instapcursus chemie 2017 - ugent · 2017. 6. 29. · cursus chemie en inleiding tot de biochemische...
TRANSCRIPT
-
INSTAPCURSUS CHEMIE
eerste Bachelor Revalidatiewetenschappen en Kinesitherapie
eerste Bachelor
Biomedische wetenschappen
eerste Bachelor Lichamelijke opvoeding en bewegingswetenschappen
eerste Bachelor
Logopedische en audiologische wetenschappen
J. Rijckaert hoofdlector
Versie 2017
-
Woord vooraf Beste student. Waarschijnlijk heb je in overweging genomen om volgend academiejaar het eerste jaar Bachelor in de Revalidatiewetenschappen en Kinesitherapie, Biomedische wetenschappen, Lichamelijke opvoeding en bewegingswetenschappen of Logopedische en audiologische wetenschappen aan de Universiteit van Gent te volgen. Deze opleidingen, die resulteren in een academische Master, voorzien in hun eerste jaar een aantal belangrijke kenniscomponenten waaronder chemie en biochemie. Elk jaar opnieuw krijgen deze opleidingen de vraag van de toekomstige studenten of er een instapcursus chemie bestaat zodat zij zich in de vakantieperiode op zelfstandige basis kunnen voorbereiden voor dit OLOD. Deze vraag wordt niet alleen gesteld door studenten die in hun middelbaar curriculum geen chemie kregen maar eveneens door studenten die van zichzelf vinden dat hun voorkennis chemie eerder aan de zwakke kant is. Bij de opbouw van deze syllabus, die aan deze vraag probeert tegemoet te komen, is uitgegaan van de cursus Chemie en inleiding tot de biochemische processen, Partim Chemie (J. Rijckaert) die in de studierichting RevaKi gedoceerd wordt. Het probleem van de meeste studenten die met het vak chemie worstelen, ligt hem aan het feit dat de basisbegrippen onvoldoende gekend zijn. Het mag oubollig klinken maar een aantal basisbegrippen moeten echt gedrild zijn. Wie de inhoud van deze syllabus beheerst zal met een zeker comfort de lessen chemie in de genoemde studierichtingen kunnen volgen zodat er meer ruimte overblijft voor het verwerken van nieuwe aspecten. Hoe pak je dit best aan? Voor hoofdstukken 1 tot en met 3, die betrekking hebben op algemene scheikunde, probeer je de basisbegrippen die aangeboden worden te kennen en te begrijpen. - Zo wordt van jou verwacht dat je de namen, symbolen en de belangrijkste oxidatiegetallen van een
aantal veel voorkomende elementen kent en kunt gebruiken. - Bovendien is het heel belangrijk dat je op vlotte wijze chemische formules kan schrijven en de
naam van anorganische producten kan vormen. De anorganische zuren en hun zuurresten moeten goed gekend zijn.
- Tot slot is het belangrijk dat je eenvoudige reactievergelijkingen kunt uitschrijven en bijhorende stoechiometrische berekeningen beheerst.
Voor hoofdstuk 4, dat betrekking heeft op organische chemie, volstaat voorlopig het beheersen van de naamgeving van de koolwaterstoffen. De naamgeving van de functionele groepen is in deze instapcursus tot een minimum beperkt. Veel succes Johan Rijckaert
-
Chemie, 2017 pag. i
J. Rijckaert
INHOUDSTABEL 1. BOUWSTENEN VAN DE MATERIE
1.1 Het domein van de chemie ............................................................................................................................... 1
1.2 Het begrip materie ............................................................................................................................................ 1
1.3 Indeling van de materie .................................................................................................................................... 2
1.4 Fysische en chemische verschijnselen ............................................................................................................. 2
1.5 Fundamentele chemische wetten ...................................................................................................................... 3
1.6 De atoomtheorie van Dalton ............................................................................................................................ 3
1.7 De subatomaire deeltjes ................................................................................................................................... 4
1.8 Atoomsymbolen ............................................................................................................................................... 5
1.9 Het periodiek systeem ...................................................................................................................................... 5
1.10 Isotopen ............................................................................................................................................................ 6
1.11 Elementen ........................................................................................................................................................ 6
1.12 Massa van een element..................................................................................................................................... 7
1.13 Corpusculen ..................................................................................................................................................... 9
1.14 Valentie-elektronen en lewisvoorstelling van een element .............................................................................. 8
1.15 De octetregel .................................................................................................................................................... 9
1.16 De zuivere covalente binding ........................................................................................................................... 9
1.17 De gepolariseerde covalente binding ............................................................................................................... 9
1.18 De VSEPR theorie ........................................................................................................................................ 10
1.19 De ruimtelijke structuur van moleculen, voorbeelden ................................................................................... 12
1.20 Vorming van ionen ......................................................................................................................................... 13
1.21 De ionaire binding .......................................................................................................................................... 14
1.22 Het oxidatiegetal ............................................................................................................................................ 15
1.23 De zwakke intermoleculaire krachten ............................................................................................................ 16
1.24 Anorganische verbindingsklassen .................................................................................................................. 18
1.25 Vragen en oefeningen .................................................................................................................................... 22
2. CHEMISCHE REACTIES IN WATERIGE OPLOSSINGEN
2.1 Relatieve massa’s ........................................................................................................................................... 31
2.2 De mol en molmassa ...................................................................................................................................... 31
2.3 Oplossingen .................................................................................................................................................... 32
2.4 Uitdrukkingen voor concentraties .................................................................................................................. 32
2.5 Water als oplosmiddel .................................................................................................................................... 33
2.6 De dissociatiegraad ........................................................................................................................................ 34
2.7 Sterke en zwakke elektrolyten ....................................................................................................................... 35
2.8 Kenmerken van een chemische reactievergelijking ....................................................................................... 35
2.9 Metathesereacties ........................................................................................................................................... 36
2.10 Oxidatie-reductie reacties ............................................................................................................................... 38
2.11 Stoichiometrische berekeningen op reactievergelijkingen ............................................................................. 40
2.12 Vragen en oefeningen .................................................................................................................................... 41
3. GASSEN
3.1 De aard van gasdruk ....................................................................................................................................... 45
3.2 Elementaire gaswetten ................................................................................................................................... 45
3.3 De algemene gaswet voor een ideaal gas ....................................................................................................... 46
3.4 Partieeldruk van een gas................................................................................................................................. 47
3.5 Wet van Dalton voor partieeldrukken ............................................................................................................ 47
3.6 Vragen en oefeningen .................................................................................................................................... 48
-
Chemie, 2017 pag. ii
J. Rijckaert
4. ORGANISCHE VERBINDINGEN
4.1 Voorstelling van organische verbindingen ..................................................................................................... 50
4.2 Naamgeving bij organische verbindingen ...................................................................................................... 51
4.3 Het koolstofskelet .......................................................................................................................................... 52
4.4 Zijketens ......................................................................................................................................................... 53
4.5 Functionele groepen ....................................................................................................................................... 53
4.6 IUPAC nomenclatuur, basisprincipes ............................................................................................................ 54
4.7 Structuurisomeren .......................................................................................................................................... 57
4.8 Geometrische isomerie bij alkenen ................................................................................................................ 57
4.9 Naamgeving van de onverzadigde KWS........................................................................................................ 58
4.10 Naamgeving cycloalkanen ............................................................................................................................. 60
4.11 Vragen en oefeningen .................................................................................................................................... 61
BIJLAGE
Periodiek systeem der elementen
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 1
J. Rijckaert
HOOFDSTUK 1 BOUWSTENEN VAN DE MATERIE
1.1 Het domein van de chemie
Chemie is de natuurwetenschap die zich in hoofdzaak bezig houdt met de studie van de samenstelling
en de structuur van de materie en in het bijzonder van de eigenschappen die betrekking hebben op de
transformatie van deze materie.
Het is belangrijk de oorzaken en de gevolgen van omzettingen te kennen en de energieveranderingen
die ermee gepaard gaan te begrijpen. In de mate van het mogelijke willen we de principes en de wetten
die deze processen beheersen, kunnen toepassen op chemische reacties die aan de basis van de
biochemische processen liggen.
Uiteraard is chemie geen geïsoleerde wetenschap. Zij heeft een grote verbondenheid met theoretische
wetenschappen zoals de wiskunde en fysica, als met toegepaste wetenschappen zoals de moleculaire
biologie, de fysiologie, de geneeskunde en aanverwante.
1.2 Het begrip materie
In de fysica definieert men materie als alles wat massa heeft en ruimte inneemt.
Alle materie die we kennen is opgebouwd uit slechts een beperkt aantal (ca 100) bouwstenen die we
atomen noemen. Letterlijk betekent “a-tomos” ondeelbaar wat natuurkundig gezien onjuist is.
Figuur 1: elementaire bouwstenen van de materie
http://www.kennislink.nl/publicaties/nobelprijs-natuurkunde-2008
Een corpuscule is de verzameling van tenminste twee atomen waartussen een chemische binding bestaat. De corpuscule is de kleinste eenheid van de stof waarin alle representatieve atoomsoorten van
die stof voorkomen.
De benaming corpuscule wordt bijna steeds vervangen door de term molecule. Strik genomen mag molecule alleen gebruikt worden in covalente verbindingen zoals bijvoorbeeld H2 en bestaan ionaire
verbindingen zoals NaCl niet uit moleculen maar uit roostereenheden. Toch gebruiken de meeste
chemici ook voor een eenheid NaCl bijna steeds de term molecule.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 2
J. Rijckaert
1.3 Indeling van de materie
Voor de chemie is het belangrijk materie in te delen naar zijn samenstelling.
Volgend schema geeft een rudimentaire indeling van de materie.
Tabel 1: indeling van de materie op basis van zijn samenstelling
1.4 Fysische en chemische verschijnselen
Elke zuivere stof wordt gekenmerkt door een aantal fysische eigenschappen zoals smeltpunt, kookpunt, elektrische geleidbaarheid, massadichtheid en door een aantal chemische eigenschappen zoals brandbaarheid, reageert met, enz.
Fysische verschijnselen zijn omzettingen waarbij enkel de fysische eigenschappen van de materie wijzigen. Zo is smelten van ijs een fysisch verschijnsel omdat bij de omzetting van ijs in water samen
met de verandering van de aggregatietoestand een aantal fysische grootheden veranderen (soortelijke
warmtecapaciteit van ijs is verschillend van die van water). Belangrijk te beseffen is dat er tijdens
fysische processen geen verandering in de moleculaire samenstelling van de materie optreedt.
