orbitalen een ongepaard elektron. Bij een datief covalente binding overlapt een orbitaal met een elektronenpaar van de donor met een lege orbitaal van de acceptor.

AGROCHEMIE

32

Bij een sigma (ď ł) binding is de molecuulorbitaal gelegen in een gebied dat symmetrisch gelegen is rond de as die de atoomkernen verbindt (= axiale overlap).

Dit gebeurt bv. bij de overlapping van 2 s-orbitalen zoals in H2:

Fig 23. Sigma binding door overlapping van s-orbitalen Een s-orbitaal heeft een bolsymmetrie zodat er met een s-elektron een binding in elke richting kan gevormd worden.

Een sigma-binding kan ook een overlapping van een s- en een p-orbitaal zijn. Zoals reeds vermeld zijn de p-orbitalen haltervormig waarbij drie ruimtelijke oriĂŤntaties, loodrecht op elkaar, mogelijk zijn. Merk hierbij op dat de aanduiding x, y en z-as in het voorgestelde assenkruis louter conventioneel is en omwisseling evengoed mogelijk is.

Fig 24. Sigma binding door overlapping s- en p-orbitalen

AGROCHEMIE

33

Een laatste vorm van sigma binding is de overlapping van 2 p-orbitalen die in elkaars verlengde liggen.

Fig 25. Sigma binding door overlapping van p-orbitalen Bij een dubbele of drievoudige covalente binding kunnen alleen in de eerste binding de px-orbitalen frontaal overlappen en een -binding geven. De tweede binding ontstaat dan door de versmelting van twee evenwijdige py-orbitalen. Het gemeenschappelijke deel nu niet in het gebied symmetrisch gelegen rond de as die de atoomkernen verbindt, maar in twee gebieden onder en boven het vlak loodrecht op de centrale as van de orbitalen (= laterale overlap). Men spreekt hier van pi-binding (-binding). De derde binding ontstaat ook door zijdelingse overlapping van de pz-orbitalen. Het gemeenschappelijk gedeelte bestaat opnieuw uit twee gebieden gelegen onder en boven het vlak loodrecht op de centrale as van de orbitalen en men spreekt van een -binding. Voorbeeld: N2 : N ≡ N

Fig 26. Elektronenwolken rond N2 De -binding vormt een rechtstreekse binding tussen de atoomkernen, daar waar de -binding verdeeld is. Aangezien de elektronen van een sigma-binding meer tussen de kernen van de bindingspartners gelokaliseerd zijn, is deze binding sterker dan een pi-binding omdat de elektronen bij deze laatste binding relatief ver van de kernen bevinden.

Bij aanwezigheid van een pi-binding is ook steeds een sigma-binding aanwezig, zodat een pi-binding deel uitmaakt van een meervoudige binding.

3.4.4 Hybridisatie Bij covalente bindingen overlappen atoomorbitalen. Om een binding mogelijk te maken worden soms ongelijkwaardige elektronenorbitalen (voorbeeld s- en p-orbitalen) gecombineerd tot gelijkwaardige orbitalen, dit is hybridisatie. Tijdens de hybridisatie worden ongelijksoortige orbitalen gecombineerd tot een nieuwe set gelijkwaardige orbitalen. De ruimtelijke ordening van de betrokken orbitalen verandert ook. Hierdoor ontstaan andere, en meestal meer, mogelijkheden tot covalente bindingen.

Hybridisatie verklaart de vorming van chemische bindingen en de ruimtelijke ordening.

Het bekendste voorbeeld waarin hybridisatie optreedt, is koolstof. Koolstof bezit 6 elektronen, waarvan 4 in de buitenste schil. De elektronenconfiguratie ziet er dus als volgt uit: 2 elektronen op de 1s-schil, 2 elektronen op de 2s-schil en 2 elektronen op de 2p-schil. Men noteert dit op de volgende manier:

AGROCHEMIE

34

1s2 2s2 2p2 En vandaar heeft C dus slechts twee ongepaarde elektronen waarmee het slechts twee covalente bindingen kan aangaan bijvoorbeeld met twee H-atomen. Hierbij bereikt C echter de stabiele edelgasconfiguratie niet; CH2 (carbeen) is dan ook een zeer onstabiele verbinding.

Om 4 bindingen te kunnen aangaan en een stabiele edelgasconfiguratie te bekomen, moeten de 2 elektronen in het 2s-orbitaal verdeeld worden over de verschillende s- en p-orbitalen. We krijgen dan: 1s2 2s1 2p3 In deze toestand kunnen 4 covalente binding gevormd worden, zoals bv. in CH4 = methaan.

Metingen betreffende de ruimtelijke structuur van de CH4 molecule hebben aangetoond dat: 

de afstand van de vier H-atomen tot het C-atoom dezelfde is



de H-atomen ruimtelijk georiënteerd zijn t.o.v. het C-atoom en onderling een hoek vormen van 109°28’

De gelijkheid van de afstanden tussen C en H en dezelfde oriëntatie van de vier H atomen kan niet verklaard worden door de oriëntaties van de s-orbitalen en de p-orbitalen die loodrecht op elkaar staan.

Men moet dus aannemen dat een wijziging van de orbitalen opgetreden is. Er treedt een vormverandering op zowel van de s-orbitaal als van de 3 p-orbitalen; waarbij ze alle vier gelijkwaardig worden. Wegens de negatieve lading die ze bevatten stoten ze elkaar af, vandaar de gelijke hoek die ze onderling vormen. Dit is overeenkomstig met de ruimtelijke schikking waarbij ze gericht zijn volgens de diagonalen van een regelmatige tetraëder met het koolstofatoom als middelpunt.

Het promoveren van 1 elektron van koolstof van de 2s-orbitaal naar de 2p-orbitaal en de daarmee gepaard gaande hybridisatie kost energie. De energie die daarvoor nodig is, wordt ruimschoots gecompenseerd door de extra winst in bindingsenergie die ontstaat doordat koolstof in zijn sp3gehybridiseerde toestand 4 gelijkwaardige bindingen kan vormen.

De drie meest voorkomende hybridisatietypes zijn de sp3, sp2 en sp hybridisatie. Er wordt telkens uitgegaan van het s-orbitaal en één, twee of drie p-orbitalen op de buitenste schil. S-orbitalen zijn bolsymmetrisch en liggen dichter bij de kern dan de haltervormige p-orbitalen. Dit wordt gereflecteerd door feit dat elektronen in het s-orbitaal lager in energie gelegen zijn dan elektronen in de p-orbitalen van dezelfde schil. sp3-hybridisatie hierbij wordt het s-orbitaal en de 3 p-orbitalen gehybridiseerd tot 4 equivalente sp3-orbitalen. Gezien de hoge bijdrage van de p-orbitalen zijn sp3-orbitalen relatief ver van de kern gelegen. De vier sp3-orbitalen van een atoom maken met elkaar een hoek van 109,5° en wijzen dus naar de hoekpunten van een tetraëder met de atoomkern in het centrum.

AGROCHEMIE

35

Fig 27. sp3 hybridisatie sp2-hybridisatie Hierbij worden het s-orbitaal en 2 p-orbitalen gehybridiseerd tot 3 equivalente sp2-orbitalen. De drie sp2-orbitalen van een atoom maken met elkaar een hoek van 120° en liggen in 1 vlak. Het resterende ongehybridiseerde p-orbitaal staat loodrecht op dit vlak. Gezien de geringe bijdrage van p-orbitalen zijn sp2-orbitalen minder ver van elkaar gelegen dan sp3-orbitalen.

Fig 28. sp2 hybridisatie sp-hybridisatie Hierbij wordt het s-orbitaal en 1 p-orbitaal gehybridiseerd tot 2 equivalente sp-orbitalen. De twee sporbitalen van een atoom maken met elkaar een hoek van 180° en liggen dus op 1 rechte. De twee resterende ongehybridiseerde p-orbitalen staat loodrecht op deze rechte en staan bovendien onderling ook loodrecht. Gezien de nog hogere bijdrage van het s-orbitaal zijn sp-orbitalen nog minder ver van elkaar gelegen dan sp2-orbitalen.

Stikstof heeft 5 elektronen in zijn buitenste schil. Eén van de vier orbitalen zal bijgevolg reeds volledig gevuld zijn. Stikstof zal zich dus meestal driewaardig gedragen en het vierde volledig gevulde orbitaal blijft als vrij elektronenpaar op het atoom aanwezig.

AGROCHEMIE

36

Fig 29. Ruimtelijke structuur van NH3 Bij zuurstof en zwavel heeft men 6 elektronen op de buitenste schil, zodat deze elementen tweewaardig zijn en twee vrije elektronenparen dragen.

Fig 30. Ruimtelijke structuur van H2O Halogenen tenslotte zijn éénwaardig en dragen drie vrije elektronenparen.

3.4.5 Polair – apolair Bij een ionbinding gaan één of meer elektronen volledig over van het ene naar het andere atoom met vorming van een positief en een negatief ion. Dergelijke binding is sterk polair.

De stoffen met een covalente binding of atoombinding kunnen ingedeeld worden in twee groepen: 

De polaire stoffen



De apolaire stoffen

Polaire stoffen Wanneer tussen twee atomen een atoombinding bestaat en het ene atoom meer elektronegatief is dan het andere, zal het gemeenschappelijk elektronenpaar door het ene atoom sterker worden aangetrokken dan door het andere.

Als voorbeeld nemen we waterstofchloride (HCl). De elektronegativiteit van H is 2,1 en van Cl is 3. Het Cl-atoom trekt harder aan het gemeenschappelijke elektronenpaar dan het H-atoom. Het AGROCHEMIE

37

elektronenpaar zal iets naar het Cl atoom opschuiven. De twee gemeenschappelijke elektronen blijven wel bij beide atomen behoren! De negatieve elektrische lading zal echter dichter bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom liggen. Het molecule is polair. Het heeft een partieel negatieve (Cl-atoom) en een partieel positieve (H-atoom) kant. Anders gezegd: HCl is een dipool. De grootte van de dipool wordt weergegeven in het dipoolmoment. In polaire stoffen wordt de grootte van de vanderwaalskrachten door dipoolattractie bepaald.

Fig 31. Dipoolmoment in HCl Moleculen met een dipool trekken elkaar sterker aan dan moleculen die geen dipool bezitten. Als gevolg hiervan zijn smelt- en kookpunten van polaire stoffen hoger dan die van niet polaire stoffen met een vergelijkbare massa. Zo is het polaire HF (MM = 20) een vloeistof, terwijl het niet-polaire N2 (MM = 28) een gas is bij 0°C. De grootte van het dipoolmoment speelt ook en rol bij het vergelijken van kook-en smeltpunten. Het H2O-molecule (MM = 18) heeft een groter dipoolmoment dan het zwaardere H2S-molecule (MM = 34).

H2O is bij kamertemperatuur een vloeistof, terwijl H2S een gas is (bij 20° C).

Gepolariseerde atoombindingen resulteren in polaire moleculen of ook wel dipoolmoleculen. Let op: de moleculen zijn dus niet geladen zoals ionen maar doordat de (negatief geladen) elektronen zich dichter bij het meest elektronegatieve atoom bevinden, wordt deze een klein beetje (= delta) negatief.

Het polaire karakter van een stof speelt ook een rol bij de oplosbaarheid. In polaire stoffen lossen stoffen op die zelf ook polair zijn, én stoffen die uit elkaar kunnen vallen in ionen. Het polair water is in staat om dipoolmoleculen en ionen op te lossen. Dergelijke moleculen duidt men aan als hydrofiel, wat wil zeggen als ‘niet vies van water’.

Apolaire stoffen Wanneer atomen zonder verschil of met een heel laag verschil in elektronegativiteit met elkaar een binding aangaan, ontstaat geen dipool. Dergelijke stoffen noemt men apolair. Voorbeelden zijn gassen N2, O2, F2, etc.

Er zijn ook apolaire stoffen bekend die uit atomen zijn opgebouwd met een verschil in elektronegativiteit. Voorbeelden hiervan zijn: koolstofdioxide (CO2), tetrachloorkoolstof (CCl4), methaan (CH4 ) en ethaan (C2H6).

In het molecule van CO2 liggen de drie atomen op een rechte lijn. Het molecule is symmetrisch:

AGROCHEMIE

38

Fig 32. Dipoolmoment in CO2 De zuurstofatomen zijn meer elektronegatief dan het C-atoom en willen de negatieve lading naar zich toe trekken. De gemeenschappelijke elektronenparen verschuiven dus iets in de richting van de Oatomen. Doordat de beide O-atomen precies symmetrisch t.o.v. het C atoom liggen, heeft verschuiving van de elektronen geen effect. Er ontstaat dus geen dipool. CO2 is daarom apolair, maar CO is polair!

Fig 33. CO2 is apolair CCl4 , CH4 en C2H6 zijn eveneens apolair omdat hun moleculen symmetrisch zijn. Stoffen als H2O en NH3 zijn niet symmetrisch. Van de bindende elektronenparen bewegen de elektronen afkomstig van respectievelijk van het zuurstofatoom en het stikstofatoom zich namelijk in verschillende halters, die een hoek met elkaar maken. Vandaar dat H2O en NH3 polair zijn.

Fig 34. H2O en NH3 zijn polair In apolaire stoffen lossen in het algemeen stoffen op die zelf ook apolair zijn. Het polaire water kan nietpolaire stoffen niet oplossen. Dergelijke stoffen noemt men hydrofoob, wat zoiets wil zeggen als ‘niet dol op water’.

3.5 Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten werken tussen de afzonderlijke moleculen en beïnvloeden de aggregatietoestand. Deze intermoleculaire krachten die tussen neutrale moleculen optreden zijn zeer AGROCHEMIE

39

zwak (tot hoogstens 5-10% van de covalente binding). Zij zijn zo zwak dat de bindingen, die zij tot stand brengen, bij kamer- en/of lichaamstemperatuur , constant gevormd en/of afgebroken worden. Hoe sterker de werking van de intermoleculaire krachten, hoe meer energie nodig is om de moleculen van elkaar te scheiden en des te hoger de smelt- en kooktemperatuur.

Intermoleculaire krachten zijn zeer belangrijk bij biomoleculen (5.4). Eiwitten of proteĂŻnen zijn biomoleculen met verschillende belangrijke functies zoals bouwstoffen, enzymen, afweerstoffen.

Eiwitten zijn lange ketens aminozuren (= primaire structuur). Intermoleculaire krachten zorgen voor secundaire, tertiaire en quaternaire structuren in eiwitten. Deze tertiaire en quaternaire structuur is uitermate belangrijk in de functionele eigenschappen van eiwitten.

We onderscheiden volgende intermoleculaire krachten: dipool-dipoolkrachten, ion-dipoolkrachten, waterstofbruggen, Vanderwaalskrachten, hydrofobe interactie, condensatie- en hydrolysereacties, complexvorming

3.5.1 Dipool-dipoolkrachten Dipool-dipoolkrachten ontstaan door de elektrostatische wisselwerking tussen negatieve en positieve polen van dipoolmoleculen. Dipool-dipoolkrachten zijn bij kleine moleculen meestal zwak en werken pas bij lage temperaturen, aangezien de deeltjes dan erg langzaam bewegen en op elkaar kunnen inwerken.

Fig 35. Dipool-dipoolkrachten tussen moleculen

3.5.2 Ion-dipoolkrachten (IDK) Ion-dipoolkrachten werken tussen ionen en dipoolmoleculen. Deze ion-dipoolkrachten maken bijvoorbeeld de hydratatie van ionen door het polaire water mogelijk. Onderstaande figuur toont de interactie van dipoolmoleculen rond positieve en negatieve ionen.

Fig 36. Ion-dipoolinteractie AGROCHEMIE

40

3.5.3 Waterstofbruggen Een waterstofbrug is een bindingstype dat ontstaat op het moment dat een positief pool van een covalente binding (meestal H) zich aangetrokken voelt tot (een vrij elektronenpaar van) een sterk elektronegatief atoom (zuurstof, stikstof en fluor). Aangezien het waterstof erg klein is, legt het als het ware een brug tussen twee elektronegatieve atomen, waarbij het aan de ene kant sterk verbonden is door een polaire covalente binding (binnen de eigen molecule) en zich aan de andere kant voelt aangetrokken door de elektrostatische krachten met het vrije elektronenpaar.

De interactie kan plaatsvinden met een atoom in een ander molecuul (intermoleculair), maar ook met een atoom binnen eenzelfde molecuul (intramoleculair).

Fig 37. Waterstofbruggen in water en ammoniak Waterstofbruggen zorgen voor de typische eigenschappen van bv. water. Om stoffen op te lossen in water moeten de waterstofbruggen verbroken worden.

Water heeft een relatief hoog kookpunt, vermits ook de waterstofbruggen moeten verbroken worden wanneer water overgaat naar de dampfase. Wanneer water bevriest vinden we de waterstofbruggen terug in de ijskristallen.

Fig 38. Waterstofbruggen worden in ijs vaste verbindingen

AGROCHEMIE

41

In vele grote moleculen zoals eiwitten zorgen een waterstofbruggen voor een bijzondere ruimtelijke structuur.

Fig 39. Intermoleculaire waterstofbrug tussen de waterstof van de NH2-groep en het zuurstof van de COOH-groep van aminozuren De oplosbaarheid van ongeladen stoffen in water hangt voor een groot deel af van hun mogelijkheid om een waterstofbrug te vormen met water. Over het algemeen kunnen moleculen met een polaire covalente binding, die gemakkelijk waterstofbruggen vormen met water, gemakkelijk oplossen in water, evenals geladen moleculen en ionen die een interactie aangaan op basis van het dipool karakter van water. Vele biologische moleculen bevatten naast hydroxylgroepen (-OH) en aminogroepen (-NH2), ook peptidegroepen en estergroepen. Ook zij kunnen waterstofbruggen vormen met water.

3.5.4 Vanderwaalskrachten Vanderwaalskrachten zijn wisselwerkingen tussen apolaire moleculen. De permanente beweging van de elektronen leidt tot asymmetrische ladingsverdelingen. Daardoor ontstaat een kortstondige dipool in het molecuul. Die werkt in op naastgelegen moleculen en polariseert die ook kortstondig. De daaruit ontstane aantrekkingskrachten noemt men Vanderwaalskrachten.

De Vanderwaalskrachten werken alleen op zeer korte afstand tussen atomen/moleculen. Buiten die afstand nemen de krachten snel af. Binnen die afstand gaan de atomen (de twee elektronenwolken) elkaar weer afstoten. Zodra er een evenwicht is tussen de Vanderwaalsaantrekkingskracht en de onderlinge afstotingskracht der elektronen wolken van de atomen is er sprake van Vanderwaalscontact.

Vanderwaalskrachten zijn sterker naarmate een atoom of molecuul groter is. Bij een toenemend aantal elektronen stijgen de smelt- en kookpunten.

3.5.5 Hydrofoob gedrag Polaire moleculen lossen prima op in water, omdat watermoleculen zelf polair zijn. De polaire moleculen worden in het water gehydrateerd. Dergelijke polaire moleculen of polaire delen van moleculen noemen we hydrofiel (wateraantrekkend). Bij non-polaire (of apolaire) moleculen vindt die hydratatie niet plaats.

Daardoor neemt de wanorde tussen de watermoleculen toe. Als gevolg daarvan worden de apolaire AGROCHEMIE

42

moleculen door de watermoleculen weggedrukt en in het water bijeengedreven. Van apolaire moleculen zeggen we dat ze hydrofoob (waterafstotend) zijn. De bijeengedreven apolaire moleculen gaan zich noodgedwongen verenigen. Deze neiging tot vereniging van apolaire moleculen wordt beschreven in het begrip hydrofoob gedrag. Binnen grote moleculen zoals eiwitten zullen de apolaire delen zich binnen in de molecule bevinden.

Fig 40. Apolaire interactie

3.5.6 Condensatie en hydrolyse In een waterig milieu ontwikkelt er zich tussen moleculen een systeem van koppelen en ontkoppelen.

Het een en ander onder afgifte van of juist met opname van water.

Een dergelijke koppeling leidt dan vervolgens tot de vorming van grotere moleculen. We spreken van condensatiereactie of een condensatieproces indien door het onttrekken van een watermolecuul een koppeling tot stand komt. Dit gebeurt onder andere bij de vorming van dipeptiden uit 2 aminozuren.

Fig 41. Condensatiereactie Op basis van het principe van het condensatieproces ontstaat de mogelijkheid allerlei moleculen, als bouwstenen, aan elkaar te koppelen. De bouwelementen kunnen daarbij al dan niet van gelijkaardige soort zijn. Gelijkaardige moleculen of subeenheden noemen we monomeren. Meerdere monomeren achter elkaar gekoppeld zijn polymeren. Voorbeelden van polymeren zijn polysacchariden, eiwitten en nucleĂŻnezuren.

AGROCHEMIE

43

Het omgekeerde proces – ontkoppeling onder opname van een molecule water – staat bekend als hydrolyse. Onderstaand voorbeeld toont de hydrolyse van sucrose (disacharide) tot glucose en fructose (twee monosachariden).

Fig 42. Hydrolysereactie van sucrose tot glucose en fructose

3.5.7 Complexbinding Complexen zijn verbindingen tussen metaalionen (voornamelijk die met valentie-elektronen in de dorbitalen) en moleculen met vrije elektronenparen. Vergelijkbaar als bij de waterstofbrug, is er sprake van een toenadering tussen de positief geladen metaalkationen en de negatieve vrije elektronenparen van moleculen en de omringende anionen.

Het meestal positieve, maar soms ook neutrale, metaalatoom in het midden noemt men het centrale atoom.

De moleculen die aan het centrale atoom hun elektronen ter beschikking stellen, noemt men liganden.

Om een ligand te zijn, heeft een molecule minstens 1 vrij elektronenpaar nodig of moet het zelf een anion, dus negatief geladen zijn.

Complexen met organische liganden zijn in ons leven van zeer grote betekenis. Als voorbeeld is er het complex hemoglobine, de rode kleurstof in ons bloed die voor het transport van zuurstof in het bloed verantwoordelijk is. Ook chlorofyl, dat maakt dat planten groen zijn en de voor fotosynthese nodige lichtenergie kunnen absorberen, valt in deze bindingsklasse. Veel vitaminen en enzymen zijn complexen.

Veel antibiotica vormen complexen met kaliumionen, om op die manier door de celwand te kunnen dringen.

3.6 De metaalbinding Naast de ionbinding en de atoombinding (covalente binding) bestaat er nog een soort scheikundige binding: de metaalbinding. De metalen zijn allemaal weinig elektronegatief: door het streven naar de edelgasconfiguratie staan ze hun buitenste elektronen gemakkelijk af. Deze valentie-elektronen behoren gemeenschappelijk aan alle atomen in het rooster en bewegen zich min of meer vrij tussen de metaalionen ('vrije' elektronen). De buitenste elektronen in metalen zijn niet aan één speciale atoomkern gebonden. Ze zweven los tussen de atoomkernen door. De kernen van de metaalatomen zijn omgeven door een 'elektronenzee'.

Deze ‘elektronenzee’ houdt de metaalatomen zeer stevig bij elkaar. Dit is de verklaring van het feit dat alle metalen vaste stoffen zijn met een hoog smeltpunt. Het feit dat in metalen 'vrije' elektronen voorkomen, verklaart dat metalen goede geleiders zijn van elektrische stroom.

AGROCHEMIE

44

Fig 43. Voorstelling van de metaalbinding

3.7 Valentie, oxidatiegetal, oxidatietrap 3.7.1 Inleiding Bij de vorming van ionen gaan de metalen elektronen afstaan en de niet-metalen elektronen opnemen.

Bijvoorbeeld bij de vorming van MgCl2, gaat het magnesium-atoom 2 valentie-elektronen afstaan en wordt zo Mg2+. We zeggen: magnesium is tweewaardig positief of ook magnesium heeft de valentie +II. De chlooratomen nemen bij de reactie met magnesium elk één elektron op. We zeggen: chloor is bij de reactie met een metaal éénwaardig negatief ofwel de valentie van chloor is -I. In het algemeen geldt dat in verbindingen van metalen met niet-metalen, het metaal een positieve valentie heeft en het nietmetaal een negatieve valentie. Valentiewaarden komen overeen met de oxidatiegetallen of oxidatietrappen. Dit zijn fictieve ladingen die aan elementen worden gegeven aan de hand van bepaalde regels en nodig zijn om redoxreacties op te stellen (zie verder hoofdstuk redoxreacties). Deze getallen worden voorgesteld door Romeinse cijfers en de meest voorkomende worden in het periodiek systeem genoteerd. Men gebruikt ze ook steeds voor 1 atoom, houdt er echter bij de som rekening mee dat de atomen meer dan 1 keer kunnen voorkomen.

Hoewel bij binding tussen niet-metalen onderling geen ionbindingen worden, dus geen elektronen worden afgestaan of opgenomen, kent men aan de atomen in de gevormde verbinding ook een valentie toe. Hierbij geldt de algemene regel dat het atoom dat in de verbinding het sterkst elektronegatief is, een negatieve valentie heeft en het atoom dat het minst elektronegatief is een positieve valentie heeft.

De som van de valenties in een molecule is steeds 0.

3.7.2 Regels voor het vaststellen van de oxidatiegetallen of valentiewaarden Ionbinding  Bij eenvoudige ionen komt het oxidatiegetal overeen met de lading van het ion 

Metalen uit de eerste hoofdgroep hebben altijd oxidatiegetal of valentie +I



Metalen uit de tweede hoofdgroep hebben altijd oxidatiegetal of valentie +II



Metalen uit de derde hoofdgroep hebben altijd oxidatiegetal of valentie +III



Metalen uit de nevengroepen hebben meerdere mogelijke oxidatiegetallen en deze worden aangegeven in de naamgeving tussen haken

AGROCHEMIE

45



Niet-metalen uit de groep VII hebben een negatief oxidatiegetal –I



Niet-metalen uit de groep VI hebben een negatief oxidatiegetal –II



Niet-metalen uit de groep V hebben een negatief oxidatiegetal –III



Bij samengestelde ionen is de som van de oxidatiegetallen gelijk aan de lading van het ion

Covalente binding  Elementen hebben altijd als oxidatiegetal 0 (O2, H2) 

Elementen met een gelijke elektronegativiteit hebben als oxidatiegetal 0



Waterstof heeft als oxidatiegetal steeds +I, behalve in verbindingen met metalen (-I)



Zuurstof heeft als oxidatiegetal steeds – II, behalve bij peroxiden (H2O2) – I



De som van de oxidatiegetallen in een molecule is steeds 0

Voorbeelden Valentie / OG / OT N2

0

CO2

E.N. O > E.N. C O: -II x 2 = -4 C: +IV x 1 = +4 0

FeCl3

Ionen Cl: -I x 3 = -3 Fe: +III x 1 = +3 0

SO42-

Samengesteld ion: som = lading O: -II x 4 = -8 S : +VI x 1 = +6 -2

H2CO2

Oxozuren: H = +I en O = -II (som = 0) H: +I x 2 = +2 O: -II x 2 = -4 C: + II x 1 = +2 0

AGROCHEMIE

46

Zout uit ionen Na+ en ClO4-

NaClO4

Na: +I Cl: +VII x 1 = +7

= -1

O: -II x 4 = -8 Totale som = 0

3.8 Oefeningen 1. Waarom gaan atomen bindingen met elkaar aan?

2. Welke soort binding treffen we aan tussen de volgende elementen en verklaar. Schrijf de ontstaanswijze, chemische formule en geef de naam van de verbinding. a. Natrium en natrium b. Aluminium en chloor c. Waterstof en jood d. Calcium en zwavel e. Koolstof en zuurstof f.

Kalium en stikstof

g. Koolstof en chloor 3. Geef voor de volgende verbindingen de Lewisschrijfwijze en de valentie of oxidatietrap van alle elementen. a. CS2 b. H2O c. HClO3 d. CH4 e. HNO3 f.

H3PO3

g. H3PO4 4. Geef de oxidatietrap (OT) of valentie van alle elementen in de volgende verbindingen: a. KMnO4 b. H2SO3 AGROCHEMIE

47

c. (NH4)2SO4 d. HNO2 e. SO42f.

ClO4-

5. Welke verbindingen zijn polair, welke apolair: CBr4, O2, HF, CH4 6. Welke moleculen kunnen onderling waterstofbruggen vormen: water, ammoniak, methaan, koolstofdioxide, aluminiumbromide 7. Welke stoffen lossen goed op in water en waarom: dijood, natriumchloride, calciumbromide, koolstofdioxide, waterstofchloride

AGROCHEMIE

48

4 Anorganische

versus

organische

chemie:

onderscheid,

raakvlakken en link met levensprocessen en herkomst van energetische nutriënten 4.1 Inleiding Tot het begin van de 19e eeuw was men de mening toegedaan dat streng onderscheid diende gemaakt te worden tussen stoffen zoals keukenzout, water, marmer enz. die in de levenloze natuur worden aangetroffen en stoffen zoals suiker, vet, rubber, enz. die van levende organismen afkomstig zijn.

Daar waar de stoffen uit de levenloze natuur gemakkelijk konden omgezet en gesynthetiseerd worden, bleek dit aanvankelijk niet mogelijk voor de tweede groep stoffen. Dit leidde tot de veronderstelling dat er voor de aanmaak van deze stoffen in een levend wezen, een soort speciale kracht (‘vis vitalis’ of ‘levenskracht’) noodzakelijk was, en dat de synthese van deze stoffen buiten een levend wezen onmogelijk was. Nu weet men dat dit niet juist is, maar tot het begin van de 19e eeuw kende deze theorie veel aanhangers. Men kwam ook tot de bevinding dat levende organismen koolstofverbindingen bevatten die bestonden uit koolstofketens. Niet-levende materialen bestonden volgens de toenmalige wetenschappers uitsluitend uit verbindingen die ionair waren. De eerste naam voor de tak van de chemie die zich bezighield met levende organismen was dan ook organische chemie. De andere verbindingen behoorden dan tot de ‘anorganische chemie’ of de ‘minerale chemie’.

4.2 Synthese van organische moleculen In 1824 slaagde Wöhler erin langs kunstmatige weg oxaalzuur te bereiden, een zuur dat voorheen uitsluitend uit planten kon worden bereid. In 1828 lukte het hem in een historisch experiment om ureum, een bestanddeel dat in urine voorkomt, te bereiden uit ammoniumsulfaat en kaliumcyanaat (2 minerale stoffen). Er werd dus aangetoond dat, uitgaande van anorganische koolstofverbindingen, ook organische verbindingen konden gemaakt worden. De verbindingen uit de koolstofchemie waren bijgevolg niet meer aan levende organismen voorbehouden, maar de beide soorten chemie werden gerelateerd aan elkaar.

Het zoeken naar omzettings- en synthesemogelijkheden leidde eveneens tot de vorming van een aanzienlijk aantal C-verbindingen waarvan zelfs geen analogen in de natuur gekend zijn zoals plastics.

De verschillen tussen de fysische en chemische eigenschappen van de verbindingen in de organische chemie en de andere verbindingen bleven groot zodat de organische chemie als aparte klasse bleef beschouwd worden. Tegenwoordig heeft men de voorkeur aan de naam ‘koolstofverbindingen’ i.p.v. ‘organische verbindingen’. Het is inderdaad typerend dat in de moleculen van al deze stoffen ten minste 1 C-atoom voorkomt.

4.3 Belang organische chemie De ontwikkelingen binnen – en de kennis van – de organische chemie hebben een enorme socioeconomische impact gehad op de mondiale maatschappij. Dankzij de industriële chemische revolutie (die eigenlijk begon vanaf Wöhlers experiment) heeft er een ongekende groei van de welvaart en vooruitgang plaatsgevonden op wereldschaal en die is nog steeds bezig. Het is immers vanwege de koolstofchemie, die de brug vormt tussen chemie op laboratoriumschaal en chemie op industriële AGROCHEMIE

49

schaal, dat de chemie als dusdanig zich heeft kunnen ontwikkelen tot een volwaardige discipline met enorme toepassingsmogelijkheden.

Vele ondernemingen leven tegenwoordig uitsluitend van organische producten. Het belang van petroleum en steenkool is voldoende gekend als bron van energie en als motor van de wereldeconomie.

Ook farmaceutische bedrijven, voedselverwerkende ondernemingen en kunststoffabrieken zijn talloos.

Enkele organische producten die van groot belang zijn in de geneeskunde, zijn acetylsalicylzuur (aspirine), antibiotica, ether, insuline (een hormoon dat de suikerspiegel in het bloed regelt), paracetamol (pijnstiller) en penicilline.

In de voedingsindustrie zijn alcohol, bewaarmiddelen, dikmakers, kleurstoffen, sacharine (de zoetstof die honderden malen zoeter is dan suiker) en allerlei additieven van enorm belang.

Het belang van polymeerindustrie die bijvoorbeeld allerlei kunststofpolymeren (plastics) en nieuwe synthetische materialen produceert, spreekt eveneens voor zich.

Binnen de land- en tuinbouw zijn de synthese van bestrijdingsmiddelen en kunstmeststoffen zeer belangrijk.

Andere industrietakken waar de organische chemie en direct of indirect essentieel onderdeel van vormt, zijn de zeep- en detergentenindustrie, de bouwindustrie, de ruimtevaart, enz.

4.4 Verschillen anorganische versus organische chemie Algemeen houdt anorganische chemie zich bezig met anorganische chemische verbindingen, dat wil zeggen met verbindingen die normaal gesproken geen koolstofatomen bevatten, zoals mineralen, zouten, metalen, water, … Maar ook verbindingen mét koolstof kunnen anorganisch zijn, zoals koolstofdioxide.

Organische chemie richt zich vooral op de chemie van koolstofverbindingen.

Enkele belangrijke verschilpunten van koolwaterstofverbindingen t.o.v. minerale verbindingen (anorganische stoffen) zijn: 

De moleculen van koolstofverbindingen zijn hoofdzakelijk opgebouwd uit atomen van een beperkt aantal elementen: C (altijd), H (meestal), en O, N, S, halogenen,... (heteroatomen).



Koolstofverbindingen zijn atoombindingen, omdat de koolstofatomen zich onderling covalent kunnen binden en er slechts een relatief klein verschil bestaat in EN-waarde t.o.v. de overige bindingspartners



Moleculen van de koolstofverbindingen, hoewel opgebouwd uit atomen van slechts enkele elementen, kunnen zeer veel atomen bevatten, soms honderdduizenden (macromoleculen).

Vandaar de vaak uitgebreide bruto- en vooral structuurformules.



Er zijn een groot aantal gekende koolstofverbindingen (enkele miljoenen) in vergelijking met het beperkt aantal minerale verbindingen (enkele tienduizenden)

De enorme verscheidenheid bij de koolstofverbindingen is toe te schrijven aan een aantal factoren: 

Er kunnen 4 mogelijke covalente bindingspartners voorkomen rond elk C-atoom

AGROCHEMIE

50



C-atomen kunnen lange ketens vormen, zowel ‘open’ als ‘gesloten’ (ringvormige) ketens kunnen voorkomen die al of niet vertakt zijn



Tussen 2 C-atomen kunnen enkelvoudige, dubbele en drievoudige bindingen voorkomen



Meerdere combinatiemogelijkheden bij aanwezigheid van 1 of meerdere ‘heteroatomen’ (O, S, N, …)



Door isomerie kunnen dezelfde brutoformules resulteren in verschillende soorten stoffen (zie later)

4.5 Opbouw van organische moleculen en het begrip isomerie 4.5.1 Opbouw van organische moleculen De meeste organische moleculen zijn opgebouwd uit slechts een beperkt aantal atomen, waarvan koolstof en waterstof de belangrijkste zijn. Daarnaast komen ook zuurstof, stikstof, halogenen en zwavel relatief frequent voor. (Men duidt atomen verschillend van koolstof en waterstof aan met de term heteroatomen).

De elektronegativiteit van al deze atomen is relatief gelijkaardig zodat de bindingen die in organische moleculen voorkomen over het algemeen een uitgesproken covalent karakter hebben. Dergelijke verbindingen komen tot stand doordat atomen elektronen in gemeenschap stellen om zo een edelgasconfiguratie te bekomen. In termen van orbitalen kan men dit proces ook beschrijven als het overlappen van halfgevulde orbitalen. Zoals hoger vermeld zal bij het element C de orbitaalstructuur wijzigen om deze overlap op de energetisch meest voordelige wijze te realiseren. Dit gebeurt door hybridisatie: een aantal atoomorbitalen vormt een gelijk aantal nieuwe orbitalen die veelal een grotere hoek met elkaar maken (zodat de negatieve elektronen elkaar zo weinig mogelijk afstoten) en verder uitgestrekt zijn in de ruimte.

Naast koolstof en waterstof komen in organische verbindingen meestal nog andere atomen voor (heteroatomen).

Meestal zijn dit de plaatsen in een molecule die het meest onderhevig zullen zijn aan chemische transformaties en vormen ze dus de reactieve (functionele) centra in een molecule. Ook talrijke fysische eigenschappen (smeltpunt, kookpunt, polariteit, …) van een stof worden in hoge mate door de aanwezige functionele groepen bepaald. De belangrijkste functionele groepen en de nomenclatuur komen in een volgend hoofdstuk aan bod.

4.5.2 Isomerie In de natuur zijn er verschillende organische moleculen met een gelijke brutoformule, maar andere functies of eigenschappen (zie 4.5.3). Het verschijnsel waarbij meerdere verschillende organische stoffen toch dezelfde brutoformule hebben noemen we ‘isomerie’.

De moleculen van deze verbindingen bestaan uit een identieke verzameling atomen (hebben dezelfde brutoformule) maar toch resulteert dit in een verschillende molecuulbouw.

In de meeste gevallen hebben isomeren duidelijk verschillende fysische en chemische eigenschappen. In sommige gevallen kunnen deze verschillen ook heel subtiel zijn.

AGROCHEMIE

51

Soorten isomeren We onderscheiden: -

Structuurisomeren: het gaat hier om isomeren die gekenmerkt worden door verschillende interatomaire bindingsequentie

-

Stereo-isomeren: het gaat hier om isomeren die dezelfde interatomaire bindingssequentie vertonen, maar een verschillende configuratie (ruimtelijke schikking) van de atomen (of atoomgroepen).

Binnen de structuur-isomeren onderscheiden we drie soorten 

Ketenisomerie



Plaats-isomeren



Functie-isomeren

Binnen de stereo-isomeren onderscheiden we 2 soorten 

Geometrische isomeren of cis-trans-isomeren



Optische isomerie of spiegelbeeldisomerie

Structuur-isomerie

Functieisomerie

Plaatsisomerie

Stereo-isomerie

Ketenisomerie

geometrische of cis-trans isomerie

Optische of Spiegelbeeld -isomerie

Fig 44. Indeling van de verschillende isomeren Structuurisomerie Functie-isomeren zijn isomeren die verschillen in functionele groep

Plaats-isomeren verschillen van elkaar door de andere posities van de functionele groepen of van de meervoudige bindingen AGROCHEMIE

52

Keten-isomeren hebben een verschillend koolstofskelet

Stereo-isomeren Geometrische isomeren of cis-trans isomeren zijn stereo-isomeren die een verschillende configuratie hebben die verband houdt met de aanwezigheid van een rigide structuur (dubbele binding of ring) in een molecule. Aan dezelfde moleculeformule beantwoorden 2 vormen: cis- en trans-isomeren met verschillende fysische eigenschappen.

Bij dubbele bindingen treedt er geometrische isomerie op wanneer ieder C-atoom van de dubbele binding verschillende atomen (groepen) draagt. Bij hoge temperaturen, bestraling met licht van de

AGROCHEMIE

53

gepaste golflengte of behandeling met bepaalde reagentia kan er wel isomeratie optreden. De transvorm is doorgaans stabieler wegens de geringe sterische hinder tussen de zijgroepen.

Bij cyclische verbindingen doet zich geometrische isomerie voor als er 2 substituenten op de ring ingeplant langs dezelfde kant (cis) of tegenovergestelde kant (trans): Wanneer verschillende substituenten op de dubbele binding staat, dan geldt de prioriteitsregel van Cahn, Ingold en Prelog, en worden de termen Z (zusammen) en E (entgegen) gebruikt i.p.v. cis en trans.

Bij de prioriteitsregel geldt dat de prioriteit afneemt met dalend atoomnummer, in tweede instantie (bij gelijk atoomnummer) met dalende atoommassa. Indien de twee eerste atomen van de substituenten gelijk zijn, moet men kijken naar de atomen die aan deze atomen gehecht zijn. Bij de Z-vorm liggen de substituenten met de hoogste prioriteit aan dezelfde kant, bij de E-vorm aan tegengestelde kant.

Optische of spiegelbeeld isomeren komt voor bij aanwezigheid van een C-atoom dat omringd is door vier verschillende substituenten (groepen). De ruimtelijke schikking van de vier bindingspartners rond dit zogenaamde â&#x20AC;&#x2DC;asymmetrisch of stereogeen C-atoomâ&#x20AC;&#x2122; kan aanleiding geven tot twee isomeren die als elkaars spiegelbeeld kunnen beschouwd worden. Men noemt deze isomeren ook wel â&#x20AC;&#x2DC;chirale isomerenâ&#x20AC;&#x2122; omdat ze ruimtelijk spiegelbeelden zijn van elkaar zoals de linkerhand t.o.v. de rechterhand. Twee moleculen die elkaars (niet-identieke) spiegelbeeld zijn noemt men enantiomeren.

Optische isomeren verschillen van elkaar in hun interactie met gepolariseerd licht. Dit is licht waarvan de elektrische veldvector (en uiteraard ook de magnetische) slechts in 1 vlak oscilleert. Wanneer dergelijke lichtbundel door een oplossing van bepaalde moleculen schijnt, stelt men vast dat het polarisatievlak over een bepaalde hoek gedraaid wordt. Dit verschijnsel noemt men optische activiteit en de hoek is afhankelijk van: -

De aard van de molecule

-

De temperatuur

-

De golflengte van het licht

-

De concentratie van de oplossing en het gebruikt oplosmiddel

-

De weglengte die het licht in de oplossing aflegt.

Om experimenteel bepaalde rotatiehoeken ď Ą te kunnen vergelijken, moeten ze genormaliseerd worden.

