GENIE Chemie GO! - Leerboek 4 by VAN IN

Chemie GO!

LEER BOEK

GENIE

Chemie

GO!

INHOUD THEMA 01: ANORGANISCHE STOFKLASSEN ` HOOFDSTUK 1: Verdere indeling van de materie

` HOOFDSTUK 6: De zouten 1

Wat is een zout?

Formule- en naamvorming

Waterstofzouten en hydraten

Gebruik en toepassingen van zouten

Reactiepatroon

THEMASYNTHESE

Organische en anorganische stoffen

Ionladingen van de elementen

Indeling en naamgeving van de anorganische stoffen

` HOOFDSTUK 2: De oxiden

Wat is een oxide?

De metaaloxiden

2.1 Metalen met slechts 1 mogelijke ionlading

THEMA 02: ORGANISCHE STOFKLASSEN

` HOOFDSTUK 1: Organische chemie of koolstofchemie

2.2 Metalen met meerdere mogelijke 19 ionladingen 3

De niet-metaaloxiden

Gebruik en toepassingen van oxiden

Reactiepatronen

5.2 Vorming niet-metaaloxiden

5.1 Vorming metaaloxiden

` HOOFDSTUK 3: De hydroxiden

Wat is een hydroxide?

Formule- en naamvorming

Gebruik en toepassingen van hydroxiden

Reactiepatroon

` HOOFDSTUK 4: De zuren

Binaire zuren

Ternaire zuren

Gebruik en toepassingen van zuren

Reactiepatronen

Wat is een zuur?

pH en zuurtegraad van een oplossing

1.1 pH-indicatoren

1.2 pH-meter

Buffer

Bindingsmogelijkheden van het koolstofatoom

Notatiemogelijkheden van een organische stof

2.1 De brutoformule

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule

2.3 De skeletnotatie of zaagtandstructuur 65 3

De stofklassen

` HOOFDSTUK 2: Alkanen 1

` HOOFDSTUK 5: Zuurtegraad van een oplossing

Formule en systematische naam

1.1 Onvertakte alkanen

1.2 Vertakte alkanen

A B 2

Vertakte alkanen met 1 zijketen

Vertakte alkanen met meerdere zijketens

Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1 Fysische eigenschappen

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

Methaan

Ethaan

Propaan en n-butaan

n-octaan

` HOOFDSTUK 3: Alkenen

Formule en systematische naam

Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1 Etheen

2.2 Propeen

` HOOFDSTUK 4: Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen

Alcoholen

1.1 Methanol

1.2 Ethanol

Carbonzuren

2.1 Methaanzuur

2.2 Ethaanzuur

THEMASYNTHESE

100

Massaconcentratie

106

Atoommassa

106

Molecuulmassa

107

Formulemassa

108

` HOOFDSTUK 2: De mol en het getal van Avogadro 110 1

De mol als eenheid en de molaire massa

110

Omrekeningen gram/mol/aantal deeltjes

114

` HOOFDSTUK 3: Stoichiometrische vraagstukken

129

Molaire concentratie

131

Oplossingen verdunnen en indampen

134

Oplossingen met verschillende concentraties van opgeloste stof mengen

136

` HOOFDSTUK 5: Chemisch rekenen met gassen

119

139

Het molaire gasvolume onder normomstandigheden

De algemene ideale gaswet

141

Omzettingen

143

De gaswet bij constante molhoeveelheid

145

` HOOFDSTUK 6: Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen

VA ` HOOFDSTUK 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa

Wat is een concentratie van een oplossing? 128

THEMASYNTHESE

THEMA 03: CHEMISCH REKENEN

128

` HOOFDSTUK 4: Concentratie van een oplossing

139

148 151

THEMA 04: POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID

` HOOFDSTUK 1: Polaire en apolaire bindingen en moleculen

157

Het dipoolkarakter van water

157

De elektronegativiteit

158

Polariteit van de binding

159

Polariteit van moleculen

160

` HOOFDSTUK 2: Intermoleculaire krachten

166

119

Invloed van massa en polariteit op het kookpunt van een stof

166

121

Intermoleculaire krachten

168

De molverhouding

Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

Vraagstukken waarbij 2 stofhoeveelheden zijn gegeven 123

2.1 De Londonkracht of Londondispersiekracht

168

2.2 Dipoolkracht

169

2.3 Waterstofbruggen

169

LABO'S 173

Oplosbaarheid van ionverbindingen in polaire en apolaire oplosmiddelen

173

Oplosbaarheid van moleculaire verbindingen

176

Ionisatie van zuren en ammoniak

178

3.1 Ionisatie van zuren

178

3.2 Ionisatie van ammoniak

180

Verband tussen zuurtegraad en concentratie van protonen

182

THEMASYNTHESE

186

THEMA 05: REACTIEMECHANISMEN

STEM-VAARDIGHEDEN (VADEMECUM)

` HOOFDSTUK 3: Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

` HOOFDSTUK 1: Oplosbaarheid en mogelijke reacties Oplosbaarheid

Oplossingen mengen: mogelijke reacties

191

193

191

` HOOFDSTUK 2: Ionuitwisselingsreacties

196

` HOOFDSTUK 3: Protonenoverdrachtsreacties

201

Zuur-baseneutralisatiereactie

201

Neutralisatie van een metaaloxide met een zuur

204

Neutralisatie van een niet-metaaloxide met een base

206

Protonenoverdracht met gasontwikkelingsreactie

208

` HOOFDSTUK 4: Elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties

212

Definitie oxidatie en reductie

212

Oxidatiegetallen

214

Bepalen van de oxidator en reductor

218

Redoxreacties opstellen

220

THEMASYNTHESE

224

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.

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

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

L de algemene principes van naamgeving bij anorganische stoffen

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 fossiele brandstoffen omgezet worden, zoals steenkool, aardolie of aardgas.

Voorbeelden van organische stoffen zijn aardgas en eiwitten in vlees:

Afb. 1 Aardgas is een organische stof.

Afb. 2 Eiwitten in vlees zijn organische stoffen.

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.

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Ionladingen van de elementen

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

ionlading 1+

elementen uit groep IIa

aardalkalimetalen

ionlading 2+

elementen uit groep IIIa

aardmetalen

ionlading 3+

elementen uit groep IVa

C-groep

ionlading 4+

elementen uit groep Va

N-groep

ionlading 3-

elementen uit groep VIa

O-groep

ionlading 2-

halogenen

ionlading 1-

elementen uit groep VIIa

elementen uit groep Ia

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

— Koper zal voorkomen als Cu2+ en Cu+.

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

Voor die elementen zul je dus in de naam moeten verduidelijken over welk ion het gaat. Er zijn ook een paar niet-overgangselementen met verschillende mogelijke ionladingen, elementen die dus afwijken van de kolomregel hierboven. Lood en tin zijn daarvan voorbeelden. Waarom dat sommige elementen in ‘afwijkende’ ionladingen voorkomen, leer je in de derde graad. We sommen

de belangrijkste elementen die meerdere ionen vormen, waarbij je dus goed moet opletten bij de naamgeving van de stoffen, even op in een tabel: Element

Mogelijke ionlading

Fe , Fe

lood Pb

Pb4+, Pb2+

koper Cu

Cu2+, Cu+

tin Sn

Sn4+, Sn2+

zilver Ag

Ag+

ijzer Fe

TIP

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Indeling en naamgeving 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

Stofklasse functionele

volgende tabel vind je de basisstructuur van elke stofklasse. Hydroxiden

Oxiden O

Zuren

Zouten

groep

geen functionele groep

algemene

MO of nMO

MOH

-oxide

-hydroxide

formule

-ide

-aat

-iet

uitgang naam

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

Indien je een formule van een samengestelde stof krijgt, dan kun je op basis van de algemene formule uit de bovenstaande tabel de stof in de juiste stofklasse indelen. Het volgende schema

kan je helpen om dat efficiënt aan te pakken:

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

NEE

Het is een oxide

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

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Wanneer we de naam van verschillende anorganische stoffen bekijken, valt het op dat we ze in 3 groepen kunnen indelen: Groep 1

Ionverbindingen waarbij het metaal slechts 1 mogelijke ionlading heeft

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

Na2O

Al2O3

natriumoxide aluminiumoxide

Zowel natrium als aluminium hebben slechts 1 mogelijke ionlading in een

samengestelde stof. Met behulp van de kennis van de ionladingen en de

neutraliteitsregel kun je gemakkelijk zelf de formule opstellen, daarom bevat de naam alleen de essentiële onderdelen.

Ionverbindingen waarbij het metaal meerdere mogelijke ionladingen heeft

Er zijn 2 manieren om de naam weer te geven:

— Voor de systematische naam noteer je het Griekse telwoord voor de index dat bij het eerste element staat. Vervolgens noteer je de naam van het eerste element.

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

Groep 2

Daarna het Griekse telwoord voor de index dat bij het laatste deel van de formule staat en tot slot de juiste uitgang.

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

juiste uitgang.

FeO

ijzermonoxide of ijzer(II)oxide

Fe2O3

diijzertrioxide of ijzer(III)oxide

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

formule FeO of Fe2O3 moet schrijven.

Groep 3

De atoomverbinding tussen niet-metalen Twee niet-metalen kunnen onderling verschillende verbindingen vormen. Voor de naam wordt ook hier de systematische naam gebruikt: je noteert het Griekse telwoord voor

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

koolstof(mon)oxide

CO2

koolstofdioxide

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

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

Eindigt de naam op 'hydroxide'? JA

NEE

Het is een hydroxide

Eindigt de naam op 'oxide'? JA

NEE

Het is een oxide

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

NEE

Eindigt de naam

op -ide?

NIET op -ide?

Het is een

binair zuur

ternair zuur

Eindigt de

Eindigt de naam

naam op -ide?

NIET op -ide?

Het is een

binair zout

ternair zout

Schema 2 Indeling van anorganische stoffen op basis van een naam

Het is een zout

Het is een zuur

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 mogelijke ionlading ga je als volgt te werk om de naam te geven: •

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

stofklasse

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

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

weer te geven:

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

•

stocknotatie: je noteert de ionlading van het eerste element tussen haakjes achter de

naam van dat element, maar zonder het plusteken: naam van het metaal (ionlading van het element zonder plusteken) + juiste uitgang

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Zijn de volgende moleculen enkelvoudige (ES) of

4 Behoren de volgende formules tot de oxiden,

samengestelde stoffen (SS)?

hydroxiden, zuren of zouten?

b K2O

b H2CO3

d O3

d KCl

Cl2 A

HNO3

d Al(OH)3

anorganische stoffen (A), alleen bij organische stoffen (O) of bij zowel de anorganische als de

5 Behoren de volgende stoffen tot de oxiden,

organische stoffen (A + O)?

hydroxiden, zuren of zouten? a

kan het element Ca bevatten

b aardolie behoort tot die groep stoffen c

dichloorpentaoxide

b waterstofbromide

maakt gebruik van zeer veel verschillende

lood(IV)hydroxide

d ammoniumhydroxide

atoomsoorten

diijzertrioxide

koper(I)carbonaat

d de totale verzameling van moleculen is zeer uitgebreid

Na2O

h (NH4)3PO4

2 Horen de volgende uitspraken alleen bij

KOH

3 Zijn de volgende stoffen organisch of anorganisch?

CH3

H3C

O-

N+

O-

haar

` Meer oefenen? Ga naar

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 atoombindingen 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 mogelijke ionlading; — metalen met meerdere mogelijke ionladingen.

2.1

Metalen met slechts 1 mogelijke ionlading

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

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

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET 1 LADING 1

De naam en formule van het oxide van natrium (Na) — natrium: 1+ — zuurstof: 2-

want in groep Ia

want in groep VIa

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 ionlading van 1+. — Zuurstof staat in groep VIa en heeft een ionlading van 2-.

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

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 mogelijke ionlading, daarom moeten we de neutraliteitsregel of kruisregel toepassen om de formule te vormen. — aluminium: 3+

want groep IIIa

— zuurstof: 2-

want groep VIa Al

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

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

2.2 Metalen met meerdere mogelijke ionladingen Hier zijn er meerdere oxiden mogelijk. Het is dus belangrijk dat er in de naam extra informatie wordt gegeven om te weten over welk oxide het juist gaat. Elke stof moet namelijk een unieke naam krijgen en bij elke naam hoort er slechts 1 stof: — Ofwel wordt er gebruik gemaakt van de stocknotatie waarbij de ionlading van het metaal tussen haakjes achter de naam van het metaal wordt genoteerd met een Romeins cijfer. Dus: metaal + (ionlading) + oxide — Ofwel wordt de systematische naam gebruikt: hierbij wordt het aantal ionen van elke soort weergegeven met behulp van Griekse telwoorden. Dus: Grieks telwoord + metaal + Grieks telwoord + oxide

De formule van alle mogelijke oxiden van ijzer (Fe) Kruisregel 2+

Formule-eenheid FeO vereenvoudigen tot

FeO.

Systematische naam

ijzer(mon)oxide

Stocknotatie

ijzer(II)oxide

Hier kun je Fe2O2

Fe2O3

ijzer(III)oxide

diijzertrioxide

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

VOORBEELD FORMULE EN NAAM VAN EEN METAAL MET MEERDERE IONLADINGEN

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

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

— De systematische naam is lood(mon)oxide.

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

Berekening van de ionlading van koper: 2 · ionlading(Cu) + 1 · ionlading(O) = 0 2 · x + 1 · (2-) = 0 x = 1+ — Daarom is de stocknotatie koper(I)oxide.

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

De niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn atoombindingen die in veel verschillende verhoudingen kunnen binden. Je zult dus altijd een systematische naam krijgen met Griekse telwoorden die aangeven hoeveel keer je elk atoom moet nemen: Grieks telwoord + niet-metaal + Grieks telwoord + niet-metaal VOORBEELD NAAM EN FORMULE VAN NIET - METAALOXIDEN 1

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

Systematische naam dichlooroxide

Cl2O3

dichloortrioxide

Cl2O5

dichloor-pentaoxide

Cl2O7

dichloor-heptaoxide

Cl2O

De ionlading -I van chloor nemen we niet op. Aangezien zuurstof een negatieve ionlading

heeft, kan dat in een binaire verbinding nooit gecombineerd worden met een ander negatieve

ionlading. De som van die ionladingen kan dan nooit nul worden. De naam en formule van alle oxiden van zwavel (S)

Brutoformule SO2

zwaveldioxide

zwaveltrioxide

SO3

Systematische naam

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

metaaloxiden: MO

•

niet-metaaloxiden: nMO

— De functionele groep is zuurstof. — Metaaloxiden:

→ metalen met slechts 1 mogelijke ionlading: •

formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal + oxide

→ metalen met meerdere mogelijke ionladingen: •

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

•

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

•

stocknotatie = metaal + (ionlading) + oxide

— Niet-metaaloxiden: •

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

•

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

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 Afb. 7 Koolstofdioxide ontstaat bij heel wat verbrandingsprocessen.

of limonade te maken. Dat is gevuld met koolstofdioxide onder hoge druk.

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

dichtheid heeft dan lucht, stijgt het gas niet en zorgt het ervoor dat er geen zuurstofgas meer aan het vuur kan waardoor het vuur dooft. Wanneer koolstofdioxide zodanig wordt afgekoeld dat het vast wordt, wordt het droogijs genoemd.

Dat wordt vooral als koelmiddel gebruikt, maar ook als ‘showeffect’ bij optredens, bepaalde cocktails … Pas toch op met die stof. Zoals gezegd:

koolstofdioxide heeft een hogere dichtheid dan

lucht, dus bij heel grote hoeveelheden kun je sterven door zuurstofgebrek.

Afb. 8 Koolstofdioxide als droogijs

Wanneer fossiele brandstoffen verbrand worden in

zuurstofarme omstandigheden, bijvoorbeeld wanneer een schoorsteen onvoldoende lucht en dus ook zuurstofgas doorlaat, ontstaat het zeer giftige

koolstofmonoxide CO. Aangezien dat een kleurloos en geurloos gas is, wordt het vaak de stille

sluipdoder genoemd. Spijtig genoeg sterven er in België nog jaarlijks veel mensen aan een COvergiftiging.

Afb. 9 Een schoorsteen moet geregeld worden gereinigd.

Een ander gasvormig oxide dat je misschien kent, is distikstofoxide N2O of lachgas. Die stof wordt

onder andere gebruikt in slagroompatronen en om het vermogen van een motor op te drijven (denk maar aan de filmreeks ‘Fast and Furious’).

Afb. 10 Slagroomspuit

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

Afb. 12 Snelle auto’s in Fast and Furious

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

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 video: rij ballonvrij

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.

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

1156 kJ

347 kJ

273 kcal

82 kcal

2,7 g

0,8 g

61,1 g

18,3 g

36,5 g 0,3 g

11,0 g 0,1 g

12 % <1 %

0,1 g

0,03 g

<1 %

Koolhydraten

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

waarvan suikers Vet

waarvan verzadigd vet Voedingsvezels

7,5 g

2,3 g

<0,01 g

<1 %

Natrium

Afb. 13 Zwaveldioxide in gedroogde abrikozen

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. 14 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.

THEMA 01

HOOFDSTUK 2

Afb. 15 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.

Formule

Systematische naam

Stocknotatie

CO2

koolstofdioxide

N2O

distikstofoxide

Fe2O3

diijzertrioxide

SO2

zwaveldioxide

koolstofmonoxide

Bron: Het Laatste Nieuws

Toepassing/eigenschap

Triviale naam koolzuurgas

— brandblusapparaat

— drank met prik

anesthesie

roest

roesten van ijzer

bewaarmiddel

ijzer(III)oxide

lachgas

— ontstaat bij slechte verbranding

— is zeer giftig

calciumoxide

ongebluste kalk

flashcards: oxiden

CaO

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 er water met universeel-indicatoroplossing toegevoegd. Waarnemingen

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

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

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

Besluit

Wanneer je een metaal verbrandt, ontstaat er een metaaloxide.

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

metaal

zuurstofgas

→

metaaloxide

(M)

(O2)

→

(MO)

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

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 1 Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO),

7 Behoren de volgende stoffen tot de metaaloxiden

niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een

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

andere stofklasse (/)?

lachgas

b roest

b ZnO

d H2O

HClO

NaNO3

d koolzuurgas

Ca(OH)2

P2O3

2 Zijn de volgende stoffen metaaloxiden (MO),

ongebluste kalk

8 Schrijf het reactiepatroon voor de vorming van:

niet-metaaloxiden (nMO) of behoren ze tot een

andere stofklasse (/)?

b een metaaloxide

aluminiumhydroxide

9 Hoort bij de volgende reacties reactiepatroon a of b

waterstofcarbonaat

d siliciumdioxide e

b dibroomtrioxide

een niet-metaaloxide

(uit de vorige oefening)? a

waterstofsulfide

3 Vorm de formule van het oxide van de volgende

elementen. Als een bepaald element meerdere

b 4 Al

2 C

5 O2

→

3 O2

2 Al2O3 2 CO

d de reactie beschreven in de volgende tekst:

Alkalimetalen zijn zo zacht dat je ze met een mes kunt snijden. Natrium reageert zo snel met

zuurstofgas in de lucht dat het oppervlak al na

mogelijke ionladingen heeft, schrijf je alle opties. aluminium

b cadmium c

enkele minuten dof wordt.

zilver

d ijzer

4 Noteer de juiste naam naast de formules van de

vorige oefening.

5 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

Afb. 16 Natrium: een zacht alkalimetaal

bestaat, leg je uit waarom niet. a

kaliumoxide

b lood(IV)oxide

koolstofmonoxide

d koperoxide e

Br2O3

6 Schrijf de juiste formule van alle oxiden die bij de

ingrediënten hieronder vermeld worden. Magnesiumoxide; Vulstof: Hydroxypropylmethylcellulose (E464); Bevochtigingsmiddel: Sorbitol; Antiklontermiddel: Magnesiumstearaat (E470b); Kleurstof: E171; Verdikkingsmiddel: Siliciumdioxide. 1 capsule bevat 450 mg MAGNESIUM ELEMENT (120% Referentie inname).

→

2 P2O5

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 al kennisgemaakt met die stofklasse.

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 kunt vormen

Wat is een hydroxide?

Een hydroxide is een verbinding van een metaal met 1 of meerdere hydroxidegroepen

(OH--groepen). Het zijn dus allemaal ionverbindingen. De functionele groep is het hydroxide-ion: OH-. De lading van het hydroxide-ion is -I, aangezien zuurstof een lading van -II heeft en waterstof

een lading van +I. De algemene formule van een hydroxide is dus MOH. Er komt nooit een andere index dan 1 voor bij het metaal.

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

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

Maar zuurstof is ook gebonden met waterstof. Dat zijn 2 niet-metalen en die vormen dus samen een atoombinding. Zuurstof en waterstof vormen samen een apart gecombineerd ion:

het hydroxide- ion OH-.

Formule- en naamvorming

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

VOORBEELD HYDROXIDE MAGNESIUM EN AMMONIUMION — Mg: ionlading = 2+

want staat in groep IIa

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

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

Aangezien magnesium maar 1 mogelijke ionlading heeft, moet er in de naam niet aangegeven

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

De formule is dan NH4OH en de naam is ammoniumhydroxide.

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

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

De formule en namen van alle mogelijke oxiden van koper (Cu) Kruisregel

Formule-eenheid

CuOH

Cu(OH)2

Systematische naam

koperhydroxide

koperdihydroxide

Stocknotatie

koper(I)hydroxide

koper(II)hydroxide

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

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

x + 4 ∙ (1-) = 0

x = 4+

De stocknotatie is lood(4)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 ionlading van -I: OH— NH4+ = ammoniumion — Indien het metaal slechts 1 mogelijke ionlading heeft: •

formule: lading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal (of ammonium) + hydroxide

— Wanneer het metaal meerdere mogelijke ionladingen heeft: formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over de ionlading gegeven worden

• •

systematische naam: metaal + Grieks telwoord + hydroxide

•

stocknotatie: metaal + (ionlading) + hydroxide

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 veroorzaken.

Afb. 17 In ontstopper zit natriumhydroxide.

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

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

dat oplosproces. Die oplossing wordt vooral gebruikt voor haar ontvettende

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

eigenschappen om bijvoorbeeld ramen te poetsen. Als je de stof eenmaal geroken hebt, zul je ze nooit meer vergeten. De stof staat bekend voor zijn zeer indringende geur. Maar let op, het kan je slijmvliezen irriteren. Dezelfde doordringende geur kun je in stallen ruiken. Ammoniak komt namelijk ook in mest voor.

Afb. 18 Ammoniak werkt ontvettend.

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

ammonia

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 groen-blauwe kleur. Besluit

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

— reactiepatroon: metaaloxide (MO) + water (H2O) → hydroxide (MOH) — reactievergelijking: MgO + H2O → Mg(OH)2

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

Reactiepatroon voor de vorming van hydroxiden: metaaloxide

water

→

hydroxide

(MO) +

(H2O)

→

(MOH)

Metaaloxiden zijn basevormende oxiden.

THEMA 01

HOOFDSTUK 3

AAN DE SLAG 1 Vorm de formule van de hydroxiden van Mn. 2 Van de volgende stoffen is ofwel de systematische

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

ijzer(3)hydroxide

KOH

d aluminiumhydroxide e

ammoniumhydroxide

3 Wat is de systematische naam van de volgende

triviale namen? a

gebluste kalk

b bijtende soda

basevormende oxiden?

4 Waarom noemen ze metaaloxiden ook wel

b CuOH

5 Welke van de volgende stoffen zijn basevormende

oxiden? a

SO2

b NaOH c

K2O

d CO2

6 Welke van de volgende stoffen zijn basevormende

oxiden? a

koolstofdioxide

b zwaveltrioxide c

natriumoxide

d natriumhydroxide

7 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 wel eens iets zuurs gegeten: een schijfje citroen of een zuur snoepje. Tijdens de lessen chemie mag je natuurlijk niet proeven, daarom hebben we tijdens het practicum andere manieren geleerd om

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 kunt 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 alleen 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 lading 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: ionlading = 1+ zwavel:

ionlading = 2-

lading voor zwavel is 2-

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

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 2 Binaire zuren en zuurresten

Van één 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!

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

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

Systematische naam

Triviale naam

waterstofcarbonaat

koolzuur

HNO3

waterstofnitraat

salpeterzuur

H3PO4

waterstoffosfaat

H2SO4

Naam zuurrest carbonaation

H2CO3

Zuurrest NO3

nitraation

fosforzuur

fosfaation

waterstofsulfaat

zwavelzuur

SO42-

sulfaation

HClO3

waterstofchloraat

chloorzuur

ClO3-

chloraation

HBrO3

waterstofbromaat

broomzuur

BrO3

bromaation

HIO3

waterstofjodaat

joodzuur

IO3

jodaation

Tabel 3 Ternaire zuren en zuurresten

Van verschillende ternaire zuren bestaan er afgeleide zuren omdat ze meer of minder

zuurstofatomen in de formule hebben in vergelijking met het stamzuur. De formule hiervan ziet er hetzelfde uit als die van de stamzuren, alleen verschilt het aantal zuurstofatomen. Als je de stamzuren goed kent, kun je de naam en de formule van alle andere afgeleide zuren opstellen: Systematische naam

Triviale naam

Zuurrest

Brutoformule

+O -O

waterstofperchloraat

perchloorzuur

ClO

perchloraation

HClO3

waterstofchloraat

chloorzuur

ClO3-

chloraation

HClO2

waterstofchloriet

chlorigzuur

ClO2-

chlorietion

HClO

waterstofhypochloriet

hypochlorigzuur

ClO

hypochlorietion

Tabel 4 Afgeleide namen van het standaardzuur

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

-2 O

Naam zuurrest

HClO4

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

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

Systematische naam

Triviale naam

Zuurrest

Naam zuurrest

H2CO3

waterstofcarbonaat

koolzuur

HNO3

waterstofnitraat

salpeterzuur

NO3-

nitraation

HNO2

waterstofnitriet

salpeterigzuur

nitrietion

H3PO4

waterstoffosfaat

fosforzuur

PO43-

fosfaation

H3PO3

waterstoffosfiet

fosforigzuur

PO33-

fosfietion

H3PO2

waterstofhypofosfiet

hypofosforigzuur

hypofosfietion

H2SO4

waterstofsulfaat

zwavelzuur

SO42-

sulfaation

H2SO3

waterstofsulfiet

zwaveligzuur

SO32-

sulfietion

HClO4

waterstofperchloraat

perchloorzuur

ClO4-

perchloraation

HClO3

waterstofchloraat

chloorzuur

ClO3-

chloraation

HClO2

waterstofchloriet

chlorigzuur

ClO2-

chlorietion

HClO

waterstofhypochloriet

hypochlorigzuur

ClO

hypochlorietion

carbonaation

Tabel 5 Ternaire zuren en zuurresten

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

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

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

Om de structuurformule van ternaire zuren te tekenen, moeten we er rekening mee houden dat elk atoom in de molecule een edelgasconfiguratie bezit. Bij de ternaire zuren staat het kenmerkende niet-metaal altijd centraal. De zuurstofatomen zijn gebonden aan het kenmerkende niet-metaal en de waterstofatomen zijn gebonden aan een zuurstofatoom. Je komt tot een goed resultaat door deze stappen te volgen: Je schrijft telkens het centraal niet-metaal en daarrond het aantal zuurstofatomen uit in de

formule. De waterstofatomen schrijf je vervolgens altijd bij een zuurstofatoom.