Chemische verschijnselen zijn omzettingen waarbij de samenstelling van de materie wijzigt. Zo is het verbranden van alcohol een chemisch verschijnsel omdat hierbij de alcohol omgezet wordt in
koolstofdioxide en water. Hierbij is dus duidelijk een verandering in de moleculaire samenstelling van
de materie opgetreden. Anders gezegd, uit de reagerende stoffen of reagentia ontstaan er nieuwe stoffen, de reactieproducten.
M A T E R I E
MENGSEL
bestaat uit minstens twee verschillende soorten
bestanddelen (stoffen) in een variabele
samenstelling
HETEROGENE STOF
is een stof die niet in alle
punten dezelfde eigenschappen
heeft
GROVE MENGSELS (v-v) SUSPENSIE (v-vl) EMULSIE (vl-vl) SCHUIM (g-vl)
NEVEL, DAMP (vl-g) ROOK (v-g)
COLLOÏDALE OPLOSSINGEN
overgangsvorm met
deeltjesgrootte
tussen 1 nm en 100 nm
HOMOGENE STOF
is een stof die in alle punten
dezelfde eigenschappen heeft
LEGERINGEN OPLOSSINGEN GASMENGSELS
ZUIVERE STOF
is een stof met een welbepaalde chemische
samenstelling
ENKELVOUDIGE STOF
is een zuivere stof bestaande uit
slechts één atoomsoort
METALEN NIET-METALEN
EDELGASSEN
SAMENGESTELDE STOF
is een zuivere stof bestaande uit
meer dan één atoomsoort
ANORGANISCHE VERBINDINGEN
ORGANISCHE VERBINDINGEN
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 3
J. Rijckaert
1.5 Fundamentele chemische wetten
Op het einde van de 18de eeuw krijgt de chemie een belangrijke wending. Lavoisier (1743-1794) en
Proust (1754-1826) proberen een eind te stellen aan de speculatieve benaderingen van de alchemie door
enerzijds de “wet van behoud van massa bij chemische reacties” en anderzijds de “wet van constante
samenstelling” te formuleren. Deze empirische bevindingen, aangevuld met de bevindingen van Gay-
Lussac (1778-1850), lagen aan de basis van de wetmatigheden die Dalton (1766-1844) formuleerde om
zijn bevindingen bij zijn chemische reacties te verklaren.
Wet van Lavoisier Bij een chemische reactie is de som van de massa’s van reagerende stoffen gelijk aan de som van de
massa’s van de reactieproducten (bij stoichiometrische verhouding).
Wet van Proust Bij een chemische reactie is er een constante verhouding tussen de massa’s van de reagerende stoffen.
Wet van Gay-Lussac Bij een chemische reactie tussen gassen bestaat er een constante en eenvoudige verhouding tussen de
volumes van de reagerende stoffen en reactieproducten (bij constante druk en temperatuur).
Voorbeeld
De reactie waarbij waterstofgas verbrandt tot waterdamp 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
Volgens Lavoisier reageren: 4 g waterstofgas en 32 g zuurstofgas tot 36 g waterdamp
8 g waterstofgas en 64 g zuurstofgas tot 72 g waterdamp
Volgens Proust is: 8
1
g 64
g 8
g 32
g 4
2
2 ===O
H
m
m
Volgens Gay-Lussac is: L 2
L 1en
L 2
L 2en
L 1
L 2
2
2
2
2
2
2 0 ===OHOH
H
O
H
V
V
V
V
V
V
1.6 De atoomtheorie van Dalton
Gesteund door bovenstaande wetten introduceerde Dalton een aantal postulaten dat de basis zou vormen
voor de moderne atoomtheorie.
1. Stoffen zijn opgebouwd uit kleine ondeelbare deeltjes, de atomen.
2. Voor elementen of enkelvoudige stoffen zijn alle atomen identiek maar verschillen ze fundamenteel van element tot element.
3. Voor verbindingen of samengestelde stoffen zijn de atomen in een vaste verhouding gecombineerd tot moleculen.
4. Bij een chemische reactie verandert de wijze waarop de atomen aan elkaar gebonden zijn m.a.w. bij
een chemische reactie worden atomen uitgewisseld zonder dat de identiteit van de atomen hierbij wijzigt.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 4
J. Rijckaert
1.7 De subatomaire deeltjes
Op het einde van de 19de eeuw was de idee van de ondeelbaarheid van het atoom niet langer houdbaar.
Een drietal experimenten was essentieel om tot de subatomaire structuur van het atoom te komen.
Thomson (1856-1940) toonde aan dat kathodestralen uit een elektronenstroom bestonden en kon met zijn experimenten de verhouding lading op massa van het elektron bepalen.
Millikan (1868-1953) kon met zijn oliedruppel-experiment de waarde van de elektrische lading van het elektron bepalen en bijgevolg ook de massa ervan.
Rutherford (1871-1937) kon d.m.v. radioactieve straling de ijle structuur van het atoom aantonen.
Voor het verklaren van het chemische gedrag van de materie volstaat het meestal, het atoom te
beschouwen als opgebouwd uit twee delen.
Centraal in het atoom bevindt er zich de kern. Deze bevat een aantal protonen (Z) en een aantal neutronen (N). Daar de protonen positief en de neutronen niet geladen zijn, draagt de kern een positieve lading. Beide elementaire deeltjes hebben nagenoeg dezelfde massa. Elektrisch gezien zou de kern
onstabiel moeten zijn waren er niet de zogenaamde kernkrachten die werkzaam op zeer kleine afstanden
(< 10-19 m) en deze nucleonen samenhouden.
In de mantel rond de kern bevinden zich de elektronen. Elektronen dragen een negatieve lading die in absolute waarde even groot is als die van de protonen. Gezien een atoom elektrisch neutraal is, moet het
aantal elektronen gelijk zijn aan het aantal protonen Z in de kern. De massa van het elektron is
verwaarloosbaar klein (1/1837) t.o.v. deze van het proton zodat de massa van het atoom enkel door de
nucleonen bepaald wordt. Zoals verder zal blijken zijn enkel de “buitenste elektronen” of valentie-elektronen van belang.
Uit onderstaande tabel blijkt dat de mantel, die een factor 105 groter is dan de kern, terwijl deze laatste
alle massa bevat. Dit verklaart de ijle structuur van het atoom (Rutherford).
deel van het atoom
elementair deeltje
massa elektrische
lading symbool
kern
r = 10-15 m
mantel
r = 10-10 m
proton
neutron
elektron
mp = 1,00728 u
mn = 1,00867 u
me = 0,00055 u
q = + 1 e
q = 0
q = - 1 e
1
1p
01n
−10e
Tabel 2: elementaire deeltjes die van belang zijn voor de chemie
u = atoommassa-eenheid = 1,66.10-27 kg
e = elementaire lading = 1,60.10-19 C
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 5
J. Rijckaert
1.8 Atoomsymbolen
Elk atoom wordt weergegeven door een symbool bestaande uit maximaal 3 letters waarvan de eerste
steeds een (gedrukte) hoofdletter is. Dit symbool kan voorafgegaan worden door het massagetal (aantal protonen Z + aantal neutronen N) als superscript en het atoomnummer (aantal protonen Z = aantal elektronen) als subscript.
SymboolNZ Z+
1.9 Het periodiek systeem
In navolging van de Rus Mendeljev (1834-1907) heeft men in het periodiek systeem (PS) alle bekende
atoomsoorten enerzijds geordend naar hun stijgend atoomnummer Z en vervolgens verticaal geordend
op basis van hun analoge chemische eigenschappen.
Op deze wijze ontstaan er 18 kolommen die verdeeld worden in
8 hoofdgroepen aangeduid met de letter a Ia de alkalimetalen
IIa de aardalkalimetalen
IIIa de boorgroep
IVa de koolstofgroep
Va de stikstof- of fosforgroep
VIa de zuurstofgroep
VIIa de halogenen
0 de edelgassen
8 nevengroepen aangeduid met de letter b; ze vormen samen de transitiemetalen
De rijen noemen we perioden. De eerste periode bevat 2 elementen, de tweede en derde periode 8 elementen, de vierde en vijfde periode 18 elementen en de zesde (met de lanthaniden) en zevende (met
de actiniden) periode 32 elementen.
Figuur 2: periodiek systeem met aanduiding van: de metalen (oranje),
de niet-metalen (groen), de metalloïden (blauw) en de edelgassen (geel)
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 6
J. Rijckaert
1.10 Isotopen
Voor elke atoomsoort is er een zekere variatie in het aantal neutronen. Alle atoomsoorten met evenveel
protonen maar een verschillend aantal neutronen in de kern staan op dezelfde plaats in het periodiek
systeem en noemt men daarom isotopen. Isotopen zijn chemisch in principe niet van elkaar te onderscheiden omdat ze onderling enkel verschillen in de samenstelling van hun kern.
Voorbeeld
Van chloor zijn de twee belangrijkste isotopen:
Cl35
17 met massagetal 35 en atoomnummer Z = 17
dit atoom heeft 17 protonen en elektronen en 18 neutronen
Cl37
17 met massagetal 37 en atoomnummer Z = 17
dit atoom heeft 17 protonen en elektronen en 20 neutronen
1.11 Elementen
Een groep van isotopen (atomen met eenzelfde Z) vormt een element.
Het is belangrijk te beseffen dat binnen een element de isotopen steeds met een bepaalde (constante)
abundantie voorkomen.
Zo bestaat het element chloor steeds uit 75,5% van het isotoop Cl35
17 en 24,5% van het Cl37
17 . Anders
gezegd, de abundantie van de beide isotopen is respectievelijk 75,5 % en 24,5 %.
Onderstaande tabel geeft de belangrijkste elementen met hun rangnummer Z, hun symbool en naam.
Z symbool naam Z symbool naam 1 H waterstof 20 Ca calcium
2 He helium 24 Cr chroom
3 Li lithium 25 Mn mangaan
5 B boor 26 Fe ijzer
6 C koolstof 27 Co kobalt
7 N stikstof 28 Ni nikkel
8 O zuurstof 29 Cu koper
9 F fluor 30 Zn zink
10 Ne neon 35 Br broom
11 Na natrium 47 Ag zilver
12 Mg magnesium 48 Cd cadmium
13 Al aluminium 50 Sn tin
14 Si silicium 53 I jood
15 P fosfor 56 Ba barium
16 S zwavel 78 Pt platina
17 Cl chloor 79 Au goud
18 Ar argon 80 Hg kwik
19 K kalium 82 Pb lood
Tabel 3: belangrijkste elementen (te kennen)
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 7
J. Rijckaert
Figuur 3: belangrijkste elementen weergegeven in het PS (te kennen)
1.12 Massa van een element
Atomen zijn zo klein dat ze pas sinds 1991 en enkel met behulp van een Scanning Tunneling Microscoop
direct waarneembaar zijn.
https://www.youtube.com/watch?v=xA4QWwaweWA
Het is uiteraard ook niet mogelijk hun massa rechtstreeks te meten. Om de absolute atoommassa’s van
de verschillende atomen onderling te kunnen vergelijken, heeft men de atoommassa eenheid u (atomic mass unit, amu) ingevoerd.
