GENIE Chemie KathOndVla - Leerboek 4 by VAN IN

Chemie

LEER BOEK

GENIE

Chemie

INHOUD THEMA 01: ANORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 5: Zuurtegraad van een oplossing 1

` HOOFDSTUK 1: Verdere indeling van de materie

Organische en anorganische stoffen

Het oxidatiegetal

Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen

3.1 Van formule naar stofklasse 3.2 Van naam naar stofklasse

` HOOFDSTUK 2: De oxiden

pH en zuurtegraad van een oplossing

1.1 pH-indicatoren

1.2 pH-meter

Buffer

` HOOFDSTUK 6: De zouten

Wat is een zout?

Formule- en naamvorming

Waterstofzouten en hydraten

Gebruik en toepassingen van zouten

Reactiepatroon

THEMASYNTHESE

Wat is een oxide?

De metaaloxiden

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

2.2 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen 21 3

De niet-metaaloxiden

Gebruik en toepassingen van oxiden

Reactiepatronen

5.2 Vorming niet-metaaloxiden

` HOOFDSTUK 1: Organische chemie of koolstofchemie

5.1 Vorming metaaloxiden

THEMA 02: ORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 3: De hydroxiden

Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom

Notatiemogelijkheden van een organische stof

Wat is een hydroxide?

2.1 De brutoformule

Formule- en naamvorming

Gebruik en toepassingen van hydroxiden

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule

Reactiepatroon

` HOOFDSTUK 4: De zuren

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur 65 3

De stofklassen

` HOOFDSTUK 2: Alkanen

Wat is een zuur?

Binaire zuren

Formule en systematische naam

Ternaire zuren

Gebruik en toepassingen van zuren

Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

Reactiepatronen

2.1 Fysische eigenschappen

2.2 Voorkomen en toepassingen in het dagelijks leven

Methaan

Ethaan

Propaan en n-butaan

n-octaan

` HOOFDSTUK 3: Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen

Alkenen

1.1 Etheen

1.2 Propeen

Alcoholen

2.1 Methanol

2.2 Ethanol

Carbonzuren

3.1 Methaanzuur

3.2 Ethaanzuur

THEMASYNTHESE

Molecuulmassa

Formulemassa

THEMA 04: POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

` HOOFDSTUK 1: Polaire en apolaire bindingen en moleculen

Het dipoolkarakter van water

135

De elektronegativiteit

136

Polariteit van de binding

137

Polariteit van moleculen

138

Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof

144

Intermoleculaire krachten

146

2.1 De Londonkracht of Londondispersiekracht

146

2.2 Dipoolkracht

147

2.3 Waterstofbruggen

147

` HOOFDSTUK 2: De mol en het getal van Avogadro 101 De mol als eenheid en de molaire massa

101

Omrekeningen gram/mol/aantal deeltjes

105

` HOOFDSTUK 3: Stoichiometrische vraagstukken 110 De molverhouding

110

Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

112

` HOOFDSTUK 4: Concentratie van een oplossing

116

Wat is een concentratie van een oplossing? 116

Massaconcentratie

117

Molaire concentratie

119

Oplossingen verdunnen en indampen

122

Verdieping: oplossingen mengen met verschillende concentraties van opgeloste stof

124

144

135

` HOOFDSTUK 2: Intermoleculaire krachten

130

` HOOFDSTUK 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa Atoommassa

THEMASYNTHESE

THEMA 03: CHEMISCH REKENEN

127

` HOOFDSTUK 5: Chemisch rekenen met gassen

` HOOFDSTUK 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

151

Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen

151

Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen

154

Ionisatie van zuren en ammoniak

156

3.1 Ionisatie van zuren

156

3.2 Ionisatie van ammoniak

158

Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen

160

THEMASYNTHESE

164

THEMA 05: REACTIESOORTEN ` HOOFDSTUK 1: Een eerste kennismaking met de soorten chemische reacties

169

Ionuitwisselingsreactie versus redoxreactie 169

Classificatie ionuitwisselingsreacties aan de hand van waarnemingen

Algemene notatie van ionuitwisselingsreacties

174

1.1 Visuele weergave

174

1.2 Weergave met behulp van reactievergelijkingen

175

Neerslagreacties

178

2.1 Oplosbaarheid in water: gebruik van de oplosbaarheidstabel

178

2.2 Neerslagreacties opstellen

179

Gasontwikkelingsreacties

181

3.1 Veelvoorkomende gassen in chemische reacties

181

3.2 Gasontwikkelingsreacties opstellen

182

Neutralisatiereacties

184

174

` HOOFDSTUK 2: Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken

170

` HOOFDSTUK 3: Redoxreacties van dichtbij bekeken

187

Redoxreactie ontleden

187

Redoxreacties opstellen

189

193

THEMASYNTHESE

LABO'S STEM-VAARDIGHEDEN (VADEMECUM)

THEMA 01 ANORGANISCHE STOFKLASSEN In de straten van Londen werd door het ESEF (European Science and Environment Forum) een enquête uitgevoerd. Aan toevallige voorbijgangers werd de volgende stelling voorgelegd: ‘De industrie maakt vaak gebruik van diwaterstofmonoxide. Die chemische stof is het hoofdbestanddeel van zure regen, draagt bij tot erosie en verlaagt het remvermogen van een auto. De stof beïnvloedt ook de gezondheid van de mens: in gastoestand kan ze ernstige brandwonden veroorzaken, in de longen kan ze leiden tot de dood en ze wordt ook teruggevonden in kankercellen. Vind jij dat dat product aan een strikte reglementering zou moeten worden onderworpen of misschien zelfs verboden zou moeten worden door de

Europese Unie?’ Wat denk je dat de meeste mensen hebben geantwoord? Ontdek het via de QR-code!

bijlage: enquête

` Zit er een logica in de naamgeving van stoffen? ` Kan een chemicus over de taalgrenzen heen duidelijk maken over welke stof die het heeft? We zoeken het uit!

VERKEN

•

mengsels en zuivere

•

JE KUNT AL ...

van enkelvoudige stoffen

•

het onderscheid tussen

stoffen van elkaar

de naam geven en de

een atoombinding,

onderscheiden;

formule vormen;

ionbinding en

enkelvoudige en

•

eigenschappen en

metaalbinding uitleggen;

samengestelde stoffen

toepassingen aan

herkennen;

enkelvoudige stoffen

formule-eenheid van

de formule van moleculen

verbinden.

verbindingen opstellen.

de lewisstructuur en

interpreteren.

•

JE LEERT NU ...

Organisch afval

•

Anorganisch

afval

Restafval

samengestelde stoffen

•

de anorganische stoffen

•

formules van

nog verder indelen

verder indelen op basis

anorganische stoffen

in anorganische en

van hun naam, formule of

interpreteren.

organische stoffen.

toepassing.

THEMA 01

VERKEN

HOOFDSTUK 1

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

LEERDOELEN

Dit jaar gaan we dieper in op de samengestelde stoffen.

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

L het begrip ‘oxidatiegetal’ toelichten en het oxidatiegetal bepalen L formules opstellen aan de hand van het oxidatiegetal

L de algemene principes van naamgeving bij anorganische stoffen toepassen

Organische en anorganische stoffen

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

Voorbeelden van organische stoffen zijn aardgas en eiwitten in vlees:

Afb. 1 Aardgas is een organische stof.

Afb. 2 Eiwitten in vlees zijn organische stoffen.

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

WEETJE Vroeger ging men ervan uit dat organische stoffen niet in een laboratorium konden worden gemaakt. In 1828 werd dat idee ontkracht: toen werd ureum, een stof aanwezig in urine, gemaakt uit alleen maar anorganische stoffen. En er zijn zelfs een heleboel stoffen die, omwille van hun chemische structuur, tot de organische stoffen behoren, maar zelfs niet door levende organismen worden gemaakt. Dat zijn de kunststoffen. Een andere, betere naam voor organische stoffen is koolstofverbindingen, want dat hebben al die stoffen gemeenschappelijk: ze bevatten allemaal het element koolstof. Maar de indeling ‘organische en anorganische stoffen’ is zodanig ingeburgerd dat die nog steeds wordt gebruikt. Een andere naam voor anorganische stoffen is minerale verbindingen. Die stoffen zijn afkomstig

van de levenloze natuur. Denk maar aan bijvoorbeeld mineralen en gesteenten.

Voorbeelden van anorganische stoffen zijn keukenzout en marmer:

Afb. 3 Keukenzout is een anorganische stof.

Afb. 4 Marmer is een anorganische stof.

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

Anorganische stoffen (minerale verbindingen)

afkomstig van de levende of afgestorven natuur

uitgebreide keuze uit atoomsoorten:

beperkte keuze uit atoomsoorten: steeds

92 elementen van het PSE

C, vaak H, maar vaak ook N, O, S of X

afkomstig van de levenloze natuur

beperkt aantal atomen per verbinding totale verzameling van verbindingen is beperkt atoombindingen, ionbindingen, metaalbindingen Tabel 1 Eigenschappen van anorganische en organische stoffen

THEMA 01

Organische stoffen (koolstofverbindingen)

HOOFDSTUK 1

(halogenen) aantal atomen per molecule kan gaan van heel weinig (5) tot enorm veel (>100 000) totale verzameling van verbindingen is zeer uitgebreid voornamelijk atoombindingen

Je vindt het misschien raar dat de groep van organische verbindingen veel uitgebreider is dan die van de anorganische verbindingen. Voor de organische verbindingen kun je maar gebruikmaken van een zeer beperkt aantal elementen, terwijl je voor de anorganische verbindingen gebruik kunt maken van ongeveer alle elementen uit het PSE. Je kunt dat gemakkelijk begrijpen als je aan legoblokjes denkt. Om de organische verbindingen te vormen, kun je kiezen uit ongeveer 10 kleuren. Om de anorganische verbindingen te maken, mag je gebruikmaken van 92 verschillende

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

kleuren legoblokjes. Hoe komt het dan dat je veel meer verschillende bouwwerken kunt maken met slechts zo’n beperkt aantal kleuren van blokjes? Je kunt misschien maar kiezen uit 10 kleuren, maar je kunt wel heel veel blokjes in eenzelfde bouwwerk steken. Voor de anorganische verbindingen mag een bouwwerk (formule-eenheid of molecule) slechts uit een zeer beperkt aantal blokjes bestaan. Daarom is de groep van de anorganische verbindingen minder uitgebreid.

niet altijd even gemakkelijk. Zo zul je bijvoorbeeld CO2 waarschijnlijk bij de organische verbindingen

indelen. Het is namelijk afkomstig van de levende natuur – we ademen het uit – en de formule bevat ook het element koolstof. Toch zul je ontdekken dat de stof tot de anorganische stoffen behoort. Naast CO2 zijn er nog moleculen die, ook al bevatten ze

het element koolstof, toch niet tot de organische

ANORGANISCH

DNA

suiker

keukenzout

zilver

methaan

ethanol

diamant

koolstofdioxide

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H1_organisch.ai Afb. 5 Organische en anorganische stoffen

verbindingen behoren. We gaan later verder in op

ORGANISCH

De indeling in organische en anorganische stoffen is

die uitzonderingen.

WEETJE

Het is niet omdat organische stoffen afkomstig zijn van

levende organismen, dat er in een levend organisme geen anorganische stoffen aanwezig zijn. Zoals je kunt zien op afb. 6, bestaat het menselijk lichaam zelfs voor

CO2

het grootste deel uit anorganische stoffen: water is namelijk een anorganische stof.

anorganische samenstelling 6%

kalkwater

organische samenstelling 24 % water 70%

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H3_kalkwater_koolstofdioxide.ai

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

Het oxidatiegetal

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

vademecum: chemische bindingen

Voor de ionbinding komt het oxidatiegetal overeen met de lading van het ion. Voor de elementen in een atoombinding komt dat overeen met de lading die het element zou krijgen wanneer we zouden doen alsof het een ionbinding zou zijn. Het niet-metaal met de hoogste elektronegatieve waarde (het sterkste niet-metaalkarakter) zal een negatief oxidatiegetal krijgen en het andere niet-metaal een positief oxidatiegetal. We gaan er in thema 05 nog dieper op in. THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Het oxidatiegetal wordt genoteerd door een Romeins cijfer voorafgegaan door de juiste lading: — een + wanneer het element elektronen wil afstaan — een – wanneer het element elektronen wil opnemen Ia 1

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN

IIa 2

2,1

atoomnummer (Z) 12

waterstof

1,0

6,94

9,01 0,9

IVa 144

22,99

24,31

0,8

Va K 15

1,0

VIa Ca 16

kalium

37 5

2,0

2,5

In peroxiden (zoals H2O2) 5 C B koolstof heeft zuurstof boor 12,01 10,81 13 van 1,5 14 een oxidatiegetal -I. 1,8 VIlIb 10 28

1,9

Ib 11 29

nikkel

1,9

28,09

gallium

1,7

85,47

stikstof

195,1

197,0

110

111

kwik

200,6

thallium

204,4 113

112

1,8

Bij monoatomische 247 247 251 ionen is het OG van het ion = de relatieve ionlading. Bv. Na+: OG = +I Ca2+: OG = +II curium

berkelium

californium

1,9

1,6

Al-

Si silicium

fosfor

zwavel

chloor

26,98

28,09

30,97

32,07

35,45

1,6

1,8

S 2,0

2,4

4,0

74,92

1,8

Ga gallium

germanium

Se seleen

broom

54,94

55,85

58,93

58,69

63,55

65,38

69,72

72,64

74,92

78,96

79,90

40 4,00 1,4

1,6

1,8

1,9

ijzer

2,2

kobalt

2,2

nikkel

koper

2,2

1,9

zink

1,7

1,8

arseen

1,9

2,1

zilver

cadmium

indium

tin

antimoon

telluur

jood

106,4

107,9

112,4

114,8

118,7

121,8

127,6

126,9

Ba S

2,5

bij overgang naar de ionaire vorm. Zo is het oxidatiegetal van zuurstof in een

1,7

1,9

2,2

La Hf Ta stof W (meestal) Re Os-II. Ir Clsamengestelde Ar -

2,2

1,9

1,8

1,9

2,0

2,4

xenon

2,2

hafnium

tantaal

wolfraam

renium

osmium

iridium

platina

Hg kwik

thallium

Tl-

Pb lood

bismut

polonium

138,9

178,5

180,9

183,9

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

200,6

204,4

207,2

209,0

209

210

3,0

chloor

argon

105

106

107

108

109

goud

110

111

113

112

114

lanthaan

2,8

actinium

115

116

131,3

astaat

117

radon

222

118

rutherfordium

dubnium

seaborgium

bohrium

hassium

meitnerium

darmstadtium

röntgenium

copernicium

nihonium

flerovium

moscovium

livermorium

tennessine

ganesson

261

262

266

264

277

268

281

272

285

287

289

288

289

227

seleen

broom

krypton

78,96

79,90

83,80

{

cerium

telluur

jood

127,6

126,9

praseodymium

140,1

xenon

neodymium

140,9

promethium

144,2

samarium

(145)

europium

150,4

gadolinium

151,9

terbium

157,3

dysprosium

158,9

holmium

162,5

164,9

erbium

167,3

thulium

ytterbium

lutetium

173,0

168,9

1,2

Lu 175,0

elektron afstaan om de edelgasconfiguratie te bekomen. Analoog hebben alle elementen uit groep 1,9 84 actiniden 2,0 85 2,2 86 131,3

1,3

1,5

1,4

1,3

Th stof Pa een U oxidatiegetal Np Pu van Am +II.Cm in eenAt samengestelde Bi IIa Po Rn7

bismut

polonium

209,0

astaat

209

210

116

117

radon

100

101

102

103

thorium

protactinium

uraan

neptunium

plutonium

americium

curium

berkelium

californium

einsteinium

fermium

mendelevium

nobelium

lawrencium

232,0

231,0

238,0

237

244

243

247

251

252

257

258

259

262

222

118

de niet-metalen heeft fluor in een samengestelde stof 1 mogelijk oxidatiegetal, namelijk -I. McBij Lv Ts Og Fluor wilt2891 elektron opnemen om de edelgasconfiguratie te bereiken. Zuurstof heeft meestal 289 289

moscovium

288

livermorium

tennessine

ganesson

een oxidatiegetal1,2van -II, want het wil 2 elektronen opnemen om de edelgasconfiguratie te

1,2

1,1

Lu Er bereiken. Tm Yb (In peroxiden heeft zuurstof een oxidatiegetal van -I: daar wordt in de derde graad

erbium

167,3

100

thulium

ytterbium

lutetium

168,9

173,0

175,0

101 102 103 verder op ingegaan). Edelgassen bezitten logischerwijze een oxidatiegetal van nul: ze willen

Fm immers Md geen No elektronen Lr opnemen of afgeven omdat ze de edelgasconfiguratie al bezitten.

einsteinium

fermium

mendelevium

nobelium

lawrencium

252

257

258

259

262

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

Mogelijke oxidatiegetallen

Symbool element

Mogelijke oxidatiegetallen

+III +V

+II +IV

-I +I +III +V +VII

+II +III +IV +VI +VII

+II

+II +III

-I +I +III +V +VII

+II +IV

+II +III +VI

+IV +V +VI

-III +III +V

+IV

+I +III

-III +I +II +III +IV +V

+II +III

+II +IV

-I +I +III +V +VII

+IV +VI

+II +III

+II +IV

+II

+I +II

-II +IV +VI

+I +II

Tabel 2 Oxidatiegetallen

THEMA 01

palladium

102,9

1,5

83,80

rhodium

101,1

krypton

Ce 1Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb lanthaniden I hebben elektron op de buitenste schil. Met andere woorden, ze willen dat Sb elementen Te Xe6 maar

115

Fl-

2,5

ruthenium

72 20,18 1,3

58 1,1 59 1,1 60 1,2 61 1,2 63 64 65 1,2 66 (1,2) 67 1,2 68 1,2 69 1,2 70 1,1 71 Alle elementen uit groep Ia hebben in een62samengestelde stof een oxidatiegetal van +I. Al die 52 2,1 53 2,5 54

1,9

207,2 114

57 19,00 1,1

argon

39,95 36

technetium

zwavel

groepen

lood

2,8

95,94

226,0

Cl-

YEen oxidatiegetal Zr Nb Movan -II Tc betekent Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te dat het element 2 elektronen wil opnemen F Ne

neon

20,18 3,0

aluminium

mangaan

Symbool element

1,9

2,5

52,00

americium

243

1,9

molybdeen

radium

2,1

92,91

223

arseen

72,64 50

copernicium van nihonium Bij röntgenium de atomen een flerovium 287 289 281 272 285 enkelvoudige is het 63 64 65 1,2stof 66 (1,2) 67 1,2 element EuOG van Gd elkTb Dy = 0.Ho europium gadolinium terbium dysprosium holmium = 0 162,5 151,9 Bv. Fe: 157,3 OG 158,9 164,9 95 1,3 96 97 98 99 O2: OG = 0 darmstadtium

1,8

IIb 12

niobium

francium

121,8

goud

Ib 11

1,8

chroom

antimoon

platina

1,5

VIlIb 10

fluor

50,94

tin

1,8

19,00

vanadium

118,7

Tl-

1,6

zuurstof

91,22 neon

2,0

VIlIb VIlIb 8 9

1,5

stikstof

titaan

1,9

1,6

VIIb 7

koolstof

Verschillende elementen hebben slechts 1 mogelijk oxidatiegetal verschillend van nul. 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl- Mc Lv Ge As Se Br Kr 1,8

114,8

VIb 6

4,0

47,87

helium

10439,95

indium

44,96 1,2

Vb 5

Ti He

scandium

1,5

89 35,451,1

112,4

2,2

VIIa Sc 17

88 32,070,9

cadmium

1,3

87 30,970,7

zilver

IVb 18 4

zirkonium

137,3

107,9

2,2

3,5

88,91 fluor

132,9

yttrium

56 16,00 0,9

fosfor

3,0

87,62

cesium

2,1

strontium

Afb. 8 Zuurstof barium

106,4 78

Sr O

3,5

zuurstof

55 14,01 0,7

palladium

1,7

Rb N

1,0

rubidium

germanium

69,72

65,38 48

1,6

zink

63,55

2,2

1,6

silicium

26,98

koper

58,69 46

1,9

aluminium

3,0

6 Cs Si P

Al-

IIb 12

0 samengestelde stof +II.

IIIb 3

40,08

0,8

2,5

boor

calcium

39,10

magnesium

VIIa 17

4,00 2,0

12,01 14,01 ) relatieve atoommassa (A bij overgang naar de ionaire vorm. Zo is het oxidatiegetal10,81van beryllium in16,00 een

1,2

magnesium

VIa 16

Een oxidatiegetal van +II24,31betekent dat het element 2 elektronen C wil afstaan B N O

Afb. 7 Beryllium

natrium

Va 15

helium

IIIa 13

waarde

naam

beryllium

3 Na 19

1,5

lithium

LEMENTEN

IVa 14

1,2

symbool

1,01

IIIa 13

elektronegatieve waarde

0 18

VOORBEELD OXIDATIEGETALLEN

HOOFDSTUK 1

Voor de a-groepen IVa tot en met VIIa is het hoogst mogelijke oxidatiegetal gelijk aan het groepsnummer. Het laagst mogelijke oxidatiegetal is gelijk aan het groepsnummer -8. Zo liggen de oxidatiegetallen van chloor, dat in groep VIIa staat, tussen +VII (dus het groepsnummer) en -I (het groepsnummer -8). Die uiterste waarden kun je gemakkelijk begrijpen. Een oxidatiegetal van +VII betekent 7 elektronen afstaan. Op die manier bekomt chloor de edelgasconfiguratie van neon. Een oxidatiegetal van -I betekent 1 elektron opnemen. Op die manier bekomt chloor de edelgasconfiguratie van argon. Het oxidatiegetal van de overgangselementen is bijna altijd +II, met uitzondering van Fe (+II en +III), Cu (+I en +II), Cr (+II, +III en +VI) en Ag (heeft alleen +I als mogelijk oxidatiegetal). En Pb heeft als enige mogelijke oxidatiegetallen +II en +IV.

toepast. Op die manier kun je vlot de formule van een atoombinding vormen. VOORBEELD OXIDATIEGETAL IN FORMULES 1

Volgens de neutraliteitsregel is de som van de lading van de positieve en negatieve ionen gelijk.

Het is van essentieel belang dat je voor het werken met oxidatiegetallen ook de neutraliteitsregel

Oxidatiegetal gebruiken om een formule te vormen

Voor het opstellen van de brutoformule voor de binding tussen chloor (met OG = +III) en zuurstof (heeft meestal OG = -II): = 3 elektronen afstaan

O: -II

= 2 elektronen opnemen

Cl: +III

Het kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6. Vandaar dat de formule-eenheid Cl2O3 is.

Je kunt ook via de kruisregel de formule-eenheid vormen. O

+III

-II

→ Op die manier bekom je ook als formule-eenheid Cl2O3. Oxidatiegetal uit een formule berekenen

Wanneer je een chemische formule krijgt, dan kun je altijd het oxidatiegetal van een element met meerdere mogelijke oxidatiegetallen bepalen, uitgaande van de gekende

oxidatiegetallen. Voorbeeld: SO3

De som van de oxidatiegetallen is nul (er staat namelijk geen lading bij SO3): OG(S) + 3 · OG(O) = 0 x + 3 · (-II) = 0 x = +VI

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

— Het oxidatiegetal (OG) is het aantal elektronen dat een atoom zou opnemen of afstaan bij overgang naar de ionaire vorm. De volgende oxidatiegetallen moet je vanbuiten kennen: Groep Ia:

Fluor (F): -I

Groep II a:

+II

Zuurstof (O): meestal -II

Groep IIIa:

+III

Edelgassen: oxidatiegetal is altijd 0. — Voor de elementen in groep IVa tot en met VIIa (zie ook tabel 2 op p. 12): •

hoogst mogelijke oxidatiegetal = +groepsnummer

•

laagst mogelijke oxidatiegetal = groepsnummer -8

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

Indeling van de anorganische stoffen

Je weet nu dat we stoffen kunnen indelen in anorganische stoffen (minerale verbindingen) en LABO 01

organische stoffen (koolstofverbindingen). In dit thema zul je ook leren hoe de moleculevorming

en naamgeving gebeurt bij anorganische samengestelde stoffen. In thema 02 leer je alles over de

organische stoffen.

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

volgende tabel vind je de basisstructuur van elke stofklasse. Stofklasse

Functionele groep

Algemene formule

oxiden

MO of nMO

-oxide

hydroxiden

MOH

-hydroxide

zuren

-ide

zouten

geen functionele groep

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

THEMA 01

Uitgang naam

HOOFDSTUK 1

-aat -iet -ide -aat -iet

3.1 Van formule naar stofklasse Indien je een formule van een samengestelde stof krijgt, dan kun je op basis van de algemene formule uit de tabel op de vorige pagina de stof in de juiste stofklasse indelen. Het volgende schema kan je helpen om dat efficiënt aan te pakken: Bestaat de formule uit 2 elementen en eindigt het op 'O'? JA

NEE

Het is een oxide

Begint de formule met een metaal

of NH4+ en eindigt het op 'OH'?

NEE

Begint de formule met 'H'?

Het is een hydroxide

NEE

Het is een zuur

Het is een zout

Eindigt de formule op 'O'?

NEE

Het is een

binair zuur

ternair zuur

binair zout

ternair zout

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

3.2 Van naam naar stofklasse

Wanneer we de naam van verschillende anorganische stoffen bekijken, valt het op dat we ze in

3 groepen kunnen indelen: Groep 1

Ionverbindingen waarbij het metaal slechts 1 mogelijk oxidatiegetal heeft

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

Na2O

Al2O3

natriumoxide aluminiumoxide

Zowel natrium als aluminium hebben slechts 1 mogelijk oxidatiegetal in een samengestelde stof. Met behulp van de kennis van de oxidatiegetallen en de neutraliteitsregel kun je gemakkelijk zelf de formule opstellen, daarom bevat de naam alleen de essentiële onderdelen. THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Groep 2

Ionverbindingen waarbij het metaal meerdere mogelijke oxidatiegetallen heeft

Er zijn 2 manieren om de naam weer te geven: — Voor de systematische naam noteer je het Griekse telwoord voor de index dat bij

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

het eerste element staat. Vervolgens noteer je de naam van het eerste element. Daarna het Griekse telwoord voor de index dat bij het laatste deel van de formule staat en tot slot de juiste uitgang. — Voor de stocknotatie noteer je de naam van het metaal. Achter dat metaal schrijf je tussen haakjes de waarde van het oxidatiegetal en je eindigt met de juiste uitgang.

FeO

ijzermonoxide of ijzer(II)oxide

Fe2O3

diijzertrioxide of ijzer(III)oxide

Van ijzer bestaan er 2 mogelijke oxiden. Om verwarring te vermijden, moet er extra informatie in de naam aanwezig zijn: met de naam 'ijzeroxide' kun je de formule FeO vormen, maar niet de formule Fe2O3. Groep 3

De atoomverbinding tussen niet-metalen

Voor de naam wordt ook hier de systematische naam gebruikt: je noteert het Griekse

telwoord voor de index dat bij het eerste element staat. Vevolgens noteer je de naam

van het eerste element, dan het Griekse telwoord voor de index dat bij het laatste deel

van de formule staat, en tot slot de juiste uitgang.

koolstofmonoxide

CO2

koolstofdioxide

Ook hier zijn er verschillende oxiden van koolstof mogelijk. Er is een zeer groot verschil

tussen die 2 stoffen. Omdat het echt belangrijk is dat er geen twijfel bestaat, wordt het Griekse telwoord 'mono' vaak expliciet geschreven.

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

Eindigt de naam op 'hydroxide'? JA

NEE

Het is een hydroxide

Eindigt de naam op 'oxide'?

Het is een oxide

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

NEE

Het is een zuur

Het is een zout

Eindigt de naam op -ide

Eindigt de naam NIET op

Eindigt de

Eindigt de naam

of is het zoutzuur?

-ide of is het GEEN zoutzuur

naam op -ide?

NIET op -ide?

Het is een

binair zuur

ternair zuur

binair zout

ternair zout

Schema 2 Indeling van anorganische stoffen op basis van een naam

THEMA 01

NEE

HOOFDSTUK 1

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

oxiden: MO of nMO

hydroxiden: MOH

zuren: HZ

zouten: MZ

Naamgeving van anorganische samengestelde stoffen: — Voor metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal ga je als volgt te werk om de naam te geven: naam van het metaal + juiste uitgang (oxide, hydroxide …) afhankelijk van de stofklasse

•

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

systematische naam: je maakt gebruik van de Griekse voorvoegsels om de indexen weer te geven:

•

Grieks telwoord + naam van het metaal + Grieks telwoord + juiste uitgang

stocknotatie: je noteert het oxidatiegetal van het eerste element tussen haakjes achter de naam van dat element, maar zonder het plusteken:

naam van het metaal (OG van het element zonder plusteken) + juiste uitgang — Voor atoombindingen maak je altijd gebruik van de Griekse voorvoegsels:

Grieks telwoord + naam van het eerste niet-metaal + Grieks telwoord + juiste uitgang

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 5 Behoren de volgende formules tot de oxiden,

1 Bepaal het oxidatiegetal van alle elementen in de

volgende stoffen:

hydroxiden, zuren of zouten?

b K2O

b H2CO3

d O3

d KCl

Cl2

HNO3

CO2

6 Behoren de volgende stoffen tot de oxiden,

b NH3 H2SO3

hydroxiden, zuren of zouten? a

dichloorpentaoxide

b waterstofbromide

3 Horen de volgende uitspraken alleen bij

diijzertrioxide

koper(I)carbonaat

stoffen (O) of bij zowel de anorganische als de organische stoffen (A + O)?

lood(IV)hydroxide

d ammoniumhydroxide

anorganische stoffen (A), alleen bij organische

Na2O

h (NH4)3PO4

element in de volgende verbindingen:

d Al(OH)3

2 Bepaal het oxidatiegetal van het vetgedrukte

KOH

kan het element Ca bevatten

b aardolie behoort tot die groep stoffen c

` Meer oefenen? Ga naar

maakt gebruik van zeer veel verschillende atoomsoorten

d de totale verzameling van moleculen is zeer

uitgebreid

4 Zijn de volgende stoffen organisch of anorganisch?

H3C O

CH3

O-

N+

O-

haar

THEMA 01

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

H H

stenen

H C C O H

Al3+

CH3

olijfolie

benzine

HOOFDSTUK 2

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

LEERDOELEN L de algemene formule van een oxide

verbinding: het heeft andere eigenschappen dan het oorspronkelijke metaal.

L de oxiden verder indelen in metaaloxiden en niet-metaaloxiden L de eigenschappen en toepassingen van oxiden L de formule van oxiden opstellen L de naam van oxiden opstellen

L via welke chemische reactie je een oxide kunt vormen

Wat is een oxide?

Wanneer een element een binding aangaat met zuurstof, ontstaat er een oxide. Concreet kun je dat

doen door een stof te verbranden.

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

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

Fe2O3

Cl2O3

koolstofmonoxide

N2O ijzeroxide CrO3 Li2O lithiumoxide CO looddioxide

CO2

magnesiumoxide

SO3

zilveroxide

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

De metaaloxiden

Zoals we in hoofdstuk 1 al hebben vermeld, moeten we bij de ionverbindingen, wat metaaloxiden zijn, een onderscheid maken tussen: — metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal; — metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen.

2.1

Metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

Die metalen kunnen slechts 1 oxide vormen. Van zodra je weet over welk metaal het gaat, kun je gemakkelijk zelf door middel van de neutraliteitsregel of kruisregel de formule vormen. Het is dus

niet nodig om het aantal ionen van elke soort in de naam te vermelden. De naam bevat alleen de naam van het metaalion met als uitgang ‘oxide’.

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET 1 OXIDATIEGETAL 1

De naam en formule van het oxide van natrium (Na) — natrium: +I

want in groep Ia

— zuurstof: -II

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

2- 1+

Of je gebruikt de kruisregel:

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

— Natrium staat in groep IA en heeft dus een oxidatiegetal van +I. — Zuurstof heeft een oxidatiegetal van -II.

— Je noteert de waarde van het oxidatiegetal van natrium bij zuurstof en omgekeerd. O

-II

Hierdoor bekom je: Na2O1 → Na2O

De waarde 1 mag je weglaten. Als je nog kunt vereenvoudigen, dan doe je dat ook. De formule-eenheid is dus Na2O en de naam natriumoxide.

De formule van aluminiumoxide

Uit de naam halen we al dat de formule Al en O bevat. Aluminium heeft slechts één mogelijk oxidatiegetal, daarom moeten we de neutraliteitsregel of kruisregel toepassen om de formule te vormen. — aluminium: +III

want groep IIIa

— zuurstof: -II Al

+III

-II

Hierdoor bekom je als formule-eenheid voor aluminiumoxide: Al2O3.

Je ziet dus dat je moet opletten wanneer de naam gegeven is voor metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal. Uit de naam aluminiumoxide kun je namelijk niet gemakkelijk de formule Al2O3 afleiden.

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

2.2 Metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen Hier zijn er meerdere oxiden mogelijk. Het is dus belangrijk dat er in de naam extra informatie wordt gegeven om te weten over welk oxide het juist gaat: — Ofwel wordt er gebruikgemaakt van de stocknotatie waarbij het oxidatiegetal van het metaal tussen haakjes achter de naam van het metaal wordt genoteerd. Dus: metaal + (oxidatiegetal) + oxide — Ofwel wordt de systematische naam gebruikt: hierbij wordt het aantal ionen van elke soort weergegeven met behulp van Griekse telwoorden.

Dus: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + oxide

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET MEERDERE OXIDATIEGETALLEN 1

De formule van alle mogelijke oxiden van ijzer (Fe) Kruisregel +II

Formule-eenheid FeO

ijzer(II)oxide

Hier kun je Fe2O2

vereenvoudigen tot

+III

-II

FeO.

ijzermonoxide

-II

Systematische naam

Fe2O3

ijzer(III)oxide

diijzertrioxide

+III

+II

Stocknotatie

De formule en systematische naam van lood(II)oxide

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

+II

-II

— De formule-eenheid wordt (na vereenvoudigen) PbO.

— De systematische naam is loodoxide.

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

De berekening van het oxidatiegetal van koper is: 2 · OG(Cu) + 1 · OG(O) = 0 2 · x + 1 · (-II) = 0 x = +I — Daarom is de stocknotatie koper(I)oxide.

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

De niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn atoomverbindingen die in veel verschillende verhoudingen kunnen binden. Je zult dus altijd een systematische naam krijgen met Griekse telwoorden die aangeven hoeveel keer je elk atoom moet nemen: Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord + oxide VOORBEELD NAAM EN FORMULE VAN NIET - METAALOXIDEN De naam en formule van alle oxiden van chloor (Cl) Mogelijke oxidatiegetallen van chloor +I

Kruisregel Cl

+VII

Systematische naam

Cl2O

dichlooroxide

Cl2O3

dichloortrioxide

-II

+III

-II

+VII

-II

Cl2O5

+III

Brutoformule

Cl2O7

dichloorpentaoxide

dichloorheptaoxide

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

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

Mogelijke oxidatiegetallen van chloor

+IV

+VI

Kruisregel S

Brutoformule SO2

vereenvoudigen tot SO2

+IV

-II

SO3

vereenvoudigen tot SO3

+VI

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

zwaveldioxide

Hier kan je S2O4

Hier kan je S2O6

Systematische naam

-II

zwaveltrioxide

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

metaaloxiden: MO

•

niet-metaaloxiden: nMO

— De functionele groep is zuurstof. — Metaaloxiden: → metalen met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal : •

formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal + oxide

→ metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen: •

formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden systematische naam = Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + oxide

•

stocknotatie = metaal + (oxidatiegetal) + oxide

— Niet-metaaloxiden: •

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

•

altijd de systematische naam: Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord

+ oxide

•

Gebruik en toepassingen van oxiden

Je staat er waarschijnlijk niet altijd bij stil, maar je wordt omringd door oxiden. Scan de QR-code en ontdek de belangrijkste toepassingen van oxiden via de ontdekplaat.

Eén van de meest gekende oxiden is ongetwijfeld koolstofdioxide of koolzuurgas CO2. Het is een zeer belangrijk broeikasgas,

dat ontstaat bij de volledige verbranding

ontdekplaat: anorganische stofklassen

van fossiele brandstoffen. Verder wordt het ook gebruikt in drank met prik. Je hebt thuis misschien een toestel om zelf spuitwater of limonade te maken. Dat is gevuld met

Afb. 9 Koolstofdioxide ontstaat bij heel wat verbrandingsprocessen.

koolstofdioxide onder hoge druk.

Maar dat gas zit ook in sommige brandblusapparaten. Aangezien koolstofdioxide een hogere

dichtheid heeft dan lucht, stijgt het gas niet en zorgt het ervoor dat er geen zuurstofgas meer aan het vuur kan waardoor het vuur dooft. Wanneer koolstofdioxide zodanig wordt afgekoeld dat het vast wordt, wordt het droogijs genoemd. Droogijs wordt vooral als koelmiddel gebruikt, maar ook als ‘showeffect’ bij optredens, bepaalde cocktails … Pas toch op met die stof. Zoals gezegd: koolstofdioxide heeft een hogere dichtheid dan lucht, dus bij heel grote hoeveelheden kun je sterven door zuurstofgebrek. Afb. 10 Koolstofdioxide als droogijs

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

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

Afb. 11 Een schoorsteen moet geregeld worden gereinigd.

Een ander gasvormig oxide dat je misschien kent, is distikstofoxide N2O of lachgas. Die stof wordt onder andere gebruikt in slagroompatronen en om het vermogen van een motor op te drijven

Afb. 13 Nitrofles om het vermogen van wagens op te drijven

Afb. 14 Snelle auto’s in Fast and Furious

Afb. 12 Slagroomspuit

(denk maar aan de filmreeks ‘Fast and Furious’).

WEETJE

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

video: rij ballonvrij

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

Gedroogde abrikozen

Ingrediënten: Abrikozen, antioxidant: zwaveldioxide (E220)

Gemiddelde voedingswaarde Per 100 g

Energie Eiwitten

4% 4%

2,7 g

0,8 g

18,3 g

waarvan suikers

36,5 g 0,3 g

11,0 g 0,1 g

12 % <1 %

0,1 g

0,03 g

<1 %

Vet

Natrium

Afb. 15 Zwaveldioxide in gedroogde abrikozen

HOOFDSTUK 2

347 kJ 82 kcal

61,1 g

Voedingsvezels

THEMA 01

1156 kJ 273 kcal

Koolhydraten

waarvan verzadigd vet

1 Portie (30 g) % GDA* (30 g)

7,5 g

2,3 g

<0,01 g

<1 %

Een vast metaaloxide dat spijtig genoeg heel gemakkelijk wordt gevormd, is diijzertrioxide of roest Fe2O3. Van zodra er lucht en

water aan een niet-beschermd ijzeren voorwerp kunnen begint het ijzer te roesten. Het metaal verliest zijn eigenschappen zoals sterkte en plooibaarheid en de stof wordt zeer bros en verpulvert gemakkelijk.

Afb. 16 Roest is een vast metaaloxide.

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

versnellen. Afb. 17 Lijnen op een voetbalveld

WEETJE In de stad Mainz in het westen van Duitsland hebben archeologen na jaren onderzoek het deksel gelicht van een 1 000 jaar oude sarcofaag. In de grafkist vonden ze de bijna volledig vergane resten van een persoon aan,

mogelijk een geestelijke uit de 11de eeuw. De wetenschappers vermoedden dat de

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

Bron: Het Laatste Nieuws

Formule

Systematische naam

CO2

koolstofdioxide

N2O

distikstofoxide

Stocknotatie

Triviale naam

koolzuurgas

Toepassing/eigenschap

— brandblusapparaat

— drank met prik

lachgas

anesthesie

roest

roesten van ijzer

Fe2O3

diijzertrioxide

SO2

zwaveldioxide

bewaarmiddel

koolstofmonoxide

— ontstaat bij slechte

CaO

calciumoxide

ijzer(III)oxide

verbranding — zeer giftig ongebluste kalk

flashcards: oxiden

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

Reactiepatronen

5.1

Vorming metaaloxiden

DEMO Verbranding van magnesium demovideo: verbranding magnesium

Onderzoeksvraag Welke stof ontstaat er bij de verbranding van een metaal? Werkwijze

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

Het magnesiumlint brandt met een fel wit licht en er ontstaat een witte vaste stof:

magnesiumoxide. Wanneer je er water met universeel-indicatoroplossing aan toevoegt,

verandert de kleur. Hier komen we in hoofdstuk 3 op terug.