Je tekent het aantal elektronen bij elk element.

Je vormt vrije elektronenparen en atoombindingen zodat elk atoom de edelgasconfiguratie

bekomt (8 elektronen dus, 2 in het geval van waterstof).

VOORBEELD H2CO3 EN HNO2

— koolzuur (H2CO3)

Het koolstofatoom wordt omgeven door 3 zuurstofatomen. 2 waterstofatomen worden

getekend bij respectievelijk 2 verschillende zuurstofatomen.

Het koolstofatoom heeft 4 ongepaarde elektronen,

het zuurstofatoom 2 en het waterstofatoom 1.

O O

C O

H 36

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

Koolstof moet dus 4 covalente bindingen aangaan, zuurstof 2 en waterstof 1. Aangezien bij koolzuur 2 zuurstofatomen gebonden

H O C

zijn met koolstof én waterstof, blijven op het resterende O-atoom en op C 2 vrije elektronen over. Die worden gebruikt om een dubbele binding te vormen. Elk atoom heeft nu de

O O

edelgasconfiguratie.

— salpeterigzuur (HNO2) 1

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

Het stikstofatoom heeft 3 ongepaarde elektronen,

het zuurstofatoom 2 en het waterstofatoom 1.

N moet dus 3 covalente bindingen aangaan, zuurstof 2 en waterstof 1.

Aangezien bij salpeterigzuur 2 zuurstofatomen gebonden zijn met koolstof én waterstof,

blijven op het resterende O-atoom en op N 2 vrije elektronen over. Die worden gebruikt om een dubbele binding te vormen. Elk atoom heeft nu de edelgasconfiguratie.

H O N O

VOORBEELD H2SO4 EN H3PO4: DATIEVE (OF DONOR-ACCEPTOR) BINDING

Opgelet! Wanneer je nu de lewisvoorstelling van zwavelzuur (H2SO4) of fosforzuur (H3PO4) tekent door elektronenparen te vormen en atoombindingen, merk je dat er een probleem is om

4 zuurstofatomen aan het zwavelatoom (respectievelijk fosforatoom) en een waterstofatoom te binden.

— H2SO4 : datieve binding

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

zuurstofatoom.

Het zwavelatoom en de zuurstofatomen hebben 2 ongepaarde elektronen en het

waterstofatoom 1.

Nadat de waterstofatomen met zuurstof binden, en die zuurstofatomen aan het centrale

zwavelatoom worden gebonden, zijn er bij de resterende 2 zuurstofatomen telkens 2 ongepaarde elektronen aanwezig om een binding mee te vormen, maar het zwavelatoom heeft al de octetstructuur en heeft enkel nog elektronenparen ter beschikking.

datieve binding

O H

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

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

O O S O H O — H3PO4: datieve binding

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

zuurstofatoom. 2

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

O H

datieve binding

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

H O P O H O H

We nemen opnieuw aan dat de 2 vrije elektronen op zuurstof samen een elektronenpaar

vormen en dat het fosforatoom zijn vrij elektronenpaar zal delen met 1 zuurstofatoom. Op die manier zal elk atoom in de molecule de octetstructuur bereiken.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

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

Systematische naam

Naam zuurrest

Zuurrest

waterstoffluoride

HCl

fluoride-ion

waterstofchloride

chloride-ion

HBr

waterstofbromide

bromide-ion

waterstofjodide

I-

jodide-ion

H 2S

waterstofsulfide

S2-

Een ternair zuur:

sulfide-ion

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

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

Systematische naam

Triviale naam

Zuurrest

H2CO3

waterstofcarbonaat

koolzuur

HNO3

waterstofnitraat

salpeterzuur

H3PO4

waterstoffosfaat

H2SO4

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

NO3

— De te kennen afgeleide zuren en hun zuurresten: Brutoformule

Systematische naam

Zuurrest

Naam zuurrest

waterstofnitriet

NO2-

nitrietion

H2SO3

waterstofsulfiet

SO32-

sulfietion

HNO2

THEMA 01

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 ontdekplaat: anorganische stofklassen

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

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

die zure brij, maar je slokdarm kan er serieus door aangetast worden.

gezonde maag

reflux

Afb. 19 Zoutzuur in de maag helpt bij de vertering. Relfux is een aandoening waarbij de zure maaginhoud terugvloeit in de slokdarm.

Bij vulkaanuitbarstingen komt waterstofsulfide

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

Afb. 20 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. 21 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.

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

Afb. 22 De loodzuurbatterij, ontworpen in 1859, is vandaag nog steeds de populairste batterij voor auto’s.

DEMO Zwavelzuur Werkwijze 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

TIP

Er blijft een zwarte, vaste stof achter: koolstof.

Bij het maken van oplossingen van geconcentreerd zuur start je met een bodempje water waaraan je de

benodigde hoeveelheid zuur toevoegt. Als je water aan geconcentreerd zuur toevoegt, kan er namelijk zoveel

water

warmte vrijkomen dat het spat! 'Water op zuur geeft vuur', zegt men weleens.

geconcentreerd

Afb. 23 Water op zuur geeft vuur.

GEN4_CHE_LB_KOV_T1_H4_Overgieten.ai

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

vroeger dat suiker was opgebouwd uit koolstof en één of meerdere moleculen water. Cola is de

enige frisdrank die niet alleen koolzuur, maar ook fosforzuur of H3PO4 bevat.

Formule

Wil je weten wat er gebeurt nadat je cola gedronken hebt?

bijlage: lees het artikel

Afb. 24 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.

Systematische naam

Toepassing

Triviale naam

H3PO4

waterstoffosfaat

fosforzuur

aanwezig in cola

H2CO3

waterstofcarbonaat

koolzuur

frisdrank

HCl

waterstofchloride

zoutzuur

maag

H2SO4

waterstofsulfaat

zwavelzuur

autobatterij

flashcards: zuren

THEMA 01

HOOFDSTUK 4

Reactiepatronen

Een binair zuur kun je vormen door een niet-metaal met waterstofgas te laten reageren. — reactiepatroon: niet-metaal (nM) + waterstofgas (H2) → binair zuur (HnM) — reactievergelijking: Cl2 + H2 → 2 HCl Ternaire zuren kun je vormen door een niet-metaaloxide met water te laten reageren. Daarom noemen ze niet-metaaloxiden zuurvormende oxiden. — reactiepatroon:

— reactievergelijking: CO2 + H2O → H2CO3

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

Reactiepatronen vorming zuren:

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

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

→ Niet-metaaloxiden zijn zuurvormende oxiden.

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

6 Welk reactiepatroon uit de vorige oefening hoort bij

H2S

de volgende reacties: a of b? a

P2O5

3 H2O

→

2 H3PO4

b I2

→

2 HI

een ternair (T) zuur?

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

waterstofsulfide

b waterstofbromaat c

metaaloxide + water → ?

HBrO

d HNO2 e

niet-metaaloxide + ? → ?

fosforzuur

d waterstofsulfiet

de onderlijnde reactie in volgend artikel:

Na oxidatie van zwaveldioxidegas

(uitstootgas van verbrandingsprocessen)

3 Noem één overeenkomst en één verschil tussen een

binair en een ternair zuur.

eigenschap?

A aanwezig in spuitwater

1 H3PO4

2 HCl

B geur van rotte eieren

d CaO

C aanwezig in de maag

3 H2CO3

4 H 2S

lucht komt, ontstaat zure regen.

4 Welke formule hoort bij welke toepassing of

ontstaat SO3. Wanneer SO3 in de vochtige

H2O

→

Ca(OH)2

7 Teken de lewisstructuur van fosforzuur en

waterstofperchloraat.

` Meer oefenen? Ga naar

D aanwezig in cola

THEMA 01

HOOFDSTUK 4 - AAN DE SLAG

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

ontdekplaat: pH

ontstopper

bloed

maagzuur

geconcentreerd zoutzuur

broccoli

zuiver water

tomaat

bleekmiddel

citroen

appel

meest zuur

Afb. 25 De pH-schaal

zuiveringszout

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: de oplossing is dus niet zuur, maar ook niet basisch. Let op: de zuurtegraad en de pH zijn dus tegengesteld: hoe zuurder een oplossing is, hoe hoger de zuurtegraad, hoe lager de pH.

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

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

Afb. 26 Cola heeft een pH van 2,4. Een frisdrank met een pH van < 4 kan eroderend werken op het tandglazuur.

toegevoegd.

1.1

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.

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.

pH-indicator

De resultaten van experimenten met andere indicatoren vind je in de volgende tabel: Kleur in neutraal midden

Kleur in zuur midden rood

blauwpaars

groengeel

methyloranje

rood

geel

lakmoes

rood

roodblauw

blauw

fenolftaleïne

kleurloos

fuchsia

broomthymolblauw

geel

groen

blauw

rodekoolsap

Kleur in basisch midden

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. 27 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.

Afb. 28 Met een universeel-indicatoroplossing kan de pH van een oplossing bepaald worden.

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

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. 29 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. 30 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. 31 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.

THEMA 01

HOOFDSTUK 5

menselijk bloed

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. 32 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. 45.

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

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

` Meer oefenen? Ga naar

HOOFDSTUK 6

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

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

Wat is een zout?

L via welke chemische reactie je een zout kunt vormen

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. 33 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. 34).

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

THEMA 01

HOOFDSTUK 6

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

Het zout tussen calcium en de jodide-zuurrest Ca: ionlading = 2+

want het staat in groep IIa

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

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

→ Het is een voorbeeld van een binair zout. 2

Het zout tussen aluminium en de sulfaat-zuurrest

want het staat in groep IIIa

Al: ionlading = 3+

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

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

SO4

→ 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

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

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

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

— kruisregel:

NH4

PO4

→ 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 ION IONLADINGEN 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 sulfidezuurrest De sulfide-zuurrest is afkomstig van H2S. De lading van S is dus 2-.

Kruisregel Fe

Formule-eenheid FeS: Hier

Stocknotatie

Systematische naam

Mogelijke oxidatiegetallen van ijzer:

ijzer(II)sulfide

ijzersulfide

ijzer(III)sulfide

di-ijzertrisulfide

kun je Fe2S2

vereenvoudigen

tot FeS. Fe2S3

→ 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 de lading van lood. De nitraat-zuurrest is afkomstig van HNO3. De ionlading van NO3 is dus 1-.

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

NO3

→ De formule-eenheid is dus Pb(NO3)2.

De stocknotatie van dikopercarbonaat

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

Vervolgens bepalen we de lading van koper: 2 ionlading(Cu) + ionlading(CO32-) = 0 2 ∙ x + 1 ∙ (2-) = 0

x = 1+

Het carbonaation is afkomstig van H2CO3,

daarom is de lading 2-

→ 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. De lading voor die zuurrest

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

VOORBEELD WATERSTOFZOUT VAN NATRIUM EN WATERSTOFCARBONAAT Na: ionlading = 1+

want natrium staat in groep IA

De lading van de waterstofcarbonaatzuurrest is -I, want het is afkomstig van H2CO3. Na

HCO3

→ De formule-eenheid is dan NaHCO3.

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

vermeld worden.

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

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

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

En zo ook bij de zouten: een hydraat is een

zout waar water in gevangen zit. Die zouten

nemen water op in hun ionrooster. Dat water noemen we kristalwater. De algemene

formule van een hydraat is dan ook MZ nH2O. De formule van het zout wordt gevormd

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

dat voor hydraat staat hoeveel keer water

voorkomt per formule-eenheid van het zout. Afb. 34 Structuur en uitzicht van CoCl2

Afb. 35 Structuur en uitzicht van CoCl2 ∙ 6H2O

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

watermoleculen (hydraat) aanwezig.

Afb. 36 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 1 of meerdere zuurstofatomen) — algemene formule: MZ — twee soorten: • •

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

— een metaal met slechts 1 mogelijke ionlading: •

formule: ionlading opzoeken in het PSE + kruisregel toepassen

•

naam: metaal (of ammonium)+ juiste zuurrest

•

— een metaal met meerdere mogelijke ionladingen: formule: meerdere mogelijkheden, er moet dus informatie over de ionlading gegeven worden •

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

•

stocknotatie: metaal + ionlading + zuurrest

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

— Hydraten bevatten kristalwater in hun formule: MZ.nH2O

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 anti-klontermiddel aan toegevoegd.

Afb. 37 Natriumchloride is het bekendste zout.

ontdekplaat: anorganische stofklassen

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

Afb. 38 Strooizout bevat calciumchloride.

Afb. 39 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. Ook al komen we zuren in een keuken meestal in een verdunde oplossing tegen zodat ze 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. 40 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. 41 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. 42 Met natriumcarbonaat kun je water ontharden.

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

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

geknutseld. Het hydraat is harder dan het oorspronkelijke zout. Ook cement is een voorbeeld van een hydraat.

Afb. 43 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

flashcards: zouten

THEMA 01

Afb. 44 Droogmiddelen zijn zouten.

Systematische naam

Triviale naam

Toepassing/ voorkomen

NaF

natriumfluoride

tandpasta

NaHCO3

natriumwaterstofcarbonaat

bakpoeder

rijsmiddel

AgNO3

zilvernitraat

wratten verwijderen

CaSO4.5H2O

calciumsulfaatpentahydraat

gips

breuken zetten

NaCl

natriumchloride

keukenzout

smaak, bewaarmiddel

CaCO3

calciumcarbonaat

marmer, eierschaal

Na2CO3

natriumcarbonaat

soda of badzout

waterverzachter

HOOFDSTUK 6

Reactiepatroon

DEMO Neutralisatiereactie Onderzoeksvraag

demovideo: neutralisatiereactie

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

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

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

vaste stof achter. Besluit

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

neutralisatiereactie. — reactiepatroon:

zuur (HZ)

— reactievergelijking: HCl

hydroxide (MOH)

→

zout (MZ)

NaOH

→

NaCl

water (H2O) H2O

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

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

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 het

3 Noteer de naam en de formule van de gevraagde

d nM

zouten.

juiste reactiepatroon dat erbij hoort.

kalium en sulfidezuurrest

b aluminium en carbonaatzuurrest

b 2Ca

alle zouten van ijzer en de ternaire stamzuurrest

met chloor

d 2 NaOH

d ammonium en waterstofzuurrest van koolzuur

H2O

b ?

ijzer(II)fosfaat

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 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

koper(I)nitriet

zilverhypofosfiet

THEMA 01

HOOFDSTUK 6 - AAN DE SLAG

` Meer oefenen? Ga naar

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

kennisclip 2u

ANORGANISCHE STOFFEN KERNBEGRIPPEN

NOTITIES HOOFDSTUK 1 Verder indeling van de materie

naamgeving

Metaal heeft 1 mogelijke ionlading: metaal + uitgang Metaal heeft meerdere mogelijke ionladingen: — stocknotatie: metaal + (ionlading) + uitgang

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

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

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

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

oxiden

— 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 7 = 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

THEMASYNTHESE 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

•

organische stoffen

•

HClO3 – chloorzuur enkelvoudige stoffen

•

het belang, voorkomen

onderscheiden van

en anorganische

en toepassingen van

anorganische stoffen;

samengestelde stoffen

anorganische stoffen

voorstellen m.b.v. de

bespreken.

onderverdelen in oxiden, hydroxiden, zuren en

brutoformule; •

zouten.

de naam formuleren van anorganische stoffen als

je de brutoformule krijgt; de brutoformule noteren

•

van anorganische stoffen als je de systematische

naam of stocknotatie krijgt.

JE LEERT NU ...

organische stoffen

•

organische stoffen

het voorkomen en

voorstellen met hun

mogelijke toepassingen

stofklassen.

brutoformule, beknopte

van organische stoffen

structuurformule,

uit 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. 45 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, vijfde en zesde voorstelling dat een atoom meerdere (dubbele of drievoudige) bindingen kan aangaan met een ander atoom waardoor er minder waterstofatomen nodig zijn om de edelgasconfiguratie te bereiken. Wanneer het koolstofatoom 4 bindingspartners heeft en dus 4 enkelvoudige bindingen, dan spreekt men van verzadigde verbindingen. Als het koolstofatoom een binding vormt met 2 of 3 andere atomen, dan zijn er meervoudige bindingen aanwezig (dubbele of drievoudige) en spreken we van onverzadigde verbindingen. Wanneer de C-atomen alleen binden met andere C-atomen en met H-atomen, dan noemen we de stoffen koolwaterstoffen. Ook hier wordt dan het onderscheid gemaakt tussen verzadigde

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 koolstofato-

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

VOORBEELD BRUTOFORMULE CH4 C2H6

C2H4 C3H8O

2.2 De uitgebreide en beknopte structuurformule

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

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

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

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 1 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. 46 De skeletnotatie van fructose

OH OH

Afb. 47 De skeletnotatie van glucose

Fructose en glucose zijn trouwens ook isomeren van elkaar. Ze hebben beiden 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 die 4 stofklassen: 1

methaan

CH3 - COOH

CH4

ethaanzuur CH3COOH

n-butaan

propaan

propeen

H H

CH3 - CH2 - CH3

H C C C H

ethanol

methaanzuur HCOOH

CH3OH

CH3 - CH2 - CH2 - CH3

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

CH3 - CH2 - OH

H H H H H H H H

etheen CH2 = CH2

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

TIP

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

Stofklasse

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. 68

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.

de onderstaande stoffen.

b c

C3H8

Skeletnotatie van de verbinding

CH3 - (CH2)4 - CH3

b CH3 - CH2 - CH2OH c

Brutoformule van de verbinding

mierenzuur

H H

H C C O H H H

CH3 - CH2- CH3

CH2 = CH - CH2 - CH3

Structuurformule van de verbinding

hexaan

2 Noteer de brutoformule en skeletnotatie van

Voorbeeld:

methanol

` Meer oefenen? Ga naar

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

b c

Structuurformule van de verbinding

Skeletnotatie van de verbinding

CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

C8H16

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

d C2H4O2 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 koolstofen waterstofatomen. We geven ze daarom dan ook vaak de naam koolwaterstoffen. Tussen de koolstofatomen komt telkens maar één binding voor; we spreken van een enkelvoudige atoombinding. Hierdoor heeft elk koolstofatoom een maximaal aantal waterstofatomen en kunnen er geen extra atomen opgenomen worden in

Stofklasse

de molecule. We noemen alkanen daarom ook verzadigde koolwaterstofverbindingen. Typisch kenmerk

alkaan

enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

LEERDOELEN

‘C-C’

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

skeletnotatie en omgekeerd

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

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

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

De eerste 3 alkanen onthoud je

misschien met het

ezelsbruggetje ‘MEP’. Vanaf het vijfde

alkaan herken je de

Griekse telwoorden.

1.1

Onvertakte alkanen

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

Om de namen van

geen zijketens voor in de moleculen.

die moleculen te onthouden,

bestaat er ook een geheugensteuntje. De eerste letters

gen 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. Aantal C-atomen

Stam

Aantal C-atomen

Stam

meth-

hex-

eth-

hept-

en papa bakken

prop-

oct-

pannenkoeken, heel

but-

non-

pent-

dec-

van de alkanen

keren terug in de volgende zin: ‘Mama

heerlijk of niet dan?’

THEMA 02

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 dat 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 dat 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 dat molecule is n-octaan.

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

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

stappenplan:

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen.

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

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

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

Vertakte alkanen

1.2

(met n = natuurlijk getal)

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

Vertakte alkanen met 1 zijketen

De namen van die moleculen worden gevormd als volgt: Stap 1: Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen (hoofdketen) en tel het aantal koolstofatomen in die keten. Stap 2: Gebruik de overeenstemmende stamnaam met de uitgang -aan. Stap 3: Voor de zijketen gebruik je de gepaste zijketennaam als voorvoegsel. Stap 4: Indien nodig schrijf je voor die zijketennaam een plaatsnummer gevolgd door een koppelteken (-). De nummering van de hoofdketen gebeurt op zo’n manier dat het plaatsnummer zo klein mogelijk is. 2 6

3 5

4 4

5 3

6 2

7 1

Voorbeeld: 1 7

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

Hoe worden nu de brutoformule, structuurformule of skeletnotatie van een specifiek vertakt alkaan gevormd? Bij het opstellen van de structuurformule van een alkaan overloop je het volgende stappenplan:

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

Stap 2: Plaats de zijketens op de juiste plaats.

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

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

VOORBEELD FORMULEVORMING VERTAKTE ALKANEN

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

— 3-methylhexaan

Stap 1: stam = HEX → 6 C-atomen C

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

CH3

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

Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen. C H 3 - C H 2 - C H - C H 2 - CH 2 - CH 3

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

CH3

—

3-ethyl-3-methyl-heptaan Stap 1: stam = HEPT -> 7 C-atomen C

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

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

CH2 - CH3 C

CH3

Stap 3: Plaats enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen. Stap 4: Vul de formule aan met H-atomen.

CH2 - CH3 CH 3 - CH 2 - C - CH 2 - CH 2 - CH 2 - CH 3 CH3

ORGANISCHE STOFFEN ALKANEN

onvertakt

vertakt

Naamgeving

Formulevorming

Naamgeving

Formulevorming

stam = aantal

— brutoformule:

stam = aantal

zie stappenplan

C-atomen

op p. 74

C-atomen

+ achtervoegsel ‘aan’

— vanaf 4

C-atomen met

CnH2n+2

— structuur-

langste keten +

achtervoegsel ‘aan’

formule: zie stappen-

— zijketens: - yl

plan op p. 71

— positienummer

symbool ‘n’

zijketens: zo

vooraan

laag mogelijk — volgorde zijketens in naam: alfabetisch

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

Fysische eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

2.1

Fysische eigenschappen

Alkanen komen in groot aantal voor in de natuur. Wanneer we de kook- en smelttemperatuur bekijken op de onderstaande grafiek, wordt duidelijk dat korte alkanen zoals methaan (CH4),

ethaan (CH3 - CH3), propaan (CH3 - CH2 - CH3) en butaan (CH3 - CH2 - CH2 - CH3) gasvormig zijn bij kamertemperatuur. Naarmate de molecule langer wordt, stijgt het kookpunt van het alkaan.

Alkanen met 5 tot 16 C-atomen zijn vloeibaar bij kamertemperatuur en alkanen met 17 of meer C-atomen zijn vast bij kamertemperatuur. De laatste noemen we de hogere alkanen of paraffinen.

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

Afb. 48 Kook- en smelttemperatuur van alkanen

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

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.

THEMA 02

van je gasfornuis goed hebt afgesloten wanneer je klaar bent met koken.

HOOFDSTUK 2

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

demovideo: n-pentaanbrug

Je leerkracht bevochtigt een propje watten met n-pentaan. Een gehal-

watje met pentaan

veerde plastic staaf wordt onder een hoek van 45° opgesteld met behulp

emmer met water en vochtige handdoek

van een statief. Het andere uiteinde rust op tafel in de buurt van een theelichtje of brandende kaars.

gehalveerde plastic buis

Waarnemingen

kaarsje

Wanneer het natte propje bovenaan op de plastic buis geplaatst wordt, zullen de dampen van het solvent de

baan van de buis volgen om uiteindelijk het kaarsje te bereiken. De dampen zullen ontbranden GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai 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

Besluit

drijven en branden.

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

Scan de QR-code en ontdek waar fossiele koolstofbronnen precies vandaan komen.

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

bijlage: koolstofbronnen

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. 49 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. 50 Kraken van C15H32. Let op de dubbele bindingen die hierbij worden gevormd.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

Alkanen zijn verzadigd: elk koolstofatoom bindt al 4 andere atomen aan zich en kan dus geen extra bindingen meer aangaan. Een of meerdere waterstofatomen kunnen wel vervangen worden door een ander atoom of een atoomgroep. Dat atoom of die atoomgroep noemen we een substituent en de reactie is een substitutiereactie. Het waterstofatoom kan bijvoorbeeld vervangen worden door een halogeenatoom (behorend tot groep VIIa van het periodiek systeem: fluor, chloor, jood of broom). Alkanen reageren met dihalogenen in aanwezigheid van ultraviolet licht. Er kunnen verschillende H-atomen vervangen worden en er zullen dus ook meerdere reactieproducten ontstaan. De chlorering van pentaan levert het volgende:

H H H H H

Cl C C C C C H + H Cl H H H H H

1-chloorpentaan

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 Cl H Cl H H H

2-chloorpentaan

H H H H H

Cl Cl

H H H H H

H C C C C C H + H Cl H H Cl H H

3-chloorpentaan

Afb. 51 Pentaan vormt onder invloef van uv-licht o.a. 1-chloorpentaan, 2-chloorpentaan of 3-chloorpentaan.