Per definitie is 1 u = 1/12 van massa van een C12
6 isotoop = 1,66.10-27 kg
Om de atoommassa van een element te berekenen moet men rekening houden met de abundanties van
de isotopen van het element.
Voorbeeld
De atoommassa van het element chloor op basis van zijn twee belangrijkste isotopen.
Cl3517 atoommassa = 35,0 u met abundantie = 75,5%
Cl37
17 atoommassa = 37,0 u met abundantie = 24,5%
atoommassa van het element chloor = 0, 755 *35, 0 u 0, 245*37, 0 u 35,5 u+ =
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 8
J. Rijckaert
1.13 Corpusculen
Enkel de edelgassen komen voor als monoatomische gassen (vrije atomen). In alle andere zuivere stoffen komen de atomen in een welbepaalde verhouding (Dalton) en in gebonden toestand voor.
Zijn de krachten die de atomen samenhouden, tot stand gekomen door het delen van een
gemeenschappelijk elektronenpaar dan noemen we de bindingen covalent en de verbindingen moleculen. Chloorgas (Cl2), stikstofgas (N2), water (H2O) en waterstofchloride (HCl) zijn enkele typische voorbeelden van (covalente) moleculen.
Figuur 4: elke watermolecule bestaat uit 2 waterstofatomen en 1 zuurstofatoom
wat leidt tot de chemische formule H2O
(http://exo.science.ru.nl/exoidee/view.php?pid=266)
Zijn de krachten die de atomen samenhouden van elektrostatische aard (coulombkrachten) dan noemen
we de bindingen ionair en de verbindingen zouten. Keukenzout of natriumchloride is hiervan een typisch voorbeeld. Bovendien gaan in keukenzout de natrium-ionen (Na+) en de chloride-ionen (Cl-)
zich op een regelmatige wijze in een 1/1 verhouding ordenen, wat leidt tot een ionrooster opgebouwd uit NaCl roostereenheden.
Figuur 5: keukenzout komt voor als een ionrooster opgebouwd uit Na+ en Cl- in een 1/1 verhouding
wat leidt tot de chemische formule NaCl
(http://www.aljevragen.nl/sk/atoombouw/ATM073.html)
1.14 Valentie-elektronen en lewisstructuren van een element De elementen van de hoofdgroepen hebben hun laatste toegevoegde elektronen allemaal in de buitenste
schil en worden de valentie-elektronen genoemd. Deze valentie-elektronen zijn van groot belang omdat zij het chemisch gedrag van het element bepalen. Daarom hebben de elementen die, in het periodiek
systeem (PS) in dezelfde groep staan, gelijkaardige eigenschappen.
Om op een gemakkelijke wijze het gedrag van deze valentie-elektronen tijdens het vormen van
chemische binden te kunnen begrijpen maken we gebruik van de zogenaamde lewisstructuren voor de elementen uit de hoofdgroepen.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 9
J. Rijckaert
Hierbij stelt X het element voor en staat een bolletje staat voor een ongepaard valentie-elektron en een
streepje voor een vrij valentie-elektronenpaar.
Figuur 6: lewisstructuren van de elementen uit de acht hoofdgroepen
1.15 De octetregel
Edelgassen hebben als belangrijkste kenmerk dat ze chemisch zo weinig reactief zijn dat men vaak stelt
dat edelgassen inert zijn. De edelgasconfiguratie met twee of acht valentie-elektronen blijkt dus chemisch gezien een stabiele structuur te zijn. Vanuit deze constatering heeft men (de duetregel en) de octetregel geformuleerd:
In zijn verbindingen streeft elk atoom naar de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie met 2 of 8 elektronen
(duet- of octetstructuur) op zijn buitenste schil.
1.16 De zuivere covalente binding
Om tot een chemische binding te komen moeten de atomen elkaar dicht genoeg naderen zodat hun
elektronenwolken kunnen overlappen. Hierbij levert elk atoom een ongepaard valentie-elektron om
zodoende een bindend elektronenpaar te vormen dat zich in de molecule tussen de twee atoomkernen situeert.
Wordt de chemische binding gevormd tussen 2 identieke atomen dan spreekt men een zuivere atoombinding of zuivere covalente binding. Typische voorbeelden hiervan zijn de elementaire gassen zoals waterstofgas (H2), zuurstofgas (O2), stikstofgas (N2), fluorgas (F2), chloorgas (Cl2), broomdampen
(Br2) en jooddampen (I2) die diatomisch zijn.
Figuur 7: de enkelvoudige, dubbele en drievoudige covalente binding
Merk op dat O2 en N2 respectievelijk een dubbele en een drievoudige covalente binding bevatten.
1.17 De gepolariseerde covalente binding
Elk atoom oefent in een molecule een zekere aantrekkingskracht uit op het bindend elektronenpaar. De
mate waarin dit gebeurt wordt uitgedrukt door de elektronegatieve waarde (EN). De arbitraire referentiewaarde is die van fluor dat met 4,0 de grootste elektronegatieve waarde heeft.
In het periodiek systeem, dat zich in bijlage bevindt, staan de EN voor alle atomen vermeld.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 10
J. Rijckaert
De lewisstructuur van de molecule waterstofchloride wordt in eerste instantie gegeven door
Figuur 8: lewisstructuur van waterstofchloride
Omdat de ENH < ENCl (2,1 < 3,0) zal het bindend elektronenpaar verschuiven naar de kant van het
chlooratoom waardoor de binding niet meer zuiver covalent is maar ten gevolge van de partiële ladingen
op de beide atomen, een polair karakter krijgt. De binding tussen het waterstofatoom en het chlooratoom
is een gepolariseerde covalente binding.
Figuur 9: waterstofchloride is een polaire molecule
Door de resulterende dipool in HCl zegt men dat waterstofchloride een polaire stof is in tegenstelling tot bijvoorbeeld waterstofgas dat een apolaire stof is. 1.18 De VSEPR theorie
Gepolariseerde covalente bindingen leiden niet noodzakelijk tot polaire moleculen. Om te bepalen of
een molecule polair is dient rekening gehouden te worden met de ruimtelijke structuur van de molecule.
De valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie (VSEPR-theorie) verklaart de geometrie van covalente
bindingen aan de hand van de repulsieve Coulombkrachten tussen zowel de bindende als de vrije
elektronenparen. De theorie gaat ervan uit dat in een molecule, de onderlinge afstand tussen de atomen
en eventuele vrije elektronenparen die zich rond het centraal atoom bevinden, zo groot mogelijk moet
zijn. Hierbij hanteert men vaak het begrip sterisch getal (SG) van het centrale element.
SG = aantal bindingspartners centrale element + aantal vrije elektronenparen centrale element
Figuur 10: belangrijkste structuren voor moleculen op basis van de VSEPR en sterisch getal SG
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 11
J. Rijckaert
1.19 Ruimtelijke structuur van moleculen, voorbeelden Voorbeeld 1: CH4
Lewisstructuur
C = 1 maal 4 valentie-elektronen
H = 4 maal 1 valentie-elektron
totaal = 8 valentie-elektronen = 4 elektronenparen
Na de vorming van de bindingen zijn er geen elektronenparen meer over.
Figuur 11: lewisstructuur van methaan
Voor methaan is dit de enige logische lewisstructuur.
Polariteit
Daar ENC > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van
H (δ+) naar C (δ-). Omdat CH4 (SG=4+0) een tetraëder is, zijn de vier dipoolvectoren symmetrisch verdeeld en is het resulterend dipoolmoment nul. Methaan is een apolaire molecule.
Figuur12: geometrie van de molecule methaan
Voorbeeld 2: NH3
Lewisstructuur
N = 1 maal 5 valentie-elektronen
H = 3 maal 1 valentie-elektron
totaal = 8 valentie-elektronen = 4 elektronenparen
ENN > ENH daarom, na de vorming van de bindingen, het overblijvend elektronenpaar toekennen aan
het stikstofatoom.
Figuur13: lewisstructuur van ammoniak
Voor ammoniak is dit de enige logische lewisstructuur.
Polariteit
Daar ENN > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van
H (δ+) naar N (δ-). Omdat NH3 (SG=3+1) een trigonale piramide is, is de resulterende dipoolvector gericht van de kant van de waterstofatomen naar de kant van het stikstofatoom. Ammoniak is een polaire
molecule.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 12
J. Rijckaert
Figuur 14: geometrie van de molecule ammoniak
met aanduiding van de resulterende dipoolvector
Voorbeeld 3: CO2
Lewisstructuur
C = 1 maal 4 valentie-elektronen
O = 2 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 16 valentie-elektronen = 8 elektronenparen
ENO > ENC daarom, na vorming van de bindingen, de overblijvende elektronenparen eerst verdelen over
de zuurstofatomen.
Figuur 15: resonantiestructuren van koolstofdioxide
Voor CO2 zijn er 4 logische lewisstructuren te schrijven. In de laatste resonantiestructuur hebben de 3
atomen niet alleen de octetstructuur maar zijn bovendien alle formele ladingen nul zodat deze
lewisstructuur de meest waarschijnlijke is.
Polariteit
Daar ENO > ENC zijn de dubbele covalente bindingen beide gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren
gericht zijn van C (δ+) naar O (δ-). Omdat CO2 (SG=2+0) een lineaire molecule is, is het resulterend dipoolmoment nul. Koolstofdioxide is een apolair molecule.
Figuur16: geometrie van de molecule koolstofdioxide
Voorbeeld 4: H2O
Lewisstructuur
H = 2 maal 1 valentie-elektron
O = 1 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 8 valentie-elektronen = 4 elektronenparen
Omdat H maar 2 elektronen in zijn buitenste schil kan bevatten worden na vorming van de bindingen,
de overblijvende elektronenparen verdeeld over het zuurstofatoom.
Figuur17: lewisstructuur van water
Voor water is dit de enige logische lewisstructuur.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 13
J. Rijckaert
Polariteit
Daar ENO > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van
H (δ+) naar O (δ-). Omdat H2O (SG=2+2) een gebogen geometrie heeft, is de resulterende dipoolvector gericht van de kant van de waterstofatomen naar het zuurstofatoom. Water is een polaire molecule.