Besluit

Wanneer je een metaal verbrandt, ontstaat er een metaaloxide.

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

metaal

zuurstofgas

→

metaaloxide

(M)

(O2)

→

(MO)

De reactievergelijking bevat wel concrete stoffen. Hierbij moeten natuurlijk de coëfficiënten in orde worden gebracht: — reactievergelijking: 2 Mg

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

→

2 MgO

5.2 Vorming niet-metaaloxiden DEMO Verbranding van zwavel Onderzoeksvraag

demovideo: verbranding zwavel

Welke stof ontstaat er bij de verbranding van een niet-metaal? Werkwijze Je leerkracht neemt een oude glazen pot met plastic deksel en steekt een verbrandingslepel door het deksel, door de achterzijde van de verbrandingslepel even te verwarmen. Vervolgens

wordt een bodempje water met universeel-indicatoroplossing toegevoegd aan de glazen pot. Je leerkracht vult de verbrandingslepel met zwavel, steekt de zwavel aan en brengt de brandende zwavel boven het vloeistofoppervlak. De pot wordt gesloten. Waarnemingen

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

Besluit

hoofdstuk 4 op terug.

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

— reactiepatroon:

niet-metaal

(nM) + S8

(O2) 8 O2

— reactievergelijking:

zuurstofgas

→

niet-metaaloxide

→

(nMO)

→

8 SO2

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

zuurstofgas

→

metaaloxiden

(M)

(O2)

→

(MO)

reactiepatroon vorming niet-metaaloxiden: +

zuurstofgas

→

niet-metaaloxiden

(nM)

(O2)

→

(nMO)

niet-metalen

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

AAN DE SLAG 7 Schrijf de juiste formule van alle oxiden die bij de

1 Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO),

ingrediënten hieronder vermeld worden.

niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een

Magnesiumoxide; Vulstof:

andere stofklasse (/)?

Hydroxypropylmethylcellulose

b ZnO

d H2O

HClO

(E464); Bevochtigingsmiddel:

NaNO3

Sorbitol; Antiklontermiddel:

Ca(OH)2

P2O3

Magnesiumstearaat (E470b);

2 Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO),

Kleurstof: E171; Verdikkingsmiddel: Siliciumdioxide. 1 capsule bevat 450 mg

andere stofklasse (/)?

MAGNESIUM ELEMENT (120% Referentie inname).

aluminiumhydroxide

b dibroomtrioxide c

8 Behoren de volgende stoffen tot de metaaloxiden

waterstofcarbonaat

d siliciumdioxide e

niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een

(MO) of de niet-metaaloxiden (nMO)? a

lachgas

b roest

waterstofsulfide

3 Van het element zwavel bestaan meerdere oxiden.

ongebluste kalk

d koolzuurgas

Welke formules kun je met behulp van de tabel van a

b SO2 c

9 Schrijf het reactiepatroon voor de vorming van:

oxidatiegetallen vormen?

een niet-metaaloxide

b een metaaloxide

S2O

d SO3

10 Hoort bij de volgende reacties reactiepatroon a of b

(uit de vorige oefening)?

4 Vorm de formule van het oxide van de volgende

mogelijke oxidatiegetallen heeft, schrijf je alle

2 C

opties.

d de reactie beschreven in de volgende tekst:

b 4 Al

elementen. Als een bepaald element meerdere

aluminium

5 O2

→

3 O2

2 P2O5

2 Al2O3 2 CO

Alkalimetalen zijn zo zacht dat je ze met een mes

b cadmium

kunt snijden. Natrium reageert zo snel met

zuurstofgas in de lucht dat het oppervlak al na

zwavel

d broom

enkele minuten dof wordt.

5 Noteer de juiste naam naast de formules van de

vorige oefening.

6 Van de volgende stoffen is ofwel de systematische

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

kaliumoxide

b lood(IV)oxide

c e

Afb. 18 Natrium: een zacht alkalimetaal

koolstofmonoxide

d koperoxide

→

Br2O3

THEMA 01

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

` Meer oefenen? Ga naar

HOOFDSTUK 3

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

L de algemene formule van een hydroxide

LEERDOELEN

L de eigenschappen en toepassingen van hydroxiden L de formule van hydroxiden opstellen L de naam van hydroxiden opstellen

L via welke chemische reactie je een hydroxide kan vormen

Wat is een hydroxide?

Een hydroxide is een verbinding van een metaal met één of meerdere hydroxide-groepen (OH-groepen). Het zijn dus allemaal ionverbindingen. De functionele groep is het hydroxide-ion: OH-. De lading van het hydroxide-ion is -I, aangezien zuurstof een oxidatiegetal van -II heeft en

waterstof een oxidatiegetal van +I. De algemene formule van een hydroxide is dus MOH. Er komt

nooit een andere index dan 1 voor bij het metaal.

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

Ook al zijn hydroxiden ionverbindingen, toch is er ook een atoombinding aanwezig. De binding tussen het metaal en zuurstof is een binding tussen een metaal en een niet-metaal, en bijgevolg een ionverbinding.

Maar zuurstof is ook gebonden met waterstof. Dat zijn 2 niet-metalen en die vormen dus

samen een atoomverbinding.

Formule- en naamvorming

De formule- en naamvorming verloopt analoog aan die van de metaaloxiden. Voor hydroxiden met het ammoniumion of met een metaalion dat slechts 1 mogelijk oxidatiegetal

heeft, lees je het oxidatiegetal f uit het PSE en vorm je de formule door de kruisregel toe te passen. De naamgeving is: metaal (of ammonium) + hydroxide

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

VOORBEELD HYDROXIDEN VAN METALEN MET 1 OXIDATIEGETAL OF MET HET AMMONIUMION want staat in groep IIa

— Mg: OG = +II — OH: OG = -I

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

+II

-I

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

Aangezien magnesium maar 1 mogelijk oxidatiegetal heeft, moet er in de naam niet aangegeven

worden dat er 2 hydroxide-ionen aanwezig zijn en is er geen stocknotatie nodig. Ook het ammoniumion heeft altijd hetzelfde oxidatiegetal, namelijk +I. NH4

-I

De formule is dan NH4OH en de naam is ammoniumhydroxide.

VOORBEELD HYDROXIDEN VAN METALEN MET MEERDERE OXIDATIEGETALLEN Aangezien er meerdere mogelijke oxidatiegetallen zijn, kun je voor eenzelfde metaal meerdere mogelijke hydroxiden vormen. Bij de systematische naam moeten dan ook de Griekse

telwoorden worden vermeld en is er ook een stocknotatie mogelijk. 1

De formule en namen van alle mogelijke oxiden van koper (Cu) Mogelijke oxidatiegetallen van chloor

+II

Formuleeenheid

Kruisregel

-I

+II

-I

Systematische naam

Stocknotatie

CuOH

koperhydroxide

koper(I)hydroxide

Cu(OH)2

koperdihydroxide

koper(II)hydroxide

Stocknotatie van loodtetrahydroxide

Ook hier moet je het oxidatiegetal van lood vinden. Dat doe je door eerst de formule te noteren en vervolgens via de neutraliteitsregel het oxidatiegetal van lood te bepalen. — formule: Pb(OH)4

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

x + 4 ∙ (1-) = 0

x = +IV

De stocknotatie is lood(IV)hydroxide.

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

— Hydroxiden zijn ionverbindingen tussen een metaalion en het hydroxide-ion. — Het hydroxide-ion is de functionele groep en heeft een oxidatiegetal van -I: OH— NH4+ = ammoniumion — Indien het metaal slechts 1 mogelijk oxidatiegetal heeft: •

formule: oxidatiegetal opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal (of ammonium) + hydroxide

— Wanneer het metaal meerdere mogelijke oxidatiegetallen heeft: formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden

• •

systematische naam: metaal + Grieks telwoord + hydroxide

•

stocknotatie: metaal + (oxidatiegetal) + hydroxide

Gebruik en toepassingen van hydroxiden

In het dagelijks leven worden veel hydroxiden gebruikt bij het poetsen. Zo

is natriumhydroxide of bijtende soda NaOH een zeer sterke ontstopper. Een

oplossing van natriumhydroxide lost haren en zeepresten op. Doe bijvoorbeeld

ontdekplaat: anorganische stofklassen

een aantal haren in een bekerglas. Voeg er een beetje vloeibare ontstopper aan toe. Laat de oplossing even staan. De haren lossen langzaamaan op: ze worden eerst dunner, worden dan afgebroken in kortere stukjes en lossen

uiteindelijk op. Wanneer je die stof gebruikt, moet je extra voorzichtig zijn.

Het is namelijk een zeer corrosieve stof en ze kan dus brandwonden

Afb. 19 In ontstopper zit natriumhydroxide.

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

veroorzaken.

Een speciaal geval is ammoniak NH3. Wanneer je NH3 oplost in water,

ontstaat er ammoniumhydroxide NH4OH. In thema 04 gaan we dieper in op

dat oplosproces. Die oplossing wordt vooral gebruikt door haar ontvettende eigenschappen om bijvoorbeeld ramen te poetsen. Als je de stof eenmaal geroken hebt, zul je ze nooit meer vergeten. De stof staat bekend voor zijn zeer indringende geur. Maar let op, het kan je slijmvliezen irriteren. Dezelfde doordringende geur kun je in stallen ruiken. Ammoniak komt namelijk ook in Afb. 20 Ammoniak werkt ontvettend.

mest voor.

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

WEETJE

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

methaan DEMO Kalkwater

demovideo: kalkwater

ethanol

diamant

koolstofdioxide

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H1_organisch.ai

Onderzoeksvraag Wat gebeurt er wanneer je aan kalkwater koolstofdioxide toevoegt? Werkwijze Je leerkracht maakt een oplossing van kalkwater door calciumoxide in water op te lossen. De leerkracht schenkt ongeveer 2 mL van die oplossing in een proefbuis en blaast voorzichtig

met een rietje in de oplossing.

CO2

kalkwater

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H3_kalkwater_koolstofdioxide.ai

Waarnemingen

Er ontstaat een troebele oplossing. Besluit

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

Formule

THEMA 01

Triviale naam

Toepassing/eigenschap

Ca(OH)2

calciumhydroxide

gebluste kalk

indicator voor koolstofdioxide

NaOH

natriumhydroxide

bijtende soda

ontstopper

NH4OH

ammoniumhydroxide

ontvetter

Systematische naam

HOOFDSTUK 3

Reactiepatroon

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

metaaloxide

(MO) + — reactievergelijking:

CaO

water

→

hydroxide

(H2O)

→

(MOH)

→

Ca(OH)2

H2O

DEMO Magnesiumoxide

demovideo: magnesiumhydroxide

Onderzoeksvraag

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

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

Er ontstaat een oplossing met een groenblauwe kleur. Besluit

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

— reactiepatroon: metaaloxide (MO) + water (H2O) → hydroxide (MOH) — reactievergelijking: MgO + H2O → Mg(OH)

Doordat er bij de reactie van een metaaloxide met water een hydroxide gevormd wordt, noemt men de metaaloxiden ook wel basevormende oxiden (zie ook hoofdstuk 5). Dat geldt wel alleen voor oxiden uit groep IA en IIA.

Reactiepatroon voor de vorming van hydroxiden is: metaaloxide

water

→

hydroxide

(MO) +

(H2O)

→

(MOH)

Metaaloxiden zijn basevormende oxiden.

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

AAN DE SLAG 1 Vorm de formule van alle hydroxiden van Mn. 2 Ook al heeft chloor een mogelijk oxidatiegetal van

+VII en kun je door de kruisregel correct toe te passen de formule Cl(OH)7 bekomen. Toch is dat

geen juiste formule voor een hydroxide. Leg uit waarom niet.

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

ijzer(III)hydroxide

b CuOH c

KOH

d aluminiumhydroxide ammoniumhydroxide

3 Van de volgende stoffen is ofwel de systematische

4 Wat is de systematische naam van de volgende

triviale namen? a

gebluste kalk

b ontstopper

5 Waarom noemen ze metaaloxiden ook wel

basevormende oxiden?

6 Welke van de volgende stoffen zijn basevormende

oxiden? a

SO2

b NaOH c

K2O

d CO2

7 Welke van de volgende stoffen zijn basevormende

oxiden? a

koolstofdioxide

b zwaveltrioxide c

natriumoxide

d natriumhydroxide

8 Verklaar waarom Ca(OH)2 ook wel gebluste kalk

genoemd wordt.

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 01

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 4

De zuren Je hebt misschien al weleens iets zuurs gegeten: een schijfje citroen of een zuur snoepje. Tijdens de lessen chemie mag je natuurlijk niet proeven, daarom hebben we tijdens het practicum andere manieren geleerd om

LEERDOELEN L de algemene formule van een zuur

te bepalen of een stof tot de zuren behoort of niet. In dit hoofdstuk gaan we verder in op die stofklasse.

L de zuren verder indelen in binaire en ternaire zuren L de eigenschappen en toepassingen van zuren L de formule van binaire en ternaire zuren L de naam van binaire en ternaire zuren

Wat is een zuur?

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

Een zuur is opgebouwd uit een waterstofatoom en een zuurrest. Het waterstofatoom is de

functionele groep. De zuurrest kan een niet-metaal zijn of een niet-metaal en 1 of meerdere zuurstofatomen. De algemene formule van een zuur is HZ.

Aangezien alle zuren een vaste formule hebben, moet de index bij het waterstofatoom nooit vermeld worden in de naam. Afhankelijk van de samenstelling van de zuurrest, kunnen de zuren in 2 groepen ingedeeld worden: 1

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

Dat in tegenstelling tot de ternaire zuren, waarbij de zuurrest naast een niet-metaal ook nog

zuurstof bevat. De algemene formule voor een ternair zuur is HnMO.

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

Binaire zuren

Een binair zuur is opgebouwd uit 2 atoomsoorten: het waterstofatoom en een niet-metaal. HZ of HnM is de algemene formule voor een binair zuur. Alle niet-metalen bezitten hun laagst mogelijke oxidatiegetal in de binaire zuren. Op die manier kun je zeer gemakkelijk de formule van de binaire zuren afleiden.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

VOORBEELD FORMULE WATERSTOFSULFIDE waterstof: OG = +I zwavel:

OG = -II

Het laagst mogelijke oxidatiegetal voor zwavel is -II (= groep VI – 8)

Door de neutraliteitsregel vind je dan de formule H2S. De naam van de binaire zuren is als volgt: waterstof + verkorte Latijnse naam van het niet-metaal + uitgang ‘-ide’. Omdat de formule voor de zuren vastligt, wordt er nooit met Griekse telwoorden gewerkt. De zuurrest is heel belangrijk voor de vorming van zouten. Je bekomt die door de waterstofionen (H+) uit de formule van het zuur te verwijderen. Per waterstofion dat je uit de formule haalt, krijgt

HCl

-1 H+

→

H2S

-2 H

→

de zuurrest een lading van -1. Voorbeeld: ClS2-

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

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

Systematische naam

Zuurrest

Naam zuurrest

waterstoffluoride

fluoride-ion

HCl

waterstofchloride

Cl-

chloride-ion

HBr

waterstofbromide

Br-

bromide-ion

waterstofjodide

jodide-ion

H2S

waterstofsulfide

sulfide-ion

Tabel 3 Binaire zuren en zuurresten

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

Ternaire zuren

De naam zegt het zelf: de ternaire zuren zijn opgebouwd uit 3 atoomsoorten. Naast waterstof en een niet-metaal is er ook altijd minstens 1 zuurstofatoom aanwezig: HnMO is de algemene formule voor een ternair zuur. Ook hier is de functionele groep het waterstofatoom. De ternaire zuren kun je indelen in de stamzuren, die het vaakst voorkomen, en de afgeleide zuren. Het aantal waterstof- en zuurstofatomen in de formule kun je niet afleiden uit het PSE of uit de naam. Je moet de formule van de zuren dus zeer goed uit het hoofd leren! In het stamzuur is het oxidatiegetal van het specifieke niet-metaal gelijk aan het groepsnummer, met uitzondering van de halogenen: daar is het niet +VII, maar +V.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

VOORBEELD H2CO3 OG(C) = +IV

HClO3

OG(Cl) = +V

De naam voor de stamzuren is analoog aan die van de binaire zuren, alleen is de uitgang niet -ide, maar -aat: waterstof + verkorte Latijnse naam + ‘-aat’. De meeste ternaire zuren hebben ook een triviale naam. De zuurrest vorm je analoog aan die van de binaire zuren. Je haalt een of meer waterstofionen uit de formule. Per waterstofion krijgt de zuurrest een lading van -1. In de naam laat je ‘waterstof’ weg, maar voeg je ‘ion’ toe om aan te geven dat het een geladen deeltje is.

te vormen: Brutoformule

Systematische naam

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

Triviale naam

H2CO3

waterstofcarbonaat

koolzuur

HNO3

waterstofnitraat

salpeterzuur

H3PO4

waterstoffosfaat

H2SO4

Zuurrest

Naam zuurrest

carbonaation nitraation

fosforzuur

fosfaation

waterstofsulfaat

zwavelzuur

SO42-

sulfaation

HClO3

waterstofchloraat

chloorzuur

ClO3-

chloraation

HBrO3

waterstofbromaat

broomzuur

BrO3

bromaation

HIO3

waterstofjodaat

joodzuur

IO3

jodaation

Tabel 4 Ternaire zuren en zuurresten

NO3

Vorig jaar heb je geleerd om lewisstructuren te tekenen. Voor koolzuur ziet die er als volgt uit:

H O C

Afb. 21 Lewisstructuur koolzuur

De lewisstructuur geeft aan op welke manier de atomen in een molecule aan elkaar gebonden zijn.

Van verschillende ternaire zuren bestaan er afgeleide zuren. De formule hiervan ziet er hetzelfde

uit als die van de stamzuren alleen verschilt het aantal zuurstofatomen. Dit jaar bespreken we al 2 afgeleide zuren: Brutoformule

Systematische naam

Triviale naam

Zuurrest

Naam zuurrest

HNO2

waterstofnitriet

salpeterigzuur

nitrietion

H2SO3

waterstofsulfiet

zwaveligzuur

SO32-

sulfietion

Tabel 5 Afgeleide zuren en hun zuurresten

Als je de formules bekijkt, merk je dat ze allebei exact 1 zuurstofatoom minder hebben dan het overeenkomstige stamzuur. Wanneer een ternair zuur exact 1 zuurstofatoom minder heeft dat het stamzuur, eindigt de naam op -iet in plaats van op -aat. Bij de triviale naam wordt het tussenvoegsel '-ig' toegevoegd.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

Een binair zuur: — bestaat uit 2 atoomsoorten: het waterstofatoom en een niet-metaal. — Het oxidatiegetal van het niet-metaal is zo laag mogelijk, namelijk groepsnummer -8. — Om de naam te vormen, vermeld je eerst waterstof, dan de verkorte Latijnse naam van het niet-metaal en als uitgang -ide. — De triviale naam van waterstofchloride is zoutzuur. — Je kunt de zuurrest vormen door één of meerdere waterstofionen uit de formule van het zuur te verwijderen. Per waterstofion dat je verwijdert, krijgt de zuurrest een lading van 1-. — De te kennen binaire zuren en zuurresten zijn: Brutoformule

Systematische naam

Naam zuurrest

Zuurrest

waterstoffluoride

HCl

fluoride-ion

waterstofchloride

chloride-ion

HBr

waterstofbromide

bromide-ion

waterstofjodide

I-

jodide-ion

H2S

waterstofsulfide

S2-

sulfide-ion

Een ternair zuur:

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

— Om de naam van een stamzuur van de ternaire zuren te vormen, vermeld je eerst waterstof, dan de verkorte Latijnse naam van het niet-metaal en als uitgang -aat. — De te kennen stamzuren en hun zuurresten zijn: Brutoformule H2CO3

Systematische naam

Triviale naam

Zuurrest

waterstofcarbonaat

koolzuur

waterstofnitraat

salpeterzuur

H3PO4

waterstoffosfaat

H2SO4

Naam zuurrest carbonaation

NO3

nitraation

fosforzuur

fosfaation

waterstofsulfaat

zwavelzuur

SO42-

sulfaation

HClO3

waterstofchloraat

chloorzuur

ClO3-

chloraation

HBrO3

waterstofbromaat

broomzuur

BrO3

bromaation

HIO3

waterstofjodaat

joodzuur

IO3

jodaation

HNO3

— De te kennen afgeleide zuren en hun zuurresten: Brutoformule

THEMA 01

Zuurrest

Naam zuurrest

HNO2

waterstofnitriet

NO2-

nitrietion

H2SO3

waterstofsulfiet

SO32-

sulfietion

Systematische naam

HOOFDSTUK 4

Gebruik en toepassingen van zuren

Het zuur dat aanwezig is in je maag, is zoutzuur of HCl. Het helpt bij de vertering van voedingsstoffen. Zoutzuur is vrij corrosief. Dat kun je gewaarworden wanneer je

ontdekplaat: anorganische stofklassen

regelmatig moet overgeven of wanneer de klep tussen je slokdarm en je maag niet meer goed werkt. Je maag is door onder andere een slijmvlieslaag beschermd tegen gezonde maag

die zure brij, maar je slokdarm kan er serieus door

reflux

Afb. 22 Zoutzuur in de maag helpt bij de vertering. Relfux is een aandoening waarbij de zure maaginhoud terugvloeit in de slokdarm.

aangetast worden. Bij vulkaanuitbarstingen komt waterstofsulfide waargenomen bij rotte eieren of stinkbommen.

of H2S vrij. Mogelijk heb je die zeer specifieke geur ook al

Afb. 23 Giftige zoutzuurdampen bij een vulkaanuitbarsting.

WEETJE

Bij de vulkaanuitbarsting op La Palma in 2021 werd de bevolking gewaarschuwd voor

giftige zoutzuurdampen. Als lava met een temperatuur van 1 000 °C in contact komt met

zout water, dan kunnen er giftige dampen ontstaan. De chemische reactie resulteert dan

in een zoutzuurhoudende gaswolk. Dat fenomeen is gekend als ‘laze', een samentrekking tussen ‘lava' en ‘haze' (nevel). De giftige dampen kunnen ademhalings- en huidproblemen veroorzaken.

Bron: De Standaard

Onder de ternaire zuren is koolzuur of H2CO3 ongetwijfeld het

zuur dat het meest gekend is. Het is het zuur dat gevormd wordt wanneer koolstofdioxide in water wordt opgelost.

Afb. 24 In spuitwater zit koolzuur.

Maar ook van zwavelzuur of H2SO4 heb je waarschijnlijk

al gehoord. Het is aanwezig in een autobatterij, maar komt spijtig genoeg vooral in het nieuws omwille van zijn

corrosieve eigenschappen. De krant bericht soms over

mensen die verminkt werden door een zwavelzuuraanval. Het is een sterk hygroscopische stof. Dat wil zeggen dat zwavelzuur water heel hard aantrekt. Zo hard dat het al het vocht uit je cellen trekt met zware brandwonden tot gevolg.

Afb. 25 De loodzuurbatterij, ontworpen in 1859, is vandaag nog steeds de populairste batterij voor auto’s.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

DEMO Zwavelzuur Je leerkracht kan heel gemakkelijk aantonen dat zwavelzuur hygroscopisch is. Je leerkracht doet demovideo: zwavelzuur

ongeveer 1 gram kristalsuiker in een proefbuis (of een oud theelichthoudertje) en voegt er een paar druppels geconcentreerd zwavelzuur aan toe. Waarnemingen Er blijft een zwarte, vaste stof achter: koolstof.

VEILIGHEIDSVOORSCHRIFT

Wanneer je in een labo toch water met zwavelzuur moet mengen, dan moet je eerst water nemen en

daar voorzichtig zwavelzuur op gieten. Je kunt dat heel gemakkelijk onthouden aan de hand van het

water

volgende ezelsbruggetje: ‘zwavelzuur mag nooit gedoopt worden’.

geconcentreerd

Afb. 26 Zwavelzuur mag nooit gedoopt worden. GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H4_Overgieten.ai

Wil je weten wat er gebeurt nadat je cola

vroeger dat suiker was opgebouwd uit koolstof en een of meerdere moleculen water. Cola is de enige frisdrank die niet alleen koolzuur, maar ook fosforzuur of H3PO4 bevat.

gedronken hebt?

Vandaag gebruiken we nog de oude benaming voor suiker: koolhydraten. Wetenschappers dachten

bijlage: lees het artikel

flashcards: zuren

THEMA 01

Afb. 27 Vier foto’s van dezelfde wijsheidstand: linksboven in zijn oorspronkelijke staat, rechtsboven na onderdompeling in cola gedurende één dag, linksonder na een week en rechtsonder na een maand. Het fosforzuur in cola tast het tandemail aan en de kleurstoffen zorgen ervoor dat de wortel bruin wordt.

Formule

Systematische naam

Toepassing

Triviale naam

H3PO4

waterstoffosfaat

fosforzuur

aanwezig in cola

H2CO3

waterstofcarbonaat

koolzuur

frisdrank

HCl

waterstofchloride

zoutzuur

maag

H2SO4

waterstofsulfaat

zwavelzuur

autobatterij

HOOFDSTUK 4

Reactiepatronen

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

— reactiepatroon:

(nM) + Cl2

— reactievergelijking:

waterstofgas

→

binair zuur

(H2)

→

(HnM)

→

2 HCl

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

(nMO) + CO2

— reactievergelijking:

(nM) — niet-metaaloxide (nMO)

→

ternair zuur

(H2O)

→

(HnMO)

→

H2CO3

H2O

Reactiepatronen voor de vorming van zuren zijn: — niet-metaal

water

waterstofgas

→

(H2)

water

→

(H2O)

→

binair zuur

(HnM)

ternair zuur

(HnMO)

→ Niet-metaaloxiden zijn zuurvormende oxiden.

— reactiepatroon:

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

AAN DE SLAG 1 Zijn de volgende formules binaire (B) of ternaire (T)

5 Vervolledig de volgende reactiepatronen.

zuren?

b ? + waterstofgas → ?

b HIO3

HBrO

6 Welk reactiepatroon uit de vorige oefening hoort bij

d HNO2 e

de volgende reacties: a of b? a

H2S

een ternair (T) zuur?

P2O5

3 H2O

→

2 H3PO4

b I2

→

2 HI

2 Horen de volgende namen bij een binair (B) of bij

niet-metaaloxide + ? → ?

waterstofchloride

de onderlijnde reactie in volgend artikel:

b waterstofbromaat c

fosforzuur

d waterstofsulfiet 3 Noem 1 overeenkomst en 1 verschil tussen een

binair en een ternair zuur.

eigenschap?

2 HCl

ontstaat SO3. Wanneer SO3 in de vochtige lucht komt, ontstaat zure regen.

A aanwezig in spuitwater

1 H3PO4

(uitstootgas van verbrandingsprocessen)

4 Welke formule hoort bij welke toepassing of

Na oxidatie van zwaveldioxidegas

B geur van rotte eieren

7 We hebben maar 2 afgeleide zuren gezien.

C aanwezig in de maag

3 H2CO3

4 H2S

THEMA 01

D aanwezig in cola

HOOFDSTUK 4 - AAN DE SLAG

Geef de formule van waterstoffosfiet.

b Noteer ook je redenering.

` Meer oefenen? Ga naar

HOOFDSTUK 5

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

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

L het verband leggen tussen zuur, basisch en neutraal en de pH of zuurtegraad van een oplossing L de manier waarop je de pH of de zuurtegraad van een oplossing experimenteel kunt bepalen L het nut van een bufferoplossing

pH en de zuurtegraad van een oplossing

Bekijk de ontdekplaat over zuurtegraad.

banaan

azijn

ontstopper

bloed

maagzuur

geconcentreerd zoutzuur

broccoli

zuiver water

tomaat

ontdekplaat: pH

bleekmiddel

citroen

zuiveringszout

appel

meest zuur

Afb. 28 De pH-schaal

zeep

natriumhydroxide

melk

minst zuur neutraal

minst basisch

meest basisch

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

Vroeger werd de zuurtegraad van een oplossing bepaald

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

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

Afb. 29 Cola heeft een pH van 2,4. Een frisdrank met een pH van <4 kan eroderend werken op het tandglazuur.

toegevoegd.

1.1

pH-indicatoren

LABO 02

Een gemakkelijke manier om te bepalen of een oplossing zuur of basisch is, is met behulp van

pH-indicatoren. Die stoffen komen vaak voor in de natuur en hebben een andere kleur afhankelijk van de zuurtegraad van de oplossing. Een pH-indicator die je gemakkelijk zelf kunt maken, is rodekoolsap. Hiervoor leg je een paar stukjes rodekool in kokend water of plet je

ze met behulp van een stamper met een beetje water in een mortier. Het water zal heel snel

blauwpaars kleuren. Wanneer je aan een oplossing van rodekoolsap een paar druppels citroensap (een zuur) toevoegt, verandert de kleur naar rood. Wanneer je aan een oplossing van rodekoolsap een paar druppels natriumhydroxide-oplossing (een base) toevoegt, verandert de kleur naar

groengeel. De resultaten van experimenten met andere indicatoren vind je in de volgende tabel:

pH-indicator

Kleur in neutraal midden

Kleur in zuur midden

Kleur in basisch midden

rood

blauwpaars

groengeel

methyloranje

rood

geel

lakmoes

rood

roodblauw

blauw

fenolftaleïne

kleurloos

fuchsia

broomthymolblauw

geel

groen

blauw

rodekoolsap

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

zuur geworden is.

Ook al zijn die indicatoren heel gemakkelijk te gebruiken,

Afb. 30 Een hortensia verandert van kleur door de zuurtegraad van de grond.

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

Afb. 31 Met een universeel-indicatoroplossing kan de pH van een oplossing bepaald worden.

1.2

pH-meter

Voor sommige toepassingen (vooral in het labo) is het belangrijk om de pH-waarde heel exact te kennen. Je kunt dat gemakkelijk meten met een pH-meter. Je steekt dan een elektrode in de oplossing en kunt snel en nauwkeurig de pH-waarde aflezen. Een pH-meter moet wel regelmatig geijkt worden. Hiervoor gebruik je dan weer een bufferoplossing. Afb. 32 Een pH-meter

Buffer

Je hebt misschien al over het woord buffer gehoord in een andere context. Zo spreekt men bij een voetbalmatch vaak over een buffervak in de tribune. Dat is een leeg vak om 2 rivaliserende

groepen supporters uit elkaar te houden. Ook in economische termen wordt er soms over een buffer gesproken. In die context gaat het over een financieel reservepotje. In een chemische context spreken we over een buffer wanneer de pH van een oplossing binnen welbepaalde pH-grenzen blijft, ook al voegt men andere stoffen (een zuur, een base of water) toe.

Bufferoplossingen zijn zeer belangrijk, omdat veel chemische, maar ook veel biologische

processen beter opgaan bij een welbepaalde ideale pH-waarde. De meeste lensvloeistoffen bevatten een buffer die

ervoor zorgt dat de pH-waarde tussen 7,2 en 7,4 blijft.

Bij die pH-waarde werkt de vloeistof namelijk het best.

Om geen irritatie aan de ogen te veroorzaken, mag de pH ook niet te veel afwijken van die van het traanvocht.

Daarom moet de pH-waarde in ieder geval boven 6,6 blijven en onder 7,8.

Afb. 33 Lensvloeistoffen hebben een buffer.

Ook aan het water van een aquarium moet je een bufferoplossing

toevoegen. Grote veranderingen in de zuurtegraad zijn namelijk slecht voor de vissen.

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

een buffersysteem in je bloed noodzakelijk.

Afb. 34 Aan het water van een aquarium moet je een bufferoplossing toevoegen.

WEETJE

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

menselijk bloed

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

Door onder andere de verzuring van het milieu komen veel buffersystemen de laatste jaren steeds meer onder druk te staan. Het water van de oceanen wordt zuurder, waardoor bepaalde organismen het moeilijker krijgen om te overleven, koraalriffen beginnen op te lossen … Buffers worden ook gebruikt om een pH-meter te ijken. Hiervoor gebruik je een bufferoplossing met een lage pH en een bufferoplossing met een hoge pH. Je meet de pH van beide oplossingen en met behulp van die 2 meetpunten wordt een ijkcurve opgesteld. Het is natuurlijk belangrijk om hiervoor een oplossing te gebruiken waarvan de pH niet verandert ook al worden er een aantal druppels water of iets anders aan toegevoegd (die nog eventueel aan de sonde van de pH-meter

waren blijven hangen).

Afb. 35 pH-meter ijken door middel van bufferoplossingen

— Hoe zuurder een oplossing, hoe groter de zuurtegraad en hoe lager de pH-waarde. — De pH-schaal gaat van 0 tot 14:

Een oplossing met pH < 7 is een zure oplossing.

•

Een oplossing met pH = 7 is een neutrale oplossing.

•

Een oplossing met pH > 7 is een basische oplossing.

•

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

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

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

AAN DE SLAG 1 Je voegt aan de volgende oplossingen lakmoes toe.

7 Welke soort van chemische stof is aanwezig in deze

Welke kleur kun je waarnemen? Maak gebruik van

lippenstift?

de tabel op p. 44.

een oplossing met een pH-waarde 2

‘magische, roze lippen’: na het aanbrengen van

b een oplossing waarin HCl is opgelost c

De Essence ‘Kiss The Frog’-lippenbalsem belooft de balsem verandert de kleur van vreemd groen

een oplossing die groen kleurt in de

naar prachtig roze. De lippenbalsem kan dus de

aanwezigheid van rodekoolsap

functie overnemen van ...

d een oplossing waarin ongebluste kalk is opgelost

b Beschrijf een proef waarmee je de kleur in zuur en in basisch midden van de lippenbalsem ‘Kiss

2 Bepaal bij elk van de volgende pH-waarden of de

The Frog’ kunt bepalen.

oplossing zuur, basisch of neutraal is. Noteer ook

de juiste kleur na het toevoegen van de opgegeven indicator. a

7 + rodekoolsap

b 4 + lakmoes c

12 + fenolftaleïne

d 2 + broomthymolblauw

3 Welke kleur neem je waar als je de volgende stoffen

aan een oplossing van lakmoes toevoegt? a

CO2

b Na2O

NaCl

d HCl NaOH

4 Welke kleur neem je waar als je de volgende stoffen

aan een oplossing van rodekoolsap toevoegt? a

` Meer oefenen? Ga naar

ammoniumhydroxide

b waterstofsulfaat c

calciumoxide

d zwaveltrioxide

5 Zijn de volgende stellingen juist of fout? Indien fout,

verbeter dan het onderlijnde deel.

In de chemie is het tegengestelde van zuur zoet.

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

Elke bufferoplossing vertoont een andere kleur

afhankelijk van de zuurtegraad van de oplossing.

6 Waarom wordt er een bufferoplossing gebruikt om

een pH-meter te ijken?

THEMA 01

HOOFDSTUK 5 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 6

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

L de algemene formule van een zout

LEERDOELEN

L de zouten verder indelen in binaire en ternaire zouten L de eigenschappen en toepassingen van zouten L de formule van zouten opstellen L de naam van zouten opstellen

L via welke chemische reactie je een zout kunt vormen

Wat is een zout?

Een zout is een ionverbinding die opgebouwd is uit een positief ion (metaalion of het ammoniumion) en een

zuurrestion. De algemene formule van een zout is MZ.

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

Formule- en naamvorming

Afb. 36 Zouten zijn niet altijd witte, vaste stoffen, maar kunnen in verschillende kleuren voorkomen.

De algemene formule van een zout is MZ.

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

of meerdere zuurstofatomen, dan is het een ternair zout: MnMO. Voor de vorming van de formule van de zouten heb je de formule van de zuurresten nodig (zie p. 36). Net zoals bij de oxiden en de hydroxiden moet je ook hier een onderscheid maken tussen metalen met slechts één mogelijk oxidatiegetal en metalen met meerdere mogelijke oxidatiegetallen. Het oxidatiegetal van de zuurrest ligt vast, aangezien die afgeleid is van de formule van het zuur.

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

VOORBEELDEN ZOUTEN MET AMMONIUM OF MET EEN METAAL DAT SLECHTS ÉÉN MOGELIJK OXIDATIEGETAL HEEFT Om de formule-eenheid van het zout te vormen, pas je de kruisregel toe. De naam is als volgt opgebouwd: metaal (of ammonium) + zuurrest 1

Het zout tussen calcium en de jodide-zuurrest Ca: OG = +II

want het staat in groep IIa

De jodide-zuurrest heeft een oxidatiegetal van -I want het is afkomstig van HI. — neutraliteitsregel: je hebt 1 keer het calciumion nodig en 2 keer het jodide-ion. — kruisregel:

+II → De formule-eenheid is CaI2. → De naam is calciumjodide.

→ Het is een voorbeeld van een binair zout.

-I

Het zout tussen aluminium en de sulfaat-zuurrest Al: OG = +III

want het staat in groep IIIa

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

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

SO4

+III

-II

→ De formule-eenheid is Al2(SO4)3. → De naam is aluminiumsulfaat.

→ Het is een voorbeeld van een ternair zout.

Het zout tussen ammonium en de fosfaat-zuurrest

Het oxidatiegetal van het ammoniumion (NH4+) ligt vast en is +I.

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

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

NH4

PO4

-III

→ De formuleis (NH4)3PO4.

→ De naam is ammoniumfosfaat. → Het is een voorbeeld van een (quaternair) ammoniumzout.

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

VOORBEELDEN ZOUTEN MET EEN METAAL DAT MEERDERE MOGELIJKE OXIDATIEGETALLEN HEEFT Voor eenzelfde metaal met een welbepaalde zuurrest zijn er verschillende formules mogelijk. Voor de naam maak je gebruik van de systematische naam met Griekse telwoorden: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + zuurrest Of je maakt gebruik van de stocknotatie: metaal + (lading) + zuurrest 1

De formule van alle zouten tussen ijzer en de sulfide-zuurrest De sulfide-zuurrest is afkomstig van H2S. Het oxidatiegetal van S is dus -II. Mogelijke oxidatiegetallen van ijzer: Fe

Formule-eenheid

Stocknotatie

Systematische naam

+II

Kruisregel S

FeS: Hier

ijzer(II)sulfide

ijzersulfide

ijzer(III)sulfide

di-ijzertrisulfide

kun je Fe2S2

vereenvoudigen

+II Fe

tot FeS.

Fe2S3

+III

-II

+III

-II

→ Het zijn allebei voorbeelden van binaire zouten. De formule van de lood(II)nitraat

Bij dit voorbeeld is de stocknotatie gegeven. Het getal tussen haakjes is het oxidatiegetal van lood. De nitraat-zuurrest is afkomstig van HNO3. Het oxidatiegetal van NO3 is dus -I. Zodra je dat weet, kun je gemakkelijk met de kruisregel de formule vormen: Pb

NO3

+II

-I

→ De formule-eenheid is dus Pb(NO3)2.

De stocknotatie van dikopercarbonaat

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

Vervolgens bepalen we het oxidatiegetal van koper: 2 OG(Cu) + OG(CO32-) = 0

2 ∙ x + 1 ∙ (-II) = 0

x = +I

Het carbonaation is afkomstig van H2CO3,

daarom is het OG -II

→ De stocknotatie is dus koper(I)carbonaat.

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

Waterstofzouten en hydraten

Naast de indeling in binaire en ternaire zouten zijn er nog 2 speciale groepen van zouten: de waterstofzouten en de hydraten. Waterstofzouten zijn zouten waarbij er nog 1 of meerdere waterstofatomen in de zuurrest aanwezig zijn. We beperken ons tot de waterstofzouten met de HCO3--zuurrest. Het oxidatiegetal voor die

zuurrest is -I, aangezien er 1 waterstofatoom onttrokken is aan H2CO3.

VOORBEELD WATERSTOFZOUT VAN NATRIUM EN WATERSTOFCARBONAAT Na: OG = +I

want natrium staat in groep IA

+I → De formule-eenheid is dan NaHCO3.

Het oxidatiegetal van de waterstofcarbonaat-zuurrest is -I, want het is afkomstig van H2CO3. HCO3

-I

vermeld worden.

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

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

Je hebt misschien al wel over hydrateren gehoord. Zo is het belangrijk om, zeker na het sporten,

voldoende water te drinken zodat je lichaam voldoende gehydrateerd is. Maar ook je huid kun je hydrateren: er bestaan tal van hydraterende crèmes. Hydrateren wil zeggen ‘vocht inbrengen’ of water toevoegen.