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

Subsitutiereactie

Toepassing halogeenalkaan

CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

CH3Cl (chloormethaan) is een koelmiddel (freon).

CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HCl

CH2Cl2 (dichloormethaan) is een afbijtmiddel.

CH3Cl2 + Cl2 → CHCl3 + HCl

CHCl3 (trichloormethaan) ken je als chloroform.

CHCl3 + Cl2 → CCl4 + HCl

CCl4 (tretrachloormethaan) wordt vaak vlekkenwater genoemd,

ook al heeft die ontvlekker niets met water te maken.

Afb. 52 Freon wordt gebruikt in koelkasten, terwijl chloroform vroeger als verdovend middel diende bij operaties.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

kaarsje

GEN4_CHE_KOV_LB_T2_H2_pentaan.ai

2.2 Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven A Ga naar de ontdekplaat en ontdek de belangrijkste toepassingen van alkanen.

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

ontdekplaat: organische stofklassen

opgewekt. Methaan wordt daarom ook vaak een biogas genoemd.

Afb. 53 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 tijdig op te merken, voegen gasleveranciers daarom sterk geurende organische stoffen toe. De verbrandingsreactie van methaan verloopt dan als volgt (bij volledige verbranding):

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

WEETJE

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

Afb. 54 Moerasgebieden bevatten methaan.

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

Ethaan

Afb. 55 Een molecule 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

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

Propaan en n-butaan

Afb. 56 Een molecule propaan

Afb. 57 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 Afb. 57 Propaantank

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

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

DEMO

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

Verbranding propaan en n-butaan Werkwijze

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

demovideo: de verbranding van propaan en n-butaan

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

Waarnemingen

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

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

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

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

n-octaan

Afb. 59 Koken met butaangas

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

WEETJE

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

de benzinepomp aantreft, geven het octaangetal weer.

THEMA 02

HOOFDSTUK 2

Toepassing

n-alkaan methaan

— brandstof om woningen te verwarmen

ethaan

— brandstof om woningen te verwarmen — grondstof voor productie etheen, ethanol, ethaanzuur ...

propaan

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

n-butaan

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

kookfornuis

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

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

alkenen daarom ook wel onverzadigde koolwaterstofverbindingen. Stofklasse

Typisch kenmerk

alkanen

enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

‘C - C’

alkenen

dubbele binding tussen een paar C-atomen

‘C = C’

LEERDOELEN

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

omgekeerd

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

Formule en systematische naam

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

→

aantal C-atomen (stam)

→

dubbele binding tussen een paar C-atomen

De kleinste alkenen zijn: Systematische naam

Structuurformule

Skeletnotatie

Brutoformule

etheen

CH2 = CH2

C2H4

propeen

CH2 = CH - CH3

C3H6

CH3 - CH = CH2

We stellen vast dat:

— de algemene brutoformule van alkenen is: CnH2n

(n = natuurlijk getal);

— propeen op 2 manieren kan worden voorgesteld. De 2 voorstellingen zijn aan elkaar gelijk. De dubbele binding staat bij beide voorstellingen op plaats 1. Ze zijn elkaars spiegelbeeld en door de voorstelling 180° te draaien, kun je opmerken dat het om dezelfde molecule gaat.

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

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

CH2 = CH - CH3 — van rechts naar links:

CH2 = CH - CH3

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

binding. Op basis van de leesrichting wordt de naam dus: prop-1-een

Wanneer we die afspraak toepassen op de tweede voorstelling van propeen, bekomen we: — van links naar rechts

CH3 – CH = CH2 — van rechts naar links

CH3 – CH = CH2

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

prop-1-een

Wanneer langs de 2 leesrichtingen hetzelfde positiecijfer verschijnt, moet het cijfer niet weergegeven worden in de systematische naam. De naam propeen is voldoende voor dat alkeen. Vanaf 4 koolstofatomen is een positiecijfer wel verplicht. We bekijken het alkeen met 5 C-atomen. We kunnen 4 structuurformules opstellen en plaatsen op elke formule de positiecijfers in de 2 leesrichtingen. Met behulp van de regel van het laagste cijfer bepaal je de mogelijke systematische namen:

— structuurformule 1:

— structuurformule 2:

— structuurformule 3:

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

CH3 – CH = CH - CH2 - CH3 5

CH3 - CH2 – CH = CH - CH3

— structuurformule 4:

CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH3

CH3 - CH2 - CH2 – CH = CH2 5

pent-1-een (pent-4-een)

pent-2-een (pent-3-een)

(pent-3-een) pent-2-een

(pent-4-een) pent-1-een

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

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

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

Stap 1: Schrijf het aantal C-atomen op.

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

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

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

WEETJE

Plaatsisomeren

Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar een andere structuurformule. In het geval van plaatsisomeren zit het verschil in de plaats van bv. de dubbele binding (zoals het geval was in het voorbeeld hierboven: pent-2-een versus pent-1-een). Een ander voorbeeld van plaatsisomeren is but-1-een versus but-2-een. Ze hebben dezelfde brutoformule (C4H8), maar een andere structuurformule omdat de dubbele binding zich op

een andere plaats bevindt:

H H

H H H

H H H H

C C C C H

H C C C C H

H H

CH2 = CH - CH2 - CH3

Afb. 60 But-1-een

CH3 - CH = CH - CH3 Afb. 61 But-2-een

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

VOORBEELD BRUTOFORMULE, STRUCTUURFORMULE EN SKELETNOTATIE VAN EEN ALKEEN hex-3-een Stap 1: stam = HEX → 6 C-atomen C

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

–

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

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

H H H H C C C C C C H

H H

H H H

H H

Beknopte structuurformule:

CH3 - CH2 – CH = CH - CH2 - CH3 Brutoformule: C6H12

Skeletnotatie:

ORGANISCHE STOFFEN

ALKANEN

onvertakt

vertakt

ALKENEN

naamgeving:

formulevorming:

stam = aantal C-atomen langste

zie stappenplan

keten mét dubbele binding in

p. 87

de keten + positiecijfer dubbele binding + achtervoegsel ‘een’

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

Voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven

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

In het Grieks betekent poly veel en meros deeltje.

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

2.1

additiereactie.

Etheen

Etheen vormt de basisgrondstof voor het polymeer

polyetheen of PE. Tijdens de synthese worden de

verschillende etheenmoleculen aan elkaar gehecht. We

noemen etheen daarom het monomeer van polyetheen.

Polyetheen, ook gekend onder de oudere naam poylethyleen, kent verschillende toepassingen, o.a. in het huishouden als

afdekfolie en verpakkingsmateriaal (huisvuilzakken, plastic

flesjes, vershoudfolie) of in de industrie bijvoorbeeld mantels van elektrische kabels of gas-, drinkwater- en

Afb. 62 Een molecule etheen

rioolwaterleidingen.

In de natuur speelt etheen een volledig andere rol. Het is

namelijk een hormoon in planten en de aanwezigheid ervan stimuleert stofwisselingsprocessen zodat vruchten beginnen te rijpen. Importeurs voeren vaak onrijp fruit in en laten het bij aankomst versneld rijpen door blootstelling aan etheengas.

Afb. 63 Bananen rijpen snellen door etheengas.

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

H H

Cl Cl

C C

H Cl

H H

C C

H H

Br Br

Cl C C H H H

1,2-dichloorethaan

H Br Br C C H H H

1,2-dibroomethaan

Afb. 64 Additie van een dihalogeen aan etheen. De plaatsing van de halogeenatomen boven, onder of opzij in de vlakke tekening is willekeurig.

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

H H

C C

H H

H H +

H2O

H C C O H H H

ethanol

Afb. 65 Additie van water aan etheen

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

2.2 Propeen 3D

Afb. 67 Flesdopjes zijn gemaakt van propeen.

Afb. 66 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. 68 Europese codes voor kunststoffen

ANDERE

ORGANISCHE STOFFEN

ALKANEN

ALKENEN

bestaan

bestaan enkel uit

enkel uit C-en

C-en H-atomen;

H-atomen

bevat een dubbele

ALCOHOLEN

binding

onvertakt

THEMA 02

HOOFDSTUK 3

vertakt

Etheen CH22 = CH2

Propeen CH3 - CH = CH2

— grondstof voor

de kunststof

polyetheen (PE)

polypropeen (PP)

— plantenhormoon

CARBONZUREN

AAN DE SLAG 1 Geef de systematische naam, structuurformule

en/of brutoformule van de onderstaande alkenen. a

but-2-een

b CH2 = CH - CH3 c

CH3 - (CH2)4 – CH = CH2

pent-1-een

C2H4

CH3 - CH2 – CH = CH - (CH2)3 - CH3

hex-2-een

` Meer oefenen? Ga naar

2 Is prop-2-een een correcte naam?

d dec-5-een

THEMA 02

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 4

Enkele andere organische stofklassen en hun toepassingen In dit laatste hoofdstuk bespreken we kort 2 andere stofklassen: de alcoholen en de carbonzuren. Alkanen alcoholen is dus de OH-groep.

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

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

Typisch kenmerk

enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen

‘C - C’

alkenen

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’

alkanen alcoholen carbonzuren LEERDOELEN

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

L enkele toepassingen van methanol en ethanol uit het dagelijks leven en de industrie leren kennen L de naam van methaanzuur en ethaanzuur geven aan de hand van een gegeven structuurformule of skeletnotatie en omgekeerd

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

Alcoholen

De organische stofklasse 'alcoholen' wordt gekenmerkt door een specifieke functie of functionele groep, namelijk de hydroxylfunctie, of de OH-groep. De hydroxylfunctie in een alcohol neemt de plaats in van een waterstofatoom in een alkaan en is ook enkelvoudig gebonden aan dat koolstofatoom. Alcoholen bezitten dus, zoals de hydroxiden uit thema 01, een OH-groep in de brutoformule. Maar ze zijn, ondanks de aanwezigheid van de OH-groep, geen hydroxiden. De OH-groep is covalent gebonden aan het niet-metaal koolstof. In een hydroxide ontstaat een ionbinding tussen de OH-groep en het metaalion.

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

Hoe wordt de systematische naam van een specifiek alcohol nu gevormd? Voor de naamgeving van de alcoholen blijven de basisafspraken van de alkanen behouden: — De stam verwijst naar het aantal koolstofatomen. — Het achtervoegsel ‘aan’ (verkort 'an') verwijst naar de aanwezigheid van uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen. — In de naam wordt de functionele groep (de hydroxylfunctie) aangegeven door het achtervoegsel ‘-ol’. Dit jaar onthouden we de 2 alcoholen met de kortste structuur: Systematische naam methanol

CH3 - OH

ethanol

CH3 - CH2 - OH

1.1

Methanol

Structuurformule

Methanol is een kleurloze, zeer giftige vloeistof

Afb. 69 Een molecule methanol

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

Je vindt het in de handel vooral als methylalcohol, (brand)spiritus of brandalcohol. Waarschijnlijk ken je

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

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. 70 Methanol als brandstof in een fonduestel

Er wordt momenteel heel wat wetenschappelijk onderzoek

gedaan naar meer ecologische brandstoffen. Fijn stof maar

Afb. 71 Methanol als ecologische brandstof voor auto’s

vooral de CO2-uitstoot zorgt voor milieuproblemen en

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

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

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

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

Afb. 72 Methanol als oplosmiddel voor verf

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

kleurstoffen en geneesmiddelen.

Afb. 73 Methanol als grondstof voor het maken van geneesmiddelen

1.2

Ethanol

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

in alle verhoudingen mengt met water.

Afb. 74 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. 75 Ethanol is een synoniem voor alcohol.

Het bekendste bereidingsproces van ethanol wordt gebruikt bij de productie van alcoholische dranken, zoals bier. Via een ingewikkeld proces wordt glucose vrijgemaakt uit

granen, vooral uit gerst. Gistcellen gebruiken die glucose als

Afb. 76 Ethanol ontstaat bij de productie van bier.

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

voedingsbron en breken het (in de afwezigheid van zuurstofgas) af tot ethanol en koolstofdioxide: C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 ↑

glucose → ethanol + koolstofdioxide

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. 77 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.

Ons bloed neemt heel snel ethanol op en verspreidt

het vervolgens over de weefsels, dus ook de hersenen. De concentratie aan alcohol in de uitgeademde lucht is evenredig met het alcoholgehalte in het bloed.

Een eenvoudige ademtest volstaat dan ook voor een

snelle controle. Een rechter kan een alcoholslot laten plaatsen in de auto van een chauffeur die regelmatig werd betrapt op dronken rijden. Pas wanneer een

Afb. 78 Alcoholcontrole bij bestuurders

alcoholtest negatief is, kan de chauffeur zijn auto starten.

Ethanol wordt ook gebruikt als ontsmettingsmiddel. Volgens de aanbevelingen van de WHO (Wereldgezondheids-organisatie) moeten desinfecterende hydroalcoholische oplossingen,

bedoeld voor gebruik in de gezondheidszorg, ten minste 70 % ethanol bevatten om doeltreffend te zijn tegen bacteriën en

Afb. 79 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. 80 Ethanol als brandstof

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

Afb. 81 Ethanol als oplosmiddel voor cosmetica en parfum

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

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

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

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

De systematische naam van de molecule is ethanol.

In de structuurformule wordt de hydroxylfunctie meestal apart weergegeven.

CH3 - CH2 - OH

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

Correcte formule?

Opmerking 1:

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

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

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

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

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

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

Opmerking 3: De molecule ethanol moet natuurlijk wel juist gelezen worden: de hydroxylfunctie is gebonden aan het tweede C-atoom (en dus niet aan de H-atomen). Een andere mogelijke weergave is dan ook: CH3 - CH2 |

OH Schrijf zeker niet deze foute structuur: CH2 - OH - CH3 96

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

Carbonzuren

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

O 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 of alcoholen. gebonden zuurstofatoom heeft.

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

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. sel ‘zuur’.

— In de naam wordt de functionele groep (de carboxylfunctie) aangegeven door het achtervoeg— 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: Structuurformule

Triviale naam

Systematische naam

methaanzuur

HCOOH

mierenzuur

ethaanzuur

CH3 - COOH

azijnzuur

WEETJE

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

— stam = 1 C-atoom → METH

— allemaal enkelvoudige bindingen tussen de C-atomen → (A)AN — aanwezigheid carboxylgroep → ZUUR De systematische naam van die molecule is methaanzuur. CH3 - COOH

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

De systematische naam van die molecule is ethaanzuur. Merk op dat het koolstofatoom uit de carboxylfunctie wordt meegeteld in de stamnaam.

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

2.1

Methaanzuur

Afb. 82 Een molecule methaanzuur

Afb. 83 Een mier spuit methaanzuur of mierenzuur.

Methaanzuur is een kleurloze vloeistof met een prikkelende geur die de huid kan aantasten.

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.

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.

Afb. 84 In de haren van de brandnetel zit mierenzuur.

2.2 Ethaanzuur 3D

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. 85 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. 86 In keukenazijn zit een verdunde oplossing van ethaanzuur.

LABO 03

Afb. 87 Augurken worden bewaard in een azijnzuuroplossing.

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

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

ORGANISCHE STOFFEN

ALKANEN

ALKENEN

ALCOHOLEN

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

onvertakt

— Etheen CH22 = CH2

• grondstof voor de kunststof polyetheen (PE) • plantenhormoon — Propeen CH3 - CH = CH2

• grondstof voor

CH3 - OH

• brandstof (spiritus)

• oplosmiddel

• grondstof voor

oplosmiddelen, kunststoffen … • ecologische

brandstof (auto)

H - COOH

• triviale naam: mierenzuur

• zuur bij

verdediging insecten

• plantenextract (netels)

• gebruikt bij het

de kunststof

vertakt

polypropeen (PP)

— Ethanol

CH3 - CH2 - OH

• drankalcohol

• ontsmettingsmiddel

• oplosmiddel

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

ontdekplaat: organische stofklassen

THEMA 02

HOOFDSTUK 4

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

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 ALKANEN

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

•

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

— naamgeving en formulevorming alkanen: •

Vertakt

Onvertakt

ALK = stam (aantal C-atomen)

— naamgeving en formulevorming vertakte alkanen: •

X = positiecijfer zijketen

AAN (= alleen maar enkelvoudige bindingen

•

alkyl = naam zijketen

tussen de C-atomen)

•

alkaan = naam alkaan

n-alkaan

— brandstof om woningen te verwarmen

methaan

Toepassing

ethaan

— brandstof om woningen te verwarmen — grondstof voor productie etheen, ethanol, ethaanzuur …

propaan

— brandstof om woningen te verwarmen

— in gasflessen voor campingvuurtjes en kookfornuis

n-butaan

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

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.

100

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

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

ALK = stam (aantal C-atomen)

•

X = positiecijfer dubbele

•

EEN = aanwezigheid dubbele

binding = zo laag mogelijk binding tussen 2 C-atomen

— naam en formulevorming:

Eigenschappen, voorkomen en toepassingen uit het dagelijks leven Methanol

CH2 = CH2

CH3 - OH

Methaanzuur H - COOH

Etheen

•

grondstof voor de kunststof

•

brandstof (spiritus)

•

triviale naam: mierenzuur

polyetheen (PE)

•

oplosmiddel

•

zuur bij verdediging insecten

•

plantenhormoon

•

grondstof voor oplosmiddelen,

•

plantenextract (netels)

kunststoffen …

•

wordt gebruikt bij het looien

•

ecologische brandstof (auto)

van leer

Ethanol

Ethaanzuur

CH3 - CH = CH2

CH3 - CH2 - OH

CH3 - COOH

•

grondstof voor de kunststof

•

drankalcohol

•

triviale naam: azijnzuur

polypropeen (PP)

•

ontsmettingsmiddel

•

conserveermiddel

•

oplosmiddel

•

brandstof

Propeen

THEMA 02

SYNTHESE

101

102

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 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

uitleggen dat stoffen

van de atoommodellen

in een welbepaalde

van Dalton tot en met

verhouding reageren

Bohr begrijpen;

en toelichten dat de

de evolutie van de

voorgetallen daar

atoommodellen

een rol bij spelen.

zwavelpoeder 4 gram

ijzersulfide 11 gram

•

de wet van behoud van

massa omschrijven.

chronologisch weergeven.

ijzerpoeder 7 gram

Coëfficiënt

JE LEERT NU ...

•

104

de juiste

•

uit de samenstelling

•

hoe de wet van behoud

stofhoeveelheden

van de moleculen of

van massa je kan helpen

afmeten hoewel de

formule-eenheden

bij de berekeningen.

massa’s van een atoom

afleiden welke

en een molecule

stofhoeveelheden

bijzonder klein zijn.

met elkaar reageren.

THEMA 03

VERKEN

•

uitleggen wat een

•

de stofeigenschappen

•

reagentia of producten

van een oplossing

indelen volgens

omschrijven.

aggregatietoestand.

oplossing is.

JE KUNT AL ...

JE LEERT NU ...

•

de concentratie

•

verklaren wat er gebeurt

•

de stofhoeveelheid

berekenen van een

met de concentratie

berekenen met

oplossing.

na het toevoegen of

gasvormige stoffen.

het verwijderen van oplosmiddel.

THEMA 03

VERKEN

105

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’s berekenen

Atoommassa

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

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

hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar

elektronenschillen

elektronen

kunnen een verschillend aantal neutronen

Synoniemen:

Unit = eenheidsmassa = atomaire massa-eenheid

bevatten.

— De relatieve atoommassa Ar van een element is

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

protonen en neutronen Afb. 88 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.

106

THEMA 03

HOOFDSTUK 1

Vorig jaar leerde je al dat het volstaat om de massa van het aantal protonen en neutronen van een atoom samen te tellen om het massagetal te berekenen: — De massa van het atoom (massagetal A) is de som van het aantal protonen (Z) en van het aantal neutronen (N).

A 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 12 neutronen:

Absolute atoommassa 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

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

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

12 neutronen in de kern hebben. We spreken in dat geval over isotopen. Als er meerdere isotopen

bestaan van eenzelfde element, dan kunnen we de atoommassa van een element niet zomaar

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

relatieve atoommassa <Ar> steeds af op een 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

Gemiddelde relatieve atoommassa symbool: <Ar>

elektronegatieve waarde (EN)

1,2

magnesium

24,31

gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>)

Afb. 89 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

107

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

kg = 1,63 · 10-25 kg u

Afb. 90 Zwavelzuur

•

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

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

Formulemassa

Afb. 91 Salpeterzuur

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. 92 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! 108

THEMA 03

HOOFDSTUK 1

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

bereken hun molecuul- of formulemassa. — CaSO4

— NaNO3 — MgF2

— Fe2O3 — Ag2S

kennen, hebben een massa van ongeveer 98 u. Over welke zuren gaat het?

` Meer oefenen? Ga naar

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

THEMA 03

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

109

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

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

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

Voorwerp

110

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

Aantal deeltjes

een paar schoenen

2 schoenen

een dozijn eieren

12 eieren

een bak bier

24 flesjes bier

een riem papier

500 vellen papier

in de chemie:

6,02 · 1023 moleculen

1 mol keukenzout

keukenzout

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

Eenheid

deeltjes

massa

molhoeveelheid

mol

constante van Avogadro

deeltjesaantal

Symbool

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:

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

602 000 000 000 000 000 000 000 deeltjes!

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

111

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. 93 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

112

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

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 12C-atoom

⇩

· 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 dat een ingewikkelde berekening om te komen tot een zeer bruikbare

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

1 molecule fosforzuur (H3PO4)

⇩

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

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

113

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 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. 94 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. 95 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!

Molaire massa symbool: M g eenheid: mol

Omrekeningen gram / mol / aantal deeltjes

Als we dezelfde methode gebruiken als bij de berekening van de massa (in unit) van 1 molecule of formule-eenheid, kunnen we ook de molaire massa van stoffen berekenen door de som te nemen van de molaire massa’s van de opbouwende atomen in een molecule. Bij ionverbindingen wordt met 1 mol van de stof 1 mol formule-eenheden bedoeld, want die stoffen vormen geen aparte moleculen. De werkwijze om te komen tot de molaire massa M van een formule-eenheid is identiek. We berekenen de molaire massa M opnieuw door de som te nemen van de molaire

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

Wat is de molaire massa van 1 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

114

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

Afb. 96 Chloorgas

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

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

Afb. 97 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)

VOORBEELDVRAAGSTUK 1

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

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

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 — 1 mol S-atomen

Afb. 98 Zwavelzuur

— 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

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

115

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)

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

VOORBEELDVRAAGSTUK

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

Gegeven: m(P2O5) = 426,0 g

P fosfor

O zuurstof

Gevraagd: N(O)

Oplossing:

We berekenen de molaire massa van P2O5:

g g + 5 · m(O) M (P2O5) = 2 · m(P) mol mol g g m(P) + 5 · 16,0 m(O) = 2 · 31,0 mol mol g = 142,0 mol

Afb. 99 Difosforpentaoxide

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) =

116

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

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

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

n= m M

willen omzetten in mol, delen we door NA.

delen door molaire massa (g /mol)

aantal gram m

aantal mol n

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

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol)

n=N NA

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

aantal deeltjes N

THEMA 03

HOOFDSTUK 2

117

AAN DE SLAG 14 Hoeveel mol vertegenwoordigen 3,01 · 1024

1 Wat bevat het grootste aantal moleculen:

elektronen?

1 mol stikstofgas of 1 mol zuurstofgas?

15 Goud is een gegeerd edelmetaal maar is op zich een

2 Bevat een mol stikstofgas evenveel atomen als

te zacht edelmetaal om er sieraden mee te maken.

moleculen?

Daarom gebruikt men een legering van goud met andere metalen. Het gehalte goud dat de legering

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

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

5 Hoeveel moleculen bevat 3,55 g chloorgas?

3 Hoeveel mol vertegenwoordigt 6,00 g zuurstofgas?

goud gebruikt. Anke draagt een oorringetje van

18-karaats goud. Naast goud bevat het oorringetje

6 Hoeveel mol vertegenwoordigt 3,4 g ammoniak

(NH3)?

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

7 Wat is de massa van 2,8 mol ammoniumfosfaat

` Meer oefenen? Ga naar

(NH4)3PO4?

bekend:

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

8 Van de volgende stoffen is telkens 1 gegeven

enkel nog koper. Anke zegt dat het oorringetje meer

Bereken van elke stof de ontbrekende grootheden: molaire massa (M), stofhoeveelheid (n), aantal deeltjes (N), massa (m).

9 Bereken de massa van 0,200 mol stikstofgas.

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?

118

THEMA 03

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

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

LEERDOELEN

noemen we stoichiometrie.

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

De molverhouding

VOORBEELD VERBRANDINGSREACTIE VAN MAGNESIUM

Wanneer we magnesium (Mg) verbranden, vormt er zich een fel wit licht en ontstaat een wit poeder: magnesiumoxide (MgO).

De reactie ziet er als volgt uit: 2 Mg

→ 2 MgO

+ O2

Wat leren we uit de reactievergelijking? 2 atomen Mg

+ 1 molecule O2

→ 2 moleculen MgO

b Als we alles vermenigvuldigen met bijvoorbeeld een factor 500, dan kunnen we

Afb. 100 Bij verbranding van Mg ontstaat een wit poeder.

verhoudingsgewijs stellen dat:

2 atomen Mg

+ 1 molecule O2

· 500

1 000 atomen Mg

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

→ 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

tot 2 mol MgO

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

119

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEME IIa atoomnummer (Z) elektronegatieve waarde door de2voorgetallen uit de reactie. Let op: die voorgetallen geven echter nooit informatie over de

2,1De molverhouding, oftewel de verhouding waarin stoffen met elkaar reageren, wordt gegeven

stofhoeveelheid die je ter beschikking hebt!