Figuur18: geometrie van de molecule water
met aanduiding van de resulterende dipoolvector
1.20 Vorming van ionen
Ionen ontstaan uit neutrale atomen door het toevoegen of verwijderen van elektronen.
Voor het vorming van een positief ion of kation moeten er één of meerdere elektronen uit het atoom of ion verwijderd worden. Hierbij definieert men de ionisatie-energie (Ei) als de energie die nodig is om een elektron uit het gasvormig atoom of ion te verwijderen en op een oneindige afstand te brengen.
De eerste ionisatie-energie heeft betrekking op het verwijderen van het eerste elektron uit het neutrale
atoom, de tweede ionisatie-energie op het verwijderen van het tweede elektron uit het positieve ion, enz.
Hoe kleiner de ionisatie-energie hoe gemakkelijker een elektron afgestaan wordt en hoe gemakkelijker
het kation gevormd wordt.
De ionisatie-energie daalt:
1. in eenzelfde periode, van rechts naar links omdat de wanneer de kernlading daalt, 2. in eenzelfde hoofdgroep, van boven naar onder omdat het atoom groter wordt waardoor de
afstand tot de kern toeneemt en de afschermende werking van de onderliggende elektronen
groter wordt.
Bovendien is het voor eenzelfde atoom het steeds moeilijker een volgend elektron te verwijderen zodat
Ei1 < Ei2 < Ei3.
Francium heeft de kleinste Ei en vormt dus gemakkelijkst het positief ion Fr+.
Voor het vorming van een negatief ion of anion moeten er één of meerdere elektronen aan het atoom of ion toegevoegd worden. Hierbij definieert men de elektronenaffiniteit (EA) als de energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een gasvormig atoom toegevoegd wordt of de energie die nodig is
om tweede, derde, enz. elektron toe te voegen aan een reeds gevormd ion.
Hoe groter de elektronenaffiniteit, hoe gemakkelijker een atoom een elektron opneemt en hoe
gemakkelijker het anion gevormd wordt.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 14
J. Rijckaert
De elektronenaffiniteit stijgt:
1. in eenzelfde periode, van links naar rechts omdat de kernlading stijgt, 2. in eenzelfde hoofdgroep, van onder naar boven omdat het atoom kleiner wordt waardoor de
afstand tot de kern afneemt en de afschermende werking van de onderliggende elektronen
kleiner wordt.
Fluor heeft de grootste EA en vormt het gemakkelijkst het negatief ion F-.
1.21 De ionaire binding
Een bijzonder geval qua chemische binding doet zich voor wanneer het verschil in elektronegatieve
waarden tussen de twee atomen ten minste 1,8 bedraagt. Een typisch voorbeeld hiervan is
natriumchloride waarvoor ∆EN = 3,0 - 0,9 = 2,1 ≥ 1,8.
Men stelt dat door dit grote verschil in EN het natriumatoom zijn valentie-elektron overdraagt naar het
chlooratoom waardoor er in eerste instantie een natrium- en een chloorion gevormd worden.
Na (g) - 1 e- → Na+ (g) natriumion (kation) Cl (g) + 1 e- → Cl - (g) chloorion (anion)
Ten gevolge van de coulombkracht trekken deze twee verschillend geladen ionen elkaar aan met een
ionbinding tot gevolg. Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (v)
Merk op dat de vorming van het natriumion meer energie kost dan er bij de vorming van het chloorion
vrijkomt. Hierdoor is de elektrontransfer a priori ongunstig. Het is dankzij de roosterenergie, die bij de
vorming van vast natriumchloride vrijkomt als gevolg van de elektrostatische aantrekking tussen de Na+
en Cl-, dat de totale energiebalans toch gunstig is.
Figuur19: energieveranderingen met betrekking tot de vorming van vast NaCl
Dergelijke bindingen zijn sterk maar door polaire oplosmiddelen zoals water gemakkelijk te verbreken.
M.a.w. ionaire stoffen (zouten) hebben een hoog smeltpunt maar lossen goed op in water waarbij ze
zich in ionen splitsen.
NaCl + aq → Na+ (aq) + Cl- (aq)
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 15
J. Rijckaert
1.22 Het oxidatiegetal
Het oxidatiegetal (OG) van een atoom in een samengestelde stof is de grootte van de lading die dit atoom
reëel of denkbeeldig draagt.
Praktisch om weten is:
- de som van de OG van alle atomen is gelijk aan de totale lading van het deeltje
- in enkelvoudige stoffen is het OG van het atoom steeds gelijk aan 0
- in samengestelde stoffen is het OG van F steeds gelijk aan - I
- in samengestelde stoffen is het OG van H gelijk aan +I (uitgezonderd in hydriden - I) - in samengestelde stoffen is het OG van O gelijk aan - II (uitgezonderd in peroxiden - I)
Voorbeelden.
oxidatietrap van S in H2SO4 is 2 * (+I) + (OGS) + 4 * (-II) = 0 ⇒ OGS = +VI
oxidatietrap van N in NO3 - is (OGN) + 3 * (-II) = -1 ⇒ OGN = +V
oxidatietrap van O in O2 is enkelvoudige stof ⇒ OGO = 0
Hieronder zijn de belangrijkste (niet alle!) OG voor de meest voorkomende elementen gegeven.
Figuur 20: de belangrijkste (niet alle!) OG voor de meest voorkomende elementen
Kennis van de OG is belangrijk bij het opstellen van de chemische formule van een anorganische stof.
Voorbeelden.
- chemische formule van calciumoxide: OGCa = +II en OGO = -II ⇒ CaO
- chemische formule van waterstofsulfide: OGH = +I en OGS = -II ⇒ H2S
- chemische formule van ijzer(III)oxide OGFe = +III en OGO = -II ⇒ Fe2O3
De oxidatiegetallen van de atomen in een bepaalde molecule, kunnen eveneens afgeleid worden uit de
lewisstructuur van die molecule.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 16
J. Rijckaert
Voorbeeld. H2SO4
ENH < ENO en ENS < ENO waardoor de zuurstofatomen een partiële negatieve lading dragen en de
overige atomen (H en S) elk een partiële positieve lading hebben.
- elk H (δ+) atoom heeft 1 binding: OG = + I
- elk O (δ-) atoom heeft 2 bindingen OG = -II
- het S (δ+) atoom heeft 6 bindingen OG = +VI
1.23 De zwakke intermoleculaire krachten Binnen een stof worden de moleculen samengehouden door de zwakke intermoleculaire krachten die hun oorsprong vinden in het polaire karakter van de moleculen.
VANDERWAALSKRACHTEN
Men zou verwachten dat er bij edelgassen en bij apolaire moleculen zoals dibroom (Br2) geen
intermoleculaire krachten zullen optreden. Maar uit het feit dat deze stoffen bij lage temperaturen toch
als vloeistof kunnen voorkomen doet besluiten dat er hier weldegelijk intermoleculaire krachten
werkzaam zijn. Men noemt deze zwakke intermoleculaire krachten, de vanderwaalskrachten.
Deze vanderwaalskrachten komen zonder uitzondering tussen alle moleculen voor en worden
veroorzaakt doordat de elektronenverdeling in de molecule voortdurend verandert. Hierdoor ontstaan er
binnen de molecule steeds zones waar de ladingen niet evenredig verdeeld zijn. Op deze wijze ontstaan
er kortstondige zwakke dipooltjes die zich zo oriënteren dat hun ongelijknamige partiële ladingen
tegenover elkaar komen te liggen met als gevolg dat de moleculen elkaar onderling “vasthouden”.
Figuur 21: kortstondige asymmetrische ladingsverdeling
in een He-atoom leidt tot Vanderwaalskrachten
Moleculen met een grote diffuse elektronenwolk zoals broom- jood- en zwavelhoudende verbindingen
hebben een grote polariseerbaarheid die bijdraagt tot de vanderwaalskrachten.
Naast deze polariseerbaarheid worden de vanderwaalskrachten ook bepaald door de grootte van het
contactoppervlak tussen de naburige moleculen. Grote moleculen met een rechte keten vertonen de
grootste vanderwaalskrachten.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 17
J. Rijckaert
DIPOOLINTERACTIES
In polaire moleculen (zoals HCl) komen naast de vanderwaalskrachten ook permanente dipoolinteracties
voor die veroorzaakt worden door de aantrekking van tegengesteld geladen delen in deze polaire
moleculen. De dipoolinteracties zijn uiteraard sterker dan de vanderwaalskrachten.
Figuur 22: dipoolinteracties tussen de polaire HCl moleculen
WATERSTOFBRUGGEN
In moleculen die opgebouwd zijn uit H en een uitgesproken elektronegatief element zoals F, N en O,
draagt het H-atoom zo een sterke δ+ dat het een intermoleculaire binding vormt die veel sterker is dan de gewone dipoolinteractie. Men noemt deze interactie waterstofbruggen.
Figuur 23: waterstofbruggen tussen de watermoleculen
http://www.scheikundeinbedrijf.nl/Mediatheek/Kenniskaart/index.rails?id=45
Het zijn de waterstofbruggen zijn erg belangrijk in de biochemie. Ze komen o.a. voor in de DNA
molecule.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 18
J. Rijckaert
1.24 Anorganische verbindingsklassen 1. Algemeen
De anorganische verbindingen worden ingedeeld in een aantal klassen.
Alle organische en anorganische stoffen kunnen benoemd worden met een systematische naam of IUPAC benaming die gebaseerd is op hun samenstelling. Daarnaast zijn bepaalde, veel gebruikte en
algemeen aanvaarde triviale namen voor sommige stoffen ook toegestaan.
Het aantal atomen van een element dat aanwezig is in een formule-eenheid wordt, als een voorvoegsel,
door een Grieks telwoord aangeduid. Deze voorvoegsels kunnen worden weggelaten als daardoor geen
verwarring mogelijk is. Het voorvoegsel "mono" voor het eerstgenoemde element wordt bijna altijd
weggelaten.
1 mono 4 tetra 7 hepta 10 deca
2 di 5 penta 8 octa 11 undeca
3 tri 6 hexa 9 nona 12 dodeca
2. Enkelvoudige stoffen
De klasse van de enkelvoudige stoffen onderscheidt zich van de andere omdat enkelvoudige stoffen uit
slecht één soort atomen bestaan.