En zo ook bij de zouten: een hydraat is een

zout waar water in gevangen zit. Die zouten

nemen water op in hun ionrooster. Dat water noemen we kristalwater. De algemene formule van een hydraat is dan ook

MZ ∙ nH2O. De formule van het zout wordt

gevormd zoals hierboven beschreven is. In de naam wordt aangegeven door het

voorvoegsel dat voor hydraat staat hoeveel keer water voorkomt.

Afb. 37 Structuur en uitzicht van CoCl2

Afb. 38 Structuur en uitzicht van CoCl2 ∙ 6H2O

De formule van calciumsulfaatdihydraat is CaSO4 ∙ 2 H2O want er zijn 2 (di)

watermoleculen (hydraat) aanwezig.

Afb. 39 Structuur en uitzicht van CaSO4.2H2O

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

— Zouten zijn ionverbindingen: opgebouwd uit een metaal (of ammonium) en een zuurrest (die bestaat uit een niet-metaal al dan niet gecombineerd met één of meerdere zuurstofatomen) — algemene formule: MZ — 2 soorten: binair zout (MnM): zuurrest bevat enkel een niet-metaal, de naam eindigt op -ide ternair zout (MnMO): zuurrest bevat een niet-metaal en zuurstof, de naam eindigt niet op -ide — een metaal met slechts 1 mogelijk oxidatiegetal: •

formule: oxidatiegetal opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal (of ammonium)+ juiste zuurrest

— een metaal met meerdere mogelijke oxidatiegetallen: formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over het oxidatiegetal gegeven worden

• •

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

•

stocknotatie: metaal + (OG) + zuurrest

— Waterstofzouten bevatten in hun zuurrest nog 1 of meerdere waterstofatomen. We beperken ons tot zouten met HCO3- als zuurrest.

— Hydraten bevatten kristalwater in hun formule: MZ.nH2O

Gebruik en toepassingen van zouten

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

VA ontdekplaat: anorganische stofklassen

antiklontermiddel aan toegevoegd.

Afb. 40 Natriumchloride is het bekendste zout.

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

Afb. 41 Strooizout bevat calciumchloride.

Afb. 42 Eierschalen bestaan uit calciumcarbonaat.

Van de ternaire zouten heb je ongetwijfeld calciumcarbonaat CaCO3 in huis. Marmer, maar ook

eierschalen en mosselschelpen, bestaan uit dat zout. Als je weet dat je een eischaal kunt oplossen met een zuur, dan besef je ongetwijfeld onmiddellijk waarom het niet zo interessant is om een marmeren werkblad in de keuken te laten installeren, hoewel we zuren in een keuken vaak in een fel verdunde oplossing tegenkomen, zodat ze veel minder corrosief zijn.

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

Baksoda bevat zuiver natriumwaterstofcarbonaat NaHCO3 en wordt gebruikt als rijsmiddel. Het is dus een waterstofzout.

Wist je trouwens dat er een verschil is tussen bakpoeder en baksoda? Bakpoeder bevat naast natriumwaterstofcarbonaat ook nog citroenzuur of wijnsteenzuur. Let bij het bakken zeer goed op dat je de juiste stof gebruikt. Afb. 43 In baksoda zit natriumwaterstofcarbonaat.

Verder kun je een aantal zouten in de badkamer tegenkomen. Wratten kun je verwijderen door ze te laten bevriezen, maar je kunt hier ook zilvernitraat AgNO3 voor gebruiken. En in

tandpasta zit heel vaak natriumfluoride NaF, dat zorgt voor

sterker glazuur. Afb. 44 In de meeste tandpasta's zit natriumfluride.

De kans is ook groot dat je soda of badzout of natriumcarbo-

naat Na2CO3 in huis hebt. Dat wordt vaak aan water toegevoegd

als waterverzachter of waterontharder. Verwar het zeker niet met baksoda of bijtende soda. Baksoda zijn we net

tegengekomen: het is aanwezig in bakpoeder. En bijtende

soda zijn we al tegengekomen bij de hydroxiden: dat is een ontstopper.

Afb. 45 Met natriumcarbonaat kun je water ontharden.

Gips of calciumsulfaatpentahydraat CaSO4.5H2O is een gekend voorbeeld van een hydraat. Dat wordt gebruikt om een breuk

te spalken, maar je hebt er misschien ook in je kinderjaren mee

geknutseld. Het hydraat is harder dan het oorspronkelijke zout.

Afb. 46 Gips is een hydraat.

Maar ook de droogmiddelen die aan bijvoorbeeld elektronica en lederwaren toegevoegd worden, zijn zouten waarvan

hydraten bestaan. Die zouten hebben net als doel om vocht uit

de lucht op te nemen.

Formule

Systematische naam

Triviale naam

Afb. 47 Droogmiddelen zijn zouten.

Toepassing/ voorkomen

NaF

natriumfluoride

tandpasta

NaHCO3

natriumwaterstofcarbonaat

bakpoeder

rijsmiddel

AgNO3

zilvernitraat

wratten verwijderen

CaSO4.5H2O

calciumsulfaatpentahydraat

gips

breuken zetten

NaCl

natriumchloride

keukenzout

smaak, bewaarmiddel

CaCO3

calciumcarbonaat

marmer, eierschaal

Na2CO3

natriumcarbonaat

soda of badzout

waterverzachter

THEMA 01

flashcards: zouten

HOOFDSTUK 6

Reactiepatroon

DEMO Neutralisatiereactie demovideo: neutralisatiereactie

Onderzoeksvraag Welke stof ontstaat er bij de reactie van een zuur en een hydroxide? Werkwijze Je leerkracht voegt 2 mL zoutzuur toe aan een proefbuis. Nadien worden enkele druppels universeel-indicatoroplossing toegevoegd aan de oplossing en bepaalt de pH van de oplossing.

Vervolgens voegt je leerkracht druppelsgewijs natriumhydroxideoplossing toe en bepaalt ook regelmatig de pH. Wanneer de pH 7 is geworden, stopt je leerkracht met het toevoegen van

natriumhydroxideoplossing. Vervolgens plaatst je leerkracht het bekerglas op een draadnet en dampt die de oplossing uit. Waarnemingen

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

vaste stof achter. Besluit

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

neutralisatiereactie. — reactiepatroon:

zuur

hydroxide

→

zout

water

(HZ)

(MOH) →

(MZ)

NaOH →

NaCl

(H2O)

— reactievergelijking:

HCl

H2O

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

hydroxide

→

zout

water

(HZ)

(MOH)

→

(MZ)

(H2O)

zuur

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

AAN DE SLAG 1 Zijn de volgende verbindingen oxiden, hydroxiden,

6 Noteer de juiste systematische naam voor de

zuren of zouten?

volgende stocknotaties.

ammoniumsulfaat

koper(II)chloride

b Al2O3

b mangaan(VI)sulfide

d KOH

d nikkel(II)hydroxide

H2S

bijtende soda

lachgas

Br2O

h i

7 Verbind de juiste formule met de gegeven

gebruiksnamen.

Zn(OH)2

waterstofnitraat

natriumjodaat

bariumhydroxide

2 Noteer bij elk van de volgende verbindingen zo

nauwkeurig mogelijk de juiste stofklasse. Al2S3

CO2

b Fe(OH)3

d H2SO4

e f g

i k l

H2S

LiOH CuF2

Cu(NO3)2 HCl

(NH4)2CO3

Bakpoeder

Badzout

b NaF

Keukenzout

NaHCO3

CaCl2

d NaOH

Na2CO3 NaCl

8 Vervolledig de volgende reactiepatronen.

MOH

H3PO4 P2O5

→

HnMO of HZ

→

m K2O

n HNO2

→

HnM

MO +

? +

H2O

9 Noteer bij de volgende reactievergelijkingen de

3 Noteer de naam en de formule van de gevraagde

d nM

H2O

b ?

ijzer(II)fosfaat

zouten.

juiste letter van het reactiepatroon dat erbij hoort.

kalium en sulfidezuurrest

b aluminium en carbonaatzuurrest

b 2Ca

alle zouten van ijzer en de ternaire zuurrest met

chloor

d 2 NaOH

d ammonium en waterstofzuurrest van koolzuur

Ca(OH)2

→

2HI

→

2CaO

2HI

→

H2SO4

→

CaI2

Na2SO4

+ +

2H2O

10 Welke stoffen moet je samenvoegen om via een

4 De volgende ionen zijn gegeven:

neutralisatiereactie Al(NO3)3 te bekomen?

Al3+ – Li+ – Sn2+ – SO42- – I-

Vorm met die ionen zo veel mogelijk verschillende

` Meer oefenen? Ga naar

formules en noteer de juiste naam/namen.

5 Noteer de juiste formule van de volgende stoffen.

lood(II)oxide

b magnesiumjodaat c

calciumchloridehexahydraat

d aluminiumhydroxide e

koper(I)nitriet

zilverhypofosfiet

THEMA 01

HOOFDSTUK 6 - AAN DE SLAG

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

kennisclip VB

kennisclip 2u

ANORGANISCHE STOFFEN KERNBEGRIPPEN

NOTITIES HOOFDSTUK 1 Verder indeling van de materie

naamgeving

Metaal heeft 1 mogelijk oxidatiegetal: metaal + uitgang Metaal heeft meerdere mogelijke oxidatiegetallen: — stocknotatie: metaal + (oxidatiegetal) + uitgang

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

Schema 1: indeling van anorganische stoffen op basis van een gegeven formule, zie p. 15

Schema 2: indeling van anorganische stoffen op basis van een naam, zie p. 16 HOOFDSTUK 2 De oxiden oxiden

— MO (metaaloxide) of nMO (niet-metaaloxide) — Functionele groep: O2— M

+ O2

— nM

+ O2

→

nMO

HOOFDSTUK 3 De hydroxiden

hydroxiden

— MOH

— Functionele groep: OH— MO + H2O

→

MOH

— MO = basevormend oxide

HOOFDSTUK 4 De zuren

zuren

— HnM (binair zuur) of HnMO (ternair zuur) — Functionele groep: H+ — H2

+ nM

→

HnM

— nMO + H2O

→

HnMO

— nMO = zuurvormend oxide

HOOFDSTUK 5 Zuurtegraad van een oplossing

pH:

0-7

= zuur

= neutraal

7-14

= base

zuurtegraad

— Hoe lager de pH, hoe zuurder de oplossing

buffer

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

THEMA 01

SYNTHESE

HOOFDSTUK 6 De zouten zouten

— algemeen: MZ MnM (binair zout) of MnMO (ternair zout)

waterstofzout

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

hydraat

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

MOH

→

H2O

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

genoemd.

THEMA 01

SYNTHESE

THEMA 02 ORGANISCHE STOFKLASSEN Het kan gebeuren: je picknickt in het park en plots heb je een branderig gevoel aan je been. Wat blijkt nu? Je zit bovenop een mierennest. De kleine diertjes verdedigen zich met behulp van een zuur. Weet je welk zuur dat is? Het is zeker geen zoutzuur (HCl) of salpeterzuur (HNO3). Het is een organisch zuur. Zoek eens

op het internet over welke stof het gaat.

` Hoe kun je specifieke stofklassen van organische stoffen herkennen? ` Hoe vorm je de systematische naam en chemische formule van die stoffen? ` Wat zijn enkele eigenschappen en toepassingen van een aantal van die organische stoffen? We zoeken het uit!

VERKEN JE KUNT AL ...

Organisch afval

Hcl – zoutzuur

Anorganisch

afval

•

HClO3 – chloorzuur •

organische stoffen

enkelvoudige stoffen en

anorganische samengestelde

onderscheiden van

onderverdelen in oxiden,

•

bespreken.

de naam formuleren van

anorganische stoffen als je

hydroxiden, zuren en zouten.

anorganische stoffen

brutoformule;

anorganische stoffen

het belang, voorkomen

en toepassingen van

stoffen voorstellen m.b.v. de

anorganische stoffen; •

•

de brutoformule krijgt;

de brutoformule noteren

•

van anorganische stoffen als je de systematische naam of

stocknotatie krijgt.

JE LEERT NU ...

organische stoffen

•

organische stoffen

het voorkomen en

voorstellen met hun

mogelijke toepassingen

stofklassen.

brutoformule, beknopte

van organische stoffen

structuurformule,

in het dagelijks leven in

uitgebreide

verband brengen met de

structuurformule en

stofklasse.

skeletnotatie; •

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

•

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

•

onderverdelen in

THEMA 02

VERKEN

HOOFDSTUK 1

Organische chemie of koolstofchemie Je kent ondertussen het verschil tussen een anorganische en een organische stof. De term koolstofverbindingen wordt gebruikt als synoniem voor organische stoffen. Zo spreekt men ook over koolstofchemie in plaats van over organische chemie, omdat organische stoffen minstens één koolstofatoom

bevatten. De binding(en) die dat atoom aangaat, bepaalt tot welke stofklasse een organische stof behoort: — Welk atoom is gebonden aan het koolstofatoom?

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

Bij de anorganische stoffen beschreven we 4 stofklassen: de oxiden, de hydroxiden, de zuren en de zouten. Omwille van de verscheidene bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom, bestaan er meer dan

10 stofklassen in de organische chemie. Voordat we enkele van die stofklassen bespreken, bekijken we eerst de bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom.

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

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

formule of naam

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

Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom

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

bereiken.

Bekijk enkele formules van organische stoffen: 1

H H H

H C H

H C C C H

H H H

H H H C C O H H H

H H

C C

H H C C H

H C C H

6 elektronen

O H

6 neutronen

6 protonen

Afb. 48 Een koolstofatoom heeft 4 valentie-elektronen.

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

Het valt op dat elk koolstofatoom 4 bindingen aangaat, maar dat wil niet zeggen dat het 4 bindingspartners nodig heeft! Zo zie je in de derde en vijfde voorstelling dat een atoom meerdere (dubbele of drievoudige) bindingen kan aangaan met een ander atoom waardoor er minder waterstofatomen nodig zijn om de edelgasconfiguratie te bereiken. Wanneer het koolstofatoom 4 bindingspartners heeft en dus 4 enkelvoudige bindingen, dan spreekt men van verzadigde verbindingen. Als het koolstofatoom een binding vormt met 2 of 3 andere atomen, dan zijn er meervoudige bindingen aanwezig (dubbele of drievoudige) en spreken we van onverzadigde verbindingen. Wanneer de C-atomen alleen binden met andere C-atomen en met H-atomen, dan noemen we de stoffen koolwaterstoffen. Ook hier wordt dan het onderscheid gemaakt tussen verzadigde

WEETJE

koolwaterstoffen en onverzadigde koolwaterstoffen.

Zoals je weet, heeft het koolstofatoom 4 valentie-elektronen. Om de octetstructuur te

bereiken, zal het atoom dus met nog 4 extra elektronen moeten binden. Dat kan op een aantal manieren: het koolstofatoom kan zich binden aan 4, 3 of 2 atomen. Binding met 4 atomen

Binding met 2 atomen

Binding met 3 atomen

Koolstof kan de octet-

Als het koolstofatoom slechts

binding aangaan met

structuur ook bereiken door

aan 2 atomen bindt, dan

4 atomen, die elk 1

slechts aan 3 atomen te

kan het de octetstructuur

ongepaard elektron bezitten.

binden. Omdat het C-atoom

bereiken door 2 dubbele

Zowel waterstof als de

4 ongepaarde elektronen

bindingen aan te gaan of

halogenen zijn niet-

heeft, moet het dan een

een enkelvoudige en een

metaalatomen met

dubbele binding aangaan

drievoudige binding aan te

1 ongepaard elektron.

met 1 atoom.

gaan.

We bekijken de molecule

methaan (CH4):

etheen (C2H4):

ethyn (C2H2):

— lewisstructuur:

Koolstof kan een atoom-

H H

H C H

C C

H H

H C C H

Er is een dubbele binding

De molecule heeft

bindingen met waterstof-

tussen de 2 koolstofatomen.

een lineaire structuur,

atomen rondom zich in de

De bindingen van het

wat betekent dat de

ruimte maximaal spreiden.

koolstofatoom vormen nu

bindingshoeken 180°

Hierdoor ontstaat een

een trigonale structuur:

bedragen.

3D-molecule, een tetraëder

de bindingen liggen in

met hoeken tussen de C-H-

een vlak met onderlinge

Het koolstofatoom zal de 4

bindingen die 109° bedragen. bindingshoeken van 120°. — ruimtelijke structuur:

H H

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

C H H

— ruimtelijke structuur:

H H

C C

H H

— ruimtelijke structuur:

H C C H

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

koolstofatomen 2 of 3 verschillende bindingspartners hebben.

Notatiemogelijkheden van een organische stof

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

Brutoformule

2.1

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

VOORBEELD BRUTOFORMULE CH4 C2H6

C2H4 C3H8O

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule

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

In die formule wordt het aantal atomen van elke soort weergegeven. Ze worden rond elk koolstofatoom apart geordend, waardoor de bindingen tussen de koolstofatomen zichtbaar zijn. De structuurformule is dus een tweedimensionale weergave van de structuur van een molecule

waarbij de bindingen worden weergegeven tussen de verschillende koolstofatomen. De bindingen met waterstof worden, na een goede beheersing van het schrijven van een structuurformule, vaak weggelaten. We spreken dan van de beknopte structuurformule. Wanneer de C-H-bindingen wel nog worden getoond, spreekt men over een uitgebreide structuurformule.

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

VOORBEELD STRUCTUURFORMULE Brutoformule

Beknopte structuurformule

Uitgebreide structuurformule

CH4

H C H

CH4

H H H

C2H6

H C C H

CH3 - CH3

H H C2H4

C C

H CH2 = CH2

H H

H H H

C3H8O

H C C C O H

CH3 - CH2 - CH2 - OH

H H H

Merk op dat in het laatste voorbeeld het lijkt alsof het zuurstofatoom gebonden is aan een van

de 2 waterstofatomen rond het koolstofatoom. Maar het is gebonden aan het koolstofatoom zelf.

TIP

Wanneer er in een structuurformule een atoomgroep, bijvoorbeeld CH2, vaak voorkomt, dan

kan het als volgt verkort worden weergegeven:

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

Isomerie is afkomstig van het Griekse iso, wat gelijk betekent, en meros, wat bouwsteen betekent.

→

CH3 - (CH2)5 - CH3

WEETJE

Isomerie

De brutoformule kan, in tegenstelling tot bij een anorganische stof, niet altijd 1 op 1 gelinkt worden aan een organische stof. Ze wordt daarom ook minder gebruikt om een organische stof weer te geven. Zo kunnen er vanuit de brutoformule C4H10 2 verschillende organische

stoffen worden gevormd, zoals te zien is in de onderstaande (beknopte) structuurformules: CH3 - CH2 - CH2 - CH3

CH3 - CH - CH3 CH3

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur Bij de organische stoffen maakt men ten slotte ook nog gebruik van een derde notatie: de skeletnotatie of zaagtandstructuur. De skeletnotatie toont enkel het skelet van een organische molecule, die heeft 2 onderdelen: — de atoombinding(en) tussen de koolstofatomen; — de atoombinding(en) tussen de koolstofatomen en andere (niet-waterstof)atomen. VOORBEELD SKELETNOTATIE OF ZAAGTANDSTRUCTUUR Brutoformule

Skeletnotatie

Uitgebreide structuurformule CH3 - CH2 - CH2 - CH3

C3H6

CH2 = CH - CH3

C2H6O

CH3 - CH2 - OH

C4H10

WEETJE

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

CH2OH

OH CH OH 2

Afb. 49 De skeletnotatie van fructose

OH OH

Afb. 50 De skeletnotatie van glucose

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

Een organische stof kan op verschillende manieren voorgesteld worden: Brutoformule

Uitgebreide structuurformule

Beknopte structuurformule

Skeletnotatie of zaagtandstructuur

= een lineaire

= een

weergave van

tweedimensionale

de aanwezige

weergave van de

elementen, met

structuur van een

een index die het

molecule waarbij alle

molecule waarbij de

molecule, waarbij alle

aantal per element

bindingen worden

weergeeft.

weergegeven.

weergegeven, maar

de verschillende

de C- en H-atomen

andere elementen

koolstofatomen.

(gebonden aan de

De C-H-bindingen

C-atomen) niet meer

worden niet

genoteerd worden.

in alfabetische volgorde

weergegeven tussen

Volgorde: C – H –

weergegeven.

bv. C3H8

H H H

H C C C H

C2H6O

H C C O H

HOOFDSTUK 1

CH3

CH2

H C C C H H

CH3

H H H H

C3H4

CH2

H H H

CH3

De stofklassen

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

alkanen

alkenen

alcoholen

carbonzuren

Dit schooljaar zullen we 4 stofklassen bespreken:

Bekijk enkele structuurformules, skeletnotaties en namen van de 4 stofklassen: 1

methaan

CH3 - COOH

CH4

ethaanzuur CH3COOH

CH3OH

n-butaan

CH3 - CH2 - CH2 - CH3

O OH

propaan

H C C C H

ethanol

propeen

H H

CH3 - CH2 - CH3

methaanzuur HCOOH

H3C C

methanol

ethaanzuur

n-hexaan

H H

n-octaan

H H H H H H H H

H C C C C C C C C H

etheen CH2 = CH2

CH3 - CH2 - OH

H H H H H H H H

Probeer, eventueel in overleg met je klasgenoten, alle voorbeelden in 4 groepen onder te brengen. Welke kenmerken ga je hiervoor gebruiken? Noteer op een apart blad.

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

Als je kijkt naar de naam van de stofklassen en de namen van de stoffen, dan kun je het volgende vaststellen: — alkanen → systematische naam eindigt op -aan — alkenen → systematische naam eindigt op -een — alcoholen → systematische naam eindigt op -ol — carbonzuren → systematische naam eindigt op -zuur Als je kijkt naar de structuurformules en skeletnotaties, dan kun je vaststellen dat: — alkanen → enkelvoudige bindingen — alkenen → dubbele bindingen — alcoholen → OH-groep aanwezig

— carbonzuren → COOH-groep aanwezig

Zo komen we tot de volgende onderverdeling in 4 stofklassen: 1

alkaan

→ enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

alleen maar C- en H-atomen aanwezig

= verzadigde koolwaterstof

alkeen

→ dubbele binding tussen 1 paar C-atomen

alleen maar C- en H-atomen aanwezig

= onverzadigde koolwaterstof

alcohol

→ enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

hydroxylfunctie (-OH groep) in de molecule carbonzuur

→ enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

→ carboxylfunctie (-COOH groep) in de molecule

VA 4

Stofklasse

alkanen

alkenen

alcoholen

carbonzuren

Systematische naam

-aan

-een -ol

-zuur

Skeletnotatie of zaagtandstructuur

alleen C/H-atomen

alleen maar enkelvoudige bindingen

alleen C/H-atomen

dubbele binding aanwezig

C/H/O-atomen

OH als functionele groep aanwezig

C/H/O-atomen

COOH als functionele groep aanwezig

Dit schooljaar beperken we ons tot die 4 stofklassen. In de volgende hoofdstukken bespreken we dan ook telkens 1 van die stofklassen. De kennis die je dit jaar verzamelt, vormt de basis voor het volgende jaar waarin je meer stofklassen zult leren en waarin je binnen 1 stofklasse het aantal stoffen uitgebreider zult bespreken.

THEMA 02

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Lees de volgende stellingen. Vermeld of ze juist (J)

4 Binnen de organische verbindingen komen de

of fout (F) zijn. Verbeter de onderlijnde tekst indien

stofklassen alkanen en alkenen voor. Waarin

fout.

verschillen de 2 stofklassen van elkaar?

In een organische verbinding heeft elk 5 Plaats de onderstaande koolstofverbindingen in

koolstofatoom 4 bindingspartners. b Bij een organische stof wordt tussen een C- en

de juiste stofklasse (alkaan, alkeen, alcohol of carbonzuur).

H-atoom steeds een enkelvoudige binding gevormd. c

CH2-CH2-CH2-CH3 is een juiste weergave van een

Koolstofverbinding (systematische naam, structuurformule of skeletnotatie)

gebonden C- en H-atomen.

organische verbinding met alleen enkelvoudig

d CH2 = CH-CH2-CH3 is een juiste weergave van een

organische verbinding met enkel C- en H-atomen en één dubbele binding.

b c

de onderstaande stoffen.

C3H8

Skeletnotatie van de verbinding

CH3 - (CH2)4 - CH3

H H

H C C O H H H

methanol

` Meer oefenen? Ga naar

b CH3 - CH2 - CH2OH c

nonaanzuur

Brutoformule van de verbinding

CH3 - CH2- CH3

Structuurformule van de verbinding

CH2 = CH - CH2 - CH3

2 Noteer de brutoformule en skeletnotatie van

Voorbeeld:

hexaan

CH2 = CH - CH2 - CH3

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

3 Geef de brutoformule, structuurformule en/of

skeletnotatie van de onderstaande stoffen. Vraag a werd al ingevuld als voorbeeld.

Brutoformule van de verbinding a

C5H12

Structuur-formule van de verbinding

Skeletnotatie van de verbinding

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

b c

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

d CH3 - COOH

THEMA 02

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 2

Alkanen Een eerste stofklasse die we uitgebreider bekijken, zijn de alkanen. Die moleculen bevatten alleen koolstof- en waterstofatomen. We geven ze daarom dan ook vaak de naam koolwaterstoffen. Tussen de koolstofatomen komt telkens maar 1 binding voor; we spreken van een enkelvoudige atoombinding. Hierdoor heeft elk koolstofatoom een maximaal aantal waterstofatomen en kunnen er geen extra atomen opgenomen worden in

de molecule. We noemen alkanen daarom ook verzadigde koolwaterstofverbindingen. Stofklasse

Typisch kenmerk

Alkaan

Enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

LEERDOELEN

‘C-C’

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

omgekeerd

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

Formule en systematische naam

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

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek alkaan juist gevormd? — De stam ‘alk-‘ verwijst naar het specifieke aantal C-atomen in de molecule. — Het achtervoegsel ‘-aan’ verwijst naar de het feit dat er alleen maar enkelvoudige bindingen tussen alle C-atomen bestaan.

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

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

THEMA 02

Aantal C-atomen

Stam

Aantal C-atomen

Stam

meth-

hex-

eth-

hept-

prop-

oct-

but-

non-

pent-

dec-

HOOFDSTUK 2

Vanaf 4 koolstofatomen kan met dezelfde bouwstenen ook een vertakt alkaan gevormd worden, bv. C4H10: CH3 - CH2 - CH2 - CH3

CH3 - CH - CH3 CH3

Vanaf butaan wordt de alkaannaam daarom ook als een verzamelnaam gezien. Wanneer men het specifiek over het lineair molecule heeft, dan plaatst men ‘n-’ voor de naam. De systematische naam van CH3-CH2-CH2-CH3 wordt dan n-butaan, omdat het onvertakt is. VOORBEELD SYSTEMATISCHE NAAM ONVERTAKTE ALKANEN structuurformule of skeletnotatie. 1

CH4 — stam = 1 koolstofatoom: METH

We formuleren de systematische naam van enkele (onvertakte) alkanen vanuit de gegeven

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

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

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3

De systematische naam van de molecule is methaan.

— stam = 5 koolstofatomen: PENT

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

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

— stam = 8 koolstofatomen: OCT

— Elk C-atoom heeft 4 bindingspartners en is dus verzadigd: achtervoegsel AAN. — Het is een onvertakt alkaan met > 4 C-atomen, dus met ‘n’ voor de naam. De systematische naam van de molecule is n-octaan.

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

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

stappenplan:

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen.

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

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

VOORBEELD FORMULEVORMING ONVERTAKTE ALKANEN n-heptaan Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen. De stam is HEPT, wat wil zeggen 7 C-atomen + afkorting ‘n’ dus een onvertakt alkaan. C

Stap 2: Plaats tussen alle koolstofatomen een enkelvoudige binding. C–C–C–C–C–C–C

Uitgebreide structuurformule:

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

H H H H H H H

H C C C C C C C H H H H H H H H Beknopte structuurformule:

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 Brutoformule: C7H16

Skeletnotatie:

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

CnH2n+2

(met n = natuurlijk getal)

WEETJE

De 10 alkanen die we al gezien hebben, zijn maar een deel van de beschikbare alkanen. Er zijn alkanen die meer dan 10 koolstofatomen bezitten en bovendien zijn er vertakkingen mogelijk. Omdat er enorm veel mogelijke combinaties zijn, zijn er internationaal duidelijke afspraken gemaakt over de naamgeving van die vertakte alkanen. Zijketengroepen verkrijgen we door bij een alkaan 1 H-atoom weg te nemen. De namen ervan worden gevormd door aan de stamnaam het achtervoegsel -yl toe te voegen. Voorbeeld: – CH2 – CH2 – CH3 → propyl-zijketen

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

WEETJE Vertakte alkanen met 1 zijketen De namen van die moleculen worden gevormd als volgt: Stap 1: Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen (hoofdketen) en tel het aantal koolstofatomen in die keten. Stap 2: Gebruik de overeenstemmende stamnaam met de uitgang -aan. Stap 3: Voor de zijketen gebruik je de gepaste zijketennaam als voorvoegsel. Stap 4: Indien nodig schrijf je voor die zijketennaam een plaatsnummer gevolgd door een koppelteken (-). De nummering van de hoofdketen gebeurt op zo’n manier dat

Voorbeeld: 1 7

2 6

3 5

4 4

5 3

6 2

7 1

het plaatsnummer zo klein mogelijk is.

De langste niet-vertakte C-keten = 7 C-atomen → HEPTAAN De zijketen bestaat uit 1 C-atoom → METHYL

De nummering van de zijketen op de hoofdketen moet zo laag mogelijk zijn → 2. De systematische naam van de molecule is 2-methylheptaan. Vertakte alkanen met meerdere zijketens

Zijn er meerdere identieke zijketens, dan wordt de zijketennaam als voorvoegsel geplaatst,

voorafgegaan door telvoorvoegsels di-, tri-, tetra- ... Indien nodig schrijf je zoveel

plaatsnummers als er zijketens zijn. Tussen 2 opeenvolgende plaatsnummers wordt een komma geschreven. De nummering van de hoofdketen is het kleinst mogelijke getal. Je bekomt dat getal door de plaatsnummers van klein naar groot achter elkaar te schrijven. Zijn er verschillende zijketens, dan worden de zijketennamen als voorvoegsels geplaatst

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

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

— De langste niet-vertakte C-keten = 10 C-atomen → DECAAN — Er zijn 3 zijketens: •

2 zijketens bestaande uit 1 C-atoom → DIMETHYL

•

1 zijketen bestaande uit 2 C-atomen → ETHYL

— De zijketens worden alfabetisch gerangschikt en de nummering is zo laag mogelijk → 5-ethyl-2,3-dimethyl — De systematische naam van de molecule is 5-ethyl-2,3-dimethyl-decaan.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

ORGANISCHE STOFFEN

ALKANEN

onvertakt

vertakt

Formulevorming

stam = aantal C-atomen

— brutoformule:

Naamgeving

CnH2n+2

+ achtervoegsel ‘aan’

— vanaf 4 C-atomen

— structuurformule:

met symbool ‘n’ vooraan

Zie stappenplan p. 71

Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1

Fysische eigenschappen

Alkanen komen in groot aantal voor in de natuur. Wanneer we de kook- en smelttemperatuur

bekijken op de onderstaande grafiek, wordt duidelijk dat korte alkanen zoals methaan (CH4),

ethaan (CH3-CH3), propaan (CH3-CH2-CH3) en butaan (CH3-CH2-CH2-CH3) gasvormig zijn bij

kamertemperatuur. Naarmate de molecule langer wordt, stijgt het kookpunt van het alkaan. Alkanen met 5 tot 16 C-atomen zijn vloeibaar bij kamertemperatuur en alkanen met 17 of meer C-atomen zijn vast bij kamertemperatuur. De laatste noemen we de hogere alkanen of paraffinen.

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

Afb. 51 Kook- en smelttemperatuur van alkanen

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

Alkanen zijn goed brandbaar. Methaan (aardgas) wordt als brandstof gebruikt voor het verwarmen van onze huizen en het koken van eten op een gasvuur. Lagere alkanen zijn bovendien licht ontvlambaar. Daarom moet je thuis altijd goed controleren of je de gasaansluiting van je gasfornuis goed hebt afgesloten wanneer je klaar bent met koken.

DEMO

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

watje met pentaan

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

emmer met water en vochtige handdoek

demovideo: n-pentaanbrug

gehalveerde plastic buis

theelichtje of brandende kaars. Waarnemingen

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

kaarsje

Wanneer het natte propje bovenaan op de plastic buis geplaatst wordt,

zullen de dampen van het solvent de baan van GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai de buis volgen om uiteindelijk het kaarsje te

bereiken. De dampen zullen ontbranden en het spoor naar het propje toe volgen zodat ook dat in brand vliegt. Wanneer het propje brandt, wordt het met behulp van een ijzeren tang in een emmer water gelegd. Het propje blijft drijven en branden. Besluit

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

VEILIGHEIDSVOORSCHRIFT

Juiste blusmethode

Neem de natte doek met 2 handen vast aan

•

de bovenste hoekpunten (de handpalmen

demovideo: juiste blusmethode

naar boven).

•

Draai de handen zodat de blusdoek de handen

en onderarmen bedekt.

•

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

•

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

•

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

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_methaan.ai

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

De wereldindustrie steunt voor haar

gasfractie

energievoorziening grotendeels op alkaanmengsels, zoals petroleum en aardgas.

dalende dichtheid en kookpunt

Die grondstoffen vormen ook de basis van de

chemicaliën 70 °C

petrochemie waaruit allerlei producten ontstaan die niet meer uit het moderne leven

petroleum voor auto’s 120 °C kerosine voor vliegtuigen paraffine voor verlichting en verwarming 170 °C

oplopende dichtheid en kookpunt

zijn weg te denken. Vorig jaar leerde je al dat ruwe aardolie in fracties wordt gescheiden door gefractioneerde destillatie.

diesel 270 °C

ruwe olie

smeerolie, glansen boenproducten

brandstof voor schepen, industrie en centrale verwarming 600 °C

asfaltfractie voor wegen

Afb. 52 Gefractioneerde destillatie van ruwe aardolie

WEETJE

Kraken van langere alkanen

Je leerde dat de kortere alkanen vlugger ontvlammen en dus goed bruikbaar zijn als brandstof. Petrochemici proberen langere ketens dan ook te splitsen in meerdere kortere

ketens. Dat heet het kraken van alkanen. Om dat resultaat te bereiken, worden de langere alkaanketens verhit in een omgeving zonder zuurstofgas, waardoor er kortere brokstukken ontstaan: kortere alkanen, maar ook alkenen.

H H H H H H H H H H H H H H H

H C C C C C C C C C C C C C C C H H H H H H H H H H H H H H H H

C C

H H

C C C H H

H H H H H H H H H C C C C C C C C H H H H H H H H H

H C C H H H

Afb. 53 Kraken van C15H32. Let op de dubbele bindingen die hierbij worden gevormd.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

kaarsje

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven A

Methaan Methaan is het voornaamste bestanddeel van aardgas en wordt

soms aangetroffen samen met aardolie en andere fossiele brandstoffen. Methaangas ontstaat wanneer bacteriën onder anaerobe omstandigheden (= omgeving zonder zuurstofgas) afgestorven organismen afbreken. Omdat anaerobe omstandigheden vooral in moerasbodems voorkomen, wordt methaan vaak moerasgas

Ga naar de ontdekplaat en ontdek de belangrijkste toepassingen van alkanen.

genoemd. Het gas ontstaat ook bij de verwerking van o.a. tuinafval. Door die gassen over generatoren te sturen, wordt elektrische energie opgewekt. Methaan wordt daarom ook vaak een biogas genoemd.

Afb. 54 Een molecule methaan GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_methaan.ai

Veel gezinnen gebruiken aardgas als brandstof voor het verwarmen van hun woning. Gasleidingen komen dan ook overal in Vlaanderen voor. Methaan is echter geur- en kleurloos. Om een gaslek

ontdekplaat: organische stofklassen

tijdig op te merken, voegen gasleveranciers daarom sterk geurende organische stoffen toe. De verbrandingsreactie van methaan verloopt dan als volgt (bij volledige verbranding):

WEETJE

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Op 30 juli 2004 was er een grote gasontploffing in Gellingen (Frans: Ghislenghien), in de provincie Henegouwen. In het plaatselijke industriegebied raakte een aannemer bij werken een grote gasleiding

met zijn graafmachine. Toen enkele dagen later de gasnetbeheerder de druk verhoogde in de pijpleiding, is die volledig opengebarsten. Men vermoedt dat

door de warme, zomerse temperatuur een zware ontploffing ontstond, gepaard met een geweldige steekvlam. Door de explosie en de zware brand die volgde, kwamen 24 mensen om het leven. De gasexplosie bracht een discussie op gang over hoe zo’n ongevallen in de toekomst vermeden kunnen worden. Normaal gezien is elke aannemer verplicht om na te gaan of er zich een gasleiding onder de plaats van de werken bevindt. Als dat het geval is, moet de netbeheerder van de leiding ingelicht worden over de werken en mogen er geen graafmachines gebruikt worden vlakbij de leiding. Er kwam echter aan het licht dat in de praktijk de tekeningen van de ondergrondse gasleiding niet bestonden of onvolledig waren.

Bron: De Standaard, 30/07/2009

De grootste methaanvoorraad bevindt zich echter nog in de aarde. Belangrijke methaanrijke moerasgebieden zijn te vinden in het hoge noorden van Europa, Siberië en Amerika. In die gebieden is de bodem permanent bevroren: op enige diepte bevindt zich ijs. Dat heet permafrost. Alleen de bovenste decimeters van de bodem ontdooien elke zomer. Omdat het water niet weg kan zakken door het ijs in de bodem, wordt het

Afb. 55 Moerasgebieden bevatten methaan.

vooral in vlakke gebieden nat met veel moerasvorming tot gevolg. Er wordt nu gevreesd dat de temperatuurstijging op aarde zal zorgen voor het ontdooien van de permafrost. Dat zou kunnen leiden tot het vrijkomen van grote hoeveelheden methaan, en een verdere toename van het broeikaseffect.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

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

in contact kwam met de lucht, ontvlamde het spontaan. Afb. 56 Mijngas kan ontploffingen veroorzaken.

Ook het gevreesde mijngas, dat – gemengd met lucht – in steenkoolmijnen ernstige ontploffingen (‘grauwvuur’) kon veroorzaken, bevatte methaan. Aangezien het gas kleuren geurloos is, moesten mijnwerkers uiterst waakzaam zijn voor explosies. Om die reden

namen mijnwerkers vaak een kanarie in een kooi mee in de schachten. Wanneer er mijngas aanwezig was, stierf de kanarie alvorens groot gevaar voor de mijnwerkers optrad. Op die manier konden de mijnwerkers zichzelf op tijd in veiligheid brengen.

Ethaan

Aardgas bevat naast methaan ook nog andere

koolwaterstoffen. De 2de belangrijkste organische fractie is

ethaan, hoewel het beduidend minder in aardgas voorkomt dan methaan.

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

Afb. 57 Een molecule ethaan

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

Propaan en n-butaan

Afb. 58 Een molecule propaan

Afb. 59 Een molecule n-butaan

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

Afb. 60 Propaantank

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

vaak gebruik als mobiele opstelling bij het gebruik van een bunsenbrander.

Ook voor propaan en n-butaan schrijven we een (volledige) verbrandingsreactie: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

DEMO Verbranding propaan en n-butaan Werkwijze Je leerkracht vult een bekerglas met water en voegt afwasmiddel toe. Door middel van een lepel

wordt voor een goede schuimvorming gezorgd. De leerkracht leidt met behulp van een slang

demovideo: de verbranding van propaan en n-butaan

gedurende enkele seconden gas in de oplossing en schept met natte handen een klein beetje

schuim van de zeepoplossing. Je leerkracht steekt vervolgens het schuim in brand met behulp van lucifers. Waarnemingen

Besluit

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

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

Als je houdt van kamperen, heb je zeker al eens gekookt op een gasvuurtje. De bekende blauwe

bussen zijn gevuld met butaan. Het gas staat

onder verhoogde druk, waardoor het vloeibaar is. Wanneer zo’n bus wordt opengedraaid,

ontsnapt eerst het n-butaangas dat zich boven de vloeistof bevindt. Vervolgens verdampt een gedeelte van het vloeibare n-butaan. Die

omzetting kan pas voldoende snel gebeuren als de temperatuur van het samengeperste

n-butaan hoger ligt dan het kookpunt: -0,5 °C. Om die reden is butaan niet bruikbaar bij

vriesweer. Bergbeklimmers en wintersporters

gebruiken daarom propaan als campinggas. Het kookpunt van propaan is -42 °C en dat geeft dus geen problemen bij lage temperaturen.