1,01 3

1,0

2 IIIa 13

IVa 14

lithium

6,94

Va0,9 15

3 Na

natrium

22,99 2,0

2,5

19 7

0,8 3,0

K N

boor

koolstof

kalium stikstof

10,81

12,01

39,10 14,01 37 0,8 15 2,1

1,5

1,8

Si5 Rb P

Al-

aluminium

silicium

26,98

28,09

1,6

1,8

rubidium fosfor

85,47 30,97

Ge6 Cs As

germanium

69,72

72,64

Mg 0 naam 24,31 18 Hoeveel gram Be gram magnesium reageert met hoeveel gram zuurstofgas en hoeveel 1,5

VOORBEELD MAGNESIUMOXIDE

cesium arseen

132,9 74,92

magnesium

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

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

20 8

1,0 3,5

21 9

1,3 4,0

Vb 5

22 10

M(O2) = 2 · 16,0

1,5

1,6

g g = 32,0 mol mol

Ca O

Sc F

Ti Ne

1,7

1,8

16,00

19,00

20,18

38 1,0 2,5 39 17 216 Mg

Sr S

1,2 3,0

Y Cl

40 + 18

1,4

Fr Sn7 Sb

indium

114,8

1,8

francium antimoon

tin

VIIb 7

1,6

Zr Ar

1,6

→

1,8

1,5

strontium zwavel

87,62 32,07

Ba Se

yttrium chloor

88,91 35,45

La Br

= 48,6 g magnesium barium seleen

137,3 78,96

zirkonium argon

g 57 1,1 35 2,8 72 36 mol

lanthaan broom

138,9 79,90

Ra Te

Ac I

VIlIb VIlIb 8 9

91,22 39,95

niobium

92,91

1 mol 1,3 · 32,0 73

Hf Kr

g 1,5 mol

178,5 83,80

55,85

58,93

58,69

1,9

Rf Xe

ijzer

2,2

kobalt

technetium

ruthenium

95,94

101,1

g 76 mol

2 mol75· 40,3 1,9 1,7

2,2

rhodium

wolfraam

renium

osmium

iridium

180,9

183,9

186,2

190,2

192,2

rutherfordium xenon

2,2

tantaal

106

107

108

dubnium

seaborgium

bohrium

hassium

Tl-

Merk op datlood je, thallium

bismut

{

Rn6

zuurstofgas tot 2 moleculen water.

Bijpolonium uitbreiding isastaat dat ook zo voor een groot aantal lanthaniden radon cerium

praseodymium

neodymium

109

meitnerium

Pm Sm

promethium

samarium

deeltjes: als controle207,2 bij je 204,4 209,0 209 210 222 140,1 140,9 144,2 (145) 150,4 groepen berekeningen, altijd de 2 mol waterstofgasmoleculen mol 91 13 114 115 116 117 118 zullen dus 90met 11,3 1,5 92 1,4 93 1,3 94 1,3 wet van behoud van 2 H2 + O2 → 2 H2O zuurstofgasmoleculen reageren tot 2 mol water. actiniden massa kunt toepassen: de som van de -massa’s leerde ook altennessine de molhoeveelheid formule: m =plutonium n·M nihonium flerovium moscovium Jelivermorium ganesson omzetten thoriumin de massahoeveelheid protactinium uraanmet de neptunium van de reagentia = de 287 289 288 289 289 289 232,0 231,0 238,0 237 244 som van de massa’s van g de reactieproducten 6 (1,2) 67 1,2 68 1,2 69 1,2 70g 1,1 71 1,2

Nh Dy

dysprosium

holmium

erbium

162,5

164,9

167,3

100

En dus 2 · 2,0

2 mol · 18,0 thulium

168,9 101

mol

173,0

175,0

g = 36 g water. molytterbium lutetium 103

californium

einsteinium

fermium

mendelevium

nobelium

lawrencium

251

252

257

258

259

262

120

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

= 4 g waterstofgas zal reageren met 1 mol · 32,0

102

Og7

mol

= 32 g zuurstofgas tot

2,2

palladium

106,4 78

De omgekeerde reactie wordt 261 in brandstofcellen gebruikt of elektrische 223 226,0 227 262 266bij hybride264 277auto’s: 268 118,7 127,6 126,9 131,3 demovideo: 121,8 elektrolyse 82 1,8 83 1,9 84 2,0 85 2,2 86 58 1,1 59 1,1 60 1,2 61 62 1,2 Twee moleculen waterstofgas reageren met 1 molecule

nikkel

102,9 77

= 80,6 g magnesiumoxide

elektriciteit werd gesplitst in zuurstofgas en waterstofgas. actinium jood

2,2

105

1,9

54,94

2 MgO

→

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

1,9

molybdeen

74→

mangaan

1,8

= 32,0 g zuurstofgas

hafnium krypton

VIlIb 10

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

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

87 51

VIb 6

g g g calcium scandium titaan vanadium= 40,3 chroom zuurstof fluor neon + 16,0 M(MgO) = 24,3 mol mol mol 40,08 44,96 47,87 50,94 52,00

gallium

1,2

symbool

mol · 24,3 0,9 0,7 2,0 256 34 2,4

55 33

waterstof

2,2

platina

195,1 110

darmstadtium

281 63

europium

151,9 95

1,3

americium

243

Vraagstukken waarbij 1 stofhoeveelheid is gegeven

VOORBEELDVRAAGSTUK

vademecum: vraagstukken oplossen

Gebluste kalk of calciumhydroxide reageert met 283,5 g salpeterzuur tot calciumnitraat en water. Hoeveel gram gebluste kalk (Ca(OH)2) kan hiermee reageren en hoeveel gram calciumnitraat (Ca(NO3)2) kan er dan ontstaan?

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.

—

Gevraagd:

Je hebt m(HNO3) = 283,5 g

— —

m(Ca(OH)2)

m(Ca(NO3)2)

Oplossing:

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

Ca(OH)2

1 mol

2 HNO3

2 H2O

2 mol

→

Ca(NO3)2

1 mol

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

283,5 g

2 HNO3

Reken de gegeven stofhoeveelheid om naar aantal mol via de molaire massa: +

Ca(OH)2

1 mol

M(HNO3) = 1,0 m = M

→

Ca(NO3)2

1 mol

+ +

2 H2O

2 mol

283,5 g

g g g g + 14,0 + (16,0 · 3) = 63 mol mol mol mol

283,5 g = 4,5 mol g 63,0 mol

2 HNO3

2 mol

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

121

d Met de berekende stofhoeveelheid in mol (n) vinden we, door gebruik te maken van de molverhouding, de andere stofhoeveelheden in mol: +

Ca(OH)2

1 mol

2 HNO3

2 mol

→

Ca(NO3)2

1 mol

→

+ +

2 H20

2 mol

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

/2 e

·1

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

We weten dus nu dat er 166,7 g gebluste kalk of Ca(OH)2 kan reageren met de 283,5 g

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

worden.

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

hoeveelheden.

TIP

— Als je wilt controleren of je berekeningen juist zijn, dan kun je de wet van behoud van massa toepassen: ∑ massa’s reagentia = ∑ massa’s reactieproducten. In het voorbeeld ontstond ook 4,5 mol water of 81,0 g water. We kijken nu of die vergelijking klopt: 166,7 g + 283,5 g = 369,2 g + 81,0 g? Beide sommen hebben 450,2 g als resultaat!

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

van Avogadro.

122

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

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

Stap 1: Lees het vraagstuk.

Stap 2: Analyseer wat gegeven en gevraagd wordt.

Stap 3: Noteer de reactievergelijking.

Stap 4: Zet de gegeven stofhoeveelheid om naar mol.

Stap 5: Pas de molverhouding toe.

Stap 6: Zet dat om naar de gevraagde eenheid.

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.

Vraagstukken waarbij 2 stofhoeveelheden zijn gegeven

VOORBEELD RECEPT CAKE

In het recept voor cake staan de juiste

bijlage: de regel van drie

hoeveelheden van de ingrediënten en dus de juiste verhouding waarin ze moeten worden samengevoegd. Volgens het recept heb je 4 eieren en 250 g bloem nodig om één cake te bakken, maar in de kast vind je 8 eieren en 1 kg bloem. Hoeveel cakes kun je dan in totaal bakken?

Als je alle 8 eieren wilt gebruiken, heb je 500 g bloem nodig. Je hebt dan wel 500 g bloem over. Om al de bloem te gebruiken, zou je 16 eieren nodig hebben, maar die heb je niet. Het aantal eieren bepaalt hier

Recept voor cake -

4 eieren 250 g bloem 250 g suiker 250 g boter 16 g bakpoeder Snuifje zout

Klop de suiker en boter samen op tot een gladde crème. Voeg de eieren hieraan toe en meng goed. Zeef de bloem in delen en voeg toe aan het cakebeslag. Voeg ten slotte ook het bakpoeder en een snuifje zout toe. Meng alles goed. Verwarm de oven voor tot 180 °C. Giet het beslag in een bakblik en bak gedurende 45 minuten in de voorverwarmde oven. Smakelijk!

dus hoeveel cakes je kunt bakken. THEMA 03

HOOFDSTUK 3

123

Als er van 2 reagerende stoffen een stofhoeveelheid is opgegeven, dan moeten we controleren of ze wel degelijk in een ‘stoichiometrische’ verhouding aanwezig zijn. Als dat niet het geval is, zal slechts 1 van beide stoffen volledig wegreageren. De reactie stopt als die stof is opgebruikt. Die stof noemen we het beperkende of limiterende reagens (BR). Van het andere reagens zeggen we dat het in overmaat aanwezig is: er is meer dan genoeg van die stof aanwezig. Om te weten hoeveel reactieproduct wordt gevormd, passen we dezelfde werkwijze toe als voorheen, maar rekenen we met de gegeven hoeveelheid van het beperkende reagens. De stof die in overmaat aanwezig is, zou geen correcte berekeningen opleveren, want die stof reageert niet volledig. In ons stappenplan voegen we dus nu 1 stap toe, waarbij we het beperkend reagens bepalen. VOORBEELDVRAAGSTUK We beschikken over 100,0 g NaOH en 100,0 g HCl. Na reactie ontstaan natriumchloride en water.

Hoeveel gram zout kan maximaal gevormd worden? Hoeveel gram van welke stof blijft over? Gegeven:

—

NaOH

—

m(NaOH) = 100 g

—

m(HCl) = 100 g

Gevraagd:

—

m(NaCl) en m(H2O)

HCl

m(NaOH) na de reactie

—

m(HCl) na de reactie

NaCl

—

→

H2O

Oplossing: a

Schrijf onder de vergelijking de molverhouding waarin de stoffen reageren: NaOH

HCl

→

NaCl

1 mol

→

1 mol

H2O

1 mol

b Schrijf de gegeven stofhoeveelheden onder de betreffende stof: NaOH

HCl

→

NaCl

1 mol

→

1 mol

100,0 g

H2O

1 mol

100,0 g

Reken de gegeven stofhoeveelheid om naar het aantal mol via de molaire massa: NaOH

HCl

→

NaCl

1 mol

→

1 mol

100,0 g

100,0 g g 40,0 mol

= 2,50 mol

H2O

1 mol

100,0 g

100,0 g g 36,5 mol

= 2,74 mol

d Zoek uit wat het beperkende reagens is. In dat geval stopt de reactie wanneer NaOH is opgebruikt. Die stof is het beperkende reagens. HCl is in overmaat aanwezig: voor 2,50 mol NaOH is ook maar 2,50 mol HCl nodig, omdat de molverhouding 1:1 is (zie stap a)

124

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

Via de berekende stofhoeveelheid van het beperkende reagens vinden we nu de andere stofhoeveelheden in mol door gebruik te maken van de molverhouding: NaOH

HCl

→

NaCl

1 mol

→

1 mol

100,0 g

H2O

1 mol

100,0 g

2,50 mol 2,50 mol 2,50 mol 2,50 mol

Zet de gevonden stofhoeveelheden om in de gevraagde eenheid (gram) door opnieuw gebruik te maken van de molaire massa: +

HCl

2,50 mol

2,50 mol · 36,5

100,0 g g

→ g mol

= 91,3 g

Bepaal de overmaat:

NaCl

H2O

NaOH

2,50 mol

2,50 mol · 58,5

2,50 mol

g mol

= 146,3 g

2,50 mol · 18,0

g mol

= 45,0 g

In het voorbeeld is er dus 0,24 mol (2,74 mol - 2,50 mol) over van het waterstofchloride. Ook

die hoeveelheid kan ter controle omgezet worden naar gram aan de hand van de molaire g ). De overmaat aan HCl is dus m = n · M massa van zoutzuur (36,5 mol g = 8,8 g = 0,24 mol · 36,5 mol

Bij vraagstukken met 2 gegeven stofhoeveelheden komt er een stapje bij in het stappenplan:

Stap 1: Lees het vraagstuk.

Stap 2: Analyseer wat gegeven en gevraagd wordt.

Stap 3: Noteer de reactievergelijking.

Stap 4: Zet de gegeven massa om naar mol.

Stap 5: Zoek de beperkende reagens.

Stap 6: Pas de molverhouding toe.

Stap 7: Zet dat om naar de gevraagde eenheid en bereken, indien gevraagd, de overmaat.

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

125

Let goed op bij het bepalen van het beperkende reagens en de stof die in overmaat aanwezig was. Het beperkende reagens is niet noodzakelijk de stof waarbij de gegeven stofhoeveelheid in gram het kleinst is. Allereerst moeten die stofhoeveelheden omgezet worden in de eenheid mol! Maar zelfs dan is het niet noodzakelijk de kleinste molhoeveelheid die het beperkende reagens vormt. Om het beperkende reagens te weten te komen, moeten we ook nog rekening houden met de molverhouding, gegeven door de voorgetallen. We verduidelijken het in een moeilijker voorbeeld.

VOORBEELD OVERMAAT BEREKENEN 200,0 gram calciumhydroxide (Ca(OH)2) reageert met 196,0 gram fosforzuur (H3PO4) tot

calciumfosfaat en water. Bereken hoeveel gram calciumfosfaat er gevormd wordt en hoeveel

gram van welke stof er in overmaat aanwezig was. We schrijven eerst de reactievergelijking: 3 Ca(OH)2

De molverhouding leert ons: 3 mol

→

Ca3(PO4)2

6 H20

2 mol

→

1 mol

6 mol

De gegeven stofhoeveelheden:

2 H3PO4

m/M

= n

200,0 g = 2,7 mol

m/M

196,0 g = 2,0 mol

Let op: op het eerste gezicht zou je denken dat fosforzuur hier het beperkende reagens is, maar de molverhouding leert ons hier dat je voor de reactie van 2 mol fosforzuur, 3 mol

calciumhydroxide nodig zult hebben, terwijl we maar 2,7 mol hebben. Niet H3PO4 maar Ca(OH)2 zal hier dus het beperkende reagens zijn! We rekenen dus verder met het juiste beperkende reagens.

2,7 mol

= 1,8 mol

/3 · 2 mol /3

= 0,9 mol

= 5,4

·2

Nu we alle stofhoeveelheden gevonden hebben, rekenen we om naar de gevraagde eenheid:

g g g g + 2 · 31 + 8 · 16,0 = 310,3 mol mol mol mol g dan m = n · M = 0,9 mol · 310,3 = 279,3 g mol

M(Ca3(PO4)2) = 3 · 40,1

We berekenen vervolgens de overmaat: Er is 2,0 mol (196,0 g) - 1,8 mol (176,4 g) = 0,2 mol overmaat aan fosforzuur. 0,2 mol · 98

g = 19,6 g mol

TIP

Als extra controle kun je altijd nagaan of al de berekeningen kloppen door de wet van behoud van massa toe te passen: de som van de massa’s van de reagentia = de som van de massa’s van de reactieproducten. Let op dat je ook hier niet met de overmaat rekent.

126

THEMA 03

HOOFDSTUK 3

AAN DE SLAG 7 Stel dat je auto op zuiver octaan rijdt en 5 600 gram

1 Waterstofchloride reageert met 50,0 g

natriumhydroxide. Daarbij ontstaan keukenzout en

octaan verbruikt per 100 kilometer. De

water. Hoeveel gram zuur heb je nodig en hoeveel

verbrandingsreactie kan als volgt geschreven

gram zout ontstaat er?

worden: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

reactievergelijking: HCl + NaOH → NaCl + H2O

BENZINE

2 Bereken hoeveel gram kaliumhydroxide (KOH)

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

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

B 100 ≤ g CO2/km < 130

C 130 ≤ g CO2/km < 160

D 160 ≤ g CO2/km < 190

E 190 ≤ g CO2/km < 190

F 220 ≤ g CO2/km < 250

G ≥ 250 g CO2/km

Op basis van CO2-uitsoot

worden auto’s ingedeeld in een categorie A tot G.

reactievergelijking: 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4

A < 100 g CO2/km

Bij die reactie ontstaan kaliumnitraat (KNO3) en

4 Wanneer een metaal en een zuur reageren, ontstaat

vaak waterstofgas. Zink reageert bv. met zwavelzuur (H2SO4) tot zinksulfaat (ZnSO4) en waterstofgas (H2).

Wat is de CO2-uitstoot van je wagen in

g ? km

b In welke klasse wordt jouw auto ingedeeld?

Hoeveel gram zink moet reageren met een overmaat zwavelzuur om 6,0 g waterstofgas te bekomen?

` Meer oefenen? Ga naar

5 Koolstofdisulfide (CS2) reageert met dizuurstof (O2)

tot zwaveldioxide (SO2) en koolstofdioxide (CO2). Hoeveel gram zuurstofgas moet je hebben om 38,1 g koolstofdisulfide te verbranden?

6 Butaan wordt verbrand bij gebruik van bijvoorbeeld

de gasbarbecue volgens de reactie

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O. Hoeveel gram

zuurstofgas heb je nodig om 40,00 gram butaangas te verbranden? Hoeveel gram CO2 wordt daarbij gevormd?

THEMA 03

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

127

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 voldoende hoge concentratie hebben. In een labo gaan we vaak stoffen oplossen in een oplosmiddel (meestal water), omdat ze dan beter reageren.

Maar het aantal gram van de oplossing geeft niet de nodige informatie over de stofhoeveelheid van het

opgeloste reagens. We moeten weten hoeveel mol of gram van de opgeloste stof er in de oplossing zit. In ons

voorbeeld van de alcoholgel is de hoeveelheid alcohol (opgeloste stof) belangrijk, niet zozeer de hoeveelheid alcoholgel (oplossing). We willen weten hoeveel alcohol er in de alcoholgel zit, dus wat de concentratie aan alcohol is. LEERDOELEN

L de verhoudingen en evenredigheden tussen massa’s, volumes en stofhoeveelheden gebruiken en molaire

grootheden en concentraties beschrijven

L het verband tussen stofhoeveelheid en massaconcentratie toepassen

L het verband tussen stofhoeveelheid en molaire concentratie toepassen

L het verband tussen mol en molaire concentratie gebruiken in eenvoudige stoichiometrische berekeningen

Wat is een concentratie van een oplossing?

Een oplossing is een hoeveelheid opgeloste stof in een hoeveelheid oplosmiddel. Neem het voorbeeld van een tas koffie waarin een klontje suiker wordt gebracht: — Het oplosmiddel is hier de koffie. — De opgeloste stof is de suiker.

— De oplossing bestaat uit gesuikerde koffie.

Je weet natuurlijk al dat de koffie zoeter zal smaken naargelang

je er 1, 2 of 3 klontjes suiker in oplost. Het is dus belangrijk om de concentratie van de oplossing goed te kennen. Als we de concentratie van de opgeloste stof willen kennen, dan moeten

Afb. 101 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.

128

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 een aantal gram. Als we de hoeveelheid

opgeloste stof in gram uitdrukken en de hoeveelheid oplossing g in liter, bekomen we voor de concentratie een eenheid van , L we spreken dan over de massaconcentratie. Zo zit in 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. 102 Een glas cola bevat veel suiker.

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

129

VOORBEELDVRAAGSTUK Bereken hoeveel kaliumchloride (KCl) je moet afwegen als je 3,5 L oplossing wil 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

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

g 10,8 g = of 10,8 %. L 100 mL

dat dan 108

Afb. 103 Voedingswaarden frisdrank

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

130

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 aantal mol opgeloste stof aantal liter oplossing n — formule: c = V mol — eenheid molaire concentratie: of M L — molaire concentratie

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: c =

m(suiker) n(suiker) en n (suiker) = M(suiker) V(oplossing)

m(suiker) met M(suiker) = M(C12H22O11) M(suiker) · V(oplossing)

→ c =

Gegeven:

= 12 · 12,0

= 342,0

g mol

27 g g · 0,250 L 342,0 mol

= 0,32

mol L

g g g + 22 · 1,0 + 11 · 16,0 mol mol mol

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

131

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 = 0,0295 mol L

—

V = 200 mL

NaCl

→

AgCl

NaNO3

c(AgNO3)

m(AgCl)

Oplossing: c · V = n 0,0295 mol · 0,200 L L

Gevraagd:

= 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

132

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

Afb. 104 Azijn

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. 105 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

133

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 zijn gerechten. Is de soep niet zout genoeg of net te zout? In het eerste geval zal de kok een snuifje zout toevoegen, in het tweede geval kan die de soep aanlengen met water. Indampen zou wat meer tijd in beslag nemen bij het op smaak brengen van soep, maar dat komt wel van pas bij de bereiding van sauzen.

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

134

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 de beginconcentratie c1 = 0,250 mol L het beginvolume V1 = 0,150 L

Gegeven:

—

Gevraagd:

Welk volume oplosmiddel moet je toevoegen (V2 - V1) ?

de gewenste eindconcentratie c2 = 0,200 mol L

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 ...

na verdunning

voor verdunning

= n2

c1 · V1

= c2 · V2

c1 · V1 = c2 · V2

In de formule is:

— c1 = beginconcentratie van de oplossing — V1 = beginvolume van de oplossing

— c2 = concentratie van de oplossing na verdunning — V2 = Volume van de oplossing na verdunning

Let op: V2 is het eindvolume na verdunning. Vaak wordt het toe te voegen volume water

gevraagd. We trekken het beginvolume er dan dus weer af (V2 - V1)!

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. 106 Zoutproductie

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

135

Oplossingen met verschillende concentraties aan opgeloste stof mengen

Door zuiver oplosmiddel toe te voegen, wijzigt de hoeveelheid opgeloste stof dus niet. Maar dat zal natuurlijk wel het geval zijn als we aan een oplossing een andere oplossing toevoegen, die ook een hoeveelheid van die opgeloste stof bevat. Als de toegevoegde oplossing hier een lagere concentratie heeft dan de eerste, zal de concentratie na samenvoegen van de oplossingen ook lager worden. Op die manier kunnen we een oplossing dus ook verdunnen. Maar let op: nu is de hoeveelheid opgeloste stof voor en na verdunning niet

meer aan elkaar gelijk: n1 ≠ n2

We moeten onze verdunningsformule in dat specifiek geval herwerken: Als je bij het aantal mol voor verdunning (n1) het aantal mol uit de verdunnende oplossing (n3)

optelt, krijg je een nieuw aantal mol opgeloste stof (n2):

n1 + n3 = n2

Vermits het aantal mol steeds gegeven wordt door n = c . V, kun je besluiten dat: c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · V2

Het bekomen volume V2 is de som van de samengevoegde volumes V1 en V3, wat voor onze formule betekent:

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.

136

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 —

c1 = 0,500 mol L

—

V1 = 80,0 mL of 0,0800 L

—

c3 = 0,100 mol L mol c2 = 0,200 L

Gevraagd:

Gegeven:

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 dat je moet toevoegen is 240 mL. L

THEMA 03

HOOFDSTUK 4

137

AAN DE SLAG 1 Welke oplossing heeft de hoogste concentratie:

een keukenzoutoplossing met massaconcentratie van 6 % of een keukenzoutoplossing met molaire 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?

mol L moet je toevoegen aan 2,5 L kaliumchlorietoplossing van 0,70 mol om een oplossing van 0,60 mol te L L bekomen?

9 Hoeveel liter kaliumchlorietoplossing van 0,30

10 Natriumhydroxide reageert met fosforzuur

tot natriumfosfaat en water. Hoeveel gram natriumhydroxide en hoeveel gram fosforzuur moet

je hebben om 100 g natriumfosfaat te vormen?

3 200 mL van een natriumhydroxideoplossing bevat

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

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

van een calciumhydroxideoplossing van 0,80 mol L moet toevoegen om een oplossing van 0,70 mol te bekomen. L

Veronderstel dat het fosforzuur en de base (NaOH)

5 Je lost 49,0 g fosforzuur op in water en vormt

Hoeveel gram zout ontstaat er?

` Meer oefenen? Ga naar

een halve liter oplossing. Hoeveel water moet je toevoegen om een concentratie van 0,0100 mol L te bekomen?

concentratie van de calciumhydroxideoplossing?

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

138

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 gebruiken tussen de toestandsgrootheden druk, volume en absolute temperatuur om de

toestand van een ideaal gas en de veranderingen ervan te beschrijven

Het molaire gasvolume onder normomstandigheden

Ook het volume gas zullen we moeten omzetten naar een stofhoeveelheid, uitgedrukt in mol. Een gelijke molhoeveelheid van verschillende gassen neemt bij een gelijke druk en temperatuur

hetzelfde volume in. Als we het volume van 1 mol gas kennen, het molaire gasvolume 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 (aantal mol 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. 107 Molair gasvolume

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in: V = n · Vm THEMA 03

HOOFDSTUK 5

139

Normomstandigheden duiden we aan als n.o.