Zo bekomt men de specifieke rotatie [đ?&#x203A;ź] (gemeten bij 20°C met de D-lijn van natrium, ď Ź = 589 nm). [đ?&#x203A;ź]

=

đ?&#x203A;ź đ??ś. đ?&#x2018;&#x2122;

Met: đ?&#x2018;&#x2122; = đ?&#x2018;¤đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x201D;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;&#x201D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A; đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x; AGROCHEMIE

54

C = concentratie in g/ml De beide enantiomeren van optische isomeren verdraaien het polarisatievlak over gelijke hoeken in tegengestelde zin. Vandaar spreekt men wel van links- (tegen de wijzers van de klok in) en rechtsdraaiend (volgens de wijzers van de klok). Men duidt dit aan met – of l, respectievelijk + of d. Een racemisch mengsel is een 1:1 mengsel van enantiomeren. Een dergelijk mengsel vertoont uiteraard geen netto-optische activiteit.

In een molecule kunnen verschillende stereogene centra aanwezig zijn. Indien de configuratie op elk van deze centra tegengesteld is, zijn de moleculen elkaars spiegelbeeld (enantiomeren). Wanneer ten minste één, doch niet alle koolstofatomen een tegengestelde configuratie hebben, zijn de moleculen niet elkaars spiegelbeeld. Men noemt zulke stereo-isomeren diastereomeren. Merk op dat enantiomeren volledig identieke fysische en chemische eigenschappen hebben (behalve uiteraard de optische draairichting en interacties met andere chirale moleculen) maar dat dit niet meer geldt voor diastereomeren.

4.5.3 Belang van isomerie Cis-trans isomerie In het biochemische mechanisme dat de basis vormt van het gezichtsvermogen speelt de cis-isomeratie van dubbele bindingen een voorname rol. De lichtgevoelige molecule rodopsine (een proteïne) in de staafjes van het netvlies bevat een cis-retinal-entiteit. Wanneer een foton met gepaste energie op deze molecule invalt, zal ze isomeriseren tot het trans-derivaat. Dit veroorzaakt een vormverandering van de retinal-entiteit en bijgevolg ook van het proteïne waar deze is ingebouwd, wat een zenuwimpuls genereert die naar de hersenen wordt geleid. Via een enzym gekatalyseerde weg wordt trans-retinal vervolgens weer omgezet in de cis-vorm, die opnieuw een foton kan detecteren.

Het benodigde retinal wordt in de lever gesynthetiseerd uitgaande van retinol (vitamine A), dat indien nodig kan gevormd worden uit bèta-caroteen.

Cis- en trans-isomeren komen ook voor in triglyceriden. De onverzadigde vetzuren vertonen normaal gezien een cis-configuratie. Bij het harden van vetten (hydrogeneren) kunnen transvetzuren ontstaan.

Deze hebben een negatief gezondheidsaspect, en zouden hart- en vaatziekten veroorzaken.

Optische isomerie Zeer veel bouwstenen van cellen (o.a. suikers) en ook aminozuren waaruit proteïnen zoals enzymen zijn opgebouwd, zijn chiraal. Zo komen in de natuur voornamelijk D-suikers en L-aminozuren voor.

Het hoeft ons dan ook niet te verwonderen dat optische isomeren zeer verschillend kunnen interageren met het organisme. Zo vertonen de 2 enantiomeren van het natuurproduct carvon een verschillende geur. Ook voor de farmacie is de optische isomerie van enorm belang. Het (R)-thalidomide kan bijvoorbeeld gebruikt worden als middel tegen zwangerschapsmisselijkheid. In de jaren 1960 kwam thalidomide op de markt als racemisch mengsel onder de merknaam softenon. Na enkele jaren bleek echter dat het (S)-isomeer de gewenste activiteit niet vertoont en bovendien teratogene eigenschappen heeft, wat betekent dat deze stof schade kan toebrengen aan het ongeboren kind. Ten gevolge hiervan werden toen heel wat baby’s met afwijkingen geboren. Daarop werd thalidomide als geneesmiddel verboden tijdens de zwangerschap. Het toedienen van slechts 1 van de enantiomeren biedt geen bescherming aangezien beide enantiomeren in elkaar kunnen worden omgezet in het lichaam.

AGROCHEMIE

55

4.6 Link tussen anorganische en organische moleculen binnen levensprocessen en de herkomst van energetische nutriĂŤnten Planteneters eten gras en bladeren. Vleeseters eten planteneters. Sommige vleeseters eten andere vleeseters. Micro-organismen eten alles wat dood is en zetten het weer om in grondstoffen voor planten. Dit wordt de kringloop van het leven genoemd.

Levende organismen bestaan voor een deel uit organische stoffen. Organische stoffen hebben ingewikkelde moleculen. Alleen planten en sommige soorten bacteriĂŤn kunnen van anorganische stoffen organische stoffen maken. Groene planten doen dat met behulp van zonne-energie (fotosynthese). Mensen en dieren moeten organische stoffen via voedsel binnen krijgen, en kunnen dus niet zonder groene planten. Zuurstof (O2), water (H2O) en koolstofdioxide (CO2) zijn anorganische stoffen. Glucose (C6H12O6) is een organische stof.

Groene planten bevatten chloroplasten. Lichtgevoelige moleculen in deze chloroplasten kunnen een deel van de energie uit zonlicht opslaan. Deze energie wordt gebruikt om een heel belangrijke chemische reactie uit te voeren: water uit de bodem en koolstofdioxide uit de lucht worden met lichtenergie omzetten naar glucose. Als afvalstof ontstaat zuurstof.

De fotosynthese is een zeer ingewikkeld proces met tientallen ingewikkelde tussenstappen. Zoals alle processen in cellen wordt de fotosynthese geregeld door een groot aantal regelende eiwitten, de enzymen. De brutoformule is als volgt:

De plant gebruikt glucose als brandstof, slaat deze op in de cellen als zetmeel of kan er andere ingewikkelde moleculen van maken zoals cellulose, eiwitten en vetten.

Eiwitten zijn opgebouwd uit aminozuren. Aminozuren bestaan uit C-, H-, O- en N- en soms S-atomen.

Het zijn betrekkelijk kleine moleculen die goed oplossen en door actief transport membranen kunnen passeren. In levende wezens kunnen 20 verschillende aminozuren voorkomen. Planten kunnen aminozuren maken van CO2, H2O en nitraat (NO3-) in de bodem. Dieren moeten aminozuren eten.

Eiwitten zijn belangrijke stoffen in cellen. Ze bestaan uit een ketting van aminozuren. Het aantal en de volgorde bepaalt het soort eiwit. In de mens zitten tussen de 50 000 en 100 000 verschillende eiwitten.

De eiwitten worden in opdracht van de kern gemaakt op de ribosomen. De volgorde van de aminozuren wordt bepaald door het DNA in de kern. Eiwitten zijn de belangrijke bouwstoffen in cellen. Enzymen zijn ook eiwitten. Deze regelen alle scheikundige reacties in de cellen.

De zonne-energie die in suiker is opgeslagen kan in een omgekeerde reactie weer vrijkomen. Alle levende cellen van planten en dieren hebben energie nodig om allerlei activiteiten te kunnen verrichten.

Ze krijgen de benodigde energie door grote moleculen (suikers, eiwitten en vetten) af te breken.

Meestal gebeurt dit met behulp van zuurstof. Het afbreken van grote moleculen m.b.v. zuurstof om energie vrij te maken, wordt meestal verbranding genoemd en er komt dan opnieuw CO2 en water vrij.

Deze celademhaling vindt voornamelijk plaats in de mitochondriĂŤn. De afbraak van glucose tot een minder energierijke stof kan verlopen volgens een aeroob of een anaeroob proces. In beide processen wordt glucose eerst omgezet tot pyrodruivenzuur. Uit 1 molecule glucose ontstaan netto 2 moleculen pyrodruivenzuur en 2 moleculen ATP. AGROCHEMIE

56

Fig 45. Afbraak van organische moleculen tot energierijke ATP via pyrodruivenzuur en de citroenzuurcyclus In het aeroob proces wordt pyrodruivenzuur ingebracht in de Krebscyclus of de citroenzuurcyclus waarbij uiteindelijk CO2 en energie wordt geleverd. Bij de aerobe omzetting van glucose tot CO2 en H2O komen in totaal 38 ATP moleculen vrij. Niet alleen glucose, maar ook andere organische stoffen zoals fructose, vetten en eiwitten kunnen na een aantal tussenstappen gebruikt worden in de citroenzuurcyclus. Het gevormde anorganische CO2 wordt vrijgegeven uit het organisme.

Onder anaerobe omstandigheden wordt pyrodruivenzuur omgezet in melkzuur. Bij deze omzetting komt geen ATP meer vrij. Deze omzetting komt voor bij melkzuurvergisting door melkzuurbacteriĂŤn (o.a. bij de bereiding van yoghurt uit melk of zuurkool uit witte kool), maar ook in spierweefsel. Het rendement is beduidend lager, daar 1 molecule glucose maar 2 moleculen ATP levert.

Sommige bacteriĂŤn kunnen pyrodruivenzuur omzetten in ethanol en CO2. Bij deze omzetting komt geen ATP meer vrij.

De energie die vrijkomt wordt opgeslagen in de vorm van een klein, energierijke molecule: ATP. Deze molecule is de energiebron van alle reacties in een levende cel. ATP is de benzine in de motor van het leven.

De organische molecule ATP is een ribonucleotide opgebouwd uit het nucleobase adenine, het monosacharide ribose en 3 fosfaatgroepen.

Fig 46. Structuur van ATP AGROCHEMIE

57

Bij de hydrolyse van ATP door het enzym adenosinedehydrogenase, waarbij adenosinedifosfaat (ADP) en fosfaat worden gevormd, komt 29,4 kJ/mol aan energie vrij. De reden waarom deze binding zoveel energie bevat, is de elektrostatische afstoting tussen de negatief geladen zuurstofatomen in de fosfaatgroepen. ADP kan nog verder gehydrolyseerd worden tot adenosinemonofosfaat (AMP), waarbij 29,4 kJ/mol vrijkomt.

De energie kan aangewend worden voor het katalyseren van andere chemische reacties in het metabolisme die een hoge activeringsenergie hebben, bijvoorbeeld voor de synthese van organische moleculen, of voor actief transport van stoffen over celmembranen.

Door gedeeltelijke afbraak- en opbouwreacties ontstaan alle voor het leven belangrijke stoffen. De samenstelling van deze nieuwe verbindingen is specifiek voor het organisme (denk aan de gevarieerde samenstelling van enzymen en eiwitten). De genetische informatie voor de enzymaanmaak is opgeslagen in de chromosomen.

Bij mens en dier worden organische voedingsstoffen opgenomen. Tijdens de stofwisseling leveren zij door afbraak warmte en energie, kunnen er nieuwe stoffen gevormd worden en kunnen anorganische afvalstoffen weer vrijgesteld worden. Deze anorganische afvalstoffen kunnen de kringloop met de planten weer sluiten. Onderstaande figuur heeft een overzicht van de stofwisseling in mens en dier.

Fig 47. Stofwisseling in levende cellen

AGROCHEMIE

58

5 Belangrijke chemische stoffen en hun link met biotische en abiotische factoren binnen de brede agrologische context en doorheen de voedselketen 5.1 Chemische stoffen in de lucht De lucht bevat een groot aantal stoffen waarvan de meeste gasvormig zijn.

5.1.1 Stikstofverbindingen N2 neemt ongeveer 78% in van de lucht. Stikstofgas is een kleurloos en reukloos gas, en reageert zeer moeilijk. De molecule N2 is apolair en lost dus slecht op in water. Planten en dieren kunnen geen gasvormig N2 opnemen voor de opbouw van eiwitten. In de natuur moet N2 eerst worden omgezet in de vorm van ammoniak NH3 of N-oxiden (NO, NO2 enz.). N2 kan door speciale bacteriĂŤn omgezet worden in nitraat (NO3-) of ammonium (NH4+). Het Haber-Bosch proces is een belangrijke reactie in stikstofkunstmestfabrieken waarbij vanuit N2 en H2 met behulp van een katalysator NH3 wordt gevormd. đ?&#x2018; +3đ??ť

2 đ?&#x2018; đ??ť

5.1.2 Zuurstof en ozon Zuurstof (O2) is een kleurloos en reukloos gas, dat ongeveer 20% van de lucht inneemt. De zuurstof maakt leven nodig. Zuurstof reageert met metalen, wat resulteert in roesten of oxideren. In een verbrandingsreactie is zuurstof nodig.

De zuurstof in de lucht vangt UV-licht weg, zo ontstaat ozon (O3). Op ongeveer 10 km hoogte ontstaat deze reactie: 3 đ?&#x2018;&#x201A;

2đ?&#x2018;&#x201A;

Het ozon werkt sterk oxiderend en is bruikbaar als bleekmiddel. Sommige waterleidingsbedrijven ozoniseren het water om bacteriĂŤn te doden. Ook bij onweer wordt ozon gevormd, de lucht ruikt dan fris. O3 is echter schadelijk voor de longen en weefsels van planten.

5.1.3 Koolstofverbindingen Koolstofdioxide CO2 is een reukloos en kleurloos gas dat moeilijk in water oplost. Het is nodig voor planten bij de fotosynthese. Lucht bevat 0,03% tot 0,04% CO2. Door de toenemende verbrandingsprocessen is de hoeveelheid CO2 in de lucht gestegen wat geleid heeft tot een toenemend broeikaseffect.

Bij onvolledige verbranding van aardgas, benzine en andere brandstoffen worden behalve CO2 ook koolstofmonoxide (= CO) en organische stoffen zoals etheen C2H4 gevormd. CO is niet giftig voor planten.

Bij de mens veroorzaakt een lage concentratie reeds hoofdpijn. Het CO inactiveert het hemoglobine in het bloed (verstikking), men sterft door O2-gebrek in de weefsels.

5.1.4 Edelgassen De edelgassen hebben een volle buitenste schil. Ze zijn inert en reageren niet. Edelgassen ontstaan bij radioactieve reacties in de aardkorst, en omdat het gassen zijn diffunderen ze naar de atmosfeer.

AGROCHEMIE

59

Helium (He) overheerst op hoge hoogte omdat het een licht gas is. Nog hoger vinden we vooral H2, het lichtste gas die we kennen.

5.2 Chemische stoffen in de bodem 5.2.1 Organische stoffen in de bodem Door de omzetting van CO2 naar glucose (fotosynthese) is de overgang van anorganische naar organische moleculen geschied. Met plantaardig materiaal is zo de basis voor de voedselketen gelegd.

Het uitgangsmateriaal van organische stof in de bodem is vers organisch materiaal (VOM) zoals oogsten plantenresten, compost, organische mest, enz. Dit materiaal wordt in de bodem door microorganismen afgebroken. Als het onherkenbaar is geworden, wordt het humus genoemd. Het is een complex mengsel van koolstofhoudende verbindingen en bestaat voor ± 58% uit ‘organische koolstof’.

Het organische C-gehalte verdubbelen levert dus het humusgehalte op (zowat 0 tot 5% van de bodem).

Tijdens het afbraakproces van vers organisch materiaal spelen er twee processen: mineralisatie en humificatie (figuur 49 links). Bij mineralisatie worden een aantal anorganische plantopneembare nutriënten (zie verder) en het gas koolstofdioxide (CO2) vrijgezet. Door humificatie wordt een deel van het verse organische materiaal omgevormd tot humus in de bodem. Het percentage humus of koolstof zijn sleutelindicatoren voor een goede vruchtbaarheid en een duurzaam bodembeleid.

Fig 48. Omvorming van organisch materiaal in de bodem Vers organisch materiaal bevat o.a. gemakkelijk afbreekbare suikers, eiwitten, vetten, vitaminen en moeilijk afbreekbare lignine, cellulose, wassen, harsen, organische zuren. Vooral lignine en cellulose zijn de voorlopers van humus en zijn enkel van plantaardige oorsprong. Humus zelf bestaat uit fulvinezuren, humuszuren en humine. Dat zijn wezenlijke stoffen in de plantenvoedingsleer.

5.2.2 Anorganische stoffen in de bodem De bodem bestaat hoofdzakelijk uit anorganische stoffen. Een klein deeltje daarvan zijn de plantennutriënten, de rest zijn stoffen die de vaste structuur van de bodem opbouwen.

AGROCHEMIE

60

Plantennutriënten Uit microbiële mineralisatie van VOM of humus worden minerale plantopneembare nutriënten vrijgezet.

Zij kunnen ook rechtstreeks worden aangevoerd door toediening van anorganische meststoffen of kunstmeststoffen. De chemische context van de plantennutriënten wordt in een later hoofdstuk verder ingeleid.

Anorganische stoffen die zorgen dat grond er als grond uitziet Fysisch worden deze stoffen opgedeeld volgens de korrelgrootte in de textuurklassen zand (grootste korrels), leem of klei (kleinste korrels). In het proces van bodemvorming bepalen het uitgangsgesteente en verwering de samenstelling van de latere bodemkorrels. Zuiver zand is het meest verweerd en niet verder verweerbaar, en bestaat uit puur SiO2. Leem en klei zijn mengsels van verschillende mineralen, vooral kleimineralen, bestaande uit Mg, Fe, silicaten (SiO44-), Ca, K, Al, Na.

5.3 Chemische stoffen binnen de landbouw Als voorbeelden van chemische stoffen in de landbouw worden hier kort enkele broeikasgassen (kooldioxide, methaan, lachgas), ammoniak en fytochemicaliën aangevoerd.

Broeikasgassen CO2, methaan en N2O Broeikasgasmoleculen absorberen warmte die naar de ruimte probeert te ontsnappen. Landbouw is verantwoordelijk voor de aanvoer van zowat 10% van de totale hoeveelheid broeikasgassen. Aan kop staan energieverbruik (60%) en vervoer (21%), industrie volgt met 6% en afval levert 2%.

Wereldwijd is CO2-gas verantwoordelijk voor > 60% van het antropogene (= versterkte) broeikaseffect.

Koolstof is onderdeel van de koolstofkringloop (fig 50). Planten nemen CO2 op vanuit de atmosfeer. Ze gebruiken de koolstof en stoten het later weer af in de atmosfeer. Ook de lichamen van dieren (en mensen) bevatten koolstof, want hun groei is gebaseerd op de koolstof die wordt opgenomen door het eten van planten- of plantenetende dieren. De koolstof wordt uitgestoten als CO2 bij uitademing en wanneer ze sterven en vergaan.

Fig 49. Koolstofcyclus Fossiele brandstoffen zijn de gefossiliseerde overblijfselen van dode planten en dieren die gedurende miljoenen jaren gevormd zijn onder bepaalde omstandigheden. Daarom bevatten ze ook heel veel koolstof. Eenvoudig gezegd: steenkool is het restant van onder de grond bedolven bossen en aardolie is AGROCHEMIE

61

de omzetting van plantresten uit oceanen. (Oceanen nemen CO2 op, dat in opgeloste vorm via fotosynthese gebruikt wordt door het leven in zee.)

Per jaar worden miljarden tonnen koolstof op natuurlijke wijze uitgewisseld tussen de atmosfeer, de oceanen en de vegetatie op het land. In de 10000 jaar voor het begin van de industriële revolutie schijnen de kooldioxidegehaltes in de atmosfeer minder dan 10% te hebben gevarieerd. Sinds 1800 zijn de concentraties echter met >30% gestegen.

De huidige CO2-concentraties in de atmosfeer bevinden zich op het hoogste niveau ooit. CO2 kan 50 tot 2000 jaar in de atmosfeer aanwezig blijven, afhankelijk van hoe het naar het land of de oceanen terugkeert.

Methaan of CH4, de op een na belangrijkste veroorzaker van het versterkte broeikaseffect (aandeel: 20%). Sinds het begin van de industriële revolutie zijn de concentraties van methaan in de atmosfeer verdubbeld. Methaan wordt voornamelijk geproduceerd door bacteriën op organisch materiaal in een zuurstofarme omgeving. Natuurlijke bronnen zijn moeraslanden, termieten en oceanen. Menselijke bronnen zijn het verbruik van fossiele brandstoffen, veehouderij (het vee eet plantaardig materiaal dat in hun magen fermenteert, waardoor methaan in de door het vee uitgeademde lucht en in de mest terechtkomt), rijstproductie (rijstvelden staan onder water en produceren methaan doordat het organische materiaal in de bodem verteert zonder voldoende zuurstof) en vuilstortplaatsen (ook hier verteert organisch afval zonder dat er voldoende zuurstof bijkomt).

Van alle methaanproductie in de landbouw komt 20% vrij in de akkerbouwsector door anaerobe biologische afbraak tijdens opslag van mest. Methodes om minder methaan te laten ontsnappen tijdens opslag zijn beluchting van mest, de zuivering van lucht door biofilters of grond en verbranding van lucht uit mestopslag. De grootste landbouwbron (ca. 80%) van de methaanemissie komt voort uit de rundveehouderij door persfermentatie bij herkauwers.

In de atmosfeer is methaan meer dan 30 maal efficiënter dan CO2 als broeikasgas. Er is echter veel minder methaan tegenover CO2 aanwezig. De levensduur van methaan is ook korter: tussen de 10 en 15 jaar. Analoog voor distikstofoxide: sterker broeikasgas, maar veel minder aanwezig.

Distikstofoxide (N2O) (broeikasgasaandeel: ca. 6%) komt op natuurlijke wijze vrij uit oceanen en regenwouden en wordt geproduceerd door bacteriën in de bodem. Menselijke bronnen omvatten meststoffen met stikstof, fossiele brandstofverbranding en chemische industrieprocessen waarbij stikstof gebruikt wordt, zoals rioolwaterzuivering.

Ammoniak Ammoniak of NH3 is een kleurloos giftig gas dat door samenpersen of afkoelen tot vloeistof kan verdicht worden. Emissies van ammoniak komen vooral uit landbouw en in bijzonder intensieve veeteelt. NH3 is een restproduct van de afbraak van eiwitten zoals CO2 overblijft na verbranding van suikers. Het zet zich dicht bij de bron af. De gemeten waarden kunnen daardoor sterk variëren van plaats tot plaats.

Ammoniakvergiftiging (manifestatie ter hoogte van de luchtwegen of ogen) treedt op na teveel inademen of doorslikken. In het huishouden is ook ammoniak aanwezig, zoals in schoonmaakmiddelen.

Ook bij het verven wordt ammoniak gebruikt, om alles vetvrij te maken.

In de mest/ urine van dieren zit ammoniak. Dieren zelf kunnen een vergiftiging oplopen wanneer de stallen niet goed worden uitgemest en gelucht. Ammoniak in een afgesloten ruimte kan al snel een zeer giftige damp veroorzaken: ogen gaan tranen en er dringt een scherpe lucht de neusgaten binnen.

AGROCHEMIE

62

Een voorbeeld om het ammoniakprobleem in stallen aan te pakken is de installatie van een chemische luchtwasser. Hierbij wordt ammoniak opgevangen door een verneveld zuur in een zuurbasereactie. Het eindproduct kan als kunstmest gebruikt worden in de voorziening van N en S voor planten.

Fig 50. Chemische luchtwasser Gewasbeschermingsmiddelen Gewasbeschermingsmiddelen zijn middelen die gebruikt worden om planten of plantaardige producten te beschermen tegen ziekten, insecten, onkruidconcurrentie, slakken, knaagdieren en andere organismen die schade kunnen veroorzaken. De land- en tuinbouwsector is ĂŠĂŠn van de grote gebruikers van gewasbeschermingsmiddelen.

Gewasbeschermingsmiddelen kunnen zijn: insecticiden (tegen insecten), acariciden (tegen mijten), fungiciden (tegen schimmels) en herbiciden (tegen onkruiden en mossen). Daarnaast bestaan er onder meer ook nematiciden (tegen aaltjes), repellents (afweermiddelen), slakkenbestrijdingsmiddelen en verdelgingsmiddelen voor knaagdieren. Totaalherbiciden worden gebruikt om al de plantengroei volledig te doden of te verhinderen. Selectieve herbiciden bestrijden de onkruiden maar sparen de teelten. Een gewasbeschermingsmiddel bestaat uit een werkzame stof en een aantal hulpstoffen die de eigenschappen van de formulering verbeteren zoals een uitvloeier, een oplosmiddel, een antivriesmiddel, vulstoffen e.a. In onderstaande tabel staan enkele actieve stoffen in de linkerkolom. Ze worden qua acute toxiciteit vergeleken met enkele stoffen in voedingsmiddelen, hoe lager de LD50waarde, hoe toxischer voor de mens; figuren v.l.n.r.: zoals in eerste kolom â&#x20AC;&#x201C; het zijn allen insecticiden behalve glyfosaat (totaalherbicide) en mancozeb (fungicide)

Fig 51. Enkele insecticiden, glyfosaat en mancozeb, de LD50 en de chemische structuur AGROCHEMIE

63

5.4 Biomoleculen Cellen bevatten 4 belangrijke groepen van biomoleculen. Deze komen vaak voor als macromoleculen en zijn opgebouwd uit een aantal bouwstenen die men kan indelen in 4 groepen:

5.4.1 Aminozuren Deze aminozuren zijn de bouwstenen van eiwitten. Hun naam verwijst al naar hun meest specifieke kenmerk, met name het voorkomen van zowel een aminofunctie als een zuurfunctie gebonden aan een centraal koolstofatoom. Er zijn 20 verschillende aminozuren die verschillen van elkaar op basis van de Rgroep.

Fig 52. Opbouw van een aminozuur

5.4.2 Koolhydraten Eenvoudige koolhydaten hebben een standaardformule (CH2O)n. Glucose de meest voorkomende heeft als structuurformule C6H12O6. De structuur van glucose wordt soms als een ladderachtige keten beschreven, maar in werkelijkheid komt het in waterige oplossing voor als een cyclische verbinding.

Verschillende enkelvoudige koolhydraten kunnen polymeren vormen tot disachariden en polysachariden.

Fig 53. Glucose molecule

5.4.3 Nucleotiden Nucleotiden bestaan uit 3 componenten: een 5-koolstof suiker, een stikstof bevattende ring (base) en 1 of meerdere fosfaatgroepen.

AGROCHEMIE

64

Fig 54. Opbouw van ATP In DNA komen de nucleotiden adenosine trifosfaat (ATP), guanine trifosfaat (GTP), cytosine trifosfaat (CTP) en thymine trifosfaat (TTP) voor.

5.4.4 Lipiden De vierde grote groep zijn de lipiden. Deze verbindingen kunnen we niet algemeen in 1 formule gieten omdat er diverse vormen bestaan. Zij worden onder ĂŠĂŠn noemer gebracht omwille van het gemeenschappelijke kenmerk: zij hebben een lage oplosbaarheid in water. De meeste lipiden behoren tot de triglyceriden en zijn opgebouwd uit een glycerol met daaraan gekoppeld 3 vetzuren.

Fig 55. Opbouw van een triglyceride

AGROCHEMIE

65

6 Reactievergelijkingen en chemisch rekenen (stoichiometrie) 6.1 De chemische reactie als proces van herschikking van atomen 6.1.1 De wet van behoud van massa Bij een chemische reactie verdwijnen geen atomen of ontstaan geen nieuwe. Er wordt enkel een herschikking van de atomen doorgevoerd. Het aantal atomen van elke soort voor en na de reactie blijft dus gelijk.

Bij een oppervlakkige waarneming lijkt soms massa verloren te gaan (verbranden van steenkool) of bij te komen (roesten van ijzer). Dit schijnbare massaverlies of schijnbare massawinst is echter te wijten aan het ontstaan of binden van gassen.

Algemeen kan men besluiten dat bij een chemische reactie de totale massa der reagerende en gevormde stoffen gelijk blijft.

6.1.2 Wet van de constante massa-verhouding De samenstelling van een zuivere stof wordt aangeduid met een chemische formule. Elk aanwezig atoom wordt met het symbool van het atoom aangegeven, gevolgd door een index om het aantal atomen aan te geven. Atomen die met elkaar verbindingen vormen doen dit niet in eender welke verhouding. De verhouding waarin atomen zich aan elkaar binden is welbepalend.

Verbinding

Atoomverhouding

Massaverhouding

MgO

Mg/O = 1/1

24,30/16,00 = 1,5

Al2O3

Al/O = 2/3

(2 x 26,98)/(3 x16,00) = 1,12

Ag2O

Ag/O = 2/1

(2 x 107,87)/16,00 = 13,48

Hierdoor is de samenstelling van elke stof constant ongeacht de manier waarop deze stof wordt gevormd. Zo bestaat 1g MgO uit 0,60 g Mg en 0,40 g O of de massaverhouding 0,60/0,40 = 1,5 komt overeen met die uit de bovenstaande tabel. Zo bevat 5 g Ag2O, 4,6547 g Ag en 0,3453 g O of de massaverhouding 4,6547/0,3453 = 13,48. Dit komt eveneens overeen met de massaverhouding uit de tabel.

De massaverhouding van de elementen in een verbinding is steeds constant.

6.2 Reactievergelijkingen Chemische reacties worden op een symbolische manier voorgesteld in een â&#x20AC;&#x2DC;reactievergelijkingâ&#x20AC;&#x2122;. Hierin worden eerst de formules van de reagerende stoffen (reagentia of uitgangsstoffen) genoteerd en daarna, gescheiden door een reactiepijl, volgen de formules van de gevormde stoffen (reactieproducten).

Voorbeeld: De verbranding van aardgas kunnen we als volgt in verschillende stappen oplossen:

AGROCHEMIE

66

CH4

+

O2



Linkerlid: Reagentia

CO2

+

H2O

Rechterlid: Reactieproducten

Bij een chemische reactie wisselen de atomen enkel van partner. Het aantal atomen van elk element moet dus vooraf en erna, dus aan beide zijden van de vergelijking gelijk zijn. Door het inzetten van coëfficiënten voor de formule wordt het aantal atomen aan de linker- en rechterkant gelijk gemaakt.

Bij het kloppend maken moet je beginnen met de atomen die in de linker- en rechterkant slechts in 1 molecule voorkomen. In ons voorbeeld is er links en rechts 1 atoom C, links 4 atomen H en rechts 2 atomen H. We plaatsen rechts een coëfficiënt 2 om deze aan elkaar gelijk te stellen.

CH4

+

O2



CO2

+

2 H2O

We hebben nu links 2 atomen O en rechts in het totaal 4 atomen O, vandaar plaatsen we links de coëfficiënt 2 CH4

+

2 O2



CO2

+

2 H2O

Links en rechts zijn er nu van alle atomen gelijke aantallen: de reactievergelijking klopt!

Algemene werkwijze: Schrijf de correcte formules van de reagentia in het linkerlid en die voor de reactieproducten in het rechterlid. De volgorde van de formules in een lid van de reactievergelijking heeft geen belang.

Schrijf voor de formules de coëfficiënten die nodig zijn om van elke atoomsoort evenveel atomen in het linker-en rechterlid te verkrijgen. Men gebruikt voor de coëfficiënten de kleinst mogelijke natuurlijke getallen.

De verbrandingsreactie Zoals bekend heten de verbindingen met zuurstof ‘oxiden’. Reacties met zuurstof heten daarom ‘oxidatie’. Oxidatie kan snel gaan met vuurverschijnselen (verbranding) of langzaam (roesten). Wanneer men de stoffen die uit verscheidene elementen opgebouwd zijn volledig verbrandt, ontstaan de oxiden van de afzonderlijke elementen. Organische stoffen zijn o.a. opgebouwd uit koolstof en waterstof. Bij verbranding ontstaat dan koolstofdioxide (CO2) en diwaterstofoxide (H2O). Bij voldoende aanwezigheid van zuurstof verbrandt de koolstof volledig en ontstaat koolstofdioxide. Bij te weinig zuurstof ontstaat koolstofmonoxide.

Voorbeeld 1: verbrandingsreactie van Na. Natrium is zeer reactief o.m. met water en zuurstofgas. Verhit men een blokje Na, dan ontvlamt het (reageert met zuurstofgas O2) en er ontstaat een wit poeder: Na2O (natriumoxide).

Na

+

O2



Na2O

Na

+

O2



2 Na2O

4 Na

+

O2



2 Na2O

Voorbeeld 2: verbranding van butaan (C4H10) C4H10

+

AGROCHEMIE

O2



4 CO2 +

5 H2O

67

C4H10

+

2 C4H10 +

13/2 O2 ď&#x192;

4 CO2 +

5 H2O

13 O2 ď&#x192;

8 CO2 +

10 H2O

Merk op: halve moleculen zijn niet mogelijk!

Wanneer zwavel bevattende organische stoffen verbrand worden, ontstaan ook zwaveloxiden.

Voorbeelden van organische stoffen die zwavel bevatten zijn: olie, steenkool, haren, hoorn, â&#x20AC;Ś Het gevormde reactieproduct zwaveldioxide heeft een specifieke geur.

Reactievergelijkingen opstellen en kloppend maken kan geoefend worden via onderstaande link: https://phet.colorado.edu/nl/simulation/balancing-chemical-equations

6.3 Kwantitatieve aspecten van de chemische reactie 6.3.1 Massa van atomen, moleculen en ionen We hebben reeds gezien dat de massa van een atoom grotendeels bepaald wordt door het aantal kerndeeltjes (protonen en neutronen), omdat de geringe massa van de elektronen te verwaarlozen is.

De massa van een kerndeeltje is ongeveer 1,67. 10-27 kg, en dus kunnen de verschillende atomen als veelvouden van deze eenheid worden gedefinieerd.

Op die manier hebben we de atomaire massa-eenheid (a.m.e.) in u ingevoerd.

We definiĂŤren de atoommassa als: đ??´ = Deze eenheid werd ingevoerd omdat de absolute atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s (in kg) zeer klein zijn.

De atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s van de verschillende elementen vinden we terug in het periodiek systeem. Daarbij valt op dat in de meeste atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s kommaâ&#x20AC;&#x2122;s staan. Deze kommaâ&#x20AC;&#x2122;s zijn op volgende wijze ontstaan: ď&#x201A;ˇ

Van de meeste elementen bestaan isotopen. Daarvan neemt men in het periodiek systeem het gemiddelde.

ď&#x201A;ˇ

Bij grote elementen speelt de massa van de elektronen wel degelijk een rol, ook al is deze ongeveer 2000 maal lichter dan de kerndeeltjes.

ď&#x201A;ˇ

Uit massaverlies bij kernfusie volgt dat bijvoorbeeld 2 gefuseerde kerndeeltjes lichter zijn dan twee afzonderlijke.

Wij zullen de atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s vanuit het periodiek systeem afronden op 2 cijfers na de komma.

Voorbeelden: Ar (H) = 1,01; Ar (O) = 16,00; Ar (S) = 32,06 Ook de absolute massa (in kg) van een molecule opgebouwd uit deze kleine atomen is zeer klein.

Vandaar dat men ook voor molecuulmassaâ&#x20AC;&#x2122;s werkt met relatieve waarden t.o.v. dezelfde eenheid. Wij definiĂŤren de gemiddelde relatieve molecuulmassa of molecuulmassa als volgt: đ?&#x2018;&#x20AC; = AGROCHEMIE

đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x203A; 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; 68

Mr is dus een onbenoemd getal dat aangeeft hoeveel maal de massa van een molecule van een stof gemiddeld groter is dan de atoommassa-eenheid. De molecuulmassa kan berekend worden als de som van de atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s van de atomen waaruit de molecule is opgebouwd.

Voorbeelden: Mr (HCl) = 1,01 + 35,45 = 36,46 Mr(O2) = 2 Ă&#x2014; 16,00 = 32,00 Mr (H2O) = (2Ă&#x2014;1,01) + 16,00 = 18,02 Analoog kan dan ook de gemiddelde relatieve ionmassa of ionmassa gedefinieerd worden: đ??ź =

đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x203A; 1 đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x203A; đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018;

Voorbeelden: Ir (Cl-) = 35,45 Ir (Ca2+) = 40,08 De massa van de elektronen die opgenomen worden of verdwijnen is verwaarloosbaar klein.

De ionmassa van poly-atomische ionen berekent men door de som van de atoommassaâ&#x20AC;&#x2122;s te maken.

Voorbeeld: Ir (SO42-) = 32,06 + (4Ă&#x2014;16,00) = 96,06

6.3.2 Hoeveelheid stof (n) en begrip mol De atoommassa is voor de laboratoriumpraktijk doorgaans niet zo belangrijk, omdat men nooit met afzonderlijke atomen te maken heeft. Hier zorgt de molmassa of de molaire massa voor uitkomst, die betrekking heeft op een groter aantal atomen, de zogeheten hoeveelheid stof.

In de chemie duidt men zelden het absolute aantal deeltjes van een stof aan, omdat die zelfs bij kleine hoeveelheden stof reusachtig groot is. Daarom vat men een heel groot aantal deeltjes samen in een nieuwe eenheid, de mol.

Mol is de eenheid van hoeveelheid stof; het is die hoeveelheid van een stof die evenveel entiteiten (atomen, moleculen, ionen, â&#x20AC;Ś) bevat als er atomen zijn in 12g van het koolstofisotoop 12C, nl. 6,02.1023 Met andere woorden als je 12 g koolstof12 poeder afweegt, heb je precies 6,02 . 1023 atomen afgewogen. Het getal 6,02 . 1023 noemt men ook het getal van Avogadro NA. Het belang van dit begrip wordt met een volgend voorbeeld verduidelijkt: đ??´ (đ??šđ?&#x2018;&#x2019;) = 55,85 đ??´ (đ?&#x2018;&#x2020;) = 32,06 đ?&#x2018;&#x20AC; (đ??šđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2020;) = 55,85 + 32,06 = 87,91 Dit betekent dat 1 atoom Fe 55,85 maal de eenheidsmassa is, deze van S 32,06 maal de eenheidsmassa en die van de molecule FeS 87,91 maal de eenheidsmassa is.

AGROCHEMIE

69

Zo bevat 55,85g Fe, 32,06g S en 87,91g FeS evenveel deeltjes namelijk 6,02.1023 Dus: 1 mol Fe

=

55,85 g

=

6,02.1023 atomen Fe

1 mol S

=

32,06 g

=

6,02.1023 atomen S

1 mol FeS

=

87,91 g

=

6,02.1023 moleculen FeS

6.3.3 Molmassa (M) [g/mol] Het ligt voor de hand dat we 1 mol aan deeltjes ook willen kunnen wegen. De massa die 6,02.1023 deeltjes inneemt (dus 1 mol aan deeltjes), noemen we de molmassa. đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; =

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; đ?&#x2018;&#x20AC; = â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; đ?&#x2018;&#x203A;

De molmassa van een atoomsoort komt overeen met de atoommassa. De eenheid is g/mol.

Om de molmassa te bepalen, bereken je de som van de molmassaâ&#x20AC;&#x2122;s van alle betrokken atomen: đ?&#x2018;&#x20AC;

=

đ?&#x2018;&#x20AC;

Voorbeeld: hoeveel mol zit er in 7g glucose (C6H12O6) đ?&#x2018;&#x161;

= 7đ?&#x2018;&#x201D;

đ?&#x2018;&#x20AC;

= (6 đ?&#x2018;Ľ 12,01 + 12 đ?&#x2018;Ľ 1,01 + 6 đ?&#x2018;Ľ 16,00)

đ?&#x2018;&#x203A;=

đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;&#x20AC;

=

7đ?&#x2018;&#x201D; 180,18

đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x201D; = 180,18 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x2018;&#x201D; = 0,03885 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

6.3.4 Molair volume Vm [l/mol] Voor gassen kan men gemakkelijker het volume dan de massa bepalen. Het volume ingenomen door 1 mol gasdeeltjes noemt men het molair volume. EĂŠn mol van om het even welk gas neemt bij een bepaalde druk en temperatuur steeds eenzelfde volume in. In â&#x20AC;&#x2DC;normomstandighedenâ&#x20AC;&#x2122; (0°C en 101325 Pa) bedraagt het molair volume van alle gassen Vm = 22,4 l/mol. đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x; đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x2019; =

đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x2030; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; đ?&#x2018;&#x2030; = â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; đ?&#x2018;&#x203A;

Gaswet Gelijke volumes gas bevatten bij gelijke externe condities hetzelfde aantal deeltjes. Een mol van elk gas bezit dus altijd hetzelfde volume.

Deze wet klinkt op het eerste gehoor zeer logisch. Bedenk echter dat 6,02.1023 He-deeltjes evenveel volume moeten innemen als 6,02.1023 veel grotere Xe-deeltjes. Deze situatie is alleen te verklaren doordat de kleinere He-atomen veel sneller bewegen en daardoor meer ruimte in beslag nemen dan de AGROCHEMIE

70

veel grotere en daardoor tragere Xe-atomen. Het is interessant gegeven dat gasdeeltjes, ongeacht hoe groot of klein te zijn, allemaal hetzelfde volume in beslag nemen.