De metalen vormen het grootste deel van de elementen in het PS (oranje gekleurd in figuur 2) en worden gekenmerkt door volgende eigenschappen:
- ze zijn elektropositief (vormen gemakkelijk kationen)
- bij kamertemperatuur zijn het vast stoffen (uitgezonderd Cs, Ga en Hg die vloeibaar zijn)
- ze hebben een typische metaalglans
- ze zijn mechanisch goed bewerkbaar
- het zijn goede geleiders voor warmte en elektriciteit
- ze vormen metaalroosters
Cu koper
De niet-metalen vormen een klein deel van de elementen in het PS (groen gekleurd in figuur 2) en hebben als voornaamste kenmerken:
- ze zijn elektronegatief (vormen gemakkelijk anionen, uitgezonderd H)
- als vaste stoffen zijn ze vaak broos
- het zijn slechte geleiders voor warmte en elektriciteit
- bij kamertemperatuur zijn vele gasvormig of vloeibaar
- als gas vormen ze vaak diatomische moleculen
H2 diwaterstof of waterstofgas N2 distikstof of stikstofgas
O2 dizuurstof of zuurstofgas O3 ozon
F2 difluor of fluorgas Cl2 dichloor of chloorgas
Br2 dibroom (vl) I2 dijood (dampen)
S8 zwavel (schrijven meestal S) P4 fosfor (schrijven meestal P)
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 19
J. Rijckaert
De edelgassen (geel ingekleurd in figuur 2) vormen een aparte groep maar zijn principe ook niet-metalen. Zij danken hun naam aan het feit dat ze een bijzonder lage chemische reactiviteit vertonen. Zij
komen dan ook voor als atomen.
He helium
De halfmetalen of metalloïden vormen een overgang tussen de metalen en niet-metalen (blauw ingekleurd).
Si silicium
http://nl.wikipedia.org/wiki/Periodiek_systeem en http://www.lenntech.com/periodiek_systeem.htm
zijn websites die heel wat interessante informatie over alle enkelvoudige stoffen bevatten.
3. Mono-atomische ionen
De positieve of negatieve lading van het ion wordt aangeduid door een cijfer rechts boven het symbool
van het element gevolgd door het plus of minteken.
Voor positieve atoomionen of kationen voegt men de uitgang "ion" bij de naam van het element. Indien nodig wordt het oxidatiegetal weergegeven tussen haakjes in Romeinse cijfers.
Na+ natriumion Fe2+ ijzer(II)-ion
H+ waterstofion of proton Fe3+ ijzer(III)-ion
Voor de negatieve atoomionen of anionen gebruikt men de Latijnse of Griekse stam gevolgd door de uitgang "ide-ion".
Cl - chloride-ion O2- oxide-ion
S2- sulfide-ion H - hydride-ion
4. Oxiden
Een oxide is een binaire verbinding tussen een element en zuurstof. Alle elementen met uitzondering
van de edelgassen vormen één of meerdere oxiden. De naam van het oxide bestaat uit de naam van het
element, gevolgd door de uitgang “oxide”.
Het prefix mono wordt bijna nooit geschreven, tenzij er verwarring mogelijk is.
CO koolstofmonoxide CO2 koolstofdioxide
Heeft het element slechts 1 oxidatietrap dan worden (meestal) geen prefixen gebruikt.
Na2O natriumoxide
Heeft het element meerdere oxidatietrappen dan worden prefixen of de Stocks-notatie gebruikt om verwarring te vermijden.
FeO ijzermonoxide of ijzer(II)oxide
Fe2O3 diijzertrioxide of ijzer(III)oxide
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 20
J. Rijckaert
Voor water wordt enkel de triviale naam gebruikt.
H2O water
Bevat het oxide een O - O binding dan spreekt men van een peroxide.
H2O2 waterstofperoxide
Na2O2 natriumperoxide
5. Zuren
Volgens Arrhenius is een zuur een stof die in water (aq) dissocieert met de vorming van oxoniumionen H3O+ en een negatief geladen zuurrestion X-
HX + H2O � H3O+ (aq) + X - (aq)
Binaire zuren bevatten geen zuurstof. De corresponderende zuurrest krijgt de uitgang “ide”.
HF waterstoffluoride F - fluoride
HCl waterstofchloride of zoutzuur Cl - chloride
HBr waterstofbromide Br - bromide
HI waterstofjodide I - jodide
H2S waterstofsulfide S 2- sulfide
HCN waterstofcyanide of blauwzuur CN - cyanide
Ternaire zuren of oxozuren bevatten naast een centraal element ook zuurstofatomen. De meeste oxozuren en hun anionen hebben triviale namen. De corresponderende zuurrest krijgt de uitgang “aat”.
HClO3 chloorzuur ClO3 - chloraat-ion
H2SO4 zwavelzuur SO4 2- sulfaat-ion
HNO3 salpeterzuur NO3 - nitraat-ion
H3PO4 fosforzuur PO4
3- fosfaat-ion
H2CO3 koolzuur CO3 2- carbonaat-ion
H4SiO4 kiezelzuur SiO4 4- silicaat-ion
H3BO3 boorzuur BO3 3- boraat-ion
H2CrO4 chroomzuur CrO4 2- chromaat-ion
HOCN cyaanzuur OCN - cyanaat-ion
Een aantal van bovenstaande oxozuren komen ook voor met één atoom zuurstof minder in hun zuurrest.
Een dergelijk oxozuur wordt benoemt als "igzuur" en de corresponderende zuurrest krijgt de uitgang "iet".
HClO2 chlorigzuur ClO2 - chloriet-ion
H2SO3 zwaveligzuur SO3 2- sulfiet-ion
HNO2 salpeterigzuur NO2 - nitriet-ion
H3PO3 fosforigzuur PO3 3- fosfiet-ion
Fosforigzuur (H3PO3) is in principe het minder voorkomend tautomeer van fosfonzuur (H2PHO3)
waarbij er één waterstofatoom rechtstreeks op het fosforatoom gebonden is.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 21
J. Rijckaert
Het voorvoegsels "per" wordt gebruikt om aan te duiden dat het zuur in zijn zuurrest één atoom zuurstof meer heeft dan het oxozuur.
HMnO4 permangaanzuur MnO4 - permanganaat-ion
HClO4 perchloorzuur ClO4 - perchloraat-ion
Het voorvoegsels "hypo" wordt gebruikt om aan te duiden dat het zuur in zijn zuurrest één atoom zuurstof minder heeft dan het igzuur.
HClO hypochlorigzuur ClO - hypochloriet-ion
Polyprotische zuren bevatten meerdere afsplitsbare waterstofatomen. Indien de zuurrest nog waterstofatomen bevat, plaatst men het woord "waterstof' voor de naam van het anion.
HS - waterstofsulfide-ion
HCO3 - waterstofcarbonaat-ion of bicarbonaat-ion
HPO42- monowaterstoffosfaat-ion
H2PO4 - diwaterstoffosfaat-ion
Sommige zuren kan men opvatten als condensatieproducten van 2 overeenkomstige monozuren met
verlies van water. Deze polyzuren krijgen de naam van het monozuur, voorafgegaan door een het voorvoegsel ‘di’.
H2Cr2O7 dichroomzuur Cr2O7 2- dichromaat-ion
H4P2O7 difosforzuur of pyrofosforzuur P2O7 4- difosfaat-ion
Oxozuren waarvan één of meerdere zuurstofatomen vervangen is door zwavel noemt men thiozuren.
H2S2O3 thiozwavelzuur S2O3 2- thiosulfaat-ion
HSCN thiocyaanzuur SCN - thiocyanaat-ion
6. Hydroxiden
Hydroxiden zijn verbindingen die opgebouwd zijn uit een metaal en één of meerdere hydroxide-ionen
OH-. Men bekomt de naam van een hydroxide door de naam van het metallisch element te laten volgen
door het woord “hydroxide”.
NaOH natriumhydroxide
Ca(OH)2 calciumhydroxide
Fe(OH)3 ijzertrihydroxide of ijzer(III)hydroxide
Wanneer ammoniakgas NH3 (g) opgelost wordt in water ontstaat er een bijzonder situatie. Vaak wordt gesteld dat er dan ammoniumhydroxide gevormd wordt.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 22
J. Rijckaert
NH4OH ammoniumhydroxide
Deze uitspraak is een overblijfsel van de zuur-base theorie van Arrhenius (zie hoofdstuk 7) maar het
bestaan van ammoniumhydroxide in water is nog nooit aangetoond zodat het beter is een oplossing van
NH3 (g) in water te benoemen als
NH3 (aq) ammonia
De ligging van het evenwicht is onderstaande reactie ligt dus uitgesproken naar links.
NH3 (aq) � NH4+ (aq) + OH- (aq)
De meeste hydroxiden zijn slecht oplosbaar in water (bij 20°C). Hydroxiden die goed oplosbaar zijn in
water noemt men vaak basen.
7. Zouten
Een zout is een verbinding tussen een metaalion of een ammoniumion (NH4 +) en een zuurrest.
Na2SO4 natriumsulfaat
(NH4)2CO3 ammoniumcarbonaat
Ca(HCO3)2 calciumwaterstofcarbonaat
Pb(NO3)2 loodnitraat of lood(II)nitraat
FeCl3 ijzertrichloride of ijzer(III)chloride
1.25 Vragen en oefeningen 1. Bepaal het aantal elementaire deeltjes in de isotopen 14C en 60Co en in de nucliden 23Na en 238U.
2. Zilver komt in de natuur voor onder 2 isotopen 107Ag en 109Ag met respectieve abundanties van
51,82% en 48,18%. Bepaal bij benadering de relatieve atoommassa van het element zilver.
3. Bepaal de OG van elk atoom in onderstaande verbindingen.
a. lood(IV)sulfide PbS2 d. salpeterzuur HNO3
b. natriumwaterstofsulfaat NaHSO4 e. kaliumdichromaat K2Cr2O7
c. bariumperoxide BaO2 f. methaan CH4
4. Geef de lewisstructuur van waterstofsulfide. Bespreek de ruimtelijke structuur van deze molecule en
bepaal of de molecule polair of apolair is.
5. Geef voor elke verbinding, op basis van lewisstructuren, alle logische resonantiestructuren, de meest
voor de hand liggende ruimtelijke structuur en bepaal of deze structuur polair of apolair is.
a. natriumperoxide Na2O2 c. chloriet-ion ClO2-
b. fosforzuur H3PO4 d. distikstofpentoxide N2O5
6. Cafeïne is een organische stof die men o.a. aantreft in koffie, thee en chocolade. Het is algemeen
gekend dat cafeïne een stimulerende werking heeft. Uit analyse blijkt 1,000 g cafeïne 0,494 g koolstof,
0,052 g waterstof, 0,289 g stikstof en 0,165 g zuurstof te bevatten. Bepaal hieruit de minimale formule
van cafeïne.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 23
J. Rijckaert
7. Schrijf de formules van alle aangeduide chemische verbindingen en geeft telkens de naam van de
stof.