We beschouwen een gas onder de normomstandigheden. We spreken over normomstandigheden als de temperatuur i = 0 °C en de druk p = 1 013 hPa. Het molaire gasvolume is dan steeds 22,4 L . mol Als we dat getal onthouden, is het eenvoudig om vraagstukken op te lossen waarbij de reactie onder normomstandigheden plaatsvindt. We kunnen dan schakelen tussen het volume van het gas en het aantal mol door gebruik te maken van dat molaire gasvolume: V 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 2

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

Gegeven:

—

Gevraagd:

V(CO2)

m(CO2) = 25,0 g

n.o.

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

140

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

oplossingen (c, V) c= n V n= m M delen door molaire massa (g/mol)

n=c·V

aantal mol n

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

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

aantal deeltjes N

n= V Vm bij n.o. Vm = 22,4 L

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) n= N NA

V = n · Vm bij n.o. 1 mol = 22,4 L

gassen (V, Vm )

De algemene ideale gaswet

Het molaire gasvolume is alleen normomstandigheden gelijk aan 22,4 L . Het gasvolume is mol afhankelijk van de temperatuur en de druk. We kunnen Vm steeds berekenen door gebruik te maken van de ideale gaswet.

Het deeltjesmodel van stoffen ken je al een tijdje. In gassen

zitten de deeltjes ver van elkaar. Bij gewone druk en temperatuur

oefenen ze geen krachten uit op elkaar (afstotend of aantrekkend). Bij gewone druk en temperatuur is hun volume bovendien te

verwaarlozen ten opzichte van het volume van de ruimte die het gas inneemt. Onder die omstandigheden gedraagt het gas zich volgens de zogenaamde ideale gaswet: we spreken van een ideaal gas, waarbij de gasmoleculen elkaar niet beïnvloeden.

Afb. 108 Deeltjesmodel gas

Uit de fysicalessen lenen we een paar wetten: — de gaswet bij constante temperatuur (de wet van Boyle-Mariotte):

p · V = constant

voor eenzelfde hoeveelheid gas Afb. 109 Robert Boyle

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

141

— de gaswet bij constant volume (de drukwet van Regnault): P T = constant voor eenzelfde hoeveelheid gas Afb. 110 Henri Victor Regnault

— de gaswet bij constante druk (de volumewet van Gay-Lussac):

V = constant T

voor eenzelfde hoeveelheid gas

Afb. 111 Joseph Gay-Lussac

Die 3 wetten werden door Avogadro gecombineerd waarbij hij bovendien een verband legde tussen het aantal mol van een gas en het volume bij een gegeven druk en temperatuur. Die ideale gaswet gebruiken we in de chemie om een volume gas om te zetten naar een aantal mol of omgekeerd.

Ze beschrijft het gedrag van ideale gassen onder invloed van druk, volume, temperatuur en aantal

deeltjes: p · V = n · R · T

hierin is:

— p = de druk in Pa (N/m2) — V = het volume in m3

— n = de hoeveelheid gas in mol

— R = de gasconstante (8,31 J · K−1mol−1)

— T = de absolute temperatuur in K

De Kelvinschaal voor temperatuuraanduiding gaat niet uit van het vriespunt of het kookpunt van water, zoals de Celsius-schaalverdeling. Kelvin ging uit van het absolute nulpunt: de koudste temperatuur die ooit werd gemeten: -273 °C (-273,15 °C om precies te zijn). Die temperatuur heeft in de Kelvinschaal de waarde 0 K. Atomen en moleculen gaan steeds minder bewegen als de temperatuur daalt en bij -273 °C mogen we aannemen dat ze volledig stilstaan. Daarom noemde Kelvin die temperatuur het absolute nulpunt, lager kan namelijk niet! De schaalverdeling van de Celsiusschaal en de Kelvinschaal loopt gelijk: daarom is 273 K = 0 °C en kunnen we dus ook stellen dat 100 °C = 273 K. Let op: bij temperaturen uitgedrukt in Kelvin wordt het “°” of gradensymbool weggelaten.

Als we nu het molaire gasvolume willen berekenen, dan vormen we onze ideale gaswet om: p·V=n·R·T T Vm = R · p

herwerken we tot

n· R· T p

(n = 1, V = Vm)

Je kunt er dus voor kiezen om steeds Vm te berekenen en vervolgens het aantal

mol in rekening te brengen of om meteen alle gegevens in de algemene gaswet

te plaatsen.

TIP De ideale gaswet kun je alleen gebruiken bij gassen. Laat je niet verleiden om een volume vloeistof, dat ook in liter of m³ is opgegeven, om te zetten naar mol via die gaswet!

142

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

De juiste stofhoeveelheid (in mol) ga je ook alleen bekomen als elke variabele in de formule in de juiste eenheid wordt gezet. Merk ook op dat in de ideale gaswet nergens sprake is van het soort gas of de massa. Die variabelen doen er niet toe. Het molaire gasvolume is bij eenzelfde druk en temperatuur voor om het even welk gas altijd hetzelfde. WEETJE Hoe wisten we dat bij normomstandigheden het volume van 1 mol gas = 22,4 L? Als we alle gegevens in de juiste eenheden zetten (p = 1013 102 Pa, T = 273 K) en de waarden invullen in de ideale gaswet, dan kunnen we het volume berekenen van 1 mol gas onder normomstandigheden: n·R·T 1 mol · 8,31 J · K-1 · mol-1 · 273 K = = 0,0224 m³ of 22,4 L p (1013 102 Pa)

Dus Vm = 0,0224 m³ of 22,4 L bij n.o.

Omzettingen

De gegevens in een vraagstuk zullen vaak nog moeten worden omgezet naar de juiste eenheden

alvorens de waarden in te vullen in de algemene ideale gaswet. Daarom herhalen we even de omzettingen die je al leerde kennen doorheen je studiejaren: — 1 m³ = 1 000 dm³ = 1 000 L — 1 hPa = 100 Pa

— 1 bar = 105 Pa = 103 hPa — 1 mbar = 1 hPa

— 273 K = 0 °C

VOORBEELDVRAAGSTUKKEN 1

Welk volume neemt 12 g stikstofgas in bij 15 °C en 1 018 hPa?

Gegeven:

—

m(N2) = 12 g

—

T = 15 °C

—

p = 1 018 hPa

Gevraagd:

V(N2)

Oplossing:

Eerst zetten we de gegevens om in de juiste eenheden, zodat we de ideale gaswet kunnen toepassen:

— n(N2) = 12 g : 28,0

g = 0,43 mol mol

— 15 °C = 288 K

— 1 018 hPa = 1 018 · 102 Pa Wanneer we die waarden invullen in de gaswet, krijgen we: V =

n∙R∙T = 0,010 m3 of 10 L p

Antwoord: In de gegeven omstandigheden zal 12 g stikstof een volume innemen van 10 L.

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

143

Bereken de massa van 5,5 L waterstofsulfidegas (H2S) bij een temperatuur van 23 °C en een

druk van 1 025 hPa. Gegeven:

—

T = 23 °C = 296 K

—

p = 1 025 hPa = 1 025 · 102 Pa

—

V(H2S) = 5,5 L = 0,0055 m3

Gevraagd:

m(H2S)

Oplossing: n(H2S) =

p·V = 102 500 Pa · 0,0055 m3 : (8,31 J · K-1 · mol-1 · 296 K) = 563,75 : 2 459,76 = 0,23 mol R·T

g = 7,8 g mol

m(H2S) = n(H2S) · M(H2S) = 0,23 mol · 34,1

Bereken het volume van 28 g stikstofgas en van 32 g zuurstofgas bij 20 °C en 1 013 hPa. m(N2) = 28 g

—

m(O2) = 32 g

—

T = 20 °C

—

p = 1 013 hPa

Gegeven: —

Gevraagd: V(N2) en V(O2) Oplossing:

We zetten de gegevens om in de juiste eenheid: — temperatuur: 20 °C = 293 K

— druk: 1 013 hPa = 101 300 Pa

N2 O2 m = n = 28 gram = 1 mol N2 en 32 gram = 1 mol O2 g M 28 32 g mol mol

Hoewel de massa’s van beide gassen verschillen, gaat het over dezelfde molhoeveelheid. Het omvormen van de formule geeft voor beide gassen hetzelfde resultaat: V(N2) = V(O2) =

n · R · T 1 · 8,31 · 293 = = 0,024 m³ = 24 L p 101 300

Als een reactie niet bij normomstandigheden plaatsvindt, moeten we altijd informatie krijgen over de druk en temperatuur. Zonder die gegevens kunnen we een gasvolume niet omzetten naar een aantal mol stofhoeveelheid.

144

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

De gaswet bij een constante molhoeveelheid

Wanneer er geen chemische reactie optreedt en/of het totaal aantal mol gas bij een reactie onveranderd blijft, kunnen we de ideale gaswet ook gebruiken om volumeveranderingen in functie van temperatuursveranderingen te berekenen of omgekeerd. De gaswet kan dan in een andere vorm worden geschreven: Omdat n1 = n2 ( aantal mol gas verandert niet) en omdat, na het omvormen van de formule, p·V , kunnen we stellen dat R·T p1 · V1 p2 · V2 = R · T1 R · T2

de molhoeveelheid steeds gegeven is door n =

p1 · V1 T1

Schrappen van de gasconstante R aan beide kanten van de vergelijking geeft dan: p2 · V2

Meer algemeen schrijven we

WEETJE

p· V = constante. T

Van het feit dat druk, temperatuur en volume van een gas op die manier elkaar beïnvloeden, wordt gebruikgemaakt in de

koeltechniek: koelkasten, diepvriezers, airco’s … Ze bevatten

allemaal een gas dat zich makkelijk laat comprimeren en makkelijk terug uitzet. Vroeger werden hier vaak cfk’s (chloorfluorkool-

waterstoffen) voor gebruikt. Maar omdat die cfk’s schadelijk zijn voor het milieu (aantasting ozonlaag die ons beschermt tegen uv-straling van de zon), werden ze vervangen door andere

koelgassen. Toch moeten die toestellen apart worden ingezameld

op het einde van hun levensduur om de gassen te recycleren.

VOORBEELDVRAAGSTUK

Een heteluchtballon heeft een volume van 3 200 m³ en het gas in de ballon heeft een temperatuur van 130 °C. Bij welke temperatuur (°C) zal het volume dalen tot 3 000 m³ als de druk constant blijft? —

V1 = 3 200 m³

—

T1 = 130 °C

—

V2 = 3 000 m³

—

p = constant

Gevraagd:

Gegeven:

Oplossing:

We gebruiken hier dus de 2de vorm van de gaswet, want n = constant (geen chemische reactie): p1 · V1 p2 · V2 = T1 T2

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

145

Omdat bij dit vraagstuk ook de druk constant blijft (p1 = p2), wordt de formule nog eenvoudiger: V1 V = 2 T1 T2 We zetten alles om in de juiste eenheden (V1 = 3 200 m³, T1 = 403 K, V2 = 3 000 m³)

en lossen de vergelijking op door de gevraagde temperatuur T2 te berekenen: T2 =

V2 · T1 403 K = 3 000 m³ · = 378 K 3200 m3 V1

Omgezet naar °C is dat 105 °C.

oplossingen (c, V) c= n V

n= m M delen door molaire massa (g /mol)

aantal mol n

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

aantal gram m

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

p·V R·T bij n.o. 1 mol = 22,4 L

p·V=n·R·T bij n.o. 1 mol = 22,4 L

gassen (p, V, T)

Nu we zowel de stoichiometrische hoeveelheden van vaste stoffen (in gram), vloeistoffen (volume en concentratie) en gassen (volume) kunnen berekenen zijn we in staat om zowat elk

stoichiometrisch vraagstuk op te lossen.

146

THEMA 03

HOOFDSTUK 5

AAN DE SLAG 1 Bereken het volume van 15,0 g waterstofgas onder

normomstandigheden.

11 Hoeveel gram ijzer moet met een overmaat aan

verdunde zoutzuuroplossing reageren om 2,0 L waterstofgas te bekomen bij een druk van

2 Bereken het volume van 25,0 g koolstofdioxidegas

1 722 hPa en een temperatuur van 80 °C? De reactie is: Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

onder normomstandigheden. 3 Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen zuurstofgas

12 Stikstofgas reageert met zuurstofgas tot gasvormig

in onder normomstandigheden?

distikstofpentaoxide. Over hoeveel gram stikstofgas

Wat is de totale massa van die moleculen?

moet je beschikken om 33 L reactieproduct te

bekomen, indien die reactie plaatsvindt bij 40 °C

4 Welk volume nemen 8,0 · 1026 moleculen stikstofgas

in onder normomstandigheden? Wat is de totale massa van die moleculen?

en 1 240 hPa?

13 Hoeveel mol lucht zit er in een luchtballon

met een volume van 6 000 m³? De lucht in de

5 Welk volume neemt 12 g stikstofgas in bij 15 °C en 1

018 hPa?

ballon werd verhit tot 90 °C en 1 013 hPa? Bij die omstandigheden is het molaire gasvolume 30 L . mol

6 Bereken de massa van 5,5 L waterstofsulfidegas bij

1 025 hPa.

` Meer oefenen? Ga naar

een temperatuur van 23 °C en een druk van

7 Bij de reactie van waterstofchloride met

calciumcarbonaat ontstaan calciumchloride, water en koolstofdioxide. Hoeveel liter koolstofdioxide

ontstaat er onder normomstandigheden als je

begint met 25,0 g waterstofchloride en een overmaat aan calciumcarbonaat?

8 Zink reageert met waterstofchloride tot zinkchloride

en waterstofgas. Hoeveel liter waterstofgas wordt er gevormd als je 1 000 kg zink laat reageren met voldoende waterstofchloride?

Welke massa zuur moet je daarvoor gebruiken?

De reactie vindt plaats onder normomstandigheden.

9 Waterstofgas reageert bij 20 °C en 1 050 hPa met

20 L zuurstofgas tot waterdamp. Hoeveel gram waterstofgas is daarvoor nodig?

10 Hoeveel gram zink moet reageren met een overmaat

aan zwavelzuur om onder normomstandigheden 1,5 L waterstofgas te bekomen?

THEMA 03

HOOFDSTUK 5 - AAN DE SLAG

147

HOOFDSTUK 6

Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen We weten dat de stofhoeveelheid mol steeds slaat op eenzelfde aantal deeltjes: 6,02 · 1023. In de 1ste graad leerde je dat deeltjes bij een gas verder uit elkaar zitten dan bij een vloeistof. Bij een vaste stof zijn de deeltjes

nog dichter op elkaar gepakt. Daaruit volgt dus dat het ingenomen volume van eenzelfde aantal deeltjes verschilt van stof tot stof. LEERDOELEN

L verhoudingen en evenredigheden tussen massa’s, volumes en stofhoeveelheden gebruiken om dichtheden

beschrijven

Als we het aantal deeltjes per volume-eenheid naar de massa van die deeltjes omzetten, bekomen we de verhouding m . Die verhouding noemen we de dichtheid van een stof. De dichtheid van een V stof in de gastoestand zal dus kleiner zijn dan de dichtheid van diezelfde stof in vloeibare toestand, die op haar beurt kleiner is dan de dichtheid in vaste toestand. Niet alleen het verschil in aggregatietoestand speelt daarbij

een rol. Ook de massa van elk deeltje en de onderlinge schikking (roostering) van de deeltjes zorgt voor een verschil in dichtheid.

De dichtheid is daarom een stofeigenschap voor elke zuivere stof. Neem bijvoorbeeld blokjes met eenzelfde volume van verschillende metalen. Het blokje lood zal merkelijk zwaarder zijn dan het blokje aluminium.

De verhouding tussen de massa en het volume noemen we de dichtheid (ρ) van de stof: m V

ρ=

De dichtheid kan in meerdere eenheden worden weergegeven (

148

THEMA 03

HOOFDSTUK 6

g g kg kg , …) , , m3 L dm3 L

DEMO Dichtheid van vloeistoffen Werkwijze Je leerkracht brengt achtereenvolgens gelijke volumes

ethanol

van de volgende stoffen samen in een beker:

olijfolie water

demovideo: dichtheid van vloeistoffen

— water (zuivere stof) — olijfolie (mengsel) — ethanol (zuivere stof)

Afb. 112 Dichtheid van vloeistoffen

1 liter zuiver water weegt exact 1 kg.

Stof

demovideo: water en ethanol

kg De dichtheid van zuiver water is dus ρ = m = 1 L V

Dichtheid (

kg ) L

WEETJE

water

1,000 kg L

olijfolie

kg 0,920 L

mengsel berekenen

ethanol

kg 0,789 L

omwille van het

is niet gemakkelijk feit dat water- en

Waarneming:

De dichtheid van het

ethanolmoleculen zich niet ideaal

— De stof met de hoogste dichtheid zit onderaan de beker.

gedragen (zie

— De stof met de laagste dichtheid zit bovenaan.

ideale gaswet). Ze

De tabel met de dichtheid van de andere stoffen leert ons dat olie inderdaad op water zal

drijven, omdat het een kleinere dichtheid heeft en niet mengt met water. De dichtheid van kg ethanol (0,789 ) is nog kleiner dan die van de olijfolie. De ethanol mengt ook niet met L de olie en zal daarom helemaal bovenaan drijven.

m V= ρ

van 50 mL ethanol en 50 mL water

van 98 mL oplevert. Hoewel je dat

m=V·ρ

moeilijk uitgelegd krijgt aan je wiskundeleerkracht:

TIP

in deze chemieles is 50 + 50 = 98! De

Let op dat je bij vloeistoffen de dichtheid niet verwart met de massaconcentratie.

dichtheid van ons

Dichtheid heeft niets te maken met de concentratie van de opgeloste stof.

mengsel is dus:

DICHTHEID MASSACONCENTRATIE massa oplossing ρ= volume oplossing

het samenvoegen

een totaalvolume

het volume van een zuivere stof of oplossing: m het omvormen van de formule geeft V

elkaar waardoor

uiteindelijk slechts

Met de formule van dichtheid kunnen we dus steeds schakelen tussen de massa en

ρ=

interageren met

ρ=

massa opgeloste stof c= volume oplossing

89,5 g 91,3 g = 98 mL 100 mL

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

THEMA 03

HOOFDSTUK 6

149

AAN DE SLAG 1 Hoeveel liter waterstofgas kun je bij 45 °C en 1 053

hPa bereiden met 20,0 g zink en 150 mL zwavelzuur (0,35 mol)? L 2 Hoeveel liter koolstofdioxidegas moet je bij 20 °C en

980 hPa in een calciumhydroxideoplossing doen om 50 g calciumcarbonaat te bereiden? 3 Wanneer de luchtdruk in een vliegtuig op 10 km

zuurstofmaskers naar beneden. Gedurende

hoogte sterk daalt, komen er boven de zitplaatsen

15 minuten kunnen de passagiers gebruikmaken van zuurstofgas door de volgende reactie geproduceerd in een zuurstofgenerator: 2 NaClO3 (s) → 2 NaCl (s) + 3 O2 (g) Een volwassene verbruikt per minuut gemiddeld

1,5 L O2 bij 76,0 kPa en 290 K.

Welke massa NaClO3 is er nodig om een volwassene

gedurende 15 minuten van het nodige zuurstofgas te voorzien?

` Meer oefenen? Ga naar

150

THEMA 03

HOOFDSTUK 6 - AAN DE SLAG

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

kennisclip 2u

CHEMISCH REKENEN KERNBEGRIPPEN

NOTITIES

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 1: Atoommassa, molecuulmassa, formulemassa gemiddelde relatieve atoommassa <Ar> = het

A (massagetal) =

gewogen gemiddelde van alle relatieve atoommassa’s van de voorkomde isotopen

Z (aantal protonen) + N (aantal neutronen)

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

formulemassa = de massa van een formule-eenheid = de som van alle relatieve atoommassa's van de

eenheid

stofhoeveelheid

(aantal deeltjes) stofhoeveelheid (aantal gram)

stofhoeveelheid (aantal mol)

deeltjes

mol

formule

symbool

grootheid

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 Voordeel: 1 unit · NA= 1 g!

molaire massa = molecuulmassa of

formulemassa, aangevuld met de eenheid

g mol

deeltjes mol

zie schema op p. 117

molverhouding = de verhouding (in mol)

waarin de stoffen reageren

Hoofdstuk 3: Stoichiometrische vraagstukken

vraagstukken met 1 gegeven stofhoeveelheid

Volg het stappenplan op p. 123.

vraagstukken met 2 gegeven stofhoeveelheden

Extra stap in het stappenplan op p. 125: eerst beperkende reagens bepalen

THEMA 03

SYNTHESE

151

THEMASYNTHESE Hoofdstuk 4: Concentratie van een oplossing een oplossing = een hoeveelheid opgeloste stof in

— massaconcentratie c =

een hoeveelheid oplosmiddel

m g ( ) V L

— molaire concentratie c =

concentratie = de verhouding opgeloste stof per

n mol (eenheid: ) V L

hoeveelheid oplossing ten opzichte van het totale

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

oplossingen mengen

— Indampen: oplosmiddel verdampt, aantal mol opgeloste stof verandert niet n1 = n2 of c1 · V1 = c2 · V2 concentratie stijgt c2 > c1 Mengen met andere oplossing, aantal mol opgeloste stof verandert wel n1 + n3 = n2

c1 · V1 + c3 · V3 = c2 · (V1 + V3)

concentratie daalt of stijgt maar c3 < c2 < c1

152

THEMA 03

SYNTHESE

Hoofdstuk 5: Chemisch rekenen met gassen normomstandigheden

i = 0°C

molair gasvolume

p = 1 013 hPa → molair gasvolume = 22,4

L mol

de ideale gaswet:

Gassen met een gelijke molhoeveelheid nemen bij

p·V=n·R·T

een gelijke druk en temperatuur hetzelfde volume in.

V = n · Vm

N ) m2 — Vm: het volume in m3

p: de druk in Pa (

— n: de hoeveelheid gas in mol

— R: de gasconstante (8,31 J · K−1mol−1)

Hoofdstuk 5: Chemisch rekenen met gassen

oplossingen (c, V) c= n V

n= m M delen door molaire massa (g /mol)

n=c·V

aantal mol n

aantal gram m

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

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

n= V Vm bij n.o. Vm = 22,4 L

delen door het getal van Avogadro (deeltjes/mol) n= N NA

V = n · Vm bij n.o. 1 mol = 22,4 L

gassen (V, Vm )

Hoofdstuk 6: Dichtheid van zuivere stoffen en oplossingen

— dichtheid van een stof = de verhouding tussen de massa en het volume

aantal deeltjes N

ρ=

m V

Dichtheid is geen concentratiegrootheid!

THEMA 03

SYNTHESE

153

154

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.

156

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 oppervlak is bedekt met water. Organismen bestaan bovendien voor een groot gedeelte uit water. Zonder water is er geen leven. Ook tijdens de chemielessen gebeuren heel wat experimenten in een waterige oplossing. Het is daarom belangrijk om even te kijken wat

water zo speciaal maakt. DEMO

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

demovideo: invloed van een geladen staaf op een straal water en n-pentaan

— De leerkracht vult een buret met n-pentaan (C5H12) en plaatst er een beker onder.

— De leerkracht brengt negatieve ladingen aan op een kunststof lat of staaf door er met een wollen of zijden doek over te wrijven.

— De leerkracht opent het kraantje en houdt de negatief geladen staaf naast de straal

n-pentaan die uit de buret loopt.

— Door papier te wrijven over een glazen staaf, ontstaat er een glasstaaf die positief geladen is. De leerkracht opent het kraantje en houdt de positief geladen staaf naast de straal n-pentaan die uit de buret loopt.

— De leerkracht brengt daarna achtereenvolgens een negatieve en een positieve staaf naast een waterstraal die uit een andere buret stroomt. Waarnemingen — n-pentaan wordt niet aangetrokken door

buret gevuld met n-pentaan

geladen staaf

buret gevuld met water

positief geladen staaf

buret gevuld met water

negatief geladen staaf

de positief geladen staaf, maar ook niet door de negatief geladen staaf. — De straal water wordt zowel door de positief als de negatief geladen staaf aangetrokken.

Afb. 113 Invloed van een geladen staaf op n-pentaan en een straal water

THEMA 04

HOOFDSTUK 1

157

Water (H2O) is een molecule opgebouwd uit

2 waterstofatomen en een zuurstofatoom.

Moleculen zijn neutraal, wat wil zeggen dat een waterdeeltje niet negatief of positief geladen is. Toch worden watermoleculen aangetrokken door zowel negatieve als positieve ladingen. Dat kan verklaard worden doordat water zowel een positief geladen als een negatief geladen zijde

Afb. 114 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 leerde, staan sommige elementen (zoals metalen) liever elektronen af terwijl andere (zoals niet-metalen) liever elektronen opnemen. Dat hangt af van een aantal eigenschappen zoals de grootte van de positieve kernlading, het aantal elektronen en de

schikking van de elektronen op de schillen. Die factoren leiden tot een grotere of minder grote aantrekkingskracht op andere elektronen: de elektronegatieve waarde van een atoom.

De EN-waarde vind je terug op het PSE. 12

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

158

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. 115 Apolaire covalente binding

VOORBEELD ATOOMBINDINGEN IN H2 EN CS2

Het verschil tussen de EN van beide atomen (grootste EN – kleinste EN) duiden we aan met ΔEN.

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. 116 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

159

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. 117 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. 118 Zoutzuur (HCl) is een polaire molecule. Ze heeft een positieve zijde (blauw) en een negatieve zijde (rood).

160

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. 119 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 120 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

161

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. 121 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. 122 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.

162

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

163

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 dus

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.