Afb. 61 Koken met butaangas

n-octaan

Benzine bevat ongeveer 300 verschillende koolstofverbindingen, waarvan de meeste alkanen zijn, onder andere octaan. Octaan is een ideale brandstof voor verbrandingsmotoren: hoe hoger het octaangehalte, hoe beter. De verbrandingsreactie noteren we als volgt: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

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

n-alkaan methaan ethaan

de benzinepomp aantreft, geven het octaangetal weer.

Toepassing

— brandstof om woningen te verwarmen — brandstof om woningen te verwarmen

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

propaan

— brandstof om woningen te verwarmen

— in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

n-butaan

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

De 4 kleinste n-alkanen komen voor in ruwe aardolie, zijn gasvormig bij kamertemperatuur en licht ontvlambaar. Methaan vind je daarnaast ook in aardgas en in permafrost. n-pentaan tot n-decaan zijn ook terug te vinden in ruwe aardolie, maar zijn vloeibaar bij

kamertemperatuur. n-octaan wordt gebruikt als brandstof voor benzinemotoren.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

AAN DE SLAG 4 Methaan wordt gebruikt als brandstof. Uit het

1 Geef de systematische naam, structuurformule,

skeletnotatie en/of brutoformule van de gegeven

derde jaar weten we dat verbranden eigenlijk het

alkanen.

reageren met zuurstofgas is. Schrijf nu zelf de

verbrandingsreactie.

propaan

b CH3 - (CH2)3 - CH3

5 Schrijf de verbrandingsreactie van octaan. Wat

d CH3 - CH3

n-butaan

CH3 - (CH2)6 - CH3

g h

heeft autorijden met het versterkt broeikaseffect te maken?

` Meer oefenen? Ga naar

CH3- (CH2)8- CH3

2 Koppel de juiste alkanen aan de juiste

toepassing(en) of het juiste voorkomen. 1 ethaan

2 propaan 3 methaan

a komt voor in de permafrost van Siberië

b grondstof voor ethanol (drankalchohol)

c campinggas

3 Geef de aggregatietoestand van de gegeven alkanen

bij 21 °C en -10 °C. In de grafiek zie je de smelten

kookpunten van n-alkanen in functie van het aantal koolstofatomen in de keten. a

octaan

b propaan c

butaan

d C18H38

THEMA 02

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 3

Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen Een tweede stofklasse die we bespreken, zijn de alkenen. Die moleculen bevatten ook alleen koolstof- en waterstofatomen, net zoals de alkanen. Daarom spreken we hier ook over koolwaterstoffen. Maar niet elke

koolstof is gebonden aan 4 andere atomen. Er komen dus dubbele bindingen voor tussen de koolstofatomen. We noemen alkenen daarom ook wel onverzadigde koolwaterstofverbindingen.

Alkanen waar een H-atoom vervangen wordt door een OH-groep noemt men alcoholen. De functionele groep voor de alcoholen is dus de OH-groep.

De carbonzuren bevatten zoals alcoholen ook C-, H- en O-atomen. Een alkaanzuur bevat echter 2 O-atomen

Stofklasse alkaan alkeen alcoholen

Typisch kenmerk

enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

‘C - C’

dubbele binding tussen een paar C-atomen

‘C = C’

H-atoom vervangen door OH-groep

‘- OH’

C-atoom gebonden aan een O-atoom en een OH-groep.

‘- COOH’

carbonzuren

en heeft als functionele groep de carboxylgroep (COOH-groep), die zich achteraan in de molecule bevindt.

LEERDOELEN

L de naam van etheen en propeen geven o.b.v. een gegeven structuurformule of skeletnotatie en vice versa L de naam van methanol en ethanol geven o.b.v. een gegeven structuurformule of skeletnotatie en vice versa L de naam van methaanzuur en ethaanzuur geven o.b.v. een gegeven structuurformule of skeletnotatie en vice versa

L enkele toepassingen van etheen, propeen, methanol, ethanol, methaanzuur en ethaanzuur uit het dagelijks

leven en de industrie

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

Alkenen

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

aantal C-atomen (stam) dubbele binding tussen 1 paar C-atomen

De kleinste alkenen zijn: Systematische naam

Structuurformule

Skeletnotatie

Brutoformule

CH2 = CH2

C2H4

propeen

CH2 = CH-CH3

C3H6

CH3-CH = CH2

etheen

Met alkenen zijn polymerisatiereacties mogelijk. Polymerisatie is het aaneenschakelen

Polymerisatie komt van de Griekse woorden poly en meros. Poly betekent veel en meros deeltje.

van verschillende onverzadigde bouwsteentjes (de monomeren) tot een lange molecule

(het polymeer). Door kleine variaties in de monomeren ontstaan steeds andere polymeren

1.1

Etheen

met andere nuttige toepassingen.

Etheen vormt de basisgrondstof voor het polymeer

polyetheen of PE. Tijdens de synthese worden de

verschillende etheenmoleculen aan elkaar gehecht. We noemen etheen daarom het monomeer van polyetheen.

Polyetheen, ook gekend onder de oudere naam poylethyleen, kent verschillende toepassingen, o.a. in het huishouden als afdekfolie en verpakkingsmateriaal (huisvuilzakken, plastic flesjes, vershoudfolie) of in de industrie bijvoorbeeld mantels

Afb. 62 Een molecule etheen

van elektrische kabels of gas-, drinkwater- en rioolwaterleidingen.

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

Afb. 63 Bananen rijpen snellen door etheengas.

bij aankomst versneld rijpen door blootstelling aan etheengas.

WEETJE

UHPE (ultra high molecular weight polyetheen) is een minder bekende maar wel ijzersterke variant van polyetheen. De kunststof wordt gebruikt in nieuwe kogelwerende vesten. Hierdoor moeten ze niet meer voorzien worden van harde geperste panelen of metalen delen. UHPE verbetert het bewegingsgemak en zorgt voor een lichtere uitvoering.

Afb. 64 Een kogelvrije vest bevat polyetheen.

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

1.2

Propeen

Afb. 66 Flesdopjes zijn gemaakt van propeen.

Afb. 65 Een molecule propeen

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

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

code:

Afb. 67 Europese codes voor kunststoffen

Alcoholen

ANDERE

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

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

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek alcohol nu gevormd? Voor de naamgeving van de alcoholen blijven de basisafspraken van de alkanen behouden: — De stam verwijst naar het aantal koolstofatomen. — Het achtervoegsel ‘aan’ (verkort 'an') verwijst naar de aanwezigheid van uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen.

— In de naam wordt de functionele groep (de hydroxylfunctie) aangegeven door het achtervoegsel ‘-ol’. Dit jaar onthouden we de 2 alcoholen met de kortste structuur: Systematische naam

THEMA 02

Structuurformule

methanol

CH3 - OH

ethanol

CH3 - CH2 - OH

HOOFDSTUK 3

WEETJE Hoe leid je uit een formule de systematische naam af? CH3 - OH

— stam = 1 C-atoom → METH — allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN — aanwezigheid hydroxylgroep → OL De systematische naam van de molecule is methanol. CH3 - CH2 - OH

— stam = 2 C-atomen → ETH

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

De systematische naam van de molecule is ethanol.

In de structuurformule wordt de hydroxylfunctie meestal apart weergegeven. CH3 - CH2 - OH

volledig weergeven.

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

Correcte formule? Opmerking 1:

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

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

De structuurformule geeft weer welke atomen aan elkaar gebonden zijn; CH3 - CH3O zou

betekenen dat aan het linkse C-atoom 3 H-atomen gebonden zijn en 1 C-atoom, en aan de rechtse C een C-atoom, 3 H-atomen én een O-atoom, wat uiteraard niet kan. Opmerking 2:

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

De onderstaande voorstelling van ethanol is dus ook correct: CH3 - CH2OH

Opmerking 3:

De molecule ethanol moet natuurlijk wel juist gelezen worden: de hydroxylfunctie is gebonden aan het tweede C-atoom (en dus niet aan de H-atomen). Een andere mogelijke weergave is dan ook: CH3 - CH2 |

OH Schrijf zeker niet CH2-OH-CH3. THEMA 02

HOOFDSTUK 3

2.1

Methanol Methanol is een kleurloze, zeer giftige vloeistof

(kookpunt 65 °C). Het kent verschillende toepassingen.

Afb. 68 Een molecule methanol

Je vindt het in de handel vooral als methylalcohol,

(brand)spiritus of brandalcohol. Waarschijnlijk ken je

methanol nog het best als brandstof voor de sfeervolle

fonduestelletjes tijdens de kerstperiode. Sommige mensen gebruiken methanol om hun barbecue aan te steken, maar

dat is geen goed idee. Methanol is heel licht ontvlambaar en brandt met een bijna kleurloze vlam.

Afb. 69 Methanol als brandstof in een fonduestel

Er wordt momenteel heel wat wetenschappelijk onderzoek

gedaan naar meer ecologische brandstoffen. Fijn stof maar vooral de CO2-uitstoot zorgt voor milieuproblemen en

klimaatverandering. De wetenschap focust zich daarbij op

Afb. 70 Methanol als ecologische brandstof voor auto’s

het gebruik van nieuwe technologie (brandstofcellen), maar ook op nieuwe brandstoffen. Door bijvoorbeeld het gebruik van methanol als brandstof in auto’s kan de CO2-uitstoot

gehalveerd worden. Methanol wordt door middel van een ingenieus motorsysteem gesplitst in koolstof, waterstofgas en zuurstofgas. Via brandstofcellen wordt er vervolgens energie geleverd voor de aandrijving van de wagen. Je leert alles over brandstofcellen in de derde graad.

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

Afb. 71 Methanol als oplosmiddel voor verf

Afb. 72 Methanol als grondstof voor het maken van geneesmiddelen

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

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

WEETJE Tijdens de drooglegging in de Verenigde Staten stookten mensen massaal illegaal alcohol. Er ontstond vaak methanol tijdens de bereiding. Omdat het allemaal stiekem moest verlopen, gebeurde dat proces tijdens de nacht, bij maanlicht. Moonshine is in de Verenigde Staten dan ook een gekende uitdrukking voor illegaal gestookte, sterke drank. Methanol is heel giftig. Het wordt in ons lichaam omgezet tot methanal of formol. Die

chemische stof maakt het enzym dat nodig is voor het metabolisme in het netvlies, inactief en tast de oogzenuw aan, met blindheid tot gevolg. Eén slok methanol kan bovendien dodelijk zijn.

Ethanol is een kleurloze vloeistof (kookpunt 78 °C) die zich

2.2 Ethanol

in alle verhoudingen mengt met water.

Afb. 73 Een molecule ethanol

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

Afb. 74 Ethanol is een synoniem voor alcohol.

Het bekendste bereidingsproces van ethanol wordt gebruikt

Afb. 75 Ethanol ontstaat bij de productie van bier.

bij de productie van alcoholische dranken, zoals bier. Via een ingewikkeld proces wordt glucose vrijgemaakt uit granen, vooral uit gerst. Gistcellen gebruiken die glucose als voedingsbron en breken het (in de afwezigheid van zuurstofgas) af tot ethanol en koolstofdioxide: C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 ↑

glucose → ethanol + koolstofdioxide

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

WEETJE Het alcoholgebruik bij jongeren is de laatste jaren sterk toegenomen. Vooral het bingedrinken (meer dan 5 alcoholconsumpties op korte tijd voor mannen en 4 voor vrouwen) komt meer en meer voor. Jongeren spreken vooral over ‘comazuipen’. Afb. 76 Jongere is bewusteloos door alcoholgebruik.

Alcohol wordt nog steeds sociaal aanvaard als genotsmiddel. Er bestaat echter een onmiskenbare

relatie tussen alcoholgebruik en het aantal verkeersdoden. Ook alcoholisme komt meer en meer voor en dat in alle lagen van de bevolking.

De overheid probeert dan ook het alcoholgebruik bij de bevolking opnieuw te verlagen. Vooral tijdens feestperioden, bv. kerst, lanceert de

overheid campagnes, zoals BOB, of verhoogt ze de

frequentie van de alcoholcontroles. Een rechter kan tegenwoordig zelfs een alcoholslot laten plaatsen

in de auto van een chauffeur die regelmatig wordt betrapt op dronken rijden. Pas wanneer een

Afb. 77 Alcoholcontrole bij bestuurders

alcoholtest negatief is, kan de chauffeur zijn auto starten.

Ons bloed neemt heel snel ethanol op en verspreidt het vervolgens over de weefsels, dus ook de hersenen. De concentratie aan alcohol in de uitgeademde lucht is evenredig met het alcoholgehalte in het bloed. Een eenvoudige ademtest volstaat dan ook voor een snelle

controle van een chauffeur.

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

Afb. 78 Ethanol als ontsmettingsmiddel

bepaalde virussen. Onder de naam biobrandstof wordt ethanol ook steeds meer gebruikt als energiebron voor wagens. Soms wordt in auto’s ook

een mengsel van verschillende brandstoffen gebruikt, bv. 60 % ethanol, 33 % methanol en 7 % benzine.

Afb. 79 Ethanol als brandstof

Afb. 80 Ethanol als oplosmiddel voor cosmetica en parfum

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

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

WEETJE Tijdens het gistingsproces kan het alcoholgehalte maar tot (ongeveer) 14 % gebracht worden, aangezien we niet in staat zijn om dranken met een nog hogere concentratie te maken. Voor de productie van sterkere dranken (bv. cognac 40-60 %) maakt men gebruik van destillatie om het alcoholgehalte te verhogen. Zo worden sterke dranken, zoals jenever, cognac en whisky, gemaakt. Omdat er in de industrie ook ethanol wordt gebruikt en men de accijnzen wilt ontwijken, worden vaak andere chemische stoffen zoals methanol toegevoegd aan de ethanol. Die gedenatureerde alcohol is ondrinkbaar en kan dus accijnsvrij door de industrie worden aangekocht. De methanol en andere toevoegingen zijn zelfs door destillatie heel moeilijk te

Carbonzuren

verwijderen.

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

O H

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

is namelijk covalent gebonden aan een koolstofatoom dat ook nog een dubbel gebonden

zuurstofatoom heeft.

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

— De stam verwijst naar het aantal koolstofatomen.

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

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

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

kant van de carboxylfunctie.

Dit jaar onthouden we de 2 kleinste carbonzuren: Systematische naam

Structuurformule

Triviale naam

methaanzuur

HCOOH

mierenzuur

ethaanzuur

CH3 - COOH

azijnzuur

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

WEETJE Hoe leid je uit een formule de systematische naam af? H - COOH — stam = 1 C-atoom → METH — allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN — aanwezigheid carboxylgroep → ZUUR De systematische naam van de molecule is methaanzuur.

— stam = 2 C-atomen → ETH

CH3 - COOH

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

De systematische naam van de molecule is ethaanzuur.

Merk op dat het koolstofatoom uit de carboxylfunctie wordt meegeteld in de stamnaam.

3.1 Methaanzuur

Afb. 81 Een molecule methaanzuur

Methaanzuur is een kleurloze vloeistof met een prikkelende geur die de huid kan aantasten. Misschien denk je dat je methaanzuur niet kent, maar je bent zeker weleens gebeten door een mier. De irriterende jeuk die je dan voelt, wordt veroorzaakt door de chemische stof die het insect op je huid spuit: methaanzuur. Daarom spreken we ook van mierenzuur. Mierenzuur komt ook voor in de haren van de brandnetel en is verantwoordelijk voor het brandende gevoel als je huid met die plant in contact komt.

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

THEMA 02

Afb. 82 Een mier spuit methaanzuur of mierenzuur.

HOOFDSTUK 3

Afb. 83 In de haren van de brandnetel zit mierenzuur.

3.2 Ethaanzuur Net als methaanzuur is ethaanzuur een kleurloze vloeistof met

een prikkelende geur. Door de langere koolstofketen heeft het een iets hoger kookpunt dan methaanzuur. De triviale naam is azijnzuur. Zuiver ethaanzuur wordt ook ijsazijn genoemd. Het stolt bij 17 °C en heeft dan het uitzicht van ijs. Afb. 84 Een molecule ethaanzuur

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

rijstazijn van gefermenteerde rijst. Afb. 85 In keukenazijn zit een verdunde oplossing van ethaanzuur.

Azijn wordt ook gebruikt als conserveermiddel voor

LABO 03

voedingswaren. Op de verpakking vind je het terug onder de

code als bewaarmiddel: E260. Enkele voedingswaren worden zelfs bewaard in een volledige azijnzuuroplossing: augurken, haring, Afb. 86 Augurken worden bewaard in een azijnzuuroplossing.

olijven en uien. De kenmerkende zure smaak herken je zeker.

ORGANISCHE STOFFEN

ALKENEN

ALCOHOLEN

ALKANEN

CARBONZUREN

bestaan

bestaan enkel uit

bestaan uit

enkel uit C-en

C-en H-atomen;

C,H,O-atomen; bevat

H-atomen

bevat een dubbele

een -OH-groep

een -COOH-groep

— Methanol

— Methaanzuur

binding

vertakt

— Etheen

CH22 = CH2

• grondstof voor de kunststof

onvertakt

polyetheen (PE)

• plantenhormoon

— Propeen CH3 - CH = CH2

• grondstof voor de kunststof polypropeen (PP)

CH3 - OH

• brandstof (spiritus)

• oplosmiddel

• grondstof voor oplosmiddelen, kunststoffen … • ecologische brandstof (auto) — Ethanol CH3 - CH2 - OH

• drankalcohol • ontsmettingsmiddel • oplosmiddel

H - COOH • triviale naam: mierenzuur • zuur bij verdediging insecten • plantenextract (netels) • gebruikt bij het looien van leer

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

— Ethaanzuur CH3 - COOH

• triviale naam: azijnzuur • conserveermiddel

• brandstof

THEMA 02

ontdekplaat: organische stofklassen

HOOFDSTUK 3

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u/VB

kennisclip 2u

ORGANISCHE STOFKLASSEN — bindingsmogelijkheden C-atoom: 4 bindingen, niet noodzakelijk 4 bindingspartners — soorten formules: brutoformule, (beknopte) structuurformule, skeletnotatie — telwoorden stam naamgeving (indicatie voor het aantal C-atomen): 1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6 - 7 - 8 - 9 - 10 meth-eth-prop-but-pent-hex-hept-oct-non-dec

— bestaan enkel uit C-en H-atomen — enkelvoudige bindingen — naamgeving en formulevorming alkanen:

ALKANEN

•

ALK = stam (aantal C-atomen)

•

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

methaan

Toepassing

— brandstof om woningen te verwarmen

ethaan

— brandstof om woningen te verwarmen

— grondstof voor productie etheen, ethanol, ethaanzuur …

— brandstof om woningen te verwarmen

propaan

— in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

n-butaan

— brandstof om woningen te verwarmen

— in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

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

n-pentaan tot n-decaan zijn ook terug te vinden in ruwe aardolie, maar zijn vloeibaar bij kamertemperatuur.

n-octaan wordt gebruikt als brandstof voor benzinemotoren.

THEMA 02

SYNTHESE

ALKENEN

ALCOHOLEN

CARBONZUREN

Kenmerken — bestaan enkel uit C-en H-atomen

— bestaan uit C-H- en O-atomen

— bevat een dubbele binding

— bevat een OH-groep

— bevat een COOH-groep

Eigenschappen, voorkomen en toepassingen in het dagelijks leven Methanol

Methaanzuur

CH2 = CH2

CH3 - OH

H - COOH

— grondstof voor de kunststof

— brandstof (spiritus)

— triviale naam: mierenzuur

— oplosmiddel

— zuur bij verdediging insecten

— grondstof voor oplosmiddelen,

— plantenextract (netels)

polyetheen (PE) — plantenhormoon

Etheen

kunststoffen …

— gebruikt bij het looien van leer

— ecologische brandstof (auto) Propeen

Ethanol

CH3 - CH = CH2

CH3 - CH2 - OH

CH3 - COOH

— drankalcohol

— triviale naam: azijnzuur

— ontsmettingsmiddel

— conserveermiddel

— grondstof voor de kunststof polypropeen (PP)

Ethaanzuur

— oplosmiddel

— brandstof

THEMA 02

SYNTHESE

THEMA 03

CHEMISCH REKENEN

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

mosterd

zout

suiker

olie

citroensap

` Hoe kun je te weten komen welke hoeveelheden van stoffen met elkaar reageren? ` En hoe ga je die stofhoeveelheden afwegen? De massa van atomen is immers veel te klein. We zoeken het uit!

VERKEN JE KUNT AL ...

3CO2

•

de historische evolutie

•

index

Coëfficiënt

uitleggen dat stoffen

•

uitleggen wat een

van de atoommodellen

in een welbepaalde

van Dalton tot en met

verhouding reageren

Bohr begrijpen;

en toelichten dat de

van een oplossing

de evolutie van de

voorgetallen daar

omschrijven.

atoommodellen

een rol bij spelen.

de stofeigenschappen

chronologisch weergeven.

oplossing is.

•

JE LEERT NU ...

•

de juiste

•

uit de samenstelling

•

de concentratie

stofhoeveelheden

van de moleculen of

afmeten hoewel de

formule-eenheden

massa’s van een atoom

afleiden welke

en een molecule

stofhoeveelheden

met de concentratie

bijzonder klein zijn.

met elkaar reageren.

na het toevoegen of

berekenen van een oplossing; •

verklaren wat er gebeurt

het verwijderen van oplosmiddel.

THEMA 03

VERKEN

HOOFDSTUK 1

Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa Het atoom is het kleinste deeltje dat nog alle eigenschappen van het element bezit. Niet-metalen binden via atoombinding tot moleculen, tot zuren en niet-metaaloxiden bijvoorbeeld. Metalen en niet-metalen binden thema 01 al hebt geleerd. LEERDOELEN

onderling via een ionbinding. De metaaloxiden, de hydroxiden en de zouten binden op die manier, zoals je in

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

L de molecuulmassa van een molecuulverbinding of de formulemassa van een ionverbinding uit de

Atoommassa

atoommassa’s berekenen

Je weet al dat het gecombineerde atoommodel van Bohr-Rutherford een atoom beschrijft met

een kern, bestaande uit neutronen en protonen, en schillen met elektronen rond die kern. — Atomen van hetzelfde element hebben altijd

hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar

elektronenschillen

elektronen

kunnen een verschillend aantal neutronen bevatten.

— De relatieve atoommassa Ar van een element is

Synoniemen:

de verhouding tussen de absolute atoommassa en de eenheidsmassa (u).

Unit = eenheidsmassa = atomaire massa-eenheid

protonen en neutronen Afb. 87 Het schillenmodel van Bohr-Rutherford

Een proton heeft een massa van 1,6726231 · 10-27 kg, net iets minder dan de massa van een neutron.

De massa van een elektron is verwaarloosbaar klein: slechts

1 van de massa van een proton. 2 000

Om het rekenen wat te vereenvoudigen, werd de unit (u) als eenheid gedefinieerd: — De unit is de standaard om massa aan te duiden op atomair of moleculair niveau. Het werd gedefinieerd als 1 de van de massa van het 12C-isotoop en bedraagt 1,66 · 10−27 kg. 12 — Bij benadering kunnen we de unit gelijkstellen aan de massa van een proton of aan die van een neutron. Vorig jaar leerde je al dat het volstaat om de massa van het aantal protonen en neutronen van een atoom samen te tellen om het massagetal te berekenen:

THEMA 03

HOOFDSTUK 1

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

A Z

A (massagetal) = Z (aantal protonen) + N (aantal neutronen) VOORBEELD ABSOLUTE ATOOMMASSA BEREKENEN

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

Absolute atoommassa

12 neutronen:

Symbool: Aa

Mg heeft 12 protonen (Z) en dus 12 (A-Z) neutronen. De massa is dus: A = Z + N = 24 u Omgerekend naar kg is dat dan: Aa(Mg) = 24 u · 1,66 · 10−27 kg = 4 · 10-26 kg u 24

oplossing voor vinden.

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

Bovendien kunnen atomen van hetzelfde chemische element, dus met hetzelfde aantal protonen, een verschillend aantal neutronen in de kern hebben. Zo zullen niet alle magnesiumatomen 12

neutronen in de kern hebben. We spreken in dat geval over isotopen. Als er meerdere isotopen bestaan van eenzelfde element, dan kunnen we de atoommassa van een element niet zomaar

Symbool: <Ar>

gelijkstellen aan die van één bepaalde isotoop. We moeten de atoommassa van een element dan bepalen door rekening te houden met het procentueel voorkomen van elke isotoop. We spreken dan over de gemiddelde relatieve atoommassa. We ronden in berekeningen de gemiddelde

Gemiddelde relatieve atoommassa

relatieve atoommassa <Ar> steeds af op 1 cijfer na de komma.

De gemiddelde relatieve atoommassa

atoomnummer (Z)

is het ‘gewogen gemiddelde’ van alle

relatieve atoommassa’s van de

voorkomende isotopen. In het PSE

wordt bij elk element <Ar> vermeld.

symbool

naam

elektronegatieve waarde (EN)

1,2

magnesium

24,31

gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>)

Afb. 88 De gemiddelde relatieve atoommassa van magnesium

Molecuulmassa

Je weet nu hoe de massa van een atoom wordt berekend, maar hoe bereken je de massa van een molecule die uit verschillende soorten atomen bestaat?

Vergelijk het met een zak snoepjes: om de totale massa van de snoepjes te berekenen zul je de massa van elk soort snoepje moeten kennen en het aantal snoepjes per soort. Ook moleculen bestaan uit een welbepaalde combinatie van meerdere atomen. Die atomen kunnen tot verschillende elementen behoren. Om de gemiddelde massa van een molecule of de molecuulmassa te berekenen, volstaat het de som te nemen van de gemiddelde atoommassa's van alle atomen in de molecule.

THEMA 03

HOOFDSTUK 1

VOORBEELD MOLECUULMASSA BEREKENEN — de molecuulmassa van 1 molecule zwavelzuur (H2SO4): •

2 waterstofatomen

•

1 zwavelatoom

•

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

Uitgedrukt in kg is dat: m = 98 · 1 u · 1,66 · 10

−27

Afb. 89 Zwavelzuur

kg = 1,63 · 10-25 kg u

•

1 waterstofatoom

•

1 stikstofatoom

•

3 zuurstofatomen

— de massa van 1 molecule salpeterzuur (HNO3):

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

Formulemassa

Afb. 90 Salpeterzuur

Uitgedrukt in kg is dat: kg = 1,05 · 10-25 kg m = 63,0 u · 1,66 · 10−27 u

In een verbinding opgebouwd uit metalen en niet-metalen worden de gevormde ionen samengehouden door een ionbinding. Die stof noemen we een ionverbinding.

Voor ionverbindingen kunnen we dezelfde methode toepassen, alleen gebruiken we nu de formule-eenheid: de steeds wederkerende eenheid uit het ionrooster.

Zouten vormen bijvoorbeeld geen aparte moleculen. We spreken hier dan ook beter over de formule-eenheidsmassa of kortweg de formulemassa. Die wordt bepaald door de som van de gemiddelde massa’s van de ionen die we uit die formule-eenheid nemen. De berekening van de formulemassa verloopt analoog aan die van de molecuulmassa. We maken geen onderscheid tussen de massa van een ion en een atoom. Het verschil tussen beide is namelijk maar een aantal elektronen meer of minder, en elektronen hebben een verwaarloosbare massa. VOORBEELD FORMULE-EENHEID NATRIUMSULFAAT (Na2SO4)

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

Uitgedrukt in kg is dat: kg = 2,36 · 10-25 kg m = 142,1 u · 1,66 · 10−27 u

Afb. 91 Natriumsulfaat

— massagetal (A) = som van het aantal protonen en neutronen — gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>) = gewogen gemiddelde van de atoommassa's van de voorkomende isotopen

— molecuulmassa = som van de atoommassa's van de samenstellende atomen — formulemassa = som van de massa's van de ionen in de formule-eenheid

Opnieuw merken we dat de massa van een molecule of formule-eenheid onmeetbaar klein is, net als de atoommassa. Hoe meten we het dan wel? We zoeken een oplossing! THEMA 03

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Noteer de correcte naam van de verbindingen en

bereken hun molecuul- of formulemassa. a

CaSO4

b NaNO3 c

MgF2

d Fe2O3 e

Ag2S

kennen, hebben een massa van ongeveer 98 u. Over welke zuren gaat het? 3 Bereken de molecuul- of formulemassa van de

moleculen. Noteer de waarden op 1 decimaal nauwkeurig. a

b S8 c

e f g

d MgO

2 Twee van de ternaire zuren die je in thema 01 leerde

SiCl4

H2SO4

Al(lO3)3

4 Bereken de molecuul- of formulemassa van

de onderstaande chemische stoffen. Noteer de waarden op 1 decimaal nauwkeurig. a

CaCO3

b Sil4 c

Be(OH)2

d Al2(HPO4)3

` Meer oefenen? Ga naar

100

THEMA 03

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 2

De mol en het getal van Avogadro De massa van een molecule of formule-eenheid is onmeetbaar klein. Er moet dus worden overgegaan naar een veelvoud moleculen of formule-eenheden, zodat we de massa wel kunnen afmeten met dagdagelijkse meetapparatuur. Geen enkel meetinstrument is immers in staat om, met zo’n precisie, zo’n kleine massa te

meten. We moeten op een of andere manier naar de eenheid gram kunnen overstappen. LEERDOELEN

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

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

L het verband tussen stofhoeveelheid en molaire massa toepassen

De mol als eenheid en de molaire massa

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

Aantal deeltjes

Voorwerp

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

een paar schoenen

2 schoenen

een dozijn eieren

12 eieren

een bak bier

24 flesjes bier

een riem papier

500 vellen papier

in de chemie:

6,02 · 1023 moleculen

1 mol keukenzout

keukenzout

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

101

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

vernoemd naar de Italiaanse fysicus Amadeo Avogadro.

Als we het getal samen met zijn eenheid beschouwen, spreken we over de constante van Avogadro: 6,02 · 1023 deeltjes mol Welke soort materie je ook wilt afmeten, het gaat telkens over hetzelfde aantal deeltjes. Het aantal mol slaat dus op het aantal deeltjes van een stof. Dat kunnen erg zware atomen zijn (zoals uranium) maar ook erg lichte atomen (zoals waterstof). We gebruiken het symbool ‘n’ om

het aantal mol (de stofhoeveelheid) aan te duiden, maar de getalwaarde van de constante van Avogadro heeft nog een groter voordeel. Dat wordt zo dadelijk duidelijk.

Een hoeveelheid van een stof kunnen we dus op meerdere manieren omschrijven: — via de massa van die stof (m), uitgedrukt in gram (g)

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

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

De mol is een eenheid, een verzameling van NA of 6,02 · 1023 deeltjes. Stofhoeveelheid

Symbool

Eenheid

deeltjes

massa

molhoeveelheid

mol

constante van Avogadro

deeltjesaantal

deeltjes mol

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

Zoals je weet, maken 6 nullen een miljoen, 1 000 miljoen is een miljard. Verder is

1 000 miljard een biljoen, 1 000 biljoen is

een biljard en 1 000 biljard is een triljoen. 1 000 triljoen is dan weer een triljard. We komen dus aan 602 triljard deeltjes in 1 mol: 602 000 000 000 000 000 000 000 deeltjes!

102

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

106 = 1 000 000 109 = 1 000 000 000 1012 = 1 000 000 000 000 1015 = 1 000 000 000 000 000 1018 = 1 000 000 000 000 000 000 1021 = 1 000 000 000 000 000 000 000

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

Als je 1 mol donuts verdeelt over het aardoppervlak, wordt de aarde

bedekt met een mantel donuts van 8 km hoog.

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

Als je 1 mol euromunten krijgt op de dag van je geboorte en je elke seconde van je leven 1 miljoen munten uitgeeft, dan heb je op je

sterfdatum nog steeds 99,99 % van je kapitaal in bezit.

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

= n · NA

aantal deeltjes mol

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

Hoeveel atomen zuurstof zitten er in 3 mol CO2 ? Gegeven: n(CO2) = 3,00 mol Gevraagd: N(O) Oplossing:

Uit de stofhoeveelheid CO2 die gegeven is in mol,

berekenen we het aantal deeltjes (moleculen) CO2.

CO2 Afb. 92 Koolstofdioxide

N(CO2) = n · NA

= 3,00 mol . 6,02 · 1023 moleculen mol = 1,81 · 1024 moleculen CO2

Maar elke molecule CO2 bevat 2 atomen zuurstof. Het aantal atomen zuurstof in 3 mol CO2 of in

1,81 · 1024 moleculen CO2 is dus gelijk aan 1,81 · 1024 · 2 = 3,62 · 1024. Er zitten dus 3,62 · 1024 atomen zuurstof in 3 mol CO2.

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

103

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

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

de massa van 1 12

⇩

De getalwaarde 6,02 · 1023 , of 1 mol, is zeer precies berekend: van het 12C-atoom = 1 unit

· 12

de massa van 1 C-atoom 12

⇩

· NA

de massa van 1 mol 12C-atomen

12 unit

⇩

6,02 · 1023 · 12 unit

⇩

1 unit = 1,66 · 10−27 kg

6,02 · 1023 · 12 · 1,66 · 10−27

= 12 · 10-3 kg = 12 g

de massa van 1 mol 12C-atomen

kg u

Op het eerste gezicht is het een ingewikkelde berekening om te komen tot een zeer bruikbare

conclusie: De massa van 1 mol deeltjes is gelijk aan de getalwaarde van de massa van een atoom, molecule of formule-eenheid, met de eenheid gram in plaats van unit. De massa van 1 mol deeltjes noemen we in het kort ook wel de molaire massa (M). VOORBEELD MOLECUULMASSA OMZETTEN IN MOLMASSA

1 molecule fosforzuur (H3PO4)

⇩

heeft een massa van

98,0 unit

⇩

· NA

1 mol fosforzuur

heeft een massa van

Stofhoeveelheid n

98,0 g Massa m

1 mol Zn

65,4 g

1 mol Fe

55,8 g

1 mol CuSO4

159,6 g = m(Cu) + m(S) + m(O) = 63,6 g + 32,1 g + 4 · 16,0 g

1 mol MgCl2

95,3 g = m(Mg) + m(Cl)) = 24,3 g + 2 · 35,5 g

104

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

De molaire massa: — De grootheid krijgt het symbool M.

g . mol — De numerieke waarde van de molaire massa van een atoom is steeds dezelfde als die van g . de atoommassa, maar de eenheid unit kan gewoon vervangen worden door mol

— De eenheid voor de molaire massa is

WEETJE Je vraagt je misschien af hoe Avogadro aan dat getal 6,02 · 1023 is gekomen. Is hij beginnen te tellen? Nee, Avogadro kwam tot die waarde door de dichtheid van een stof, de

relatieve atoommassa van de bindende elementen en de

grootte van de eenheidscel in het ionrooster te vergelijken.

Met de huidige nauwkeurigste meetapparatuur kan het getal

van Avogadro nu al tot 8 cijfers na de komma bepaald worden: de meest nauwkeurig gemeten waarde is 6,02214179 · 1023.

Afb. 93 Ionrooster

Je kunt het vergelijken met de schatting van het aantal

toeschouwers op een plein waar een evenement plaatsvindt. Als je weet hoe groot het plein is en hoe dicht de

toeschouwers bij elkaar staan, kun je bij benadering bepalen hoeveel volk er aanwezig is. Gelukkig zijn atomen in een

kristal ordelijker gerangschikt dan toeschouwers op een plein en kunnen wetenschappers daarom precieze berekeningen

Afb. 94 Toeschouwers op een festival

uitvoeren. Naargelang de bron (de politie of de organisator) lopen de schattingen over het

aantal toeschouwers soms ver uiteen. Het aantal atomen per mol is echter altijd NA!

Omrekeningen gram / mol / aantal deeltjes

Als we dezelfde methode gebruiken als bij de berekening van de massa (in unit) van 1 molecule of formule-eenheid, kunnen we ook de molaire massa van stoffen berekenen door de som te

Molaire massa

nemen van de molaire massa’s van de opbouwende atomen in een molecule. Bij ionverbindingen

symbool: M g eenheid: mol

wordt met 1 mol van de stof 1 mol formule-eenheden bedoeld, want die stoffen vormen geen aparte moleculen. De werkwijze om te komen tot de molaire massa M van een formule-eenheid is identiek. We berekenen de molaire massa M opnieuw door de som te nemen van de molaire

massa’s van de opbouwende ionen in een formule-eenheid. VOORBEELDVRAAGSTUK 1

Wat is de molaire massa van 1 mol chloorgas (Cl2)?

Gegeven: n(Cl2) = 1 mol Gevraagd: M(Cl2) Oplossing:

1 mol Cl2-moleculen bevat 2 mol Cl-atomen. g g = 71 M(Cl2) = 2 · 35,5 mol mol

Afb. 95 Chloorgas

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

105

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

Gegeven: n(CaCl2) = 1 mol Gevraagd: M(CaCl2)

Afb. 96 Calciumchloride

Oplossing: 1 mol formule-eenheden CaCl2 bestaat uit 1 mol Ca2+-ionen en 2 mol Cl--ionen. Herinner je je dat

de massa van elektronen verwaarloosbaar is? De massa van ionen en atomen kunnen we dus aan elkaar gelijkstellen. g g g m(Ca) + 2 · 35,5 m(Cl) = 111,1 M(CaCl2) = 1 · 40,1 mol mol mol Er wordt niet altijd naar de molaire massa gevraagd. Soms gaat het over een grotere met de molaire massa (M).

m=n·M — m = massa (g)

— n = stofhoeveelheid (mol) g ) — M = molaire massa ( mol

stofhoeveelheid dan 1 mol. Het volstaat dan natuurlijk om het aantal mol (n) te vermenigvuldigen

VOORBEELDVRAAGSTUK 1

Wat is de massa van 3 mol zwavelzuur (H2SO4)?

Gegeven: n(H2SO4) = 3 mol Gevraagd: m(H2SO4)

Oplossing:

1 mol H2SO4 bevat:

— 2 mol H-atomen

Afb. 97 Zwavelzuur

— 1 mol S-atomen

— 4 mol O-atomen a

We berekenen de molaire massa van H2SO4:

g g g + 1 · 1 m(S) + 4 · 4 m(O) mol mol mol g g g + 1 · 32,1 + 4 · 16,0 = 2 · 1,0 mol mol mol g = 98,1 mol

M(H2SO4) = 2 · m(H)

b Nu we de molaire massa (M) van H2SO4 berekend hebben, kunnen we ook de massa (m) van 3,0 mol berekenen door gebruik te maken van de formule m = n · M: g = 294,3 g m(H2SO4) = 3 mol · 98,1 mol

106

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

Wat is de massa van 2,5 mol magnesiumsulfaat (MgSO4)?

Gegeven: n(MgSO4) = 2,5 mol Gevraagd: m(MgSO4) Oplossing: 1 mol magnesiumsulfaat bestaat uit 1 mol Mg2+-ionen en 1 mol sulfaationen SO42-.

1 mol SO42--ionen bestaat op zijn beurt uit 1 mol zwavelatomen (S) en 4 mol zuurstofatomen (O). g g g + 1 m(S) + 4 m(O) mol mol mol g g g + 1 · 32,1 + 4 · 16,0 = 1 · 24,3 mol mol mol g = 120,4 mol

M(MgSO4) = 1 m(Mg)

m(MgSO4) = 2,5 mol · 120,4

De massa van 2,5 mol MgSO4 berekenen we opnieuw met de formule m = n · M: g = 301,0 g mol

We kunnen nu dus een gegeven stofhoeveelheid in mol omzetten naar zowel een aantal deeltjes van die stof, als naar de massa in gram van die stof. Als we echter een aantal deeltjes van een stof willen omzetten naar een aantal gram, dan zullen we altijd eerst de eenheid mol moeten

omrekenen! Aantal deeltjes (N) → mol (n) → massa (m) VOORBEELDVRAAGSTUK

massa (m) → mol (n) → aantal deeltjes (N)

Hoeveel atomen zuurstof zitten er in 426,0 gram difosforpentaoxide (P2O5)?