De dichtheid (g/l) van een gas kan makkelijk bepaald worden bij normale omstandigheden, door een combinatie van voorgaande formules Voorbeeld: H2-gas:

=

O2-gas:

=

,

/ /

, . ,

= 0,902

/ /

= 1,43

Oefening: Hoeveel O2-moleculen zitten in 5 liter zuurstofgas bij normale omstandigheden, hoeveel g zuurstof is dit? đ?&#x2018;&#x2030;(đ?&#x2018;&#x201A; ) = 5 đ?&#x2018;&#x2122; â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018;&#x203A; =

=

đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A; = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018; 1,34 . 10

,

/

= 0,223 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A; = 0,223 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . 6,02 . 10

=

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018;&#x20AC; â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018;&#x161; = 0,223 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;Ľ 32,00

= 7,14 đ?&#x2018;&#x201D;

6.3.5 Concentratie In de chemie werkt men vaak met oplossingen. De concentratie van een oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof er aanwezig is in een bepaalde hoeveelheid oplossing (of oplosmiddel). De ď&#x201A;ˇ

Aantal g opgeloste stof per liter oplossing

ď&#x201A;ˇ

Aantal g opgeloste stof per 100 g oplossing (massaprocent)

ď&#x201A;ˇ

Aantal ml of g opgeloste stof per 100 ml oplossing (volumeprocent)

ď&#x201A;ˇ

ppm ď&#x192; 1 mg/liter

ď&#x201A;ˇ

ppb ď&#x192; 1 Âľg/liter

ď&#x201A;ˇ

molariteit: aantal mol opgeloste stof per liter oplosmiddel (molair)

Meestal wordt er gewerkt met molariteit. Dit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. đ??ś=

đ?&#x2018;&#x203A; đ?&#x2018;&#x2030;

Voorbeeld: 14 g keukenzout (NaCl) wordt opgelost in H2O, het totale volume van de oplossing bedraagt 2 liter, berekenen de concentratie in molariteit: đ?&#x2018;&#x161;(đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;) = 14 đ?&#x2018;&#x201D;, đ?&#x2018;&#x2030; = 2 đ?&#x2018;&#x2122;, đ?&#x2018;&#x20AC;(đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;) = 22,99 + 35,45 = 58,44 đ?&#x2018;&#x203A;(đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;) =

đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x2018;&#x161; 14 đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x203A; 0,240 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; = = 0,240 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; â&#x2020;&#x2019; đ??ś = = = 0,12 = 0,12đ?&#x2018;&#x20AC; đ?&#x2018;&#x20AC; 58,44 đ?&#x2018;&#x201D;/đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2030; 2đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122;

AGROCHEMIE

71

Een ander manier om de concentratie van een stof in een oplossing aan te geven is normaliteit. Dit is het aantal gramequivalent opgeloste stof per liter oplossing. Een gramequivalent is een eenheid van hoeveelheid stof, zoals mol. De betekenis ervan hangt af van de aard van de stof. Een gramequivalent van een zuur (base) is het aantal mol van een stof dat men nodig heeft om, bij volledige dissociatie van water, 1 mol H+ (OH-) te bekomen.

Voorbeeld: 1 gramequivalent HCl = 1 mol HCl (massa: (1,01 + 35,45) g = 36,46 g) per liter omdat 1 mol HCl ook 1 mol H+ geeft (dus 1N HCl = 1M HCl) HCl â&#x2020;&#x2019; H+ 1 mol

+

Cl-

1 mol

1 mol

1 gramequivalent H2SO4 = ½ mol H2SO4 (massa (2,02 + 32,06 + 4x16,00)g/2= 49,04 g) per liter omdat dit overeenkomt met 1 mol/l H+ (dus 1N H2SO4 = 0,5 M H2SO4) H2SO4

â&#x2020;&#x2019; 2H+

1 mol

2 mol

1 mol

½ mol

1 mol

½ mol

+

SO42-

1 gramequivalent Ca(OH)2 = ½ mol Ca(OH)2 (massa (40,08 + 2x16,00 + 2,02)g/2= 37,05 g) per liter omdat 0,5 mol Ca(OH)2 1 mol OH- geeft (dus 1 N Ca(OH)2 = 0,5 M Ca(OH)2) Ca(OH)2

â&#x2020;&#x2019; 2 OH-

+

Ca2+

1 mol

2 mol

1 mol

½ mol

1 mol

½ mol

6.3.6 Stoichiometrische berekeningen Stoichiometrie is de bepaling van de (massa)verhoudingen waarin stoffen met elkaar reageren.

Praktische werkwijze 1. Alle gegevens (massaâ&#x20AC;&#x2122;s, gasvolumes, â&#x20AC;Ś) worden herleid naar â&#x20AC;&#x2DC;hoeveelheid stofâ&#x20AC;&#x2122; en dus in mol uitgedrukt. Hiervoor gebruiken we onderstaande omzettingsregels đ?&#x2018;&#x203A;=

đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; [đ?&#x2018;&#x201D;] đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; [đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;] = đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x20AC; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; [ ] đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x2018;&#x203A;=

đ?&#x2018;&#x2030; đ?&#x2018;&#x2030; đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x201D;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018; [đ?&#x2018;&#x2122;] = đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; [đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;] = đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2030; 22,4 22,4 đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x2018;&#x203A; = đ??ś. đ?&#x2018;&#x2030; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x201C; [đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;] = đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;&#x201D;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x2019; (đ?&#x2018;&#x2122;) đ?&#x2018;&#x2122;

2. De juiste chemische reactievergelijking opstellen 3. Reactievergelijking interpreteren in aantallen mol en eventueel beperkende factor bepalen

AGROCHEMIE

72

4. Interpretatie in mol toepassen op de gegevens van het gevraagde Voorbeeld 1 11,2 liter methaangas (CH4) wordt verbrand (reactie met voldoende O2), hoeveel liter CO2-gas en hoeveel g water (H2O) ontstaat hieruit ?

1. Alle gegevens (massaâ&#x20AC;&#x2122;s, gasvolumes, â&#x20AC;Ś) worden herleid naar â&#x20AC;&#x2DC;hoeveelheid stofâ&#x20AC;&#x2122; en dus in mol uitgedrukt. đ?&#x2018;&#x203A; (đ??śđ??ť ) =

11,2 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,5 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122; 22,4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

2. De juiste chemische reactievergelijking opstellen đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x201D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x17D; â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;?đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A; đ??śđ??ť + đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; De reactievergelijking doen kloppen met de juiste coĂŤfficiĂŤnten đ??śđ??ť + 2 đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + 2 đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; Dit mogen we lezen als: 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ??ť + 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; (of 1 mol CH4 reageert met 2 mol O2 en daaruit worden 1 mol CO2 en 2 mol H2O gevormd 3. Reactievergelijking aanpassen volgens de hoeveelheid stof bekomen in de eerste stap Uit de gegevens blijkt dat we starten met 0,5 mol CH4 . We passen de reactie aan door alle coĂŤfficiĂŤnten van de reactievergelijking te delen door de oorspronkelijk coĂŤfficiĂŤnt van het gegeven en te vermenigvuldigen met de hoeveelheid stof bekomen in stap 1 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ??ť + 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; kunnen aanpassen naar: x 0,5/1

x 0,5/1

x 0,5/1

x 0,5/1

0,5 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ??ť + 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 0,5 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; 4. Interpretatie in mol toepassen op het gevraagde đ?&#x2018;&#x2122; = 11,2 đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x161;(đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;) = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018;&#x20AC; = 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . (2,02 + 16,00) = 18,02 đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2030;(đ??śđ?&#x2018;&#x201A; ) = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,5 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . 22,4

Voorbeeld 2 34,5 g Na wordt verbrand met 4,48 liter zuurstof O2. Hoeveel gram natriumoxide (Na2O) wordt hierbij gevormd. Is er overschot van een reagentia zo ja hoeveel gram van welke stof?

1. Alle gegevens (massaâ&#x20AC;&#x2122;s, gasvolumes, â&#x20AC;Ś) worden herleid naar â&#x20AC;&#x2DC;hoeveelheid stofâ&#x20AC;&#x2122; en dus in mol uitgedrukt.

AGROCHEMIE

73

đ?&#x2018;&#x203A; (đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;) =

34,5 đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x201D; = 1,50 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; 22,99 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x2018;&#x203A; (đ?&#x2018;&#x201A; ) =

4,48 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122; 22,4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

2. De juiste chemische reactievergelijking opstellen đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x201D;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x17D; â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;?đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; + đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A; De reactievergelijking doen kloppen met de juiste coĂŤfficiĂŤnten 4 đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; + đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 2 đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A; Dit mogen we lezen als: 4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; + 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A; of 4 mol Na reageert met 1 mol O2 en daaruit worden 2 mol Na2O gevormd 3. Reactievergelijking interpreteren in aantallen mol eventueel beperkende factor bepalen, en de reactievergelijking aanpassen aan 1 van de gegevens (meest beperkende) Uit de gegevens blijkt dat we starten met 1,5 mol Na en 0,2 mol O2, we hebben 2 gegevens.

We moeten op zoek gaan naar de reagentia die meest beperkend is: we hebben 4 mol Na nodig en hebben 1,5 mol gegeven ď&#x192; in verhouding is dit mol gegeven ď&#x192; in verhouding is dit

,

,

= 0,375 , we hebben 1 mol O2 nodig en hebben 0,2

= 0,2

We hebben dus in verhouding minder O2 en gaan deze dus gebruiken om de reactievergelijking aan te passen 4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; + 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A; kunnen aanpassen naar: x 0,2/1

x 0,2/1

x 0,2/1

0,8 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; + 0,2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x2019; 0,4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A; 4. Interpretatie in mol toepassen op de gegevens van het gevraagde đ?&#x2018;&#x161;(đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D; đ?&#x2018;&#x201A;) = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018;&#x20AC; = 0,4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . (2 . 22,99 + 16,00)

đ?&#x2018;&#x201D; = 24,8 đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

Overschot ? We hebben van de 1,5 mol Na maar 0,8 mol gebruikt dus dit geeft een overschot Na van 1,5 â&#x20AC;&#x201C; 0,8 = 0,7 mol Na đ?&#x2018;&#x161;(đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;Łđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018; đ?&#x2018;?â&#x201E;&#x17D;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;Ą) = đ?&#x2018;&#x161;(đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;) = đ?&#x2018;&#x203A; . đ?&#x2018;&#x20AC; = 0,7 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . 22,99

AGROCHEMIE

đ?&#x2018;&#x201D; = 16,1 đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

74

6.4 Oefeningen 1. Uit hoeveel moleculen bestaat 10,1 g H2-gas, hoeveel liter is dit bij normale omstandigheden 2. Wat is de concentratie van 49,0 g H2SO4 in 2 liter oplossing. Met hoeveel normaal N komt dit overeen ?

3. Hoeveel mol komt overeen met 2,3 kg koolstofdioxide ?

4. Hoeveel Magnesium (Mg) moet er verbrand worden en hoeveel l zuurstof is hiervoor nodig om 24,18 g magnesiumoxide (MgO) te bekomen ?

5. 71,85g ijzer(II)oxide (FeO) wordt verbrand met 16,8 liter O2. Hoeveel ijzer(III)oxide (Fe2O3) wordt hieruit gevormd. Is er restant, zo ja hoeveel g van welke stof ?

6. 3 g natriumnitriet (NaNO2) en 3 g ammoniumchloride (NH4Cl) reageren met elkaar. Daaruit ontstaat natriumchloride NaCl en ammoniumnitriet NH4NO2. Hoeveel g ammoniumnitriet wordt gevormd. Is er restant? Zo ja, hoeveel g van welke stof ?

7. Hoeveel liter O2 (0°C, 1 atm) is nodig om 4,32 g Al te verbranden tot aluminiumoxide (Al2O3)? Hoeveel g aluminiumoxide ontstaat er ? (2,688 l; 8,16 g) 8. Bij reactie van ammoniumchloride (NH4Cl) en calciumhydroxide (Ca(OH)2) wordt calciumchloride (CaCl2), ammoniak (NH3) en water (H2O) gevormd. Hoeveel liter NH3 (normale omstandigheden) en gram CaCl2 wordt gevormd van 160,5 g NH4Cl en 148 g Ca(OH)2. Hoeveel g restant is er?

9. Hoeveel g calciumchloride (CaCl2) bevindt zich in 250 ml 0,6M CaCl2-oplossing?

10. 200ml van een NaOH-oplossing bevat 5,0 g NaOH. Bereken de molariteit van deze oplossing.

11. Een handelsoplossing van HCl heeft een concentratie van 12 mol/l. Welk volume van deze oplossing is nodig om 150 ml te bereiden van een HCl-oplossing met concentratie 2 mol/l?

12. Hoeveel g Ca kan reageren met 250 ml 0,3M H2SO4-oplossing? Hoeveel g CaSO4 en hoeveel liter waterstofgas (H2) ontstaat in deze reactie?

13. Men brengt 2,4 g Mg in 0,25 liter van een 1M HCl-oplossing. Hoeveel liter H2 gas wordt gevormd en wat is de concentratie van de MgCl2 na de reactie als het volume 0,25 liter blijft. Is er restant.

Zo ja, hoeveel g?

14. Je verbrandt 100 liter propaangas (C3H8). Hoeveel liter dizuurstof heb je nodig en hoeveel gram CO2 en H2O wordt er gevormd?

15. Je hebt een oplossing van Zn(OH)2 nodig met een concentratie van 0,3 mol/l. Hoeveel gram ZnO breng je daarvoor in 800 ml water (H2O)?

16. Het zout natriumsulfaat (Na2SO4) wordt bereid uit de reactie tussen natriumhydroxide NaOH en zwavelzuur (H2SO4). Je beschikt over een 0,6 mol/l zwavelzuur oplossing. Wat is het volume dat nodig is van dit zuur, en hoeveel g base heb je nodig, om 150 g zout te bekomen?

AGROCHEMIE

75

17. 62 g tetrafosfor (P4) reageert met 56 liter dizuurstof (O2). Hoeveel P2O5 wordt hieruit gevormd?

Is er restant ? Zo ja, hoeveel g van welke stof?

7 Stofklassen binnen anorganische chemie: oxiden, zuren, basen en zouten 7.1 Oxiden Een oxide is een verbinding tussen een element en zuurstof. Naar naamgeving onderscheiden we andere regels voor de metaal-oxiden t.o.v. de niet-metaal oxiden.

7.1.1 Metaal-oxiden De meeste metalen kunnen een oxide vormen met zuurstof. Uitzondering zijn enkele edelmetalen zoals goud, die moeilijk oxideren. Metalen uit de eerste 2 hoofdgroepen reageren heftig met zuurstof. Omdat de valentiewaarden van de metalen van de eerste 3 hoofdgroepen enkel respectievelijk +I, +II en voor aluminium +III is, moeten deze niet vermeld worden in de naamgeving.

Regels nomenclatuur: naam metaal + (eventueel OG) + oxide Voorbeelden: Na2O: natriumoxide K2O: kaliumoxide CaO: calciumoxide MgO: magnesiumoxide FeO: ijzer(II)oxide Fe2O3: ijzer(III)oxide Cu2O: koper(I)oxide Al2O3: aluminiumoxide

7.1.2 Niet-metaaloxiden Behalve met fluor kan zuurstof ook niet-metalen oxideren.

Nomenclatuur: aantal niet-metalen + naam niet-metaal + aantal O-atomen + oxide Voorbeelden: SO2: zwaveldioxide P2O5: difosforpentaoxide AGROCHEMIE

76

7.2 Zuren 7.2.1 Zuurtegraad In het dagelijks leven komen we stoffen en voedingsmiddelen tegen waarvan men zegt dat ze zuur smaken. Voorbeelden hiervan zijn: ingemaakte uitjes of augurken, zure haring, zure melk, zuurkool en zure appels. Er zijn ook stoffen die je beter niet proeft om te achterhalen of ze zuur zijn, bv. zoutzuur en accuzuur. Deze zijn zo zuur dat ze in onverdunde vorm agressief zijn. Soms is het niet goed mogelijk om aanwezig zuur te proeven; een sinaasappel kan zoveel suiker bevatten dat hij zoet smaakt. Toch bevat de sinaasappel wel degelijk zure stoffen, maar de zoete smaak overheerst. Ook cola is een drankje dat zeer zuur is, maar door het hoog suikergehalte zoet is. Zuren kunnen maagzuurproblemen veroorzaken, anderzijds helpen zuren bij de conservering van levensmiddelen. Zuren kunnen in metaal corrosie veroorzaken en zure regen kan planten aantasten.

Om aan te geven hoe zuur een bepaalde stof is, hebben we een maat nodig: de zuurtegraad.

De zuurtegraad is een maat voor de concentratie aan vrije waterstofionen (H+-ionen). De zuurtegraad wordt aangegeven op een pH schaal. Puur chemisch gezien ligt de pH-waarde tussen 0 en 14. Hoe meer H+-ionen, hoe zuurder iets is, en des te lager de pH-waarde. Een pH-waarde van 7 is neutraal, lager dan 7 is zuur, en hoger dan 7 is basisch of alkalisch.

Een pH tussen 0 en 3 is zeer zuur; tussen 3 en 5,5 matig zuur; tussen 5,5 en 7 zwak zuur; pH gelijk aan 7 is neutraal; tussen 7 en 8,5 zwak basisch; tussen 8,5 en 11 matig basisch en tussen 11 en 14: zeer basisch

Fig 56. pH-schaal De pH waarde is een belangrijke chemische parameter die in voedingsmiddelen gemeten wordt. Ook in de land- en tuinbouw is de kennis van de pH-waarde van de bodem zeer belangrijk. Voor tuingronden vinden we bijna steeds een pH-waarde tussen de 4 en 8. Afhankelijk van de grondsoort (zand, klei, â&#x20AC;Ś), de bodemstructuur en de planten die geteeld worden, zal de ideale pH-waarde variĂŤren. De pH bepaalt hoe de voedingselementen die in de grond zitten zich zullen gedragen en of ze al dan niet makkelijk opgenomen worden. Wanneer de pH van de bodem gekend is, kan deze aangepast worden. Is de bodem

AGROCHEMIE

77

te zuur, dan kan deze door bekalken verhoogd worden. Indien de pH te hoog is, kan deze verzuurd worden door te vermengen met turf of speciale producten.

De pH-waarde kan op verschillende manieren gemeten worden: 

Met een pH-meter



Toevoegen van een indicator



Ze kan berekend worden (zie hoofdstuk pH berekeningen)

7.2.2 Definitie Een zuur is een verbinding, die één of meerdere covalent gebonden H-atomen bevat.

HnZ

met Z: zuurrest

7.2.3 Binaire zuren Binaire zuren bestaan uit twee elementen: waterstof en een niet-metaal.

Nomenclatuur: aantal H-atomen + waterstof + stam niet-metaal + ide Zuur

Naam zuur

Zuurrest-ion

Naam zuurrest

HF

waterstoffluoride

F-

fluoride

HI

waterstofjodide

I-

jodide

HBr

waterstofbromide

Br-

bromide

HCl

waterstofchloride

Cl-

chloride

H2S

diwaterstofsulfide

S2-

sulfide

H3P

triwaterstoffosfide

P3-

fosfide

H2Se

diwaterstofselenide

Se2-

selenide

H3As

triwaterstofarsenide

As3-

arsenide

H3Sb

triwaterstofantimonide

Sb3-

antimonide

HCN

waterstofcyanide

CN-

cyanide

Opmerking: Algemeen worden de verbindingen H3P, H3As en H3Sb voorgesteld en benoemd als volgt: PH3 : fosfine of fosforhydride AsH3: arsine of arseenhydride SbH3 : stibine of antimoonhydride AGROCHEMIE

78

7.2.4 Ternaire zuren Ternaire zuren bestaan uit drie elementen. Onder deze zuren nemen de oxozuren (H, O, niet-metaal) de belangrijkste plaats in.

Nomenclatuur In de onderstaande tabel bespreken we de triviale en systematische nomenclatuur voor stamzuren en afgeleide zuren TERNAIR ZUUR

TRIVIALE NOMENCLATUUR

SYSTEMATISCHE NOMENCLATUUR

Stamzuren

Naam van het niet-metaal + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + stam niet-metaal + aat

Per + naam niet-metaal + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + per + stam niet-metaal + aat

Afgeleide zuren

1. 1 O-atoom meer (OG niet-metaal + 2)

2. 1 O-atoom minder (OG niet metaal -2)

3. 2 O-atomen minder (OG niet metaal -4)

Naam van het niet-metaal + ig + zuur

Hypo + naam van het nietmetaal + ig + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + stam niet-metaal + iet

Aantal H-atomen + waterstof + hypo + stam niet-metaal + iet

Voorbeelden FORMULE

TRIVIALE NOMENCLATUUR

SYSTEMATISCHE NOMENCLATUUR

Stamzuren

Naam van het niet-metaal + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + stam niet-metaal + aat

HClO3

Chloorzuur

Waterstofchloraat

HBrO3

Broomzuur

Waterstofbromaat

HIO3

Joodzuur

Waterstofjodaat

AGROCHEMIE

79

HOCN

Cyaanzuur

Waterstofcyanaat

HNO3

Salpeterzuur

Waterstofnitraat

H2SO4

Zwavelzuur

Diwaterstofsulfaat

H2CO3

Koolzuur

Diwaterstofcarbonaat

H2SeO4

Seleenzuur

Diwaterstofselenaat

H2SiO3 (*)

Kiezelzuur

Diwaterstofsilikaat

H3BO3

Boorzuur

Triwaterstofboraat

H3PO4

Fosforzuur

Triwaterstoffosfaat

Arseenzuur

Triwaterstofarsenaat

H3AsO4

TERNAIR ZUUR

TRIVIALE NOMENCLATUUR

SYSTEMATISCHE NOMENCLATUUR

Per + naam niet-metaal + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + per + stam niet-metaal + aat

HClO4

perchloorzuur

waterstofperchloraat

HIO4

perjoodzuur

waterstofperjodaat

Naam van het niet-metaal + ig + zuur

Aantal H-atomen + waterstof + stam niet-metaal + iet

HClO2

chlorigzuur

waterstofchloriet

HNO2

salpetrigzuur

waterstofnitriet

H2SO3

zwaveligzuur

diwaterstofsulfiet

H2SeO3

selenigzuur

siwaterstofseleniet

H3PO3

fosfonzuur

triwaterstoffosfiet

H3AsO3

arsenigzuur

triwaterstofarseniet

Afgeleide zuren 1. 1 O-atoom meer (OG niet-metaal + 2)

2. 1 O-atoom minder (OG niet metaal -2)

3. 2 O-atomen minder (OG Hypo + naam van het nietniet metaal -4) metaal + ig + zuur HClO

AGROCHEMIE

hypochlorigzuur

Aantal H-atomen + waterstof + hypo + stam niet-metaal + iet waterstofhypochloriet

80

HBrO

hypobromigzuur

waterstofhypobromiet

HIO

hypojodigzuur

waterstofhypojodiet

HNO

hyposalpetrigzuur

waterstofhyponitriet

H3PO2

fosfinzuur

triwaterstofhypofosfiet

Er bestaan verder vele zuren met het element C in de scheikundige formule, de zogenaamde organische zuren. Hun moleculen zijn nogal ingewikkeld van structuur en komen aan bod in het volgend hoofdstuk bij de organische zuren.

Algemeen formuleren we de volgende verbindingen als volgt: HAc = azijnzuur H2Ox = oxaalzuur (rabarberzuur) H3Ci = citroenzuur HCN = waterstofcyanide (blauwzuur) Bijna alle zuren zijn vloeistoffen. Enkele uitzonderingen zijn: HCl, H2S, HF en HCN zijn gassen H2CO3, H2Ox en H3Ci zijn vaste stoffen Van de meeste zuren worden in de praktijk oplossingen in water gebruikt. Het zuur H2CO3 is een nietstabiel zuur en valt snel uit elkaar in CO2–gas en H2O. De moleculen H2CO3 komen alleen opgelost in water echt voor.

7.2.5 Eigenschappen Ionisatie van zuren Als een zuur wordt opgelost in water, krijgt deze oplossing een pH tussen 0 en 7. De verlaging van de pH ten opzichte van neutraal water wordt veroorzaakt door het vrijkomen van H+-deeltjes in de oplossing.

Enige voorbeelden van de bijbehorende ionisatiereacties (oplosreacties) zijn: HNO3  H+ + NO3HCl  H+ + ClH2SO4  2 H+ + SO42Als we twee oplossingen maken van hetzelfde zuur met verschillende sterkte, dan hebben deze twee oplossingen een verschillende pH. Dit komt doordat deze oplossingen een verschillende concentratie zuur hebben, dus ook een verschillende concentratie H+-deeltjes. Als we twee oplossingen maken van verschillende zuren met dezelfde concentratie, zullen deze twee oplossingen meestal ook niet dezelfde pH hebben. Verklaring: sommige zuren splitsen alle H+-deeltjes af als dit zuur in water wordt opgelost.

AGROCHEMIE

81

Deze zuren heten sterke zuren. Sommige zuren splitsen slechts een gedeelte H+-deeltjes af als dit zuur in water wordt opgelost. Deze zuren heten zwakke zuren. Als een zuur zwak is, wordt dit bij de ionisatiereactie aangegeven met een dubbele pijl, b.v. bij de ionisatie van azijnzuur: HAc ↔ H+ + AcDe mate waarin moleculen in water uiteenvallen, wordt ionisatiegraad genoemd. Het splitsen wordt ioniseren genoemd.

Sterke zuren zoals HCl, H2SO4, … splitsen volledig. Anderen zoals HAc splitsen gedeeltelijk. Bij dergelijke zuren is een gedeelte van de opgeloste HAc-moleculen is gesplitst in ionen H+ en Ac-; de rest is opgelost in de vorm van moleculen HAc. De hoeveelheid die niet gesplitst is, is in evenwicht met de gevormde ionen.

De verhouding van het aantal gesplitste moleculen gedeeld door het totaal aantal moleculen heet de ionisatiegraad en wordt aangeduid met  en ligt tussen 0 en 1.

Als  = 0, dan hebben we te maken met stoffen die wel oplossen maar geen ionen afsplitsen (suiker en alcohol).

Als  = 1, dan zijn alle toegevoegde moleculen geheel in ionen gesplitst. Dit is het geval bij sterke zuren.

Sterke zuren

Zwakke zuren ( ≈ 0,1)

Zeer zwakke zuren ( ≈ 0,01)

HNO3

H3PO4

H2S

H2SO4

H2SO3

H2SiO3

HCl

H2CO3

H2SiO4

HClO4

H2Ox

HBr

H3Ci

HI

HAc HF H3BO3

geleidbaarheid Bij de beoordeling van de oplosbaarheid van stoffen als zuren en basen kunnen we gebruik maken van de geleidbaarheidsmeter. Deze meter geeft aan of er in water veel of weinig opgeloste geladen deeltjes voorkomen. Geladen deeltjes geleiden elektrische stroom.

Een groot geleidingsvermogen betekent weinig weerstand, dus veel geladen deeltjes. Een klein geleidingsvermogen betekent weinig geladen deeltjes. De eenheid van de soortelijke stroomgeleiding of conductiviteit is de siemens per centimeter vloeistof. Het geleidingsvermogen wordt meestal aangeduid met EC (electric conductivity). Met een EC-meter we of een oplossing veel of weinig stroomgeleidende (geladen) deeltjes bevat.

Met een pH-meter kunnen we bepalen hoe zuur of basisch een oplossing is.

AGROCHEMIE

82

7.3 Basen 7.3.1 Vorming en nomenclatuur Er zijn ook stoffen die het tegenovergestelde van zuur zijn: basisch. Omdat basische stoffen niet lekker zijn, proef je deze niet zo vaak. Een voorbeeld van een basische stof die niet te agressief is om te proeven, is groene zeep.

Een base (of een hydroxide) kan onder andere ontstaan door een metaal te laten reageren met zuurstof (verbranden) en vervolgens het gevormde metaaloxide op te lossen in water.

Voorbeeld: Vorming van natriumhydroxide (NaOH) 4 Na + O2 ď&#x192; 2 Na2O (verbranden metaal) Na2O + H2O ď&#x192; 2 NaOH (reactie van metaaloxide met water) De moleculen van NaOH splitsen in water een hoeveelheid OH--deeltjes af. Deze OH--deeltjes bepalen de grootte van de pH. De lichte metalen Li, Na, K, Ca, Mg en Ba reageren heftig met zuurstof. De oxiden vormen met water gemakkelijk basen.

Nomenclatuur: naam metaal + (eventueel OG) + hydroxide LiOH: lithiumhydroxide NaOH: natriumhydroxide KOH: kaliumhydroxide Ca(OH)2: calciumhydroxide Mg(OH)2: magnesiumhydroxide Ba(OH)2: bariumhydroxide Al(OH)3: aluminiumhydroxide De zware metalen zoals Fe en Mn verliezen veel moeilijker hun elektronen om een geladen atoom-ion te worden. Deze metalen reageren veel moeilijker met zuurstof. Hun oxiden reageren moeizaam met water. Bij kamertemperatuur verloopt de reactie uiterst langzaam en onvolledig. Pas bij hogere temperatuur en druk worden de hydroxiden gevormd.

De belangrijkste hydroxiden van de zware metalen zijn: Fe(OH)2 = ijzer(II)hydroxide Fe(OH)3 = ijzer(III)hydroxide Cu(OH)2 = koper(II)hydroxide Zn(OH)2 = zink(II)hydroxide AGROCHEMIE

83

Pb(OH)2 = lood(II)hydroxide Hg(OH)2 = kwik(II)hydroxide De oplossingen van de hydroxiden van de lichte metalen zijn kleurloos. De hydroxiden van de zware metalen zijn vaak gekleurd, b.v.: Zn(OH)2 wit Cr(OH)3 groen Cu(OH)2 blauw Fe(OH)2 grijsblauw Fe(OH)3 bruin De zware metalen spelen in de stofwisseling een belangrijke rol. Onder andere in enzymen komen zware metalen voor. In de industrie zijn de zware metalen van belang in de metallurgie en verder als katalysator.

Een zeer bijzonder base is NH4OH = ammonia of ammoniumhydroxide. Leiden we NH3 (ammoniak) in water, dan ontstaat een basische oplossing. De pH van de oplossing is groter dan 10. De reactie van NH3 met H2O is: NH3 + H2O  NH4OH De moleculen van NH4OH splitsen in water gedeeltelijk in NH4+- en OH-- ionen. De OH-- deeltjes kunnen met een pH-meter gemeten worden.

7.3.2 Eigenschappen Evenals bij de zuren kunnen we ook bij basen spreken van sterke basen en zwakke basen. Bij een sterke base worden alle OH--deeltjes afgesplitst als deze base in water wordt opgelost. Sommige basen splitsen slechts een gedeelte OH--deeltjes af als het in water wordt opgelost. Deze basen heten zwakke basen.

Ook bij de basen wordt dit aangegeven met een dubbele pijl in de ionisatiereactie, b.v. bij de ionisatie van ammoniumhydroxide: NH4OH ↔ NH4+ + OHNet als bij zuren kunnen we ook hier een ionisatiegraad definiëren. Sterke basen dissociëren volledig.

Zwakke basen hebben een  ≈ 0,1 en zeer zwakke basen ≈ 0,01.

Sterke basen

Zwakke basen

Zeer zwakke basen

NaOH

NH4OH

De hydroxiden van zware metalen

KOH LiOH Ca(OH)2 Mg(OH)2

AGROCHEMIE

84

Ba(OH)2

7.4 Zouten 7.4.1 Vorming van zouten uit zuren en hydroxiden definitie Wanneer een zure en een basische oplossing met elkaar gemengd worden, zullen H+- en OH--ionen van het zuur en de base reageren tot H2O: H+ + OH-  H2O Een zout is een verbinding tussen een metaal en een zuurrest: MmZn Een zout kan bijgevolg opgevat worden als: 

Een verbinding, afgeleid van een zuur, doordat de H-atomen door metaalatomen vervangen zijn.



Een verbinding, afgeleid van een base, doordat de OH-groepen door zuurrestgroepen vervangen zijn.

Voorbeelden Vorming natriumchloride Een welbekend voorbeeld van een zout is natriumchloride (keukenzout of NaCl). De vorming van NaCl gebeurt in twee stappen: Ionisatiereactie zuur:

HCl

Ionisatiereactie base:

NaOH 



Na mengen:

H+

+

Cl-

Na+

+

OH-

H2O

+

Na+

+

Cl-

Na indampen: NaCl

In woorden: zuur + base  water + (opgelost) zout Zoutvorming is m.a.w. op de eerste plaats watervorming.

Vorming kaliumsulfaat Wanneer een oplossing van zwavelzuur (H2SO4), met een kaliumhydroxide-oplossing (KOH) gemengd wordt, worden water en een opgelost zout gevormd.

H2SO4 

2 H+

+

SO42-

Ionisatiereactie base: 2 KOH 

2 K+

+

2 OH-

Na mengen: H2SO4 + 2 KOH

2H2O + 2 K+ + SO42-

Ionisatiereactie zuur:

AGROCHEMIE



85

Na indampen: K2SO4 Bij deze reactie zijn er 2 KOH nodig, omdat H2SO4 per molecuul 2 H+-ionen levert, die door 2 OH--ionen dienen geneutraliseerd te worden. De oplossing wordt bijgevolg alleen neutraal indien het aantal H+deeltjes gelijk is aan het aantal OH--deeltjes.

Vorming koper(II)sulfaat Wordt er bij een oplossing van zwavelzuur het slecht oplosbare koperhydroxide gevoegd, dan ontstaat er een helderblauwe oplossing.

In een verdund zuur lost een in water slecht oplosbaar hydroxide wel op. Ook het koperhydroxide is vrijwel niet in water oplosbaar. Toch is een zeer klein gedeelte in ionen gesplitst. Dit gebeurt aan het oppervlak van het kristal.

Cu(OH)2

↔

Cu2+

2 OH-

+

Wanneer een zuur wordt toegevoegd, zullen de OH--ionen in de vloeistof met de H+-ionen van het zuur reageren tot H2O. Het vaste Cu(OH)2 zal dan nieuwe OH--ionen (Cu2+-ionen) in de vloeistof afsplitsen.

Wanneer voldoende zuur wordt toegevoegd, zal al het Cu(OH)2 oplossen: Ionisatiereactie base: Cu(OH)2

↔

Cu2+

+

2 OH-

Ionisatiereactie zuur:

H2SO4



2 H+

+

SO42-

Na mengen: Cu(OH)2 + H2SO4



2H2O + Cu2+ + SO42-

Na indampen: CuSO4

7.4.2 Scheikundige namen van zouten Alle zouten zijn opgebouwd uit metaalionen (afkomstig van een hydroxide) en zuurrestionen. De metaalionen hebben een positieve lading, de zuurrestionen een negatieve lading. In plaats van een metaalion kan ook het ammoniumion (NH4+) in een zout voorkomen.

De namen van de zouten beginnen steeds met de naam van het metaal en eindigen met de naam van de zuurrest. Indien er verschillende mogelijke valentiewaarden zijn voor het metaal, dan wordt deze in de naamgeving tussen haken geplaatst.

In onderstaande tabel staan een aantal veel voorkomende zuurresten het zuur waarvan ze afkomstig zijn en de naam: Zuur

Zuurrest met lading

Naam zuurrest

HF

F-

Fluoride

HCl

Cl-

Chloride

HBr

Br-

Bromide

HI

I-

Jodide

HNO3

NO3-

Nitraat

AGROCHEMIE

86

HNO2

NO2-

Nitriet

HClO3

ClO3-

Chloraat

H2S

S2-

Sulfide

H2SO3

SO32-

Sulfiet

H2SO4

SO42-

Sulfaat

H2CO3

CO32-

Carbonaat

H2SiO3

SiO32-

Silikaat

H3PO4

PO43-

Fosfaat

H3PO3

PO33-

Fosfiet

H3AsO4

AsO43-

Arsenaat

H3BO3

BO33-

Boraat

Voorbeelden: K2SO4: Kaliumsulfaat NH4NO3: Ammoniumnitraat Ca3(PO4)2: Calciumfosfaat FeCl3: IJzer(III)chloride Geef de formule van de volgende zouten: Natriumnitraat:

NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O

Ammoniumcarbonaat: 2 NH4OH + H2CO3  (NH4)2CO3 + 2 H2O Koper(II)chloride:

Cu(OH)2 + 2 HCl  CuCl2 + 2 H2O

Magnesiumnitriet:

Mg(OH)2 + 2HNO2 Mg(NO2)2 + 2 H2O

Eigenlijk zijn voorgaande reactievergelijkingen niet correct omdat ze pas na indampen ontstaan.

Merk dus op dat dit een verkorte schrijfwijze is en geen reactievergelijking! Een dergelijke korte schrijfwijze vergemakkelijkt het maken van berekeningen bij stoichiometrie.

7.4.3 Andere wijzen van ontstaan van zouten De belangrijkste manier van zoutvorming werd eerder besproken: zuur + base  water + zout Deze manier van zoutvorming komt in de natuur algemeen voor. In de natuur is vrijwel overal water aanwezig. Dat water zorgt ervoor dat er uit de metaal- en niet-metaal-oxiden zuren en hydroxiden gevormd worden. Het water zorgt er eveneens voor dat deze zuren en basen in ionen splitsen, die vervolgens met elkaar kunnen reageren tot zouten.

AGROCHEMIE

87

Een stof als koper(II)oxide, CuO, zal met water een miniem reageren tot koper(II)hydroxide: Cu(OH)2.

Wanneer aan koper(II)oxide een oplossing van een zuur wordt toegevoegd (vb. H2SO4-oplossing), ontstaat het opgeloste zout CuSO4. Dit is in feite toch een reactie tussen een hydroxide en een zuur, omdat uit het koper(II)oxide met water een beetje koper(II)hydroxide is ontstaan.

Er zijn vormingswijzen van zouten bekend waarbij het zout niet ontstaat uit de reactie tussen een hydroxide en een zuur. Deze vormingswijzen zijn: 

Zoutvorming uit een metaaloxide en een niet-metaaloxide



Zoutvorming uit watervrije ammoniak en een watervrij zuur



Zoutvorming uit de reactie tussen een (onedel) metaal en een (sterk) zuur



Vorming van een neerslag van een onoplosbaar zout uit ionen van andere (oplosbare) zouten

Zoutvorming uit een metaaloxide en een niet-metaaloxide In een volkomen watervrije omgeving kan onder hoge druk en bij hoge temperatuur direct een reactie optreden tussen het oxide van een metaal en het oxide van een niet-metaal, waarbij een zout gevormd wordt. De vereiste reactieomstandigheden (hoge druk en temperatuur) komen in de industrie voor in smeltovens en in de natuur in vulkanen. Voorbeelden zijn: CaO + CO2  CaCO3 MgO + SiO2  MgSiO3 3 CaO + P2O5  Ca3(PO4)2 De laatste reactie vindt plaats in de hoogovens, waarbij Thomasslakkenmeel ontstaat: Ca3(PO4)2.CaO (bij overmaat aan CaO).

Reactie tussen ammoniak en watervrije zuren Voorbeelden van deze zoutvorming zijn:

NH3 + HCl  NH4Cl 2NH3 + H2S  (NH4)2S

Reactie tussen metaal en zuur Wanneer een onedel metaal in een oplossing van een sterk zuur gebracht wordt, ontstaan waterstof en een opgelost zout. Voorbeeld: zink lost op in zoutzuur onder gasontwikkeling (waterstof).

Dit soort reacties behoort tot de redoxreacties. De verkorte schrijfwijze van de reactie kan als volgt worden weergegeven: Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 Het zink heeft de waterstof uit zijn verbinding verdrongen.

Het halfedele metaal koper lost niet op in (koud) zwavelzuur of zoutzuur, maar wel in salpeterzuur. Bij deze reactie komt geen waterstofgas vrij, maar een bruine, prikkelende damp (stikstofdioxide NO2). Ook deze reactie is een redoxreactie.

AGROCHEMIE

88

Neerslagvorming Als oplossingen van zouten met elkaar gemengd worden, kunnen ionen van het ene zout met ionen van het andere zout een neerslag vormen. Voorbeeld: calciumnitraat en natriumcarbonaat zijn goed oplosbaar. Wanneer oplossingen van deze zouten met elkaar gemengd worden, ontstaat een neerslag van het slecht oplosbare calciumcarbonaat.

Ca(NO3)2  Ca2+ + 2 NO3Na2CO3  2 Na+ + CO322 NO3- + 2 Na+ + CaCO3

7.4.4

Zure zouten

Vorming zure zouten In de formule van een zout wordt de waterstof uit het zuur vervangen door een metaal. Bij twee- en driewaardige zuren (vb. H2SO4 en H3PO4) is het mogelijk dat niet alle waterstof uit het zuur vervangen wordt door een metaal, maar slechts een gedeelte. Voorbeelden: KHSO4, KH2PO4, K2HPO4.

Een zout waarin alle H’s door een metaal zijn vervangen heet een neutraal (normaal) zout. Een zout waarin nog H voorkomt, noemt men een zuur zout.

Wanneer aan een oplossing voldoende KOH toegevoegd wordt, ontstaat na indampen het normale zout K2SO4. Verkorte schrijfwijze: H2SO4 + 2 KOH  2 H2O + K2SO4

Wanneer er aan een zelfde hoeveelheid H2SO4 de helft van het benodigde KOH toegevoegd wordt, zal er slechts één van de twee H+-ionen met OH- tot H2O reageren en zal na indampen het zure zout KHSO4 ontstaan. Verkorte schrijfwijze: H2SO4 + KOH  H2O + KHSO4 De vorming van het zure zout is ook mogelijk als men aan het normale zout K2SO4 een zuur in de juiste verhouding toevoegt. Dit toegevoegde zuur hoeft niet zwavelzuur te zijn; het kan ook een ander zuur zijn.

In een zuur milieu ontstaat dus een zuur zout.

In ionen:

K2SO4  2 K+ + SO42H2SO4  2 H+ + SO42-

Na mengen

2 K+ + 2 H+ + 2 SO42-

Na indampen 2KHSO4 Nomenclatuur Naam: aantal vervangen metaalatomen + naam van het metaal + (OT metaal) + aantal overblijvende Hatomen + waterstof + naam van de zuurrest die aan de basis ligt ervan.

De naam KHSO4 is kaliumwaterstofsulfaat.

AGROCHEMIE

89

Bij het driewaardige fosforzuur zijn er drie mogelijkheden: Kaliumzouten:

Calciumzouten:

K3PO4

: kaliumfosfaat

K2HPO4

: dikaliumwaterstoffosfaat

KH2PO4

: kaliumdiwaterstoffosfaat

Ca3(PO4)2

: calciumfosfaat

CaHPO4

: calciumwaterstoffosfaat

Ca(H2PO4)2

: calciumdiwaterstoffosfaat

Oplosbaarheid zure zouten De zure zouten lossen beter op dan de normale zouten. Het normale calciumfosfaat, Ca3(PO4)2, dat o.a. voorkomt in Thomasslakkenmeel, lost slecht op in water. Het zure fosfaat Ca(H2PO4)2 dat een bestanddeel is van superfosfaat, lost wel goed in water op. Kalksteen CaCO3 lost in zuur regenwater (bevat H2CO3) langzaam op in Ca2+ en HCO3--ionen.