164

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

vervolgens na of de atoombinding 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

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

CI C

H H H

H H

H C C O H H H

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 04

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

165

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 6 Kookpunten van enkele stoffen

166

Kookpunt in °C

150

kooktemperatuur in °C

reeks 1

100

reeks 2

reeks 3

reeks 4

water

ICl

H2O

Br2

C4H10 20

molecuulmassa in unit

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 verbinding. Dat komt doordat er tussen polaire moleculen sterkere intermoleculaire krachten bestaan: krachten die tussen de moleculen heersen en de moleculen bij elkaar houden. Pas als die intermoleculaire krachten verbroken worden, komen deeltjes los van elkaar. Omdat het verbreken van de intermoleculaire krachten energie kost, zullen stoffen die opgebouwd zijn uit dipoolmoleculen, hogere kookpunten hebben. Water heeft, ondanks zijn zeer lage molecuulmassa (18 unit), een bijzonder hoog kookpunt: 100 °C. Dat kookpunt ligt veel hoger dan

dat van verbindingen tussen waterstof en de andere elementen van de 6de groep. Het wijst erop dat er tussen watermoleculen bijzonder sterke krachten heersen die veel energie vereisen om ze te verbreken.

Die intermoleculaire krachten hebben een gelijkaardig effect op het smeltpunt van stoffen. De massa van deeltjes heeft een invloed op het kookpunt van de stof. Hoe hoger de massa, hoe hoger het kookpunt. Polaire verbindingen hebben een hoger kookpunt dan apolaire verbindingen met een gelijkaardige massa. Dat is een gevolg van het bestaan van krachten die tussen de moleculen heersen: de intermoleculaire krachten.

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

167

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. 123 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 één teen het gewicht van een ondersteboven hangende gekko aan de wand kan houden.

168

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. 124 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

169

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. 125 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. 126 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.

170

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. 127 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

video: de jezushagedis

voordat zijn vorige voet doorheen het wateroppervlak breekt.

Afb. 128 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. 129 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(cm3) 1.0000

T 4° D 1.0000

water

T 15° D .9991

ijs

0.9990 T 20° D .9982

0.9980 0.9170

T 0° D .9170 0

In vast water – ijs dus– zitten de water-

20°

0.9160 20 °C

Afb. 130 Dichtheidsverloop van water: zuiver water heeft de grootste dichtheid bij 4 °C.

op een relatief grote afstand van elkaar. Als het ijs begint te smelten, dan komen er moleculen los en wat dichter bij elkaar. Het volume water krimpt dus als het water smelt. Bij 4 °C zitten de watermoleculen het dichtst op elkaar. Als de temperatuur verder

toeneemt, worden steeds meer waterstofbruggen gebroken en bewegen de moleculen steeds heviger, waardoor de onderlinge afstand tussen de moleculen weer groter wordt en het water uitzet.

THEMA 04

HOOFDSTUK 2

171

AAN DE SLAG 1 Welke intermoleculaire krachten zijn aanwezig

4 Zoutzuur (HCl) heeft een kookpunt van -85 °C en

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 met een lage EN zoals HI

5 Een waterdruppel aan een lekkende kraan kan

soms uren blijven hangen vooraleer het plots valt.

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

172

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

173

We kunnen het oplosproces voor een ionverbinding in duidelijke stappen formuleren:

video: zout oplossen in water

+ -

δ- δ+ δ+

+ -

De ionen zijn al aanwezig en zitten met

+ +

ionkrachten stevig vast in het ionrooster.

Als het zout oplost, dan komen de ionen los

uit het rooster en dissocieert het zout.

positieve pool naar de negatieve ionen.

+ -

δ+ δδ

δ+ δ- + δ

Als de ion-dipoolinteracties groter zijn dan

de krachten tussen de ionen, dan komen de ionen los uit het rooster en valt het kristal

δ+ δ+

δ+ δ+ δ

δ+ δ- δ+

uiteen. Dat is dissociatie.

δ δ δ+ -

δ+ δ- δ+

δδ+

δ- δ+

Andere watermoleculen richten zich met

hun negatieve pool naar positieve ionen.

δ+ δ- δ+

Watermoleculen richten zich met hun

δ+ δ- δ+

δ+ δδ+

+ δ- δ δ+

δ- δ+ δ+

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.

Ionverbindingen zijn al opgebouwd uit ionen

voordat ze oplossen in water. Het oplosproces in water is een dissociatiereactie.

Afb. 131 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

174

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 De leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. De leerkracht gebruikt hiervoor een open stroomkring met een testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, dan geleidt de stof of de oplossing de elektrische

stroom.

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

175

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. 132 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. 133 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.

176

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. 134 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. 135 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. 136 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

177

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. 137 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.

178

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. 138 Schematische voorstelling van de ionisatie

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

179

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. 139 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-

180

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

DEMO Geleidbaarheid oplossingen van polaire moleculen Werkwijze

demovideo: geleidbaarheid oplossingen polaire moleculen

Je leerkracht onderzoekt bij verschillende zuivere stoffen en oplossingen of ze de stroom geleiden. Die gebruikt hiervoor een open stroomkring met testlampje en elektroden. Als het lampje gaat branden, geleidt de stof of de oplossing de elektrische stroom. Besluit — Zuivere polaire en apolaire oplosmiddelen geleiden de elektrische stroom niet.

— Sommige waterige oplossingen van polaire stoffen geleiden de elektrische stroom. Stoffen die bestaan uit neutrale moleculen, zoals zuren of ammoniak, kunnen aanleiding geven tot een oplossing die ionen bevat. Die ionen kunnen zich verplaatsen doorheen de vloeistof. Aangezien een elektrische stroom een verplaatsing is van geladen deeltjes, geleiden die

oplossingen elektriciteit. Stoffen die in een oplossing de elektrische stroom geleiden, zoals zuren en ammoniak, noemen we elektrolyten. Stoffen die wel oplossen maar geen ionen vormen, zoals suiker, geven geen aanleiding tot een oplossing die de elektrische stroom geleidt. Dergelijke

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 hydroxideionen.

Een stof opgebouwd uit moleculen die in water ioniseren, is een elektrolyt omdat een oplossing van die stof de elektrische stroom geleidt. Moleculen die niet ioniseren zijn nietelektrolyten.

THEMA 04

HOOFDSTUK 3

181

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

Als je de concentratie

H2O

mol, dan plaats je de L

bevinden.

'de concentratie van H3O+'

H O H H3O+

In zuiver water geldt:

concentratie H3O+ = concentratie OH-= 10-7 mol. L

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol. L

stof tussen vierkante

haakjes. [H3O+] betekent

OH-

Nauwkeurige metingen tonen aan dat in 1 L zuiver water, zich 10-7 mol H3O+- en 10-7 mol OH--ionen

van een stof wilt geven in

H2O +

O H-

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.

182

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. 140 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

183

AAN DE SLAG 1 Je gooit enkele kristallen keukenzout (NaCl) in een

4 Welke stoffen lossen op in water en welke stoffen

lossen op in n-pentaan: dijood, ethaan, KOH, NH3,

proefbuis met water en enkele kristallen in een

salpeterzuur (HNO3)?

oplossing met n-pentaan (apolair oplosmiddel). 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

184

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

pH citroensap 2

pH azijnzuur 4

11 8

citroensap en de azijnzuuroplossing?

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 04

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

185

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

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.

— waterstofbrug: sterke dipoolkracht tussen een H gebonden op een sterk elektronegatief element en de negatieve zijde van een andere dipool.

Hoofdstuk 3 - Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen

dissociatie: het verbreken van ionbindingen bij oplossen

— 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

186

elektrolyt: stof die in opgeloste of gesmolten

ionverbinding ionen aanwezig zijn, zijn

toestand de elektrische stroom geleidt

ionverbindingen elektrolyten.

THEMA 04

SYNTHESE

POLARITEIT EN OPLOSBAARHEID KERNBEGRIPPEN

NOTITIES

KERNVRAGEN

Hoofdstuk 3 - Oplosbaarheid en geleidbaarheid van stoffen ionisatie: een molecule die oplost wordt

— Polaire stoffen lossen op in polaire oplosmidde-

stukgetrokken in ionen.

len maar niet in apolaire oplosmiddelen. — Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmid-

een molecule voorstelt.

delen maar niet in polaire oplosmiddelen.

ionisatievergelijking: vergelijking die ionisatie van

— Als een zuur ioniseert in water, dan ontstaat er

zuurtegraad of pH: maat voor de concentratie aan oxoniumionen in een oplossing

een hydroxoniumion (H3O+) en een negatief zuur-

rest (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.

•

pH = 7

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L

zure oplossing pH < 7

[H3O+] > 10-7 mol L

basische oplossing pH > 7

[H3O+] < 10-7 mol L

•

neutrale oplossing:

THEMA 04

SYNTHESE

187

188

THEMA 05 REACTIEMECHANISMEN In thema 03 leerde je al welke hoeveelheden van stoffen in verhouding met elkaar reageren, maar het is ook zeer belangrijk dat je kunt voorspellen wat er gebeurt en welke producten je bekomt na het samenvoegen van bepaalde reagentia. Is er explosiegevaar, is de oplossing erg zuur na reactie of wordt de oplossing net helder? Het is cruciaal dat we door onze kennis reacties kunnen voorspellen om in alle veiligheid te kunnen

werken.

` Welke soorten stoffen kunnen er zoal ontstaan door het samenvoegen van reagentia? En hoe komt dat dan? ` Welke reactiemechanismen doen zich voor? We zoeken het uit!

VERKEN JE KUNT AL ... Ia 1 1

atoomnummer (Z)

1,0

lithium

1,5

natrium

0,8

kalium

calcium

39,10 37

0,8

5 Rb

rubidium

0,7

1,0

1,2

1,1

Vb 5 23

titaan

VIb 6 24

1,3

chroom

50,94 41

1,6

niobium

91,22

1,5

vergelijkingen

mengsels

opstellen.

beschrijven.

2,2

rhodium

2,2

1,9

Ag zilver

106,4 2,2

2,2

Ga gallium

1,7

1,9

1,8

tin

1,8

1,9

2,1

2,0

osmium

iridium

platina

Hg kwik

thallium

Tl-

Pb lood

bismut

polonium

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

200,6

204,4

207,2

209,0

209

210

0,7

0,9

Ra radium

226,0

1,1

104

105

actinium

rutherfordium

227

261

106

dubnium

actiniden

•

bohrium

266 1,1

cerium

1,3

hassium

1,5

meitnerium

1,4

samarium

(145) 93

darmstadtium

1,3

gadolinium

151,9 95

copernicium

1,3

nihonium

115

Fl-

flerovium

287 1,2

terbium

157,3 96

114

285 65

europium

150,4 94

röntgenium

272

113

112

281 1,2

Pm Sm

promethium

111

268

144,2 92

110

277 1,2

neodymium

140,9

109

264 1,1

praseodymium

108

seaborgium

262

lanthaniden

107

(1,2)

dysprosium

158,9 97

164,9

livermorium

tennessine

thulium

uraan

neptunium

plutonium

americium

Cm curium

berkelium

californium

einsteinium

fermium

mendelevium

nobelium

lawrencium

231,0

238,0

237

244

243

247

251

252

257

258

259

262

van zuur-base-indicatoren;

•

het begrip

afleiden uit

PSE.indd 274

het periodiek systeem.

N VA

oplossing.

JE LEERT NU ...

verzadigde oplossing

suspensie

neerslag

neerslagreacties

•

het reactie-

•

het oxidatie-

maken tussen

verklaren door

mechanisme

getal berekenen

een neerslag-

de essentiële

van protonen-

van atomen in

en een gas-

ionen-

overdracht

een binding en

ontwikkelings-

uitwisselings-

kennen en

de overdracht

reactie op

reactie te

de essentiële

van elektronen

basis van

schrijven.

reactie-

in een

vergelijking

redoxreactie

opstellen voor

bestuderen en

neutralisatie-

noteren.

reacties.

THEMA 05

VERKEN

van elk element

basische

190

de ionladingen

neutrale of

waarnemingen.

175,0 103

protactinium

232,0

van een zure,

•

1,2

Lu lutetium

102

thorium

onderscheiden

het onderscheid

oganesson

289 1,1

Yb ytterbium

173,0

168,9 101

radon

289 1,2

167,3 100

118

289 1,2

erbium

Rn 222

117

288 1,2

holmium

moscovium

289 67

162,5 98

116

astaat

bij het

•

xenon

131,3

renium

Xe 2,2

183,9

pH gebruiken

oplossing

83,80

2,5

jood

126,9 85

goud

krypton

79,90 53

127,6 84

wolfraam

broom

78,96

telluur

121,8

argon

39,95 36

seleen

antimoon

Ar 2,8

180,9

chloor

35,45 35

74,92 51

118,7 82

neon

20,18 3,0

Cl2,4

arseen

72,64

114,8 81

zwavel

32,07 34

19,00 2,5

S 2,0

germanium

indium

112,4

fosfor

30,97 33

fluor

16,00 2,1

P 1,8

tantaal

He 10

zuurstof

14,01 15

28,09

cadmium

1,8

Si silicium

69,72

65,38 48

107,9 79

1,6

stikstof

12,01 14

26,98

zink

63,55 47

palladium

koolstof

1,5

Alaluminium

koper

58,69 46

102,9 77

nikkel

58,93 45

1,6

178,5

dissociatie-

2,2

IIb 12 30

hafnium

140,1

aerosolen als

1,9

138,9

heterogene

2,2

ruthenium

101,1 1,9

Ib 11 29

kobalt

55,85 44

1,9

4,0

lanthaan

gebruikmaken

VIIa 17 9

137,3

223

•

1,9

VIlIb 10 28

ijzer

54,94

technetium

1,9

3,5

barium

francium

ionisatie- en

mangaan

•

1,7

1,8

95,94 74

VIa 16

4,00

B 13

VIlIb VIlIb 8 9 26

3,0

132,9

7 Fr

suspensies en

1,8

molybdeen

1,5

6 Cs

cesium

•

VIIb 7 25

52,00 42

92,91 73

1,6

vanadium

1,4

zirkonium

1,6

47,87 40

88,91 57

1,5

44,96

yttrium

87,62 0,9

IVb 4 22

scandium

strontium

1,3

40,08 38

85,47 55

1,0

2,5

boor

IIIb 3

24,31 20

10,81

gemiddelde relatieve atoommassa (<Ar>)

1,2

Mg magnesium

22,99 19

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

IIIa 13

elektronegatieve waarde (EN) 12

waterstof

0 18

PERIODIEK SYSTEEM VAN DE ELEMENTEN IIa 2

2,1

28/01/2022 09:35

HOOFDSTUK 1

Oplosbaarheid en mogelijke reacties We werken in een labo vaak met oplossingen. De reactie verloopt dan vlotter omdat de reagerende deeltjes oplosbaarheid van verschillende stoffen. LEERDOELEN

al zijn gedissocieerd of geïoniseerd. Omdat we geregeld met oplossingen werken, bekijken we eerst even de

L het oplosgedrag van stoffen in water voorspellen en verklaren

Oplosbaarheid

Je leerde in thema 04 al hoe zouten oplossen in water: water zal de ionen dissociëren en nadien hydrateren. Je leerde ook al dat zuren in water zullen ioniseren en de ionen nadien gehydrateerd worden. Maar de dissociatie van het ionrooster gaat niet bij alle zouten even vlot. Soms zijn de krachten in het ionrooster zo groot dat de polaire watermoleculen ze niet uit elkaar kunnen halen.

Zo’n zouten zullen dus weinig oplossen in water.

Met kalkwater (een heldere oplossing van calciumhydroxyde Ca(OH)2 ) kunnen we CO2 opsporen.

De calciumhydroxideoplossing reageert met koolstofdioxide en vormt calciumcarbonaat volgens de reactie:

Ca(OH)2 (v) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (v)

Omdat calciumcarbonaat een slecht oplosbaar zout is, wordt de oplossing troebel: er ontstaat een suspensie. De calciumcarbonaatformule-eenheden worden door de watermoleculen niet meer allemaal gedissocieerd.

WEETJE

De oplosbaarheid van een zout in water is het maximumaantal gram van dat zout dat bij een bepaalde temperatuur oplost in 100 mL water. Die oplosbaarheid wordt meestal uitgedrukt in procenten. Zo is de oplosbaarheid van calciumchloride 74 g , dus zeer goed oplosbaar), bij 20 °C wel 74 % ( 100 mL terwijl die van calciumhydroxide slechts 0,156 % bedraagt en calciumcarbonaat amper 0,0014 % haalt. De oplosbaarheid is in het algemeen sterk afhankelijk van de temperatuur. Daarom gaan we stoffen bij het oplossen vaak verwarmen.

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

191

We kunnen de zouten in 3 groepen indelen: Groep 1

goed oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur

meer dan 1 % (1 g per 100 mL) bedraagt

Groep 2

matig oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur ligt tussen 0,1 % en 1 %

Groep 3

slecht oplosbare zouten: zouten waarvan de oplosbaarheid bij kamertemperatuur

minder dan 0,1 % bedraagt

Een oplossing waarin het maximum aan opgeloste stof aanwezig is, noemen we verzadigd. Het is dan onmogelijk om nog meer van dezelfde stof onder dezelfde omstandigheden op te lossen. Probeer je dat toch, dan zal de stof onopgelost blijven: er zal een neerslag ontstaan. Bij een onverzadigde oplossing is de maximale oplosbaarheid nog niet bereikt.

Maar welke zouten zijn goed oplosbaar en welke zouten lossen slecht op? Dat komen we te weten door de oplosbaarheidstabel te gebruiken. Deze tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid

van verbindingen in water. De tabel mag je altijd gebruiken. Je vindt ze ook op de coverflap van je leerboek.

Groep

Positief ion

Na , K

lla

Mg , Ca , Ba

Goed oplosbaar

geen

chloride

sulfide

bromide

carbonaat

jodide

fosfaat

nitraat

Ca- en Ba-sulfaat

Mg-sulfaat

Ca- en Ba-sulfiet

Mg-sulfiet

Ca-hydroxide (0,16 %)

Ba-hydroxide

Mg-hydroxide

Cr2+, Mn2+

chloride

sulfide

Fe2+, Fe3+

bromide

carbonaat

Co , Ni

jodide

fosfaat

Cu2+, Zn2+

nitraat

silicaat

sulfaat

sulfiet

overgangselementen (1)

Slecht oplosbaar

alle zouten

hydroxide

Ag+, Hg2+

nitraat

alle overige zouten

IIIa

Al3+

chloride

sulfide

bromide

carbonaat

lVa (1)

jodide (0,98 %)

fosfaat

nitraat

silicaat

sulfaat

sulfiet

overgangselementen (2)

lVa (2)

hydroxide Pb2+

chloride (0,99 %)

jodide

bromide (0,85 %)

sulfide

nitraat

carbonaat fosfaat silicaat sulfiet hydroxide

NH Tabel 7 Oplosbaarheidstabel

192

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

+ 4

alle zouten

geen

VOORBEELD OPLOSBAARHEID ZOUTEN Zijn deze zouten goed oplosbaar in water of zullen ze een neerslag vormen? Magnesiumsulfaat — symbolische voorstelling: MgSO4

— MgSO4 is een combinatie van de ionen Mg2+ en SO42-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat deze combinatie een goed oplosbaar zout is. Zilverchloride — symbolische voorstelling: AgCl — AgCl is een combinatie van de ionen Ag+ en Cl-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat deze combinatie een slecht oplosbaar zout geeft. Het zal dus een neerslag vormen in water. Ammoniumsulfide — symbolische voorstelling: (NH4)2S

— (NH4)2S is een combinatie van de ionen NH4+ en S2-.

— Wanneer we de oplosbaarheidstabel bekijken, zien we dat alle zouten van NH4+ goed

oplosbaar zijn in water.

Oplossingen mengen: mogelijke reacties

DEMO

Soorten chemische reacties Onderzoeksvraag

Kunnen we op basis van de waarnemingen bij enkele eenvoudige experimenten de opgetreden chemische reacties in groepen indelen?

demovideo: soorten chemische reacties

Werkwijze

In dit experiment voegt je leerkracht verschillende oplossingen samen. Op basis van onze waarnemingen zullen we de chemische reacties in groepen proberen in te delen. Omdat sommige stoffen nogal prijzig zijn en we het afval tot een minimum willen beperken, voeren we een ‘druppelexperiment’ uit. Scan de QR-code en druk het formulier af. De stoffen zijn alvast ingedeeld in 2 reeksen. Je leerkracht voegt nu telkens enkele druppels van een oplossing uit

reeks A samen met enkele druppels van een oplossing uit reeks B. Noteer je waarnemingen op

bijlage: druppelexperiment

het formulier. Besluit

Op basis van onze waarneming kunnen we de reacties in 3 groepen indelen: Groep 1: oplossingen die na het samenvoegen een neerslag vormen (reacties 1, 2, 3, 4, 5 en 6) Groep 2: oplossingen waarbij na het samenvoegen een gas ontstaat (de reacties 7 en 8) Groep 3: oplossingen waarbij na het samenvoegen geen waarneembare reactie plaatsvindt (reactie 9)

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

193

Niet alle zouten lossen even goed op. De dissociatie van de ionen gaat soms moeizamer. We spreken respectievelijk over goed oplosbare, matig oplosbare en slecht oplosbare stoffen. Wanneer de maximale oplosbaarheid is bereikt, spreken we van een verzadigde oplossing. Of een zout goed of slecht oplosbaar is, kunnen we afleiden uit de oplosbaarheidstabel. Bij het samenvoegen van oplossingen zien we soms een neerslag ontstaan en soms ontwikkelt er zich een gas. Op basis van die waarneming kunnen we spreken over respectievelijk een neerslagreactie of een gasontwikkelingsreactie.

We bekijken in de volgende hoofdstukken wat we tijdens het experiment hebben waargenomen en

hoe dat komt.

194

THEMA 05

HOOFDSTUK 1

AAN DE SLAG 1 Zijn de volgende stoffen goed of slecht oplosbaar in

water? Noteer de naam of de formule en gebruik je oplosbaarheidstabel. a

BaSO4

b zilvernitraat c

magnesiumbromide

kaliumfosfaat

ammoniumsulfaat

` Meer oefenen? Ga naar

d HgI2

THEMA 05

HOOFDSTUK 1 - AAN DE SLAG

195

HOOFDSTUK 2

Ionuitwisselingsreacties We gaan even na wat er zich exact afspeelt bij het samenvoegen van de oplossingen en hoe het komt dat we soms helemaal niets kunnen waarnemen, er soms neerslag en soms gas ontstaat. LEERDOELEN

L aan de hand van waarnemingen een chemische reactie classificeren als een neerslag-, gasontwikkelings- of neutralisatiereactie

L de processen ionisatie en dissociatie beschrijven en illustreren met een tekening

L met behulp van de oplosbaarheidstabel bepalen of een ionverbinding goed of slecht oplosbaar is in water L stapsgewijs door ionreactievergelijkingen een neerslagreactie opstellen

Bij het samenvoegen van kaliumcarbonaat en koper(II)chloride ontstaat een blauwgroene

neerslag. Op basis van het dissociatiemodel en de gegevens over de oplosbaarheid, die je terugvindt in de oplosbaarheidstabel, kunnen we afleiden welke stof(fen) neerslaan. We bekijken stap voor stap wat er gebeurde tijdens de demoproef in hoofdstuk 1. Je leerkracht maakte een oplossing van kaliumcarbonaat. Kaliumcarbonaat is een goed oplosbaar zout en

dissocieert volledig in ionen.

Ook van koper(II)chloride hebben we een oplossing gemaakt. Koper(II)chloride is ook goed oplosbaar. Stap 1

We noteren de dissociatievergelijking (D1) van kaliumcarbonaat: D1: K2CO3 (s)

H2O

2 K+ (aq) + CO3 2-(aq)

We noteren de dissociatievergelijking (D2) van koper(II)chloride:

D2: CuCl2 (s)

H2O

Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Wanneer beide oplossingen worden samengevoegd, komen 4 verschillende ionen samen en wordt hieruit een neerslag gevormd. We kunnen de reactie van kaliumcarbonaat en koper(II)

K+ K+ CO 2– K+ 3 2– CO32– CO3 K+ + K

K+

chloride ook in een tekening voorstellen:

oplossing van kaliumcarbonaat

K+ Cl–

oplossing van koper(II)chloride

Cl– Cu2+ Cl–

Cu2+

Cl– Cl–

K+

Cl– Cu2+

–

Afb. 141 De reactie van kaliumcarbonaat en koper(II)chloride

196

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

K+ Cl– K+ Cl–

CuCO3

Cl–

Cl– K+

K+ Cl–

CuCO3 CuCO3

Er zijn 2 nieuwe ioncombinaties mogelijk: — K+ en Cl- vormen samen KCl — Cu2+ en CO32- vormen samen CuCO3 Uit de oplosbaarheidstabel leer je dat kaliumchloride een goed oplosbaar zout is. De ionen blijven gedissocieerd en gehydrateerd in de oplossing. Koper(II)carbonaat is een slecht oplosbaar zout: dit zout zal neerslaan. In een reactievergelijking met neerslagvorming duiden we neerslag aan met ↓ Stap 2 De essentiële ionenreactievergelijking (E) geeft aan welke deeltjes precies reageerden en een E: Cu2+ (aq) + CO32- (aq) → CuCO3 (s)↓ Stap 3

neerslag vormden.

In de stoffenreactievergelijking (S) noteren we ook de vorming van KCl, ondanks het feit dat

die ionen in de oplossing bleven en het zout pas zal worden gevormd na het indampen van de oplossing. S: K2CO3 + CuCl2 → 2 KCl + CuCO3↓

We doorlopen telkens dus hetzelfde stappenplan bij het noteren van ionuitwisselingsreacties:

STAP 1: Noteer de dissociatievergelijkingen (D) van de reagentia.

STAP 2: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de vorming van neerslag.

Dit is de essentiële reactievergelijking (E).

STAP 3: Schrijf de stoffenreactievergelijking (S) met alle nieuwe ioncombinaties en aanduiding van neerslag. Denk hierbij aan de vorming van anorganische zouten uit thema 01 en zorg dat de wet van behoud van atomen wordt gerespecteerd.