P fosfor

O zuurstof

Gegeven: m(P2O5) = 426,0 g

Gevraagd: N(O)

Oplossing: a

We berekenen de molaire massa van P2O5:

Afb. 98 Difosforpentaoxide

g g + 5 · m(O) mol mol g g m(P) + 5 · 16,0 m(O) = 2 · 31,0 mol mol g = 142,0 mol

M(P2O5) = 2 · m(P)

b We zetten de gegeven stofhoeveelheid (massa m, in gram)

nu om naar het aantal mol door het te delen door de molaire massa van P2O5: n=

m M

n(P2O5) =

426,0 g = 3,0 mol g 142,0 mol

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

107

Die molhoeveelheid (n) zetten we vervolgens om naar het aantal moleculen P2O5 door het te vermenigvuldigen met NA:

N = n · NA N(P2O5) = 3,0 mol P2O5 · 6,02 · 1023

moleculen = 1,806 · 1024 moleculen mol

Er zitten 1,806 · 1024 moleculen P2O5 in 426,0 g P2O5. Er zitten 5 atomen zuurstof in 1 molecule P2O5. Het aantal atomen zuurstof zal dus 5 keer zo groot zijn: atomen O = 9,03 · 1024 atomen O molecule

N(O) = 1,806 · 1024 moleculen P2O5 · 5

Door vermenigvuldiging van de molaire massa (M, in krijgen we de totale massa uitgedrukt in gram.

g ) met de stofhoeveelheid (n, in mol) mol

Door de totale massa uitgedrukt in gram te delen door de molaire massa, krijgen we de stofhoeveelheid.

Als we van mol naar het aantal deeltjes willen overschakelen, vermenigvuldigen we de stofhoeveelheid (aantal mol) met NA (6,02 . 1023 deeltjes). Als we het aantal deeltjes

willen omzetten in mol, delen we door NA. n= m M

delen door molaire massa (g /mol)

aantal gram m

aantal mol n

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

108

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

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

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

n=N NA

aantal deeltjes N

AAN DE SLAG 1 Wat bevat het grootste aantal moleculen:

15 Goud is een gegeerd edelmetaal maar is op zich een

1 mol stikstofgas of 1 mol zuurstofgas?

te zacht edelmetaal om er sieraden mee te maken. Daarom gebruikt men een legering van goud met

2 Bevat een mol stikstofgas evenveel atomen als

andere metalen. Het gehalte goud dat de legering

moleculen? 3 Hoeveel mol vertegenwoordigt 6,00 g zuurstofgas?

dan bevat drukt een juwelier uit in ‘karaat’, oftewel 1 ste massadeel goud. 24 karaat is dus zuiver 24 goud, maar voor sieraden wordt meestal 18-karaats goud gebruikt. Anke draagt een oorringetje van 18-karaats goud. Naast goud bevat het oorringetje

4 Wat is de massa van 0,1 mol waterstofgas?

enkel nog koper. Anke zegt dat het oorringetje meer

5 Hoeveel moleculen bevat 3,55 g chloorgas?

goudatomen dan koperatomen bevat. Heeft ze gelijk? Bewijs met een berekening.

6 Hoeveel mol vertegenwoordigt 3,4 g ammoniak

(NH3)?

16 Vul de tabel aan met behulp van het PSE. In de

eerste rij vind je alvast een voorbeeld.

7 Wat is de massa van 2,8 mol ammoniumfosfaat

(NH4)3PO4?

bekend: a

HNO3: N = 2,41 · 1024 formule-eenheden

b K2SO3 : n = 1,5 mol c

NaCl: n = 3,2 mol

d H2O: m = 1 000,0 g C3H8 : m = 176,0 g

Bereken van elke stof de ontbrekende grootheden:

10 Bereken de massa van 5,00 mol calciumsulfaat. 11 Hoeveel ionen zijn aanwezig in 28,6 g

magnesiumchloride?

12 Hoeveel kaliumionen zijn aanwezig in 19,55 g

kaliummetaal?

13 Hoeveel zuurstofatomen zijn aanwezig in 50,0 g

natriumsulfiet Na2SO3?

14 Hoeveel mol vertegenwoordigen 3,01 · 1024

6,02 · 1023

190,6 g

MgCl2

17 Vul de tabel aan met behulp van het PSE. In de

eerste rij vind je alvast een voorbeeld.

deeltjes (N), massa (m).

9 Bereken de massa van 0,200 mol stikstofgas.

130,8 g

79,8 g

molaire massa (M), stofhoeveelheid (n), aantal

elektronen?

12,04 · 1023

Af te wegen massa

b CuSO4

Aantal deeltjes

8 Van de volgende stoffen is telkens 1 gegeven

Atomen/ moleculen

Zn a

Stofhoeveelheid (in mol) 2,0

130,8

55,8

b CuSO4

0,50

2,0

MgCl2

Af te wegen massa (in g)

18 De productie van methaangas (CH4) door koeien

wordt door wetenschappers beschouwd als een van de oorzaken van globale opwarming, omdat het gas het broeikaseffect versterkt. Gemiddeld produceert een koe 400 g methaangas per dag. Hoeveel moleculen CH4 komen zo vrij in de lucht?

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 03

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

109

HOOFDSTUK 3

Stoichiometrische vraagstukken Het is belangrijk dat we bij een chemische reactie weten welke hoeveelheid van een bepaalde stof reageert met een hoeveelheid van een andere stof. De berekening van de verhoudingen waarin stoffen reageren noemen we stoichiometrie.

LEERDOELEN

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

VOORBEELD VERBRANDINGSREACTIE VAN MAGNESIUM

Wanneer we magnesium (Mg) verbranden, vormt er zich een fel wit licht en ontstaat een wit poeder: magnesiumoxide (MgO). De reactie ziet er als volgt uit:

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

De molverhouding

2 Mg

→ 2 MgO

Wat leren we uit de reactievergelijking? 2 atomen Mg

Afb. 99 Bij verbranding van Mg ontstaat een wit poeder.

+ O2

+ 1 molecule O2

→ 2 moleculen MgO

b Als we alles vermenigvuldigen met bijvoorbeeld een factor 500, dan kunnen we verhoudingsgewijs stellen dat:

2 atomen Mg

· 500

1 000 atomen Mg

+ 1 molecule O2

→ 2 moleculen MgO

· 500

+ 500 moleculen O2

· 500

→ 1 000 moleculen Mg

Als we die redenering doortrekken, kun je ook stellen dat:

2 · 6,02 · 1023 atomen Mg + 6,02 · 1023 moleculen 02 → 2 · 6,02 · 1023 moleculen MgO of nog korter:

2 mol Mg reageert met 1 mol O2

110

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

tot 2 mol MgO

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN IIa atoomnummer (Z) elektronegatieve waarde De molverhouding, oftewel de verhouding waarin stoffen met elkaar reageren, wordt gegeven 2

2,1

door de voorgetallen uit de reactie. Let op: die voorgetallen geven echter 12 nooit 1,2informatie over de

1,01 3

stofhoeveelheid die je ter beschikking hebt!

1,0

lithium

6,94

Va0,9 15

3 Na

natrium

22,99 19 7

0,8 3,0

K N

kalium stikstof

37 15

39,10 14,01 0,8 2,1

P 5 Rb

rubidium fosfor

20 8

1,0 3,5

21 9

1,3 4,0

22 10

M(O2) = 2 · 16,0

Ca O

Sc F

calcium scandium zuurstof fluor M(MgO)

38 16

40,08 16,00 1,0 2,5

2 Mg

39 17

44,96 19,00 1,2 3,0

Y Cl

Sr S

1,5

Vb 5 23

1,6

g g = 32,0 mol mol

Ti Ne

VIb 6

VIIb 7

1,6

20,18

40 18

1,4

Zr Ar

1,6

strontium zwavel

yttrium chloor

88,91 35,45

87,62 32,07

zirkonium argon

Ba Se

La Br

= 48,6 g magnesium barium seleen

137,3 78,96

niobium

91,22 39,95

→

1,8

g 1 mol 1,3 · 32,0 73 1,5 mol

Hf Kr

hafnium krypton

138,9 79,90

178,5 83,80

VOORBEELD SYNTHESE VAN WATER 0,7 0,9 1,1 104 1,9 88 52 2,1 89 53 2,5 54

2,2

bismut

209,0

2,0

2,2

moscovium

{

Rn6

210

222

palladium

102,9

106,4

Og7

289

erbium

167,3 100

2 mol · 18,0 thulium

168,9 101

mol

173,0

175,0

2,2

platina

180,9

183,9

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

106

107

108

dubnium

1,1

seaborgium

1,1

109

bohrium

hassium

1,2

110

meitnerium

268

1,2

Pm Sm

cerium

praseodymium

neodymium

promethium

samarium

140,1

140,9

144,2

(145)

150,4

1,5

232,0

231,0

2 H2

1,4

→

1,3

2 H2O

238,0

237

244

mol

goud

111

112

darmstadtium

röntgenium

281 272 demovideo: elektrolyse 63 64

Merk op dat je,

mendelevium

nobelium

lawrencium

257

258

259

262

gadolinium

151,9

157,3

als controle bij je

berekeningen, altijd

1,3

de wet van behoud

van massa kunt

toepassen: de som

americium

curium

van de massa’s247 van 243

de reagentia = de som van de massa’s van de reactieproducten.

THEMA 03

europium

fermium

cope

103

iridium

g = 36 g water. molytterbium lutetium 102

osmium

g 1,2 En 69dus 21,2 71 1,2zal reageren met 1 mol · 32,0 g = 32 g zuurstofgas tot g waterstofgas · 2,0 70 = 4 1,1

2,2

renium

= 80,6 g magnesiumoxide

Jelivermorium leerde ook altennessine de molhoeveelheid formule: m =plutonium n·M ganesson omzetten thoriumin de massahoeveelheid protactinium uraanmet de neptunium

288

2,2

zilver

6 48

→

2116 mol waterstofgasmoleculen mol 91 117 118 zullen dus 90met 11,3 zuurstofgasmoleculen reageren tot 2 mol water. actiniden

107,9

rhodium

1,9

101,1

2,2

63,55

ruthenium

koper

wolfraam

Bijpolonium uitbreiding isastaat dat ook zo voor een groot aantal lanthaniden radon deeltjes: 209

2,2

58,69

74→

1,9

nikkel

technetium

g 2 mol75· 40,3 1,9 76 1,7 mol

I 1

tantaal

105

zuurstofgas tot 2 moleculen water.

131,3

Ib 11

95,94

Twee moleculen waterstofgas reageren met 1 molecule

groepen

115

126,9

1,9

molybdeen

VA 1,9

127,6

2,2

De omgekeerde reactie wordt 261 in brandstofcellen gebruikt of elektrische 226,0 227 262 266bij hybride264 277auto’s:

rutherfordium xenon

58,93

223 121,8

Rf Xe

actinium jood

1,9

kobalt

55,85

1,9

elektriciteit werd gesplitst in zuurstofgas en waterstofgas. radium telluur

VIlIb 10

ijzer

54,94

Vorig schooljaar heb je de elektrolyse van water uitgevoerd, waarbij water met behulp van

Ac I

1,8

Fr 7 Sb

francium antimoon

Ra Te

mangaan

2 MgO

92,91

= 32,0 g zuurstofgas

lanthaan broom

VIlIb VIlIb 8 9

g g g vanadium= 40,3 chroom + 16,0 = mol mol mol 47,87 50,94 52,00 titaan neon 24,3

1,5

We berekenen de massa’s door gebruik te maken van de formule m = n · M

132,9 74,92

87 51

relatieve atoommassa (Ar)

9,01

VIa1,2 VIIa 2 g M(Mg) = 24,3 mol 16 17 Mg He IIIb IVb magnesium helium 3 4 24,31 4,00 12

cesium arseen

magnesium

beryllium magnesiumoxide ontstaat er? Uit het periodiek systeem halen we de volgende info:

g mol · 24,3 0,9 1,1 0,7 2,0 256 34 2,4 57 35 2,8 72 36 mol

55 33

symbool

1,5

VOORBEELD MAGNESIUMOXIDE

85,47 30,97

As 6 Cs

Mg 0 naam 24,31 18 met hoeveel gram zuurstofgas en hoeveel Hoeveel gram Be gram magnesium reageert 4

waterstof

HOOFDSTUK 3

111

ber

Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

VOORBEELDVRAAGSTUK vademecum: vraagstukken oplossen

Gebluste kalk of calciumhydroxide reageert met 4,5 mol salpeterzuur tot calciumnitraat en water. Hoeveel gram gebluste kalk (Ca(OH)2) kan hiermee reageren en hoeveel gram calciumnitraat (Ca(NO3)2) kan er dan ontstaan?

We schrijven de reactie met de correcte formules en voorgetallen, zodat de reactievergelijking klopt. Gegeven:

Ca(OH)2 —

2 HNO3

→

Ca(NO3)2

2 H2O

Uit de reactievergelijking, en meer bepaald uit de voorgetallen, leid je de

molverhouding af: 1 mol calciumhydroxide reageert met 2 mol salpeterzuur. Er wordt dan 1 mol calciumnitraat gevormd en 2 mol water.

—

Je hebt m(HNO3) = 283,5 g Gevraagd:

— m(Ca(OH)2)

— m(Ca(NO3)2) Oplossing: a

Schrijf onder de reactievergelijking de molverhouding waarin de stoffen reageren: +

2 HNO3

→

Ca(NO3)2

Ca(OH)2

1 mol

2 mol

1 mol

→

2 H2O

2 mol

b Schrijf de gegeven stofhoeveelheid (in dit geval massa m) onder de betreffende stof : +

Ca(OH)2

1 mol

2 mol

→

Ca(NO3)2

1 mol

→

+ +

2 H2O

2 mol

4,5 mol

2 HNO3

Met de berekende stofhoeveelheid in mol (n) vinden we, door gebruik te maken van de

molverhouding, de andere stofhoeveelheden in mol: +

Ca(OH)2

1 mol

2 HNO3

2 mol

→

Ca(NO3)2

1 mol

→

+ +

2 H2O

2 mol

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

/2 ·1

d Zet ten slotte de gevonden stofhoeveelheden om in de gevraagde eenheid gram door opnieuw gebruik te maken van de molaire massa M. g g g g + 2 · 16,0 + 2 · 1,0 = 74,1 mol mol mol mol g = 166,7 g m(Ca(OH)2) = n · M = 2,25 mol · 74,1 mol g g g g + 2 · 14,0 + 6 · 16,0 = 164,1 M(Ca(NO3)2) = 40,1 mol mol mol mol g = 369,2 g m(Ca(NO3)2) = n · M = 2,25 mol · 164,1 mol

M(Ca(OH)2) = 40,1

112

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

We weten dus nu dat er 166,7 g gebluste kalk of Ca(OH)2 kan reageren met de 4,5 mol

salpeterzuur of HNO3 en dat er dan maximaal 369,2 g calciumnitraat of Ca(NO3)2 kan worden

gevormd.

Let op: de berekende hoeveelheid calciumnitraat is inderdaad de maximale hoeveelheid die we zouden kunnen bekomen. In de praktijk zal een reactie nooit een rendement van 100 % hebben. Voorlopig laten we dat buiten beschouwing en berekenen we steeds de maximale hoeveelheden.

TIP — Als je wilt controleren of je berekeningen juist zijn, dan kun je de wet van behoud van

massa toepassen: ∑ massa’s reagentia = ∑ massa’s reactieproducten. In het voorbeeld

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

— De gegeven stofhoeveelheid is niet altijd in gram opgegeven, zo kan er ook een aantal deeltjes zijn opgegeven. Om die dan om te rekenen naar mol, gebruiken we het getal van Avogadro.

Voor het oplossen van vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid gebruik je het onderstaande

stappenplan:

Stap 1: Lees het vraagstuk

Stap 2: Maak een analyse van gegeven en gevraagd

Stap 3: Schrijf de reactievergelijking

Stap 4: Zet de gegeven stofhoeveelheid om in mol

Stap 5: Pas de molverhouding toe

Stap 6: Zet het resultaat om naar de gevraagde eenheid

TIP Bij het oplossen van vraagstukken zul je ook vaak ‘de regel van drie’ toepassen. Als je weet wat de molverhouding is waarin de stoffen A en B reageren (uit de voorgetallen), dan kun je ook berekenen hoeveel mol van stof B er met 1 mol van stof A reageert. En vervolgens bereken je hoeveel mol B er reageert met de gegeven molhoeveelheid A. Bekijk het voorbeeld achter de QR-code.

THEMA 03

bijlage: de regel van drie

HOOFDSTUK 3

113

AAN DE SLAG 1 Waterstofchloride reageert met 50,0 g

BENZINE

natriumhydroxide. Daarbij ontstaan keukenzout en water. Hoeveel gram zuur heb je nodig en hoeveel

A < 100 g CO2/km

B 100 ≤ g CO2/km < 130

C 130 ≤ g CO2/km < 160

2 Bereken hoeveel gram kaliumhydroxide (KOH)

D 160 ≤ g CO2/km < 190

kan reageren met 15,75 g salpeterzuur (HNO3).

E 190 ≤ g CO2/km < 190

F 220 ≤ g CO2/km < 250

G ≥ 250 g CO2/km

gram zout ontstaat er? reactievergelijking: HCl + NaOH → NaCl + H2O

water. Hoeveel gram zout wordt er maximaal gevormd?

reactievergelijking: KOH + HNO3 → KNO3 + H2O 3 Hoeveel gram calciumfosfaat (Ca3(PO4)2) ontstaat

door de reactie van 2,7 mol calciumhydroxide (Ca(OH)2) met voldoende fosforzuur (H3PO4)?

Bij die reactie ontstaat naast calciumfosfaat ook water. (Ca3(PO4)2) + 6 H2O

Op basis van CO2-uitsoot

worden auto’s ingedeeld in een categorie A tot G.

Wat is de CO2-uitstoot van je wagen in

g ? km

b In welke klasse wordt jouw auto ingedeeld?

reactievergelijking: 3 (Ca(OH)2) + 2 H3PO4 →

Bij die reactie ontstaan kaliumnitraat (KNO3) en

4 Wanneer een metaal en een zuur reageren, ontstaat

8 Bereken de vraagstukken aan de hand van het

stappenplan.

vaak waterstofgas. Zink reageert bv. met zwavelzuur (H2SO4) tot zinksulfaat (ZnSO4) en waterstofgas (H2).

zwavelzuur om 6,0 g waterstofgas te bekomen?

calciumcarbonaat in calciumoxide en

uit calciumcarbonaat. Bij 500 °C ontbindt

5 Koolstofdisulfide (CS2) reageert met dizuurstof (O2)

koolstofdioxide. Calciumoxide wordt als ongebluste kalk gebruikt in de cementindustrie

tot zwaveldioxide (SO2) en koolstofdioxide (CO2).

en in de bouw. Bereken hoeveel ton

Hoeveel gram zuurstofgas moet je hebben om

calciumoxide ontstaat uit de omzetting van

38,1 g koolstofdisulfide te verbranden?

10,0 ton schelpen.

6 Butaan wordt verbrand bij gebruik van bijvoorbeeld

de gasbarbecue volgens de reactie

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O. Hoeveel gram

De reactievergelijking is: CaCO3 → CaO + CO2.

b Dichloor (Cl2) kan bereid worden door zeezout (NaCl) te laten ontbinden. Daarbij wordt ook

natrium (Na) gevormd. Bereken hoeveel kilogram

te verbranden? Hoeveel gram CO2 wordt daarbij

dichloor ontstaat uit 10,0 kg zeezout.

zuurstofgas heb je nodig om 40,00 gram butaangas gevormd?

7 Stel dat je auto op zuiver octaan rijdt en 5 600 gram

octaan verbruikt per 100 kilometer. De verbrandingsreactie kan als volgt geschreven worden: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

114

Schelpen bestaan voor een groot gedeelte

Hoeveel gram zink moet reageren met een overmaat

THEMA 03

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

9 Vul de zin aan met het juiste antwoord.

Je wilt 6,0 g zuurstofgas bereiden uit kaliumchloraat (reactievergelijking: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2). De massa KClO3

die daarvoor nodig is, bedraagt … — precies 6,0 g — meer dan 6,0 g

b Je wilt 34,0 g ammoniakgas bereiden uit de reactie van stikstofgas met waterstofgas (reactievergelijking: N2 + 3 H2 → 2 NH3).

— minder dan 6,0 g.

De massa H2 die daarvoor nodig is, bedraagt …

— 6,00 g — 28,0 g — 34,0 g

Je laat 28,0 g koolstofmonoxide verbranden

(reactievergelijking: 2 CO + O2 → 2 CO2).

De massa O2 die daarvoor nodig is, bedraagt …

— 16,0 g

— 32,0 g

— 64,0 g

d Je laat 7,00 g etheen met dibroom reageren (reactievergelijking: C2H4 + Br2 → C2H4Br2).

De massa C2H4Br2 die hierbij ontstaat, bedraagt …

— 7,00 g

— 28,0 g — 47,0 g — 188 g

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 03

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

115

HOOFDSTUK 4

Concentratie van een oplossing Alcoholgel wordt veel gebruikt voor het ontsmetten van de handen. Om voldoende werkzaam te zijn, moet de hoeveelheid alcohol die wordt opgelost in de gel, een hoge concentratie hebben. In een labo gaan we vaak stoffen oplossen in een oplosmiddel (meestal water), omdat ze dan beter reageren.

Maar het aantal gram van de oplossing geeft niet de nodige informatie over de stofhoeveelheid van het

opgeloste reagens. We moeten weten hoeveel mol of gram van de opgeloste stof er in de oplossing zit. In ons

voorbeeld van de alcoholgel is de hoeveelheid alcohol (opgeloste stof) belangrijk, niet zozeer de hoeveelheid alcoholgel (oplossing). We willen weten hoeveel alcohol er in de alcoholgel zit, dus wat de concentratie aan alcohol is. LEERDOELEN

L de verhoudingen en evenredigheden tussen massa’s, volumes en stofhoeveelheden gebruiken en molaire

grootheden en concentraties beschrijven

L het verband tussen stofhoeveelheid en massaconcentratie toepassen

L het verband tussen stofhoeveelheid en molaire concentratie toepassen

L het verband tussen mol en molaire concentratie gebruiken in eenvoudige stoichiometrische berekeningen

Wat is een concentratie van een oplossing?

Een oplossing is een hoeveelheid opgeloste stof in een hoeveelheid oplosmiddel. Neem het voorbeeld van een kopje koffie waarin een klontje suiker wordt gedaan: — Het oplosmiddel is hier de koffie. — De opgeloste stof is de suiker.

— De oplossing bestaat uit gesuikerde koffie.

Je weet natuurlijk al dat de koffie zoeter zal smaken naargelang

je er 1, 2 of 3 klontjes suiker in oplost. Het is dus belangrijk om de concentratie van de oplossing goed te kennen. Als we de concentratie van de opgeloste stof willen kennen, dan moeten

Afb. 100 Gesuikerde koffie is een oplossing.

we de hoeveelheid van de opgeloste stof en de hoeveelheid oplossing kennen. Suiker, net als vele andere stoffen, kan in verschillende hoeveelheden opgelost worden in water. Niet alle stoffen zijn trouwens even goed oplosbaar in water. Daar komen we later op terug. De maximale oplosbaarheid kan sterk verschillen van stof tot stof. Ook voor stoffen die wel oplossen in water is de hoeveelheid stof die kan opgelost worden, niet onbeperkt. Vanaf een bepaalde concentratie treedt verzadiging op: extra toegevoegd zout zal dan niet meer oplossen maar bezinken in de oplossing.

116

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

DEMO Concentratie van oplossingen Werkwijze Je leerkracht maakt 4 oplossingen van koper(II)sulfaat. Die oplossingen herkennen we aan de

1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

blauwe kleur.

demovideo: concentratie van oplossingen

2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

— bekerglas 1: 1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing — bekerglas 2: 1 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

— bekerglas 3: 2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,05 L oplossing

Waarnemingen

— bekerglas 4: 2 gram CuSO4 wordt opgelost tot een volume van 0,1 L oplossing

Je merkt aan de helderblauwe kleur van de oplossing hoe geconcentreerd de oplossing is (hoe donkerder blauw, hoe hoger de concentratie CuSO4). Merk op dat de inhoud van bekerglas 1 en 4 dezelfde kleur hebben. Dat komt doordat voor die bekers de verhouding van de hoeveelheid opgeloste stof tot de hoeveelheid oplossing, de concentratie dus, gelijk is:

1 g CuSO4 2 g CuSO4 = 0,5 L 1L

Er zijn verschillende manieren om de concentratie van een oplossing uit te drukken, afhankelijk van in welke eenheid de hoeveelheid opgeloste stof wordt uitgedrukt. Zo kunnen we onze hoeveelheid CuSO4 uit het voorbeeld uitdrukken in gram of in mol. We spreken dan respectievelijk over de massaconcentratie of de molaire concentratie.

De verhouding tussen de hoeveelheid opgeloste stof (aantal mol n of massa m) en de

hoeveelheid oplossing (V) noemen we de concentratie van de oplossing (c). m g n mol . c = met eenheid of c = met eenheid V L V L

Massaconcentratie

Het begrip mol is natuurlijk niet bij iedereen bekend. Daarom staat voornamelijk op voedingswaren de hoeveelheid opgeloste stof vaak aangeduid in aantal gram. Als we de hoeveelheid opgeloste stof in gram uitdrukken en de hoeveelheid oplossing

in liter, dan bekomen we voor de concentratie een eenheid g van , we spreken dan over de massaconcentratie. Zo zit in L 1 glas cola van 250 mL maar liefst 27 gram suiker. 27 g g of 108 . De concentratie suiker is dus 250 mL L Afb. 101 Een glas cola bevat veel suiker.

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

117

VOORBEELDVRAAGSTUK Bereken hoeveel kaliumchloride (KCl) je moet afwegen als je 3,5 L oplossing wilt maken met een g concentratie van 60 . L Gegeven:

Gevraagd:

—

V(oplossing) = 3,5L

—

c(KCl) = 60

g L

m(KCl)

Oplossing: m en dus m = c · V V g m = 60 · 3,5 L = 210 g L

TIP

Let op dat je bij vloeistoffen de dichtheid niet verwart met de massaconcentratie. Dichtheid heeft niets te maken met de concentratie van de opgeloste stof.

ρ=

DICHTHEID MASSACONCENTRATIE massa oplossing volume oplossing

massa opgeloste stof volume oplossing

De verwarring tussen beiden gebeurt omdat beide grootheden dezelfde eenheid kunnen

hebben.

WEETJE

Bij voedingswaren wordt de

hoeveelheid oplossing vaak

herleid naar 100 mL, waardoor de eenheid g/100 mL wordt. Het etiket vermeldt dan de

concentratie in % (per 100 mL dus). Voor de suikerconcentratie in het

voorbeeld van het glas cola wordt

dat dan 108

Afb. 102 Voedingswaarden frisdrank

g 10,8 g = of 10,8 %. L 100 mL

Op het etiket van een blikje Ice Tea lezen we bijvoorbeeld hoeveel gram er van verschillende stoffen zijn opgelost in 100 ml van de drank (oplossing). Zo zit er per 100 mL Ice Tea 4,5 g suiker opgelost. In de tweede kolom staat dan hoeveel suiker er in het totale flesje van 33 cl zit. De massaconcentratie is altijd

118

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

4,5 g = 4,5 % 100 mL

Molaire concentratie

Chemici zullen de stofhoeveelheid altijd aanduiden met de eenheid mol. We zullen in het labo de concentratie van de oplossing daarom ook uitdrukken in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing: de molaire concentratie of molariteit van de oplossing — molaire concentratie = — formule: c =

n V

aantal mol opgeloste stof aantal liter oplossing

— eenheid molaire concentratie:

mol of M L

Let op:

— M is het symbool voor de eenheid van molaire concentratie — M is het symbool voor de grootheid molaire massa. VOORBEELDVRAAGSTUK

We berekenen de molaire concentratie van suiker in cola. Uit het vorige voorbeeld weet je al dat een glas van 250 mL 27 gram suiker bevat. — V(oplossing) = 250 mL = 0,250 L

— m(suiker) = 27 g

Gevraagd:

Oplossing:

m(suiker) n(suiker) en n (suiker) = M(suiker) V(oplossing)

c =

Gegeven:

→ c =

m(suiker) met M(suiker) = M(C12H22O11) M(suiker) · V(oplossing)

= 12 · 12,0

= 342,0

g g g + 22 · 1,0 + 11 · 16,0 mol mol mol

g mol

27 g g = 342,0 · 0,250 L mol mol = 0,32 L

De molaire concentratie c wordt berekend door de stofhoeveelheid uitgedrukt in mol (n) te delen door het volume oplosmiddel, uitgedrukt in L. Formule: c = n V Om massaconcentratie om te zetten in molaire concentratie, moet de massa omgerekend worden naar aantal mol. m Formule: = n M

In stoichiometrievraagstukken waarbij de reagerende stoffen opgelost zijn, kan de stofhoeveelheid berekend worden uit het volume en de concentratie van de oplossing. Je weet nu n hoe je die stofhoeveelheid kunt omzetten naar aantal mol. Aangezien c = kun je het aantal mol n V berekenen door de formule anders te schikken: n = c · V

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

119

VOORBEELDVRAAGSTUK 200 mL van een zilvernitraatoplossing van 0,0295 mol/L wordt samengevoegd met voldoende natriumchlorideoplossing. Daarbij ontstaan zilverchloride en natriumnitraat. Bereken hoeveel gram zilverchloride ontstaat: Gegeven:

AgNO3

—

c(AgNO3) = 0,0295 mol L

—

V = 200 mL

NaCl

→

AgCl

NaNO3

Oplossing: c · V = n 0,0295 mol · 0,200 L L

Gevraagd: m(AgCl)

= 0,0059 mol 0,0059 mol

Door de molverhouding toe te passen, weten we dat er dus ook maximaal 0,0059 mol zilverchloride wordt gevormd. Met behulp van de molaire massa van g g g + 35,5 = 143,4 ) berekenen we de massa gevormd zilverchloride AgCl: AgCl (M = 107,9 mol mol mol m(AgCl) = n · M

= 0,0059 mol · 143,4

= 0,846 g

g mol

LABO 04

Antwoord: Er zal in de reactie 0,846 g zilverchloride ontstaan.

oplossingen (c, V)

c= n V

n= m M delen door molaire massa (g /mol)

aantal gram m

120

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

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

aantal mol n

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

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

WEETJE Andere uitdrukkingen voor de concentratie Voor een oplossing van een vloeistof in een andere vloeistof is het natuurlijk logischer om te spreken van het aantal ml opgeloste stof per aantal liter oplossing. In dat geval spreken we over een volumeconcentratie met als eenheid mL. L Ook hier wordt bij levensmiddelen vaak gebruikgemaakt van het volumeprocent: de hoeveelheid (mL) opgeloste stof per 100 mL oplossing. Als de hoeveelheid wordt herrekend per 100 mL oplossing, spreken we dus over het volumeprocent. Voorbeeld: op een fles azijn wordt vaak vermeld dat het gaat over een oplossing van 7 %, oftewel 7 mL opgelost azijnzuur per 100 mL oplossing. Ook een fles wijn vaak 5,2 % of 5,2 mL ethanol per 100 mL bier.

of bier vermeldt op die manier de concentratie aan ethanol. Voor pilsbier is dat

Afb. 103 Azijn

Afb. 104 Het alcoholpercentage in alcoholische dranken wordt uitgedrukt in volumepercentage: het aantal mL ethanol per 100 mL. Voor bier bedraagt dat volumepercentage ongeveer 5 % en voor wijn ongeveer 13 %.

Ook de massaconcentratie in

g g kan omgerekend worden naar , dan spreken we over L 100 mL

massavolumepercentage. Tot slot kunnen we bij een mengsel van 2 vaste stoffen (bv. zout en zand) ook nog het massapercentage gebruiken: het aantal gram opgeloste stof per 100 g

oplossing. Al die grootheden behandelen we in de derde graad.

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

121

Oplossingen verdunnen en indampen

In een labo worden veel zoutoplossingen gebruikt. Maar voor verschillende proeven zijn vaak ook verschillende concentraties van de oplossing vereist. Je leerkracht zal vast en zeker wel ergens een oplossing op voorraad houden, maar de concentratie is niet altijd diegene die nodig is in een volgend experiment. Gelukkig kunnen we de concentratie van een oplossing aanpassen door: een extra hoeveelheid opgeloste stof toe te voegen: de concentratie zal nu stijgen

b een extra hoeveelheid oplosmiddel toe te voegen: de concentratie zal nu dalen Dat noemen we het verdunnen van de oplossing.

applet: concentratie

+ V(s)

een hoeveelheid oplosmiddel laten verdampen: de concentratie zal nu stijgen Dat noemen we het indampen van de oplossing.

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

In een keuken proeft de kok heel vaak van de gerechten. Is de soep niet zout genoeg of net te zout? In het eerste geval zal de kok een snuifje zout toevoegen, in het tweede geval kan die de soep aanlengen met water. Indampen zou wat meer tijd in beslag nemen bij het op smaak brengen van soep, maar dat komt wel van pas bij de bereiding van sauzen.

LABO 05

Merk op dat zowel bij het verdunnen van een oplossing door toevoeging van extra oplosmiddel, als bij het indampen van een oplossing, de hoeveelheid opgeloste stof ongewijzigd blijft. Samen met n de eerder geziene formule voor concentratie (c = ) kunnen we zo de verdunningsformule afleiden: V n1 = n2

c1 · V1 = c2 · V2

122

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

VOORBEELDVRAAGSTUK Hoeveel mL water moet je toevoegen aan 150 mL waterstofchlorideoplossing (HCl) van 0,250 mol L om een oplossing van 0,200 mol te bekomen? L Gegeven: —

—

de beginconcentratie c1 = 0,250 mol L het beginvolume V1 = 0,150 L

de gewenste eindconcentratie c2 = 0,200 mol L

Gevraagd: Welk volume oplosmiddel moet je toevoegen (V2 - V1) ? Oplossing:

c1 · V1 = c2 · V2 toepassen: 0,250 mol · 0,150 L = 0,200 mol · V2 L L

Hieruit berekenen we V2 = 0,188 L of 188 mL: V2 - V1 = 188 mL - 150 mL = 38 mL

Antwoord: Er moet 38 mL water worden toegevoegd om de concentratie te verminderen naar 0,200 mol . L

Bij het indampen van een oplossing geldt dus precies dezelfde formule c1 · V1 = c2 · V2, maar omdat

het volume van de oplossing na het indampen (V2) nu kleiner is dan het oorspronkelijk volume V1,

zal de concentratie c2 groter worden dan de concentratie voor het indampen (c1). Het aantal mol opgeloste stof ... voor verdunning

na verdunning

= n2

= c2 · V2

c1 · V1

c1 · V1 = c2 · V2

In die formule is:

— c1 = beginconcentratie van de oplossing — V1 = beginvolume van de oplossing

— c2 = concentratie van de oplossing na verdunning — V2 = Volume van de oplossing na verdunning

Let op: V2 is het eindvolume na verdunning. Vaak wordt het toe te voegen volume water

gevraagd. We trekken het beginvolume er dan dus weer af (V2 - V1)!

WEETJE

Als je een oplossing blijft indampen tot de maximale oplosbaarheid is bereikt, dan zal de opgeloste stof opnieuw kristalliseren. Op die techniek berust

video: zoutproductie

bijvoorbeeld de winning van zout uit zeewater. Afb. 105 Zoutproductie

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

123

Mengen van oplossingen met verschillende concentraties aan opgeloste stof

Door zuiver oplosmiddel toe te voegen, wijzigt de hoeveelheid opgeloste stof dus niet. Maar dat zal natuurlijk wel het geval zijn als we aan een oplossing een andere oplossing toevoegen, die ook een hoeveelheid van die opgeloste stof bevat. Als de toegevoegde oplossing hier een lagere concentratie heeft dan de eerste, zal de concentratie na samenvoegen van de oplossingen ook lager worden. Op die manier kunnen we een oplossing dus ook verdunnen. Maar let op: nu is de hoeveelheid opgeloste stof voor en na verdunning niet

meer aan elkaar gelijk: n1 ≠ n2

We moeten onze verdunningsformule in dit specifiek geval herwerken: Als je bij het aantal mol voor verdunning (n1) het aantal mol uit de verdunnende oplossing (n3)

optelt, krijg je een nieuw aantal mol opgeloste stof (n2):

n1 + n3 = n2

Vermits het aantal mol steeds gegeven wordt door n = c . V, kun je besluiten dat: c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · V2

Het bekomen volume V2 is de som van de samengevoegde volumes V1 en V3, wat voor onze formule betekent:

c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

Merk op dat de bekomen concentratie c2 altijd lager is dan de beginconcentratie c1, maar hoger

blijft dan de concentratie van de verdunnende oplossing c3:

c3 < c2 < c1

WEETJE

Vind je de koffie in de pot maar aan de slappe kant? Dan kan het helpen om een tas extra sterke espresso toe te voegen aan de pot. De koffie zal uiteindelijk sterker smaken dan de originele koffie, maar vanzelfsprekend minder sterk dan de espresso.

124

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

VOORBEELDVRAAGSTUK Welk volume zilvernitraatoplossing van 0,100 mol moet je bij 80,0 mL zilvernitraatoplossing van L 0,500 mol voegen om een oplossing van 0,200 mol te bekomen? L L Gegeven: —

c1 = 0,500 mol L

—

V1 = 80,0 mL of 0,0800 L

—

c3 = 0,100 mol L mol c2 = 0,200 L

Gevraagd: V3 Oplossing: c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

(0,500 mol · 0,0800 L ) + (0,100 mol · V3) = 0,200 mol · (0,0800 L + V3) L L L Als we de vergelijking oplossen naar V3, dan bekomen we:

0,0240 mol = 0,100 mol · V3 L

0,0400 mol + 0,100 mol · V3 = 0,0160 mol + 0,200 mol · V3 L L

V3 = 0,0240 mol = 0,240 L of 240 mL mol 0,100 L

Antwoord: Het volume zilvernitraatoplossing van 0,100 mol/L dat je moet toevoegen is 240 mL.

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

125

AAN DE SLAG 10 Natriumhydroxide reageert met fosforzuur

1 Welke oplossing heeft de hoogste concentratie:

een keukenzoutoplossing met massaconcentratie g van 60 of een keukenzoutoplossing met molaire L concentratie van c = 1 mol ? L 2 Hoeveel gram natriumchloride moet je oplossen in

water om 3,00 L van een oplossing van 2,00 mol te L bereiden?

2,00 g natriumhydroxide. Wat is de concentratie in mol van die oplossing? L 4 Bereken de hoeveelheid water die je aan 1,5 L

van een calciumhydroxideoplossing van 0,80 mol L moet toevoegen om een oplossing van 0,70 mol te bekomen. L

je hebben om 100 g natriumfosfaat te vormen? Veronderstel dat het fosforzuur en de base (NaOH) elk opgelost zijn in een halve liter oplossing, wat zijn dan de concentraties van de oorspronkelijke oplossingen en van de gevormde zoutoplossing? 11 2,50 L van een calciumhydroxideoplossing

(Ca(OH)2) reageert met 2,00 L van een oplossing van hypochlorigzuur (HClO) van 3,00 mol tot L calciumhypochloriet (Ca(ClO)2) en water. Wat is de concentratie van de calciumhydroxideoplossing? Hoeveel gram zout ontstaat er?

` Meer oefenen? Ga naar

5 Je lost 49,0 g fosforzuur op in water en vormt

natriumhydroxide en hoeveel gram fosforzuur moet

3 200 mL van een natriumhydroxideoplossing bevat

tot natriumfosfaat en water. Hoeveel gram

een halve liter oplossing. Hoeveel water moet je toevoegen om een concentratie van 0,0100 mol L te bekomen? 6 Een student moet 500 mL keukenzoutoplossing

bereiden met een concentratie van 0,90 mol. L Die beschikt over 800 mL zoutoplossing met een concentratie van 1,00 mol en voldoende L demi-water. Geef een te volgen werkwijze om de gevraagde oplossing te maken.

7 Aan 300 mL keukenzoutoplossing met een

concentratie van 0,60 mol wordt 200 mL L keukenzoutoplossing met een concentratie van 0,40 mol toegevoegd. Wat is de concentratie van L de bekomen oplossing?