De zure zouten die van sterke zuren zijn afgeleid (H2SO4), splitsen bij oplossing volledig in metaal-, waterstof-, en zuurrestionen: KHSO4 ď&#x192; K+ + H+ + SO42Een oplossing van KHSO4 bevat dus veel H+-ionen en reageert sterk zuur (pH-meter).

Zure zouten die zijn afgeleid van zwakke zuren (vb. H2CO3) splitsen in water in metaal- en waterstofzuurrestionen: NaHCO3 ď&#x192; Na+ + HCO3Het HCO3--ion splitst zeer weinig verder in H+ en CO32-, zodat een oplossing van NaHCO3 in water slechts weinig H+-ionen bevat en vrijwel neutraal zal reageren.

7.4.5 Basische zouten Vorming van basische zouten De basische zouten ontstaan als van een hydroxide niet alle OH--ionen worden geneutraliseerd. Zo bestaat behalve het normale calciumnitraat, Ca(NO3)2, ook het basische calciumnitraat: Ca(OH)NO3.

De groene aanslag op bronzen standbeelden heet kopergroen = het basische kopercarbonaat: (CuOH)2CO3.

De basische zouten komen in de natuur veel voor. Ze zijn vaak afgeleid van zware metalen zoals Cd, Hg, Cu, Zn, Sn en Cr. Nomenclatuur Naam: aantal vervangen metaalatomen + naam metaal + aantal overblijvende OH-groepen + hydroxide + naam zuurrest die aan de basis ligt ervan.

Voorbeelden: MgOHCl: Magnesiumhydroxidechloride Cu2(OH)2CO3:

AGROCHEMIE

Dikoper(II)dihydroxidecarbonaat

90

7.4.6 Dubbelzouten Het is mogelijk dat aan een twee- of driewaardig zuurrest verschillende metaalionen gebonden zijn.

Voorbeeld: NaKSO4. Een andere mogelijke formule is: Na2SO4. K2SO4. Dit wordt een dubbelzout genoemd.

Het is eveneens mogelijk dat aan een metaalion verschillende zuurrestionen gebonden zijn.

Dubbelzouten komen in de natuur vaak voor. Er zijn twee duidelijke verschillen tussen een dubbelzout en een mengsel van twee normale zouten: 

bij een dubbelzout is de verhouding van de samenstellende ionen constant, bij een mengsel willekeurig;



in een dubbelzout komt één soort kristallen voor, bij een mengsel verscheidene;

De enige in de natuur voorkomende dubbelzouten zijn: Kali-aluin

: K2SO4.Al2(SO4)3.H2O

Carnalliet

: KCl.MgCl2.6H2O

Kainiet

: KCl.MgSO4.3H2O

Kaliummagnesiumsulfaat

: K2Mg(SO4)2

Dolomiet

: CaCO3.MgCO3

Patentkali

: K2SO4.Mg(SO4)

Nomenclatuur Naam: namen van metalen (alfabetische volgorde van symbolen) + naam zuurrest die aan de basis ligt ervan.

Voorbeelden: MgNH4PO4: Magnesiumammoniumfosfaat KNaCO3 : Kaliumnatriumcarbonaat CaNaPO4: Calciumnatriumfosfaat Naam: Naam metaal + namen van de zuurresten (alfabetische volgorde) die aan de basis liggen ervan.

Voorbeelden: BaCl(NO3) : Bariumchloridenitraat CaCl(OCl) : Calciumchloridehypochloriet

AGROCHEMIE

91

7.5 Oefeningen Geef de naam van elke verbinding. Geef alle mogelijkheden indien er meerdere oplossingen zijn (triviale naam, systematische naam,...). Bepaal welk type stof deze verbinding is (zout, base, ...). Indien de verbinding een zout is, geef dan de zuren en basen en de verkorte reactie die aan de basis liggen van deze verbinding.

Formule N2O3 Cl2O7

Nomenclatuur

Type stof

ijzer(III)oxide K2O bariumoxide Al2O3 P2O3 Fe(OH)3 calciumhydroxide Al(OH)3 H3P H3Sb diwaterstofselenide HCl H2SiO3 H3AsO4 Salpeterzuur, waterstofnitraat Hypochlorigzuur, waterstofhypochloriet H3PO3 H2CO3 Perbroomzuur, waterstofperbromaat Al2(CO3)3 natriumsulfiet ijzer(II)fosfaat calciumnitriet MgNH4PO4 CaLiCl3 kaliumdinatriumarseniet BaCl(NO3) NaHS kaliumwaterstofcarbonaat Mg(OH)Cl dinatriumhydroxidehypochloriet AGROCHEMIE

92

8 Stofklassen binnen de organische chemie 8.1 Stofklassen en functionele groepen 8.1.1 Definitie De vele koolstofverbindingen kunnen ondergebracht worden in een beperkt aantal groepen: de stofklassen. Alle stoffen die tot dezelfde stofklasse behoren vertonen bepaalde overeenkomstige eigenschappen (fysische en chemische) die toe te schrijven zijn aan de aanwezigheid van een welbepaalde ‘functionele groep’ (of ‘karakteristieke groep’) in de moleculen.

Een functionele groep is meestal te herleiden tot: 

één of meerdere heteroatomen (O, N, ...) die op een welbepaalde manier gebonden zijn aan het C-skelet.



een welbepaald structuurelement (vb. meervoudige binding tussen C-atomen).

Er kan onderscheid gemaakt worden tussen koolwaterstoffen, monofunctionele koolstofverbindingen en polyfunctionele koolstofverbindingen.

Koolwaterstoffen of KWS (CxHy) zijn koolstofverbindingen waarvan de moleculen enkel opgebouwd zijn uit koolstof- en waterstofatomen. Er zijn geen functionele groepen met heteroatomen aanwezig.

Voorbeelden: alkanen: CnH2n+2 alkenen: CnH2n alkynen: CnH2n-2 Monofunctionele koolstofverbindingen zijn koolstofverbindingen waarbij in de molecule slechts één functionele groep wordt aangetroffen. Stoffen waarvan de moleculen dezelfde functionele groep bevatten, vormen samen een stofklasse.

Voorbeeld: alcoholen:

Polyfunctionele koolstofverbindingen zijn koolstofverbindingen waarbij meerdere (gelijke of verschillende) functionele groepen in de moleculen voorkomen.

Vb. aminozuur: alanine

AGROCHEMIE

93

Fig 57. Voorstelling van het aminozuur alanine

8.1.2 Overzicht van de stofklassen in de organische chemie In onderstaand schema vind je de belangrijkste stofklassen in de organische chemie

Fig 58. Overzicht van de belangrijkste stofklassen in de organische chemie

8.2 Structuurformule van organische verbindingen Koolstofverbindingen worden zeer frequent voorgesteld door de structuurformule. Op die manier kan ook inzicht verkregen worden in de opbouw van de molecule, en kan ook een onderscheid gemaakt worden bij isomerie. Meestal worden de Lewisformule, de gewone structuurformule, de compacte brutoformule, of de skeletnotatie gebruikt.

AGROCHEMIE

94

Driedimensionele molecuulmodellen worden ook vaak in de organische chemie toegepast. Naast de ruimtelijke voorstelling, gebruikt men vaak stereo-modellen zoals het ‘bolstaafmodel’, ‘roostermodel’, …

De keuze van de formule en/of het model wordt bepaald door de beoogde toepassing.

Fig 59. Verschillende voorstellingen structuurformules

8.3 Koolwaterstoffen 8.3.1 Algemeen overzicht

koolwaterstoffen acyclisch verzadigd (alkanen)

cyclisch

onverzadigd

alkenen

alkynen

verzadigd

onverzadigd

aromatisch

Fig 60. Overzicht van de verschillende groepen binnen de koolwaterstoffen

8.3.2 Alkanen Alkanen spelen een grote rol in ons dagelijks leven, vooral omdat ze onze belangrijkste energiebron vormen.

Alkanen zijn koolwaterstoffen met de brutoformule CnH2n+2 AGROCHEMIE

95

Moleculaire geometrie en fysische eigenschappen De eenvoudigste vertegenwoordiger van deze klasse is methaan (CH4). Deze molecule bestaat uit een centraal sp3-gehybridiseerd koolstofatoom tetraëdrisch omringd door 4 waterstofatomen.

H H H

C

H

Ethaan bevat 1 C-C-sigma-binding. Elk van de beide C-atomen is sp3-gehybridiseerd en dus tetraëdrisch.

Alle bindingshoeken in elk van deze verbinding is gelijk aan 109,5°. Rond de C-C en de C-H-bindingen is vrije rotatie mogelijk.

Langere alkaanketens zullen vanwege de bindingshoek van 109,5° een zigzagconfiguratie hebben.

In de onderstaande tabel worden de voornaamste n-alkanen vermeld. De naam van de n-alkanen is vanaf C5H12 afgeleid van het Griekse telwoord dat het aantal koolstofatomen aangeeft.

De eerste vier alkanen zijn (bij normale omstandigheden) gassen. Vanaf pentaan t.e.m. hexadecaan zijn het vloeistoffen. En vanaf heptadecaan zijn het vaste stoffen. Merk ook op dat het kookpunt stijgt en de stof dus minder vluchtig wordt naarmate de ketenlengte toeneemt. Dit kan verklaard worden door het toenemen van de cohesiekrachten naarmate de moleculen groter en dus ook zwaarder worden. Hoe groter de massa van de moleculen, hoe moeilijker ze de vloeistoffase kunnen verlaten.

AGROCHEMIE

96

Alkanen zijn apolaire verbindingen. De koolstof-koolstof-binding zijn niet gepolariseerd en er is slechts een klein verschil in elektronegativiteit tussen koolstof en waterstof. De interacties die onderling tussen alkaanmoleculen optreden, berusten op de relatief zwakke Van der Waalskrachten.

Vanwege hun apolair karakter lossen alkanen zeer slecht op in polaire oplosmiddelen zoals water en methanol. Alkanen zijn volledig mengbaar met andere apolaire oplosmiddelen. De laagkokende alkanen zoals pentaan en hexaan worden zelf vaak gebruikt als oplosmiddel voor apolaire verbindingen. De dichtheid van alkanen is veel kleiner dan die van water. Als alkanen gebruikt worden om apolaire verbindingen uit een waterige oplossing te extraheren, dan bestaat de bovenlaag in de scheitrechter uit de alkaanoplossing en de onderlaag uit de wateroplossing.

De meest gebruikte voorstelling van organische moleculen is deze uit de vijfde kolom: de zaagtandformule. Bij deze voorstelling worden de H-atomen niet geschreven. Zelfs de C-atomen worden weggelaten, zodat enkel de C-C-bindingen overblijven.

De structuurformule van deze alkanen wordt als volgt voorgesteld:

of CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Alkylradicaal (R*) of alkylgroep Een alkylradicaal is een van een alkaan afgeleide atoomgroep, die één (eindstandig) C-atoom bevat dat een ongepaard elektron draagt. Dergelijk radicaal ontstaat door afsplitsing van één H-atoom.

Alkylradicaal R* (brutoformule) CH3 C2H5 C3H7 C4H9 C5H11 C6H13 C7H15 C8H17 C9H19 C10H21 CnH2n+1 AGROCHEMIE

Naam Methyl Ethyl Propyl Butyl Pentyl Hexyl Heptyl Octyl Nonyl Decyl alkyl 97

Bij de naamvorming van de vertakte koolwaterstoffen worden de vertakkingen als alkylgroepen beschouwd en kunnen ook zo benoemd worden.

Toepassingen Organische koolstofverbindingen worden uiteindelijk alle opgebouwd uit koolstofdioxide en water door middel van fotosynthese. In de loop van de tijd heeft een deel van het organisch materiaal dat in de natuur gevormd werd zich opgehoopt in geologische formaties en na inwerking van anaërobe bacteriën zijn hieruit koolwaterstoffen in de vorm van aardolie of aardgas ontstaan.

Aardgas bestaat grotendeels uit methaan en kleine hoeveelheden ethaan, propaan en butaan. Methaan kan ook ontstaan bij sommige gistingsprocessen (modder van sloten en rivieren, gisting in de pensmaag van herkauwers, gisting van slib in afval waterzuiveringsstations, …). Met lucht kan het zeer explosieve mengsels vormen. Het wordt vooral gebruikt als brandstof, maar ook als grondstof voor de synthese van sommige andere stoffen (waterstofgas, methanol, ammoniak).

Aardolie bestaat uit een complex mengsel van lineaire en vertakte alkanen, cycloalkanen en aromaten, in verhoudingen die sterk afhankelijk zijn van de vindplaats. Gefractioneerde destillatie van ruwe aardolie geeft een aantal fracties die globaal ingedeeld worden naar kookpunt.

In streken waar geen aardgasleiding ligt, wordt vaak propaan als brandstof gebruikt.

Butaan wordt in stalen flessen verkocht: kookvuren, campinggas. Het is ook de brandstof die we in aanstekers terugvinden.

L.P.G. (Liquid Petroleum Gas) is een gasmengsel dat in de raffinaderij uit aardolie gewonnen wordt. Het bestaat uit alkanen met 3 en 4 C-atomen en wordt aangewend als motorbrandstof. Benzine bevat zowat driehonderd verschillende verbindingen, meestal alkanen (C7 - C8). Kerosine, gasolie, stookolie: bevatten hoofdzakelijk alkanen (C10 - C16).

De wereldenergievoorziening steunt in hoge mate op de verbranding van aardolieproducten en aardgas, die voornamelijk uit alkanen bestaan. Deze grondstoffen vormen daarenboven de basis van de hele petrochemie, waaruit producten ontstaan die uit de moderne samenleving niet meer weg te denken zijn zoals synthetische vezels, plastics, detergentia, verf en geneesmiddelen.

Opgehoopt organisch materiaal kan ook onder hoge druk in geologische formaties worden omgezet naar steenkool. Steenkool varieert, evenals aardolie, sterk van samenstelling afhankelijk van de vindplaats.

Verhitting van steenkool onder uitsluiting van lucht geeft cokes (zuiver koolstof) en koolteer. Destillatie van de koolteer levert vele soorten organische verbindingen, vooral aromaten. Vooral uit olie, maar ook uit steenkool, kunnen veel waardevolle verbindingen geïsoleerd of gesynthetiseerd worden. Daarom is het eigenlijk jammer dat het grootste deel van onze olievoorraden zonder meer verbrand wordt ten behoeve van de productie van energie.

Om energie en grondstoffen te winnen is het niet altijd noodzakelijk miljoenen jaren te wachten op de ‘natuurlijke’ vorming van olie of steenkool uit organisch materiaal. Ook organisch materiaal afkomstig van plantaardig of dierlijk afval kan omgezet worden in bv. methaan of andere nuttige organische verbindingen.

Het onderzoek naar bruikbare processen die biomassa kunnen omzetten in energie is in volle gang, maar voorlopig mag nog geen al te grote bijdrage aan energieproductie vanuit die hoek verwacht worden.

Vertakte alkanen Bij vertakte verzadigde acyclische koolwaterstoffen moet rekening gehouden worden met mogelijke (soms talrijke) ketenisomeren.

AGROCHEMIE

98

C4H10 is de formule van butaan. Maar met 4 C-atomen en 10 H-atomen kunnen we twee verschillende structuren, beide stabiel, opbouwen.

In de eerste molecule is de koolstofketen niet vertakt: we noemen het normaal-butaan of n-butaan. In de tweede molecule telt de langste koolstofketen slechts drie koolstofatomen en is het vierde koolstofatoom gebonden aan het middelste: we noemen dit methylpropaan of isobutaan. Beide stoffen zijn isomeren: ze hebben dezelfde brutoformule C4H10 maar een verschillende structuur en dus verschillende eigenschappen.

In bovenstaand voorbeeld verschilt enkel de vorm van de koolstofketen. We spreken dan van ketenisomeren.

In de organische chemie zegt een brutoformule dus meestal niet genoeg. We moeten dus in de meeste gevallen de structuur van de molecule op een of andere manier weergeven.

Er zijn drie isomeren met als brutoformule C5H12 :

Het aantal theoretisch mogelijke isomeren dat correspondeert met de algemene alkaanformule CnH2n+2 neemt sterk toe met de waarde van n: AGROCHEMIE

99

N

1,2,3

4

5

6

7

8

10

20

30

Aantal isomeren

1

2

3

5

9

18

75

366319

>4.109

Nomenclatuur 1. Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen. Dit is de hoofdketen. Indien er meerdere mogelijkheden zijn, kies dan voor de hoofdketen met de meeste vertakkingen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen als de hoofdketen wordt de stamnaam en komt achteraan.

In volgende structuur komen in het totaal 10 koolstofatomen en 22 waterstofatomen voor (C10H22):

We vinden hierin zomaar eventjes zes (langste) niet-vertakte koolstofketens:

De laatste twee komen niet in aanmerking, want zij hebben maar twee vertakkingen, terwijl de eerste vier er drie hebben. Vermits dus de langste niet-vertakte keten zes koolstofatomen bevat wordt de stamnaam hexaan. Merk terloops op dat de eerste vier formules eigenlijk volkomen identiek zijn.

2. Nummer de hoofdketen zodanig dat de vertakkingen gebeuren op de koolstofatomen met de kleinste nummers.

De nummering kan op twee manieren gebeuren:

AGROCHEMIE

100

3. Noem de zijketens (groepen) die op de hoofdketen staan voor de stamnaam in alfabetische volgorde, eventueel voorafgegaan door een voorvoegsel (niet bepalend voor de alfabetische volgorde) dat het aantal groepen weergeeft en desnoods voorafgegaan door een plaatscijfer.

De zijketens krijgen een naam die afhangt van het aantal koolstofatomen dat erin voorkomt.

Deze naam krijgen we als we de uitgang â&#x20AC;&#x201C;aan van het alkaan vervangen door de uitgang â&#x20AC;&#x201C;yl.

De naam van bovenstaand vertakte alkaan wordt dus: 3-ethyl-2,5-dimethylhexaan

Oefeningen

8.3.3 Cycloalkanen Een cycloalkaan is een koolwaterstof waarbij de sp3-gehybridiseerde koolstofatomen in een ringstructuur zitten. Een cycloalkaan wordt benoemd door het voorvoegsel cyclo- voor de naam van het alkaan te plaatsen. Bevatten de ringen substituenten, dan wordt de plaats daarvan aangegeven door middel van een nummering die begint bij het meest gesubstitueerde koolstofatoom.

AGROCHEMIE

101

De structuurformules van cycloalkanen worden, ter bevordering van de overzichtelijkheid meestal weergegeven door middel van veelhoeken. Naar cyclische alkanen zijn in werkelijk niet vlak. Zo komt cyclohexaan voornamelijk voor in de zogenaamde stoelvorm.

Fig 61. De stoelvorm van cyclohexaan Hieronder staan cyclopropaan, cyclobutaan, cyclopentaan en cyclohexaan afgebeeld.

oefeningen nomenclatuur Geef de naam voor volgende verbinding

Teken de volgende verbinding: 2-ethyl-1,1,3-trimethyl-cyclohexaan AGROCHEMIE

102

8.3.4 Alkenen Alkenen zijn koolwaterstoffen die één of meerdere C=C dubbele bindingen bevatten. Deze worden ook onverzadigde koolwaterstoffen genoemd. Per tweevoudige binding hebben zij dus twee waterstofatomen minder dan de alkanen.

Moleculaire geometrie en fysische eigenschappen Hieronder is de structuur van het eenvoudigste alkeen (etheen, C2H4) weergegeven. Deze heeft een vlakke trigonale structuur.

Aangezien er onder normale omstandigheden geen vrije rotatie rond de dubbele binding mogelijk is, zullen de onderstaande structuren 2 verschillende verbindingen voorstellen. Wanneer de 2 substituenten op de dubbele binding langs dezelfde kant staan, spreekt men over cis-configuratie.

Staan ze aan tegenovergestelde kant, dan spreekt men over een trans-configuratie.

De fysische eigenschappen van alkenen komen in grote lijnen overeen met die van de overeenkomstige alkanen. Ze hebben een relatief laag smelt- en kookpunt en zijn onoplosbaar in water. Penteen en de hogere homologen zijn kleurloze vloeistoffen met een geringere soortelijke massa dan die van water. De kookpunten en dichtheden van de geometrische isomeren verschillen doorgaans niet veel, hoewel ze nooit exact gelijk zijn. De smeltpunten van geometrische isomeren kunnen daarentegen heel verschillend zijn.

Reacties met alkenen (additiereacties) Additie van waterstof – hydrogenering van alkenen Bij de additie van waterstof aan de C=C dubbele binding wordt een alkeen omgezet in een alkaan. De ‘verzadiging’ van de dubbele binding in alkenen is een belangrijke reactie, die in industriële processen wordt toegepast. Een bekend voorbeeld is het harden van meervoudige onverzadigde plantaardige oliën. Door verzadiging van dubbele bindingen wordt het smeltpunt verhoogd, waardoor bijvoorbeeld een smeerbare margarine wordt verkregen.

In het laboratorium verloopt deze verzadigingsreactie meestal met waterstofgas onder invloed van een katalysator. Meestal is dit een fijn verdeeld edelmetaal op een inert dragermateriaal, zoals platina of palladium op koolstofpoeder. Het grote metaaloppervlak is in staat aanzienlijke hoeveelheden waterstofgas te absorberen.

AGROCHEMIE

103

Additie van zuren aan alkenen Wanneer alkenen reageren met zuren, zoals HCl, HBr, HI of ontstaan een gehalogeneerd alkaan.

Additie van water Wanneer alkenen reageren met water of verdunde zuren ontstaat een alcohol.

Additie van halogenen Halogenen zoals broom en chloor reageren gemakkelijk met een alkeenbinding onder vorming van additieproducten. Jood reageert langzaam met een dubbele binding, terwijl fluor zeer heftig reageert.

Dubbele bindingen in de natuur en toepassingen alkenen Alkenen vormen een belangrijke klasse van bindingen. Een grote verscheidenheid aan verbindingen in het planten- en dierenrijk bevatten C-C dubbele bindingen. Zo is het eenvoudigste alkeen, etheen, bijvoorbeeld als plantenhormoon betrokken bij de bloesemvorming, de rijping van fruit en de veroudering van de plant.

De dubbele binding tussen 2 koolstofatomen speelt ook een grote rol in de biosynthese van terpenen, een belangrijke klasse van natuurproducten. De prettige geur van rozen, dennennaalden, eucalyptus, ceder, pepermuntblad en talrijke andere planten worden voornamelijk veroorzaakt door vluchtige terpenen die in deze planten voorkomen. Terpenen spelen reeds lang een belangrijke rol in het veraangenamen van het leven van de mens, vooral in de hoedanigheid als geurstoffen. Daarnaast zijn terpenen van belang omdat vooral de laatste jaren steeds meer terpenen ontdekt zijn die een belangrijke rol spelen in de regulatie van metabolisme van plant en dier. Het terpeen limoneen komt o.a. voor in de schillen van citrusvruchten.

Dubbele bindingen in vetten en oliën hebben een belangrijke invloed op het smeltpunt en de viscositeit en beïnvloeden mede daardoor de functie van deze stoffen in de natuur. Organismen gebruiken deze stoffen voornamelijk voor de opslag van reservevoedsel voor de (middel)lange termijn. Vetten hebben namelijk een zeer hoge energie-inhoud per gewichtseenheid. Warmbloed dieren bevatten dikwijls vrij veel verzadigde vetten, dit wil zeggen vetten waarvan de alkylketens geen dubbele bindingen bevatten. Koudbloedige dieren zoals vissen en ook planten bevatten meestal vetten waarvan de ketens één of meerdere dubbele bindingen vertonen. Deze hebben immers een lager smeltpunt (men duidt ze aan als olie) en blijven dus beter functioneel, ook wanneer de temperatuur waarbij het organisme moet opereren lager is. Het lagere smeltpunt van onverzadigde triglyceriden is het gevolg van de minder goede stapeling van de moleculen ten gevolge van de aanwezigheid van een cis-dubbele binding die een knik in de alifatische keten veroorzaakt.

Voor de gezondheid wordt het van belang geacht niet teveel vet te consumeren en ook te letten op de juiste verhouding van de verschillende vetzuren. Een overmatig gebruik van verzadigd vet zou onder meer kunnen leiden tot het dichtslibben van aders door afzetting van vetachtige substanties tegen de aderwand. Omega 3-vetzuren (zoals linoleenzuur) zijn daarenboven essentiële vetzuren, dit wil zeggen dat ze noodzakelijk zijn voor het functioneren van het menselijk lichaam en niet door het organisme zelf worden aangemaakt kunnen worden (en dus via de voeding moeten worden opgenomen). Onverzadigde vetten hebben echter het nadeel dat ze gemakkelijk oxideren, vooral bij verhitting. Hierbij worden de dubbele bindingen doorbroken en worden allerhande schadelijke afbraakproducten gevormd. Daarom zal men voor het vervaardigen van braadmargarines toch veelal AGROCHEMIE

104

verzadigde vetten gebruiken. Aangezien plantaardige oliën echter goedkoper zijn, wordt de olie behandeld met waterstofgas in aanwezigheid van een katalysator (hydrogenatie). Hierbij wordt een gedeelte van de dubbele bindingen omgezet in enkelvoudige bindingen door additie van H2. Het smeltpunt van de olie neemt hiermee toe, evenals de oxidatiebestendigheid. Men noemt dit proces ‘harden’ van olie. Vervanging in het voedsel van verzadigde dierlijke vetten door plantaardige vetten, die meervoudige onverzadigde vetzuren zoals linolzuur bevatten, kan een gunstige invloed hebben op hart- en vaatziekten.

In de industrie worden eenvoudige alkeenverbindingen gebruikt als grondstoffen voor de synthese van polymeren zoals polyetheen, polypropeen, polyvenylchloride (PVC), teflon, polyacryl en nog vele andere kunststoffen die niet meer uit ons dagelijks leven zijn weg te slaan.

Nomenclatuur Net zoals bij alkanen, zijn er bij alkenen isomeren mogelijk. Naast ketenisomeren, waarbij de C-keten een andere vertakking vertoont, komen ook plaatsisomeren voor (andere plaats van de dubbele binding in de keten). We zullen de regels overlopen aan de hand van een voorbeeld: C6H12

1. Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de dubbele binding. De naam van het overeenstemmende alkaan, maar eindigend op –een wordt de stamnaam.

2. Nummer deze langste keten zodanig dat de koolstofatomen waartussen de dubbele of drievoudige binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers voor de uitgang -een.

Pent-1-een 3. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam)

3-methyl-pent-1-een

AGROCHEMIE

105

Oefening Geef de naam van de onderstaande alkenen en schrijf de structuurformule op een andere manier

8.3.5 Alkynen Een C-C drievoudige binding bestaan uit een sigma-binding gevormd door de overlap van sporbitalen en 2 onderling loodrechte pi-bindingen gevormd door een overlap van twee sets parallelle ongehybridiseerde p-orbitalen. De koolstofatomen en de atomen die erop zijn ingeplant liggen op 1 rechte. Cis-trans isomerie is hier niet mogelijk.

De fysische eigenschappen van alkynen komen in grote lijnen overeen met die van de alkanen en alkenen. Het zijn apolaire koolwaterstoffen met relatief lage smelt- en kookpunten.

De belangrijkste vertegenwoordiger van de alkynen is ethyn (= C2H2), meestal acetyleen genoemd.

Deze verbinding wordt als grondstof gebruikt bij een aantal industriĂŤle belangrijke processen.

Alkynen hebben evenals de alkenen een onverzadigd karakter en de reacties die alkynen kunnen ondergaan, zijn dan ook vergelijkbaar met die van alkenen.

De nomenclatuur is vergelijkbaar met deze van alkenen, de uitgang wordt â&#x20AC;&#x201C;yn. De regels zullen verduidelijkt worden a.d.h.v. het onderstaande voorbeeld.

C7H12

AGROCHEMIE

106

1. Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de drievoudige binding. De naam van het overeenstemmende alkaan, maar eindigend opâ&#x20AC;&#x201C;yn, wordt de stamnaam.

2. Nummer deze langste keten zodanig dat de koolstofatomen waartussen de dubbele of drievoudige binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers voor de uitgang -yn.

Hex-2-yn 3. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam).

5-methyl-hex-2-yn Komen drievoudige en dubbele binding samen voor dan is de nummering zo laag mogelijk, met voorkeur voor het laagste nummer voor â&#x20AC;&#x201C;een. voorbeeld:

Oefening Geef de naam en een andere schrijfwijze van de structuurformule

AGROCHEMIE

107

8.3.6 Onverzadigde cyclische koolwaterstoffen Er bestaan ook cyclische alkenen, vb. cyclohexeen

Aromatische koolwaterstoffen bevatten een benzeenring, dit is een zesring met afwisselend drie enkele en drie dubbele bindingen (C6H6). In tegenstelling tot de andere zesringen heeft benzeen een vlakke structuur.

Aromatische KWS kunnen o.m. door destillatie uit steenkoolteer gewonnen worden of uit aardolieproducten bereid worden.

Oefening Geef de naam van de volgende cyclische verbindingen:

Br

AGROCHEMIE

108

Teken de volgende verbinding 2-ethyl-1,1,3-trimethyl-cyclohexaan:

1-ethyl-cyclopropeen:

3-broom-4-propyl-cyclopenteen:

8.4 Alcoholen, fenolen en thiolen Alcoholen zijn verbindingen die afgeleid zijn te denken van water, waarbij één van de waterstofatomen is vervangen door een alkylgroep. Op die manier bekomen we de algemene schrijfwijze: R-OH De zwavelanaloga van deze verbindingen zijn de thiolen en deze zijn op dezelfde wijze afgeleid te denken van H2S. De algemene schrijfwijze is R-SH.

8.4.1 Alcoholen We maken een onderscheid tussen alkanolen, alkaanpolyolen, alkenolen, alkynolen, cycloalcoholen, naargelang de groep die gebonden is aan de –OH-groep.

Structuur en fysische kenmerken Alkanolen en alkaanpolyolen De alkanolen zijn éénwaardige verzadigde alcoholen. Een alkanol is een substitutieproduct van een alkaan (een verzadigd koolwaterstof). Eénwaardige alcoholen ontstaan als 1 H-atoom vervangen is door een hydroxylgroep: -OH De eenvoudigste molecule is methanol: CH3OH

In deze molecule zijn er aan het koolstofatoom slechts 3 waterstofatomen gebonden door middel van een enkelvoudige atoombinding. Het vierde atoom is echter een zuurstofatoom, waaraan nog een waterstofatoom gebonden is. Dit is dan de karakteristieke OH-groep, die in alle alcoholen aanwezig is. Alle atomen van de molecule hebben een stabiele edelgasconfiguratie.

Ook ethanol is een zeer belangrijke verbinding:

AGROCHEMIE

109

Meerwaardige alcoholen of polyalkanolen ontstaan wanneer meerdere H-atoom in een KWS- keten vervangen worden door een OH-groep.

De belangrijkste alkanolen en alkaanpolyolen vind je in de onderstaande tabel Alcohol

brutoformule

Methanol

Tsm(°C)

Tk(°C)

CH3OH

-98

65

Ethanol

C2H5OH

-114

78

Propaan-1-ol

C3H7OH

-126

97

Propaan-2-ol

C3H7OH

-89

82

Butaan-1-ol

C4H9OH

-90

118

Butaan-2-ol

C4H9OH

-115

100

Pentaan-1-ol

C5H11OH

-79

137

Pentaan-2-ol

C5H11OH

-73

119

Pentaan-3-ol

C5H11OH

-64

116

AGROCHEMIE

Structuurformule

110

Ethaan-1,2-diol (glycol)

C2H4(OH)2

-13

198

Propaan-1,2,3triol (glycerol)

C3H5(OH)3

18

291

De lagere alcoholen zijn, zoals je hierboven merkt, vloeistoffen. In grote lijnen kunnen we stellen dat smelt- en kookpunt stijgt naarmate de keten langer wordt. Er bestaan dus ook vaste alcoholen.

Methanol, ethanol, propanol, en butanol en veel meervoudige alcoholen zijn volledig mengbaar met water. De oplosbaarheid van de andere alcoholen in water is redelijk tot slecht, afhankelijk van het aantal koolstofatomen dat per hydroxylgroep in het molecuul aanwezig is. Een vuistregel hierbij is dat één hydroxylgroep doorgaans 4 koolstofatomen in oplossing kan houden. De alcoholen bezitten, net als de watermoleculen, een typische OH-groep, waardoor ze gemakkelijk in het netwerk van watermoleculen opgenomen worden. Koolstofketens daarentegen zijn hydrofoob: ze hebben schrik van water. Vandaar dat hogere alcoholen (met langere koolstofketens) meestal niet goed oplossen in water.

De kookpunten van alcohol zijn veel hoger dan die van alkanen en de meeste andere verbindingen van vergelijkbare molecuulmassa. Het hoge kookpunt en de goede oplosbaarheid in water wordt voornamelijk veroorzaakt door de mogelijkheid om waterstofbruggen te vormen.

Methanol en ethanol Methanol werd vroeger ook wel houtgeest genoemd omdat het gewonnen werd door droge destillatie van hout. Tegenwoordig wordt het onder meer gesynthetiseerd door hydrogenering van koolstofmonoxide bij hoge temperatuur en druk, onder invloed van een katalysator.

Methanol is een van de goedkoopste chemicaliën in de organische chemie en wordt daarom dan ook gebruikt als grondstof voor tal van producten. Het is een kleurloze, brandbare vloeistof die in alle verhoudingen mengbaar is met water. Methanol is giftig, het werkt onder meer op de oogzenuwen, waardoor blindheid kan ontstaan. Ernstige vergiftiging veroorzaakt de dood. Methanol wordt vaak toegevoegd aan ethanol die niet voor consumptie bestemd is (gedenatureerde alcohol, bv. spiritus).

Ethanol is één van de weinige lagere alcoholen die in een behoorlijke hoeveelheid als natuurproduct voorkomt. De eigenschappen van ethanol als consumptieartikel zijn reeds bekend sinds mensen in de oudheid vruchten verzamelden en lieten gisten. Tijdens de gisting wordt ethanol gevormd doordat onder invloed van enzymen koolhydraten worden afgebroken. Het alcoholpercentage bij de natuurlijke gisting van druiven loopt op tot maximaal 12%. Wijn moet afgesloten bewaard worden want aan de lucht treedt verzuring op door enzymatische oxidatie van ethanol tot azijnzuur met behulp van zuurstof uit de lucht.

Dranken die een hoger alcoholpercentage bevatten, worden bereid door destillatie. In gedestilleerde dranken is het alcoholpercentage zo hoog dat de enzymen die in de wijn de ethanol in azijnzuur omzetten, niet meer werkzaam zijn. Verzuring van gedestilleerde dranken komt daarom niet voor.

AGROCHEMIE

111

In het lichaam wordt ethanol door de lever omgezet in koolstofdioxide en water. De menselijke lever kan ongeveer 8 gram ethanol per uur oxideren. Wanneer grotere hoeveelheden geconsumeerd worden, hoopt de alcohol zich op in het bloed. Daarbij geven concentraties hoger dan 0,05% bij de meeste mensen nog geen duidelijke tekenen van dronkenschap. Hogere concentraties geven vermindering van het beoordelingsvermogen, afname van de spiercoördinatie en een toename van de reactietijd. Bijna iedereen vertoont deze effecten wanneer het alcoholgehalte in het bloed hoger is dan 0,2%. Concentraties van 1% of hoger maken het intreden van de dood ten gevolge van storingen in de ademhaling en de bloedsomloop waarschijnlijk; het is echter niet uitgesloten dat zoiets bij lagere concentraties optreden.

In geval van een alcoholverslaving kan als ontwenningsmiddel onder andere N,N,N’,N’tetraëthylthiuramdisulfide worden toegepast door een pil onderhuids te plaatsen die deze stof langzaam vrijgeeft. Dit middel verhindert dat de aceetaldehyde, die in de eerste stap van het oxidatieproces van ethanol wordt gevormd, verder omgezet wordt. Daardoor neemt de concentratie van aceetaldehyde in het lichaam sterk toe hetgeen leidt tot misselijkheid en braken. Dit weerhoudt de alcoholpatiënt ervan alcohol te gebruiken.

Nomenclatuur Voor dezelfde stof bestaan verschillende namen. Voor ethanol kennen we bijvoorbeeld de oude naam ‘wijngeest’. En de alledaagse: ‘alcohol’ of ‘ethylalcohol’. Voor alle alcoholen kunnen we de systematische naamgeving gebruiken. Voor alkanalen komt vaak ook de radiofunctionele naamvorming voor.

Systematische nomenclatuur We illustreren de nomenclatuurregels aan de hand van volgende voorbeeldmolecule:

1. Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop de OH-groep gebonden is. De naam van het overeenstemmende alkaan wordt de stamnaam.

2. Nummer deze langste keten zodanig dat het koolstofatoom waarop de OH-groep staat het kleinst mogelijke nummer krijgt. Plaats dit nummer na de stamnaam en voeg het achtervoegsel –ol toe.

Pentaan-2-ol

AGROCHEMIE

112

3. Zijn er meerdere OH-groepen, gebruik meerdere nummers en dan de achtervoegsels –diol, triol, …

4. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) Radiofunctionele naamgeving (niet te kennen) Deze naamgeving geldt enkel voor de alkanolen. Wanneer we bovenstaand voorbeeld hernemen bekomen we:

1. Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop de OH-groep gebonden is. De naam van het overeenstemmende alkylradicaal wordt de stamnaam.

pentyl 2. Nummer deze langste keten zodanig dat het koolstofatoom waarop de OH-groep staat het kleinst mogelijke nummer krijgt. Plaats dit nummer voor de stamnaam en voeg het achtervoegsel –alcohol toe.

2-pentyl-alcohol 3. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam).

Voorbeelden waar beide naamgevingen kunnen:

Propaan-1-ol

Propaan-2-ol

1-propylalcohol

2-propylalcohol of isopropylalcohol

Butaan-1-ol

Butaan-2-ol

1-butylalcohol

2-butylalcohol of secundair butylalcohol

AGROCHEMIE

113

CH3-CH-CH2-OH : 2-methyl-propaan-1-ol of 2-methyl-1-propylalcohol CH3 OH CH3-C-CH3: 2-methyl-propaan-2-ol of 2-methyl-2-propylalcohol of tertiair butylalcohol CH3 Substitutieve naamgeving HO-CH2-CH2-OH

Ethaan-1,2-diol

HO-CH2-CH(OH)-CH2-CH(OH)-CH3

Pentaan-1,2,4-triol

Vaak wordt in een triviale naamgeving gesproken van een primair, secundair of tertiair alcohol.

Bij primaire alcoholen is de OH-groep eindstandig en bevat die C enkel H-atomen:

C

C

OH

Bij secundaire alcoholen is de OH-groep niet eindstandig en bevat de C nog 1 H-atoom en 2 C-atoom:

C

C

C

OH Bij tertiaire alcoholen is de OH-groep niet eindstandig en bevat de C nog 3 andere C-atomen: C C

C

C

OH

Alkenolen en alkynolen Dit zijn onverzadigde alcoholen afgeleid van alkenen en alkynen Vb.

CH2 = CH – OH

Ethenol of vinylalcohol

CH2 = CH – CH2 – OH

prop-2-een-1-ol of allylalcohol

Nomenclatuur: 1- Zoek de langste onvertakte keten met dubbele en driedubbele binding: stamnaam 2- Nummer zodat OH-groep kleinst mogelijk nummer krijgt 3- Stamnaam + nummer dubbele (drievoudige) binding -een of –yn + nummer alcohol + -ol

AGROCHEMIE

114

Merk op dat in een onverzadigde verbinding de functionele groep(en) steeds voorrang krijgen inzake laagste nummer in de nummering op dubbele of drievoudige binding Voorbeeld:

5-ethyl-2-methyl-hept-4-een-3-ol

cycloalcoholen voorbeeld: cyclohexanol of cyclohexylalcohol

Bij 1 OH-groep op een ring, krijgt deze altijd 1 als nummer. Daarna krijgen dubbele bindingen voorrang inzake nummering op functionele groepen Voorbeeld:

6-methyl-cyclohex-2-een-1-ol Bij meerdere OH groepen op een zesring, moet er genummerd worden zodat de alcoholgroepen een zo laag mogelijk cijfer krijgen. Bij meerdere OH-groepen moet ook cis-transisomerie aangeduid worden.

Trans-cyclohexaan-1,2-diol

Cis-cyclohexaan-1,2-diol

Toepassingen alcoholen Alcoholen komen veel voor in de natuur en hebben talrijke waardevolle industriĂŤle en farmaceutische toepassingen.

Ethanol, vaak eenvoudig alcohol genoemd, is de bekendste alcohol. De productie door gisting van granen en suiker en de zuivering door destillatie was al bij de oude Grieken bekend.

AGROCHEMIE

115

Een andere bekende alcohol is menthol dat veel wordt toegepast als geurstof en als bestanddeel in parfums.

Glycerol wordt dan weer veel gebruikt als antivriesmiddel (net als glycol trouwens), in geneesmiddelen, snoepgoed, tandpasta, carbonpapier en als grondstof voor de productie van dynamiet (nitroglycerol geabsorbeerd op kiezelgoer, voor het eerst gemaakt door Nobel) en van sommige vezels (polyester).

Cholesterol is een steroïd-alcohol dat in verband wordt gebracht met hart- en vaatziekten. Ondanks de zeer verschillende restgroepen vertonen deze verbindingen veel gemeenschappelijke chemische eigenschappen die berusten op de reactiviteit van de hydroxylgroep.

8.4.2 Fenolen Zoals hoger aangegeven is het aantal alcoholgroepen en de structuur van de R-groep van invloed op de fysische eigenschappen en op de reactiviteit van een alcohol. Dit is vooral het geval wanneer de hydroxylgroep direct aan een aromatische ring zit. Deze verbindingen, de fenolen genaamd, hebben sterk afwijkende eigenschappen en worden daarom als een aparte klasse behandeld.

Fenolen (hydroxybenzeen) zijn aromatische hydroxylverbindingen van benzeen. Hoewel fenol een OH-groep bezit, vertoont het niet de chemische eigenschappen van een alcohol, maar eerder die van een zwak zuur. De oude naam carbolzuur wijst op het zure karakter van fenol.