Tabel 4: oefeningen op naamgeving van anorganische verbindingen
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 24
J. Rijckaert
ANTWOORDEN EN OPLOSSINGEN
1.
Isotoop C146 bevat 6 protonen en 6 elektronen en 14-6 = 8 neutronen.
Isotoop Co6027 bevat 27 protonen en 27 elektronen en 60-27 = 33 neutronen.
Nuclide Na2311 bevat 11 protonen en 23-11 = 12 neutronen.
Nuclide U23892 bevat 92 protonen en 238-92 = 146 neutronen.
2.
De relatieve atoommassa van het element Ag = 107*0,518 + 109*0,482 = 108
3.
a. Pb +IV S -II
b. Na +I H +I S +VI O -II
c. Ba +II O -I
d. H +I N +V O -II
e. K +I Cr +VI O -II
f. C -IV H +I
4.
Lewisstructuur H2S
H = 2 maal 1 valentie-elektron
S = 1 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 8 valentie-elektronen = 4 elektronenparen
enige logische lewisstructuur
Polariteit
ENS > ENH de covalente bindingen zijn gepolariseerde, dipoolvectoren van H (δ+) naar S (δ-). H2S (SG=2+2) heeft een gebogen geometrie, resulterende dipoolvector van H-kant naar S-kant.
Waterstofsulfide is een polaire molecule.
5.
a. Lewisstructuur Na2O2
Na = 2 maal 1 valentie-elektron
O = 2 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 14 valentie-elektronen = 7 elektronenparen
peroxide duidt op een zuurstof-zuurstof binding: enige logische lewisstructuur
b. Lewisstructuur H3PO4
H = 3 maal 1 valentie-elektron
P = 1 maal 5 valentie-elektron
O = 4 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 32 valentie-elektronen = 16 elektronenparen
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 25
J. Rijckaert
In de linkse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn niet alle formele ladingen nul. In
de rechtse structuur heeft P niet de edelgasconfiguratie (10 e-) maar zijn alle formele ladingen nul.
Fosforzuur heeft twee resonantiestructuren (met een voorkeur voor de rechtse structuur).
c. Lewisstructuur ClO2- ion
Cl = 1 maal 7 valentie-elektron
O = 2 maal 6 valentie-elektronen
lading = 1 elektron
totaal = 20 valentie-elektronen = 10 elektronenparen
In de linkse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn er 3 formele ladingen aanwezig.
In de twee andere structuren heeft Cl niet de edelgasconfiguratie maar is er enkel de noodzakelijke
formele lading -1. Het chloriet-ion heeft drie resonantiestructuren.
d. Lewisstructuur N2O5
N = 2 maal 5 valentie-elektron
O = 5 maal 6 valentie-elektronen
totaal = 40 valentie-elektronen = 20 elektronenparen
In de linkse structuur zijn er geen formele ladingen maar heeft N niet de edelgasconfiguratie (10 e-). In
de rechtse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn er formele ladingen (omdat ENO >
ENN draagt O de negatieve formele lading en N de positieve). N2O5 heeft twee resonantiestructuren.
6.
We berekenen eerst hoeveel mol (deeltjes) er van ieder atoom aanwezig zijn.
C 0,494 g / (12,01 g/mol) = 0,04117 mol
H 0,052 g / (1,008 g/mol) = 0,05159 mol
N 0,289 g / (14,01 g/mol) = 0,02063 mol
O 0,165 g / (16,00 g/mol) = 0,01031 mol
We berekenen hoeveel keer elk atoom meer aanwezig is dan het minste (O).
C 0,04117 mol / 0,01031 mol = 4
H 0,05159 mol / 0,01031 mol = 5
N 0,02063 mol / 0,01031 mol = 2
O 0,01031 mol / 0,01031 mol = 1
Dit geeft als minimale formule voor cafeïne: C4H5N2O. (de molecuulformule is C8H10N4O2)
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 26
J. Rijckaert
12.
1 a ammoniumfluoride NH4F 2 a waterstoffluoride HF
b ammoniumchloride NH4Cl b lithiumchloride LiCl
c ammoniumbromide NH4Br c natriumbromide NaBr
d ammoniumjodide NH4I d kaliumjodide KI
e ammoniumhydroxide NH4OH e zilverhydroxide AgOH
f ammoniumcyanide NH4CN f waterstofcyanide
blauwzuur
HCN
g ammoniumsulfide (NH4)2S g lithiumsulfide Li2S
h ammoniumperchloraat NH4ClO4 h Natriumoxide Na2O
i ammoniumchloraat NH4ClO3 i kaliumperchloraat KClO4
j ammoniumchloriet NH4ClO2 j Zilverchloraat AgClO3
k ammoniumhypochloriet NH4ClO k waterstofchloriet
chlorigzuur
HClO2
l ammoniumnitraat NH4NO3 l lithiumhypochloriet LiClO
m ammoniumnitriet NH4NO2 m natriumnitraat NaNO3
n ammoniumsulfaat (NH4)2SO4 n Kaliumnitriet KNO2
o ammoniumsulfiet (NH4)2SO3 o Zilversulfaat Ag2SO4
p ammoniumcarbonaat (NH4)2CO3 p waterstofsulfiet
zwaveligzuur
H2SO3
q ammoniumfosfaat (NH4)3PO4 q lithiumcarbonaat Li2CO3
r natriumfosfaat Na3PO4
3 a magnesiumfluoride MgF2 4 a boorfluoride BF3
b calciumchloride CaCl2 b boorchloride BCl3
c bariumbromide BaBr2 c boorbromide BBr3
d zinkjodide ZnI2 d boorjodide BI3
e cadmiumhydroxide Cd(OH) 2 e boorsulfide B2S3
f magnesiumcyanide Mg(CN) 2 f booroxide B2O3
g calciumsulfide CaS g boornitriet B(NO2)3
h bariumoxide BaO
i zinkperchloraat Zn(ClO4)2
j cadmiumchloraat Cd(ClO3)2
k magnesiumchloriet Mg(ClO2)2
l calciumhypochloriet Ca(ClO)2
m bariumnitraat Ba(NO3)2
n zinknitriet Zn(NO2)2
o cadmiumsulfaat CdSO4
p magnesiumsulfiet MgSO3
q calciumcarbonaat CaCO3
r bariumfosfaat Ba3(PO4)2
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 27
J. Rijckaert
5 a aluminiumfluoride AlF3 6 a koolstoffluoride CF4
b aluminiumchloride AlCl3 b siliciumchloride SiCl4
c aluminiumbromide AlBr3 c koolstofbromide CBr4
d aluminiumjodide AlI3 d siliciumjodide SiI4
e aluminiumhydroxide Al(OH)3 e koolstofdisulfide* CS2
f aluminiumcyanide Al(CN)3 f siliciumdioxide* SiO2
g aluminiumsulfide Al2S3
h aluminiumoxide Al2O3
i aluminiumperchloraat Al(ClO4)3
j aluminiumchloraat Al(ClO3)3
k Aluminiumchloriet Al(ClO2)3
l aluminiumhypochloriet Al(ClO)3
m Aluminiumnitraat Al(NO3)3
n Aluminiumnitriet Al(NO2)3
o aluminiumsulfaat Al2(SO4)3
p aluminiumsulfiet Al2(SO3)3
q aluminiumcarbonaat Al2(CO3)3
r aluminiumfosfaat AlPO4
* Koolstof en silicium kennen in principe ook het minder voorkomend oxidatiegetal +II. Daarom gebruikt men gewoonlijk de Griekse telwoorden (hier di-) in hun verbindingen.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 28
J. Rijckaert
7 a koper(I)fluoride* CuF 8 a goud(I)fluoride AuF
koper(II)fluoride CuF2 goud(III)fluoride AuF3
b kwik(I)chloride* HgCl b goud(I)bromide AuBr
kwik(II)chloride HgCl2 goud(III)bromide AuBr3
c koper(I)bromide* CuBr c goud(I)hydroxide AuOH
koper(II)bromide CuBr2 goud(III)hydroxide Au(OH)3
d kwik(I)jodide* HgI d goud(I)cyanide AuCN
kwik(II)jodide HgI2 goud(III)cyanide Au(CN)3
e koper(I)hydroxide CuOH e goud(I)sulfide Au2S
koper(II)hydroxide Cu(OH)2 goud(III)sulfide Au2S3
f kwik(I)cyanide HgCN f goud(I)oxide Au2O
kwik(II)cyanide Hg(CN)2 goud(III)oxide Au2O3
g koper(I)sulfide Cu2S g goud(I)chloraat AuClO3
koper(II)sulfide CuS goud(III)chloraat Au(ClO3)3
h kwik(I)oxide Hg2O h goud(I)nitraat AuNO3
kwik(II)oxide HgO goud(III)nitraat Au(NO3)3
i koper(I)perchloraat CuClO4 i goud(I)sulfiet Au2SO3
koper(II)perchloraat Cu(ClO4)2 goud(III)sulfiet Au2(SO3)3
j kwik(I)chloraat HgClO3 j goud(I)carbonaat Au2CO3
kwik(II)chloraat Hg(ClO3)2 goud(III)carbonaat Au2(CO3)3
k koper(I)chloriet CuClO2 k goud(I)fosfaat Au3PO4
koper(II)chloriet Cu(ClO2)2 goud(III)fosfaat AuPO4
l kwik(I)hypochloriet HgClO
kwik(II)hypochloriet Hg(ClO)2
m koper(I)nitraat CuNO3
koper(I)nitraat Cu(NO3)2
n kwik(I)nitriet HgNO2
kwik(II)nitriet Hg(NO2)2
o koper(I)sulfaat Cu2SO4
koper(II)sulfaat CuSO4
p kwik(I)sulfiet Hg2SO3
kwik(II)sulfiet HgSO3
q koper(I)carbonaat Cu2CO3
koper(II)carbonaat CuCO3
r kwik(I)fosfaat Hg3PO4
kwik(II)fosfaat Hg3(PO4)2
* Cu+ en Hg+ halogeniden komen vaak voor als dimeren zodat hun formules kunnen geschreven worden
als M2X2 zoals bijvoorbeeld Hg2Cl2.