8 Welk volume zwavelzuuroplossing van 0,12

mol L

moet je aan 500 mL zwavelzuuroplossing van 0,090 mol toevoegen om een oplossing van L 0,10 mol te bekomen? L

mol L moet je toevoegen aan 2,5 L kaliumchlorietoplossing van 0,70 mol L om een oplossing van 0,60 mol te bekomen? L

9 Hoeveel liter kaliumchlorietoplossing van 0,30

126

THEMA 03

HOOFDSTUK 4 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 5

Chemisch rekenen met gassen Stoichiometrie leert ons wat de kwantitatieve verhoudingen zijn waarin stoffen reageren. Dat is vrij eenvoudig te berekenen met vaste stoffen en oplossingen met een gekende concentratie. Bij sommige reacties reageren of ontstaan echter gassen. De massa van een gas is moeilijk te bepalen. We kunnen wel het volume van een gas meten, maar dat gasvolume is dan weer afhankelijk van de heersende temperatuur en druk. Hier zullen we

rekening mee moeten houden bij de omzetting van de stofhoeveelheid naar de eenheid mol.

Uit het deeltjesmodel weet je al dat gassen bij een bepaalde druk en temperatuur een groter volume innemen per stofhoeveelheid dan vloeistoffen of vaste stoffen. LEERDOELEN

L het verband toepassen tussen stofhoeveelheid en molair volume

Ook het volume gas zullen we moeten omzetten naar een stofhoeveelheid, uitgedrukt in mol. Een gelijke molhoeveelheid van verschillende gassen neemt bij een gelijke druk en temperatuur

hetzelfde volume in. Als we het volume van 1 mol gas kennen, het molaire gasvolume Vm (eenheid L ), dan kunnen we het aantal mol gas berekenen door het volume gas te delen door mol het molaire gasvolume: n= V Vm Als we de stofhoeveelheid (n) van een gas kennen, dan kunnen we door het omvormen van de formule ook het volume berekenen dat dat gas inneemt:

V = n · Vm V = 22.4 L

1 mol He 4.0 g He 273° K 1 atm

1 mol O2 32.0 g O2 273° K 1 atm

1 mol N2 28.0 g N2 273° K 1 atm

Afb. 106 Molair gasvolume

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in: V = n · Vm THEMA 03

HOOFDSTUK 5

127

Normomstandigheden duiden we aan als n.o.

We beschouwen een gas onder normomstandigheden. We spreken over normomstandigheden

als de temperatuur i = 0 °C en de druk p = 1 013 hPa. Het molaire gasvolume is dan steeds 22,4 L . mol Als we dat getal onthouden, is het eenvoudig om vraagstukken op te lossen waarbij de reactie onder normomstandigheden plaatsvindt. We kunnen dan schakelen tussen het volume van het gas en het aantal mol door gebruik te maken van het molaire gasvolume: V Vm = 22,4 L waarbij n = V = Vm 22,4 L mol mol

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

Gegeven: —

m(H2) = 15,0 g

n.o.

—

Gevraagd: V(H2)

V = n · Vm

Oplossing: m(H2) 15,0 g = n(H2) = = 7,5 mol M(H2) 2,0 g mol n.o. : Vm = 22,4 L mol

V(H2) = 7,5 mol · 22,4 L = 1,7 · 102 L mol

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

Gegeven: — m(CO2) = 25,0 g

— n.o.

Gevraagd: V(CO2)

Oplossing: m(CO2) 25,0 g = n(CO2) = = 0,568 mol M(CO2) 44,0 g mol n.o: Vm = 22,4 L mol

V(CO2) = n · Vm = 0,568 mol · 22,4 L = 12,7 L mol

128

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

AAN DE SLAG 1 Bereken het volume van 15,0 g waterstofgas onder

normomstandigheden. 2 Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas

onder normomstandigheden. 3 Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen stikstofgas

in onder normomstandigheden? Wat is de totale

massa van die moleculen? 4 Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen zuurstofgas

in onder normomstandigheden? Wat is de totale massa van die moleculen?

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 03

HOOFDSTUK 5 - AAN DE SLAG

129

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u/VB

kennisclip 2u

CHEMISCH REKENEN KERNBEGRIPPEN

NOTITIES

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa gemiddelde relatieve atoommassa <Ar> =

A=Z+N

het gewogen gemiddelde van alle relatieve

massagetal = aantal protonen + aantal neutronen

molecuulmassa = de massa van een molecule

Grootheid

stofhoeveelheid

(aantal deeltjes)

de relatieve massa van een molecule = de som van

stofhoeveelheid

alle relatieve atoommassa's in de molecule

(aantal gram)

formulemassa = de relatieve massa van een formule-eenheid = de som van alle relatieve

Eenheid

stofhoeveelheid (aantal mol)

deeltjes

mol

atoommassa's van de formule

Symbool

atoommassa’s van de voorkomde isotopen

stofhoeveelheid = uitdrukking voor de hoeveelheid

van een stof, dat kan in aantal deeltjes, aantal gram of aantal mol.

Hoofdstuk 2: De mol en het getal van Avogadro

constante van Avogadro = een grootheid

symbool: NA

eenheid:

deeltjes mol

NA = de constante van Avogadro= 6,02 · 1023

molaire massa = molecuulmassa of

formulemassa, aangevuld met de eenheid

voordeel: 1 unit · NA= 1 g!

g mol

molverhouding = de verhouding (in mol) waarin

de stoffen reageren

Hoofdstuk 3: Stoichiometrische vraagstukken

vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid

130

THEMA 03

SYNTHESE

Volg het stappenplan op p. 113.

deeltjes mol

Hoofdstuk 4: Concentratie van een oplossing een oplossing = een hoeveelheid opgeloste stof in

— massaconcentratie c =

een hoeveelheid oplosmiddel concentratie = de verhouding opgeloste stof per

m g ( ) V L

— molaire concentratie c =

hoeveelheid oplossing ten opzichte van het totale

n mol (eenheid: ) V L

volume van de oplossing

oplossingen (c, V) c= n V

aantal gram m

aantal mol n

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

n= m M delen door molaire massa (g /mol)

n=c·V

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

aantal deeltjes N

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) n= N NA

Hoofdstuk 4: Concentratie van een oplossing

verdunningsformule met water c1 · V1 = c2 · V2

Een oplossing kun je verdunnen of indampen.

— Verdunnen met oplosmiddel: aantal mol opgeloste stof verandert niet n1 = n2 of c1 · V1 = c2 · V2 concentratie daalt c2 < c1

— Indampen: oplosmiddel verdampt, aantal mol

opgeloste stof verandert niet

oplossingen mengen

n1 = n2 of c1 · V1 = c2 · V2 concentratie stijgt c2 > c1

Mengen met andere oplossing, aantal mol opgeloste stof verandert wel n1 + n3 = n2

c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

concentratie daalt of stijgt maar c3 < c2 < c1

THEMA 03

SYNTHESE

131

THEMASYNTHESE Hoofdstuk 5: Chemisch rekenen met gassen gasvolume onder normomstandigheden

i = 0°C

molair gasvolume

p = 1 013 hPa → molair gasvolume = 22,4

L mol

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

V = n · Vm

oplossingen (c, V) c= n V

aantal gram m

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

aantal mol n

n= m M delen door molaire massa (g /mol)

n=c·V

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

n= V Vm bij n.o. Vm = 22,4 L

V = n · Vm bij n.o. 1 mol = 22,4 L

gassen (V, Vm )

132

THEMA 03

SYNTHESE

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) n= N NA

aantal deeltjes N

THEMA 04 POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID Eenden, pinguïns en heel wat andere vogels vertoeven een groot deel van hun leven op het water. Maar toch worden ze niet nat. Dat kun je mooi zien tijdens een regenbui: de waterdruppels glijden van hen af. Dat verschijnsel komt ook bij planten voor: ’s morgens of na een regenbui zie je overal druppels liggen op de bladeren. Als je de plant aanraakt, dan vallen ze er zo van af. Helaas heeft papier die eigenschap niet:

het wordt meteen drijfnat.

` Hoe komt het dat de veren van sommige vogels geen water opnemen en papier wel? ` Hoe komt het dat waterdruppels gemakkelijk van een plant rollen? ` Kunnen we voorspellen welke stoffen water opnemen en welke niet? ` Kunnen we voorspellen welke stoffen in elkaar oplossen? We zoeken het uit!

VERKEN JE KUNT AL ...

atoomnummer (Z)

1,0

1,5

natrium

0,8

5 Rb

rubidium

0,7

1,0

calcium

1,0

1,2

yttrium

1,1

1,5

titaan

Vb 5 23

1,4

1,6

niobium

91,22 1,3

1,5

VIIb 7 25

1,8

molybdeen

1,5

1,7

1,8

technetium

2,2

rhodium

2,2

1,9

Ag zilver

106,4 2,2

1,6

1,7

2,2

1,6

gallium

1,7

VIIa 17

1,8

Sn tin

1,8

2,0

1,9

zwavel

2,1

chloor

2,0

Xe xenon

131,3

2,2

wolfraam

Re renium

osmium

iridium

platina

Hg kwik

thallium

Tl-

Pb lood

bismut

polonium

180,9

183,9

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

200,6

204,4

207,2

209,0

209

210

0,7

7 Fr

francium

223

0,9

Ra radium

226,0

1,1

104

105

actinium

rutherfordium

227

261

dubnium

actiniden

cerium

1,3

praseodymium

1,5

neodymium

promethium

1,3

samarium

1,3

europium

150,4 94

1,3

gadolinium

terbium

(1,2)

Fl-

holmium

162,5

164,9 99

livermorium

thulium

167,3

168,9 101

radon

222

289 1,1

Yb ytterbium

173,0 102

elektronen worden gemeenschappelijk gesteld bv. water

oganesson

289 1,2

erbium

100

Rn 118

tennessine

289 1,2

Atoombindingen

astaat

117

moscovium

288 1,2

dysprosium

116

289 67

158,9 97

115

flerovium

287 1,2

157,3 96

114

nihonium

285 65

151,9 95

copernicium

272

113

112

röntgenium

281 1,2

Pm Sm (145)

1,4

111

darmstadtium

268

144,2 92

110

meitnerium

277 1,2

140,9 91

109

hassium

264 1,1

140,1

108

bohrium

266 1,1

107

seaborgium

262 58

lanthaniden

106

krypton

tantaal

178,5

126,9 85

hafnium

138,9

goud

een zee van elektronen tussen positieve metaalionen bv. kopermetaal

jood

127,6

lanthaan

Metaalbindingen

83,80

2,5

137,3

79,90

argon

39,95

2,8

broom

telluur

121,8

barium

35,45

78,96

20,18 3,0

seleen

antimoon

1,9

2,4

Se 52

neon

Cl-

32,07

74,92

elektronen werden overgedragen bv. natriumchloride

19,00 2,5

arseen

4,0

132,9

6 Cs

cesium

Ionbindingen

fluor

As 51

118,7 82

30,97 33

72,64

16,00 2,1

fosfor

28,09

114,8 81

3,5

zuurstof

germanium

14,01 15

silicium

indium

112,4 1,9

1,8

69,72

3,0

stikstof

26,98

Ga 49

cadmium

107,9 79

aluminium

zink

65,38 48

12,01 1,5

Al-

koper

63,55 47

palladium

IIb 12

nikkel

58,69 46

102,9 77

1,9

Ib 11

58,93

101,1 1,9

kobalt

ruthenium

1,9

VIlIb 10

ijzer

55,85

1,9

54,94

95,94 74

VIlIb VIlIb 8 9

mangaan

52,00 42

92,91 73

1,6

chroom

50,94 41

zirkonium

1,6

VIb 6

vanadium

47,87 40

88,91

87,62 0,9

44,96 39

strontium

1,3

IVb 4

scandium

40,08 38

85,47 55

IIIb 3

24,31 20

kalium

39,10 37

2,5

C koolstof

10,81

gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>)

1,2

magnesium

22,99 19

boor

VIa 16

4,00 2,0

24,31

9,01 0,9

3 Na

Va 15

helium

magnesium

beryllium

6,94 11

naam

IVa 14

1,2

symbool

1,01

lithium

IIIa 13

elektronegatieve waarde (EN) 12

waterstof

0 18

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN IIa 2

2,1

1,2

Lu lutetium

175,0 103

thorium

protactinium

uraan

neptunium

plutonium

americium

Cm curium

berkelium

californium

einsteinium

fermium

mendelevium

nobelium

lawrencium

232,0

231,0

238,0

237

244

243

247

251

252

257

258

No 259

Lr 262

Ia 1 1

metaalatoom

niet-metaalatoom

•

eigenschappen van

•

elementen afleiden op

•

verschillende soorten

basis van hun plaats in

verschillende soorten

mengsels beschrijven.

bindingen tussen

het PSE.

elementen bestaan.

28/01/2022 09:35

PSE.indd 274

aangeven dat er

JE LEERT NU ...

•

dat er polaire en apolaire moleculen bestaan.

134

THEMA 04

VERKEN

•

welke krachten er tussen

•

voorspellen en verklaren

verschillende moleculen

welke stoffen in elkaar

heersen.

oplossen.

HOOFDSTUK 1

Polaire en apolaire bindingen en moleculen Een molecule is opgebouwd uit een bepaald aantal niet-metaalatomen, al dan niet van dezelfde soort. Die atomen zijn met elkaar verbonden door een gemeenschappelijk elektronenpaar. De symbolen van die

atomen worden weergegeven in de formule en het aantal van elke soort wordt weergegeven door de index. LEERDOELEN

L de betekenis van elektronegativiteit begrijpen

L bepalen of een covalente binding polair of apolair is

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

Het dipoolkarakter van water

Ongeveer 70 % van het aardoppervlak is bedekt met water. Organismen bestaan bovendien voor een groot deel uit water. Zonder water is er geen leven. Ook tijdens de chemielessen gebeuren heel wat proefjes in een waterige oplossing. Het is daarom belangrijk om even te kijken wat water

zo speciaal maakt. DEMO

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

demovideo: invloed van een geladen staaf op een straal water en n-pentaan

— Je leerkracht vult een buret met n-pentaan (C5H12) en plaatst er een beker onder.

— De leerkracht brengt negatieve ladingen aan op een kunststof lat of staaf door er met een wollen of zijden doek over te wrijven.

— De leerkracht opent het kraantje en houdt de negatief geladen staaf naast de straal

n-pentaan die uit de buret loopt.

— Door papier te wrijven over een glazen staaf, ontstaat er een glasstaaf die positief geladen is. De leerkracht opent het kraantje en houdt de positief geladen staaf naast de straal n-pentaan die uit de buret loopt.

— Je leerkracht brengt daarna achtereenvolgens een negatieve en een positieve staaf naast een waterstraal die uit een andere buret stroomt. Waarnemingen — n-pentaan wordt niet aangetrokken door de posi-

buret gevuld met n-pentaan

geladen staaf

buret gevuld met water

positief geladen staaf

buret gevuld met water

negatief geladen staaf

tief geladen staaf, maar ook niet door de negatief geladen staaf. — De straal water wordt zowel door de positief als de negatief geladen staaf aangetrokken.

Afb. 107 Invloed van een geladen staaf op n-pentaan en een straal water

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

135

Water (H2O) is een molecule opgebouwd uit

2 waterstofatomen en een zuurstofatoom.

Moleculen zijn neutraal, wat wil zeggen dat een waterdeeltje niet negatief of positief geladen is. Toch worden watermoleculen aangetrokken door zowel negatieve als positieve ladingen. Dat kan worden verklaard doordat water zowel een positief geladen als een negatief geladen zijde

Afb. 108 Watermoleculen zijn neutraal: ze zijn niet positief of negatief geladen.

of pool heeft. — Als een positieve lading in de buurt wordt gebracht van een straal water, worden de negatieve zijden van alle watermoleculen aangetrokken. Hierdoor buigt de waterstraal zich naar de positieve lading. — Als een negatieve lading in de buurt van een waterstraal wordt gebracht, trekt die de

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

positieve zijde van alle watermoleculen aan, waardoor de straal ook naar de lading afgebogen wordt.

Omdat water gekenmerkt wordt door een negatieve pool en een positieve pool, is water een voorbeeld van een polaire molecule of een dipoolmolecule.

n-pentaan wordt niet aangetrokken door een positieve of negatieve lading, omdat ze geen

positieve of negatieve zijde heeft. n-pentaan is dus een voorbeeld van een apolaire molecule. — Een molecule die zowel een positief geladen als een negatief geladen pool heeft, wordt een polaire molecule of een dipoolmolecule genoemd.

— Moleculen die geen positieve en negatieve pool hebben, worden apolaire moleculen

genoemd.

Of een molecule polair of apolair is, hangt af van de bouw van de molecule en de mate waarin de atomen in de molecule geneigd zijn om elektronen naar zich toe te trekken. In de volgende delen zul je leren om te voorspellen of een molecule polair of apolair is.

De elektronegativiteit

Zoals je vorig jaar al hebt geleerd, staan sommige elementen (zoals metalen) liever elektronen af terwijl andere (zoals niet-metalen) liever elektronen opnemen. Dat hangt af van een aantal eigenschappen zoals de grootte van de positieve kernlading, het aantal elektronen en de

schikking van de elektronen op de schillen. Die factoren leiden tot een grotere of minder grote aantrekkingskracht op andere elektronen: de elektronegatieve waarde van een atoom.

De EN-waarde vind je terug op het PSE. 12

geneigd is om elektronen naar zich toe te trekken. De elektronegatieve waarde ligt tussen 0,7 en 4 en is een onbenoemd getal: ze heeft geen eenheid. Hoe groter de elektronegatieve waarde van een element, hoe sterker de neiging van een element om elektronen aan te trekken.

1,2

De elektronegatieve waarde of de elektronegativiteit (EN) is een onbenoemd getal dat

magnesium

weergeeft in welke mate een element geneigd is om elektronen naar zich toe te trekken.

24,31

136

De elektronegatieve waarde of de elektronegativiteit (EN) drukt uit in welke mate een element

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

Polariteit van de binding

Wanneer 2 atomen met eenzelfde EN gebonden zijn door middel van een atoombinding, dan trekken beide atomen even hard aan de elektronen van de atoombinding. Het gemeenschappelijk elektronenpaar bevindt zich dan perfect tussen de 2 atoomkernen. Zo’n atoombinding noemen we een apolaire atoombinding.

Afb. 109 Apolaire covalente binding

Het verschil tussen de EN van beide atomen (grootste EN – kleinste EN) duiden we aan met ΔEN.

VOORBEELD ATOOMBINDINGEN IN H2 EN CS2 EN(H) = 2,1 EN(H) = 2,1

EN(S) = 2,5 EN(C) = 2,5 EN(S) = 2,5

H H

S C S

Hier bedraagt ΔEN = 0.

Als 2 atomen die verbonden zijn door een atoombinding

een verschillende elektronegatieve waarde hebben, dan zal

het atoom met de hoogste EN het hardst aan de elektronen van de atoombinding trekken. Hierdoor zal het bindend

elektronenpaar zich niet perfect in het midden tussen de

2 kernen bevinden, maar verschuiven naar het element met

de hoogste elektronegativiteit. Een dergelijke atoombinding

Afb. 110 Polaire covalente binding

noemen we een polaire atoombinding.

Doordat de elektronen van de atoombinding nu dichter bij het atoom met de hoogste EN liggen, wordt het atoom gedeeltelijk negatief geladen. Maar omdat de elektronen van de atoombinding nog steeds gedeeld worden met het andere atoom, spreekt men van een negatieve deellading of een partieel negatieve lading. Die negatieve lading wordt aangeduid met het symbool δ-.

Het Griekse symbool δ wordt uitgesproken als delta.

Doordat de elektronen van de atoombinding nu het verst van het atoom met de laagste EN liggen, wordt het atoom gedeeltelijk positief geladen. Omdat de elektronen van de atoombinding nog steeds gedeeld worden met het andere atoom, spreekt men van een positieve deellading of een partieel positieve lading. Die positieve lading wordt aangeduid met het symbool en δ+. De grootte van de positieve en negatieve deelladingen rond een atoombinding neemt toe

naarmate het verschil in EN van de atomen groter wordt.

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

137

VOORBEELD HCI Waterstofchloride heeft als formule HCl. Het waterstofatoom is verbonden door een covalente binding met het chlooratoom. De EN van het element chloor bedraagt 3,0 en van het element waterstof 2,1. De waarde van ΔEN bedraagt hier 0,9. Het chlooratoom trekt het gemeenschappelijk elektronenpaar naar zich toe, waardoor het bindend elektronenpaar zich dichter bij de kern van het chlooratoom bevindt. Zo ontstaat de partieel negatieve lading van het chlooratoom. Omdat de EN van het waterstofatoom lager is dan chloor, verkrijgt waterstof een partieel positieve lading. EN(H) = 2,1 EN(Cl) = 3,0

δ-

H CI

δ+

Afb. 111 Door het verschil in EN tussen het element waterstof en chloor, verschuiven de elektronen van de atoombinding in de richting van het element chloor. Daardoor krijgt het element waterstof een partieel positieve lading en het element chloor een partieel negatieve lading.

Opgelet! De waarde ΔEN tussen de 2 elementen moet voldoende groot zijn om een polaire binding te hebben. Pas als het verschil in EN groter is dan 0,5 wordt van een polaire binding gesproken. ΔEN < 0,5 → apolair

ΔEN > 0,5 → polair

De waarde ΔEN geeft het verschil aan tussen de EN van de 2 atomen waartussen een atoombinding zich bevindt. Als ΔEN < 0,5, dan bevindt het bindend elektronenpaar van de atoombinding zich in het midden tussen de 2 kernen en spreken we van een apolaire

covalente binding of een apolaire atoombinding.

In een molecule ontstaat tussen 2 atomen een polaire atoombinding als ΔEN > 0,5. Het bindend elektronenpaar bevindt zich dan niet perfect tussen beide atoomkernen. Door de verschuiving van het bindend elektronenpaar, krijgt het atoom met de hoogste EN een negatieve deellading (δ-) en het atoom met de laagste EN een positieve deellading (δ+).

Polariteit van moleculen

Dipolen of polaire moleculen zijn neutrale moleculen met zowel een positief als een negatief geladen zijde. Die positief en negatief geladen zijden zijn een gevolg van de aanwezigheid van

polaire atoombindingen én de ruimtelijke structuur van de molecule. Als de molecule is opgebouwd uit 2 atomen die verbonden zijn door een polaire atoombinding, dan ontstaat er een molecule met aan de ene zijde een positieve (partiële) lading en aan de andere zijde een negatieve (partiële) lading: een dipool of polaire

δ+

δ–

molecule. Afb. 112 Zoutzuur (HCl) is een polaire molecule. Ze heeft een positieve zijde (blauw) en een negatieve zijde (rood).

138

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

In een molecule die 2 of meerdere polaire atoombindingen bevat, zullen meerdere atomen een positieve en/of negatieve partiële ladingen hebben. Valt het centrum van de negatieve deelladingen niet samen met het centrum van de positieve deelladingen, dan heeft de molecule een positieve en negatieve zijde en is ze een dipool. Vallen de centra van de positieve en negatieve deelladingen wél samen, dan is de molecule apolair omdat er geen positieve en negatieve pool aanwezig is.

VOORBEELD WATER (H2O) EN KOOLSTOFDIOXIDE (CO2) 1

De polaire molecule water Water is opgebouwd uit 2 waterstofatomen en een zuurstofatoom. Net zoals andere moleculen heeft water een bepaalde ruimtelijke, driedimensionele structuur. De 3 atomen waterstofatomen bedraagt 104,5°.

H O H

EN (H) = 2,1

δ–

δ+

δ–

104,5°

δ+

EN (O) = 3,5

bevinden zich niet op een rechte lijn, maar de molecule is ‘geknikt’. De hoek tussen beide

Afb. 113 De 3 atomen van de molecule water liggen niet op een rechte lijn. De molecule is geknikt.

Het zuurstofatoom heeft een hogere EN dan waterstof en trekt dus harder aan het

gemeenschappelijk elektronenpaar van de atoombinding dan het waterstofatoom. Beide bindende elektronenparen verschuiven bijgevolg in de richting van het zuurstofatoom. Het

zuurstofatoom krijgt hier tweemaal een negatieve deellading (2δ-), elk waterstofatoom krijgt

een positieve deellading (δ+).

Doordat het centrum van de positieve deelladingen en het centrum van de negatieve deelladingen niet samenvallen, heeft de molecule een positieve en negatieve zijde. Water is dus een polaire molecule of dipool.

δ––

δ–

δ+

Afb 114 In een molecule water valt het centrum van de negatieve ladingen (rood) niet samen met het centrum van de positieve ladingen (blauw).

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

139

De apolaire molecule koolstofdioxide Koolstofdioxide bestaat uit een koolstofatoom dat gebonden is aan 2 zuurstofatomen. Koolstof heeft de lineaire structuur (zie thema 02) en de 3 atomen bevinden zich op een rechte lijn. Omdat zuurstof een hogere EN (3,5) heeft dan koolstof (2,5) worden de gemeenschappelijke elektronenparen van de atoombindingen naar de zuurstofatomen toe getrokken. Alle atoombindingen zijn dus polair. Doordat de elektronen van de atoombindingen dichter bij zuurstof zitten dan bij koolstof, zijn de zuurstofatomen partieel negatief geladen en het koolstofatoom partieel positief. De centra van de positieve deelladingen en negatieve deelladingen, of ladingswolken, vallen samen. Hoewel er dus polaire atoombindingen aanwezig zijn, is de molecule apolair.

4δ+

2δ-

Afb. 115 Koolstofdioxide bevat polaire bindingen waardoor partiële ladingen ontstaan (blauw=positief, rood=negatief), maar de molecule is apolair omdat het centrum van de positieve ladingen samenvalt met het centrum van de negatieve ladingen.

Wanneer een geladen voorwerp in de buurt van een dipool wordt gebracht, zullen de

dipoolmoleculen zich oriënteren als gevolg van die lading. Breng je een positieve lading in de

buurt van dipoolmoleculen, dan zal de negatieve zijde van alle moleculen aangetrokken worden en de positieve zijde afgestoten. Omgekeerd zal een negatieve lading de positieve zijde van dipoolmoleculen aantrekken en de negatieve zijde ervan afstoten. Dat verklaart waarom een waterstraal dus zowel aangetrokken wordt door een negatief als een positief geladen staaf.

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

VOORBEELD n-PENTAAN

De molecule n-pentaan heeft als formule C5H12.

H H H H H

H C C C C C H H H H H H

Afb. 116 Een molecule n-pentaan

Koolstof en waterstof hebben een verschillende elektronegativiteit. Het verschil is zo klein (ΔEN < 0,5) dat de binding als apolair wordt beschouwd. Er zijn dus geen partiële ladingen aanwezig, waardoor de molecule geen positief en negatief geladen pool heeft. n-pentaan is dus in tegenstelling tot water een apolaire molecule.

140

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

Om na te gaan of een molecule een dipool is of niet, volg je het volgende schema: Polaire bindingen aanwezig (ΔEN > 0,5)? NEE

Apolaire

Valt centrum positieve

molecule

deelladingen samen met centrum negatieve deelladingen?

Apolaire molecule Schema 3 Polaire of apolaire moleculen

NEE

Polaire molecule

Let op dat een molecule pas een dipoolmolecule is wanneer ze aan 2 voorwaarden voldoet: Er moeten polaire bindingen aanwezig zijn.

De ladingscentra van de positieve en negatieve deelladingen mogen niet samenvallen.

WEETJE

Om na te gaan of een molecule een dipool is, wordt vaak gebruikgemaakt van

dipoolvectoren. Een dipoolvector is een symbolische voorstelling voor de kracht die op een elektronenpaar wordt uitgeoefend. De grootte van de vector is evenredig met het verschil in EN-waarden van beide gebonden atomen: de zin gaat van de partieel positieve naar de

partieel negatieve lading.

Dipoolvectoren kun je, net zoals vectoren in de wiskunde en fysica optellen. Als de som van de vectoren, de resultante, niet gelijk is aan nul, dan dan is het een dipool(molecule) of een polaire molecule en is er een positieve en negatieve zijde aanwezig Als we de dipoolvectoren in een watermolecule verschuiven om in hetzelfde punt aan te grijpen, dan zien we duidelijk dat de resultante (in het rood) niet gelijk is aan nul. Water is duidelijk een polaire molecule, met een positieve en een negatieve zijde.

δ-

δ+

δ-

δ+

δ-

δ+

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

141

TIP Je kunt een polaire of apolaire binding ook als volgt voorstellen: Geiten vertegenwoordigen een polaire binding en duwen tegen of trekken aan een paal. Als de geiten sterk genoeg zijn (ΔEN > 0,5) en hun krachten elkaar niet in evenwicht houden, dan wordt de paal schuin of

In het geval van water zullen de geiten de paal omverduwen. Water is dus polair.

omvergeduwd. Dan is de molecule een dipool.

In een molecule CO2 trekken

In een molecule zoals

in tegengestelde richting

bindingen aanwezig. De

én even hard. De 2 geiten

geiten duwen of trekken

werken elkaar zo tegen dat

niet. De paal blijft dus staan.

de paal blijft staan. CO2 is

De molecule CH4 is bijgevolg

beide geiten aan de paal

apolair.

dus een apolaire molecule.

CH4 zijn er geen polaire

— Een molecule met uitsluitend apolaire atoombindingen is altijd apolair. — Een molecule die polaire atoombindingen bevat, kan polair of apolair zijn: •

Als het centrum van de positieve deelladingen samenvalt met het centrum van de

negatieve deelladingen, dan is de molecule apolair.

•

Vallen de centra van de positieve en negatieve deelladingen niet samen, dan heeft de

molecule een positieve en negatieve zijde. Het is een dipoolmolecule.

142

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Ga op zoek naar de EN in je PSE.

Zoek in het periodiek systeem op welk element de hoogste EN heeft.

b En welk element heeft de laagste EN? c

Orden de volgende elementen volgens stijgende EN: Al – B – Ge – Ra

na of de atoomverbinding tussen de elementen polair of apolair is. a

C&H

b H&S c

C&O

S&O

P&H

d O&N

2 Bepaal de EN van beide elementen en ga vervolgens

3 Met welk element uit de 7de groep kan koolstof een

apolaire atoombinding vormen?

4 Bepaal of de volgende stoffen bestaan uit polaire of

apolaire moleculen. a

H N H

CI C CI

H H H

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 04

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

143

HOOFDSTUK 2

Intermoleculaire krachten Vorig jaar zijn de 3 aggregatietoestanden al aan bod gekomen. In een vaste stof zitten deeltjes op elkaar gestapeld, vaak op een zeer regelmatige manier in een rooster. Wanneer een vaste stof smelt, krijgen de deeltjes een hogere bewegingsvrijheid en rollen ze over elkaar. Als een vloeistof de kooktemperatuur bereikt, dan komen de deeltjes volledig los van elkaar en krijgen ze een nog grotere bewegingsvrijheid: ze gedragen

zich nu als een gas. De aggregatietoestand van een stof bij een bepaalde temperatuur is deels een gevolg van de aantrekkingskrachten tussen de deeltjes waaruit ze is opgebouwd. LEERDOELEN

L de verschillende soorten krachten tussen moleculen onderscheiden

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

Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof

Bij kamertemperatuur zijn sommige stoffen vast, terwijl anderen vloeibaar of een gas zijn. De aggregatietoestand hangt af van het smelten kookpunt van de stof. In de onderstaande tabel

en grafiek op de volgende pagina wordt het kookpunt van enkele stoffen weergegeven.

Reeks

REEKS 1

REEKS 2

REEKS 3

REEKS 4

Stof

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

De relatieve massa van de molecule

H2S

-60

34,1

H2Se

-41,25

80,98

H2Te

-2,2

129,62

PH3

-87,7

33,99

AsH3

-62,5

77,95

SbH3

-17

124,78

C2H6

-88,63

30,07

C3H8

-42

44,1

C4H10

-1

58,12

ICl

97,4

162,35

Br2

58,8

159,8

Tabel 5 Kookpunten van enkele stoffen

144

Kookpunt in °C

150

kooktemperatuur in °C

reeks 1

100

reeks 2

reeks 3

reeks 4

ICl

H2O

Br2

C4H10 20

molecuulmassa in unit

water

100

120

H2Te 140

160

180

SbH3

C3H8

–50 H2S

C2H6

AsH3

PH3

–100

H2Se

Wanneer we het kookpunt van gelijksoortige, apolaire stoffen met elkaar vergelijken

(reeks 1, reeks 2 en reeks 3), valt uit de grafiek het verband tussen het kookpunt en de

molecuulmassa af te leiden: hoe hoger de massa van de deeltjes, hoe hoger het kookpunt. Dat komt doordat zwaardere moleculen moeilijker ontsnappen aan de zwaartekracht en er meer

energie nodig is om de moleculen te doen bewegen. In vergelijking tot lichtere moleculen zullen zwaardere moleculen pas bij een hogere temperatuur over elkaar (vloeistof) rollen of van elkaar loskomen (gas).

Als je het kookpunt van stoffen met een gelijkaardige massa vergelijkt (reeks 4), dan valt op dat het kookpunt van polaire verbindingen of dipoolmoleculen hoger ligt dan het kookpunt van

Je kunt de relatie tussen de massa en het kookpunt vergelijken met een zwembad vol ballen. Opblaasbare strandballen zullen sneller uit het bad vliegen dan bowlingballen van eenzelfde grootte.

apolaire verbindingen. Dat komt doordat er tussen polaire moleculen sterkere intermoleculaire krachten bestaan: krachten die tussen de moleculen heersen en de moleculen bij elkaar houden. Pas als die intermoleculaire krachten verbroken worden, komen deeltjes los van elkaar. Omdat het verbreken van de intermoleculaire krachten energie kost, zullen stoffen die opgebouwd zijn uit dipoolmoleculen, hogere kookpunten hebben. Water heeft, ondanks zijn zeer lage molecuulmassa (18 unit), een bijzonder hoog kookpunt: 100 °C. Dat kookpunt ligt veel hoger dan

dat van verbindingen tussen waterstof en de andere elementen van de 6de groep. Het wijst erop dat er tussen watermoleculen bijzonder sterke krachten heersen die veel energie vereisen om ze te verbreken.

Die intermoleculaire krachten hebben een gelijkaardig effect op het smeltpunt van stoffen. De massa van deeltjes heeft een invloed op het kookpunt van de stof. Hoe hoger de massa, hoe hoger het kookpunt. Polaire verbindingen hebben een hoger kookpunt dan apolaire verbindingen met een gelijkaardige massa. Dat is een gevolg van het bestaan van krachten die tussen de moleculen heersen: de intermoleculaire krachten.

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

145

Intermoleculaire krachten

2.1

De Londonkracht of Londondispersiekracht

Apolaire moleculen hebben geen polaire bindingen en dus geen permanente negatief geladen en positief geladen pool. Je zou dus denken dat er geen elektrostatische aantrekking (aantrekking tussen + en – ladingen) tussen de moleculen is. Maar doordat elektronen continu in beweging zijn, ontstaan er kortstondig minieme ladingsverschuivingen in moleculen, waardoor de moleculen elkaar een klein beetje aantrekken. Die zwakke intermoleculaire aantrekkingskrachten noemen we de Londonkrachten of de Londondispersiekrachten. Die krachten zijn aanwezig in alle moleculen, dus ook in dipoolmoleculen, maar het zijn de enige intermoleculaire krachten in apolaire

asymmetrische verdeling van elektronen

moleculen. De grootte van de Londonkracht neemt toe naarmate de molecule groter wordt.

symmetrische verdeling van elektronen

asymmetrische verdeling van elektronen

Afb. 117 Door bewegende elektronen ontstaan minieme ladingsverschuivingen, waardoor zwakke aantrekkingskrachten tussen moleculen ontstaan.

Door kortstondige ladingsverschuivingen ontstaan er zwakke aantrekkingskrachten tussen moleculen. Die krachten noemen we de Londonkrachten of Londondispersiekrachten.

Die aantrekkingskrachten zijn de enige intermoleculaire krachten tussen apolaire moleculen. De grootte van de krachten neemt toe met de grootte van de molecule.

1 miljoen setae

1 setae

1 000 nanohaartjes aan de top van 1 seta

gekko

WEETJE

Gekko’s kunnen moeiteloos op verticale wanden klauteren en blijven hangen. Het maakt voor gekko’s ook niet uit of het oppervlak nat of droog, koud of warm, glad of ruw, proper of vuil is. Ze doen dat niet op basis van klauwtjes, haakjes of lijm. Nee, ze blijven voornamelijk vastgehecht aan het oppervlak door de zwakke Londonkrachten. Aan de onderzijde van elke teen bevinden zich miljoenen haarachtige structuren, setae genoemd. Op de uiteinden daarvan zitten weer honderden tot duizenden nanohaartjes of spatulae. Die haartjes maken een intens contact met het oppervlak waar ze zich aan vasthechten. Tussen de spatulae en de moleculen van het oppervlak heersen Londonkrachten. Die zijn weliswaar zeer zwak, maar door het grote aantal spatulae tellen al die krachten op. De resulterende kracht is zo groot dat 1 teen het gewicht van een ondersteboven hangende gekko aan de wand kan houden.

146

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

2.2 Dipoolkracht Polaire moleculen of dipoolmoleculen hebben een permanente positief geladen en negatief geladen pool. Je hebt al gezien dat positieve en negatieve ladingen elkaar aantrekken en gelijksoortige ladingen elkaar afstoten. Op die manier trekt de positief geladen pool van een dipoolmolecule de negatief geladen pool van een andere dipoolmolecule aan. Die intermoleculaire aantrekkingskracht noemen we de dipoolkracht of dipoolinteractie. Dipoolkrachten zijn veel groter dan de zwakke Londonkrachten, die zowel in polaire als apolaire moleculen aanwezig zijn. Het kost dan ook veel meer energie om ze te verbreken en dat verklaart waarom de kook- en smeltpunten van polaire verbindingen (dipoolmoleculen) veel hoger zijn dan die van apolaire verbindingen met een gelijkaardige molecuulmassa. Hoe groter de partiële

ladingen in de molecule, hoe sterker de onderlinge aantrekking tussen de moleculen. Daarom

neemt de grootte van de dipoolkrachten toe naarmate het verschil in EN-waarde van de atomen

die door de atoombinding met elkaar gebonden zijn, groter wordt.

Afb. 118 De tegengesteld geladen polen trekken elkaar aan, waardoor de moleculen zich op een welbepaalde manier oriënteren.

Tussen de positief geladen en negatief geladen polen van dipoolmoleculen (polaire moleculen) heersen intermoleculaire aantrekkingskrachten die we de dipoolkrachten of dipoolinteracties noemen. Die aantrekkingskrachten zijn veel groter dan de zwakke Londonkrachten. De grootte neemt toe naarmate de EN groter wordt.

2.3 Waterstofbruggen

Als het element waterstof gebonden is aan een element met een hoge elektronegatieve waarde

zoals N, O, Cl of F, ontstaat een zeer polaire binding. De positieve en negatieve deelladingen zijn dan zo groot dat de dipoolkracht tussen het waterstofatoom en het niet-metaal (N, O, Cl of F) zeer sterk is. Die sterke dipoolkracht geven we daarom een aparte naam: de waterstofbrug. Door de hoge EN van het zuurstofatoom verschuiven de bindende elektronenparen van beide atoombindingen in een watermolecule naar het zuurstofatoom. Het zuurstofatoom wordt hierdoor tweemaal partieel negatief geladen. Elke watermolecule kan nu door 4 waterstofbruggen verbonden worden met andere watermoleculen: — Twee waterstofbruggen ontstaan doordat de partieel positieve waterstofatomen aangetrokken worden door een vrij elektronenpaar van een zuurstofatoom van een watermolecule. — Het tweemaal partieel negatief geladen zuurstofatoom kan 2 waterstofatomen van andere watermoleculen aantrekken, waardoor 2 bijkomende waterstofbruggen ontstaan.

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

147

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

...

δ2-

δ+

...

δ+

O H

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

...

δ2-

δ+

Afb. 119 Tussen watermoleculen bestaan sterke waterstofbruggen.

Het zijn de waterstofbruggen die verantwoordelijk zijn voor het zeer hoge kookpunt en de

oppervlaktespanning van water, want de waterstofbruggen zorgen ervoor dat de watermoleculen

elkaar onderling zeer hard aantrekken.

δ–

waterstofbrug

δ+

δ+ H

polaire covalente binding

δ–

H δ–

δ+ δ–

δ+

Afb. 120 De waterstofbruggen in water zijn verantwoordelijk voor sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen.