Fenol is een zeer giftige stof die op de huid blaren veroorzaakt. De vaste stof die bij 31°C smelt, is redelijk goed in water oplosbaar. Fenol wordt o.a. gebruikt als ontsmettingsmiddel. In de industrie wordt fenol gebruikt als uitgangsstof voor een groot aantal verbindingen en kunststoffen.

Nomenclatuur Fenol gebruiken we voor de benzeenring met daaraan een OH-groep (deze heeft dan ook nummer 1 bij de nummering). Andere zijgroepen komen voor de naam genummerd.

Bij meerdere OH-groepen kunnen we ortho-, meta- en para-onderscheiden, en moeten we de uitgang diol, … gebruiken.. ortho

AGROCHEMIE

meta

para

116

Bij een combinatie van een OH-groep en een andere zijgroep kan ook ortho-, meta- en para- gebruikt worden in de naamgeving

8.4.3 Thiolen of mercaptanen Nomenclatuur Systematische naamgeving: kan steeds gebruikt worden: 1- Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop de SH-groep gebonden is. De naam van het overeenstemmende alkaan wordt de stamnaam.

2- Nummer deze langste keten zodanig dat het koolstofatoom waarop de SH-groep staat het kleinst mogelijke nummer krijgt. Plaats dit nummer na de stamnaam en voeg het achtervoegsel â&#x20AC;&#x201C;thiol toe.

3- Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) Radiofunctionele naamgeving (niet te kennen): enkel bij alkaanthiolen: 1- Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop de SH-groep gebonden is. De naam van het overeenstemmende alkylradicaal wordt de stamnaam.

2- Nummer deze langste keten zodanig dat het koolstofatoom waarop de SH-groep staat het kleinst mogelijke nummer krijgt. Plaats dit nummer voor de stamnaam en voeg het achtervoegsel -mercaptaan toe.

3- Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) Voorbeelden: -

CH3-CH2-S-H

Ethaanthiol of ethylmercaptaan

2-methyl-propaan-2-thiol of tertiair butyl-mercaptaan Nomenclatuur mercaptanen afgeleid van alkenen en alkynen 1- Zoek de langste onvertakte keten met dubbele en driedubbele binding: stamnaam 2- Nummer zodat SH-groep kleinst mogelijk nummer krijgt 3- Stamnaam + nummer dubbele binding + op -een of â&#x20AC;&#x201C;yn + nummer SH + -thiol AGROCHEMIE

117

Voorbeeld:

2,4-dimethyl-hex-3-een-2-thiol Fysische eigenschappen Thiolen vertonen in reactiegedrag veel overeenkomst met de alcoholen. Door de betere polariseerbaarheid van het zwavelatoom zijn de thiolen meestal wat reactiever dan de alcoholen.

De opvallendste fysische eigenschap van thiolen is hun verschrikkelijke geur. De lucht van stinkdieren wordt voornamelijk veroorzaakt door de eenvoudige thiolen 3-methyl-butaan-1-thiol en but-2-een-1thiol. Aan aardgas, dat zelf reukloos is, worden kleine hoeveelheden thiolen toegevoegd om eventuele gaslekken te kunnen ruiken.

8.5 Ethers, epoxiden en sulfiden Ethers zijn verbindingen waarbij beide waterstofatomen van water vervangen zijn door groepen R. Deze groepen R kunnen alkylgroepen, arylgroepen of andere structuurelementen bevatten. Het zuurstofatoom van de ether kan deel uitmaken van een open keten of van een ring.

DiĂŤthylether is een bekend oplosmiddel en wordt ook als narcosemiddel toegepast.

Anisool is een lekker ruikende aromatische ether die gebruikt wordt in parfums

Tetrahydrofuraan is een cyclische ether die veel als oplosmiddel wordt toegepast.

Epoxiden zijn cyclische ethers met een gespannen drieringsysteem. Daardoor hebben ze een grotere reactiviteit dan de gewone acyclische ethers.

Ethyleenoxide is het eenvoudigste epoxide en het wordt op grote schaal geproduceerd door oxidatie van etheen. Het wordt toegepast bij de productie van ethyleenglycol (antivries) en polyesters.

AGROCHEMIE

118

Sulfiden zijn zwavelanaloga van de ethers en hebben de algemene formule: R-S-R’ Nomenclatuur Ethers worden over het algemeen benoemd door de namen van de alkylgroepen die aan weerszijden van het zuurstofatoom zitten, te plaatsen voor de stamnaam –ether.

In ethers met een meer complexe structuur wordt de eenvoudigste kant van het ether vaak als substituent aan de rest van de keten beschouwd. Een dergelijke –OR-groep wordt een alkoxy-groep genoemd. Dus methoxy voor –OCH3, ethoxy voor –OCH2CH3 enz.

Voorbeelden:

Diëthylether of ethoxyethaan

Ethyl methyl ether of methoxyethaan

fenyl ethyl ether of ethoxybenzeen De namen voor anisool zijn fenyl methyl ether of methoxybenzeen Bij de zwavelanaloga van de ethers, de sulfiden, wordt de naam ether vervangen door sulfide.

Bij de epoxiden wordt de naam epoxy-groep apart aangegeven door het voorvoegsel 1,2-epoxy voor de naam van de rest van de verbinding. Voor de eenvoudigste vertegenwoordiger 1,2-epoxyethaan zijn ook de triviale namen ethyleenoxide en oxitraan gangbaar.

Fysische eigenschappen van ethers Ethermoleculen worden onderling bij elkaar gehouden door dipoolinteracties en Van der Waalskrachten. Door het ontbreken van een waterstofbrug-donor in het molecuul kunnen zij onderling geen waterstofbruggen vormen. Het kookpunt van ethers ligt daarom veel lager dan dat van alcoholen met een vergelijkbare molecuulmassa, maar doorgaans hoger dan dat van alkanen.

AGROCHEMIE

119

Ook de oplosbaarheid van ethers in water is slechter dan die van alcoholen, maar toch aanmerkelijk beter dan die van apolaire alkanen.

Diëthylether (ether) Diëthylether is een veel gebruikt oplosmiddel voor organische verbindingen. Doordat het een gemiddelde polariteit heeft, lossen veel organische verbindingen er goed in op en door het lage kookpunt (35°) is het oplosmiddel gemakkelijk af te dampen. Een nadeel van het gebruik van ether als oplosmiddel is echter dat het zeer brandbaar is.

Ether is één van de bekendste narcosemiddelen. Het werd voor het eerst toegepast in 1842. Het succes werd bekend en ether werd nadien op grote schaal toegepast, vooral omdat het eenvoudig toe te dienen is en een goede spierontspanning veroorzaakt. Bloeddruk, ademhaling en hartslag worden gewoonlijk maar weinig verstoord. De werking van ether berust niet op een directe chemische reactie maar ether lost op in de lipoïde (vetachtige) omgeving van het zenuwweefsel, waardoor de fysische eigenschappen hiervan veranderen en zenuwprikkels niet meer worden doorgegeven.

8.6 Aminen en alkaloïden 8.6.1 Aminen Aminen zijn afgeleid te denken van ammoniak door één of meerdere waterstofatomen te vervangen door een alkyl- of arylgroep.

De aminen kunnen op basis van hun structuur worden ingedeeld in primaire aminen, secundaire aminen en tertiaire aminen. De term primair, secundair en tertiair slaat op de aantal alkylgroepen aan het stikstofatoom.

primair amine

secundair amine

tertiair amine

Nomenclatuur De eenvoudige aminen worden benoemd door de naam van de alkylgroepen te plaatsen voor de uitgang –amine.

Voorbeeld:

propaan-amine AGROCHEMIE

120

N-ethyl butaanamine

N-ethyl-N-methyl propaanamine Eigenschappen Aminen zijn onplezierig ruikende verbindingen. De geur van rotte vis en bedorven vlees wordt in belangrijke mate veroorzaakt door aminen.

Aminen zijn polaire verbindingen die goed in water oplosbaar zijn, mits de alkylrest niet te groot is.

De aminogroep speelt een belangrijke rol in biologische reacties. De meest gekende zijn de aminozuren, die als 1 van de functionele groepen een aminogroep bevatten. Aminozuren zijn de bouwstenen van eiwitten en bevatten naast een aminogroep een carboxylgroep, een waterstof en een R-groep. Deze R-groepen kunnen zowel polair, apolair, zuur, basisch, â&#x20AC;Ś zijn. In het totaal zijn er 20 AZ, die samen de bouwstenen vormen van alle eiwitten. Eiwitten hebben talrijke belangrijke functies in ons lichaam.

Histamine is een amine dat gevormd wordt door decarboxylatie van het aminozuur histidine. Het is een stof die voorkomt in alle weefsels van het lichaam en wordt beschouwd als een weefselhormoon. In het weefsel is het gebonden aan eiwitten en daardoor in een inactieve vorm aanwezig. Bij overgevoelige, allergische reacties wordt histamine vrijgemaakt en veroorzaakt het de bekende symptomen zoals het rood worden en zwellen van de huid, jeuk, hooikoorts en astma. Ook bijengif en gif van stekende mieren bevatten actief histamine.

De hormonen adrenaline en noradrenaline zijn derivaten van 2-fenylethylamine en worden geproduceerd in het merg van bijnieren.

adrenaline AGROCHEMIE

121

Voorbeelden van farmaceutische moleculen met een aminogroep zijn efidrine, amfetamine.

Bij al deze verbindingen speelt stereo-isomerie (spiegelbeeldisomerie) een belangrijke rol in de biologische activiteit.

8.6.2 alkaloïden De alkaloïden vormen een groep natuurproducten met een grote verscheidenheid in structuur en fysiologische eigenschappen. De belangrijkste natuurlijke bronnen van de alkaloïden zijn hogere planten, maar ze worden ook in insecten, micro-organismen en lagere planten aangetroffen.

Er is geen éénduidige definitie te geven voor een alkaloïde. Vroeger rekende men die verbindingen tot de alkaloïden die met een zuur extraheerbaar waren en een basisch stikstofatoom bevatten.

Eenvoudige aminen worden daarbij niet gerekend.

De echte alkaloïden bevatten een stikstofatoom in een heterocyclische ring. De biosynthese gaat uit van een aminozuur. De verbindingen zijn vaak giftig, hetgeen blijkt uit deze categorie natuurproducten zoals morfine, nicotine en cocaïne. Andere voorbeelden zijn reserpine, een middel tegen hoge bloeddruk en kinine.

8.7 Aldehyden en ketonen Aldehyden en ketonen bevatten als kenmerkende groep de carbonylgroep (C=O). Ze maken deel uit van een grote groep verbindingen die aangeduid worden met de algemene term carbonylverbindingen.

De carbonylverbindingen worden onderverdeeld in de aldehyden en ketonen enerzijds en de carbonzuren en carbonzuurderivaten anderzijds.

De aldehyden bevatten naast de C=O enkel een waterstof De ketonen bevatten aan de C=O alkyl- of arylgroepen Fysische eigenschappen, voorkomen en reacties van alkanen en alkenen De aanwezigheid van de carbonylgroep heeft tot gevolg dat er overeenkomstige eigenschappen zijn tussen aldehyden en ketonen.

Aldehyden en ketonen zijn polaire moleculen. De dipool-dipool interacties zorgen dat de kookpunten hoger zijn dan vergelijkbare alkanen en alkenen of ethers. Aldehyden en ketonen met een lage molecuulmassa lossen goed op in water.

In de organische chemie en in talrijke biochemische processen spelen carbonylverbindingen een centrale rol. Aldehyden en ketonen zijn bv. tussenstadia in bijna alle biologisch belangrijke oxidatieen reductieprocessen. Verschillende typen condensatiereacties van carbonylverbindingen spelen een hoofdrol in het metabolisme van suikers, vetten en aminozuren.

Het reactiemechanisme van een aantal carbonylgroepreacties zoals enolisatie, tautomerie, vorming en hydrolyse van Schiff-basen, adolcondensatie en adolsplitsing komen in de natuur voor.

Ook in de glycolyse spelen aldehyden en ketonen een rol. De glycolyse bestaat uit een serie reacties waarin glucose wordt omgezet naar pyrodruivenzuur. Hierbij wordt chemische energie geproduceerd

AGROCHEMIE

122

in de vorm van ATP. Afhankelijk van het organisme wordt pyrodruivenzuur verder omgezet in melkzuur, CO2 of ethanol.

Koolhydraten zijn veel voorkomende bestanddelen in de natuur. Zij vormen belangrijke bestanddelen in ons voedsel en komen voor in aardappelen, groenten, brood, … Ze vormen een belangrijke energiebron. Koolhydraten worden via fotosynthese gesynthetiseerd in de plant. Glucose is de centrale verbinding in de chemie van de suikers.

De koolhydraten worden onderverdeeld in de monosacchariden, disacchariden, oligosacchariden en polysacchariden. Monosacchariden zijn opgebouwd uit een carbonylgroep (adehyde of keton) en alcoholgroepen. We spreken in het eerste geval van een aldose: vb. glucose en in het andere geval van een ketose: vb. fructose. Behalve rond de laatste C en de eerste C is er spiegelbeeldisomerie mogelijk. Daardoor zijn er verschillende verbindingen mogelijk.

Methanal (formaldehyde)

Methanal is gasvormig (kookpunt –21°C) bij kamertemperatuur en lost zeer goed op in water. Onder invloed van licht ontstaat bij langzame verdamping een lineair polymeer: polyoxomethyleen of polymethanal.

H – C – (CH2 – O)n – CH2 – O – H Formaldehyde wordt gebruikt als ontsmettingsmiddel en als conserveermiddel Ethanal (aceetaldehyde)

Ethanal wordt voornamelijk gebruikt bij de bereiding van ethanol, ethaanzuur (azijnzuur) en cellulose- esters.

Propanon (aceton)

Aceton is een zeer goed oplosmiddel en is in alle verhoudingen mengbaar met water, ethanol en diëthylether.

Aceton is eveneens een oplosmiddel voor sommige plastics, cellulose-esters, vernis, oliën en vet.

AGROCHEMIE

123

8.7.1 Aldehyden Nomenclatuur Systematische naamgeving 1. Zoek de langste niet vertakte keten met C=O groep. De naam van het overeenkomstig alkaan (verzadigde aldehyden), alkeen (dubbele binding(en)) of alkyn (drievoudige binding(en)) wordt de stamnaam 2. Na de stamnaam uitgang –al 3. De nummering begint bij het aldehyde C-atoom, duidt de nummering van de dubbele of drievoudige bindingen aan voor de uitgang –een of -yn 4. Duidt de zijgroepen aan op de gewone manier (alfabetisch – plaatscijfer – aantal – naam) Naast de substitutieve naamgeving worden voor bepaalde aldehyden vaak de triviale naam gebruikt.

Voorbeelden Substitutieve naamgeving

Triviale naamgeving

Methanal

formaldehyde

Ethanal

aceetaldehyde

Propanal

propionaldehyde

Butanal

n-butyraldehyde

2-methyl-propanal

Isobutyraldehyde

pent-2-eenal

Prop-2-eenal

AGROCHEMIE

acroleïne

124

But-2-eenal

crotonaldehyde

3-ethyl-3-methyl-hept-4eenal

8.7.2 Ketonen Nomenclatuur alkanonen Alkanonen of verzadigde ketonen hebben als algemene formule:

met R en R’ alkanen Systematische naamgeving

1. Neem als stamnaam het alkaan dat evenveel C’s bevat als aanwezig in 2. De plaats van de C=O wordt aangegeven met een cijfer (zorg ervoor dat de C=O het laagst mogelijke cijfer krijgt). Na de stamnaam uitgang –on 3. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) Radiofunctionele naamgeving (niet te kennen) 1. Neem als stamnaam de alkylradicalen van R en R’ 2. na de stamnaam uitgang –keton 3. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam)

AGROCHEMIE

125

voorbeelden Substitutieve naamgeving

Radiofunctionele naamgeving

Triviale naam

propanon

dimethylketon

pentaan-2-on

methylpropylketon

pentaan-3-on

diĂŤthylketon

aceton

Nomenclatuur polyketonen en onverzadigde ketonen Systematische naamgeving 1. Zoek de langste niet vertakte keten met de C=O groep(en), het overeenkomstige alkaan (verzadigde ketonen), alkeen of alkyn (onverzadigde ketonen) wordt de stamnaam 2. Nummer zodat de C=O groep(en) het laagst mogelijke cijfer krijgen. De plaats(en) van de C=O wordt aangegeven met cijfer(s). Na de stamnaam uitgang â&#x20AC;&#x201C;on 3. Dubbele of drievoudige bindingen worden met een nummer voor de stamnaam aangeduid 4. Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) Voorbeeld Systematische naamgeving

2,4-pentaandion

Triviale naam

acetylaceton

Hex-4-een-3-on

2,6-dimethyl-hepta-2,5-dieen4-on

AGROCHEMIE

126

8.8 Carbonzuren en esters 8.8.1 Carbonzuren De algemene formule voor een carbonzuur is R-COOH:

Zoals de naam reeds doet vermoeden zijn carbonzuren zwak zuur. Het waterstofatoom kan als positief ion (proton) los laten. Wat overblijft noemen we de zuurrest. 

Hoe langer de alkaanketen des te zwakker het zuur



Een of meer elektronenzuigers (elektronegatieve substituenten) verhogen de zuursterkte

nomenclatuur Er worden 2 manieren naast elkaar gebruikt om de naamgeving van carbonzuren aan te duiden: 1. Als de C van COOH wordt meegeteld bij de bepaling van de langste niet vertakte keten met de COOH groep, wordt de uitgang –zuur genomen. Deze C is altijd nummer 1 bij de nummering. Ook bij dicarbonzuren met aan de uiteinden –COOH groepen kan deze naamgeving gebruikt worden met uitgang -dizuur 2. Indien de C van COOH niet wordt meegeteld dan zal de langste niet vertakte keten met COOH, 1C minder bevatten en wordt de uitgang –carbonzuur gebruikt. De nummering start bij de C naast COOH. Ook bij dicarbonzuren met aan de uiteinden –COOH groepen kan deze naamgeving gebruikt worden met uitgang –dicarbonzuur. De stamnaam bevat dan 2 C’s minder. Bij meer dan 2 COOH-groepen in een verbinding moet deze manier van naamgeving gebruikt worden en krijgen de COOH-groepen een nummer in de naamgeving.

Wanneer er dubbele of drievoudige bindingen zijn zal de stamnaam uitgang –een of –yn krijgen met het overeenkomstig nummer. Cis- of trans-isomerie kunnen ook aangeduid worden.

Zijgroepen worden aangeduid zoals altijd (alfabetisch – plaatscijfer – aantal – naam) Naast de officiële naamgeving worden ook vaak triviale namen gebruikt. Vele carbonzuren komen in de natuur voor als vetzuren.

Voorbeelden: verzadigde carbonzuren Systematische naamgeving 1

Systematische naamgeving 2

Triviale naam

H-COOH

methaanzuur

Carbonzuur

mierenzuur

CH3-COOH

ethaanzuur

methaancarbonzuur

azijnzuur

CH3-CH2-COOH

propaanzuur

Ethaancarbonzuur

propionzuur

CH3-(CH2)2-COOH

butaanzuur

propaancarbonzuur

boterzuur

AGROCHEMIE

127

CH3-(CH2)3-COOH

pentaanzuur

Butaancarbonzuur

valeriaanzuur

CH3-(CH2)4-COOH

hexaanzuur

pentaancarbonzuur

capronzuur

CH3-(CH2)6-COOH

Octaanzuur

heptaancarbonzuur

caprylzuur

CH3-(CH2)8-COOH

Decaanzuur

Nonaancarbonzuur

caprinezuur

CH3-(CH2)10-COOH

dodecaanzuur

undecaancarbonzuur

laurinezuur

CH3-(CH2)14-COOH

hexadecaanzuur

pentadecaancarbonzuur palmitinezuur

CH3-(CH2)16-COOH

octadecaanzuur

heptadecaancarbonzuur stearinezuur

Voorbeelden onverzadigde carbonzuren Systematische naamgeving 1

Systematische naamgeving 2

hex-4-eenzuur

pent-3-eencarbonzuur

hepta-3,5dieenzuur

hexa-2,4dieencarbonzuur

4-ethyl-7-methylocta-4,6-dieenzuur

3-ethyl-6methyl-hepta3,5-dieencarbonzuur

Triviale naam

(cis,cis)- octadeca9,12-diĂŤenzuur

Linolzuur

Cis,cis,cis-octadeca9,12,15-trieenzuur

Linoleenzuur

cis-octadec-9eenzuur

Oliezuur

Voorbeelden dicarbonzuren

AGROCHEMIE

Systematische naamgeving 1

Systematische naamgeving 2

Triviale naam

Ethaandizuur

Dicarbonzuur

Oxaalzuur

128

Propaandizuur

Methaandicarbonzuur

Malonzuur

Butaandizuur

Ethaandicarbonzuur

Barnsteenzuur

Pentaandizuur

Propaandicarbonzuur

Glutaarzuur

Hexaandizuur

Butaandicarbonzuur

Adipinezuur

Belang carbonzuren Het bekendste carbonzuur is natuurlijk azijnzuur (ethaanzuur). Gewone consumptie-azijn bevat 4 % ethaanzuur. Schoonmaakazijn 10 %.

De iets langere alkaanzuren zoals propionzuur (propaanzuur), boterzuur (butaanzuur) en valeriaanzuur (pentaanzuur) zijn onaangenaam ruikende stoffen (kaas, zweet, mest...). Ze komen evengoed veel in allerlei voedingsmiddelen voor. Veelal als vetzuur, dat wil zeggen: in een esterbinding met glycerol. In botervet is bijvoorbeeld boterzuur aanwezig.

Carbonzuren komen veel voor in de natuur en spelen daarin een belangrijke rol. De citroenzuurcyclus (Krebscyclus) en het vetmetabolisme verlopen via reacties van carbonzuren en carbonzuurderivaten.

De aminozuren bevatten naast een aminogroep, ook een carboxylgroep.

Citroenzuur een veel voorkomend organisch zuur. Het komt voor in alle fruitsoorten en is een natuurlijk conserveermiddel en antioxidant (additief met nummer E330). Het is een belangrijk intermediair in de Krebscyclus.

Citroenzuur of 2-hydroxy-propaan-1,2,3-tricarbonzuur

8.8.2 Esters Een ester ontstaat uit een carbonzuur en een alkanol.

AGROCHEMIE

129

Naamgeving De naam van een ester wordt gevormd door de naam van de alkylgroep R’, gevolgd door de stam van het alkaan die evenveel atomen bevat als R+C, gevolgd door ‘anoaat’ Voorbeelden naam

Triviale naam

Methyl ethanoaat

Acetaat

Ethyl propanoaat

Ethyl butanoaat

Methyl methanoaat

Methylformiaat

Ethyl methanoaat

Ethylformiaat

Eigenschappen en voorkomen De kleinere esters zijn kleurloze vloeistoffen. Weinig oplosbaar in water. Maar voldoende oplosbaar om een fruitig smaakje aan het water te geven. In de natuur zijn geur- en smaakstoffen meestal esters. De geur van appels wordt veroorzaakt door methyl butanoaat, van peren door propylethanoaat, van bananen door 2-methylbutylacetaat en van perziken door benzylacetaat.

Esters worden vaak als additieven toegevoegd ten behoeve van smaak (voedsel) en geur (parfums).

Vetten en oliën zijn triësters van glycerol en vetzuren. De vetzuren kunnen verzadigd of onverzadigd zijn en bevatten meestal een even aantal C-atomen.

AGROCHEMIE

130

Esters vinden verder ook belangrijke toepassingen in de kunststofindustrie: poly-esters

8.9 Algemene regels nomenclatuur De ‘International Union of Pure and Applied Chemistry’ (IUPAC) probeert orde te scheppen in de vele regels van nomenclatuur. De IUPAC maakt onderscheid tussen: -triviale naam, veel gebruikte vaak traditionele naam, -semi-systematische naam, dan zit er enige logica in de naam, bijvoorbeeld: ethylacohol, -systematische naam, deze is afgeleid van de structuurformule Onderstaande regels zijn een samenvatting voor de systematische nomenclatuur De hoofdnaam wordt bepaald door de langste niet-vertakte keten waarin de functionele groep zit. Is er geen functionele groep dan wordt de naam van de langste keten de alkaannaam. Het eerste deel is de ‘stam’:     

Met 1 dubbele binding wordt de naam: stam+een, dus etheen, propeen enz.

Met 2 dubbele bindingen: stam+adieen, dus butadieen, pentadieen enz.

Met 1 drievoudige binding wordt de naam: stam+yn, dus ethyn, propyn enz.

Met 2 drievoudige bindingen: stam+adiyn, dus butadiyn, pentadiyn enz.

Komen drievoudige en dubbele binding samen voor dan is de nummering zo laag mogelijk, met voorkeur voor het laagste nummer voor –een.

Een cyclische verbinding krijgt ‘cyclo-‘ als voorvoegsel: cyclo-hexaan, cyclo-hexeen enz.

De stamnaam bij aromaten en polycyclische verbindingen is afgeleid van de ringstructuur. Deze heeft dan een eigen stamnaam. Bijvoorbeeld: benzeen, naftaleen, anthraceen, enz.

Vertakkingen van de koolstofketen worden als substituent voor de hoofdnaam vermeld met de uitgang -yl: Zit er een functionele groep in de keten dan krijgt de langste keten met functionele groep een afgeleide naam. De functionele groep die aan het eind van de hoofdnaam wordt geplaatst is de hoofdgroep.

De plaats van een functionele groep wordt met een nummer aangegeven. Dit plaats-nummer wordt vlak voor de uitgang gezet:

AGROCHEMIE

131

Monofunctionele organische verbindingen

AGROCHEMIE

132

Polyfunctionele organische verbindingen Indien er meerdere functionele groepen aanwezig zijn, moet er rekening gehouden worden met de orde van voorrang: De hoofdgroep wordt weergegeven als achtervoegsel en de andere groep als voorvoegsel.

Voorkeur van boven naar beneden voor de bepaling van de hoofdnaam-uitgang.

8.10 Oefeningen 1. Geef 2 functie-isomeren van C4H8O en benoem.

2. Geef 3 ketenisomeren en 2 plaatsisomeren van C7H16O en benoem 3. Geef een voorbeeld van een cis-transisomeer en een spiegelbeeldisomeer 4. Zoek 6 isomeren die voldoen aan de brutoformule C4H8O2. Bepaal van elke gevonden stof tot welke stofklasse ze behoort.

5. Geef de naam van de volgende verbinding a.

AGROCHEMIE

CH3-CH2-CH2-O-CH2-CH2-CH2-CH3 133

b.

OH

c.

HO HO

d.

e.

f.

AGROCHEMIE

134

g.

h.

I.

6. Teken de structuurformule van: a. 3-ethyl-4-methylheptaan b. methylcyclohexaan c. 1,4-dimethylcyclohexaan d. 2-broom-3,3-dichloor-2-methylhexaan e. 3,4,5-trimethyl-4-propyloctaan f.

3-chloor-2-methyl-butaan-1-ol

g. 3-methylpentaanzuur h. 2,4-dimethyl-hexaan-3-thiol i.

Butaandizuur

j.

ethoxybutaan

k. 3-methylcyclohexaan-1-ol

AGROCHEMIE

135

l.

4-methyl-pent-3-een-1-ol

m. 1-broomcyclohexeen n. Pent-2-ynal o. 2-broom-5-ethyl-2,3,6-trimethyl-oct-3-een-1-thiol p. 1-chloor-hex-4-een-2,3-dion q. propyl ethanoaat

AGROCHEMIE

136

9 Oplosbaarheid, reactiesnelheid en chemisch evenwicht 9.1 oplosbaarheid 9.1.1 oplossing Wanneer we van een oplossing spreken bedoelen we meestal een vloeibare oplossing.

Neemt men een weinig suiker en brengt men dit in een grotere hoeveelheid water, dan is suiker de opgeloste stof en water het oplosmiddel.

Oplossingen met zeer weinig opgeloste stof zijn verdunde oplossingen; oplossingen met zeer veel opgeloste stof heten geconcentreerd of verzadigd. Wordt meer product in het oplosmiddel gebracht dan deze kan oplossen, dan ontstaat er een dynamisch evenwicht tussen de opgeloste stof van de vloeibare fase en de niet opgeloste stof die bijvoorbeeld als vast product op de bodem blijft liggen.

Bij dit evenwicht gaan steeds evenveel moleculen van de vloeibare fase over naar de vaste fase en omgekeerd.

Water is een veel gebruikt oplosmiddel. Water is polair en heeft waterstofbruggen. Polaire stoffen lossen goed op in water, ook zouten kunnen goed oplossen in water en vormen dan ionen.

Bij oplossen in water geven veel op te lossen stoffen een warmte-effect. Een kristallijn product zoals natriumchloride moet afgebroken worden. Dit vergt energie. De watermoleculen die de ionen zullen solvateren, moeten hiervoor onderlinge waterstofbindingen breken. Ook dit vergt energie. Tenslotte hydrateren de watermoleculen de gevormde ionen: dit geeft energie af. Is de energie, afkomstig van de hydratatie groter dan beide eerste effecten die energie nodig hebben, dan lost een product exotherm op (met warmte afgifte). Is de energie afkomstig van de hydratatie kleiner dan beide genoemde eerste effecten, dan zal het product endotherm oplossen (met afkoeling).

Kaliumchloride lost op met afkoeling. Natriumhydroxide geeft aanzienlijke hoeveelheden warmte vrij, net zoals zwavelzuur en waterstofchloride.

Apolaire stoffen (vaak grote organische stoffen) lossen slecht op in water, maar lossen wel goed op in apolaire oplosmiddelen. Apolaire vetten worden daarom gescheiden door ze te scheiden van de polaire fractie door een apolair oplosmiddel te kiezen, bv. petroleumether. Ook koolstoftetrachloride is een apolair oplosmiddel.

9.1.2 Eigenschappen van oplossingen Dampdruk boven een oplossing De dampdruk (ook wel dampspanning) is de druk die de damp van een stof op de wanden van een gesloten ruimte uitoefent. Deze druk is afhankelijk van de temperatuur en de vluchtigheid van de (vloei)stof. Hoe vluchtiger de stof hoe hoger de dampdruk bij een bepaalde temperatuur. Wanneer de dampdruk gelijk wordt aan de druk van de atmosfeer begint de vloeistof te koken.

Bij een oplossing zal de dampdruk afhankelijk zijn van de dampdruk van de individuele componenten en de molfractie van deze component in de oplossing. Wanneer een oplossing uit 2 componenten A en B bestaat, zal de dampdruk p gelijk zijn aan de som van de partiĂŤle drukken van de 2 componenten.

AGROCHEMIE

137

p = p A + pB voor de zuivere stoffen worden de dampdrukken pA* voor component A, en pB* voor component B. de druk van een oplossing wordt gegeven door de wet van Raoult: p = pA*.xA + pB*.xB waarbij xA en xB de molfracties zijn van de beide componenten. Met deze wetmatigheid kunnen we de dampdruk boven een oplossing bepalen in functie van de molfracties van de verschillende componenten. De vergelijking van Raoult is geldig voor ideale oplossingen wat in de praktijk neerkomt op sterk verdunde oplossingen.

Fig 62. Voorstelling van de vergelijking van Raoult Kookpuntsverhoging en vriespuntsverlaging van oplossingen De dampdruk boven water vermindert wanneer hierin een niet-vluchtig product zoals sucrose opgelost wordt. Het kookpunt wordt gedefinieerd als de temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de atmosfeerdruk.

Stel dat men deze oplossing plaatst onder atmosfeerdruk en verwarmt tot kookpunt, dan treedt het kookverschijnsel op wanneer de dampdruk van de oplossing gelijk is aan de atmosfeerdruk. Voor zuiver water is dit bij 100°C. Wanneer een niet-vluchtige component opgelost wordt, dan verminderd de dampdruk boven de vloeistof. Voor de oplossing zal de atmosfeerdruk slechts bereikt worden bij iets hogere temperatuur : er is kookpuntsverhoging.

Laat men onder de atmosfeerdruk de temperatuur van de oplossing dalen dan zal de aanwezige nietvluchtige component er voor zorgen dat het vriespunt van de oplossing lager ligt dan 0°C of lager dan het vriespunt van zuiver water. Dit heet vriespuntsverlaging.

AGROCHEMIE

138

Fig 63. Illustratie van de kookpuntsverhoging en vriespuntsverlaging bij een oplossing.

Het vriespunt van pekelwater ligt lager dan dat van zuiver water. Dit is de reden dat men in de winter zout op de wegen strooit om ijsvorming tegen te gaan. Het is gebleken dat niet alleen zout en suiker, maar alle stoffen die in water oplossen (alcohol, glycol = antivries,â&#x20AC;Ś) het vriespunt van water verlagen.

Osmose Osmose is het verschijnsel waarbij een transport van vloeistof is van de minst geconcentreerde oplossing naar de meest geconcentreerde oplossing door een semipermeabele wand. Een stof die opgelost is in water, vormt hiermee een soort binding (hydratatie), waardoor het omgeven is door een watermantel. Deze watermantel speelt een rol bij het osmotisch effect.

Osmose is een belangrijk proces in de natuur. In de natuur zijn membranen in plantencellen te vergelijken met een semipermeabele wand, ook in de celwanden in ons lichaam kunnen hiermee vergeleken worden. Water kan vrij in en uit de cel bewegen, maar zouten, eiwitten en andere moleculen kunnen dat niet. Osmotische effecten zijn van belang bij wateropname door de wortels in planten, voor de druk in cellen. Ook in ons lichaam speelt osmose een belangrijke rol in de waterbalans in onze cellen.

9.1.3 Oplosbaarheid van zuren, basen en zouten in water Zuren, basen en zouten kunnen in water ionen vormen. Oplossingen hiervan geleiden de elektrische stroom. Sterke zuren en basen ioniseren geheel in water. Zwakke zuren en hydroxiden van zware metalen zijn slecht oplosbaar evenals zouten van zwakke basen of zwakke zuren. Daarom worden in water wel hoge concentraties van ionen afkomstig van sterke zuren, sterke basen of van beide afgeleide zouten terug gevonden, maar is de concentratie van ionen afkomstig van zware metalen of van zwakke zuren in de natuur meestal gering.

In onderstaande tabel staan de ionen van zouten die goed oplosbaar zijn in water.

AGROCHEMIE

139

In de natuur kan in water een hoge concentratie optreden van Na+, K+, Li+, NH4+, Ca2+, Mg2+ en eventueel Fe2+.

De concentratie van Fe3+, Mn2+, Pb2+, Cu2+, Zn2+, Ni2+, Cr3+, Cd2+, Hg+, Sn2+ en Ag+ in water is laag.

9.2 Reactiesnelheid 9.2.1 Begrip reactiesnelheid Ook chemische reacties verlopen met een bepaalde snelheid die verschilt van geval tot geval.

Vergelijk bv. het rustig branden van een petroleumvuurtje met de ontploffing van diezelfde petroleum in de benzinemotor! In beide voorbeelden gaat het om een reactie tussen een koolwaterstofverbinding en zuurstofgas, maar de omstandigheden waarin de verbranding plaatsvindt zijn fundamenteel verschillend. Hierdoor zal ook de snelheid waarmee zuurstofgas en de koolwaterstofmolecule reageren, verschillend zijn.

Voor de industrie is tijd zeer kostbaar. Als een chemische synthese uitgevoerd wordt zal men dat zo snel mogelijk willen laten gebeuren. Andere ongewenste reacties zoals het roesten van ijzer wilt men vaak vertragen. Het bestuderen deze â&#x20AC;&#x2DC;reactiesnelheidâ&#x20AC;&#x2122; om te bepalen onder welke voorwaarden een reactie het snelst verloopt is dus belangrijk.

Onder reactiesnelheid vR verstaan we de veranderde concentratie van een stof per tijdseenheid (ď &#x201E;t). đ?&#x2018;Ł =

â&#x2C6;&#x2020;đ?&#x2018;? â&#x2C6;&#x2020;đ?&#x2018;Ą

Met c in mol/l en t in s.

De reactiesnelheid geeft dus aan hoe snel uitgangsstoffen in producten worden omgezet.

9.2.2 Botsingsmodel Om te begrijpen hoe de reactiesnelheid beĂŻnvloed kan worden, verwijzen we naar het â&#x20AC;&#x2DC;botsingsmodel van een chemische reactieâ&#x20AC;&#x2122;. Reactie treedt op als de deeltjes (atomen, moleculen, AGROCHEMIE

140

ionen) met elkaar in botsing komen. Niet elke botsing leidt tot reactie, maar slechts een bepaald percentage van het totaal aantal botsingen heeft een herschikking van de atomen (reactie) tot gevolg. Dit worden effectieve botsingen genoemd.

Voor een succesvolle botsing of effectieve botsing moet aan volgende voorwaarden voldaan zijn: ď&#x201A;ˇ

de botsingen tussen de deeltjes moeten krachtig genoeg

ď&#x201A;ˇ

de botsingen moeten gebeuren met een gepaste oriĂŤntatie van de deeltjes

Een voldoende krachtige botsing is mogelijk wanneer de snelheid van de deeltjes die met elkaar in botsing komen hoog genoeg is. Een hoge snelheid geeft een deeltje immers een hoge kinetische energie: đ??¸ =

.

Niet alle deeltjes hebben evenveel kinetische energie. Er zijn deeltjes die relatief snel bewegen en andere die een geringere snelheid hebben. Dit betekent dat de kinetische energie (Ek) van twee botsende deeltjes varieert. Deze energieverdeling wordt in onderstaande figuur weergegeven.

Fig 64. Verdeling van de kinetische energie van de deeltjes Om een reactie te krijgen moet de Ek hoger zijn de activeringsenergie Ea. Ea is de minimale kinetische energie nodig om bij een botsing een reactie te veroorzaken.

Deeltjes die botsen met een kinetische energie die groter is dan de activeringsenergie veroorzaken daarenboven slechts reactie als ze botsen in de vereiste oriĂŤntatie.

Uit dit botsingsmodel volgt dat de snelheid van een reactie bepaald wordt door het aantal effectieve botsingen en dus door: ď&#x201A;ˇ

het aantal botsingen per seconde

ď&#x201A;ˇ

het aantal botsingen met voldoende kinetische energie (Ek > Ea)

ď&#x201A;ˇ

het aantal botsingen met vereiste oriĂŤntatie

v = (aantal botsingen per seconde) x (fractie v.h. aantal botsingen met Ek > Ea) x (fractie v.h. aantal botsingen met vereiste oriĂŤntatie)

9.2.3 Invloedfactoren reactiesnelheid Concentratie Hoe hoger de concentratie, des te meer deeltjes in een bepaald volume aanwezig zijn. Des te groter is daardoor de waarschijnlijkheid van een botsing. Een hogere concentratie van de reagentia veroorzaakt een groter aantal botsingen per seconde tussen de deeltjes. Hierdoor stijgt in de

AGROCHEMIE

141

vergelijking van de reactiesnelheid de eerste factor (aantal botsingen/s) en stijgt dus de reactiesnelheid v.

Temperatuur De ervaring leert dat de reactiesnelheid sterk afhankelijk is van de temperatuur. Over het algemeen stijgt de reactiesnelheid twee tot driemaal voor een temperatuursverhoging van 10°C. Dit kan verklaard worden a.d.h.v. de botsingstheorie. De kinetische energie van de reactie moet hoog genoeg zijn om effectieve botsingen te veroorzaken. Dikwijls is de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes bij kamertemperatuur te klein om tot effectieve botsingen te komen. De extra energie kan aan de reagentia gegeven worden door deze te verwarmen. Als gevolg van de temperatuurstijging verhoogt de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes en gaan deze sneller bewegen zodat er meer botsende deeltjes zijn met Ek > Ea.

Fig 65. Verdeling van de kinetische energie van de deeltjes in functie van de temperatuur In de vergelijking van de reactiesnelheid stijgt de factor: fractie v.h. aantal deeltjes met Ek > Ea. Verdelingsgraad De verdelingsgraad van de reagentia speelt een rol bij heterogene reactiemengsels. Daar de reagentia zich in verschillende fasen bevinden, kan er slechts reactie optreden aan het contactoppervlak. Vergroting van dit contactoppervlak doet de reactiesnelheid stijgen, vermits het aantal botsingen tussen de reagentia dan toeneemt.

Om de oppervlakte van vaste stoffen te vergroten, gebruikt men in de praktijk verschillende mogelijkheden: 

Verpulveren



Smelten



Oplossen in een oplosmiddel

Vaste stoffen zullen vlugger reageren in poedervorm. Zo verbranden aluminium- en ijzerpoeder onmiddellijk in de vlam van de bunsenbrander. Zinkpoeder reageert sneller met een waterstofchloride-oplossing dan een massieve zinkplaat.

AGROCHEMIE

142

De functie van een carburator in een benzinemotor bestaat erin de benzine zeer fijn te verstuiven en als fijne druppeltjes te mengen met de lucht zodat de verbranding sneller, zelfs explosief, kan verlopen.

Het vergroten van het oppervlak van een stof is een zeer populaire en efficiĂŤnte methode voor het verhogen van de reactiesnelheid, omdat dit zonder veel moeite en vrij goedkoop kan worden uitgevoerd.

Katalysatoren Katalysatoren hebben zowel voor de scheikunde als voor het leven een immense betekenis. De katalysator maakt het mogelijk om reacties in seconden te doen aflopen, die we anders in een heel leven nog niet zouden waarnemen. En zonder katalysatoren in ons lichaam (= enzymen) zou het wonder van het leven nauwelijks bestaan.

Er zijn twee eigenschappen die katalysatoren zo onmisbaar maken: ď&#x201A;ˇ

Katalysatoren verhogen de reactiesnelheid doordat ze de activeringsenergie van een reactie sterk omlaag brengen

ď&#x201A;ˇ

Katalysatoren blijven aan het eind van de reactie weer ongebruikt over

De werking van een katalysator berust erop dat deze met de reagentia een tussenproduct vormt dat tot de reactie in staat is, waardoor veel minder activeringsenergie nodig is. Nadat uit de tussenproducten de eindproducten zijn ontstaan, wordt de katalysator weer vrijgegeven.