VOORBEELD NOTATIE DISSOCIATIEVERGELIJKINGEN, ESSENTIËLE IONENREACTIEVERGELIJKING EN STOFFENREACTIEVERGELIJKING

We noteren voor de overige neerslagreacties uit de demo telkens beide dissociatievergelijkingen

(D), de essentiële ionenreactievergelijking (E) en de stoffenreactievergelijking (S). Natriumsulfiet en koper(II)chloride H2O D1: Na2SO3 (s) 2 Na+ (aq) + SO32- (aq) H2O D2: CuCl2 (s) Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq) E: Cu2+ (aq) + SO32- (aq) → CuSO3 (s) ↓ S: Na2SO3 + CuCl2 → CuSO3 ↓ + 2 NaCl

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

197

Kaliumcarbonaat en lood(II)nitraat H2O D1: K2CO3 (s) 2 K+ (aq) + CO3 2- (aq) H2O D2: Pb(NO3)2 (s) Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq) E: Pb2+ (aq) + CO32- (aq) → PbCO3 (s) ↓ S: K2CO3 + Pb(NO3)2 → PbCO3 ↓ + 2 KNO3 Natriumsulfiet en lood(II)nitraat H2O D1: Na2SO3 (s) 2 Na+ (aq) + SO32- (aq) H2O D2: Pb(NO3)2 (s) Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

E: Pb2+ (aq) + CO32- (aq) → PbSO3 (s) ↓

S: Na2SO3 + Pb(NO3)2 → PbSO3 ↓ + 2 NaNO3 Kaliumjodide en lood(II)nitraat H2O + D1: KI (s) K (aq) + I- (aq) H2O D2: Pb(NO3)2 (s) Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

E: Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) → PbI2 (s) ↓

S: 2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 ↓ + 2 KNO3

Bij het samenvoegen van oplossingen kunnen positieve en negatieve ionen nieuwe verbindingen vormen. De reactie noemen we een ionuitwisselingsreactie. Die nieuwe

verbindingen kunnen een onoplosbaar zout vormen. In dit geval ontstaat er een neerslag. De reactie noemen we in dat geval een neerslagreactie. Er kunnen tegelijkertijd ook 2 nieuwe onoplosbare zouten gevormd worden: 1

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ oplosbaar zout 4↓ AB

→

AD↓

A+

C+

→

C+

B-

D-

BAD↓

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ onoplosbaar zout 4 AB

→

A+

C+

→

B-

198

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

D-

AD↓

+ CB↓

CB↓ AD↓

WEETJE Neerslagreacties kennen verschillende toepassingen: -

waterzuivering: verwijdering van ongewenste ionen Bij neerslagreacties verdwijnt een ionensoort dus uit de oplossing, ze slaat neer. Daar kunnen we gebruik van maken om ongewenste ionen uit een oplossing te verwijderen. Een probleem is bijvoorbeeld de aanwezigheid van Ca2+- en Mg2+-ionen in leidingwater. Het leidt tot kalkaanslag waardoor bijvoorbeeld de wasmachine kan stukgaan of de douchekop of koffiezetter geen water meer

doorlaten. We kunnen de calciumionen bijvoorbeeld uit het water halen voordat het in de leidingen van je woning komt.

Afb. 142 Een waterontharder bevat Na2CO3 als zout.

Dat kan met behulp van een waterontharder. Zo’n toestel bevat een vat met het

oplosbare natriumcarbonaat (Na2CO3) als zout. Als die zoutoplossing in contact komt

met het leidingwater, dan gebeurt er een ionenuitwisseling. De essentiële reactie is dat de calciumionen uit het leidingwater worden neergeslagen met behulp van de carbonaationen:

opsporing ionen

Ca2+ + CO32- → CaCO3 ↓

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

Pb2+ + 2I- → PbI2 ↓

De bovenstaande neerslagreactie laat bijvoorbeeld toe

om Pb2+-ionen in bodemstalen te identificeren door

toevoeging van een KI-oplossing. Het neerslag heeft

een typische felgele kleur. Andersom kan door middel van een Pb(NO3)2-oplossing de aanwezigheid van I–

video: synthese van lood(II)jodide

worden aangetoond.

Afb. 143 Typische gele kleur van PbI2

THEMA 05

HOOFDSTUK 2

199

AAN DE SLAG 1 Vervolledig de volgende neerslagreacties door de

dissociatievergelijkingen, de essentiële reacties en

Fe(NO3)3 +KOH

CaCl2 +Na3PO4

CuSO4 + (NH4)2S

KBr + AgNO3

Na3PO4 + MgSO4

de stoffenvergelijkingen te schrijven.

` Meer oefenen? Ga naar

200

THEMA 05

HOOFDSTUK 2 - AAN DE SLAG

HOOFDSTUK 3

Protonenoverdrachtsreacties Je merkte in de demoproef van hoofdstuk 1 al dat niet alle reacties een neerslag opleveren. Bij sommige reacties ontstaat er een gas. Ook de reactie tussen een zuur en een hydroxide levert geen neerslag. Bij sommige reacties worden geen ionen uitgewisseld, meer specifiek protonen overgedragen. We onderzoeken

LEERDOELEN

ook hier de essentie van de reactie.

L begrijpen dat zuren en basen elkaar neutraliseren L een neutralisatiereactie opstellen

Zuur-baseneutralisatiereactie

Neutralisatiereacties zijn reacties tussen een zuur en een hydroxide waarbij water gevormd wordt. In het woord neutralisatiereactie herken je het begrip neutraal, dat je al eerder tegenkwam in thema 01 toen je pH leerde kennen. In thema 04 leerde je ook dat de pH-waarde afhankelijk is van de hoeveelheid H+- en OH--ionen in de oplossing.

ontdekplaat: pH

Gedestilleerd water wordt een neutrale oplossing genoemd omdat de hoeveelheid H+- en OH--ionen aan elkaar gelijk is (10-7 mol en dus pH = 7). Wanneer we H+-ionen toevoegen aan L het water, krijgen we een zure oplossing. Het toevoegen van OH--ionen leidt tot een basische

oplossing.

Een neutralisatiereactie is dan ook een reactie tussen een zuur (H+-ionen) en een hydroxide

(OH--ionen). Het zuur draagt via de watermolecule een proton (H+) over aan een hydroxide-ion

waarbij de H+-ionen en OH--ionen elkaar neutraliseren door de vorming van water. We spreken daarom over een protonenoverdrachtsreactie. DEMO

De reactie tussen een zuur en een base Onderzoeksvraag

demovideo: reactie tussen een zuur en een base

Wat gebeurt er met de pH als een zuur en een base worden samengevoegd? Werkwijze

— Je leerkracht meet 100 mL NaOH-oplossing (0,1 mol) in de maatcilinder af en brengt de vloeiL stof over in een maatbeker. Vervolgens voegt je leerkracht een paar druppels fenolftaleïne toe. — Je leerkracht meet nu 120 mL van de HCl-oplossing (0,1 mol) af in een tweede maatcilinder en L voegt ook deze inhoud toe aan de maatbeker. Waarnemingen — De oplossing kleurt fuchsia na het toevoegen van de indicator. — De fuchsiakleur verdwijnt na het toevoegen van de tweede oplossing. THEMA 05

HOOFDSTUK 3

201

Besluit De base (aangeduid door de fuchsiakleur van de indicator) wordt geneutraliseerd door er een zuur aan toe te voegen. Om de correcte reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren, gebruiken we opnieuw een stappenplan zoals bij de ionuitwisselingsreacties. Hydroxiden zullen net als zouten dissociëren en zuren zullen ioniseren in water. Stap 1: Noteer de dissociatie- (D)/ionisatievergelijkingen (I) van de reagentia.

Na+(aq) + OH-(aq)

I: HCl +H2O → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

In onze demoproef: H2O D: NaOH

De base dissocieert en levert dus hydroxide-ionen in een oplossing. Het zuur ioniseert door reactie met water en levert H3O+ of hydroxoniumionen op. Die zullen nadien met de hydroxide-ionen altijd

watermoleculen vormen.

Stap 2: We vereenvoudigen de ionenreactievergelijking en behouden alleen de onderdelen die echt met elkaar reageren (in dit geval aanleiding geven tot de vorming van water). Dat is de essentiële

reactievergelijking (E), die voor een neutralisatiereactie altijd dezelfde is: de overdracht van een proton van het hydroxoniumion op het hydroxide-ion met vorming van water tot gevolg: H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 3: Combineer de gevormde ionen tot nieuwe verbindingen. Denk hierbij aan de vorming

van anorganische zouten uit thema 01 en zorg ervoor dat je de wet van behoud van atomen

Acid and Base reactions

respecteert.

We bekomen dan de stoffenreactievergelijking (S). In onze demoproef: NaOH + HCl→ NaCl + H2O

zuur

base

Cl-

Na+

H+

water

H-

O-

zout

H-

HCI + NaOH = H2O + NaCl

Bij een neutralisatiereactie is de essentiële reactievergelijking altijd dezelfde: Er wordt een proton overgedragen van H3O+ op OH--ionen, die samen combineren tot de vorming van

water.

Algemeen reactiepatroon: ZUUR

BASE

→

ZOUT

WATER

MOH

→

H2O

TIP Als er tijdens een neutralisatiereactie ook een onoplosbaar zout gevormd wordt, dan zal er naast de essentiële reactievergelijking (E) voor de neutralisatie ook een essentiële reactievergelijking voor de neerslagreactie zijn. We noteren dan beide essentiële reactievergelijkingen onder elkaar.

202

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

We herhalen het stappenplan om de reactievergelijkingen van een neutralisatiereactie te noteren:

Stap 1: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia (D, I).

Stap 2: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking (E): H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 3: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen.

Schrijf eventueel een tweede essentiële reactie vergelijking (E): de neerslagreactie.

Stap 4: Schrijf de stoffenreactievergelijking (S) met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct.

VOORBEELD WATERSTOFCARBONAAT

Weiden, grasvelden of akkers die te zuur zijn, kunnen behandeld worden met basisch reagerende stoffen zoals gebluste kalk Ca(OH)2. De gebluste kalk neutraliseert H+-ionen die aanwezig zijn

in de zure bodem. We bekijken een eenvoudig voorbeeld van waterstofcarbonaat (als bron van H+-ionen).

Stap 1: Noteer de ionisatievergelijking van waterstofcarbonaat en de dissociatievergelijking van

gebluste kalk.

— ionisatievergelijking:

— dissociatievergelijking:

H2CO3 +

2 H2O

Ca(OH)2

→

2 H3O+

Ca2+

+ +

CO32-

2 OH-

Stap 2: Geef de essentiële protonenoverdrachtsvergelijking voor neutralisatie.

— neutralisatie:

1 H3O+ +

1 OH-

→

2 H2O

Stap 3: Deze reactie is ook een neerslagreactie ↓. Schrijf de essentiële reactievergelijking van de

neerslagreactie. — neerslag:

CO32-

Ca2+

→

CaCO3↓

Ca(OH)2

→

CaCO3

Stap 4: Geef de stoffenreactievergelijking.

— stoffenreactievergelijking:

H2CO3 +

2 H2O

We plaatsen dus nog een verticale pijl in de stoffenvergelijking bij CaCO3.

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

203

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

stoffen die afvalwater neutraliseren

blauwzuur (waterstofcyanide = HCN).

Te lage pH

Te hoge pH

NaOH, Ca(OH)2

H2SO4, HCl

Naast de neutralisatie van een zuur met een hydroxide kunnen we nog 2 reacties als een

neutralisatiereactie beschouwen.

Neutralisatie van een metaaloxide met een zuur

Uit thema 01 weten we al dat metaaloxiden met water reageren tot hydroxiden. Een oplossing van een metaaloxide zal daarom ook kunnen geneutraliseerd worden met een zuur. Het stappenplan

blijft identiek maar we voegen eerst de reactie van het metaaloxide met water toe. DEMO

Reactie tussen CaO en HCl

demovideo: reactie tussen CaO en HCl

Onderzoeksvraag

Welke stof(fen) worden gevormd wanneer we calciumoxide (CaO) oplossen in water en vervolgens zoutzuuroplossing (HCl) toevoegen? Werkwijze

— Je leerkracht brengt een mespunt CaO in een bekerglas en lost dat op in enkele mL water.

Je leerkracht voegt enkele druppels fenolftaleïne toe. — Je leerkracht brengt ongeveer 50 mL 0,1 mol waterstofchloride-oplossing in een tweede L bekerglas en druppelt deze waterstofchloride-oplossing langzaam bij de eerder verkregen oplossing. Besluit

De indicator kleurt eerst fuchsia, omdat het (troebele) mengsel basisch is. Naarmate er zoutzuur bij druppelt, verliest de oplossing haar fuchsiakleur. De oplossing wordt helder.

Uit deze demoproef kunnen we besluiten dat bij het oplossen van CaO in water calciumhydroxide ontstaat: CaO + H2O → Ca(OH)2 204

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

Na het samenvoegen van deze calciumhydroxide-oplossing met zoutzuur ontstaat een neutrale oplossing van water en calciumchloride. Ook hier is sprake van een neutralisatiereactie, omdat het oxide bij de oplossing eerst een hydroxide vormde. We gieten opnieuw alles in een stappenplan: Stap 1: We noteren nu eerst de reactie van het oxide tot hydroxide.

CaO

H2O

→

Ca(OH)2

Stap 2: We noteren de dissociatie- en ionisatiereacties van de stoffen. H2O — dissociatie hydroxide: Ca(OH)2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) HO — ionisatie zuur: HCl 2 Cl-(aq) + H3O+(aq) Stap 3: De essentiële reactie is hier opnieuw de neutralisatie door protonoverdracht. neutralisatie:

H3O+

OH-

→

2 H2O

Stap 4: In de demoproef treedt er geen neerslagreactie op. Die extra essentiële reactie moeten we dus niet noteren.

Het stappenplan is weer hetzelfde, maar we voegen een extra stap als eerste stap toe, namelijk de

reactie van een metaaloxide tot een hydroxide:

Stap 5: We schrijven de stoffenreactie waarbij we dus al weten dat er opnieuw water zal worden gevormd: CaO

2 HCl →

CaCl2 + H2O

Stap 1: Noteer de reactie van een metaaloxide tot een hydroxide.

Stap 2: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 3: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking:

H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen. Schrijf eventueel een tweede essentiële reactie op: de neerslagreactie.

Stap 5: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie

(en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct op.

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

205

Een metaaloxide reageert met water tot een base (hydroxide) en kan vervolgens geneutraliseerd worden met een zuur. Algemeen reactiepatroon: METAALOXIDE

MO +

ZUUR

→

ZOUT

WATER

→

H2O

Neutralisatie van een niet-metaaloxide met een base

In thema 01 leerde je hoe niet-metaaloxiden reageren met water tot een zuur.

Als we een oplossing van een niet-metaaloxide dus willen neutraliseren, dan zullen we er een base aan moeten toevoegen. Het stappenplan blijft hetzelfde, maar we voegen nu eerst de reactie van het niet-metaaloxide met water toe. DEMO

demovideo: reactie tussen CO2 en NaOH

Reactie tussen oplossingen van koolstofdioxide (CO2) en natriumhydroxide (NaOH) Onderzoeksvraag

Welke stoffen worden er gevormd wanneer we eerst CO2 oplossen in water en nadien een NaOH-oplossing toevoegen?

Werkwijze

Je leerkracht blaast door een rietje zachtjes lucht in een beker met water en voegt daarna

enkele druppels indicator (broomthymolblauw) toe. Vervolgens brengt je leerkracht ongeveer 50 mL natriumhydroxide-oplossing van 0,1 mol in een tweede bekerglas en druppelt deze L natriumhydroxide-oplossing langzaam bij de andere oplossing. Waarnemingen

De indicator kleurt eerst geel, omdat de oplossing zuur is. Na het toevoegen van voldoende NaOH-oplossing kleurt de oplossing blauw. Besluit

De uitgeademde CO2 loste op in het water en vormde koolzuur (H2CO3) waardoor de oplossing

zuur werd. Nadien werd deze zure oplossing geneutraliseerd door het toevoegen van een base.

206

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

De demo leert ons dat ook hier dezelfde stappen worden doorlopen: Stap 1: de reactie van het niet-metaaloxide tot zuur:

CO2

H20

→

Stap 2: de dissociatie- en ionisatiereacties van de stoffen: H2O — dissociatie hydroxide : NaOH — ionisatie gevormde zuur: H2CO3

2 H2O

→

2 H2CO3

Na+ (aq)

CO32- (aq)

+ OH- (aq)

+ 2 H3O+ (aq)

Stap 3: De essentiële reactie is hier weer alleen de neutralisatie door protonoverdracht: H3O+

OH-

→

2 H2O

essentiële reactie toevoegen.

Stap 4: Natriumcarbonaat is een goed oplosbaar zout. We moeten dus geen neerslagreactie als

Het stappenplan is weer hetzelfde, maar we voegen een extra stap als eerste stap toe, namelijk de reactie van een niet-metaaloxide tot een zuur: Stap 5: De stoffenreactie schrijven we als: CO2

2 NaOH

→

Na2CO3 + H2O

Stap 1: Noteer de reactie van een niet-metaaloxide tot een zuur.

Stap 2: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 3: Noteer alleen de ionen die aanleiding zullen geven tot de zuur-baseneutralisatie. Dit is de essentiële reactievergelijking. H3O+ + OH- → 2 H2O

Stap 4: Onderzoek welke van de reactieproducten slecht oplosbare stoffen vormen.

We schrijven eventueel een tweede essentiële reactie: de neerslagreactie.

Stap 5: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele aanduiding van het neerslag) en met water als reactieproduct op.

Bij het oplossen van een niet-metaaloxide in water ontstaat een zure oplossing. Die oplossing kan geneutraliseerd worden met een base-oplossing. Algemeen reactiepatroon: NIET-METAALOXIDE

BASE

→

ZOUT

WATER

nMO

MOH

→

H2O

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

207

Protonenoverdracht met gasontwikkelingsreactie

Protonenoverdracht moet niet altijd tussen een zuur en een base gebeuren. Soms kan een proton van een zuur overgedragen worden op een ander ion. Als daarbij dan een nieuw zuur gevormd wordt dat instabiel is, dan ontstaat er een gas. Van 2 zuren weten we dat ze instabiel zijn en automatisch ontbinden in een gas: — waterstofcarbonaat (koolzuur): — waterstofsulfiet (zwavelig zuur):

H2CO3 → H2O + CO2 ↑

H2SO3 → H2O + SO2↑

Een derde zuur is altijd gasvormig bij kamertemperatuur:

— waterstofsulfide: H2S↑ → H2S, CO2 en SO2 zijn gasvormig (aangeduid met ↑). We spreken dan ook over een protonenoverdracht met gasontwikkeling.

Tijdens de demoproef in hoofdstuk 1 met de druppelchemie ontstonden er gasbelletjes

bij enkele van de proeven. Dat was bijvoorbeeld het geval na het samenvoegen van een kaliumcarbonaatoplossing met zoutzuur. We gaan verder met die reactie als voorbeeld: Stap 1:

Kaliumcarbonaat zal in de oplossing als goed oplosbaar zout volledig dissociëren: — dissociatie:

K2CO3

H2O

2 K+ (aq)

CO32- (aq)

Cl- (aq)

H3O+ (aq)

Het zuur HCl zal ioniseren in een oplossing: HCl

H2O

— ionisatie:

→

Nu volgen we een extra stap 2: Bij het samenvoegen van deze 2 oplossingen worden H+-ionen van

de hydroxoniumionen naar het carbonaation overgedragen (2de protonoverdracht), waardoor er koolzuur gevormd wordt:

2 H3O+ +

CO3 2-

→

H2CO3

2 H2O

Het instabiel zuur koolzuur ontbindt vervolgens door vorming van een CO2-gas:

H2CO3

→

H2O

CO2 ↑

Stap 3:

De kaliumionen en chloride-ionen blijven in de oplossing want zij vormen een goed oplosbaar zout. De stoffenreactievergelijking wordt dan:

K2CO3 +

2 HCl

→

2 KCl

H2O

CO2 ↑

Hetzelfde reactiemechanisme zorgde voor gasvorming in het experiment met natriumsulfiet en HCl, want ook hier werd een instabiel zuur gevormd (H2SO3) dat spontaan ontbindt door vorming van een gas.

208

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

We kunnen het stappenplan dus als volgt herschrijven:

Stap 1: Noteer de dissociatie- en ionisatievergelijkingen van de reagentia.

Stap 2: Als er na stap 1 carbonaationen (CO3 2-), sulfietionen (SO3 2-) of sulfide-ionen (S2-) zijn

gevormd, dan noteren we de protonenoverdracht van het hydroxoniumion met vorming van het nieuwe zuur en de eventuele ontbinding van dat zuur.

Stap 3: Schrijf de stoffenreactievergelijking met de nieuwe ioncombinatie (en eventuele

aanduiding van het neerslag) en met de reactieproducten na de eventuele ontbinding van de gevormde instabiele zuren op (en aanduiding van het gevormde gas).

Als een zuur reageert met een zout dat een sulfide-ion (S2-), carbonaation (CO3 2-), of

sulfietion (SO32-) bevat, dan zal dat leiden tot de vorming van het gasvormige waterstofsulfide of instabiele nieuwe zuren. Dat kan koolzuur of zwavelig zuur zijn gevormd door een

protonenoverdracht. Die zuren ontbinden door de vorming van gassen. We spreken daarom over gasontwikkelingsreacties. H2CO3 → H2O + CO2 ↑

H2SO3 → H2O + CO2 ↑

H2S ↑

Mogelijkheden: Carbonaat sulfiet

+ zuur 1 → zout 2 + zuur 2 ↑

(zuur 2 is steeds onstabiel of een gas)

sulfide

Modelvoorstelling

A+

H+

D-

→

HB↑

A+ D-

B-

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

209

Opmerking: Er bestaan nog reacties waarbij gas wordt gevormd. Zo reageert een stukje magnesiumlint met zuur en vormt dat een gas. Dat reactiemechanisme behandelen we in hoofdstuk 4.

WEETJE Kalkaanslag (CaCO3) kan worden verwijderd met

azijnzuur (CH3COOH). Het toegevoegde azijnzuur draagt een proton over en reageert zo met de

aanwezige kalkaanslag, waarbij een oplosbaar

zout, water en CO2 worden gevormd: CaCO3 + 2 CH3COOH → Ca(CH3COO-)2 + H2O + CO2 Spoel wel altijd grondig na met water! Door

gebruik te maken van die reactie kunnen we

Afb. 144 Kalkaanslag op douchekop

bijvoorbeeld de douchekop, de waterkoker,

het koffiezetapparaat en meer ontkalken zodat

het water weer vlotjes doorloopt.

210

THEMA 05

HOOFDSTUK 3

AAN DE SLAG 1 Vervolledig de volgende neutralisatiereacties

4 In het labo van een groot bedrijf is van enkele

door de ionisatie- en dissociatievergelijkingen,

recipiënten het etiket van de fles gevallen.

de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking

De etiketten liggen allemaal op de grond en je leest

te schrijven.

dat ze de volgende zouten bevatten:

HNO3 + KOH

H3PO4 + LiOH

NH4OH + H2S

NaOH + H2SO4

KOH + HBr

— koper(II)sulfaat — bariumhydroxide — magnesiumnitraat — natriumcarbonaat Om uit te zoeken welke stof in welke fles zit, mag je

gebruik maken van 3 extra stoffen:

2 Vervolledig de volgende gasontwikkelingsreacties

door de ionisatie- en dissociatievergelijkingen, de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking te schrijven. Na2CO3 + HCl

MgS + HNO3

H3PO4 + K2CO3

ZnCO3 + HNO3

HBr

Ca(OH)2

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

3 Geef aan welke soorten reacties optreden. Geef

hiervoor de ionisatie- en dissociatievergelijkingen,

Co(NO3)2 + MgS

HCl + Na2CO3

CaCl2 + H2SO4

HNO3 + NH4OH

BaCl2 + Na2CO3

koper(II)sulfaat

b bariumhydroxide c

magnesiumnitraat

d natriumcarbonaat

Stap 2: Combineer de 3 extra stoffen met de 4 reeds gekende zouten.

de essentiële reactie(s) en de stoffenvergelijking. a

K2CO3

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

THEMA 05

HOOFDSTUK 3 - AAN DE SLAG

211

HOOFDSTUK 4

Elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties Je hebt de ionuitwisselingsreacties en protonenoverdrachtsreacties van naderbij bekeken: neerslagreacties en neutralisatiereacties hebben geen geheimen meer voor jou. Maar er bestaan ook nog

LEERDOELEN L het oxidatiegetal van een element bepalen

elektronenoverdrachtsreacties of redoxreacties: reacties waarbij letterlijk elektronen worden overgedragen.

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

L een eenvoudige redoxreactievergelijking tussen enkelvoudige stoffen opstellen

Definitie oxidatie en reductie

We kunnen oxidatie simpelweg definiëren als een proces waarin elementen zich verbinden met zuurstof en reductie als een proces waarin zuurstof wordt onttrokken aan een oxide. Maar is het

wel zo eenvoudig? Zouden er ook oxidatie- en reductiereacties bestaan waarin zuurstof geen rol speelt? Om die vraag te kunnen beantwoorden, bestuderen we eerst de verbrandingsreacties opnieuw.

DEMO

Verbranden van koper

demovideo: verbranden van koper

Werkwijze

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

Waarnemingen

Het koper kleurt zwart.