Een waterstofbrug ontstaat bij polaire moleculen die waterstof gebonden hebben op een sterk

elektronegatief element (zoals zuurstof, stikstof, fluor). Daardoor ontstaat een zeer polaire atoombinding en grote (positieve en negatieve) deelladingen en dus een bijzonder sterke dipoolkracht tussen het waterstofatoom met de positieve deellading en het atoom met een negatieve deellading van een andere molecule.

148

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

WEETJE Als je een glas vol water schenkt, dan komt het water hoger dan de rand van het glas.

sterke bindingen tussen watermoleculen aan de oppervlakte

Dat is te danken aan de oppervlaktespanning van water. Een molecule water IN de vloeistof is aan alle zijden omringd door andere watermoleculen. De krachten die de moleculen op elkaar uitoefenen, heffen elkaar op. Bij de watermoleculen aan het wateroppervlak is dat niet het geval: hierdoor ondervinden

water moleculen in het midden van water

ze een nettokracht naar binnen toe. De

Afb. 121 Oppervlaktespanning van water

aantrekkingskrachten tussen de moleculen in

het wateroppervlak zijn zelfs zo groot dat het oppervlak zich gedraagt als een vlies. Je kunt er dus een punaise of paperclip op laten drijven. Probeer het zelf eens!

De helmbasilisk of jezushagedis kan hierdoor zelfs over het water lopen, tenminste als hij er voldoende vaart achter steekt. Het vlies op het wateroppervlak is net

niet sterk genoeg om zijn gewicht te dragen, dus moet

hij ervoor zorgen dat hij zijn volgende stap heeft gezet

voordat zijn vorige voet doorheen het wateroppervlak breekt.

Afb. 122 De jezushagedis

Water is de enige stof op aarde die voorkomt in

3 aggregatietoestanden: vast (ijs), vloeibaar (water) en gas (waterdamp). Bij de meeste stoffen neemt

de massadichtheid (de massa per volume) af met

toenemende temperatuur: door warmte zetten stoffen uit, waardoor eenzelfde volume een kleinere hoeveelheid stof bevat.

Afb. 123 Water dat bevriest, zet uit en kan glazen flessen doen breken.

Water is een buitenbeentje. Water heeft de hoogste massadichtheid bij 4 °C: 1 liter water bij 4 °C is zwaarder (en bevat meer water) dan een liter bij elke andere temperatuur. Water van 4 °C dat opwarmt, zet net als andere stoffen uit, waardoor er per liter minder water in zit. De massadichtheid neemt af.

Wanneer je water laat afkoelen onder de 4 °C, zal het uitzetten. Wie ooit al een fles of blikje met drank in de vriezer heeft gestopt, weet wellicht dat het zal barsten als het bevriest. Maar

hoe komt dat? 0° (ijs)

2°

T 2° D .9999

4°

15°

moleculen gerangschikt in een rooster. De waterstofbruggen houden de watermoleculen g(cm ) 1.0000 3

T 4° D 1.0000

water

T 15° D .9991

ijs T 0° D .9170 0

In vast water – ijs dus– zitten de water-

20°

0.9990 T 20° D .9982

op een relatief grote afstand van elkaar. Als het ijs begint te smelten, dan komen

0.9980

er moleculen los en wat dichter bij elkaar.

0.9170

Het volume water krimpt dus als het water

0.9160 20 °C

Afb. 124 Dichtheidsverloop van water. Zuiver water heeft de grootste dichtheid bij 4 °C.

smelt. Bij 4 °C zitten de watermoleculen het dichtst op elkaar. Als de temperatuur verder

toeneemt, worden steeds meer waterstofbruggen gebroken en bewegen de moleculen steeds heviger, waardoor de onderlinge afstand tussen de moleculen weer groter wordt en het water uitzet.

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

149

AAN DE SLAG 4 Zoutzuur (HCl) heeft een kookpunt van -85 °C en

1 Welke intermoleculaire krachten zijn aanwezig

tussen:

waterstofbromide (HBr) een kookpunt van -66 °C.

Hoe verklaar je het verschil in kookpunt?

apolaire moleculen zoals F2, I2, H2

b polaire moleculen zonder H, zoals CO c

polaire moleculen met H gebonden op een nM

5 Een waterdruppel aan een lekkende kraan kan

soms uren blijven hangen vooraleer het plots valt.

met een lage EN zoals HI d polaire moleculen met H gebonden op een nM met een hoge EN zoals H2O, HF

Hoe komt het dat de druppel zo lang blijft hangen … en dan uiteindelijk toch valt?

dipoolinteracties (2) en/of waterstofbruggen (3) aanwezig?

6 Plat op je buik vallen in water is pijnlijk. Verklaar

2 In welke moleculen zijn Londonkrachten (1),

waarom het minder pijnlijk is als je je lichaam

kaarsrecht houdt en eerst met de handen of voeten in het water terechtkomt.

ammoniak (NH3)

H N H H

F c

koolstofdioxide (CO2)

O C O d methanol (CH3OH)

7 Als je een soepbord vult met water en een paar

snuifjes peper op het water strooit, blijft de peper

b fluorgas (F2)

op het oppervlak drijven (foto 1). Wanneer je

H C O

vervolgens een tandenstoker in wat afwasmiddel

H H

dipt en daarmee het wateroppervlak aanraakt, wijkt de peper uiteen (foto 2). Hoe kun je dat verschijnsel

joodmonochloride

verklaren?

3 Propaan-1-ol en glycol hebben een gelijkaardige

massa. Propaan-1-ol kookt bij 97 °C, terwijl glycol pas kookt bij 197 °C. Hoe verklaar je dat het kookpunt van glycol hoger ligt dan dat van

propaan-1-ol?

H H H

H H

H C C C O

O C C O

H H H H

Propaan-1-ol

Glycol

` Meer oefenen? Ga naar

150

THEMA 04

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 3

Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen Mensen moeten gemiddeld anderhalve liter water drinken om de hoeveelheid water die ze dagelijks door zweet en urine verliezen, terug aan te vullen. Maar veel mensen vinden water te smaakloos. Ze verkiezen cola,

limonade, koffie, thee, bier of wijn. Die dranken bestaan uit water waarin heel wat stoffen zijn opgelost.

Maar niet alle stoffen lossen goed op. We willen weten of er een verband bestaat tussen de polariteit van een stof en de oplosbaarheid in een oplosmiddel.

Een oplosmiddel is een vloeistof. Tussen de moleculen van het oplosmiddel heersen intermoleculaire

krachten. Je leerde al dat tussen apolaire moleculen zoals n-pentaan alleen zwakke Londonkrachten heersen en tussen polaire moleculen dipoolkrachten, en bij water ook nog waterstofbruggen. Die intermoleculaire

LEERDOELEN

krachten bepalen welke stoffen kunnen worden opgelost.

L polaire en apolaire stoffen op basis van hun oplosbaarheid in water onderscheiden L elektrolyten onderscheiden van niet-elektrolyten

L de processen ionisatie, hydratatie en dissociatie beschrijven

L een ionisatie- en dissociatievergelijking opstellen

L het verband leggen tussen bindingstype en geleidingsvermogen

Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen

LABO 06

Ionverbindingen zijn opgebouwd uit grote aantallen positieve en negatieve ionen die zich in een

LABO 07

ionrooster bevinden. De ionen worden op hun plaats gehouden door sterke elektrostatische

aantrekkingskrachten. Sommige ionverbindingen lossen op in polaire oplosmiddelen zoals water. Wanneer een ionverbinding in water terechtkomt, richten de watermoleculen hun positief geladen zijde (H-atomen) naar de negatieve ionen en hun negatief geladen pool (het zuurstofatoom) naar de positieve ionen. Zo ontstaan ion-dipoolinteracties. Als die krachten groter zijn dan de krachten tussen de ionen in het ionrooster, dan komen de ionen los. Het verschijnsel waarbij de ionen die aanwezig waren in de verbinding, loskomen, wordt dissociatie genoemd. Eenmaal volledig vrij ontstaan er gehydrateerde ionen doordat de ionen volledig worden omringd door een mantel van watermoleculen. Dat verschijnsel heet hydratatie.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

151

We kunnen het oplosproces voor een ionverbinding in duidelijke stappen formuleren:

video: zout oplossen in water

+ -

δ- δ+ δ+

+ + +

ionkrachten stevig vast in het ionrooster. Als

het zout oplost, dan komen de ionen los uit

het rooster en dissocieert het zout. 2

+ -

Andere watermoleculen richten zich met

Als de ion-dipoolinteracties groter zijn dan

hun negatieve pool naar positieve ionen.

de krachten tussen de ionen, dan komen de

δ+ δ- δ+

uiteen. Dat is dissociatie.

δ+ δ+

ionen los uit het rooster en valt het kristal

δ δ δ+ -

δ+ δ+ δ

δ+ δ- δ+

Doordat de ionen zich omgeven met een

watermantel, ontstaan er gehydrateerde ionen. Dat verschijnsel heet hydratatie.

δδ+

δ- δ+

Watermoleculen richten zich met hun positieve pool naar de negatieve ionen.

δ+ δ-

δ+ δ- + δ

De ionen zijn al aanwezig en zitten met

δ+ δ- δ+

δ+ δδ+

+ δ- δ δ+

δ- δ+ δ+

δ-

+ δ+ δ

δ+ δ+ δ- δ+ δ+ δ-

Ionverbindingen zijn al opgebouwd uit ionen

voordat ze oplossen in water. Het oplosproces in water is een dissociatiereactie.

Afb. 125 Schematische voorstelling van dissociatie

De dissociatie van een zout kun je voorstellen door de dissociatievergelijking. Die vergelijking

De aggregatietoestand wordt in de reactievergelijking als subscript bij de verschillende deeltjes gemeld. Daarbij gebruiken we de volgende notaties: (s): vaste toestand (l): vloeibare toestand (g): gasvormige toestand (aq): gehydrateerd ion, opgelost in water

152

THEMA 04

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

VOORBEELD DISSOCIATIEVERGELIJKING VAN ALUMINIUMCHLORIDE EN NATRIUMHYDROXIDE H2O

Dissociatievergelijking van aluminiumchloride: AlCl3 (s) → Al3+(aq) + 3 Cl-(aq) H2O

Dissociatievergelijking van natriumhydroxide: NaOH(s) → Na+ (aq) + OH-(aq)

HOOFDSTUK 3

Bij sommige ionverbindingen zijn de elektrostatische aantrekkingskrachten zo groot dat de watermoleculen ze bijna niet uit hun ionrooster kunnen trekken. Die zouten zijn zeer slecht oplosbaar. In thema 05 zul je zien welke zouten goed oplosbaar zijn en welke slecht oplosbaar. DEMO Geleidbaarheid oplossingen van ionverbindingen Werkwijze Je leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. Je leerkracht gebruikt hiervoor een open stroomkring met een testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, dan geleidt de stof of de oplossing de elektrische

stroom.

demovideo: geleidbaarheid oplossingen ionverbindingen

Besluit

— Vaste ionverbindingen geleiden de elektrische stroom niet.

— Ionverbindingen die oplossen, geleiden de elektrische stroom.

Omdat in een oplossing van een ionverbinding met water vrije ionen ontstaan, zal de oplossing de elektrische stroom geleiden. Ionverbindingen zijn daarom elektrolyten.

Ionverbindingen lossen niet op in apolaire oplosmiddelen omdat er geen elektrostatische

aantrekking heerst tussen de apolaire moleculen van het oplosmiddel en de ionen in het rooster. Het oplosmiddel is niet in staat om zich tussen de ionen te begeven of de ionen uit het rooster los te trekken.

Ionverbindingen zijn niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen, maar veel ionverbindingen lossen goed op in polaire oplosmiddelen.

In een polair oplosmiddel zoals water ontstaan ion-dipoolinteracties tussen ionen. — Ion-dipoolinteracties overwinnen krachten tussen ionen in rooster niet: slecht oplosbaar zout.

— Ion-dipoolinteracties overwinnen krachten tussen ionen in rooster: dissociatie of loskomen van ionen → hydratatie: de ionen worden omringd door een watermantel.

De dissociatievergelijking is de reactievergelijking die de dissociatie voorstelt. Omdat in een mengsel van ionverbindingen en water vrije ionen voorkomen, zijn

ionverbindingen elektrolyten.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

153

2 LABO 08

Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen

Apolaire stoffen blijken niet op te lossen in polaire oplosmiddelen maar wel in apolaire oplosmiddelen. Dat komt omdat er tussen de moleculen van een apolair oplosmiddel alleen zwakke Londonkrachten heersen. Apolaire moleculen kunnen zich bijgevolg gemakkelijk plaatsen tussen de moleculen van een apolair oplosmiddel. Omdat de moleculen van de opgeloste stof elkaar onderling niet aantrekken, blijven ze onderling ook niet bijeen.

H H H H H

H C C C C C H

H H H H H

H C C C C C H H H H H H

Afb. 126 Tussen apolaire moleculen van het oplosmiddel n-pentaan zijn enkel zwakke Londonkrachten aanwezig. Andere apolaire moleculen kunnen gemakkelijk plaatsnemen tussen de moleculen van het oplosmiddel.

Zowat het meest gebruikte polaire oplosmiddel is water. In vloeibaar water zijn de watermoleculen onderling stevig met elkaar verbonden door waterstofbruggen. Een apolaire molecule (zoals dijood) kan zich dus niet tussen de watermoleculen wringen. Mocht een apolaire molecule toch tussen watermoleculen verzeild raken, dan zou de onderlinge aantrekking van de moleculen van

het oplosmiddel ervoor zorgen dat de apolaire molecule er terug uit wordt geduwd.

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

H δ+

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

Afb. 127 Door de sterke onderlinge aantrekking van de watermoleculen, kunnen apolaire moleculen er niet plaats tussen nemen.

Stoffen die opgebouwd zijn uit polaire moleculen, zoals glucose en methanol, lossen op in water en andere polaire

δ+

oplosmiddelen. Dat komt doordat dipoolinteracties

zich richten op de negatieve pool van de moleculen van het oplosmiddel en omgekeerd. Polaire moleculen van de op te lossen stof nemen dan als het ware de plaats in van enkele moleculen van het polaire oplosmiddel. Eventueel kunnen ook waterstofbruggen gevormd worden tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel.

154

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

δ2-

δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

ontstaan tussen de moleculen van de opgeloste stof en het oplosmiddel: de positieve pool van een polaire molecule zal

H δ+

δ2-

δ+

δ2-

δ+

Afb. 128 Polaire moleculen lossen op in polaire oplosmiddelen, omdat tegengesteld geladen polen van oplosmiddel en opgeloste stof elkaar aantrekken.

Het ontbreken van aantrekkingskracht tussen de dipoolmolecule en de moleculen van een apolair oplosmiddel enerzijds, en de onderlinge aantrekking van de dipoolmoleculen anderzijds, zorgt dat polaire moleculen zich niet verspreiden tussen de apolaire moleculen. Dipolen lossen dus niet op in apolaire oplosmiddelen. Ze blijven erop drijven als hun massadichtheid kleiner is dan die van het oplosmiddel of ze zinken als hun massadichtheid groter is.

+ -

H H H H H

H C C C C C H

H H H H H

H C C C C C H H H H H H

Afb. 129 Omdat de dipoolinteracties sterker zijn dan de Londonkrachten tussen apolaire oplosmiddelen, lossen polaire moleculen niet op in apolaire oplosmiddelen zoals n-pentaan.

De oplosbaarheid van een moleculaire verbinding hangt af van de aard van de verbinding en het oplosmiddel:

— Polaire moleculen lossen op in polaire oplosmiddelen.

— Apolaire moleculen lossen op in apolaire oplosmiddelen.

WEETJE

Zijn je handen vettig van een afgevallen fietsketting? Dat krijg je niet schoon met water. Vetten zijn apolair en je weet inmiddels dat apolaire stoffen niet oplossen in water. Vuil dat bestaat uit apolaire stoffen spoel je niet zomaar weg met water. Je hebt zeep of een detergent nodig.

Een molecule zeep of detergent is opgebouwd uit een lang, apolair staartdeel en een polaire/geladen kop:

H H H H H H H H H H H

H C C C C C C C C C C C C H H H H H H H H H H H apolaire staart

O polaire kop

Afb. 130 De lange staart van een zeepmolecule bestaat uit C- en H-atomen en is apolair. De kop van de molecule is opgebouwd uit een -COO- groep en lost op in water.

Wanneer zeep wordt opgelost in water, zullen de apolaire staarten van de zeepmoleculen oplossen in het vet. De polaire kopjes van de zeepmoleculen blijven buiten het apolaire vuil zitten. Wanneer je de handen gaat spoelen met water, trekken de watermoleculen met dipoolkrachten en waterstofbruggen aan de polaire koppen. Zo komt het deeltje vuil los.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

155

WEETJE (VERVOLG) Apolaire staarten lossen op in vet. De polaire/geladen kopjes blijven opgelost in water en helpen om het apolaire vuil los te maken van het oppervlak. zeepmolecule

polaire/ geladen kop

vet

apolaire staart

oppervlak

Afb. 131 De werking van zeep

Ionisatie van zuren en ammoniak

Soms zijn de dipoolkrachten tussen de watermoleculen en de opgeloste molecule zo groot dat de opgeloste molecule stuk wordt getrokken en ionen ontstaan. Het verschijnsel waarbij een neutrale molecule stuk wordt getrokken en aanleiding geeft tot het ontstaan van ionen, wordt ionisatie genoemd. Het treedt op wanneer zuren of ammoniak (NH3) oplossen in water.

Dat verschijnsel wordt weergegeven door middel van de ionisatievergelijking. De

ionisatievergelijking geeft links van de reactiepijl het zuur en rechts de gevormde ionen weer.

3.1 Ionisatie van zuren Als een zuur oplost in water, trekt het zuurstofatoom van de watermolecule zo hard aan het waterstofatoom van het zuur, dat het gescheiden wordt van beide elektronen van de atoombinding. Op die manier wordt de zuurmolecule gesplitst in een proton of positief geladen waterstofion (H+) en een negatief geladen zuurrestion. Het waterstofion wordt gebonden op een

watermolecule en vormt zo een hydroxoniumion (H3O+). Als een zuur meerdere waterstofatomen

bevat, kunnen elk van de waterstofatomen als protonen van het zuur verwijderd worden.

De negatieve lading van het zuurrestion is gelijk aan het aantal protonen dat werd afgesplitst van het zuur.

156

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

H2O

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

De zuurmolecule met een polaire

atoombinding wordt omgeven door de polaire watermoleculen.

Door de dipoolkrachten van de

watermoleculen wordt de binding tussen

waterstof en het zuurrest verbroken. Beide elektronen van de atoombinding blijven

achter waardoor een negatief zuurrestion

ontstaat.

Het proton wordt gebonden op een

watermolecule waardoor H3O+ ontstaat.

Het zuur valt uiteen in een hydroxoniumion

H3O

en een negatief zuurrestion. We spreken van

ionisatie.

Z–

Afb. 132 Schematische voorstelling van de ionisatie

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

157

VOORBEELD ZOUTZUUR (HCl) EN ZWAVELZUUR (H2SO4) Als je zoutzuur oplost in water, dan wordt de atoombinding tussen waterstof en chloor verbroken. Beide elektronen van de atoombinding blijven achter bij chloor. Zo ontstaat een positief waterstofion of een proton en een negatief geladen zuurrestion. Het zuurrest is een ion dat eenmaal negatief geladen is omdat 1 proton werd afgesplitst. Het proton wordt gebonden op een watermolecule, zodat een hydroxoniumion ontstaat (H3O+). δ+

δ2-

δ+

δ-

δ+

+ O H

De ionisatievergelijking van zoutzuur is : HCl + H2O → H3O+ + ClZwavelzuur heeft als formule H2SO4. Als zwavelzuur opgelost wordt in water, dan kunnen

2 protonen worden afgesplitst. Dat gebeurt in 2 verschillende stappen, waarbij telkens een

proton wordt overgedragen aan een andere watermolecule. We spreken van een stapsgewijze ionisatie. Het zuurrest dat uiteindelijk ontstaat, draagt daarom de lading 2-.

O H O S O H

O S O H

+ H O H

O H

O S O H

O S O

+ H O H H

O H

H2SO4 + H2O → HSO4- + H3O+ HSO4- + H2O → SO42- + H3O+

De ionisatievergelijking van zwavelzuur is: H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-

3.2 Ionisatie van ammoniak

Als ammoniak (NH3) oplost in water, richt het partieel positief geladen waterstofatoom van een

watermolecule zich naar het partieel negatief geladen stikstofatoom van ammoniak. Door de

sterke dipoolkracht wordt een proton afgesplitst van een watermolecule, waardoor een negatief

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

δ-

δ+

δ2-

H N

H O

δ+

H + H N H + H O H

Afb. 133 Het vrije elektronenpaar van stikstof wordt gebruikt om een waterstof afkomstig van water te binden.

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

158

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

DEMO Geleidbaarheid oplossingen van polaire moleculen Werkwijze De leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. De leerkracht gebruikt hiervoor een open stroomkring met testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, geleidt de stof of de oplossing de elektrische stroom.

demovideo: geleidbaarheid oplossingen polaire moleculen

Besluit — Zuivere polaire en apolaire oplosmiddelen geleiden de elektrische stroom niet.

— Sommige waterige oplossingen van polaire stoffen geleiden de elektrische stroom. Stoffen die bestaan uit neutrale moleculen, zoals zuren of ammoniak, kunnen aanleiding geven tot een oplossing die ionen bevat. Die ionen kunnen zich verplaatsen doorheen de vloeistof. Aangezien een elektrische stroom een verplaatsing is van geladen deeltjes, geleiden die

oplossingen elektriciteit. Stoffen die in een oplossing de elektrische stroom geleiden, zoals zuren en ammoniak, noemen we elektrolyten. Stoffen die wel oplossen maar geen ionen vormen, zoals suiker, geven geen aanleiding tot een oplossing die de elektrische stroom geleidt. Dergelijke

TIP

stoffen noemen we niet-elektrolyten.

In de chemie betekent ‘oplossen’ dat 2 stoffen een homogeen mengsel vormen. Als oplosmiddel wordt meestal water gebruikt. Het oplossen van een stof in water kan betekenen dat:

— aanwezige ionen loskomen uit het ionrooster (dissociëren), zoals een oplossing van een ionverbinding;

— moleculen van de opgeloste stof onveranderd mengen met de moleculen van het oplosmiddel, zoals een oplossing van suiker in water;

— moleculen gesplitst worden in ionen (ioniseren), zoals een oplossing van een zuur of ammoniak.

Ionisatie is het verschijnsel waarbij ionen ontstaan als moleculen oplossen in water. Het kan worden voorgesteld door een ionisatievergelijking. De ionisatievergelijking geeft links van de pijl water en ammoniak of het zuur weer, rechts de gevormde ionen na ionisatie. Zuren die oplossen in water geven aanleiding tot positieve hydroxoniumionen en negatieve zuurresten. Als ammoniak oplost in water ontstaan positieve ammoniumionen en negatieve hydroxide-

ionen.

Een stof opgebouwd uit moleculen die in water ioniseren, is een elektrolyt omdat een oplossing van die stof de elektrische stroom geleidt. Moleculen die niet ioniseren zijn nietelektrolyten.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

159

Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen

Je zag al dat tussen de watermoleculen in zuiver water sterke dipoolkrachten (en waterstofbruggen) heersen. Nu en dan zullen watermoleculen onder invloed van die krachten, net zoals zuren, ioniseren. Als een watermolecule stuk wordt getrokken, ontstaat zowel een hydroxoniumion (H3O+)

als een hydroxide-ion (OH-). Dat noemen we de auto-ionisatie van water.

O H + O H H2O

OH-

H O H H3O+

H2O +

O H-

Nauwkeurige metingen tonen aan dat in 1 L zuiver water zich 10-7 mol H3O+- en 10-7 mol OH--ionen

Als je de concentratie van een stof wilt geven

bevinden.

In zuiver water geldt:

concentratie H3O+ = concentratie OH- = 10-7 mol L

[H3O+]

mol, dan plaats je de L

stof tussen vierkante haakjes. [H3O+] betekent 'de concentratie van H3O+'

= 10-7 mol L

= [OH-]

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

neutrale oplossing.

Als de concentratie aan H3O+ stijgt (en groter wordt dan de concentratie aan OH-), ontstaat een

zure oplossing. Als de concentratie aan OH- stijgt (en groter wordt dan de concentratie aan H3O+),

ontstaat een basische of alkalische oplossing.

De zuurtegraad of de pH geeft weer hoe zuur een oplossing is en hangt af van de concentratie aan

De term pH staat voor power of hydrogen, of de ‘(negatieve) macht van water’.

H3O+ en OH--ionen. De zuurtegraad wordt berekend op basis van de concentratie aan H3O+ in de

oplossing volgens:

[H3O+] = 10-pH

Omdat de concentratie aan [H3O+] in zuiver water gelijk is aan 10-7 mol, is de pH van zuiver water L gelijk aan 7.

WEETJE

Naast de pH is er ook de pOH. De pOH geeft weer hoe basisch de oplossing is. Ze kan worden berekend volgens de formule:

[OH—] = 10-pOH

In zuiver water is ook de pOH gelijk aan 7. In oplossingen blijkt er steeds een verband te bestaan tussen de concentratie aan hydroxide-ionen en het aantal hydroxoniumionen, namelijk: [H3O+] ∙ [OH—] = 10-14 mol L2

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

160

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

H3O+ (mol/L) 1

maagzuur 1

citroenzuur 2

–1 –2

cola 3

10–3

tomaten 4

10–4

koffie 5

10–5

urine 6

10–6

gedestilleerd water 7

10–7

menselijk bloed 8

10–8

oplossing van bakpoeder 9

10–9

broccoli 10

10–10

zeep 11

10–11

bleekmiddel 12

10–12

schoonmaakproduct oven 13

10–13

10–14

meer zuur

zuur waardoor de concentratie aan H3O+ stijgt.

Als de concentratie aan hydroxoniumionen groter wordt dan 10-7 mol, wordt de pH kleiner L dan 7. De concentratie OH- neemt toe bij ionisatie van ammoniak of dissociatie van ionverbindingen

neutraal

meer basisch

Afb. 134 Het verband tussen de concentratie van protonen en de pH

WEETJE

Als zuren oplossen in water, dan ioniseert het

zoals hydroxiden. Als de concentratie OHtoeneemt, dan wordt de concentratie aan H3O+ kleiner dan 10-7 mol, waardoor de pH groter L wordt dan 7.

pH 0

Omdat de concentratie van de hydroxoniumionen van de meeste oplossingen tussen 1 (= 100) en 10-14 mol ligt, ligt de pH van de meeste oplossingen tussen 0 en 14. Wanneer L de concentratie aan hydroxoniumionen groter is dan 1 mol, zal de pH kleiner zijn dan 0. L Als ze kleiner is dan 10-14 mol, dan zal de pH groter zijn dan 14. Die oplossingen zijn L extreem zuur of alkalisch, en dus zeer gevaarlijk.

— De zuurtegraad of pH hangt af van de concentratie aan H3O+ en OH-.

— In een neutrale oplossing, zoals zuiver water, is de concentratie van beide ionen gelijk aan elkaar.

— Zure oplossingen: pH < 7 omdat de concentratie H3O+ > concentratie OH-.

— Basische oplossingen: pH > 7 omdat de concentratie H3O+ < concentratie OH-.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

161

AAN DE SLAG 1 Je gooit enkele kristallen keukenzout (NaCl) in een

4 Welke stoffen lossen op in water en welke stoffen

proefbuis met water en enkele kristallen in een

lossen op in n-pentaan: dijood, ethaan, KOH,

oplossing met n-pentaan (apolair oplosmiddel).

salpeterzuur (HNO3), NH3?

Je controleert of beide oplossingen de stroom

TIP

geleiden. Wat zal het resultaat zijn en hoe kun je het resultaat verklaren?

Bekijk de structuurformule van ammoniak en salpeterzuur.

2 Geef de dissociatievergelijking van de volgende

ionverbindingen.

bijlage: structuurformule ammoniak en salpeterzuur

natriumfluoride

b Mg(NO3)2

aluminiumsulfide

d kaliumcarbonaat e

5 Je giet een kleine hoeveelheid water en een kleine

K2SO4

hoeveelheid maïsolie (apolair) in een reageerbuis.

3 Lossen de stoffen op in water of

in benzine (=een mengsel van apolaire koolwaterstoffen)?

dan water. Je laat een druppel inkt vallen in de

laag diepblauw gekleurd is. Is inkt een polaire stof of een apolaire stof? Verklaar je antwoord.

Bepaal het verschil in elektronegativiteit tussen de elementen van elke atoombinding.

Maisolie heeft een kleinere massadichtheid

proefbuis. Enige tijd later merk je dat de onderste

TIP 1

Over welke soort binding gaat het:

proper maken met alleen maar water? Verklaar je antwoord.

polair of apolair?

6 Kun je een pan waarin je spek hebt gebakken,

Duid in de lewisstructuren de partiële ladingen aan.

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

7 Als je weet dat de poten van bijen en muggen

bedekt zijn met een klein waslaagje, kun je dan verklaren waarom die dieren een tijdje over water of frisdrank kunnen lopen?

Lost de stof op in water of in benzine?

Stoffen

CO2

H CI

b HCl

O C O

CCl4

d NH3

CI C CI CI

H N H H

H2S

8 Schrijf de ionisatievergelijking van de volgende

stoffen: a

THEMA 04

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

zwavelzuur

d fosforzuur e

162

ammoniak (NH3)

b waterstofjodide

water (auto-ionisatie)

9 Schrijf de stapsgewijze ionisatie van H2SO3. 10 Je meet de pH-waarde van 3 vloeistoffen in een

maatbeker. De pH van de vloeistof in de eerste maatbeker bedraagt 5, van de vloeistof in de tweede maatbeker 7 en van de derde maatbeker 11,4. In welke maatbeker: — bevinden zich hydroxoniumionen? — bevinden zich hydroxide-ionen?

— is de concentratie hydroxoniumionen groter dan 10-7 mol? L — is de concentratie aan hydroxide-ionen kleiner dan 10-7 mol? L 11 Citroensap is zuurder dan een azijnzuuroplossing.

Wat zijn de mogelijke pH-waarden van het citroensap en de azijnzuuroplossing?

11 8

pH azijnzuur

pH citroensap

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 04

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

163

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u/VB

kennisclip 2u

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID KERNBEGRIPPEN

NOTITIES

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 1 – Polaire en apolaire bindingen en moleculen elektronegativiteit (EN) = waarde die neiging

Een polaire atoombinding ontstaat als ∆EN > 0,5.

weergeeft om elektronen naar zich toe te trekken

Door een polaire atoombinding ontstaan partieel

polaire atoombinding: beide elektronen van een

positieve (δ+) en partieel negatieve (δ-) ladingen. atoombinding zitten dichter bij een van de 2 atomen polaire molecule of dipool: molecule met een

Een polaire molecule of dipool ontstaat als:

— de molecule polaire atoombindingen bevat

positieve en negatieve zijde

apolaire molecule: molecule zonder positieve en

— het centrum van alle partieel positieve ladingen

niet samenvalt met het centrum van alle partieel

negatieve zijde

negatieve ladingen.

Hoofdstuk 2 - Intermoleculaire krachten

intermoleculaire krachten: krachten die heersen

Eigenschappen zoals het kookpunt en smeltpunt van

tussen moleculen:

een stof hangen af van de massa van de moleculen en de intermoleculaire krachten:

— Londonkrachten

— Londonkrachten: zwakke aantrekkingskrachten

— dipoolkrachten

— waterstofbruggen

die ontstaan door minieme ladingsverschuivingen in een molecule. Ze zijn aanwezig in alle moleculen.

— dipoolkrachten: aantrekkingskracht tussen positieve pool van een dipoolmolecule en negatieve pool van een andere dipoolmolecule.

— waterstofbruggen: sterke dipoolkracht tussen een H gebonden op een sterk elektronegatief element en de negatieve zijde van een andere dipool.

Hoofdstuk 3 - Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

dissociatie: het verbreken van ionbindingen bij oplossen

— Sommige ionverbindingen zijn goed oplosbaar in water, andere zijn slecht oplosbaar. — Bij dissociatie van een zout komen de positieve

hydratatie: ionen worden omringd door

en negatieve ionen vrij. De ionen worden hierbij

watermoleculen

gehydrateerd = ze worden omringd door

dissociatievergelijking: vergelijking die de dissociatie voorstelt

watermoleculen. — De dissociatie kan voorgesteld worden door een dissociatievergelijking. — Omdat in een oplossing of smelt van een

164

elektrolyt: stof die in opgeloste of gesmolten

ionverbinding ionen aanwezig zijn, zijn

toestand de elektrische stroom geleidt

ionverbindingen elektrolyten.

THEMA 04

SYNTHESE

Hoofdstuk 3 - Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen ionisatie: een molecule die oplost wordt

— Polaire stoffen lossen op in polaire

stukgetrokken in ionen.

oplosmiddelen maar niet in apolaire oplosmiddelen.

ionisatievergelijking: vergelijking die ionisatie van een molecule voorstelt.

— Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen maar niet in polaire oplosmiddelen.

oxoniumionen in een oplossing

— Als een zuur ioniseert in water, dan ontstaat er een hydroxoniumion (H3O+) en een negatief

zuurtegraad of pH: maat voor de concentratie aan

zuurrest (Z-)

— Als ammoniak (NH3) ioniseert in water, dan

ontstaat ammonium (NH4+) en hydroxide (OH-).

— Stoffen die ioniseren in water, zijn elektrolyten. — De ionisatie kan voorgesteld worden door een ionisatievergelijking.

— Sommige moleculen lossen op in water maar ioniseren niet. Dat zijn niet-elektrolyten.

— De zuurtegraad houdt verband met de

concentratie aan hydroxoniumionen in een oplossing. •

neutrale oplossing: pH = 7

•

zure oplossing pH < 7

[H3O+] > 10-7 mol L

basische oplossing pH > 7

[H3O+] < 10-7 mol L

•

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L

THEMA 04

SYNTHESE

165

166

THEMA 05 REACTIESOORTEN Bosbranden komen regelmatig in het nieuws. Vaak zijn ze moeilijk onder controle te krijgen. Je weet ondertussen al dat een verbranding een chemische reactie is tussen bijvoorbeeld een koolstofverbinding en zuurstofgas, waarbij een van de eindproducten koolstofdioxide is. Maar over welke soort chemische reactie

gaat het hier specifiek?

` Kunnen we chemische reacties nog verder onderverdelen? ` Hoe noteren we die chemische reacties? ` Welke specifieke kenmerken hebben die soorten chemische reacties? We zoeken het uit!

VERKEN JE KUNT AL ...

H2O OG: +I -II het

•

het onderscheid

oxidatiegetal

maken tussen

van een

een fysisch en

element in

een chemisch

een verbinding

proces.

bepalen.

•

ionisatie- en

•

gebruikmaken

•

dissociatie-

van zuur-base

vergelijkingen

•

indicatoren;

opstellen.

•

het begrip

pH gebruiken bij het

onderscheiden van een zure, neutrale of

basische

oplossing.

JE LEERT NU ...

•

het onderscheid

ionuitwissel-

•

essentiële en

zuur

•

base

neutralisatie-

tussen een ion-

ingsreacties

stoffenreactie-

reacties

uitwisselings-

onderverdelen

vergelijkingen

herkennen.

reactie en een

in neerslag-,

opstellen

redoxreactie;

gasontwik-

voor ion-

de overdracht

kelings- en

uitwisselings-

van elektronen

neutralisatie-

reacties.

in een

reacties.

redoxreactie bestuderen en noteren.

168

•

neutraal

THEMA 05

VERKEN

HOOFDSTUK 1

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

onderverdelen. LEERDOELEN

L een chemische reactie classificeren als redoxreactie of ionuitwisselingsreactie

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

Ionuitwisselingsreactie versus redoxreactie

We kunnen chemische reacties nog verder onderverdelen.

Een mogelijke, veel gebruikte onderverdeling is de verdeling op basis van een verandering van de oxidatiegetallen van de elementen. We bekijken dat even aan de hand van enkele chemische

reacties, waarbij we de oxidatiegetallen van de elementen in de stoffen bepalen: De reactie tussen bakpoeder en zoutzuur

Hoe bepaal je het OG van een stof?

NaHCO3 + HCl → H2O + CO2 + NaCl

OG:

+I +I +IV -II

+I -I

+I -II

+IV -II

+I -I

bijlage: OG bepalen

Het roesten van ijzeren nagels

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3 OG:

+I -II

+III -II +I

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

169

De verbranding van methaan 3

CH4 + O2 → CO2 + H2O OG:

-IV +I

+IV -II

+I -II

De vorming van stalagtieten en stalagmieten

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2CO3 OG:

+II +I +IV -II

+II +IV -II

+I +IV -II

Als we reactie 2 en 3 bekijken, dan zien we dat sommige elementen van oxidatiegetal veranderen,

terwijl andere elementen niet van oxidatiegetal veranderen. Zo is in reactie 2 het oxidatiegetal

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

Bij reactie 1 en 4 zien we dat het oxidatiegetal van elk van de elementen, voor en na de reactie, niet verandert. Zo is het oxidatiegetal van natrium in de stof NaHCO3 en in de stof NaCl gelijk

aan +I. En dat geldt voor alle elementen in die reacties. Er worden echter wel nieuwe (andere) stoffen gevormd. We noemen dat ionuitwisselingsreacties.

Classificatie ionuitwisselingsreacties aan de hand van waarnemingen.

Binnen de ionuitwisselingsreacties kunnen we nog een verder onderscheid maken op basis van de

eigenschappen van de gevormde producten: 1

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

Subscripts bij stoffen in reacties:

Een gasontwikkelingsreactie kun je herkennen aan het ontsnappen van gasbelletjes uit de proefbuis. In een chemische reactie wordt dat voorgesteld met een pijl naar boven (↑)

(aq) = opgelost in water

achter de chemische formule van de stof die ontsnapt. In een reactievergelijking kan dat ook

(v) of (s) = vast

aangeduid worden met het subscript (g) bij de stof.

(vl) of (l) = vloeibaar (g) = gasvormig

170

THEMA 05

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

HOOFDSTUK 1

Opmerkingen: — Sommige chemische reacties kunnen ook een combinatie van de bovenstaande reacties vertonen en bijvoorbeeld zowel een neerslag vormen als een neutralisatiereactie zijn. We komen hier in het volgende hoofdstuk op terug. — Ook bij redoxreacties kunnen er gassen gevormd worden. Op die manier zou je de redoxreacties dus ook kunnen indelen bij de gasontwikkelingsreacties. Dat toont nogmaals aan dat chemie niet helemaal zwart-wit is. — Een reactie tussen een zuur en een base kan leiden tot een neutrale oplossing (pH = 7). De term neutralisatie verwijst echter naar de H+-ionen die samen met de OH--ionen water

vormen en niet naar een neutrale pH.

VOORBEELD ‒ CLASSIFICEREN VAN IONUITWISSELINGSREACTIES 1

De reactie tussen zoutzuur en zilvernitraat in waterig midden: HCl (aq) + AgNO3 (aq) → HNO3 (aq) + AgCl (s)

De afkorting (aq) bij de stoffen toont aan dat de stoffen goed oplossen in water

(en de componenten dus vrije ionen vormen in water).

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

Een andere manier van noteren is als volgt: HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl ↓

Dat is een voorbeeld van een neerslagreactie.

De reactie tussen zoutzuur en bakpoeder in waterig midden:

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

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

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

Het subscript (g) bij de stof koolstofdioxide toont aan dat die stof als een gas voorkomt,

en dus zal ontsnappen uit de oplossing. Een andere manier van noteren is als volgt: HCl + NaHCO3 → H2O + CO2 ↑ + NaCl Dat is een voorbeeld van een gasontwikkelingsreactie.

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

171

De reactie tussen zoutzuur en natriumhydroxide in waterig midden: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O Het subscript (aq) achter de stoffen toont opnieuw aan dat de stoffen goed oplossen in water (en de componenten dus vrije ionen vormen in water). Daarnaast zien we dat er, door de reactie tussen een zuur (HCl) en een base (NaOH) water wordt gevormd. Een andere manier van noteren is als volgt: HCl + NaOH → NaCl + H2O

fysisch proces

Dat is een voorbeeld van een neutralisatiereactie.

chemische reactie

andere stoffen gevormd na reactie

redoxreactie

OG elementen

OG bepaalde elementen

verandert niet

verandert na reactie

ionuitwisselingsreactie

gasontwikkelingsreactie

na reactie: slecht

na reactie: gas gevormd

neerslagreactie

172

THEMA 05

reactie tussen zuur

dat uit de oplossing

en base waarbij water

die naar de bodem zakt ↓

ontsnapt ↑

gevormd wordt

of indicatie (s) of (v)

of indicatie (g)

achter de stof in de

reactievergelijking

oplosbare stof gevormd

neutralisatiereactie:

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Is dit een ionuitwisselingsreactie of redoxreactie?