Fig 66. Invloed van de katalysator op de activeringsenergie đ??´ + đ??ľ

[ ]

đ??´đ??ľ

Ons hele leven hangt af van de voortdurende aanwezigheid en activiteit van biokatalysatoren of enzymen.

Enzymen zijn eiwitten die zeer gespecialiseerde reacties katalyseren. Door het verlagen van de activeringsenergie kunnen chemische processen ondanks de relatief lage lichaamstemperatuur in betrekkelijk korte tijd verlopen. Deze eiwitten hebben een specifieke driedimensionele structuur met een dockinglocatie. Deze locatie van het enzym, katalytisch centrum of actief centrum genoemd, past precies op de reactant van de reactie, die in dat verband substraat wordt genoemd. Moleculen met AGROCHEMIE

143

een andere vorm passen niet, waardoor dit actief centrum substraatspecifiek is. Vergelijkbaar met een slot waarop 1 sleutel past.

Bij veel enzymen bestaat nog een tweede dockinlocatie, die aan bepaalde vitaminen (co-enzymen) is voorbehouden. Pas nadat deze co-enzymen aan het enzym gekoppeld is, kan het actief centrum binden met het substraat. Hoe komt ons lichaam aan deze enzymen? Het antwoord ligt in de genen.

Onze genen in de cellen coderen voor de verschillende enzymen.

Licht Licht is een vorm van energie. Sommige moleculen kunnen de nodige activeringsenergie ook opnemen door absorptie van licht. De invloed van het licht op de reactiesnelheid is dus vergelijkbaar met de invloed van de temperatuur.

De halogenering van alkanen is lichtgevoelig doordat licht de ontbinding van de halogeenmolecule tot halogeenatomen (radicalen) bevordert. Een radicaal bevat een ongepaard elektron en is zeer reactief.

9.3 Chemisch evenwicht 9.3.1 Omkeerbare reacties en evenwichtstoestand Als je stoffen (uitgangsstoffen of reactanten) met elkaar laat reageren, dan verwacht je dat zich daaruit andere stoffen (eindstoffen of producten) vormen. Het is echter zo dat deze omzetting zelden volledig verloopt en dat je in het reactievat na de reactie vaak naast de producten ook nog uitgangsstoffen aantreft.

Als bij een chemische reactie uit de uitgangsstoffen producten kunnen gevormd worden, maar ook uit de reactieproducten opnieuw de uitgangsstoffen kunnen gevormd worden, spreken we van een omkeerbare reactie. In de reactievergelijking werken we dan met een dubbele pijl.

Voorbeeld: đ?&#x2018; + 3 đ??ť â&#x2020;&#x201D; 2 đ?&#x2018; đ??ť đ??ť + đ??ź â&#x2020;&#x201D; 2 đ??ťđ??ź In de loop van de tijd treedt er bij dergelijke omkeerbare reacties een toestand op waarbij de concentratie van de uitgangstoffen en eindproducten niet meer verandert. Deze toestand noemen we het chemisch evenwicht.

Stel: đ??´ + đ??ľ â&#x2020;&#x201D; đ??ś + đ??ˇ

AGROCHEMIE

144

A en B zijn de uitgangsstoffen (reactanten of reagentia). Naarmate A en B opgebruikt worden en dus de kans op effectieve botsingen tussen A en B vermindert, zal de snelheid van de reactie afnemen.

Als van A en B uitgegaan wordt, is er op het eerste moment nog geen C en D aanwezig. Op dit ogenblik is deze reactie nog niet omkeerbaar. De reactie wordt geleidelijk een evenwichtsreactie van zodra een weinig C en D gevormd is. De reactie zal ook geleidelijk sneller gaan lopen omdat de botsingskansen toenemen naarmate er meer C en D aanwezig is. Per tijdseenheid zal geleidelijk meer A en B gevormd worden uit C en D, terwijl het omzetten van A en B in C en D per tijdseenheid voortdurend afneemt. Op een gegeven ogenblik zullen de reactiesnelheden van de omkeerbare reacties gelijk zijn, er wordt evenveel A en B per tijdseenheid omgezet als er opnieuw wordt gevormd. De hoeveelheden A, B, C en D blijven dus ongewijzigd. Vanaf het moment dat chemisch evenwicht optreedt blijven de reactiesnelheden van beide reacties constant en gelijk aan elkaar.

Chemisch evenwicht betekent echter niet dat in deze toestand de concentraties van de uitgangsstoffen en reactieproducten gelijk zijn, maar dat ze gelijk blijven.

9.3.2 Evenwichtsconstanten en hun voorspellende kracht Een evenwichtstoestand is een dynamische toestand. Bij het evenwicht lopen de reacties in de twee richtingen onverminderd door, maar met gelijke snelheid, zodat er schijnbaar geen reactie meer is, en met schijnbaar een gedeeltelijke omzetting van de beginproducten in de eindproducten.

Daarnaast zijn er reacties waarbij geen evenwichtstoestand is bereikt, en die, hoewel soms traag, nog verder lopen in de ĂŠĂŠn of andere richting. Het roesten van ijzer, verteringsprocessen, de inwerking van zure regen op gebouwen zijn enkele voorbeelden.

Voor elke reactie die zich in evenwicht bevindt, kan men een evenwichtsconstante K berekenen.

Stel een evenwichtsreactie: đ?&#x2018;&#x17D;đ??´ + đ?&#x2018;?đ??ľ â&#x2020;&#x201D; đ?&#x2018;?đ??ś + đ?&#x2018;&#x2018;đ??ˇ [ ] .[ ] ] .[ ]

Dan is đ??ž = [

Waar [A], [B], [C], [D] de evenwichtsconcentraties zijn in mol/l en a, b, c, d de coĂŤfficiĂŤnten in de reactievergelijking.

Opmerking: Oplosmiddelen zoals water, zuivere stoffen en onoplosbare stoffen hebben een constante concentratie in de reactie waardoor de desbetreffende concentraties niet worden opgenomen in de formule van de evenwichtsconstante K. Voorbeelden: [ [ ].[

] ]

đ??śđ?&#x2018;&#x201A; + 2 đ??ť â&#x2020;&#x201D; đ??śđ??ť đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť

đ??ž=

2 đ?&#x2018;&#x2020;đ?&#x2018;&#x201A; + đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x201D; 2 đ?&#x2018;&#x2020;đ?&#x2018;&#x201A;

đ??ž=

đ??śđ??ť đ??śđ?&#x2018;&#x201A;đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť + đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x201D; đ??śđ??ť đ??śđ?&#x2018;&#x201A;đ?&#x2018;&#x201A; + đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;

đ??ž=

[

]

đ?&#x2018;&#x20AC;đ?&#x2018;&#x201D;đ??śđ?&#x2018;&#x201A;

đ??ž = [đ?&#x2018;&#x20AC;đ?&#x2018;&#x201D;

]. [đ??śđ?&#x2018;&#x201A;

( )

AGROCHEMIE

â&#x2020;&#x201D; đ?&#x2018;&#x20AC;đ?&#x2018;&#x201D;

+ đ??śđ?&#x2018;&#x201A;

[ [

] ].[

[

] ].[

]

(H2O is oplosmiddel)

]

(MgCO3 is vaste stof)

145

Praktisch nut van de evenwichtsconstante K De evenwichtsconstante K geeft aan hoeveel uitgangsstoffen en reactieproducten zich hebben gevormd als de reactie evenwicht heeft bereikt. Men spreekt ook over de ligging van het evenwicht.

Geval 1: K >> 1 De concentratie van de eindproducten is in dit geval veel hoger dan de concentratie van de uitgangsstoffen. We zeggen dat het evenwicht aan de rechterkant ligt.

Geval 2: K ≈ 1 De concentratie van de eindproducten is dan ongeveer gelijk aan de concentratie van de uitgangstoffen. Het evenwicht ligt dan in het midden Geval 3: K << 1 De concentratie van de eindproducten is dan veel kleiner dan van de uitgangsstoffen. In dat laatste geval hebben zich weinig producten gevormd. Het evenwicht ligt aan de linkerkant.

9.3.3 Beïnvloeding van het chemisch evenwicht Veel chemische reacties die in de natuur verlopen of in de industrie worden ingezet voor de winning van producten zijn evenwichtsreacties. Als het evenwicht ongunstig ligt met betrekking tot de taakstelling, dan kan men de ligging van het evenwicht door de volgende veranderingen beïnvloeden: 

Verandering van de hoeveelheden stof



Temperatuur



Drukverandering

Hoe deze factoren uitwerken op de evenwichtssituatie werd geformuleerd in de wet van Le Chatelier die zegt: als op een systeem dat zich in chemisch evenwicht bevindt een dwang van buitenaf wordt uitgeoefend (verandering van concentratie, temperatuur- of drukverandering), dan verschuift het evenwicht altijd in die richting waarin het de dwang tegenwerkt.

AGROCHEMIE

146

10 Redoxreacties 10.1 Oxidatie en reductie in beperkte zin Een oxidatiereactie is een reactie waarbij het element zuurstof overgaat van de ene naar de andere stof. Een andere term voor deze reactie is verbrandingsreactie. De reactie waarbij een stof zuurstof opneemt, en dus geoxideerd wordt, noemt men de oxidatie van die stof. Wanneer bij dezelfde reactie de nadruk wordt gelegd op de stof die zuurstof afstaat, en dus gereduceerd wordt, dan spreekt men van de reductie van die stof. Omdat oxidatie en reductie altijd samen optreden, wordt dit type reactie aangeduid met de term redoxreactie.

In andere woorden kan gesteld worden dat de stof die zuurstof afgeeft, oxiderend is, terwijl ze zelf gereduceerd wordt. Daarbij kan het gaan om samengestelde stoffen die gebonden zuurstof bevatten of om de enkelvoudige stof dizuurstof (of zuurstofgas). De stof die zich verbindt met zuurstof is reducerend, terwijl ze zelf geoxideerd wordt. Daarbij ontstaan de oxiden van de elementen waaruit de stof is opgebouwd.

Een aantal voorbeelden:

Bij deze reacties spreken we van de oxidatie van Mg, H2 en CH4 en de reductie van CO2, CuO en O2.

10.2 Oxidatie en reductie in de ruime zin 10.2.1 algemeen Bij een redoxreactie worden elektronen tussen stoffen uitgewisseld. Redox is een samentrekking van de woorden reductie en oxidatie. Bij reductie van een stof, neemt die stof elektronen op, terwijl er dan tegelijkertijd een oxidatie moet plaatsvinden, dit wil zeggen er moet een stof zijn die dan elektronen afstaat. Wanneer in een reactie de oxidatiegetallen van de betrokken stoffen veranderen dan spreekt men van oxidatie en reductie in ruime zin. Het oxidatiegetal van een atoom is het getal dat aanduidt hoeveel elektronen het atoom geheel of gedeeltelijk heeft opgenomen (negatief oxidatiegetal) of afgestaan (positief oxidatiegetal).Het oxidatiegetal wordt weergegeven met een Romeins cijfer, voorafgegaan door een + of een â&#x20AC;&#x201C; teken.

Een redoxreactie is dus met andere woorden een reactie tussen een oxiderende en een reducerende stof.

De oxiderende stof of oxidator bevat atomen die elektronen geheel of gedeeltelijk opnemen. Het oxidatiegetal van de oxiderende stof daalt. Elke daling van het oxidatiegetal wijst op een reductieproces. Een oxidator neemt dus gemakkelijk elektronen op en zal zelf gereduceerd worden.

AGROCHEMIE

147

Sterke oxidatoren moeten dus een hoge elektronegativiteit hebben. Hiertoe behoren de halogenen en ook zuurstof. In de natuur is zuurstof uit de lucht (O2) een oxidatiemiddel voor verbrandingsreacties en celademhaling.

De reducerende stof of reductor bevat atomen die elektronen geheel of gedeeltelijk afstaan. Het oxidatiegetal van de reducerende stof stijgt. Elke stijging van het oxidatiegetal wijst op een oxidatieproces. Een reducerende stof (reductor) geeft dus gemakkelijk elektronen af en zal zelf geoxideerd worden. Sterke reductoren, zoals waterstofgas (H2) en alkali- en aardalkalimetalen, bezitten een lage elektronegativiteit.

Bij redoxreacties worden dus elektronen overgedragen van moleculen of ionen aan andere moleculen of ionen. Onder meer de elektronegativiteit is handig bij het voorspellen van hoe een elekronenoverdracht afloopt. Fluor is bekend als het meest elektronegatieve element in het periodiek systeem. Geen ander element is in staat om elektronen te kapen van fluor.

10.2.2 Voorbeelden De voorbeelden gegeven in 10.1 zullen we controleren a.d.h.v. de oxidatiegetallen.

AGROCHEMIE

148

10.3 Verdringingsreeksen 10.3.1 Metalen Metalen hebben verschillende affiniteiten voor elektronen (elektronegativiteit). Wanneer de metalen gerangschikt worden naar EN kan de volgende reeks opgesteld worden: Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Zn – Fe – Ni – Sn – Pb – H– Cu – Hg – Ag – Pt – Au Lichte metalen

Onedele metalen

Half edele Edele metalen metalen De lichte metalen hebben een kleine EN. Ze zullen gemakkelijk hun valentie-elektronen afstaan (geoxideerd worden). Deze lichte metalen komen niet vrij in de natuur voor. De metalen K en Na moeten zelfs onder petroleum bewaard worden om ze tegen oxidatie door zuurstof uit de lucht, te beschermen. De lichte metalen reageren zelfs met water. Wanneer bv. een stukje Na in water gebracht wordt, vindt er een reactie plaats waarbij een gas ontwikkeld wordt. Dit gas blijkt waterstof te zijn. De reactie van Na met water is een redoxreactie tussen het metaal Na en de waterstofionen uit het water (H2O ↔ H+ + OH-). De oxidatie-reductievergelijkingen luiden:

De onedele metalen ijzer, zink, lood, enz. reageren zeer traag met water. Deze metalen zijn edeler dan de lichte metalen en staan hun valentie-elektronen minder gemakkelijk af aan H+-ionen. In zuiver water is de H+-ionen concentratie zeer klein. In een oplossing van een sterk zuur is de concentratie H+-ionen veel groter. In sterke zuren zullen onedele metalen dan ook sneller oplossen onder ontwikkeling van waterstof. Voorbeeld: oplossen van zink in zoutzuur (HCl).

In de redoxvergelijking komen de Cl--ionen uit HCl (zoutzuur) niet voor. Ze nemen niet deel aan de reactie en blijven onveranderd in de oplossing. Wanneer na de reactie de oplossing nog verder ingedampt wordt, zal het zout ZnCl2 uitkristalliseren.

Een metaal dat links staat van een ander metaal, is in staat om de ionen van dit metaal te reduceren.

Kan Cu-metaal Ag+-ionen in een oplossing neerslaan ? Ja, de reactie wordt: Cu + 2 Ag+  Cu2+ + 2 Ag

10.3.2 Niet-metalen Net als bij de metalen bestaat er een verschil in EN bij de niet-metalen. Wanneer deze niet-metalen gerangschikt worden naar stijgende EN, kan de volgende reeks samengesteld worden: S –I2 – Br2 – Cl2 – O2– F2

AGROCHEMIE

149

Zwavel is een zwakke oxidator, fluor is een zeer sterke oxidator. Chloor is een sterkere oxidator dan broom. Wanneer chloorgas door een oplossing met bromide-ionen geleid wordt, zal chloor het bromide oxideren tot broom:

Een niet-metaal, dat rechts staat van een ander niet-metaal, is in staat om ionen van dat niet-metaal te oxideren.

10.4 Redoxreacties met samengestelde ionen 10.4.1 Inleiding De meeste redoxreacties in de natuur zijn redoxreacties waarbij samengestelde ionen voorkomen.

Meestal zijn dit zuurrestionen zoals nitraat (NO3-) of sulfaat (SO42-). Deze reacties vinden ook meestal plaats in een waterig milieu. Dit impliceert dat de vrijkomende O2--deeltjes uit de reductie-reacties onmiddellijk worden gebonden door de H+-ionen of door watermoleculen. De optredende reacties zijn: 1. In zuur milieu: 2 H+ + O2- → H2O 2. In neutraal milieu: H2O + O2- → 2 OHUit beide reacties blijkt dat het milieu minder zuur wordt. Bij de reductie van een samengestelde verbinding stijgt de pH, doordat de vrijkomende O2--deeltjes met H+-ionen of H2O reageren.

Er zijn eveneens samengestelde ionen die geoxideerd kunnen worden vb. sulfiet (SO32- wordt sulfaat SO42-. Sulfaat bevat 1 O2--deeltje meer dan sulfiet. Dit O2--deeltje kan door de oxidator geleverd worden, maar ook door het milieu bv. H2O of OH--ionen. De reacties waarbij O2--deeltjes door H2O of OH- geleverd worden zijn: 1) In neutraal milieu: H2O → 2 H+ + O22) In basisch milieu: 2 OH- → H2O + O2Bij dergelijke oxidatie reacties wordt het milieu dus zuurder. In de grond komen dergelijke verzurende oxidatiereacties veel voor. Het ammonium (NH4+) in de grond kan worden geoxideerd tot nitraat (NO3-). Sulfide (S2-) in de grond kan worden geoxideerd tot sulfaat (SO42-).

10.4.2 Reacties met samengestelde oxidatoren In onderstaande tabel zijn enkele veel voorkomende oxidatoren vermeld met de daarbij horende gereduceerde vorm. Het milieu waarin de reacties verlopen, is erg belangrijk. In zuur milieu gaan reacties vaak sneller dan in neutraal milieu of basisch milieu. In sommige gevallen zijn de eindproducten in zuur milieu anders dan in neutraal milieu. Het kan zelfs voorkomen dat reacties die in zuur milieu gemakkelijk plaatsvinden, in neutraal of basisch milieu niet verlopen.

AGROCHEMIE

150

Naam van de oxidator

Formule van de oxidator + (OG)

Milieu

Gereduceerde vorm + (OG)

Permanganaat

MnO4- (+VII)

Zuur

Mn2+ (+II)

Permanganaat

MnO4- (+VII)

Neutraal

MnO2 (+IV)

Bruinsteen

MnO2 (+IV)

Zuur

Mn2+ (+II)

Dichromaat

Cr2O72- (+VI)

Zuur

Cr3+ (+III)

Sulfaat

SO42- (+VI)

Sterk zuur

SO2 (+IV)

Nitraat (conc.)

NO3- (+V)

Zuur

NO2 (+IV)

Nitraat (verd.)

NO3- (+V)

Zuur

NO (+II)

Zuurstof

O2 (0)

Zuur

H2O (-II)

Zuurstof

O2 (0)

Neutraal

OH- (-II)

Waterstofperoxide

H2O2 (-I)

Zuur

H2O (-II)

Waterstofperoxide

H2O2 (-I)

Neutraal

OH- (-II)

Chloraat

ClO3- (+V)

Zuur

Cl- (-I)

Hypochlorigzuur

HClO (+I)

Zuur

Cl2 (0)

IJzer (III)

Fe3+ (+III)

Fe2+ (+II)

De vergelijking voor een halfreactie (oxidatie of reductie) wordt als volgt opgesteld: 1) Bepalen van welk atoom het OG verandert 2) Het aantal van deze atomen moet voor en na de reactie gelijk zijn 3) Het aantal elektronen die bij de reactie betrokken zijn bepalen 4) Bepalen hoeveel O2- er moet gebonden worden. Hoeveel H+ of H2O is daarvoor nodig 5) halfreactie controleren: zijn er van elk atoom evenveel links als rechts, is de som van de ladingen links en rechts hetzelfde?

Voorbeeld: Reductie van MnO4- in zuur milieu: MnO4-



Mn2+-

1) OG: Mn:+VII, O:-II



OG: Mn: +II (daling OG  reductie)

2) 1 atoom Mn links



1 atoom Mn rechts

3) Aantal e- (VII – (+II))x1 = 5 e-

AGROCHEMIE

151

MnO4- + 5 e-

Mn2+



4) 4 O’s moeten gebonden worden dus 8 H+ links toevoegen en 4 H2O rechts (zuur milieu) MnO4- + 5 e- + 8 H+

Mn2+ + 4 H2O



5) Controle: lading links = -1-5+8=+2

lading rechts: +2+0=+2

In neutraal milieu reageert MnO4- tot MnO2. De halfreactie wordt: MnO4-



MnO2

1) OG: Mn:+VII, O:-II



OG: Mn: +IV, O:-II (daling OG  reductie)

2) 1 atoom Mn links



1 atoom Mn rechts



MnO2

3) Aantal e- (VII – (+IV))x1 = 3 eMnO4- + 3 e-

4) 2 O’s moeten gebonden worden dus 2 H2O links toevoegen en 4 OH- rechts (neutraal milieu) MnO4- + 3 e- + 2 H2O

MnO2 + 4 OH-



5) Controle: lading links = -1-3+0=-4

lading rechts: 0-4=-4

In waterstofperoxide is het oxidatiegetal van zuurstofatomen –I, in alle andere verbindingen is O –II In zuur milieu is de halfreactie: H2O2



H2O

1) OG: H:+I, O:-I



OG: H:+I, O:-II (daling OG  reductie)

2) 2 atomen O links



1 atoom O rechts, dus voorgetal 2 rechts



2 H2O

H2O2 3) Aantal e- (-I – (-II)) x 2 = 2 eH2O2

+ 2 e-



2 H2O

4) Links en rechts 4 O’s, links 2 H atomen en rechts 4 H atomen  2 H+ links toevoegen (zuur milieu) H2O2

+ 2 e-

+ 2 H+



2 H2O

5) Controle: lading links = -2+2=0, lading rechts: 0

10.4.3 Reacties met samengestelde reductoren In de onderstaande tabel zijn enkele samengestelde reductoren opgenomen en hun geoxideerde vorm. In de tabel staat geen milieu vermeld. De oxidatie van deze reductoren is enkel mogelijk als bij de oxidator het passend milieu wordt gekozen. De nodige O2- wordt nu door H2O of OH- geleverd.

AGROCHEMIE

152

Naam van de reductor

Formule van de reductor + (OG)

Geoxideerde vorm + (OG)

Organische koolstof

C (0)

CO2 (+IV)

Sulfide

S2- (-II)

S (0)

Zwavel

S (0)

SO2 (+IV)

Zwaveldioxide

SO2 (+IV)

SO42- (+VI)

Sulfiet

SO32- (+IV)

SO42- (+VI)

Nitriet

NO2- (+III)

NO3- (+V)

Oxalaat

C2O42- (+III)

CO2 (+IV)

Metalen

M (metaal)

Mn+ (metaal-ion)

Als voorbeeld geven we de oxidatie van NO2- naar NO3- met gebruik makend van H2O en H+. de halfreactie: NO2-



NO3-

1. OG: N:+III, O:-II



OG: N: +V O:-II (stijging OG  oxidatie)

2. 1 atoom N links



1 atoom N rechts



NO3- + 2 e-

3. aantal e- (V – (III)) x 1 = 2 eNO2-

4. Links 1 O tekort dus in een zuur milieu van reductie links + 1 H2O en rechts 2 H+ NO2-

+ H2O



5. Controle: lading links = -1+0=-1,

NO3- + 2 e- + 2 H+ lading rechts: -1-2+2=-1

Wanneer de reductiereactie in neutraal milieu gebeurt het teveel aan O2- gebonden aan H2O en OHgevormd, in dat geval wordt de oxidatiereactie: NO2-



NO3-



OG: N:+III, O:-II



OG: N: +V O:-II (stijging OG  oxidatie)



1 atoom N links



1 atoom N rechts



aantal e- (V – (III)) x 1 = 2 e

NO3- + 2 e-

NO2

Links 1 O tekort dus in een neutraal milieu links + 2 OH- en rechts 1 H2O

AGROCHEMIE

153

NO2

+ 2 OH-

NO3- + 2 e- + H2O



Controle: lading links = -1-2 =-3,

lading rechts: -1-2+0=-3

10.4.4 Redoxreacties Omdat een stof alleen elektronen kan afgeven als deze door andere deeltjes worden opgenomen, is een oxidatie altijd gekoppeld aan een reductie en omgekeerd. Beide processen verlopen dus ook steeds gelijktijdig.

Om een redoxreactie kloppend te maken, zorgen we dat in beide halfreacties evenveel elektronen voorkomen.

Voorbeelden: Redoxreactie tussen kaliumpermanganaat (KMnO4) en Natriumnitriet (NaNO2) in een zuur milieu.

Beide stoffen zijn zouten die volgende ionen geven: K+, MnO4-, Na+ en NO2-. MnO4- is een oxidator en NO2- een reductor en kunnen samen reageren. De beide halfreacties werden hoger op gesteld en zijn: Reductie:

(MnO4- + 5 e- + 8 H+



Mn2+ + 4 H2O) x 2

Oxidatie:

(NO2-



NO3- + 2 e- + 2 H+) x 5

+ H2O

2 MnO4- + 16 H+ + 5 NO2- + 5 H2O  2 Mn2+ + 8 H2O + 5 NO3- + 10 H+ Om het aantal elektronen in de beide halfreacties gelijk te maken, wordt de reductie x2 en oxidatie x5 gedaan. Na optelling van de reagentia en reactieproducten wordt volgende reactie bekomen: 2 MnO4- + 16 H+ + 5 NO2- + 5 H2O  2 Mn2+ + 8 H2O + 5 NO3- + 10 H+, dat na vereenvoudiging: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 NO2-  2 Mn2+ + 3 H2O + 5 NO3Dezelfde reactie in neutraal milieu geeft: Reductie:

(MnO4- + 3 e- + 2 H2O



MnO2 + 4 OH-) x 2

Oxidatie:

(NO2-



NO3- + 2 e- + H2O) x 3

+ 2 OH-

2 MnO4- + 4 H2O + 3 NO2- + 6 OH-  2 MnO2 + 8 OH- + 3 NO3- + 3 H2O reductie reactie x2, oxidatie reactie x3, optellen en na vereenvoudiging krijgen we: 2 MnO4- + H2O + 3 NO2-  2 MnO2 + 2 OH- + 3 NO3-

10.5 Enkele veel voorkomende redoxreacties in de natuur en het dagelijks leven 10.5.1 Werking van een batterij en accu In een batterij en een accu wordt chemische energie omgezet in elektrische energie. De reacties die hierbij optreden, zijn redoxreacties. De elektronen die dan van de reductor naar de oxidator worden overgedragen, lopen dan door een circuit waarin bv. een lamp is aangebracht.

AGROCHEMIE

154

Een eenvoudig model van een batterij het element van Volta. Men neemt dan 2 halfcellen voor de 2 halfreacties. Deze cellen bestaan uit een metaal in een oplossing met de ionen van deze metalen.

Vermits de metalen een andere elektronegativiteit hebben, zal in de ene cel een oxidatie en in de andere een reductie plaatsvinden.

Fig 67. Voorstelling van een galvanische cel met 2 halfcellen In de ene cel treedt de oxidatie op:

Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e-

In de andere cel treedt de reductie op: Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) De elektronen lopen langs een geleider en kunnen zo een elektrische stroom geven.

Het potentiaal hangt af van de reacties in de halfcellen

10.5.2 Fotosynthese Eén van de belangrijkste redoxreacties die in de natuur plaatsvindt, is de fotosynthese.

Door licht worden met behulp van chlorofyl uit koolstofdioxide (CO2) en water (H2O), suiker (C6H12O6) en zuurstof (O2) gebouwd. De fotosynthese is een complex geheel van reacties en verloopt in 4 stappen: •

Absorptie van licht waarbij elektronen en zuurstof worden vrijgesteld

•

Energie en elektronenopname in NADP+

•

De vorming van ATP

•

De omzetting van CO2 in koolhydraten

Chemisch gezien is de globale reactie: 6 CO2 + 6 H2O + lichtenergie  C6H12O6 + 6 O2 Kijken we naar de OG voor en na de reactie kunnen we duidelijk zien dat het hier om een redoxreactie gaat:

AGROCHEMIE

155

Voor de reactie: 1.

CO2:

C: +IV O: -II

2.

H2O:

OG daalt  reductie, CO2 is de oxidator

H: +I O: -II

Na de reactie: 3.

C6H12O6:

OG stijgt  oxidatie, H2O is de reductor

O: -II H: +I C: 0

4.

O2:

O: 0

10.5.3 De omzetting van ammonium in nitraat (nitrificatie) In de grond worden door micro-organismen ammoniumionen (NH4+) omgezet in nitraat (NO3-). Het oxidatiegetal van stikstof verandert daarbij van -3 naar +5. De halfreactie luidt: NH4+ 1) OG: N: -III, H:+I



NO3-



OG: N: +V, O:-II (stijging OG  oxidatie)

2) Links 1 atoom N = rechts 1 atoom N 3) Aantal e- (V-(-III))x1 = 8 eNH4+

NO3- + 8 e-



4) 3 O’s tekort  3H2O en 6 H+ (nog 4 H+ van NH4+ is 10 H+) NH4+

+ 3H2O

5) Controle: lading = +1



NO3- + 8 e- + 10 H+



lading = -1 -8 +10 = +1



H2O



OG: O:-II, H: +I (daling OG  reductie)

Als oxidatiemiddel fungeert meestal O2 O2 1) OG: O: 0

2) Links 2 atomen O = rechts x2 (1 atoom O) O2

2 H2O



3) Aantal e- (0-(-II))x2 = 4 eO2 + 4 e -



2 H2O

4) Links 4 H+ om gelijk te zijn met rechts O 2 + 4 e - + 4 H+ AGROCHEMIE



2 H2O 156

5) Controle: lading = 0-4+4=0

 lading = 0

Combineren van oxidatie en reductie = aantal e- gelijk maken Oxidatie: NH4+ + 3H2O



NO3- + 8 e- + 10 H+

Reductie: (O2 + 4 e- + 4 H+



2 H2O ) x 2

NH4+ + 3 H2O + 2 O2 + 8 H+



Na vereenvoudiging: NH4+ + 2 O2 

NO3- + 10 H+ + 4 H2O NO3- + 2 H++ H2O

Bij nitrificatie ontstaan dus tevens H+-ionen. Ammoniumhoudende meststoffen werken fysiologisch zuur.

Sommige bacteriën kunnen nitraat weer reduceren tot nitriet NO2- of zelfs tot N2O en N2 (denitrificatie). N2 en N2O zijn gassen. Als voorwaarde voor denitrificatie is een zuurstofloos milieu en een reductor nodig (vb. organische stof).

10.5.4 De omzetting van Fe2+ naar Fe3+ In de bodemhorizonten die verzadigd zijn met water (gereduceerde zone), komt ijzer in de vorm van Fe2+-verbindingen voor. In de bovenste bodemlagen is meestal veel zuurstof aanwezig. Het ijzer komt hier in de driewaardige vorm voor. De bodemhorizont waarin zowel Fe2+ als Fe3+-verbindingen voorkomen, wordt de gleylaag genoemd.

In zuurstofarm grondwater komt ijzer als Fe2+ voor. Wanneer dit ijzerhoudende water intensief met zuurstof wordt gemengd, wordt het Fe2+ geoxideerd tot Fe3+. Bij een pH boven 5,8 zal het Fe3+ neerslaan als Fe(OH)3 (roodbruin). Deze reactie vindt plaats bij het ontijzeren van grondwater door beluchting in een grindbed. Bij opdrogen ontstaan de roodgekleurde verbindingen zoals Fe2O3 en FeO(OH).

10.5.5 Sulfide ↔ zwavel ↔ sulfiet ↔ sulfaat In anaeroob grondwater komen zwavelverbindingen voor als sulfiden. Deze stoffen zijn giftig en stankverwekkend (als je in een rioolput roert, komt het H2S je tegemoet). Wanneer zuurstof in de grond kan doordringen (bv. bij ontwatering), zal het sulfide via zwavel en sulfiet uiteindelijk worden geoxideerd tot sulfaat.

Je kan de verschillende redoxreacties opstellen. Wij zullen de redoxreactie opstellen van de volledige omzetting van H2S naar SO42-, met zuurstof O2 als oxidator 

SO42-

1) OG: H:+I, S:-II



OG: O:-II, S:+VI (stijging OG  oxidatie)

2) 1 atoom S links



1 atoom S rechts



SO42- + 8 e-

H2S

3) Aantal e- (VI – (-II))x1 = 8 eH2S

4) 4 O’s te weinig dus 4H2O links, rechts 8 H+ + 2 H+ van H2S

AGROCHEMIE

157

H2S

+ 4 H2O

SO42- + 8 e- + 10 H+



5) Controle: lading links = 0

lading rechts: -2-8+10=0

Oxidator is O2 O2 1) OG: O: 0



H2O



OG: O:-II, H: +I (daling OG  reductie)

2) Links 2 atomen O = rechts x2 (1 atoom O) O2



2 H2O



2 H2O

3) Aantal e- (0-(-II))x2 = 4 eO2 + 4 e -

4) Links 4 H+ om gelijk te zijn met rechts O 2 + 4 e - + 4 H+

2 H2O



5) Controle: lading = 0-4+4=0

 lading = 0

Combinatie van reductie en oxidatie  aantal e- gelijk Oxidatie:

H2S

+ 4 H2O



SO42- + 8 e- + 10 H+

Reductie:

(O2 + 4 e- + 4 H+



2 H2O) x 2

H2S + 4 H2O + 2 O2 + 8 H+

 SO42- + 10 H+ + 4 H2O

Na vereenvoudiging:

H2S + 2 O2

 SO42- + 2 H+

De pH daalt!

Wanneer katteklei of veengrond die veel zwavelverbindingen bevat wordt drooggelegd, kan de pHKCl zelfs tot 2,5 dalen. De omzetting van sulfide in sulfaat is omkeerbaar, dit is afhankelijk van de omstandigheden.

10.5.6 De omzetting Mn2+ ↔ Mn4+ In de grond komt mangaan voor in de vormen Mn2+, Mn3+ en Mn4+. Onder reducerende omstandigheden komt vooral Mn2+ voor, dat door de plant wordt opgenomen. Onder oxiderende omstandigheden wordt hoofdzakelijk Mn4+ (MnO2) gevormd.

Bij grondonderzoek kan men bepalen of er genoeg mangaan beschikbaar is. Daartoe wordt aan de grond een reductiemiddel toegevoegd. Gemakkelijk reduceerbaar mangaan wordt omgezet in Mn2+.

In de tuinbouw komt na grondstomen in een aantal gronden mangaanvergiftiging voor. Bij het stomen van Fe- en Mn-rijke grond wordt MnO2 (slecht opneembaar) omgezet naar Mn2+ (goed opneembaar). Bij hoge temperaturen kan dit ook in neutraal milieu.

AGROCHEMIE

158

10.5.7 Stikstofbinding en stikstofcyclus Een aantal planten kan in samenwerking met bacteriën luchtstikstof N2 (bijna 80% van de lucht) binden tot NH3 en organische stikstof. Dit samenwerkingsverband heet symbiose. De plant levert suikers (= energie) aan de bacteriën. De bacteriën binden met behulp van een enzym luchtstikstof.

De gevormde organische stikstofverbinding (aminozuren) komen ten goede aan de plant en de bacteriën. Het enzym dat verantwoordelijk is voor de binding van stikstof is nitrogenase. Het zet stikstof om in NH3 volgens: N2 + 6 H+ + 6 e- + n ATP  2 NH3 + n ADP + nP Het enzym nitrogenase bestaat uit 2 componenten, nl een Fe en S bevattend eiwit en een Fe, S en Mo bevattend eiwit. Het Mo komt ook in andere enzymen voor.

De omzetting van N2 naar NH3 gebeurt door nitrificerende bacteriën.

Na de ammoniumfixatie, gebeurt een nitrificatieproces. Aerobe bacteriën zetten NH3 om naar nitriet (NO2-) en nitraat (NO3-), een voedingsstof voor de planten (zie 10.5.3) Planten absorberen ammonium en nitraat tijdens het assimilatieproces. Daarna worden deze omgezet in stikstofbevattende organische moleculen, zoals aminozuren en DNA. Dieren kunnen niet direct nitraten opnemen. Zij ontvangen hun voedingsstoffen door planten of plantenetende dieren te eten.

Wanneer stikstofvoedingsstoffen door dieren en planten gebruikt zijn, verteren gespecialiseerde bacteriën ammonium. Dit wordt het ammonificatieproces genoemd. Hierbij wordt stikstof weer omgezet in ammoniak en in wateroplosbare ammoniumzouten. Nadat de voedingstoffen zijn omgezet in ammoniak, zetten anaërobische bacteriën het weer om in stikstofgas. Dit proces wordt denitrificatie genoemd.

Denitrificatie vindt zo plaats: NO3- + CH2O + H+  ½ N2O + CO2 + 1½ H2O Daarna komt het stikstof weer in de atmosfeer en begint het hele proces opnieuw.

Hieronder staat een schematische voorstelling van de stikstofcyclus:

AGROCHEMIE

159

Fig 68. De stikstofcyclus

10.5.8 Redoxtitraties In de analytische chemie wordt de ongekende concentratie van stof aangetoond m.b.v. een redoxtitratie. Bij een titratie zal men de stof laten reageren met een andere stof met een gekende concentratie om zo de ongekende concentratie als de reactie is afgelopen te berekenen. Deze reactie is vaak een redoxreactie.

Voorbeelden Zo kunnen we de organische stof in een bodem bepalen met de methode van Walkey en Black.

Hierbij zal het organisch gebonden C (OG=0) door kaliumdichromaat K2Cr2O7 in een zuur milieu geoxideerd worden tot CO2 (OG C= +IV). Het Cr2O72- zal hierbij zelf gereduceerd worden tot Cr3+. Als we kunnen bepalen hoeveel Cr2O72- nodig was voor de omzetting van C, weten we ook het C-gehalte van de bodem.

Deze redoxreactie is: 3 C + 2 Cr2O72-+ 16 H+  4Cr3++ 3CO2+ 8H2O Ook bij de analyse van voedingsstoffen in levensmiddelen gebruikt men redoxtitraties. Een voorbeeld is vitamine C, dat snel gereduceerd wordt. Een ander voorbeeld het bepalen van vetoxidatie (vooral onverzadigde vetzuren kunnen onder invloed van licht en zuurstof oxideren, wat leidt tot ranzigheid).

Veel gebruikte reagentia bij redoxtitratie zijn: I2 + 2 e-  2 I- (zetmeel zal I2 blauw kleuren, terwijl I- kleurloos blijft) Kaliumpermanganaat in een zuur milieu: MnO4- + 5 e- + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O (MnO4- is paars terwijl Mn2+ kleurloos is)

AGROCHEMIE

160

10.6 Oefeningen 1.

Bereken het oxidatiegetal van S in Na2SO3, S8, K2SO4 en H2S?

2.

Bereken het oxidatiegetal van Mn in MnSO4, KMnO4, MnO2 en Mn(OH)4?

3.

Bereken het oxidatiegetal van N in N2O, NH3, NH4OH, HNO3, NO2 en NO?

4.

Geef de halfreacties van de proef van Walkey en Black. Men laat C reageren met K2Cr2O7 in een zuur milieu (C wordt hierbij omgezet naar CO2 en Cr2O72- naar Cr3+), geef aan wat de oxidatie en de reductie-reactie is

5.

Bij het stomen van grond wordt MnO2 omgezet in een neutraal milieu naar Mn2+. Als de elektronen geleverd worden door C, dat dan omgezet wordt naar CO2. Geef de halfreacties en de totale redoxreactie

6.

Geef de redoxreacties met O2 in waarbij sulfide omgezet wordt naar zwavel in neutraal milieu (O2  OH- en S2-  S)

7.

Geef de redoxreactie met O2 in zuur milieu (O2  H2O), waarbij zwavel wordt omgezet naar sulfiet

8.

Geef de redoxreactie tussen Fe2+ (afkomstig van FeSO4) en Cr2O72- in een zuur milieu

9.

Bij de nitrificatie gebeurt een omzetting van NH4+ naar NO2-. Geef de halfreactie en geef aan wat deze reactie doet met het milieu.

10.

Breng wat waterperoxide (H2O2) in een zuur milieu samen met S. Geef de redoxreactie (zoek in de tabellen van de samengestelde oxidatoren en reductoren op welke stoffen er gevormd worden).

AGROCHEMIE

161

11 Zuur-base evenwichten in een waterig milieu 11.1 Zuur-base theorie Zuren zijn stoffen die H (waterstof) bevatten, gebonden aan een zuurrest, en die in water H+-ionen vrijgeven (zure oplossing) (Arrhenius). Volgens Brønsted zijn zuren stoffen of stofdeeltjes (moleculen, ionen, ...) die protonen kunnen afgeven, m.a.w. zuren zijn protonendonors.

Basen zijn verbindingen van een metaal en OH (hydroxide). Basen geven in water OHâ&#x20AC;&#x201D;ionen vrij (basische oplossing) (Arrhenius). Volgens Brønsted zijn basen stoffen of stofdeeltjes (moleculen, ionen, ...) die protonen (H+)kunnen opnemen , m.a.w. basen zijn protonacceptors.

Bij reactie tussen een zuur en een base (neutralisatiereactie) ontstaat een zout en water.

Een zuur dat gemakkelijk protonen afgeeft is een sterk zuur. Een zuur dat moeilijk protonen afgeeft is een zwak zuur. Hetzelfde geldt voor de basen maar dan voor het opnemen van protonen. Opname en afgifte van protonen zijn tegengestelde, omkeerbare reacties:

Fig 69. Zuur-base evenwicht

11.2 Zuur-base systemen in water 11.2.1 Kz, Kb, pKz, pKb De reactie van een zuur in water kan worden voorgesteld:

Zoals aangegeven bij evenwichtsreacties wordt de evenwichtsconstante K-waarde gegeven door: đ??ž=

[đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; ]. [đ??ľ ] [đ??ťđ??ľ]. [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;]

Vermits H2O een oplosmiddel is, en het een evenwichtsconstante van een zuur is Kz:

AGROCHEMIE

162

đ??ž =

[ [

].[ ]

]

of đ??ž =

[

].[ [

] ]

Deze KZ-waarden staan in onderstaande tabel De logaritmen van de Kz-waarden worden aangeduid met pKz (De logaritme is een wiskundige functie die grote en kleine getallen verandert in eenvoudige getallen), waarbij pKz = -log Kz. Hoe groter de Kz is, hoe kleiner de pKz en omgekeerd.