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 29
J. Rijckaert
9 a ijzer(II)fluoride FeF2 10 a mangaan(II)fluoride MnF2
ijzer(III)fluoride FeF3 mangaan(III)fluoride MnF3
b kobalt(II)chloride CoCl2 mangaan(IV)fluoride MnF4
kobalt(III)chloride CoCl3 b platina(II)chloride PtCl2
c nikkel(II)bromide NiBr2 platina(III)chloride PtCl3
nikkel(III)bromide NiBr3 platina(IV)chloride PtCl4
d chroom(II)jodide CrI2 c mangaan(II)hydroxide Mn(OH)2
chroom(III)jodide CrI3 mangaan(III)hydroxide Mn(OH)3
e ijzer(II)hydroxide Fe(OH)2 mangaan(IV)hydroxide Mn(OH)4
ijzer(III)hydroxide Fe(OH)3 d platina(II)cyanide Pt(CN)2
f kobalt(II)cyanide Co(CN)2 platina(III)cyanide Pt(CN)3
kobalt(III)cyanide Co(CN)3 platina(IV)cyanide Pt(CN)4
g nikkel(II)sulfide NiS e mangaan(II)sulfide MnS
nikkel(III)sulfide Ni2S3 mangaan(III)sulfide Mn2S3
h chroom(II)oxide CrO mangaan(IV)sulfide MnS2
chroom(III)oxide Cr2O3 f platina(II)oxide PtO
i ijzer(II)perchloraat Fe(ClO4)2 platina(III)oxide Pt2O3
ijzer(III)perchloraat Fe(ClO4)3 platina(IV)oxide PtO2
j kobalt(II)chloraat Co(ClO3)2 g mangaan(II)chloraat Mn(ClO3)2
kobalt(III)chloraat Co(ClO3)3 mangaan(III)chloraat Mn(ClO3)3
k nikkel(II)chloriet Ni(ClO2)2 mangaan(IV)chloraat Mn(ClO3)4
nikkel(III)chloriet Ni(ClO2)3 h platina(II)chloriet Pt(ClO2)2
l chroom(II)hypochloriet Cr(ClO)2 platina(III)chloriet Pt(ClO2)3
chroom(III)hypochloriet Cr(ClO)3 platina(IV)chloriet Pt(ClO2)4
m ijzer(II)nitraat Fe(NO3)2 i mangaan(II)nitraat Mn(NO3)2
ijzer(III)nitraat Fe(NO3)3 mangaan(III)nitraat Mn(NO3)3
n kobalt(II)nitriet Co(NO2)2 mangaan(IV)nitraat Mn(NO3)4
kobalt(III)nitriet Co(NO2)3 j platina(II)sulfaat PtSO4
o nikkel(II)sulfaat NiSO4 platina(III)sulfaat Pt2(SO4)3
nikkel(III)sulfaat Ni2(SO4)3 platina(IV)sulfaat Pt(SO4)2
p chroom(II)sulfiet CrSO3 k mangaan(II)fosfaat Mn3(PO4)2
chroom(III)sulfiet Cr2(SO3) 3 mangaan(III)fosfaat MnPO4
q ijzer(II)carbonaat FeCO3 mangaan(IV)fosfaat Mn3(PO4)4
ijzer(II)carbonaat Fe2(CO3)3
r kobalt(II)fosfaat Co3(PO4)2
kobalt(III)fosfaat CoPO4
-
1. Bouwstenen van de materie
Chemie, 2017 pag. 30
J. Rijckaert
11 a tin(II)chloride SnCl2 12 a stikstoftrichloride NCl3
tin(IV)chloride SnCl4 stikstofpentachloride NCl5
b lood(II)jodide PbI2 b fosfortrichloride PCl3
lood(IV)jodide PbI4 fosforpentachloride PCl5
c tin(II)hydroxide Sn(OH)2 c distikstoftrioxide N2O3
tin(IV)hydroxide Sn(OH)4 distikstofpentoxide N2O5
d lood(II)sulfide PbS d difosfortrioxide P2O3
lood(IV)sulfide PbS2 difosforpentoxide P2O5
e tin(II)oxide SnO
tin(IV)oxide SnO2
f tin(II)perchloraat Sn(ClO4)2
tin(IV)perchloraat Sn(ClO4)4 13 a zwaveltetrachloride SCl4
g lood(II)hypochloriet Pb(ClO)2 zwavelhexachloride SCl6
lood(IV)hypochloriet Pb(ClO)4 b zwaveldioxide SO2
h tin(II)nitraat Sn(NO3)2 zwaveltrioxide SO3
tin(IV)nitraat Sn(NO3)4
i lood(II)sulfaat PbSO4
lood(IV)sulfaat Pb(SO4)2
j lood(II)carbonaat PbCO3
lood(IV)carbonaat Pb(CO3)2
k tin(II)fosfaat Sn3(PO4)2
tin(IV)fosfaat Sn3(PO4)4
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 31
J. Rijckaert
HOOFDSTUK 2 CHEMIE IN WATERIGE OPLOSSINGEN
2.1 Relatieve massa’s
De relatieve atoommassa is de atoommassa van het element zonder de eenheid u (onbenoemd).
Voorbeeld.
De relatieve atoommassa van zuurstof bedraagt: mr(O) = 16,00
De relatieve molecuulmassa (of relatieve formulemassa) is de som van de relatieve atoommassa’s
waaruit de molecule opgebouwd is.
Voorbeeld.
De molecuulmassa van water bedraagt: mr(H2O) = 2 * 1,01 + 16,00 = 18,02
De relatieve ionmassa is de som van de relatieve atoommassa’s waaruit het ion opgebouwd is.
Voorbeeld.
De ionmassa van het ammoniumion bedraagt: mr(NH4+) = 4 * 1,01 + 14,01 = 18,05
2.2 De mol en molmassa
Eén mol van een stof is die hoeveelheid die evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12,00 g 12C.
Dit aantal noemt men het getal van Avogadro NA = 6,022.1023 deeltjes/mol
De molmassa M is de massa van één mol van die stof en komt overeen met de formulemassa van die stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol).
Voorbeeld.
Voor zwavelzuur is de relatieve molecuulmassa mr(H2SO4) = 98,08.
Hieruit volgt dat voor zwavelzuur de molmassa M(H2SO4) = 98,08 g/mol.
Bijgevolg komt 98,08 g zwavelzuur overeenkomt met 1 mol en bevat het 6,022.1023 moleculen H2SO4.
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 32
J. Rijckaert
2.3 Oplossingen
Een oplossing is een homogeen mengsel van twee of meerdere stoffen waarbij:
- het oplosmiddel de component is die in de grootste hoeveelheid aanwezig is en - de opgeloste stoffen de andere componenten zijn.
Oplossingen bestaan over verschillende fasen:
- vast - vast ijzer, chroom en nikkel (inox)
- vast - vloeibaar zout en water (pekel)
- vloeistof - vloeistof azijnzuur en water (azijn)
- vloeibaar - gas water en overmaat aan CO2 (spuitwater)
- gas - gas O2, N2 en CO2 (lucht)
De oplosbaarheid van een stof in een gegeven oplosmiddel is de maximale hoeveelheid van die stof die, bij een bepaalde temperatuur, in het oplosmiddel kan oplossen. (Zie ook 6.10)
De concentratie van een oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof er in de oplossing aanwezig is. We onderscheiden:
- een verdunde oplossing bevat weinig opgeloste stof,
- een geconcentreerde oplossing bevat veel opgeloste stof,
- een verzadigde oplossing bevat de maximale hoeveelheid opgeloste stof,
- een oververzadigde oplossing bevat “teveel” opgeloste stof.
2.4 Uitdrukkingen voor concentratie
De molariteit of molaire concentratie CM is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. De
molariteit wordt uitgedrukt in molair M of in mol/L.
Voorbeeld.
Hoe groot is de concentratie in molair van een NaOH-oplossing als je weet dat 250 mL van deze
oplossing 20,0 g NaOH bevat? Je hebt dus aan 20,0 g vast NaOH water toegevoegd tot je 250 mL
oplossing bekomen hebt.
Voor NaOH is de molmassa M(NaOH) = (22,99 + 16,00 + 1,01) g/mol = 40,00 g/mol
20,0 g NaOH komt overeen met 0,500 mol
0,500 mol NaOH in 1000 mL oplossing = 0,500 molair
0,500 mol NaOH opgelost in 250 mL oplossing = 2,00 molair
De molaliteit of molale concentratie Cm is het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel. De
molariteit wordt uitgedrukt in molaal m of in mol/kg. In de praktijk wordt meestal aangenomen dat bij 20°C 1000 mL overeenkomt 1,000 kg wat strikt genomen niet volledig juist is.
Voorbeeld.
Hoe groot is de concentratie in molaal van een NaOH oplossing als je weet dat je in 250 mL water 20,0 g
vast NaOH opgelost hebt. Je hebt dus aan 250 mL water 20,0 g vast NaOH toegevoegd.
Voor NaOH is de molmassa M(NaOH) = (22,99 + 16,00 + 1,01) g/mol = 40,00 g/mol
20,0 g NaOH komt overeen met 0,500 mol
0,500 mol NaOH opgelost in 1000 mL water (1 kg oplosmiddel) = 0,500 molaal
0,500 mol NaOH opgelost in 250 mL water = 2,00 molaal
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 33
J. Rijckaert
De molfractie γ is het aantal mol van de beschouwde stof tot het totale aantal mol in het mengsel
(dimensieloos).
Voorbeeld.
Hoe groot is de molfractie van NaCl in een waterige oplossing van 0,300 molaal NaCl?
M(H2O) = (2 * 1,01 + 16,00 ) g/mol = 18,02 g/mol
0,300 molaal bevat: 1000 g water = (1000 g) / (18,02 g/mol) = 55,5 mol water
0,300 mol NaCl
molfractie NaCl 30,300 mol
5,38.10 0,54%55,5 mol 0,300 mol
γ −= = =+
Het massaprocent m% is de massa opgeloste stof in de totale massa oplossing (in %)
Voorbeeld.
Huishoudazijn van 8% (8°) bevat 8 g azijnzuur in 100 g oplossing
Het volumeprocent V% is het volume opgeloste stof in het totale volume oplossing (in %)
Voorbeeld.
Wijn van 12% bevat 12 mL ethanol per 100 mL wijn
De promille, de parts per million (ppm) en de parts per billion (ppb) geven de concentratie aan in het aantal deeltjes respectievelijk per duizend, miljoen en miljard (dimensieloos)
Voorbeeld.
Hoe groot is de concentratie in ppm aan koper(II)-ionen wanneer 5,00 mL water 20 µg Cu2+-ionen
bevat?
20 µg Cu2+-ionen op een totaal van 5,000020 g
De concentratie aan koper(II)-ionen is 20.10-6 g/5,000020 g = 4,0. 10-6 = 4,0 ppm.
2.5 Water als oplosmiddel
Op aarde is water één van de belangrijkste verbindingen. Water maakt 60% uit van het lichaamsgewicht.