Tip: Controleer aan de hand van de oxidatiegetallen!

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

koolstofdioxide.

SO3 + H2O → H2SO4

Na2CO3 + HCl → H2O + CO2 ↑+ NaCl

b Cl2 + H2S → 2 HCl + S c

NaOH + HCl → H2O + NaCl

d 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 2 CuS + 3 O2 → 2 CuO + 2 SO2

H2CO3 → H2O + CO2

2 H2 + O2 → 2 H2O

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

H+ + OH- → H2O

2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2

samengevoegd. Wat neerslag of gasvorming betreft, is er niets waarneembaar.

Ca(OH)2 + 2 HNO3 → 2 H2O + Ca(NO3)2

2 Welke soort ionuitwisselingsreactie wordt hier

voorgesteld:

(calciumhydroxide) en waterstofnitraat worden

Een oplossing van gebluste kalk

NiCl2

— een gasontwikkelingsreactie (G);

Na2S

— een neerslagreactie (S);

— een neutralisatiereactie (N). a

Afb. 135 Grotvorming: stalagmieten en stalactieten worden gevormd door de aanwezigheid van Ca2+- en CO32- -ionen in het insijpelende regenwater.

b De reactie tussen looddinitraat en kaliumjodide

in waterig midden.

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

Het opsporen van chloride-ionen in water door

de toevoeging van zilvernitraat. 2 AgNO3 + CaCl2 → 2 AgCl ↓+ Ca(NO3)2

d Als je zoutzuur op een stuk marmer (calciumcarbonaat) giet, ontstaat een gas.

` Meer oefenen? Ga naar

Wanneer dat gas door kalkwater wordt geleid, wordt het kalkwater troebel. CaCO3 (aq) + HCl (aq) → H2O + CO2 (g) + CaCl2 (aq)

THEMA 05

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

173

HOOFDSTUK 2

Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken In het eerste hoofdstuk heb je de ionuitwisselingsreacties leren herkennen. We maakten een onderscheid reacties ook zelf voorspellen en uitschrijven? LEERDOELEN

tussen gasontwikkelingsreacties, neerslagreacties en neutralisatiereacties. Maar kunnen we die 3 soorten

L met een oplosbaarheidstabel voorspellen of een combinatie van stoffen leidt tot een onoplosbare stof L de vergelijking van een neerslagreactie opstellen

L de vergelijking van een gasontwikkelingsreactie opstellen

L de vergelijking van een neutralisatiereactie opstellen

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

Algemene notatie van ionuitwisselingsreacties

1.1

Visuele weergave

De verschillende ionuitwisselingsreacties kunnen we voorstellen door middel van een visuele weergave. Als we waterige oplossingen van 2 elektrolyten AB en CD samenvoegen, dan brengen we 4 ionen samen in eenzelfde reactievat: A+, B-, C+ en D-. In dat reactievat kunnen

de negatieve ionen van de ene stof een verbinding maken met de positieve ionen van de andere stof (en omgekeerd). De interacties die kunnen optreden zijn: 1

Neerslagreacties

De nieuwe combinatie is een stof die weinig oplost in water. We

merken een troebeling die na een

A+

en een neerslag vormt.

B–

A+

tijdje naar de bodem zakt, bezinkt

B–

D–

C+ D–

C+

A+ D- A+ D-

Gasontwikkelingsreacties

dat weinig oplost in water. We merken gasbelletjes op die uit de oplossing opstijgen.

A+

B– A

–

D–

C+ C

–

Afb. 137 Visuele weergave gasontwikkelingsreactie

THEMA 05

C+ B– C+

Afb. 136 Visuele weergave neerslagreactie

De nieuwe combinatie is een gas

174

B–

HOOFDSTUK 2

A+

A+ D

–

D–

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

H+

B– B

–

C+ C

C+

OH– OH

–

C+

B–

Afb. 138 Visuele weergave neutraliteitsreactie

Opmerkingen: — Het is ook mogelijk dat alle ionen een nieuwe combinatie aangaan. In dat geval gebeuren

A+

B– A+

B–

D–

C+ C+

B–

D–

er gelijktijdig 2 chemische reacties.

C+ B– C+

A+ D- A+ D-

— Het kan ook zijn dat er geen chemische reactie optreedt. De stoffen worden dan alleen gemengd, wat een fysisch proces is. Er ontstaat geen nieuwe combinatie tussen de

A+

B– A+

B–

C+

tegengesteld geladen ionen (alle ionen blijven gedissocieerd in de oplossing).

A+

D–

C+

D–

A+

D–

B–

C+

D–

B–

Afb. 139 Visuele weergave fysisch proces

1.2

Weergave met behulp van reactievergelijkingen

Ionuitwisselingsreacties kunnen, naast een visuele weergave, ook in 3 soorten reactievergelijkingen weergegeven worden: 1

reactievergelijking waarbij alle stoffen als formule worden weergegeven in de reactie

de ionenreactievergelijking (IR)

reactievergelijking waarbij alle stoffen die

dissociëren of ioniseren ook als ionen worden

weergegeven in de reactie

de essentiële reactievergelijking (ER) =

reactievergelijking waarbij alleen de ionen die een

nieuwe stof vormen, behouden blijven.

de stoffenreactievergelijking (SR)

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

175

Opmerkingen in verband met de essentiële reactievergelijking: — In het geval van een neerslagreactie zijn dat de ionen die de neerslag vormen. In het geval van de gasontwikkelingsreactie zijn het de ionen die het gas vormen. En bij een neutralisatiereactie is de essentiële reactievergelijking altijd dezelfde: het zijn altijd H+- en OH- -ionen die samen combineren tot de vorming van water. — Als er tijdens een chemische reactie geen neerslag, gas of water gevormd wordt, dan zal er ook geen essentiële reactie optreden. — Zoals eerder vermeld, kunnen er tegelijkertijd 2 ionuitwisselingsreacties plaatsvinden. Je noteert dan ook beide essentiële reactievergelijkingen afzonderlijk.

het volgende stappenplan:

Om de correcte reactievergelijkingen van een ionuitwisselingsreactie te noteren, doorloop je

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

STAP 2: Combineer de vrije ionen tot nieuwe verbindingen. Zorg dat de wet van behoud van

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

atomen gerespecteerd wordt en denk aan de kruisregel bij de vorming van hydroxiden en zouten (zie thema 01). Noteer welke reactieproducten slecht oplosbaar zijn (neerslag of gas) en noteer in de vergelijking met een ↓ (neerslag) of ↑ (gas).

Je noteerde nu de stoffenreactievergelijking (SR).

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

STAP 4: Vereenvoudig de ionenreactievergelijking en behouden alleen de onderdelen die aanleiding geven tot de neerslag, het gas of de vorming van water.

Dat is de essentiële reactievergelijking (ER).

176

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

VOORBEELD REACTIEVERGELIJKING IONUITWISSELINGSREACTIE De reactie tussen zoutzuur (HCl) en zilvernitraat (AgNO3) zorgt voor de vorming van het zuur

waterstofnitraat (HNO3) en de neerslag zilverchloride (AgCl). STAP 1 We bekijken eerst de reagentia: HCl is een zuur, dus spreken we

AgNO3 als zout dissocieert in ionen volgens

de dissociatievergelijking. STAP 2

We bekijken de reactieproducten: H+ kan reageren met NO3- ter vorming van

het zuur HNO3.

Ag vormt met Cl het slecht oplosbaar zout +

AgCl. We noteren dat dus als een neerslag in

STAP 3

AgNO3 → Ag+ + NO3-

SR: HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl ↓

de stoffenreactievergelijking.

HCl → H+ + Cl-

van een ionisatievergelijking.

We gaven aan dat het zuur HNO3 werd

gevormd. Zuren ioniseren echter in water,

waardoor de ionen H+ en NO3- als vrije ionen

naast elkaar blijven bestaan.

IR: H+ + Cl- + Ag+ + NO3- → H+ + NO3- + AgCl ↓

We noteren dat dan in een ionenreactievergelijking. STAP 4

Als we de ionenreactievergelijking

vereenvoudigen, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking.

ER: Ag+ + Cl- → AgCl ↓

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

stof reageren.

Opmerking:

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

ER: Ag+ + Cl- → AgCl ↓

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

177

Neerslagreacties

2.1

Oplosbaarheid in water: gebruik van de oplosbaarheidstabel

Wanneer we kijken naar reacties met stoffen in water, is het belangrijk om te weten welke stoffen effectief vrije ionen vormen in water en welke stoffen slecht oplosbaar zijn (en dus geen vrije ionen zullen vormen). Een globale indeling voor oplosbaarheid is: g — goed oplosbaar: > 10 L g — matig oplosbaar: 1 - 10 L g — slecht oplosbaar: < 1 L

De oplosbaarheid van stoffen kan worden beïnvloed door externe factoren zoals temperatuur.

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

De volgende tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid van verbindingen in water. Deze tabel werd via experimentele vaststellingen opgesteld en mag je altijd gebruiken. Je vindt ze ook op de

coverflap van je leerboek.

Verbindingen

Slecht oplosbaar

Goed oplosbaar

verbindingen met Na+

alle

verbindingen met K+

alle

verbindingen met NH4+ alle

Zouten van:

alle

bromide (Br )

alle, behalve →

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

chloride (Cl-)

alle, behalve →

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

jodide (I )

alle, behalve →

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

alle, behalve →

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

sulfiet (SO )

Na , K , NH

Fe2+, Zn2+, Cu2+, Ca2+, Pb2+, Hg+, Ag+, (Mg2+: matig)

sulfide (S2-)

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

nitraat (NO3-)

sulfaat (SO42-)

fosfaat (PO ) 34

carbonaat (CO32-)

hydroxide (OH ) -

Na+, K+, NH4+

alle andere

Na+, K+, NH4+

alle andere

groep IA, beperkter voor

andere groepen

groep IIA

Tabel 6 Oplosbaarheidstabel

178

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

+ 4

VOORBEELD OPLOSBAARHEID ZOUTEN Zijn deze zouten goed oplosbaar in water of zullen ze een neerslag vormen? Magnesiumsulfaat — symbolische voorstelling: MgSO4

— MgSO4 is een combinatie van de ionen Mg2+ en SO42-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat de combinatie een goed oplosbaar zout is. Zilverchloride — symbolische voorstelling: AgCl — AgCl is een combinatie van de ionen Ag+ en Cl-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat de combinatie een slecht oplosbaar zout geeft. Het zal dus een neerslag vormen in water. Ammoniumsulfide — symbolische voorstelling: (NH4)2S

— (NH4)2S is een combinatie van de ionen NH4+ en S2-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat alle zouten van NH4+ goed

oplosbaar zijn in water.

2.2 Neerslagreacties opstellen

Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. Die reactie noemen we een ionenuitwisselingsreactie. Die nieuwe verbindingen kunnen een slecht oplosbaar zout vormen. In dat geval ontstaat er een neerslag. De reactie noemen we

dan een neerslagreactie. Er kunnen tegelijkertijd ook 2 nieuwe slecht oplosbare zouten gevormd worden. Met behulp van het stappenplan en de oplosbaarheidstabel kunnen we de bijbehorende

vergelijkingen opstellen.

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

179

VOORBEELD LOODDINITRAAT EN KALIUMJODIDE Als een oplossing van looddinitraat wordt samengevoegd met een kaliumjodide-oplossing, ontstaat een gele neerslag. bijlage: stappenplan

STAP 1 Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia. Beide reagentia zijn zouten, dus we noteren de dissociatievergelijking van beide stoffen: Dissociatievergelijking KI → K+ + I-

kaliumjodide: Dissociatievergelijking

Pb(NO3)2 → Pb2+ + 2 NO3-

looddinitraat: STAP 2 Noteer de stoffenreactievergelijking. We bekijken de reactieproducten:

K+ kan reageren met NO3- ter vorming

van het goed oplosbare zout KNO3. In de oplosbaarheidstabel zien we

immers dat alle zouten met K+ goed

SR: 2 KI + Pb(NO3)2 → 2 KNO3 + PbI2 ↓

oplosbaar zijn.

Pb2+ vormt met I- het slecht oplosbaar zout PbI2 (zoals we zien in de

oplosbaarheidstabel).

We noteren dat dus als een neerslag in de stoffenreactievergelijking.

Daarnaast houden we ook rekening

met de wet van behoud van atomen.

STAP 3 Noteer de ionenreactievergelijking. We gaven aan dat het goed oplosbare zout KNO3 werd gevormd, dat wil

zeggen dat de ionen K+ en NO3- als vrije

ionen naast elkaar blijven bestaan.

IR: 2 K+ + 2 I- + Pb2+ + 2 NO3- → 2 K+ + 2 NO3- + PbI2 ↓

De ionenreactievergelijking ziet er dan als volgt uit:

STAP 4 Noteer de essentiële reactievergelijking. Vereenvoudigen we de ionenreactievergelijking, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking. In de ionenreactievergelijking zien we dat alleen de ionen Pb2+ en I- tot een nieuwe stof reageren, waardoor de essentiële reactievergelijking van die reactie als volgt wordt genoteerd:

180

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

ER: Pb2+ + 2 I- → PbI2 ↓

WEETJE Dankzij de typische kleur van bepaalde neerslagen

worden neerslagreacties gebruikt om de aanwezigheid van bepaalde ionen aan te tonen. De neerslagreactie op afb. 140 laat bijvoorbeeld toe om Pb2+-ionen in bodemstalen te identificeren door toevoeging van een KI-oplossing. Omgekeerd kan door middel van een Pb(NO3)2-oplossing

de aanwezigheid van I– worden aangetoond. De aanwezigheid van Pb2+-ionen in bodemstalen of in je drinkwater is niet gewenst: In het oude Rome stierven de rijken vaak eerder dan de arme

inwoners. Toch hadden rijke Romeinen veel meer nutsvoorzieningen, terwijl de armen op elkaar

gepakt in kazernes woonden. Wat bleek nu? De

rijke Romeinen gebruikten loden buizen om het drinkwater in hun woningen binnen te brengen. Velen stierven dan ook een pijnlijke dood door loodvergiftiging.

Afb. 140 Typische gele kleur van PbI2

Gasontwikkelingsreacties

3.1 Veelvoorkomende gassen in chemische reacties

Om een chemische reactie te herkennen als een ionuitwisselingsreactie waarbij een gas gevormd

wordt, is het belangrijk om te weten welke stoffen gassen zijn. Hieronder vind je een tabel met veel voorkomende gassen die bij chemische reacties ontstaan en die je moet onthouden. Formule

Naam

waterstofgas – diwaterstof

zuurstofgas – dizuurstof

stikstofgas – distikstof

Cl2

chloorgas – dichloor

H2S

waterstofsulfide

CO2

koolzuurgas - koolstofdioxide

NH3

ammoniak

SO2

zwaveldioxide

NO2

stikstofdioxide

Tabel 7 Veelvoorkomende gassen die ontstaan bij chemische reacties

Onthoud bovendien dat sommige moleculen, in een waterige oplossing, spontaan ontbinden. Zo treden de volgende chemische reacties (spontaan) op in waterig midden: — De ontleding van waterstofcarbonaat: — De ontleding van waterstofsulfiet: — De ontleding van ammoniumhydroxide:

H2CO3

H2SO3

NH4OH

→ → →

H2O

+ + +

CO2↑

SO2↑

NH3↑

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

181

3.2 Gasontwikkelingsreacties opstellen Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. Die nieuwe verbindingen kunnen gassen zijn. In dat geval spreken we van een gasontwikkelingsreactie. Die reactie kunnen we, via het stappenplan op p. 176, opstellen.

VOORBEELD CALCIUMCARBONAAT (CaCO3) EN ZOUTZUUR (HCl) Als je zoutzuur op een stuk marmer (calciumcarbonaat) giet, dan ontstaat er een gas. Wanneer we dat gas door kalkwater leiden, wordt het kalkwater troebel. Dat is een indicatie dat er CO2gas werd gevormd.

STAP 1 Noteer de dissociatie/ionisatievergelijkingen van de reagentia.

bijlage: stappenplan

— dissociatievergelijking: — ionisatievergelijking:

CaCO3 → Ca2+ + CO32HCl → H+ + Cl-

STAP 2 Noteer de stoffenreactievergelijking. We bekijken de reactieproducten:

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

oplosbaarheidstabel zien. 2 H vormt met CO +

het zuur H2CO3, dat

in water ontleedt in H2O en CO2-gas.

SR: CaCO3 + 2 HCl → (H2CO3 + CaCl2) → H2O + CO2 ↑ + CaCl2

We noteren dat dus als een gas in de stoffenreactievergelijking. Daarnaast

houden we ook rekening met de wet van behoud van atomen.

STAP 3 Noteer de ionenreactievergelijking.

We gaven aan dat het goed oplosbare zout CaCl2 werd gevormd, dat wil zeggen dat de

ionen Ca2+ en Cl- als vrije ionen naast elkaar blijven bestaan.

IR: Ca2+ + CO32- + 2 H+ + 2 Cl-

→ H2O + CO2 ↑ + Ca2+ + 2 Cl-

De ionenreactievergelijking ziet er dan als volgt uit:

STAP 4 Noteer de essentiële reactievergelijking. Als we de ionenreactievergelijking vereenvoudigen, dan bekomen we de essentiële reactievergelijking: In de ionenreactievergelijking zien we dat alleen de ionen 2 H+ en CO32- tot een nieuwe stof reageren, waardoor de essentiële

reactievergelijking van die reactie als volgt wordt genoteerd:

182

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

ER: 2 H+ + CO32- → H2O + CO2 ↑

WEETJE Monumenten bedreigd door zuren Veel gebouwen, monumenten en beeldhouwwerken zijn gemaakt uit kalksteen of marmer. Beide gesteenten bestaan uit calciumcarbonaat (CaCO3), maar kalksteen is minder

hard dan marmer. Onze hedendaagse levenswijze vormt een Afb. 141 De Menenpoort in Ieper

bedreiging voor eeuwenoude monumenten.

Bij de verbranding van zwavelhoudende brandstoffen zoals steenkool, stookolie en diesel komt naast koolstofdioxide namelijk ook zwaveldioxide vrij. Zwaveldioxide reageert (of waterstofsulfaat: H2SO4) vormt.

langzaam met zuurstofgas tot zwaveltrioxide, dat met water het sterke zuur zwavelzuur

Bij de reactie van zwavelzuur met kalksteen of marmer ontstaan koolstofdioxide en

poedervormig calciumsulfaat (gips). Ook dat kunnen we weer op 3 manieren weergeven als reactievergelijkingen.

We beginnen met de ionisatie/dissociatievergelijking van beide producten in water: — ionisatievergelijking:

CaCO3 → Ca2+ + CO32-

H2SO4 → 2 H+ + SO42-

— dissocatievergelijking:

Nieuwe combinaties die kunnen worden gevormd, zijn H2CO3 en CaSO4.

Zoals je al weet, is H2CO3 een molecule die in water spontaan ontbindt tot H2O en CO2 (gas),

terwijl CaSO4 een matig oplosbaar zout is. We bekomen dan de volgende

3 reactievergelijkingen:

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

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

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

ER (neerslag): Ca2+ + SO42- → CaSO4↓

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

erfgoed noemt men consolidatie door steenversteviging.

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

183

Neutralisatiereacties

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

In het woord neutralisatiereactie herken je het begrip neutraal, dat je al eerder tegenkwam in thema 01 toen je het begrip pH leerde kennen. In thema 04 leerde je ook dat de pH-waarde afhankelijk is van de hoeveelheid H+- en OH--ionen in de oplossing. Gedestilleerd water wordt een neutrale oplossing genoemd, omdat de hoeveelheid H+- en OH--ionen aan elkaar gelijk is (pH = 7). Wanneer we H+-ionen toevoegen aan het water, krijgen we een zure oplossing. Het toevoegen van OH--ionen leidt tot een basische of alkalische oplossing.

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

Een neutralisatiereactie is dan ook een reactie tussen een zuur (H+-ionen) en een base

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

Om de correcte reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren, gebruiken we opnieuw hetzelfde stappenplan. Maar bij een neutralisatiereactie is de essentiële

reactievergelijking steeds dezelfde: het zijn namelijk steeds H+- en OH- -ionen die samen

combineren tot de vorming van water.

VOORBEELD GEBLUSTE KALK EN ZWAVELZUUR

Weiden, grasvelden of akkers die te zuur zijn, kunnen behandeld worden met basisch reagerende stoffen zoals gebluste kalk (Ca(OH)2). Die gebluste kalk neutraliseert de

H+-ionen die aanwezig zijn in de zure bodem. We bekijken een eenvoudig voorbeeld van

zwavelzuur (als bron van H+-ionen). STAP 1

Gebluste kalk (als hydroxide) gaat

dissociëren in water, terwijl zwavelzuur zal ioniseren in water. Dat geeft de volgende reactievergelijkingen:

— dissociatie gebluste kalk — ionisatie zwavelzuur

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OHH2SO4 → 2 H+ + SO42-

STAP 2

We bekijken de reactieproducten:

Ca2+ kan reageren met SO42- ter vorming van

het goed oplosbare zout CaSO4 (zie oplosbaarheidstabel).

H+ en OH- vormen samen water. We kunnen nu de stoffenreactievergelijking noteren.

184

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

SR: Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 H2O

STAP 3 We gaven aan dat het goed oplosbare zout CaSO4 werd gevormd. Dat wil zeggen dat

de ionen Ca2+ en SO42- als vrije ionen naast

IR: Ca2+ + 2 OH- + 2 H+ + SO42- →

elkaar in de oplossing blijven bestaan.

Ca2+ + SO42- + 2 H2O

We kunnen nu de ionenreactievergelijking noteren. STAP 4 We vereenvoudigen ten slotte de de essentiële reactievergelijking van deze neutralisatiereactie:

ionenreactievergelijking en behouden dan

ER: 2 H+ + 2 OH- → 2 H2O

— neutralisatiereactie:

ER: Ca2+ + SO42- → CaSO4

— neerslagreactie

Ionuitwisselingsreacties worden steeds volgens hetzelfde stappenplan uitgeschreven

— neerslagreacties

(zie p. 176).

→ de nieuw gevormde stof is slecht oplosbaar in water → gebruik de oplosbaarheidstabel op p. 178

— gasontwikkelingsreacties → de nieuw gevormde stof is een gas

H2SO3

→

H2O

+ +

CO2↑

SO2↑

H2CO3

— neutralisatiereacties

NH4OH

→

H2O

NH3↑

→ H+-ionen en OH--ionen vormen samen H2O

→ de essentiële reactievergelijking is steeds: H++ OH- → H2O

WEETJE

Om te voorkomen dat het industrieel afvalwater met een (te) hoge of (te) lage pH zou geloosd of

hergebruikt worden, wordt het geneutraliseerd. Bij dat neutraliseren wordt, in tegenstelling tot wat je zou denken, het water niet noodzakelijk op een pH = 7 gebracht, maar meestal op een pH tussen 6,5 en 9,5.

In de industrie is het belangrijk om het afvalwater te neutraliseren om corrosie en andere chemische reacties, die plaatsvinden bij een hoge of een erg lage pH, te vermijden. Gassen die bij zo’n ongewenste reacties kunnen vrijkomen, zijn ammoniak (NH3) en het zeer giftige

blauwzuur (waterstofcyanide = HCN).

stoffen die afvalwater neutraliseren

Te lage pH

Te hoge pH

NaOH, Ca(OH)2

H2SO4, HCl

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

185

AAN DE SLAG 5 Geef aan welke soort ionuitwisselingsreactie

1 Bepaal of de volgende stoffen goed of slecht

oplosbaar zijn in water. Noteer daarna de naam of

optreedt. Geef hiervoor eerst de ionisatie/

de formule en gebruik de oplosbaarheidstabel.

dissociatievergelijking van beide stoffen;

BaSO4

zilvernitraat

magnesiumbromide

HgI2

kaliumfosfaat

ammoniumsulfaat

de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking(en).

2 Vervolledig de volgende neerslagreacties. Geef

hiervoor eerst de ionisatie/dissociatievergelijking van beide stoffen; de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking.

CaCl2 + Na3PO4

CuSO4 + (NH4)2S

KBr + AgNO3

Na3PO4 + MgSO4

Co(NO3)2 + MgS

HCl + Na2CO3

CaCl2 + H2SO4

HNO3 + NH4OH

6 In het labo van een groot bedrijf is van enkele

recipiënten het etiket van de fles gevallen. De

etiketten liggen allemaal op de grond en je leest dat ze de volgende zouten bevatten: — kopersulfaat

— bariumdihydroxide

Fe(NO3)3 + KOH

BaCl2 + Na2CO3

— magnesiumdinitraat — dinatriumcarbonaat

Om uit te zoeken welke stof in welke fles zit, mag je gebruik maken van 3 extra stoffen: — HBr

3 Vervolledig de volgende gasontwikkelingsreacties.

Geef hiervoor eerst de ionisatie-/

dissociatievergelijking van beide stoffen; de stoffenreactievergelijking, de

ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking. Na2CO3 + HCl

MgS + HNO3

H3PO4 + K2CO3

ZnCO3 + HNO3

4 Vervolledig de volgende neutralisatiereacties.

Geef hiervoor eerst de ionisatie/ dissociatievergelijking van beide stoffen; de stoffenreactievergelijking, de ionenreactievergelijking en de essentiële reactievergelijking.

186

HNO3 + KOH

H3PO4 + LiOH

NH4OH + H2S

NaOH + H2SO4

KOH + HBr

THEMA 05

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

— Ca(OH)2

— K2CO3

Stap 1: Geef de chemische formules van de gekende a

zouten: Kopersulfaat

b Bariumdihydroxide c

Magnesiumdinitraat

d Dinatriumcarbonaat Stap 2: Combineer de 3 extra stoffen met de 4 al gekende zouten. a

Noteer in een tabel of er een gasontwikkelingsreactie (↑), neerslagreactie (↓) of neutralisatiereactie (H2O-vorming; reactie

tussen zuur en base) optreedt. Treedt er geen reactie op, dan noteer je /. b Noteer welke stof gevormd wordt. Stap 3: Kun je nu met 100 % zekerheid besluiten welke stof in welke fles zit? Leg uit.

` Meer oefenen? Ga naar

HOOFDSTUK 3

Redoxreacties van dichtbij bekeken Je hebt de ionuitwisselingsreacties van naderbij bekeken: neerslagreacties, gasontwikkelingsreacties en neutralisatiereacties hebben geen geheimen meer voor jou. Maar je zag in hoofdstuk 1 ook nog redoxreacties:

LEERDOELEN

reacties waarbij het oxidatiegetal van bepaalde elementen verandert.

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

L een eenvoudige redoxreactievergelijking tussen enkelvoudige stoffen opstellen

Redoxreacties ontleden

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

op 2 manieren gebeuren:

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

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

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

We gebruikten de termen oxidatie (waarbij een element in een stof stijgt in OG) en reductie

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

(waarbij een element in een stof daalt in OG) al. De stoffen die de oxidatie en reductie ondergaan, krijgen ook een specifieke naam: 1

reductor

= stof waarin een element in oxidatiegetal stijgt = stof die geoxideerd wordt

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

= stof die elektronen overdraagt aan een andere stof: de andere stof doet reduceren 2

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

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

187

Er zijn ook elementen die in die nieuwe soort reactie niet betrokken zijn en niet van OG veranderen.

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

VOORBEELD ROESTEN VAN IJZER We bekijken een van de reacties uit hoofdstuk 01 opnieuw, namelijk het roesten van een ijzeren nagel. We bepaalden hier eerst het OG van elk van de atoomsoorten. OG:

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3 0

+I -II

+III -II +I

We passen de nieuwe begrippen toe op de reactievergelijking. — Het oxidatiegetal van het element ijzer stijgt van 0 (in de stof Fe) naar +III (in de stof Fe(OH)3) door 3 elektronen af te geven. Fe ondergaat dus een oxidatie en is zelf de reductor.

ontdekplaat: redoxreacties

— Het oxidatiegetal van het element zuurstof in de stof O2 daalt van 0 naar -II in Fe(OH)3 door 2 elektronen op te nemen. O2 wordt dus gereduceerd (ondergaat een reductie) en is zelf de oxidator.

In die reactie zijn er 4 Fe-atomen die 3 elektronen afgeven, dus in totaal worden er 12 elektronen afgegeven. Daarnaast zijn er 6 O-atomen die 2 elektronen opnemen, dus in totaal worden er 12

DEMO

elektronen opgenomen. Er worden dus evenveel elektronen afgegeven als opgenomen.

Verbranden van koper Werkwijze

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

demovideo: verbranden van koper

Waarneming

Na de verbranding kleurt het koper zwart

We schrijven de reactievergelijking voor de verbranding van koper tot koper(II)oxide en noteren het OG van elk van de atoomsoorten:

2 Cu + O2 → 2 CuO

OG:

+II -II

— Het oxidatiegetal van het element koper stijgt van 0 naar +II door 2 elektronen op af te geven. Koper ondergaat dus een oxidatie en is zelf de reductor

— Het oxidatiegetal van het element zuurstof daalt van 0 naar -II door 2 elektronen op te nemen. Zuurstof ondergaat dus een reductie en is zelf de oxidator. Besluit

In deze reactie zijn er 2 Cu-atomen die elk 2 elektronen afgeven, dus in totaal worden er 4 elektronen afgegeven. Daarnaast zijn er 2 O-atomen die telkens 2 elektronen opnemen, dus in totaal worden er 4 elektronen opgenomen. Er worden dus evenveel afgegeven als opgenomen. Bij de verbranding van koper staan 2 koperatomen in totaal 4 elektronen af aan de 2 zuurstofatomen van de zuurstofgasmolecule.

188

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

We kunnen het volledige proces voorstellen in een schema: 2x omdat 2 zuurstofatomen

per zuurstofatoom worden

worden gereduceerd

2 elektronen opgenomen reductie van zuurstof

2 ∙ (+ 2 e-) reductor

2 Cu

2 CuO

oxidator

2 ∙ (- 2 e-)

oxidatie van koper

2x omdat 2 koperatomen worden geoxideerd

per koperatoom worden 2 elektronen afgestaan

Schema 4 De oxidatie van koper door zuurstofgas

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

Redoxreacties opstellen

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

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

Stap 2: OXIDATIE

— Teken een pijl boven de reactie vanuit de reductor.

— Zet bij de pijl 'oxidatie' en het aantal elektronen dat per element wordt afgegeven. — Controleer of er een coëfficiënt nodig is om te voldoen aan de wet van behoud van atomen voor die stof.

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

Stap 3: REDUCTIE

— Teken een pijl onder de reactie vanuit de oxidator. — Zet bij de pijl 'reductie' en het aantal elektronen dat per element wordt opgenomen. — Controleer of er een coëfficiënt nodig is om te voldoen aan de wet van behoud van atomen voor die stof. — Vermenigvuldig, indien nodig, het aantal opgenomen elektronen met de coëfficiënt van de oxidator. Je plaatst hiervoor het aantal opgenomen elektronen tussen ronde haakjes.

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

189

De laatste stap vervangt de tot nu gebruikte methode waarbij we de coëfficiënten aanpassen op basis van de wet van behoud van atomen. Uiteraard kun je die wet nog steeds gebruiken om je antwoord te controleren.

Stap 4: ELEKTRONENBALANS — Vermenigvuldig voor de oxidatie en de reductie het aantal afgegeven/opgenomen elektronen met een factor zodat het aantal afgegeven elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen. — Je plaatst hiervoor het aantal opgenomen/afgegeven elektronen tussen vierkante haakjes. — Controleer daarna of je de coëfficiënten van je reactie moet aanpassen.

VOORBEELD OPSTELLEN VAN DE REDOXREACTIE VERBRANDING VAN ALUMINIUM Al + O2 → Al2O3 STAP 1: Duid in alle brutoformules het OG van elk element aan.

Al + O2 → Al2O3

OG:

Stap 2: OXIDATIE

We zien dat er in het rechterlid een index in het linkerlid een coëfficiënt ‘2’ voor Al

+III –II

OG:

2 Al + O2 → Al2O3 0

vermenigvuldigen met een factor 2.

oxidatie: 2 ∙ (- 3 e-) reductor

‘2’ bij aluminium staat. We moeten dus ook

plaatsen en het aantal afgegeven elektronen

+III –II

Stap 3: REDUCTIE

We zien in het linkerlid een index ‘2’ bij

zuurstof staan en in het rechterlid een index

oxidatie: 2 ∙ (- 3 e-)

‘3’. Het kleinste gemeen veelvoud van 2 en 3

is 6, dus we moeten het aantal opgenomen

reductor oxidator

elektronen vermenigvuldigen met een

factor 6. Omdat de wet van behoud van

atomen klopt, moeten we in het linkerlid

OG:

2 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 0

een coëfficiënt 3 plaatsen voor O2 en in het

+III –II

reductie: 6 ∙ (+ 2 e-)

rechterlid een coëfficiënt 2 plaatsen voor

Al2O3. Stap 4: ELEKTRONENBALANS

We zien in de reactie dat er 6 elektronen worden afgegeven door aluminium

4 Al-atomen oxidatie: 2 ∙ 2 ∙ (- 3 e-)

(oxidatie) en dat er 12 elektronen worden opgenomen door dizuurstof (reductie).

We moeten dus het aantal afgegeven elektronen vermenigvuldigen met een factor 2. Het aantal opgenomen

elektronen vermenigvuldigen we in dit geval met een factor 1.

OG:

reductor oxidator 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 0

+III –II

reductie: 1 ∙ 6 ∙ (+ 2 e-) 6 O-atomen

Hierdoor krijgen we uiteindelijk: — 4 atomen aluminium

→ Dat klopt in het rechterlid al, maar in het linkerlid moeten we

— 6 atomen zuurstof

190

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

de coëfficiënt aanpassen: coëfficiënt 4 in plaats van 2.

→ Dat klopt al in het linkerlid en in het rechterlid. De redoxreactie is correct aangevuld.

Een elektronenoverdrachtreactie, ook wel reductie-oxidatie-reactie of kortweg redoxreactie genoemd, is een reactie waarbij zich gelijktijdig een oxidatie en een reductie voordoen. Reductie

Oxidatie

een chemisch proces waarbij in een stof

of deeltje het OG van een element stijgt

of deeltje het OG van een element daalt

door het afstaan van elektronen

door het opnemen van elektronen

Reductor

Oxidator

stof of deeltje waarin een element in OG

daalt

stof of deeltje dat geoxideerd wordt

stof of deeltje dat gereduceerd wordt

stijgt

Er worden evenveel elektronen afgegeven door de reductor, als dat er worden opgenomen door de oxidator: de oxidator zal de reductor oxideren, en de reductor zal de oxidator reduceren.

Het opstellen van redoxreactievergelijkingen gebeurt volgens een stappenplan, zie p. 189.

WEETJE

Reddingsvesten zijn vaak uitgerust met een lampje. Bij

bepaalde uitvoeringen is dat lampje via stroomdraadjes verbonden met een magnesiumstrip en een koperstrip.

Op de koperstrip is een dun laagje vast koper(I)chloride aangebracht. Koper(I)chloride is slecht oplosbaar in

water.

Zodra zo’n reddingsvest in het water belandt, gaat het lampje branden. De Cu+-ionen worden

omgezet in kopermetaal via de onderstaande redoxreactie. Daardoor wordt er kopermetaal afgezet op de koperstrip en verdwijnt de koper(I)chloridelaag. De elektronenoverdracht (en dus elektrische stroom) wordt hierdoor verzekerd.

Aangezien zowel CuCl als MgCl2 volledig dissociëren in water, kan die reactie ook met behulp van de ionenreactievergelijking genoteerd worden:

Mg + 2 Cu+ + 2 Cl- → Mg2+ + 2 Cl- + 2 Cu

We controleren nu even of de reactie eveneens een redoxreactie is. Reactie:

Mg + 2 Cu+ → Mg2+ + 2 Cu

OG:

+II

Het OG van Cu daalt van +I (in Cu+) naar 0 (in Cu). Cu+ wordt gereduceerd en dus is Cu+ zelf de oxidator. Het OG van Mg stijgt van 0 (in Mg) naar +II (in Mg2+). Magnesium wordt geoxideerd

en dus is magnesiummetaal de reductor. Wanneer we die veranderingen in OG bekijken, lijkt het zo dat er een verschillend aantal elektronen reageert. Als je de volledige reactie bekijkt en rekening houdt met de voorgetallen voor de elementen, worden er wel degelijk 2 elektronen afgegeven door magnesium, die dan alle 2 worden opgenomen door de Cu+-ionen. Met andere woorden:

ook hier worden evenveel elektronen afgegeven door het ene element, als er worden opgenomen door het andere element. THEMA 05

HOOFDSTUK 3

191

AAN DE SLAG 1 a

Duid bij de onderstaande redoxreacties de volgende onderdelen aan: oxidator – reductor – oxidatie -reductie

b Noteer daarna het aantal overgedragen elektronen. Cl2 + H2S → 2 HCl + S

b 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 c

2 CuS + 3 O2 → 2 CuO + 2 SO2

d 2 H2 + O2 → 2 H2O e

2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2

2 Vul de volgende reactievergelijkingen aan. Het is

de bedoeling dat jij de vergelijking telkens aanvult

volgens de regels van de kunst: — Vermeld onder elk element het OG. — Benoem de oxidatie en reductie.

— Noteer de elektronenoverdracht en vervolledig de reactievergelijking.

— Duid de oxidator en reductor aan. a

P4 + O2 → P2O5

b Na + Cl2 → NaCl c

CuO + Mg → Cu + MgO

d Sn2+ + Br2 → Sn4+ + Br-

3 Stel de volgende redoxreacties schematisch voor.

Volg het stappenplan op p. 189. a

synthese van zilveroxide uit zilver en zuurstofgas

b verbranding van magnesium

synthese van koper(II)jodide uit de enkelvoudige

stoffen

` Meer oefenen? Ga naar

192

THEMA 05

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

kennisclip VB

kennisclip 2u

REACTIESOORTEN KERNBEGRIPPEN

NOTITIES

KERNVRAGEN Hoofdstuk 1: Soorten chemische reacties redoxreactie = reactie waarbij OG van

Bepalen OG → zie thema 01

ionuitwisselingsreactie = reactie waarbij OG van atoomsoorten niet verandert 3 soorten:

atoomsoorten verandert

Neerslag: Er is neerslag op de bodem te zien.

Gasontwikkeling: Gasbelletjes ontsnappen uit de oplossing.

Neutralisatie: Een zuur en base reageren samen

en vormen een zout en water.

Hoofdstuk 2: Ionuitwisselingsreacties van dichtbij bekeken notatie ionuitwisselingsreactie via: — stoffenreactievergelijking

Zie stappenplan p. 189

— ionenreactievergelijking

— essentiële reactievergelijking neerslagreacties

Neerslag aangeduid met ↓ Gebruik de oplosbaarheidstabel op p. 178.

gasontwikkelingsreacties

Gas aangeduid met ↑ H2CO3

H2SO3

→ →

H2O

CO2 ↑

SO2 ↑

NH3 ↑

zuur + base → zout + water ER is steeds H++ OH- → H2O

Hoofdstuk 3: Redoxreacties van dichtbij bekeken

redoxreactie = reactie waarbij oxidator wordt

oxidatie

voorbeeld:

gereduceerd en elektronen opneemt van de reductor De reductor geeft de elektronen af en wordt hierdoor geoxideerd.

H2O

NH4OH →

neutralisatiereacties

H2O

+II –II CuO

reductor

1 ∙ 1 ∙ (- 2 e-)

→

+II –II +

Mgo

oxidatie = toename in OG reductie = afname in OG oxidator

1 ∙ 1 ∙ (+ 2 e-) reductie

THEMA 05

SYNTHESE

193

194

195

196

GENIE Chemie KathOndVla - Leerboek 4

Articles inside

3 Formulemassa

1 Atoommassa

1 De mol als eenheid en de molaire massa

is gegeven

2 Molecuulmassa

3 Molaire concentratie

1 Wat is een concentratie van een oplossing?

2 Massaconcentratie