Voorbeeld: H3PO4 (sterk zuur): Kz (H3PO4) = 7,59x10-3 ď&#x192; pKz (H3PO4) = 2,12 HCO3- (zwak zuur): Kz (HCO3-) = 5x10-11 ď&#x192; pKz (HCO3-) = 10,30

De reactie van een base kan in water kan als volgt worden voorgesteld:

De evenwichtsvoorwaarde van deze reactie wordt aangeduid met Kb đ??ž=

[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ]. [đ??ťđ??ľ] [đ??ľ ]. [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;]

đ??ž =

[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ]. [đ??ťđ??ľ] [đ??ľ ]

Vermits H2O een oplosmiddel is:

Analoog met pKz kan hieruit pKb bepaald worden, waarbij de pKb = -log Kb. Hieruit volgt: đ??ťđ??ľ + đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x201D; đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; + đ??ľ

met

đ??ž =

đ??ľ + đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; â&#x2020;&#x201D; đ??ťđ??ľ + đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť

met

đ??ž =

[ [ [

].[ ] ].[

[

]

(1)

]

(2)

]

Uit (1) en (2) volgt: đ??ž .đ??ž =

[đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; ]. [đ??ľ ] [đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ]. [đ??ťđ??ľ] . = [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A; ] . [đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] [đ??ťđ??ľ] [đ??ľ ]

Of đ??ž . đ??ž = đ??ž = 10

bij 25°C

Het product van de zuurconstante en baseconstante van een geconjugeerd zuur-basesysteem is constant en gelijk aan de waterconstante Kw. Aangezien het product Kz . Kb constant is, blijkt

AGROCHEMIE

163

nogmaals dat met een sterk zuur een zwakke geconjugeerde base overeenkomt, en met een sterke base een zwak geconjugeerd zuur.

Onderstaande tabel geeft zuren en geconjugeerde basen met de K en pK-waarden.

In de meeste tabellen zijn geen Kb-waarden opgenomen, aangezien de Kb-waarde van elke base rechtstreeks kan afgeleid worden uit de Kz-waarde van het geconjugeerde zuur. zuur

Zuurconstante Kz

pKz

base

Baseconstante Kb

pKb

HClO4

>> 1

<0

ClO4-

<<10-23

> 14

HI

>> 1

<0

I-

<<10-23

> 14

HBr

>> 1

<0

Br-

<<10-20

> 14

HCl

>> 1

<0

Cl-

<<10-17

> 14

H2SO4

>> 1

<0

HSO4-

<<10-17

> 14

HNO3

>> 1

<0

NO3-

<<10-16

> 14

HClO3

>> 1

<0

ClO3-

<< 10-14

> 14

H3O+

>> 1

<0

H2O

1,8.10-14

> 14

HIO3

0,17

0,77

IO3-

5,88.10-14

13,23

H2SO3

1,72.10-2

1,76

HSO3

5,81.10-13

12,73

H3PO3

1,58.10-2

1,80

H2PO3-

6,33-13

12,24

HSO4-

1,20.10-2

1,92

SO42-

8,33-13

12,20

HClO2

1,00.10-2

2,00

ClO2-

1,0.10-12

12,08

H3PO4

7,59. 10-3

2,12

H 2PO4-

1,32.10-12

12,00

Fe(H2O)63+

6,31.10-3

2,20

FeOH(H2O)52+

1,7.10-12

11,88

HF

7,20.10-4

3,14

F-

1,4.10-11

11,80

HNO2

5,10.10-4

3,29

NO2-

1,96.10-11

10,86

HCOOH

1,77.10-4

3,75

HCOO-

5,65.10-11

10,71

C6H5COOH

6,30.10-5

4,20

C6H5COO-

1,59.10-10

9,80

CH3COOH

1,75.10-5

4,76

CH3COO-

5,71.10-10

9,24

Al(H2 O) 63+

1,00.10-5

5,00

AlOH(H2O)52+

1,00.10-9

9,00

H2PO3-

7,08.10-7

6,15

HPO32-

1,41.10-8

7,85

H2CO3

4,45.10-7

6,15

HCO3-

2,25.10-8

7,65

AGROCHEMIE

164

HSO3-

6,43.10-8

7,19

SO3-2

1,56.10-7

6,81

H2PO4-

6,34.10-8

7,20

HPO4-2

1,58.10-7

6,80

H2S

5,75.10-7

7,24

HS-

1,74.10-7

6,76

HClO

2,88.10-8

7,54

ClO-

3,47.10-7

6,46

NH4+

5,68.10-10

9,25

NH3

1,76.10-5

4,75

HCN

5,00.10-10

9,30

CN-

2,0.10-5

4,70

Zn(H2O)62+

2,00. 10-10

9,70

Zn(OH)(H2O)5+

5,00.10-5

4,30

C6H5OH

1,00. 10-10

10,00

C6H5O-

1,00.10-4

4,00

HCO3-

5,00.10-11

10,30

CO3-2

2,0.10-4

3,70

HIO

2,30. 10-11

10,64

IO-

4,36.10-4

3,36

Mg(H2O)n2+

3,16.10-12

11,50

Mg(OH)(H2O)n-1

3,16.10-2

2,50

HPO4-2

4,20.10-13

12,38

PO4-3

2,1.10-2

1,62

Ca(H2O)n2+

2,5.10-13

12,60

Ca(OH)(H2O)n-1+

4,00.10-2

1,40

Ba(H2O)n2+

6,31.10-14

13,20

Ba(OH)(H2O)n-1+

1,58.10-1

0,80

Li(H2O)n+

1,5810-14

13,80

Li(OH)(H2O)n-1

6,31.10-1

0,20

HS-

1,10.10-13

13,92

S2-

8,3.10-1

0,08

Na(H2O)n+

1,00.10-15

15

Li(OH)(H2O)n-1

1,00.10-1

-1

H2O

1,8.10-18

15,75

OH-

56

-1,75

NH3

1,00. 10-23

23,00

NH2-

1,00.109

-9,00

OH-

10-36

36,00

O2-

1,00.1022

-22,00

38,60

H-

H2

-24,60

11.2.2 De begrippen pH en pOH Definitie De zuurgraad of pH is een maat voor de waterstofconcentratie. Omdat de concentratie H+-ionen vaak zeer klein is, wordt de zuurgraad uitgedrukt in de logaritme van de H+-concentratie. De logaritme van een getal kleiner dan 1 is altijd negatief. Om toch een positieve pH-waarde te krijgen, wordt de pH als volgt gedefinieerd: đ?&#x2018;?đ??ť = â&#x2C6;&#x2019;log[đ??ť ] met [đ??ť ] đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A;

AGROCHEMIE

165

Voorbeeld In een oplossing is de concentratie H+ = 0,02 mol/l. Bereken de pH Oplossing:

[đ??ť ] = 0,02 đ?&#x2018;?đ??ť = â&#x2C6;&#x2019;log[đ??ť ] đ?&#x2018;?đ??ť = â&#x2C6;&#x2019; log 0,02 = 1,7

Van een oplossing is de pH = 2,51. Bereken de concentratie H+ Oplossing:

đ?&#x2018;?đ??ť = â&#x2C6;&#x2019; log[đ??ť ] đ?&#x2018;?đ??ť = 2,51

â&#x2021;&#x2019;

[đ??ť ] = 10

â&#x2021;&#x2019;

[đ??ť ] = 10

,

= 3,1 . 10

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122;

Definitie pOH De pOH is een maat voor de OH--concentratie. Analoog aan de pH wordt de pOH als volgt gedefinieerd: đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť = â&#x2C6;&#x2019;log[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] met [đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;Ąđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A; Voorbeeld In een oplossing is de concentratie OH- = 0,001 mol/l. Bereken de pOH Oplossing:

[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] = 0,001 đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť = â&#x2C6;&#x2019;log[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť = â&#x2C6;&#x2019; log 0,001 = 3

Van een oplossing is de pOH = 2. Bereken de concentratie OHOplossing:

đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť = â&#x2C6;&#x2019; log[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť = 2

â&#x2021;&#x2019;

â&#x2021;&#x2019;

[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] = 10

[đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] = 10

= 0,01

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122;

Verband pH en pOH De concentratie H+ en de concentratie OH- zijn aan elkaar gekoppeld. Het product van de beide is gelijk aan de Kw = 10-14. Analoog zijn de pH en pOH, die de negatieve logaritmen zijn van de concentraties H+ en OH-, ook gekoppeld: pH + pOH = 14.

11.3 pH berekeningen 11.3.1 pH van een sterk zuur In een oplossing van een sterk zuur zijn alle moleculen van het zuur gesplitst in H+-ionen en zuurrest ionen. Wanneer de concentratie van het opgeloste zuur gekend is, kan daaruit [H+] en de pH berekend worden. Voor een zwak zuur gaat dit niet, aangezien niet alle zuurmoleculen gesplitst zijn AGROCHEMIE

166

en de H+-ionenconcentratie niet eenvoudig te berekenen is. Let wel: 1 mol van een tweewaardig zuur geeft 2 mol H+-ionen Voorbeelden Bereken de pH van een oplossing van 0,0245 g zwavelzuur in 50 ml water.

Oplossing:

?[H+] in mol per liter ? mol H2SO4 đ?&#x2018;&#x203A;

=

đ?&#x2018;&#x161; 0,0245 đ?&#x2018;&#x201D; 0,0245 đ?&#x2018;&#x201D; = = đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x201D; = 0,00025 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x20AC; (2.1,01 + 32,06 + 4.16,00) 98,08 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

Zwavelzuur H2SO4 â&#x2020;&#x2019; 2 H+ + SO420,00025 mol H2SO4 ď&#x192; 0,0005 mol H+ + 0,00025 mol SO42Dus 0,0005 mol H+ [H+]=0,0005 mol/0,050 l = 0,01 mol/l pH=- log 0,01 = -(-2) = 2

200 ml zoutzuur heeft een pH van 3,7. Hoeveel gram waterstofchloride is er in de oplossing?

Oplossing:

pH = 3,7 ď&#x192; [H+] = 10-pH = 10-3,7 = 0,0002 mol/l ? mol H+ đ?&#x2018;&#x203A;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,0002

. 0,2 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,00004 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

Zoutzuur: HCl ď&#x192; H+ + Cl0,00004 mol HCl ď&#x192; 0,00004 mol H+ + 0,00004 mol Cl? mHCl = n . M = 0,00004 mol . (1,01 + 35,45) mol/l = 0,00146 g

11.3.2 pH van een sterke base Bij een sterke base werken we met de concentratie OH- en de pOH. De pOH kan makkelijk terug omgerekend worden naar de pH via de omzetting: pH + pOH = 14 Voorbeelden Een oplossing bevat 2g NaOH per 500 ml. Bereken pH Oplossing:

?[H+] in mol per liter ? mol NaOH

AGROCHEMIE

167

đ?&#x2018;&#x203A;

=

đ?&#x2018;&#x161; 2đ?&#x2018;&#x201D; 2đ?&#x2018;&#x201D; = = đ?&#x2018;&#x201D; = 0,05 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x20AC; (22,99 + 16,00 + 1,01) đ?&#x2018;&#x201D; 40,00 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

natriumhydroxide NaOH â&#x2020;&#x2019; Na+ + OH0,05 mol NaOH ď&#x192; 0,05 mol Na+ + 0,05 mol OHDus 0,05 mol OH[OH-]=0,05 mol/0,5 l = 0,1 mol/l pOH=- log 0,1 = -(-1) = 1 pH = 14 â&#x20AC;&#x201C; pOH = 14 â&#x20AC;&#x201C; 1 = 13 Een oplossing van 200 ml magnesiumhydroxide heeft een pH van 12. Hoeveel gram Mg(OH)2 is er in de oplossing?

Oplossing:

pH = 12 ď&#x192; pOH = 14 â&#x20AC;&#x201C; pH = 14 â&#x20AC;&#x201C; 12 = 2 [OH-] = 10-pOH = 10-2 = 0,01 mol/l ? mol OHđ?&#x2018;&#x203A;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,01

. 0,2 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,002 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

magnesiumhydroxide: Mg(OH)2 ď&#x192; Mg2+ + 2 OH0,001 mol Mg(OH)2 ď&#x192; 0,001 mol Mg2+ + 0,002 mol OH?đ?&#x2018;&#x161;

(

)

= đ?&#x2018;&#x203A;. đ?&#x2018;&#x20AC; = 0,001 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . 24,30 + 2. (1,01 + 16,00)

= 0,05832 đ?&#x2018;&#x201D;pH

11.3.3 pH van een verdunning van een sterk zuur of sterke base Wanneer een zure of basische oplossing met water verdund wordt, zal de oplossing neutraler worden. De pH zal dan dichter bij 7 komen te liggen.

Voorbeelden Een HCl-oplossing van 400 ml met pH = 2, wordt verdund met 600 ml water. Bereken de nieuwe pH? Oplossing:

pH = 2 ď&#x192; [H+] = 10-pH = 10-2 = 0,01 mol/l ? mol H+ đ?&#x2018;&#x203A;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,01

.0,400 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,004 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

Nieuwe volume is 0,4+0,6 = 1l, dus [đ??ť ] =

=

,

= 0,004

pH = -log[H+] = -log 0,004 = 2,4

AGROCHEMIE

168

Een oplossing van 300 ml NaOH met pH = 13 wordt verdund met 900 ml water. Bereken de nieuwe pH ?

Oplossing:

pH = 13 ď&#x192; pOH = 14 â&#x20AC;&#x201C; pH = 14 â&#x20AC;&#x201C; 13 = 1 [OH-] = 10-pOH = 10-1 = 0,1 mol/l ? mol OHđ?&#x2018;&#x203A;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,1

.0,300 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,03 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

Nieuwe volume is 0,3+0,9 = 1,2 l, dus [đ?&#x2018;&#x201A;đ??ť ] =

=

, ,

= 0,025

pOH = -log[OH-] = -log 0,025 = 1,6 pH = 14 â&#x20AC;&#x201C; pOH = 14 â&#x20AC;&#x201C; 1,6 = 12,4

11.3.4 pH van een mengsel van een sterk zuur en een sterke base Wanneer een oplossing van een sterk zuur bij een oplossing van een sterke base wordt gevoegd, zullen de H+-ionen uit het zuur reageren met de OH--ionen uit de base tot H2O. Wanneer er evenveel H+ als OH--ionen in de oplossing zijn, zal deze neutraal zijn (pH = 7). Wanneer er meer H+-ionen dan OH--ionen zijn zal de oplossing zuur zijn (pH < 7), wanneer er meer OH--ionen dan H+-ionen zijn, zal de oplossing basisch zijn (pH > 7).

Voorbeeld Een mengsel bevat 100 ml zoutzuur (HCl) met pH=2 en 400 ml natriumhydroxide (NaOH) met pH=11 Bereken de pH van het mengsel?

Oplossing:

Zuur HCl

Base NaOH

pH = 2 ď&#x192; [H+] = 10-pH = 10-2 = 0,01 mol/l

pH = 11 ď&#x192; pOH = 14 â&#x20AC;&#x201C; pH = 14 â&#x20AC;&#x201C; 11 = 3

? mol H+

[OH-] = 10-pOH = 10-3 = 0,001 mol/l

đ?&#x2018;&#x203A;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; .0,1 đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122; = 0,001 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,01

? mol OHđ?&#x2018;&#x203A;

= đ??ś . đ?&#x2018;&#x2030; = 0,001

.0,400 đ?&#x2018;&#x2122; = 0,0004 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122;

0,0004 mol OH- vormt samen met 0,0004 mol H+ â&#x2020;&#x2019; 0,0004 mol H2O Er blijft 0,001 â&#x20AC;&#x201C; 0,0004 = 0,0006 mol H+ over Het totale volume is 0,1 + 0,4 = 0,5 l [đ??ť ] =

đ?&#x2018;&#x203A; 0,0006 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; = = 0,0012 đ?&#x2018;&#x2030; 0,5 đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122;

pH=-log 0,0012 = 2,92 AGROCHEMIE

169

11.3.5 pH van zoutoplossingen Sterke zuren en basen splitsen volledig in ionen, zwakke zuren en basen slechts gedeeltelijk.

Wanneer een sterk zuur in water oplost, zal het al zijn H+-ionen afsplitsen. Een zwak zuur zal maar een klein gedeelte van zijn H+-ionen afsplitsen. Hetzelfde geldt voor sterke en zwakke zouten.

We hebben reeds gezien dat een zout ontstaat door de reactie van een zuur en een base.

Wanneer een zout afgeleid is van een sterk zuur en sterke base, zal de pH van de zoutoplossing neutraal zijn (pH = 7).

Voorbeeld NaCl oplossen in H2O, NaCl is een zout afgeleid van een sterke base NaOH en een sterk zuur HCl Zout:

NaCl → Na+ + ClH2O ↔ H+ + OH-

in oplossing:

NaCl + H2O  Na+ + Cl- + H+ + OHVormt H2O: neutrale oplossing

Wanneer een zout is afgeleid van een sterk zuur en een zwakke base, geeft dit een zure oplossing.

Voorbeeld AgNO3 oplossen in H2O, AgNO3 is een zout afgeleid van een zwakke base AgOH en een sterk zuur HNO3 Zout:

AgNO3 → Ag+ + NO3H2O ↔ H+ + OH-

in oplossing:

AgNO3 + H2O  AgOH + H+ + NO3-

vermits AgOH weinig ioniseert, zullen er meer H+ in oplossing zijn dan OH-  pH < 7

Wanneer een zout is afgeleid van een zwak zuur en een sterke base, geeft dit een basische oplossing.

Voorbeeld Na2CO3 (soda) in H2O, Na2CO3 is een zout afgeleid van een sterke base NaOH en een zwak zuur H2CO3 Zout:

Na2CO3 → 2 Na+ + CO32(H2O ↔ H+ + OH-) x2

in oplossing:

Na2CO3 + H2O  H2CO3 + Na+ + OH-

2H+ vormt met CO32- → H2CO3 (is een zwak zuur en splitst in H2O en CO2), dus [H+]<[OH-]  pH > 7

AGROCHEMIE

170

Wanneer een zout is afgeleid van een zwak zuur en zwakke base zullen deze weinig H+ en OH- ionen geven in oplossing en zal de pH opnieuw eerder neutraal zijn.

11.3.6 pH van een zwak zuur en zwakke base Een zwak zuur en zwakke base gaan niet volledig dissociĂŤren. Slechts een gedeelte van de moleculen gaan ionen leveren. Daarom zijn zwakke zuren en zwakke basen evenwichtsreacties en hebben ze ook evenwichtsconstante of K-waarde. De mate waarin een molecule ionen geeft, wordt gegeven door de ionisatiegraad ď Ą.

We zullen de berekening van de pH van een zwak zuur tonen m.b.v. een voorbeeld.

Bereken pH van een azijnzuur oplossing (HAc) met uitgangsconcentratie [HAc]uitg = 0,1 mol/l en kHAc = 1,75.10-5 Oplossing: bij een zwak zuur hebben we een evenwichtsreactie HAc â&#x2020;&#x201D; H+ + AcWe hebben reeds gezien dat bij evenwicht een deel geĂŻoniseerd is, dat overeenkomt met ď Ą: [H+] = [Ac-] = ď Ą x 0,1 mol/l Een deel is niet geĂŻoniseerd en dus nog de oorspronkelijke molecule HAc, dit komt overeen met 1-ď Ą [HAc] = (1-ď Ą) x 0,1 mol/l Wanneer we deze waarden bij evenwicht in de K-waarde steken, dan kunnen we hieruit de ď Ą waarde bepalen en dus de concentratie H+ bij evenwicht. Uit deze concentratie halen we dan de pH waarde. đ??ž =

đ??ž =

[đ??ť ]. [đ??´đ?&#x2018;? ] [đ??ťđ??´đ?&#x2018;?] đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; . đ?&#x203A;ź . 0,1 đ?&#x203A;ź . 0,1 đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x2122; = đ?&#x2018;&#x2122; = 1,75. 10 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; (1 â&#x2C6;&#x2019; đ?&#x203A;ź) (1 â&#x2C6;&#x2019; đ?&#x203A;ź). 0,1 đ?&#x2018;&#x2122;

đ?&#x203A;ź. 0,1

Deze laatste vergelijking is een vierkantsvergelijking met onbekende ď Ąď&#x20AC;Žď&#x20AC; Normaal gezien wiskundig op te lossen met een discriminant.

Wanneer we veronderstellen dat ď Ą zeer klein is kunnen we een vereenvoudigde berekening uitvoeren, waarbij we de noemer gelijk stellen aan 1 en dan de volgende vergelijking oplossen: đ?&#x203A;ź . 0,1 = 1,75. 10 đ?&#x203A;ź

=

đ?&#x203A;ź =

1,75. 10 0,1 ,

. ,

= 0,013

[H+] = ď Ą . 0,1 mol/l = 0,013 . 0,1 mol/l = 0,0013 mol/l pH = - log [H+] = - log 0,0013 = 2,9 AGROCHEMIE

171

11.4 Buffer Een buffer is een stof die pH constant of bijna constant houdt bij toevoeging van water of een andere stof.

Een klassieke buffer bestaat uit een zwak zuur en een goed oplosbaar zout van het zwakke zuur.

Een klassiek voorbeeld van een pH-buffer: Azijnzuur (HAc) + Natriumacetaat (NaAc) Zuur:

HAc ↔ Ac- + H+ (vooral HAc)

Zout: NaAc → Ac- + Na+ (ioniseert volledig) [Ac-] is gelijk aan het aantal mol NaAc in oplossing Als er aan dat systeem wat zuur zal toegevoegd worden zullen de Ac- ionen van het zout met de H+ wat extra HAc vormen, anderzijds zal OH- extra H+ uit HAc binden. Daardoor zullen de H+ en OH- ionen gebonden worden, gebufferd worden.

In de cellen van levende cellen kunnen veel reacties maar doorgaan bij een bepaalde pH. De pH waarde van het bloed bedraagt 7,4 ± 0,2. In het bloed speelt de koolzuur/waterstofcarbonaatbuffer een belangrijke rol (H2CO3/HCO3-).

11.5 Oefeningen 1.

Bereken de pH van een oplossing van 1,575 g salpeterzuur (HNO3) in 500 ml water.

2.

Bereken de pH van een oplossing van 12,15 g zwavelzuur (H2SO4) in 30 l water.

3.

500 ml zoutzuur (HCl) heeft een pH van 1,3. Hoeveel g HCl is opgelost?

4.

30 l salpeterzuur (HNO3) heeft een pH van 2,4. Hoeveel g salpeterzuur is opgelost?

5.

Bereken de pH van een oplossing van 7 g kaliumhydroxide (KOH) in 400 ml water?

6.

Bereken de pH van een oplossing van 14,8 g calciumhydroxide (Ca(OH)2) in 5 l water.

7.

De pH van 200 ml natriumhydroxide-oplossing is 12,7. Hoeveel g NaOH is opgelost?

8.

De pH van 20 l magnesiumhydroxide-oplossing is 11,6. Hoeveel g magnesiumhydroxide (Mg(OH)2) is opgelost?

9.

80 l zoutzuur, pH = 1,3 wordt gemengd met 720 l water. Wat wordt de pH?

10.

50 ml NaOH-oplossing, pH =12,7 wordt gemengd met 200 ml water. Bereken de pH?

11.

Men mengt 20 liter zwavelzuur, pH = 2, met 5 liter kaliumhydroxide, pH = 13. Wat wordt de nieuwe pH?

12.

Men mengt 100 ml salpeterzuur, pH = 1,3 met 10 ml calciumhydroxide met pH = 13,7. Wat wordt de nieuwe pH?

AGROCHEMIE

172

13.

400 ml NaOH-oplossing (a) met pH = 13 samenvoegen met 200 ml NaOH oplossing (b) met pH = 12 en 100 ml van een H2SO4-oplossing van 0,5 mol/l. Wat is de pH van de resulterende oplossing?

14.

We mengen een 100 ml zwavelzuur met pH = 1,5 met 50 ml van een calciumhydroxide oplossing van 1M, wat is de pH van het mengsel?

AGROCHEMIE

173

12 De scheikunde van water 12.1 Algemeen Water of H2O is een molecule met enkele bijzondere eigenschappen.

Water is een dipool, d.w.z. water bezit een negatieve en positieve pool. Tussen de watermoleculen worden waterbruggen gevormd. Polaire stoffen lossen goed op in water in tegenstelling tot apolaire stoffen.

Door deze eigenschappen heeft water: -

Een grote soortelijke warmte

-

Een hoog kookpunt

-

Een hoog smeltpunt

-

Een grote verdampingswarmte

-

Een grote oppervlaktespanning

-

Een belangrijk oplosmiddel

12.2 De rol van water in de biologie Water speelt in de biologie een zeer belangrijke rol. Dat we op onze planeet niet zonder water kunnen blijkt uit de volgende functies van water in de natuur: 1. Water is een oplosmiddel voor vele stoffen Water lost op in de grond voedingsstoffen op, waarna deze door de plant via de wortel, kunnen worden opgenomen. In het menselijk lichaam worden afvalstoffen via de urine afgevoerd. In de lucht worden vervuilende stoffen uitgewassen door water.

2. Water is een bouwsteen voor de levende materie Organische moleculen vormen de bouwstenen van delen van levend weefsel. Organische moleculen bevatten de elementen C, H en O. hiervan wordt H aan water onttrokken.

3. Water is een koelmiddel voor mens, plant en dier Een plant verdampt per kilogram geproduceerde droge stof ongeveer 300 tot 500 liter water. Door het ingestraalde licht en de temperatuur wordt de temperatuur geregeld. Zonder water verdroogt (verbrandt) de plant.

In het dierlijke lichaam regelen zweetklieren de temperatuur van de huid door middel van zout- en waterafscheiding. Het uitgescheiden water verdampt en dit kost energie. Door deze regeling blijft de temperatuur constant.

Op dezelfde manier blijft de temperatuur van de zee en van het aardoppervlak binnen bepaalde grenzen, zodat leven mogelijk is.

4. Water maakt ontstaan van druk ofwel turgor in levende cellen mogelijk AGROCHEMIE

174

Water speelt een belangrijke rol in het osmotisch effect. De plantencel regelt de concentratie opgeloste deeltjes koolhydraat en zout in de vacuole. Door de hoge concentratie ontstaat de zogenaamde turgor of celdruk. Ook de winterhardheid van grassen, granen, bomen en overblijvende planten berust op de verhoging van de concentratie van koolhydraten en zout in de vacuole (vriespuntsverlaging). Deze hoge concentratie wordt opgebouwd in het najaar onder invloed van milieufactoren. Als de plant toch zou bevriezen, wordt het cytoplasma niet doodgedrukt door de langzaam groeiende ijskristal omdat de turgor dan wegvalt.

5. Water beschermt tegen UV licht Uit onderzoek is gebleken dat het leven is ontstaan in het beschermend milieu van water. UV licht zal in water dat dieper is dan 10 meter geen dodelijke werking meer hebben.

Verder heeft water op de plant een functie als waswater.

12.3 Soorten water Uit eigen ervaring weten we dat in de praktijk verschillende soorten water worden onderscheiden.

Het water blijft uiteraard H2O, maar verschilt in de soorten stoffen die erin opgelost zijn. Zo kennen we leidingwater, regenwater, vervuild water, …

12.3.1 Hard water Hardheid van water wordt vooral de Ca2+-ionen veroorzaakt, en verder door Mg2+-, Fe2+- en Mn2+ionen. De hardheid wordt blijvende hardheid genoemd als het calcium voorkomt als calciumsulfaat (CaSO4). Temperatuursverhoging (koken) heeft vrijwel geen daling van de hoeveelheid calciumionen tot gevolg.

Meestal komt calcium voor in de vorm van calciumwaterstofcarbonaat (CaHCO3). Men spreekt dan van tijdelijke hardheid. Door koken vallen de HCO3--ionen uit elkaar in CO2 gas, H2O en CO32--ionen.

De CO32--ionen vormen dan met Ca2+ een neerslag van CaCO3 (vorming van ketelsteen), zodat er minder calciumionen in oplossing blijven.

Principe: 2 HCO3-  H2CO3 + CO32 H2O + CO2 + CO32CO32- + Ca2+  CaCO3 ↓ Grondwater uit diepere lagen is meestal nogal zuiver. Hoe dieper we gaan des te minder invloed we ondervinden van de mens en zijn verontreiniging. Het diepe water lost wel een aantal goed oplosbare mineralen (zouten) op in zuurstofarm milieu.

De zogenaamde hardmakende ionen Ca, Mg, Fe en Mn veroorzaken bij het wasproces het ontstaan van kalkzeep. De kationen slaan neer met zeepanionen, zodat in het water een wit tot bruine drap van kalkzeep ontstaat.

Bij verwarming van hard water ontwijkt CO2. De pH stijgt. Het gevolg is de vorming van een neerslag van CaCO3, MgCO3, FeCO3 en MnCO3. Dit proces vindt o.a. plaats in verwarmingselementen en de

AGROCHEMIE

175

bijhorende toe- en afvoerbuizen. Door deze afzetting van zouten neemt de warmte-afgifte af. De doorstroming in de buis wordt bovendien bemoeilijkt, zodat de installatie slijt.

Komt hard water op bladeren terecht, dan vinden we later kalkaanslag. Vooral bloemen zijn gevoelig voor zouten, dus ook voor hard water. Bloemen en planten met kalkaanslag zijn onverkoopbaar.

In akker- en weidebouw kennen we vooral het probleem van ijzerhoudend hard water. Het gewas, de regeninstallatie en gebouwen krijgen hierdoor een roodbruine kleur.

Aangezien hard water veel ionen bevat, zal het de elektrische stroom goed geleiden. De EC is dus hoog en meestal > 0,4 mS/cm.

Hard water kan op een aantal manieren onthard worden: 1. Koken 2. Toevoegen van soda (Na2CO3) 3. Toevoegen van fosfaten (polyfosfaat) 4. Behandeling in ionenwisselaars 5. Omgekeerde osmose

12.3.2 Zout water Het grondwater in kustgebieden bevat veel zout in diepere lagen. De meest voorkomende zouten zijn NaCl, KCl, CaCl2 en MgCl2.

Algemeen geldt de regel 1mS/cm komt overeen met 0,7 gram zout per liter. Echt zout water bevat meer dan 2,5 gram zout per liter, dus EC > 4 mS/cm. Beregening met dit water heeft verbranding tot gevolg. Zeewater bevat 26 gram NaCl per liter + 8 gram andere zouten. De EC is ongeveer 50 mS/cm.

Brak water is een mengsel van zout en zoet water; 3 < EC < 10 mS/cm. Ook het gebruik van kunstmest, stalmest, drijfmest, enz. draagt bij tot de totale zoutlast.

Door aanvoer van zout bevattend water dat ter plaatse indampt, ontstaan zoute gronden. In subtropische gebieden komen meren en woestijnen voor waarin meer dan 10 meter dikke zoutlagen zijn afgezet.

De ontzouting van water kan geschieden door middel van: 1. Destillatie 2. Demineralisatie 3. Omgekeerde osmose In laboratoria worden de eerste 2 methoden vaak gebruikt, voor land- en tuinbouw is dit vaak te duur. Omgekeerde osmose kan rendabel zijn bij intensieve tuinbouw. Bij deze laatste methode perst men het water (met zout) tegen een semipermeabel membraan. Afhankelijk van het soort membraan, de druk en het zoutgehalte krijgt men min of meer zuiver water.

AGROCHEMIE

176

12.3.3 Zoet water Zoet water is water dat door schone rivieren wordt aangevoerd. Het bestaat uit gesmolten ijs en grondwater. Zoet water bevat bijna geen zout. Het is geschikt voor beregening of als gietwater, eventueel als steknevelwater.

12.3.4 Leidingwater Leidingwater is of opgepompt grondwater of gezuiverd oppervlaktewater. De hoeveelheid zouten per liter is gering. Micro-organismen zijn verwijderd, neerslagen en onoplosbare stoffen weg gefiltreerd. Het goed zuiveren van oppervlaktewater is moeilijker en kostelijker dan het zuiveren van grondwater.

12.3.5 Regenwater Regenwater is vooral geschikt als waswater of gietwater. Het bevat geen Ca2+-ionen dus is niet hard.

In verstedelijkte gebieden met industrie is de lucht flink vervuild met o.a. SO2 en HCl. Deze stoffen lossen op in het regenwater. De regen wast de lucht schoon. Als een stof als SO2 oplost in water krijgen we H2SO4 of zure regen. In extreme gevallen kan de pH dalen tot 3 of 4. Zuur water tast metalen constructies, muren en gebouwen aan.

12.3.6 Putwater en grondwater Putwater en grondwater is regenwater dat door de grond is gesijpeld. Het grondwater is een voorraadvat dat de grote verschillen in rivierafvoer buffert. Komt grondwater in contact met zoutwater, dan wordt het brak.

In grondwater kunnen zouten oplossen. In zandgronden o.a. tweewaardige ijzerverbindingen (omdat grondwater zuurstofarm (=anaeroob) is). Het kleurloze Fe2+ gaat na versproeien bruin worden omdat Fe2+ geoxideerd wordt tot Fe3+.

De EC van put- en grondwater is vaak tussen 0,2 en 0,4 mS/cm.

12.3.7 Gedemineraliseerd water Dit water noemen we demi-water. De zouten (= mineralen) zijn eruit gehaald door middel van adsorptie aan een kunsthars. De hars wisselt ionen met de vloeistof. De hars wordt een ionenwisselaar genoemd.

Wanneer enkel ionen zoals Ca2+, Mg2+, Fe2+ en Mn2+ worden uitgewisseld tegen Na+ spreken we van ontharden. Onthard water is nog geen demi-water want er zijn nog Na+-ionen in oplossing.

De chemische technologie verschaft ook harsen die H+ en OH- kunnen wisselen. Een hars is een polymeer waaraan deze ionen geadsorbeerd zitten. Passeren de Ca2+ en HCO3- de gemengde hars, dan worden de Ca2+-ionen geruild voor 2 H+-ionen en de 2 HCO3--ionen voor 2 OH--ionen. De twee H+ en OH- ionen vormen samen 2 H2O, en zo verkrijgen we demi-water.

De EC is < 0,2 mS/cm. De harsen moeten wel regelmatig geregenereerd worden.

Ook via omgekeerde osmose kan gedemineraliseerd water verkregen worden.

AGROCHEMIE

177

12.3.8 Gedestilleerd water Dit water is de zuiverste vorm van water. Het wordt bekomen door destillatie (verdampen en condenseren). De aanduiding is aquadest. Aqua-bidest is tweemaal gedestilleerd. Het wordt bewaard in afgesloten tot op de rand gevulde flessen. Zodra bidest aan de lucht vrijkomt, lost CO2 er iets in op, waardoor de zuiverheid afneemt. Dit water wordt in het labo gebruikt voor wetenschappelijke doeleinden.

12.4 Waterverontreiniging Al sinds er water op aarde is, vindt watervervuiling plaats. Echter door het zelfreinigend van water werden vroeger de biologisch afbreekbare stoffen geheel omgezet, zodat er geen problemen kwamen.

12.4.1 Afbreekbaar organisch materiaal De lozingen uit toiletten, aardappelmeelfabrieken, slachthuizen, strokartonfabrieken en conservenindustrieën leiden samen tot een grote hoeveelheid biologisch afbreekbaar materiaal in oppervlaktewater. Alleen indien zeer veel zuurstof in dit water wordt gebracht, zullen bacteriën, amoeben enz. de organische stoffen afbreken tot H2O, CO2, NH3, nitraten (NO3-) en enige andere zouten. Dit kan worden bereikt door middel van beluchten. In oppervlaktewater zit echter niet genoeg zuurstof. In plaats van aerobe afbraak (met O2), vindt anaerobe afbraak door microorganismen plaats, dus zonder O2. Het gevolg is rotting met de productie van veel stank: CH4, NH3, H2S en toxinen. Hierdoor wordt het water ‘dood’ water.

De hoeveelheid O2 die micro-organismen in water nodig hebben om de biologisch afbreekbare stoffen te oxideren, geven we aan met BOD = BZV = biologisch zuurstofverbruik.

Soms komen ook anorganische zuurstofbindende stoffen voor in het water. Deze vormen een extra probleem. Alle stoffen samen hebben een zuurstofverbruik dat we COD of CZV, chemisch zuurstofverbruik noemen.

12.4.2 Zouten, zuren en basen Zouten worden vooral geloosd door kalimijnen, cementfabrieken en de chemische industrie. De belangrijkste zouten zijn chloriden.

Een belangrijke tweede groep onder de zouten zijn de verbindingen met zware metalen. De zware metalen hopen zich op in het weefsel van dier en mens. Naarmate het dier hoger in de voedselketen staat, hoe groter de kans op vergiftiging. Ze hopen zich tevens op in slib, sediment en bodem. Enkele voorbeelden van zware metalen zijn Pb, Zn, Ni, Cr, Cd, Hg, Ti en Sn. In de bemestingsleer wordt erop gewezen dat zuiveringsslib en havenslib gevaarlijk zijn in groententeelt.

Een derde groep van vervuilende zouten zijn de stikstof- en fosforverbindingen. Na sterke vervuiling, voornamelijk door lozing van faeces, wasmiddelen en drijfmest, stijgt de concentratie van P- en Nverbindingen in oppervlaktewater. Het gevolg van de grote voedselrijkdom (eutrofiëring) van het oppervlaktewater is een explosieve groei van planten en wieren, waarna bezinking en rotting optreedt. Het water wordt anaeroob. De enige oplossing is afschrapen van de bodem.

AGROCHEMIE

178

Bij lozingen van zuren en basen wordt de zuurtegraad van het water sterk beïnvloed. Het gevolg is dat de micro-organismen in zuiveringsinstallaties afsterven. Men moet dan een nieuwe bacteriepopulatie opbouwen, wat wel 3 weken kan duren.

12.4.3 Bestrijdingsmiddelen Het lozen van landbouwvergif gebeurt helaas nog steeds. Meestal komen bestrijdingsmiddelen in water door de reiniging van spuitapparatuur met oppervlaktewater. Ook via de bodem kunnen bestrijdingsmiddelen in het grond- of oppervlaktewater terecht komen. Hoe persistenter het middel, hoe langer het in het milieu blijft en opstapelt. Gevaarlijke ‘oude’ bestrijdingsmiddelen waren DDT, Aldrin, PCB en gechloreerde koolwaterstoffen. Deze stoffen hopen zich op via de voedselketen in het vetweefsel. Ook dioxinen zijn zeer persistent en giftig.

12.4.4 Olie en vet Olie en vet mengen niet met water. Ze drijven na lozing of ongelukken boven op water. Olielozingen via de riool en uit schepen zijn berucht. Echter ook de brave burger die afgewerkte motorolie in het grondwater laat lopen bevuilt vele miljoenen liters water. Olie is gevaarlijk voor vogels en geven het wateroppervlak een smerig uitzicht. Olie en vetten breken zeer moeilijk af.

Olieraffinaderijen proberen olie die gemorst is op de grond te verwijderen door verbranding of door bemesten met NPK. Na bemesting met deze laatste stof wordt olie langzaam maar zeker afgebroken door bacteriën die deze mest als voeding nodig hebben.

Olie en vet kunnen gedeeltelijk door een schraper worden verwijderd.

12.4.5 Thermische vervuiling Bij thermische vervuiling hebben we te maken met lozing van warm water. Meestal is dit koelwater van industrieën, energiecentrales en kerncentrales. Bij lozing van warm water wordt het oppervlaktewater zuurstofarm, wat leidt tot vissterfte.

12.4.6 Radioactieve stoffen Radioactieve stoffen geven straling af. Deze straling ioniseert verbindingen in het lichaam. Hierdoor wordt het erfelijk materiaal van de cellen verstoord. Radioactieve stoffen zijn reeds in lage concentraties gevaarlijk. Normaal gezien zijn er zeer strenge eisen gesteld aan het werken met radioactieve stoffen en zijn vervuilingen vaak het gevolg van een ongeval.

12.4.7 Ziektekiemen Ziektekiemen in water leveren grote problemen voor: 1. De drinkwatervoorziening: ontsmetting is noodzakelijk 2. Recreatiewater: bij zwemmen krijgt men altijd water binnen, vooral ’s zomers kan het water besmet zijn met Salmonella en met amoeben 3. De vissen: krijgen allerlei ziekten en sterven 4. De vogels: denk aan botulisme door Clostridium botinulum, dat ook voor de mens gevaarlijk is.

AGROCHEMIE

179

Als indicatie voor bacterie-infectie beschouwd men meestal het aantal colibacteriën per liter.

12.5 Wateranalyse Zowel kwalitatief (= welke stoffen) als kwantitatief (= hoeveelheid van de stoffen) onderzoek van water is belangrijk.

In de land- en tuinbouw is het belangrijk de verschillende componenten aanwezig in het water, gebruikt voor o.a. besproeiing, als drinkwater voor dieren, na afvalzuivering, … te kennen. Hiervoor zijn er verschillende methoden.

Hieronder worden een aantal belangrijke analysetechnieken besproken van bepaalde parameters belangrijk in wateronderzoek.

12.5.1 Hardheid Bij de bepaling van de hardheid wordt vooral gekeken naar de concentratie van de calciumionen. De andere ‘hardmakende’ ionen zoals Mg2+, Mn2+, Fe2+ komen in verhouding minder voor. Ca2+ is meestal voor 80 tot 95% aanwezig).

De hardheidsbepaling geschiedt via een titratie. Een titratie is een veel gebruikte manier in de kwantitatieve chemische analyses.

De stof waarmee de calciumionen reageren, heet EDTA (ethyleendiaminetetraazijnzuur). Het EDTA vormt met de meeste metaalionen een complexe verbinding (ook chelaat genoemd). Deze verbinding ontstaat alleen bij één bepaalde pH. Voor calciumionen is deze pH ongeveer 10. Daarom wordt aan het te onderzoeken water een bufferoplossing toegevoegd om de pH op 10 te brengen.