We schrijven de reactievergelijking voor de verbranding van koper tot koper(II)oxide. 2 Cu + O2 → 2 CuO In de onderstaande tabel staan de ladingen van de atomen voor en na de reactie: Cu lading koper lading zuurstof

212

THEMA 05

HOOFDSTUK 34- AAN DE SLAG

CuO 2+

Merk op dat zowel koper als zuurstof nu geladen ionen geworden zijn. Het koperion is na de reactie positief geladen en heeft dus elektronen afgestaan. Het oxide-ion is negatief geladen en heeft dus elektronen opgenomen. Er is dus een overdracht geweest van elektronen. We spreken daarom van een elektronenoverdrachtsreactie. Koperatomen werden dus omgezet in Cu2+-ionen door het afstaan van elektronen: ze werden geoxideerd. Oxidatie in haar elementaire betekenis (opnemen van zuurstof) houdt dus eigenlijk de afgifte van elektronen in. Het deeltje dat de elektronen afstaat, noemen we de reductor. In deze reactie is kopermetaal de reductor: Cu –2 e- → Cu2+ Zuurstofatomen werden omgezet in oxide-ionen door de opname van elektronen: ze werden gereduceerd. Het deeltje dat de elektronen opneemt, noemen we de oxidator. In deze reactie is

zuurstof de oxidator:

O2 + 4 e- → 2 O2-

Oxidatie en reductie zullen steeds tegelijkertijd moeten plaatsvinden: als een element elektronen

kwijt wil, dan moet er ook een element zijn dat de elektronen wil ontvangen. Omdat de reductie en oxidatie altijd samen gebeuren, spreken we ook wel over redoxreacties.

Bij de oxidatie van koper door zuurstofgas staat de reductor (Cu) de elektronen af aan de oxidator

— oxidatie: Cu - 2 e- → Cu2+ — reductie: O2 + 4 e- → 2 O2-

(O2). De afzonderlijke oxidatie en reductie noemen we halfreacties of deelreacties. Voor de

verbranding van koper zijn dit:

Bij een redoxreactie is het aantal elektronen dat wordt afgestaan tijdens de oxidatie, altijd gelijk aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen tijdens de reductie. Bij de verbranding van koper staan 2 koperatomen in totaal 4 elektronen af aan de 2 zuurstofatomen van de zuurstofgasmolecule. We kunnen het volledige proces voorstellen in een schema (zie schema 4). De 2 halfreacties worden dan aangeduid door middel van 2 pijlen. Bij elke halfreactie wordt weergegeven hoeveel elektronen er worden opgenomen of afgegeven. Indien nodig wordt dat aantal vermenigvuldigd met het aantal atomen dat in de respectievelijke deelreactie geoxideerd of gereduceerd wordt.

per zuurstofatoom worden

worden gereduceerd

2 elektronen opgenomen

2x omdat 2 zuurstofatomen

reductie van zuurstof

2 ∙ (+ 2 e-)

reductor

2 Cu

2 CuO

oxidator

2 ∙ (- 2 e-) oxidatie van koper 2x omdat 2 koperatomen

per koperatoom worden

worden geoxideerd

2 elektronen afgestaan

Schema 4 De oxidatie van koper door zuurstofgas

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

213

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

VOORBEELD SYNTHESEREACTIE IJZER EN ZWAVEL IJzer reageert met zwavel tot ijzer(II)sulfide: Fe + S → FeS demovideo: ijzer(II)sulfide

Als we de ladingen voor en na de reactie bestuderen, dan merken we dat ijzer geoxideerd wordt

Halfreactie Fe - 2e → Fe

en zwavel gereduceerd wordt. We noteren de halfreacties: Eigenschappen

— ijzer staat elektronen af — het wordt geoxideerd — ijzer is de reductor

S + 2e- → S2-

— zwavel neemt elektronen op — het wordt gereduceerd

— zwavel is de oxidator

Bij redoxreacties vindt een elektronenoverdracht tussen deeltjes plaats: — Een deeltje dat elektronen opneemt, wordt gereduceerd. We noemen dat deeltje de oxidator.

— Een deeltje dat elektronen afgeeft, wordt geoxideerd. We noemen dat deeltje de reductor. — De redoxreactie is de som van 2 halfreacties: de oxidatie en de reductie.

Oxidatiegetallen

Tot nu toe hebben we alleen redoxreacties besproken waarbij de elektronen volledig werden overgedragen van de reductor naar de oxidator. Het is ook niet heel moeilijk om bij ionen de lading terug te vinden en daaruit de oxidatie en reductie af te leiden. Maar ook moleculen kunnen met elkaar reageren en andere moleculen vormen door een elektronenoverdracht of redox. Omdat de stoffen hier geen geladen ionen bevatten, moeten we een extra hulpmiddel hebben

om te weten te komen wie eigenlijk de reductor en wie de oxidator is. Daarom werd het begrip oxidatiegetal (OG) bedacht. Soms worden ook de termen oxidatietrap (OT) of oxidatiegraad gebruikt. Het oxidatiegetal (OG) van een gebonden atoom is het aantal elektronen dat het atoom meer (negatief oxidatiegetal) of minder (positief oxidatiegetal) bezit dan het ongebonden atoom. Om te bepalen hoeveel elektronen een atoom ‘bezit’, kun je de volgende 3 regels toepassen: 1

Niet-bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom waartoe ze behoren.

Bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom met de grootste

Bindende elektronenparen tussen twee atomen met dezelfde elektronegativiteit worden

elektronegativiteit. verdeeld over de 2 atomen. 214

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

Het oxidatiegetal wordt voorgesteld door een Romeins cijfer voorafgegaan door een teken: —

Het teken geeft weer of het atoom minder (+) of meer (-) elektronen krijgt toegewezen dan in ongebonden toestand.

— Het cijfer geeft weer hoeveel elektronen het atoom minder of meer heeft in vergelijking met zijn ongebonden toestand.

VOORBEELD OXIDATIEGETALLEN BEPALEN waterstofchloride (HCl)

H CI

EN(H) = 2,1

EN(Cl) = 3,0

Volgens de bovenstaande regels bevat het chlooratoom in waterstofchloride: — 3 niet-bindende elektronenparen, dus 6 elektronen;

— 1 bindend elektronenpaar, want EN (Cl) > EN (H), dus 2 elektronen. In totaal zijn dat dus 8 elektronen die we bij chloor rekenen.

In niet-gebonden toestand bevat een chlooratoom 7 valentie-elektronen. In waterstofchloride

beschikt het over 8 elektronen: het oxidatiegetal is –I.

In niet-gebonden toestand beschikt een waterstofatoom over 1 valentie-elektron In

waterstofchloride krijgt het geen elektronen toebedeeld: het oxidatiegetal van H is +I. TIP

Merk op dat het oxidatiegetal van atomen in enkelvoudige stoffen altijd 0 is. Er is geen verschil in elektronegativiteit tussen de bindende atomen.

een molecule koolzuur (H2CO3)

2 δ-

4 δ+

δ+

2 δ-

EN(O) > EN(C) > EN(H)

δ+

— C: In deze molecule krijgt C geen elektronen meer toegewezen. In ongebonden toestand heeft C 4 elektronen: OG = +IV

— O (blauw): In deze molecule krijgen de blauwe O-atomen telkens 8 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft O 6 elektronen: OG = -II

— O (groen): In deze molecule zijn er 8 elektronen. In ongebonden toestand zijn er 6 elektronen: OG = -II — H: In deze molecule zijn er 0 elektronen. In ongebonden toestand is er 1 elektron: OG = +I Als we de som nemen van de oxidatiegetallen van elk atoom, dan valt er meteen iets op: 2 ∙ OG(H) + 3 ∙ OG(O) + OG(C) = 0 2 ∙ (+I) + 3 ∙ (-II) + (+IV) = 0

De som van de oxidatiegetallen in een molecule is altijd 0! THEMA 05

HOOFDSTUK 4

215

het ammoniumion (NH4+)

H H

H EN (N) > EN (H)

OG = +I

— H krijgt in dit ion 0 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft H 1 elektron: — N krijgt in dit ion 8 elektronen toegewezen. In ongebonden toestand heeft N 5 elektronen: OG = -III

Als we nu de som nemen van de oxidatiegetallen van elk atoom, dan stellen we vast dat die som gelijk is aan de lading van het ion: 4 ∙ (+I) + 1 . (-III) = +1

De som van de oxidatiegetallen van de atomen in een ion is gelijk aan de lading van het ion.

We hebben bij het bepalen van het oxidatiegetal gebruikgemaakt van de lewisstructuur. Meestal is dat niet nodig en volstaat het om deze 4 vuistregels toe te passen: 1

In samengestelde deeltjes is het oxidatiegetal van:

— een atoom uit groep 1 (Ia) (bv. Li, Na, K) altijd +I;

— een atoom uit groep 2 (IIa) (bv. Mg, Ca, Ba) altijd +II; — een H-atoom meestal +I;

— een O-atoom meestal –II (behalve in peroxiden).

In een neutraal of ongeladen atoom en in enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van het atoom gelijk aan 0.

— bv. He, O2, Zn … : OG = 0

Bij een monoatomisch ion is het oxidatiegetal gelijk aan de lading van het ion.

— bv. S2-: OG = - II, Al3+: OG = +III

In alle andere gevallen is de som van de oxidatiegetallen van alle atomen gelijk aan de lading

van het ion of gelijk aan 0 bij een molecule. — bv. H2O: Σ OG = 2 OG (H) + OG (O) = 2 · (+I) + 1 · (-II) = 0 NO3-: Σ OG = OG (N) + 3 OG (O) = (+V) + 3 · (-II) = -1

De kennis van oxidatiegetallen levert een groot voordeel op: als je voor een deeltje het oxidatiegetal van alle atomen uitgezonderd één kent en je kent de lading van het deeltje, dan kun je dus het ontbrekende oxidatiegetal berekenen.

216

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

VOORBEELD ONTBREKEND OXIDATIEGETAL ZWAVELZUUR (H2SO4) BEREKENEN In H2SO4 is het OG van H +I en dat van O –II. De som van de oxidatiegetallen Σ OG= 0. Het OG van

S kun je dan als volgt berekenen: 2 · OG (H)

OG (S)

4 · OG (O)

of 2 · (+I)

(x)

4 · (-II)

= 0,

waaruit volgt dat x = 6 en dus OG (S) = +VI

WEETJE Waterstofperoxide (H2O2) is een verbinding tussen 2 zuurstofatomen en 2 waterstofatomen,

H O O H Het is een van de zeldzame stoffen waar zuurstof

met als structuurformule:

niet het OG -II heeft maar -I De binding tussen de

2 zuurstofatomen, de zogenaamde peroxidebinding, is erg reactief. Waterstofperoxide wordt o.a. gebruikt als ontsmettingsmiddel. Het zuurstofwater dat je bij de apotheker kunt kopen en gebruikt om wonden te

ontsmetten is bijvoorbeeld een oplossing van 3 % H2O2

Afb. 145 Waterstofperoxide wordt gebruikt bij het bleken van tanden.

in water. De stof wordt ook gebruikt voor de ontsmetting van drinkwater en als bleekmiddel, bijvoorbeeld bij

het bleken van stoffen, tanden, beenderen en haar. De ontsmettende en blekende

eigenschappen zijn toe te schrijven aan het feit dat waterstofperoxide in staat is om veel

andere stoffen te oxideren.

— Het oxidatiegetal van een gebonden atoom geeft weer hoeveel elektronen een atoom meer (negatief oxidatiegetal) of minder (positief oxidatiegetal) bezit dan het ongebonden atoom.

— Het oxidatiegetal wordt voorgesteld door een Romeins cijfer, voorafgegaan door een plus- of minteken.

— Om te bepalen hoeveel elektronen een atoom ‘bezit’, kun je de volgende 3 regels toepassen: 1

Niet-bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom waartoe ze

behoren.

Bindende elektronenparen worden toegewezen aan het atoom met de grootste

Elektronegativiteit.

Bindende elektronenparen tussen 2 atomen met dezelfde elektronegativiteit worden

verdeeld over de 2 atomen.

Het is niet nodig om de lewisstructuur te kennen of te tekenen om de oxidatiegetallen te bepalen:

— Bij moleculen en ionaire verbindingen is de som van alle oxidatiegetallen gelijk aan nul. — Bij enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van alle atomen gelijk aan nul. — Bij monoatomische ionen is het oxidatiegetal van het atoom gelijk aan de lading van het ion. — Bij polyatomische ionen is de som van alle oxidatiegetallen gelijk aan de lading van het ion.

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

217

Bepalen van de oxidator en reductor

Door koper(II)oxide te verhitten in aanwezigheid van houtskool ontstaan koper en koolstofdioxide volgens de reactie: 2 CuO + C→ 2 Cu + CO2 Het oxidatiegetal van de atomen voor en na de reactie wordt dan: na reactie

+II

-II

+IV

Uit de tabel kun je afleiden dat:

voor reactie

— het oxidatiegetal van C stijgt: we zeggen dat C wordt geoxideerd;

— het oxidatiegetal van Cu daalt: we zeggen dat Cu wordt gereduceerd;

— het oxidatiegetal van O niet verandert: niet alle atomen veranderen van oxidatiegetal tijdens

een redoxreactie.

We stellen dit schematisch voor als volgt:

oxidatie van koolstof - 4 e-)

+II-II 2 CuO

0 C

0 2 Cu

→

+IV-II CO2

2 ∙ (+ 2 e-)

reductie van koper

We breiden de definitie van redoxreacties uit tot reacties waarbij het oxidatiegetal van sommige atomen verandert:

— De oxidator is het deeltje dat een ander deeltje oxideert. De oxidator bevat het atoom waarvan het OG daalt tijdens de reactie.

— De reductor is het deeltje dat een ander deeltje reduceert. De reductor bevat het atoom waarvan het OG stijgt tijdens de reactie.

In ons voorbeeld treedt koper(II)oxide op als oxidator en koolstof als reductor.

Een atoom dat niet verandert van oxidatiegetal wordt in een redoxreactie weleens een spectatorelement of een tribuneelement genoemd.

Wanneer zinkmetaal in contact komt met zoutzuur, ontstaat er waterstofgas en zinkchloride. We controleren op basis van de oxidatiegetallen of het een redoxreactie is en identificeren vervolgens de oxidatie, reductie, oxidator en reductor. reductie: Σ OG -2 2 ∙ (+ 1 e-) 0 Zn reductor

+I-I 2 HCl oxidator - 2 eoxidatie: OG +2

218

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

→

+II -I ZnCl2

0 H2

Merk op dat bij deze redoxreactie na elektronenoverdracht een gas ontstaat: waterstofgas. Zoals we al opmerkten in het vorige hoofdstuk, kun je sommige gasontwikkelingsreacties ook onder redoxreacties classificeren. Ook bij de elektrolyse van water worden 2 gassen gevormd via redox: waterstofgas en zuurstofgas. oxidatie: Σ OG -4

video: elektrolyse van water

2 ∙ (- 2 e-) +I -II

→ 2 H2O oxidator en reductor

2 H2

reductie: Σ OG +4

WEETJE

4 ∙ (+ 1 e-)

Reddingsvesten zijn vaak uitgerust met een lampje. Bij

bepaalde uitvoeringen is dat lampje via stroomdraadjes

verbonden met een magnesiumstrip en een koperstrip. Op de

koperstrip is een dun laagje vast koper(I)chloride aangebracht.

Koper(I)chloride is slecht oplosbaar in water.

Zodra zo’n reddingsvest in het water belandt, gaat het lampje branden. De Cu+-ionen worden omgezet in kopermetaal via de onderstaande redoxreactie. Daardoor wordt er kopermetaal afgezet op de koperstrip en verdwijnt de koper(I)chloridelaag. De elektronenoverdracht (en dus elektrische stroom) wordt hierdoor verzekerd.

SR: Mg + 2 CuCl → MgCl2 + 2 Cu

Aangezien zowel CuCl als MgCl2 volledig dissociëren in water, kan deze reactie ook met

behulp van de ionenreactievergelijking genoteerd worden: IR: Mg + 2 Cu+ + 2 Cl- → Mg2+ + 2 Cl- + 2 Cu

We controleren nu even of deze reactie eveneens een redoxreactie is. We vermelden Cl- niet

omdat het OG voor het deeltje gelijk blijft.

Mg + 2 Cu+ → Mg2+ + 2 Cu

OG:

Reactie:

+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 deze veranderingen in OG bekijken, lijkt het zo dat er een verschillend aantal elektronen reageert. Als je de volledige reactie bekijkt en rekening houdt met de voorgetallen voor de elementen, worden er wel degelijk 2 elektronen afgegeven door magnesium, die dan alle 2 worden opgenomen door de Cu+-ionen. Met andere woorden:

ook hier worden evenveel elektronen afgegeven door het ene element, als er worden opgenomen door het andere element.

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

219

Redoxreacties opstellen

De reactievergelijking is niet altijd gegeven. Maar de voorgetallen kunnen we ook vinden door de elektronenoverdracht goed te bestuderen. Bepaal de voorgetallen door het aantal elektronen bij de oxidatie en reductie in balans te brengen. Om de redoxvergelijking op te stellen, moet je dus eerst de oxidatie- en reductiereactie identificeren. Dat kun je al. Daarna pas je de voorgetallen aan, zodat het totaal aantal afgestane elektronen bij de oxidatie gelijk is aan het totaal aantal opgenomen elektronen bij de reductie.

Het stappenplan voor bij het schrijven van een correcte redoxvergelijking is dan:

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

Stap 2: Bepaal het oxidatiegetal van de verschillende atomen.

Stap 3: Identificeer de oxidatie- en reductiereactie.

Stap 4: Noteer voor beide deelreacties het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan, en of dat dan oxidatie of reductie is en pas de voorgetallen aan in de

reactievergelijking, zodat het elektronentransport in evenwicht is.

Stap 5: Duid de oxidator en de reductor aan.

VOORBEELD OPSTELLEN REDOXREACTIES

Koper(II)oxide reageert met magnesium, met vorming van kopermetaal en magnesiumoxide.

We volgen het stappenplan:

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

CuO

→

MgO

Stap 2: Schrijf het oxidatiegetal van alle atomen. +II -II

CuO

220

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

→

+II -II

MgO

Stap 3: Identificeer de oxidatie en de reductie in een schema. oxidatie

+II -II

CuO

→

+II -II

MgO

reductie Stap 4: Noteer voor beide deelreacties het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan, en of dat dan oxidatie of reductie is. Het totaal aantal afgestane elektronen bij de oxidatie moet gelijk zijn aan het totaal aantal

opgenomen elektronen bij de reductie. Als dat niet klopt, moet je de voorgetallen aanpassen. oxidatie: oxidatiegetal +2 - 2 e-

+II -II

CuO

→

+ 2 e-

+II -II

MgO

reductie: oxidatiegetal -2

Stap 5: Duid de oxidator en reductor aan.

oxidatie: oxidatiegetal +2 - 2 e-

+II -II

→

CuO

oxidator

reductor

+II -II

MgO

+ 2 e-

reductie: oxidatiegetal -2

Aluminiummetaal reageert met ijzer(III)oxide, met vorming van ijzermetaal en

aluminiumoxide.

Stap 1: Noteer de reagentia en de reactieproducten.

Fe2O3

→

Al2O3

Stap 2: Schrijf het oxidatiegetal bij alle atomen. +III -II

Fe2O3

→

+III -II

Al2O3

Stap 3: Identificeer de oxidatie en de reductie. Het OG van ijzer daalt van 3+ naar 0, dat van aluminium stijgt van 0 naar 3+. Fe wordt gereduceerd en Al wordt geoxideerd.

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

221

oxidatie

+III -II

Fe2O3

→

+III -II

Al2O3

reductie Stap 4: Bij elke deelreactie noteren we het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan. — Voor Fe daalt het OG van 3+ naar 0. Omdat Fe2O3 per formule-eenheid 2 ijzeratomen bevat, worden 2 mol Fe gevormd. We moeten het voorgetal van Fe aanpassen in de reactievergelijking. afgestaan.

— Omdat bij de reactie 2 ijzeratomen van OG veranderen, worden in totaal 6 elektronen

— Voor aluminium stijgt het OG van 0 naar 3+. Net als bij ijzer moeten we bij Al een voorgetal 2 schrijven, omdat Al2O3 2 aluminiumatomen bevat per formule-eenheid. Dat heeft als

gevolg dat er in totaal 6 elektronen worden opgenomen.

oxidatie: Σ oxidatiegetal +6 2 ∙ (- 3 e-)

+III -II

2 Al

→

2 Fe

Fe2O3

+III -II

Al2O3

2 ∙ (+ 3 e-)

reductie: Σ oxidatiegetal +6

Stap 5: Duid de oxidator en de reductor aan.

oxidatie: Σ oxidatiegetal +6

+III -II

Fe2O3

oxidator

2 Al

reductor

2 ∙ (- 3 e-)

→

2 Fe

+II -II

Al2O3

2 ∙ (+ 3 e-)

reductie: Σ oxidatiegetal +6

Een redoxreactie is een reactie waarbij het oxidatiegetal van sommige atomen verandert:

— Bij oxidatie staat een atoom elektronen af. Hierdoor stijgt het oxidatiegetal van dat atoom. De reductor bevat het atoom of de atomen waarvan het oxidatiegetal toeneemt.

— Bij reductie neemt een atoom elektronen op. Hierdoor daalt het oxidatiegetal van dat atoom. De oxidator bevat het atoom of de atomen waarvan het oxidatiegetal afneemt.

Bij het opstellen van een redoxvergelijking ga je als volgt te werk: STAP 1

Schrijf de formules van de reagentia en de reactieproducten op.

STAP 2

Bepaal het oxidatiegetal van de verschillende atomen in de stoffen.

STAP 3

Identificeer de oxidatie- en reductiereactie.

STAP 4

Duid de elektronenoverdracht aan en pas de voorgetallen in de reactievergelijking aan, zodat het elektronentransport bij de oxidatie en reductie in evenwicht is.

STAP 5

222

THEMA 05

HOOFDSTUK 4

Duid de oxidator en de reductor aan.

AAN DE SLAG 1 Bepaal het oxidatiegetal van elk element bij de

volgende stoffen. a

zuurstofgas O2

b ijzermetaal Fe c

koolstofdioxide CO2

d koolstofmonoxide CO f g h i j

carbonaation CO32calciumjodide CaI2

kaliumfosfaat K3PO4 zwaveltrioxide SO3 N in HNO3

P in PO43-

2 Zijn deze reacties redoxreacties of niet? Controleer

de oxidatiegetallen! a

SO3 + H2O

→ H2SO4 → 2 HCl + S

→ H2O + NaCl

NaOH + HCl

b Cl2 + H2S

→ 2 Fe2O3

2 CuS + 3 O2

→ 2 CuO + 2 SO2

H2CO3

→ H2O + CO2

2 H2 + O 2

→ 2 H2O

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

H+ + OH-

→ H2O

Al2O3

→ 4 Al + 3 O2

d 4 Fe + 3 O2

3 Geef voor de volgende redoxreacties de halfreacties

en de totale reactie. Stel de reactie schematisch

voor. Duid in je schema de oxidator en de reductor aan. a

synthese van zilveroxide uit zilver en zuurstofgas

b verbranding van magnesium c

synthese van koper(II)jodide uit de enkelvoudige stoffen

` Meer oefenen? Ga naar

THEMA 05

HOOFDSTUK 4 - AAN DE SLAG

223

THEMASYNTHESE

kennisclip 1u

kennisclip 2u

ZOUTEN: — Ze lossen niet allemaal even goed op in water: Goed oplosbare zouten

Slecht oplosbare zouten

Matig oplosbare zouten

oplosbaarheid bij kamertemperatuur oplosbaarheid bij kamertemperatuur oplosbaarheid bij kamertemperatuur > 1 g per 100 mL oplosmiddel

tussen 0,1 g en 1 g

< 0,1 g per 100 mL oplosmiddel

per 100 mL oplosmiddel — Een oplossing waarin het maximum aan opgeloste stof aanwezig is, noemen we verzadigd. — Zie oplosbaarheidstabel op p. 192 3 REACTIEMECHANISMEN: 1

ionuitwisselingsreacties

— Er kan 1 of meer neerslag ontstaan, aangeduid met ↓

1 neerslag

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ oplosbaar zout 4 +

→

AD↓

A+

B-

→

C+

D-

C+

B-

AD↓

Meer neerslag

oplosbaar zout 1 + oplosbaar zout 2 → onoplosbaar zout 3↓+ onoplosbaar zout 4↓ AB

A+

B-

C+

D-

→

AD↓

CB↓

→

CB↓ AD↓

— Voor het opstellen van een ionuitwisselingsreactie: zie stappenplan op p. 197

224

THEMA 05

SYNTHESE

Protonenoverdrachtsreacties

— 2 reactiesoorten: Gasontwikkelingsreacties

Neutralisatiereacties zuur + base → zout + water

zuur 1 + zout 1 → zuur 2 + zout 2

MO + zuur → zout + water

Als het eerste zout S2-, SO32- of CO32- bevat, dan zal het

gevormde nieuwe zuur gasvormig zijn of ontbinden met

NMO + base → zout + water

vorming van een gas.

Gas wordt aangeduid met ↑

— voor het opstellen van neutralisatiereacties: zie stappenplan op p. 203 3

Elektronenoverdrachtsreacties

— Het oxidatiegetal van de elementen wijzigt bij:

Oxidatie

Reductie

een chemisch proces waarbij in een stof of deeltje

het OG van een element daalt door het opnemen

het OG van een element stijgt door het afstaan van

van elektronen

elektronen

Oxidator

Reductor

stof of deeltje waarin een element in OG stijgt

stof of deeltje waarin een element in OG daalt

= =

stof of deeltje dat geoxideerd wordt

stof of deeltje dat gereduceerd wordt

— Voor het opstellen van een redoxreactievergelijking: zie stappenplan op p. 220

THEMA 05

SYNTHESE

225

226

227

228

GENIE Chemie GO! - Leerboek 4

Articles inside

2 De algemene ideale gaswet

van opgeloste stof

normomstandigheden

4 Oplossingen verdunnen en indampen

is gegeven

3 Formulemassa

1 Wat is een concentratie van een oplossing?

zijn gegeven

1 De mol als eenheid en de molaire massa

2 Massaconcentratie

3 Molaire concentratie

2 Molecuulmassa