Vervolgens wordt een indicator toegevoegd die met calciumionen een rode kleur geeft. Dit is eriochroomzwart-T. Als de calciumionen door het EDTA gebonden zijn, is de kleur van eriochroomzwart-T groen. De hoeveelheid verbruikt EDTA is af te lezen op de buret. Door berekening is dan de hardheid van het water vast te stellen. Deze bepaling wordt door de aanwezigheid van ionen van zware metalen verstoord (Fe, Mn).

Men gebruikt als eenheid voor de hardheid niet het aantal mmol Ca2+/l of mg Ca2+/l, maar het aantal mg CaO-verbindingen per liter. Dit is chemisch gezien onjuist, maar in de praktijk wordt er nog steeds meegewerkt. We gebruiken vaak de zogenaamde Duitse hardheidsgraden, waarbij 1°D = 10 mg CaO/l.

Normen hiervoor zijn: 0 – 4 °D:

zeer zacht water

4 – 8 °D:

zacht

8 – 12 °D:

middelhard

12 – 18 °D:

tamelijk hard

18 – 30 °D:

hard

40 en meer:

zeer hard

AGROCHEMIE

180

12.5.2 Elektrische geleidbaarheid De EC wordt gemeten met een EC-meter. De EC geeft een indruk van het totale zoutgehalte. 1 mS/cm komt overeen met 0,7 g zouten per liter. De EC wordt niet rechtstreeks gemeten, maar via de 1:2 volumeextractiemethode

12.5.3 Zuurtegraad De pH wordt gemeten via potentiometrie. Met behulp van elektroden wordt het potentiaalverschil gemeten. De apparatuur wordt eerst geijkt met bufferoplossingen en nadien kan de pH rechtstreeks worden afgelezen.

12.5.4 Fosfaatgehalte De fosfaatbepaling geschiedt colorimetrisch. De intensiteit van de blauwe kleur van het fosfaatmolybdaatcomplex is een maat voor de concentratie fosfaat in het te onderzoeken water.

12.5.5 Ijzer De bepaling van ijzer gebeurt colorimetrisch. In grondwater komt ijzer als Fe2+ voor. In zuurstofhoudend water komt ijzer als Fe3+ voor. Als voor beregening water wordt gebruikt dat een hoge ijzerconcentratie heeft, is er kans op verbruining of zelfs verbranding van de planten. Het ijzergehalte kan echter niet los gezien worden van de totale hoeveelheid zout en de pH. Soms komt colloïdaal ‘ijzer’ voor. De totale hoeveelheid ijzer is dan hoog, terwijl het effect op verbruining en verbranding toch meevalt.

12.5.6 Chloridegehalte Het chloridegehalte kan uit de EC geschat worden, maar kan ook worden bepaald door titratie met zilvernitraatoplossing. Men titreert het te onderzoeken water nadat kaliumchromaat is toegevoegd.

K2CrO4 is de indicator bij deze titratie, voor de titratie is de kleur ervan geel. Chloride-ionen geven met zilverionen een neerslag van AgCl. Als bij het titreren het eindpunt bereikt is (alle Cl- ionen zijn door Ag+ ionen weggenomen), ontstaat bij verdere toevoeging van zilvernitraat het vuilbruine Ag2CrO4.

12.5.7 Sulfaat Bij de bepaling van sulfaationen in grond- of oppervlaktewater wordt na toevoeging van een bariumchloride-oplossing het slecht oplosbare BaSO4 gevormd. Hierdoor ontstaat een troebeling in het water. Deze troebeling kan met een colorimeter vergeleken worden met een standaardreeks.

12.5.8 Waterstofcarbonaat De bepaling geschiedt door titratie met zoutzuur, indicator is methyloranje (kleuromslag van geel naar oranje).

AGROCHEMIE

181

12.5.9 Nitraat De bepaling van nitraat kan potentiometrisch met een nitraatelektrode worden uitgevoerd. Verder kan nitraat ook colorimetrisch bepaald worden. Met salicylzuur geeft nitraat in zuur milieu een gele verbinding.

NO3- uit drinkwater of voedsel kan bij de spijsvertering omgezet worden in NO2-. Deze stof (nitriet) is giftig, omdat het ijzer in hemoglobine inactiveert. Hierdoor wordt de zuurstofopname in het bloed belemmerd. Bij babyâ&#x20AC;&#x2122;s leidt dit tot blauwzucht (blue baby disease). Bij herhaald opwarmen van nitraathoudende groenten (spinazie) wordt het nitraat omgezet in kankerverwekkende nitrosaminen.

Een overmaat nitraat in drinkwater kan voorkomen na onttrekking van grondwater in de buurt van een zinkput (beerput).

In bladgroenten komen te hoge nitraatgehalten voor in de herfst. De als nateelt gekweekte groentegewassen worden met veel N bemest (â&#x20AC;&#x2DC;opjagenâ&#x20AC;&#x2122;).

De hoeveelheid licht in de herfst is gering. De fotosynthese is beperkt, zodat niet alle nitraat wordt omgezet in organische stikstof. In de herfst is de temperatuur nog redelijk hoog, dus ook de worteltemperatuur. De opname van nitraat en water ligt dus op een hoog niveau.

12.5.10

De CZV en BZV bepaling

Men bepaalt de hoeveelheid organische vervuiling door te onderzoeken hoeveel oxideerbaar materiaal aanwezig is. Dit kan chemisch en biologisch. Chemisch met als oxidatiemiddel kaliumpermanganaat of kaliumdichromaat, biologisch m.b.v. micro-organismen. In het laatste geval is zuurstof het oxidatiemiddel.

Hoewel bij de chemische methode geen O2 gebruikt wordt, spreekt men toch van chemisch zuurstofverbruik, CZV of COD. Men kan de hoeveelheid benodigd permanganaat omrekenen naar een gelijkwaardige hoeveelheid zuurstof. 1 mol KMnO4 is equivalent aan 5/4 mol O2, 1 mol K2Cr2O7 aan 3/2 mol O2.

De bepaling van het biologisch zuurstofverbruik, BZV of BOD kan op verschillende manieren gebeuren.

1. Bij de eerste methode wordt het watermonster in 2 helften verdeeld. Van het ene monster wordt direct het zuurstofgehalte bepaald, van het andere nadat het 5 dagen in het donker â&#x20AC;&#x2DC;bebroedâ&#x20AC;&#x2122; is. In deze 5 dagen breken micro-organismen de organische stof af. Het zuurstofgehalte daalt hierdoor. De afname is een maat voor de hoeveelheid organische verontreiniging. Deze duidt men aan als đ??ľđ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2030; (20 = temperatuur in °C; 5 = tijd in dagen).

Het â&#x20AC;&#x2DC;bebroedenâ&#x20AC;&#x2122; moet in het donker gebeuren, omdat anders fotosynthese plaatsvindt (door algen). Bij fotosynthese zou zuurstofproductie plaatsvinden.

De bepaling van het zuurstofgehalte in de beide monsters kan het eenvoudigst geschieden met een zuurstofgevoelige elektrode (potentiometrisch). Als deze niet ter beschikking is, kan de zuurstofbepaling ook chemisch geschieden (methode volgens Winkler). Het watermonster wordt met mangaansulfaat en een alkalische jodide-oplossing behandeld. Hierbij wordt de aanwezige zuurstof omgezet en jodium komt vrij. Dit jodium kan worden getitreerd met natriumthiosulfaat (redoxtitratie).

AGROCHEMIE

182

2. Bij de tweede methode wordt het watermonster in een ‘auto-analyzer’ verzadigd met zuurstof. Gedurende 5 dagen wordt deze verzadigingstoestand bij 20°C door zuurstoftoevoer vastgehouden. De toegevoerde hoeveelheid zuurstof noemt men het biologisch zuurstofverbruik. In de ‘auto-analyzer’ wordt ook de hoeveelheid geproduceerde CO2 gemeten. Het biologisch zuurstofverbruik is altijd lager dan het chemisch zuurstofverbruik.

Het CZV is een maat voor de totale hoeveelheid oxideerbare stoffen. Het BZV is een maat voor de hoeveelheid biologisch afbreekbare stof. Het CZV omvat het O2-verbruik van biologisch afbreekbaar materiaal, niet-biologisch afbreekbare organische stoffen en anorganische verbindingen (Fe- en Mn-zouten). In normaal huishoudelijk afvalwater vinden we: CZV = 1½ BZV.

13 Bodemanalyse 13.1 Inleiding De bodem bestaat uit: vaste delen, de bodemoplossing en de bodemlucht. De bodemanalyse omvat de kennis van de bestanddelen van de grond en hun onderlinge relaties. In de bodemkunde en de bemestingsleer wordt de bodemanalyse gebruikt om de geschiktheid voor een bepaalde teelt te onderzoeken.

Het gebruik van meststoffen in de grond vergt chemische kennis.

13.2 De vaste bestanddelen van de bodem De vaste delen kunnen we opsplitsen in mineralen, organische stoffen en goed oplosbare zouten die neergeslagen zijn.

13.2.1 Mineralen De stof SiO2 is het meest voorkomende mineraal (75 tot 90% in de lichte gronden). De bruinrode kleur van grond wordt veroorzaakt door Fe-verbindingen zoals Fe2O3, Fe(OH)3, Fe3O4, FeO(OH).

Donkerbruine tot paars-zwarte vlekken in de grond worden meestal gevormd door MnO2 en Mn(OH)2. Ijzer en mangaan zijn de schilders van de natuur. De meeste verbindingen met Ca, Mg en Al zijn kleurloos of wit. Deze kristallen vallen in de grond niet op.

De mineralen zijn ontstaan uit verweringsprocessen van gesteenten. Het verweringsproces gaat nog steeds door. Elk jaar gaat, vooral in kleigrond, een klein deel van de silicaten in oplossing. De plantenvoedende ionen van K, Ca, Mg enz. komen vrij. Deze grond wordt chemisch vruchtbare grond genoemd.

De goed oplosbare verbindingen zullen bij neerwaartse waterstroming uitspoelen. Het water kan afkomstig zijn van neerslag of van overstromingen. De uitgespoelde zouten vinden we elders terug in zoute gronden, meren of in zee.

Als de waterbeweging in de grond overwegend naar boven is gericht, spoelen de goed oplosbare zouten niet uit. Ze vormen een zoutlaag of zoutkorst.

Klei en humus hebben een grote invloed op alles wat er in de grond gebeurt. De twee genoemde bestanddelen werken als buffer. De buffercapaciteit wordt aangeduid met CEC (cation exchange capacity). Klei en humus adsorberen ionen en moleculen. Zowel ionen als water worden dus AGROCHEMIE

183

vastgehouden. De uitspoeling van voedingsionen, maar ook van bestrijdingsmiddelen en zware metalen, wordt sterk verlaagd.

De meeste mineralen zijn slecht oplosbaar. Als het vochtgehalte in de grond toeneemt, lossen de mineralen beter op. De zuurgraad en de EC van het bodemwater hebben een sterke invloed op de oplosbaarheid. In de verschillende bodemlagen zijn de pH en de zoutconcentratie ongelijk. ColloĂŻdale deeltjes die met het bewegend bodemwater in een laag met afwijkend milieu komen, kunnen coaguleren. Ionen die in een ander milieu terechtkomen, kunnen onoplosbare verbindingen vormen die neerslaan. Zo is bijvoorbeeld klei-, ijzer-, mangaan- of humusinspoeling ontstaan. pH-verlaging in de grond wordt veroorzaakt door het oplossen van CO2, de vorming van organische zuren (humuszuren) bij de afbraak van organische stof.

De aanwezigheid van kalk (CaCO3) of van basisch grondwater zorgt voor een hoge pH. Ook zal het aantal ionen van zware metalen bij lagere pH groter worden.

Bij lage pH komen overmaatverschijnselen in de plant voor (necrose en chlorose). Bij hoge bodem-pH lossen in normale grond, de verbindingen van zware metalen zo slecht op dat er gebreksverschijnselen in de plant optreden (chlorose).

13.2.2 Organische stof en humus Organische stof wordt meestal aan de grond toegevoegd bij bemesting. De organische stof wordt door de bodemorganismen afgebroken. Dit proces heet vertering. De vertering wordt beĂŻnvloed door hoeveelheid water en zuurstof, de pH, het zoutgehalte en de vorm en aard van de organische stof.

Organische stof wordt omgezet in CO2 en H2O. Een klein gedeelte wordt omgezet in humus. Humus is een zeer ingewikkelde organische stof. Verder komen zouten vrij (in ionvorm). Dit noemt men mineralisatie.

Organische stof en humus geven de grond een bruine en zwarte kleur. De samenstelling van de humus is verschillend. Meestal is bruine humus chemisch rijker dan zwarte, d.w.z. het gehalte aan voedende bestanddelen (N, P, Ca en Mg) is hoger.

Humus is een sterk bufferende stof. Humus heeft een twee keer zo hoge CEC als klei. Humus adsorbeert in tegenstelling tot klei zowel anionen als kationen. In de praktijk betekent dit dat humusrijke grond plantenteelt bij een EC tot 3,5 mS/cm mogelijk maakt. In normale grond krijgen we bij zoutgevoelige planten al problemen bij een EC die groter is dan 1,2 mS/cm.

13.2.3 CEC bepalingen Van droge grond wordt 5 gram afgewogen en gemengd met een amorf materiaal zoals kwartszand (25 gram). Dit mengsel wordt overgebracht in een glazen buis die aan de onderkant is afgesloten met een prop glaswatten en een laag grof zand. Op het te onderzoeken mengsel wordt nog een laag (enkele centimeters) grof zand aangebracht. Daarna wordt de kolom langzaam gepercoleerd met 250 ml 0,5 N NH4Ac-oplossing. Het percolaat wordt bewaard, nadat het volume weer tot 250 ml is aangevuld met 0,5 N NH4Ac-oplossing. In het percolaat kan K+, Na+, Ca2+ en Mg2+ bepaald worden.

Gedurende 2 uur wordt de vloeibare fase uit de buis verdreven door te spoelen met 250 ml ethanol (70%). Daarna wordt nogmaals gepercoleerd, maar nu met een iets zure oplossing met een overmaat Ca2+-ionen, zodat geen NH4+ verdwijnt via vervluchtiging van NH3. Daartoe wordt gepercoleerd met

AGROCHEMIE

184

250 ml van een oplossing van 0,5 N CaCl2 en 0,04N HCl. Tot slot wordt dit percolaat titrimetrisch de hoeveelheid NH4+ bepaald.

Uit de hoeveelheid NH4+ wordt de CEC berekend die wordt uitgedrukt in meq eenwaardige kationen per 100g droge grond. Uit de bepaling van Ca2+, Mg2+, K+ en Na+ in het eerste percolaat (met NH4Acoplossing) kan de kationenbezetting van het adsorptiecomplex bepaald worden.

13.2.4 Neergeslagen oplosbare zouten Na toediening van grote hoeveelheden goed oplosbare meststoffen kan in grond een neerslag ontstaan. Neerslagvorming vindt altijd plaats na toevoeging van goed oplosbare fosfaten. Chloride en sulfaten kristalliseren in droge grond uit, vaak in de bovenste laag.

Bij gebruik van gietwater met een EC groter dan 0,8 mS/cm brengen we zoveel extra zout in de grond dat de concentratie in de grond te hoog wordt, en treedt er verbranding op. De totale hoeveelheid oplosbaar en opgelost zout in de grond wordt bepaald via de 1:2 volume-extractiemethode.

13.3 De samenstelling van de bodemoplossing In de bodemoplossing komen volgende deeltjes voor: 

Ionen: kationen en anionen



Moleculen: humuszuren, bestrijdingsmiddelen, ureum, suikers, gassen, …



Colloïden: klei, humus, ijzer- en mangaancolloïden

De bodemoplossing is een oplossing in water. De stoffen die opgelost zijn, zijn afkomstig van: 1. Verweringsprocessen 2. Giet- of grondwater 3. Toegevoegde stoffen als kunstmest en organische mest 4. De lucht 5. Het adsorptiecomplex van klei en humus

13.4 Het chemisch grondonderzoek 13.4.1 Bepaling van de totale hoeveelheid oplosbare zouten Men meet de EC van grond met de 1:2 volume-extractiemethode.

13.4.2 Bepaling van de zuurtegraad De pH van de grond wordt gemeten met de 1:2½ methode. Aan 20 gram droge grond wordt 50 ml KCl-oplossing (1 M) toegevoegd. Het mengsel wordt goed geschud en blijft een nacht staan. Daarna wordt de pH van het filtraat gemeten. De gemeten pH heet pHKCl. De toegevoegde K+ zullen aan het absorptiecomplex wisselen met de geabsorbeerde ionen, vb. H+, Na+, Ca2+. In plaats van 1 molair KCl-oplossing wordt ook wel gebruik gemaakt van demi-water of een 0,01 M CaCl2-oplossing. De pH die gemeten wordt als pHKCl is lager dan de pHwater.

AGROCHEMIE

185

13.4.3 Stikstof-, fosfaat-, kalium-, magnesium- en kalkbepaling Stikstof komt voor als NH4+ en NO3- in de grond. De analyse van de beschikbare N is in land- en tuinbouw belangrijk voor het bemestingsadvies.

Daarnaast worden ook fosfaatbepaling, kaliumbepaling en magnesiumbepaling uitgevoerd.

Onder het begrip kalk duidt men aan: CaCO3 en MgCO3. Kalk reageert met water basisch. Grond met veel kalk is nooit zuur.

13.5 De bodemvervuiling 13.5.1 Algemeen De bodem in Vlaanderen wordt door allerlei antropogene invloeden verontreinigd met milieugevaarlijke stoffen zoals zware metalen, organische polluenten en bestrijdingsmiddelen. Een vervuilde bodem verliest zelf aan kwaliteit en kan de kwaliteit van het leven bedreigen: mensen, dieren en planten kunnen in contact komen met schadelijke stoffen of het grondwater kan erdoor worden aangetast. Verontreinigingen zijn voornamelijk het gevolg van bepaalde activiteiten van de sectoren industrie, energie, handel en diensten, maar ze worden ook veroorzaakt door gezinnen en door de landbouw.

13.5.2 Voorbeelden chemische bodemverontreiniging Bodemverontreiniging wordt veroorzaakt door een brede waaier van giftige en/of verontreinigende stoffen: een eerste drietal is nitraten, fosfaten, en kalium. De voornaamste bronnen zijn landbouwactiviteiten, huishoudens en industrie (figuur 68) en deze bevuiling heet ‘vermesting’.

Lokaal leidt vermesting tot verhoogde nitraat- en fosfaatconcentraties in oppervlakte- en grondwater en dus vervuiling van drinkwatervoorraden, tot achteruitgang van de biodiversiteit in (natuur-) gebieden en mogelijk tot kwalitatieve achteruitgang van voedingsgewassen. Regionaal treedt ‘eutrofiëring’ van zoet en zout oppervlaktewater op, wat een negatief effect heeft op het waterleven.

Planten zoals algen gaan zich explosief ontwikkelen, waardoor er minder licht in het water kan doordringen en sommige anaerobe bacteriën meer actief worden. Hierdoor kunnen sommige vissen en andere organismen niet meer blijven leven. Mondiaal verhoogt de uitstoot van lachgas, een belangrijk broeikasgas. De verbanden tussen emissies, concentraties, deposities en gevolgen voor mens, natuur en economie zijn vooral complex voor stikstof wegens de vele omzettingen die kunnen optreden.

AGROCHEMIE

186

Fig 70. Voornaamste bronnen voor vermestende stoffen en plaatsen waar deze stoffen terecht komen Verzurende stoffen (NO, NO2, NO3 en SO2 en ammoniak (NH3)) veroorzaken ‘bodemverzuring’. Niet verontreinigd, natuurlijk wolken- en regenwater heeft een pH van 5,65. Een pH kleiner dan 5,65 betekent dat er verzuring is opgetreden. Veeteelt en het gebruik van fossiele energiebronnen verstoren de natuurlijke evenwichtssituatie door vrijstelling van verzurende stoffen en hun reactieproducten. De verwijdering van deze componenten uit de lucht door depositie (bv. Ndepositie: figuur 68) verzuurt de bodem en het oppervlaktewater, en zorgt voor aantasting van de ecosystemen en biodiversiteit, verhoogt nitraatgehaltes in het grondwater en zorgt voor uitspoeling van metalen naar het grondwater. Inademing van verzurende componenten en opname van verontreinigd grondwater kunnen leiden tot gezondheidsklachten bij de mens. Ook corrosie van materialen en een versnelde verwering van gebouwen zijn gekoppeld aan verzuring.

Pesticiden of bestrijdingsmiddelen zijn de enige stoffen die in het milieu gebracht worden om gewild en gepland een zeker toxisch effect te veroorzaken bij de doelorganismen. Ze worden gebruikt om gewassenplagen, -ziekten, onkruiden, ongewenste dieren en materialen te bestrijden. Bronnen zijn de landbouw, de huishoudens, de industrie en de overheid. Pesticiden komen in de lucht, de bodem, het grond- en oppervlaktewater terecht. Residu’s van pesticiden komen voor in fruit, groenten, zuivelproducten, vlees en vis. De productie van drinkwater wordt er bv. bemoeilijkt. In de bodem oefenen pesticiden een nadelig effect uit op het bodemleven en de bodemeigenschappen, zoals de afbraak van organisch materiaal.

Zware metalen komen vrij bij het gebruik van meststoffen of bij industriële activiteiten zoals lozing van stofdeeltjes in de lucht, lozing in oppervlaktewater of storten van afvalstoffen. Eens in de bodem (eventueel na depositie) kunnen ze doorsijpelen naar het grondwater. Via afspoeling kunnen ze het oppervlaktewater verontreinigen. Vanuit het bodemmateriaal kan een langdurige nalevering van AGROCHEMIE

187

metalen naar het oppervlaktewater optreden. Zware metalen worden ook opgenomen door planten en dieren. Aangezien ze niet afbreekbaar zijn, worden ze in het milieu opgestapeld. De mens neemt zware metalen op door inademing of via water of voedsel (bv. groenten gekweekt in een tuin met zware metalen in de bodem). Sommige elementen zoals chroom, koper, en zink zijn in kleine concentraties onmisbaar voor de mens en voor andere levende wezens (‘sporenelementen’). Pas bij hogere concentraties zijn zware metalen toxisch. Onderstaande tabel geeft een overzicht van de zware metalen en hun mogelijke schadelijke werking voor de mens.

Persistente Organische Polluenten of POP’s die in de bodem terechtkomen, kunnen opgenomen worden in de voedselketen van de mens. POP’s kunnen zijn: PAK’s (polycyclische aromatische koolwaterstoffen), dioxines, PCB’s (polychloorbifenylen), gebromeerde vlamvertragers, perfluorverbindingen en vluchtige organische verfstoffen. Deze stoffen vragen permanente aandacht omwille van hun persistent gedrag gekoppeld aan een aantal carcinogene en/of toxische eigenschappen voor mens en milieu (bv. lever- en nieraandoeningen, huid- en oogaandoeningen, neurologische effecten en kanker). Zowel voor dioxines als PAK’s liggen de belangrijkste oorzaken bij de gebouwenverwarming en het verbranden van afval in open lucht. De dioxine-emissies door huisvuilverbranding en sinterinstallaties (metaalindustrie) daalt steeds meer door gebruik van schone technologie. De verminderde blootstelling wordt al zichtbaar, met name in metingen van melk en moedermelk. PCB’s worden gebruikt in o.a. transformatoren en condensatoren. Gebromeerde vlamvertragers zijn scheikundige stoffen die men toevoegt aan kunststoffen om de brandbaarheid te verminderen (bv. in televisietoestellen). Perfluorchemicaliën worden bv. gebruikt om materialen afstotend te maken voor vuil, water en olie. De gecontroleerde vernietiging van PCB-houdende apparaten zit op schema maar de historische PCB-verontreiniging blijft een feit. Zowel PCB’s als gebromeerde vlamvertragers worden in Vlaanderen gemeten in o.a. waterbodems, in diverse vissoorten uit oppervlaktewater en in menselijk serum.

AGROCHEMIE

188

14 Scheikunde van plantennutriënten Planten hebben verschillende soorten voedingsstoffen, of nutriënten, nodig. Deze plantenvoedingsstoffen zijn eenvoudige scheikundige verbindingen, niet te vergelijken met de complexe behoeften van dieren. Al sinds het begin van de 19e eeuw is bekend dat bepaalde voedingsstoffen nodig zijn voor het overleven van alle planten.

Er kunnen 17 elementen onderscheiden worden waar de plant niet zonder kan. Planten die deze stoffen niet krijgen, vertonen gebreken en kunnen zich niet normaal voorplanten. Deze nutriënten, de zogenaamde essentiële nutriënten zijn: koolstof, waterstof, zuurstof, kalium, calcium, magnesium, stikstof, fosfor, zwavel en 8 sporenelementen waaronder ijzer.

De nutriënten worden veelal opgedeeld in de macro- en micronutriënten. Van de micronutriënten heeft de plant minder dan 100 mg per kilogram droog gewicht nodig. De concentratie macronutriënten in een gezonde plant ligt veel hoger, meer dan 1000 mg per kilogram droog gewicht.

In onderstaande tabellen staat een samenvatting van opnamevormen en de belangrijkste functies van deze nutriënten Macronutriënten Koolstof

Opname uit Lucht-CO2. Ongeveer 45% van de plant. Nodig voor veel verschillende processen en het stevig houden van de plant

Waterstof

Opname uit bodem-H2O. Een relatief groot deel van de plant. Samen met zuurstof zorgt dit voor water. Zonder dit droogt de plant uit

Zuurstof

Opname uit Lucht-CO2 en bodem-H2O. Ongeveer 45% van de plant. Nodig voor veel verschillende processen en het stevig houden van de plant

Kalium

Opname als K+ in bodemvocht. Activeert verschillende enzymen, speelt een rol in de zoutbalans van de plant en in het openen van de huidmondjes.

Hierdoor kan de plant CO2 opnemen

Calcium

Opname als Ca2+ in bodemvocht. Onderdeel van celwanden, versterkt cellen

Magnesium

Opname als Mg2+ in bodemvocht. Onderdeel van bladgroenkorrels

Stikstof

Opname als nitraat = NO3-, of ammonium = NH4+, in bodemvocht. Onderdeel van onder andere aminozuren en bladgroenkorrels

Fosfor

Opname als H2PO4- of HPO42- in bodemvocht Onderdeel van het energietransport binnen de plant

Zwavel

Opname als SO42- in bodemvocht. Onderdeel van verschillende aminozuren en eiwitten

AGROCHEMIE

189

Micronutriënten Ijzer

Opname als Fe2+. Nodig om bladgroenkorrels te maken

Molybdeen

Opname als molybdaat: MoO42-. Dit is een relatief onbekend element. Het is nodig voor stikstof fixatie en nitraatreductie. Kortom het is nodig om stikstof in de plant te krijgen

Koper

Opname als Cu2+. Koper is een onderdeel van verschillende enzymen voor oxidatie en reductie reacties in planten. Zonder koper kunnen deze reacties – die nodig zijn voor onder andere fotosynthese – niet door blijven gaan

Zink

Opname als Zn2+. Onderdeel van verschillende enzymen

Mangaan

Opname als Mn2+. Nodig om de chloroplasten (bladgroenkorrels) stevig te houden en om zuurstof vrij te laten komen

Borium

Opname als boraat: BO33-. Verstevigt membranen

Chloor

Opname als chloride: Cl-. Nodig om de zoutbalans te handhaven en om andere nutriënten via de wortels op te nemen. Speelt vermoedelijk een rol in de fotosynthese

Een gebrek aan een nutriënt levert dus een unieke reactie op. Hieraan is te zien wat er mis is met de plant, waaruit af te leiden is wat de beste actie is.

Bij een tekort of een bodem met weinig nutriënten kunnen kunstmeststoffen toegevoegd worden.

In kunstmeststoffen worden vooral zouten van stikstof, fosfor, kalium, calcium en magnesium gebruikt. Het gehalte aan werkzame bestanddelen wordt uitgedrukt in %N, P2O5, K2O, CaO en MgO. De N-kunstmeststof wordt vooral bereid uit luchtstikstof. De belangrijkste technologische processen in het stikstofbindingsbedrijf zijn het Haber-Bosch-proces, de salpeterzuurbereiding, de ureumfabricage en de verwerking tot gekorreld product. De processen verbruiken veel energie.

De fosformeststoffen worden meestal bereid uit het zogenaamde ruwfosfaat Ca10(PO4)6F2. Het ruwfosfaat komt als zeer slecht oplosbaar fosfaat voor in Rusland, Noord-Afrika en Florida. Na behandeling met een sterk zuur ontstaan zure fosfaatzouten die beter oplossen.

Van minder belang is de bereiding van P-kunstmest uit beenderen of het gebruik van slakken uit de ijzerindustrie (hoogovens).

Kaliumzouten worden uit de grond gehaald. De mijnbouw vindt plaats in de Elzas en Midden Duitsland. De kalium-zouten zijn samen met zouten van natrium, magnesium en calcium als dubbelzouten uitgekristalliseerd in de zogenaamde Zechsteinzee, een grote zee die 225 miljoen jaar geleden grote delen van Europa bedekte.

De zouten bestaan uit chloriden en sulfaten met als verontreiniging spoorelementen. Het natriumchloride wordt van de kalium- en magnesiumzouten gescheiden. Voor de land- en tuinbouw wordt uit de steenzouten K2SO4 en K2SO4.MgSO4 bereid.

AGROCHEMIE

190

Magnesiumzouten worden als MgSO4 bereid uit de kalizouten. De tweede belangrijke groep Mgmeststoffen wordt als magnesiumrijke kalk afgegraven, de dolomietkalk. De meststof bevat CaCO3 met daarnaast 3 tot 30% MgCO3.

Kalk wordt in de natuur veelvuldig aangetroffen. De kalk is ontstaan uit de skeletten van biologische actieve kalkorganismen (fossielen). De natuurlijke verontreiniging van de kalk met ijzer, mangaan en andere zware metalen geeft kalk een specifieke kleur. De kleur varieert van lichtgeel tot rood en blauw. Voorbeelden zijn koraal, kalksteen, mergel en stinkkalk.

Als meststoffen die de pH van de grond verhogen, worden kalk en silicaten gebruikt. Stoffen als CaSiO3, K2SiO3 treffen we als zuurbindende bestanddelen aan. Het zuurbindend bestanddeel is de zuurrest SiO32- van het zeer zwakke zuur H2SiO3. Hoogovenslakken bevatten naast silicaten vrij CaO dat met water Ca(OH)2 vormt.

De spoorelementmeststoffen van B zijn afkomstig uit de kaliumindustrie terwijl de spoorelementen Mo, Cu, Fe, Zn en Mn in de chemische industrie uit ertsen worden gewonnen.

15 Scheikunde van voeding en voeders Het voedsel dat mens en dier tot zich neemt wordt gebruikt als: 1. Bouwstof 2. Brandstof 3. Ballaststof of vulstof 4. Beschermstof

15.1 Veevoeding Een deel van het voedsel wordt als brandstof gebruikt. Een dier groeit en moet dus veel cellen maken. De bouwstoffen voor deze cellen komen uit het voedsel. Vooral jonge dieren groeien snel.

Daar komt nog bij dat zowel oude als jonge dieren een deel van de cellen moeten vervangen. In de stofwisseling hebben dieren veel verbindingen nodig die uit het voedsel gehaald moeten worden.

Een ander gedeelte van het voedsel dient als brandstof. Warmbloedige dieren hebben een hogere temperatuur dan de omgeving. Om deze temperatuur te handhaven is energie nodig. Deze energie komt vrij bij de dissimilatie of ademhaling. Tijdens de ademhaling wordt suiker met O2 verbrand via allerlei ingewikkelde tussenstappen met behulp van enzymen. Daarbij ontstaan chemische energie in de vorm van ATP, warmte en CO2.

Energie heeft een dier ook nodig om te bewegen, voedsel op te nemen, te kauwen respectievelijk te herkauwen, te ademen, het bloed te zuiveren en voor het tegen de osmotische druk in verplaatsen van het voedsel in de darmen. Ongeveer 40% van de energie uit het voedsel is hiervoor nodig.

In het voedsel komen ook ballaststoffen voor. Dit zijn stoffen die moeilijk of niet verteerbaar zijn, maar die een rol spelen in de bevordering van de goede stoelgang bij dieren, zodat verstopping wordt voorkomen.

AGROCHEMIE

191

De chemie die van belang is voor de veevoeding, is de biochemie van een aantal organische stoffen en de chemie van mineralen. Van bijzonder groot belang is de functie die enzymen vervullen bij de processen van dier. Hiermee bedoelen we de omzettingen van voedingsstoffen in het maag-darm kanaal van de dieren. Het assortiment enzymen om organische stoffen te veranderen is bij herkauwers groot ten opzichte van het overeenkomstig assortiment bij paarden, varkens en hoenderachtigen. Hieruit kunnen we afleiden dat herkauwers efficiënt te werk gaan bij de opname van bruikbare bestanddelen uit het voedsel. We geven deze efficiëntie weer met de verteringscoëfficiënt. Behalve het assortiment enzymen is het ook belangrijk welke milieufactoren, bv. pH, kunnen worden gemanipuleerd in het maag-darm kanaal. De conditie van het aangeboden veevoeder speelt hierbij een grote rol.

15.2 De chemische analyse van voedselbestanddelen 15.2.1 Inleiding De Weenderanalyse, een methode voor de chemische analyse van voedingsmiddelen, is genoemd naar de onderzoeker Wilhelm Henneberg. Henneberg werkte namelijk in het dorp Weender nabij de oude universiteitsstad Göttingen. Met de Weenderanalyse wordt bepaald welke chemische stoffen in het voedsel voorkomen (kwalitatief) en in welke hoeveelheid (kwantitatief).

Het rendement van de vertering (per diersoort) wordt met de Weenderanalyse niet duidelijk gemaakt. Met praktijkproeven is dat rendement wel vast te stellen. Als men de Weenderanalyse en de praktijkproeven combineert, kan men een goede schatting maken van de voederwaarde van een bepaald veevoeder of de voedingswaarde van een maaltijd.

De chemische stoffen zijn als volgt opgedeeld: 1. Vocht (oplosmiddel en bouwstof) 2. Mineralen (bouwstof) 3. Eiwitachtige stoffen (ruw-eiwit is bouw- en brandstof) 4. Vetachtige stoffen (ruw-vet is bouw- en brandstof) 5. Koolhydraten (bouw- en brandstof)

15.2.2 De Weenderanalyse Van een partij veevoer wordt een representatief monster genomen (~ 1 kg). Na droging bij 105°C in een droogstoof blijft de droge stof over. Het water is verdampt. Ook een voedingsmiddel kan op deze manier worden gedroogd.

Na gloeien in een moffeloven (500 – 1500°C), blijft van de droge stof enkel het as over. Het residu as is sterk basisch en bestaat voornamelijk uit oxiden van Na, K, Ca en Mg. De afzonderlijke mineralen kunnen via vlamspectrometrie bepaald worden.

In de as vinden we ook kleine hoeveelheden zouten, niet-metaaloxiden P2O5 en onder andere oxiden van de spoorelementen Fe, Mn, Mo, Co, Zn, Cu, Se en Cl. De vetten en vetachtige stoffen worden geëxtraheerd met apolaire oplosmiddelen. Frequent wordt de Soxhlet analyse toegepast. Onderstaande figuur geeft een voorstelling van deze analyse.

AGROCHEMIE

192

Fig 71. Voorstelling van een Soxhlet opstelling De eiwitachtige stoffen worden in een Kjeldahl analyse afgebroken tot ammoniak. Via een NH3bepaling berekent men de hoeveelheid ruw-eiwit. Niet alle N-verbindingen behoren tot de eiwitten.

Een klein gedeelte komt voor onder de vorm van vrije aminozuren en N-ringverbindingen. Globaal geldt dat we de hoeveelheid N (%N) met de factor 6,25 kunnen vermenigvuldigen om de hoeveelheid ruw eiwit te bepalen: % ruw-eiwit = % N x 6,25 We mogen de bovenstaande regel toepassen omdat 16% van het ruw-eiwit Kjeldahl stikstof is.

De belangrijkste groep onverteerbare organische stoffen in de veevoeding zijn koolhydraten die met de verzamelnaam ruw-vezel of ruwe celstof worden aangeduid. Het zijn polymeren van monosacchariden (glucose uitgezonderd). Deze moeilijk splitsbare (hydrolyseerbare) koolhydraten komen veel voor in plantaardige celwanden.

Als de percentages vocht, mineralen, ruw-vet en ruw-eiwit van 100 worden afgetrokken, vinden we het percentage dat globaal aangeeft hoeveel organische stof zonder stikstof (in dit geval koolhydraten) in het veevoer aanwezig is. Deze categorie stoffen bestaat uit speciale koolhydraten.

In dierlijk voedsel is hiervan een groot deel moeilijk verteerbaar, dus moeilijk enzymatisch te splitsen.

Vandaar dat deze groep koolhydraten nog gesplitst wordt in: 1. Oplosbare koolhydraten 2. Onoplosbare koolhydraten Het onoplosbaar deel blijft over als 25 gram veevoeder achtereenvolgens wordt gekookt met H2SO4oplossing (1,25%) en een KOH-oplossing met dezelfde sterkte. Na affiltreren en afspoelen met ethanol en ether blijft de zogenaamde ruwe celstof over. Deze ruwe celstof bestaat uit cellulose, lignine of houtstof en pentosanen.

AGROCHEMIE

193

In de groep oplosbare koolhydraten komen glucose, fructose, maltose, sacharose, glycogeen, dextrine en zetmeel voor.

Voorbeeld Van een monster veevoeder van 100 gram blijft na drogen 60g droge stof over. In het monster zat dus 40 gram water (40%). Na gloeien bleef 10 gram as over. Van de droge stof was dus 10/60-deel mineralen en in het oorspronkelijk monster was dus 10% mineralen. In het monster zat dus 60 gram – 10 gram = 50 gram oxideerbare organische stof (koolhydraten, eiwitten, vetten, enz.). Dieren verteren de oxideerbare stoffen niet allemaal even goed. In de uitwerpselen komen daarom ook nog organische stoffen voor met water, zouten en mineralen. De energieverliezen via de faeces bedragen 30 – 35%. Via de urine en de methaanoprispingen gaat vaak nog ongeveer 10% verloren.

15.2.3 Verteerbaarheid Voor de beoordeling van de verteerbaarheid van een voer moeten we onderzoeken of er veel plantaardige bestanddelen inzitten. Veel celwandbestanddelen van planten zijn namelijk slecht verteerbaar. Cytoplasmamateriaal is vaak goed afbreekbaar en kan gemakkelijk als voedsel zonder veel ballast verteerd worden.

De celwand van de plant bevat veel moeilijk oplosbaar koolhydraat. Onderstaande tabel geeft de vertering bij herkauwers en éénmagigen voedselbestanddeel

herkauwers

Éénmagigen

Oplosbare koolhydraten

Volledig

Volledig

Zetmeel

Volledig

Volledig

Pectine

Volledig

Grotendeels

Eiwit

Grotendeels

Grotendeels

Vet

Grotendeels

Grotendeels

Andere oplosbare bestanddelen

Grotendeels

Grotendeels

Cellulose

Gedeeltelijk

Zeer weinig

Hemi-cellulose

Gedeeltelijk

Zeer weinig

Lignine

Onverteerbaar

onverteerbaar

Celwand

Om de verteerbaarheid van een voedselbestanddeel in een getal te kunnen uitdrukken, heeft men het begrip verteringscoëfficiënt ingevoerd.

Definitie: de verteringscoëfficiënt (v) is het quotiënt van de hoeveelheid werkelijk opgenomen voedselbestanddeel en de totale hoeveelheid van dat aangeboden voedselbestanddeel.

AGROCHEMIE

194

De verteringscoëfficiënt is afhankelijk van: 1. Het soort voedsel 2. Het soort dier 3. De intensiteit van de voeding 4. De combinatie met andere voedingsbestanddelen 5. De belasting van het dier 6. De gezondheidstoestand van het dier

Bronnen Ampe, C. & Devreese, B. (2015) Algemene Biochemie: functionele bouwstenen van het leven. Acco, Leuven, 293 pp Brochure: ‘Organische stof: sleutel tot bodemvruchtbaarheid’ (2009). Dienst Communicatie en Informatie van de Dienst Land- en Bodembescherming van de Vlaamse overheid, Departement Leefmilieu, Natuur en Energie (LNE), Afdeling Land en Bodembescherming, Ondergrond, Natuurlijke Rijkdommen (ALBON). Verantwoordelijke uitgever: J.P. Heirman, secretaris-generaal. Depotnummer: D/2009/3241/442, 43pp.

Brochure: ‘Praktijkgids gewasbescherming’ (2013). Departement Landbouw en Visserij, Afdeling Duurzame landbouwontwikkeling. Verantwoordelijke uitgever: Jules Van Liefferinge, secretarisgeneraal. Depotnummer: D/2013/3241/380, 90pp.

Engbersen, J.F.J. & de Groot, AE. (2009) Bio-organische chemie voor levenswetenschappen.

Wageningen Academic Publishers, Wageningen, 378 pp Genserik, R. & Bruneel, K. (2012). Fundamentele begrippen van de organische chemie. Acco, Leuven, 225 pp Haim, K., Lederer-Gamberger, J., Müller, K (2010) Basisboek Scheikunde. Pearson Education Benelux, Amsterdam, 215 pp MIRA (2014) Milieurapport Vlaanderen, Themabeschrijving Bodemkwaliteit. Overloop S., Vlaamse Milieumaatschappij, www.milieurapport.be en http://www.milieurapport.be/nl/feitencijfers/milieuthemas/bodem/ Neyts, E. (2014). Algemene Chemie: van atomen tot thermodynamica. Acco, Leuven, 317 pp Prinsen, J. & van der Leij, F. (2014) De bouwstenen van het leven: een introductie tot de moleculaire celbiologie. Wageningen Academic Publishers, Wageningen, 470 pp Van Pol, H.W., Gilissen, L.G.M., van Soest, H.J.G.M (1998). Scheikunde in land- en tuinbouw. Stam Techniek, Nederland, 249 pp.

AGROCHEMIE

195