Als oplosmiddel heeft water, in vergelijking met de meeste andere vloeistoffen, een groot vermogen om
veel (polaire) stoffen op te lossen. Het dankt deze eigenschap aan zijn bijzondere elektrische en
ruimtelijke (tetraëdrische) structuur.
In een watermolecule is elke binding polair waarbij de dipoolvector loopt van H (δ+) naar O (δ-). Bovendien zijn er twee extra dipoolmomenten van het zuurstofatoom naar zijn vrije elektronenparen.
Gelet op ruimtelijke verdeling van deze 4 dipoolvectoren is water een polaire molecule waarbij de kant van de waterstofatomen een positief karakter heeft en de kant van de vrije elektronenparen een negatief
karakter heeft.
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 34
J. Rijckaert
Figuur 24: ladingsverdeling in de watermolecule
Door zijn polariteit kan water het ionenrooster van een zout zoals NaCl afbreken waardoor dit zout
oplost. De zuurstofkant van de watermolecule oefent een aantrekkingskracht uit op de kationen (Na+)
terwijl de waterstofkant een aantrekkingskracht uitoefent op de anionen (Cl-) van het NaCl rooster. De
opgeloste ionen worden nu door het water gehydrateerd. Dit betekent dat elk ion in oplossing door een mantel van georiënteerde watermoleculen omringd wordt.
NaCl (v) + aq → Na+ (aq) + Cl- (aq)
Figuur 25: water breekt het NaCl rooster af en hydrateert de ionen
Deze watermantel is er oorzaak van dat de gehydrateerde ionen veel groter zijn dan de “naakte” ionen.
Merk op dat verbindingen zoals suiker en ethanol ook in water oplossen niettegenstaande ze toch niet
splitsen in ionen. De verklaring zit in het feit dat deze moleculen in zekere mate polair zijn waardoor
water de moleculen kan hydrateren.
Zoals reeds eerder vermeld kan algemeen gesteld worden dat wanneer een stof A (bvb. ethanol) oplost
in een oplosmiddel B (bvb. water), de intermoleculaire krachten tussen de A-moleculen zullen verbroken worden en er nieuwe intermoleculaire krachten tussen de A- en B-moleculen zullen ontstaan.
Rekening houdend met het principe van “likes like likes” lossen polaire stoffen het best op in een polair
oplosmiddel zoals water.
2.6 De dissociatiegraad
De mate waarin een molecule splitst, wordt uitgedrukt door de dissociatiegraad α.
aantal gedissocieerde moleculen
oorspronkelijk aantal moleculenα =
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 35
J. Rijckaert
Voorbeeld.
Voor een waterige oplossing van azijnzuur is de dissociatiegraad 0,15. Dit betekent dat voor elke 100
moleculen azijnzuur er 15 moleculen gesplitst zijn protonen en acetaationen.
2.7 Sterke en zwakke elektrolyten
In de chemie worden stoffen, op basis van bovenstaande benadering, vaak ingedeeld in sterke en zwakke
elektrolyten en in niet-elektrolyten.
Elektrolyten zijn stoffen die, opgelost in een polaire oplosmiddel zoals water, dissociëren (ioniseren) in kationen en anionen.
- sterke elektrolyten doen dit in zeer hoge mate, zoals bijvoorbeeld zoutzuur.
HCl + H2O → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
- zwakke elektrolyten doen dit in mindere mate, zoals bijvoorbeeld azijnzuur
HOAc + H2O � H3O+ (aq) + OAc- (aq)
Enkel voor een sterk elektrolyt ligt het evenwicht van de ionisatiereactie uitgesproken naar rechts en benadert de dissociatiegraad de waarde 1.
Sterke elektrolyten zijn de goed oplosbare zouten, de sterke zuren en sterke basen.
Sterke zuren Sterke basen
HClO4
HI, HBr, HCl
H2SO4, HNO3, HClO3
LiOH, NaOH, KOH
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Tabel 5: overzicht van de sterke zuren en sterke basen
Niet-elektrolyten zijn stoffen die, opgelost in een polaire oplosmiddel zoals water, als moleculen in de oplossing aanwezig zijn. Een voorbeeld hiervan is glucose. Dergelijke moleculen hebben een
dissociatiegraad die (quasi) nul is.
Merk op dat de term elektrolyt verwijst naar het feit dat elektrolyt-oplossingen in staat zijn elektrische
stroom te geleiden.
2.8 Kenmerken van een chemische reactievergelijking
Een reactievergelijking geeft het stoichiometrisch verband weer tussen de reagerende stoffen of reagentia (links van de reactiepijl) en de reactieproducten (rechts van de reactiepijl).
Omdat men bij het uitschrijven van een reactievergelijking rekening moet houden met het feit dat
atomen ondeelbaar zijn en niet veranderen tijdens een chemische reactie (Dalton) en er behoud van
massa is (Lavoisier), moet een reactievergelijking steeds d.m.v. coëfficiënten in evenwicht gebracht worden.
Voorbeeld. CaCO3 (v) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O + CO2 (g)
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 36
J. Rijckaert
De enkelvoudige reactiepijl naar rechts (→) betekent dat de reactie aflopend is. Hiermee wordt bedoelt dat, indien de reagentia bij aanvang van de reactie in stoichiometrische verhouding aanwezig zijn, zij
volledig worden omgezet in reactieproducten.
Anderzijds zijn er reacties die, niettegenstaande de reagentia bij aanvang toch in stoichiometrische
verhouding aanwezig waren, zij niet volledig omgezet worden in de reactieproducten. De reactie is niet
aflopend maar streeft naar een chemisch evenwicht tussen reagentia en reactieproducten. Dit wordt uitvoerig besproken in hoofdstuk 7. Evenwichtsreacties worden aangegeven met een dubbele reactiepijl.
Voorbeeld. 2 CrO4
2-
(aq) (geel) + 2 H3O
+
(aq) � Cr2O
7
2-
(aq) (oranje) + 3 H2O
Meestal verlopen chemische reacties in waterig milieu (oplossingen) wat aangeduid wordt met aq
(aqua). Verloopt de reactie over andere fasen dan worden deze aangeduid met respectievelijk v (vast),
vl (vloeibaar) en g (gas).
2.9 Metathesereacties
Eén van de meest voorkomen reactietype is de metathesereactie of uitwisselingsreactie. Het is een chemische reactie waarbij de reagerende stoffen hun kationen (positieve ionen) en anionen (negatieve
ionen) onderling gaan uitwisselen en er een zwak elektrolyt ontstaat waardoor de reactie aflopend is. Ze zijn van de algemene vorm:
AB (aq) + CD (aq) → A+ (aq) + D - (aq) + CB
Neerslagreacties
Een neerslagreactie is een uitwisselingsreactie waarbij, vertrekkend van twee waterige oplossingen van
twee sterke elektrolyten, een zwak elektrolyt of weinig oplosbare verbinding gevormd wordt die zich
als een vast neerslag uit het reactiemidden afscheidt. De vorming van het weinig oplosbaar product
(oplosbaarheid < 0,01mol/L) is de reden dat de reactie aflopend is.
Voorbeeld. De reactie tussen waterige oplossingen van natriumchloride en zilvernitraat.
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (v) stoffenvergelijking NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → Na+ (aq) + NO3-(aq) + AgCl (v) volledige ionaire vergelijking Ag+ (aq) + Cl - (aq) → AgCl (v) netto ionaire vergelijking
Volgende tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid in water van de belangrijkste zouten en
hydroxiden.
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 37
J. Rijckaert
F - Cl - Br - I - OAc - CO3 2- NO3 - PO4 3- SO4 2- SO3 2- S 2- O 2- OH -
Ag + g s s s m s g s m s s s
Hg + r s s s m s g s s s s s
K + g g g g g g g g g g g r g
Na + g g g g g g g g g g g r g
NH4 + g g g g g o g o g g o
Ba 2+ m g g g g s g s s s m r g
Ca 2+ s g g g g s g s m m m r m
Cu 2+ g g g g s g s g s s s s
Fe 2+ m g g g g s g s g s s s s
Hg 2+ r g m s g s g s r s s
Mg 2+ s g g g g m g s g m m s s
Pb 2+ m m m s g s g s s s s s s
Zn 2+ g g g g g s g s g s s s s
Al 3+ g g g g g r g s g r r s s
Fe 3+ m g g g r g s g s s
Tabel 6: overzicht oplosbaarheid van enkele belangrijke anorganische verbindingen
g = goed oplosbaar, groter dan 0,1 mol/L ; m = matig oplosbaar, tussen 0,1 mol/L en 0,01 mol/L ;
s = slecht oplosbaar, minder dan 0,01 mol/L ; r = reageert met water ; o = ontbindt in water
Zuur-base reacties
Een zuur-base reacties is een reactie tussen een (Bronsted)zuur en een (Bronsted)base.
Bij een neutralisatiereactie wordt er naast een zout het weinig gedissocieerde water gevormd wordt. De geringe dissociatie van het zwakke elektrolyt water is de reden dat de reactie aflopend is.
Voorbeeld. De reactie tussen een waterige oplossing van zoutzuur en natriumchloride.
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O stoffenvergelijking HCl (aq) + NaOH (aq) → Na+ (aq) + Cl - (aq) + H2O volledige ionaire vergelijking H+ (aq) + OH- (aq) → H2O netto ionaire vergelijking
Een gasvormingsreactie is een zuur-base reactiereactie tussen een zuur en het zout van een zwakker zuur. Hierbij ontstaat een zwak zuur. Binaire zuren zijn gasvormig terwijl oxozuren verder zullen
dissociëren in water en het corresponderend gasvormig niet-metaaloxide. In beide gevallen zal het
gevormde zich uit het reactiemidden afscheiden waardoor de reactie aflopend is.
In het kader van dit type gasvormingsreacties gebruikt men vaak de stelregel: "Een sterk zuur verdrijft
een zwakker zuur uit zijn zouten." (gebruik hiervoor onderstaande tabel)
Voorbeeld 1. De reactie tussen een waterige oplossing van zoutzuur en natriumsulfide.
2 HCl (aq) + Na2S (aq) → 2 NaCl (aq) + H2S (g) stoffenvergelijking 2 HCl (aq) + Na2S (aq) → 2 Na+ (aq) + 2 Cl- (aq) + H2S (g) totale ionaire vergelijking
2 H+ (aq) + S2- (aq) → H2S (g) netto ionaire vergelijking
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 38
J. Rijckaert
Voorbeeld 2. De reactie tussen een waterige oplossing van zwavelzuur en natriumcarbonaat.
H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2CO3 (aq) maar H2CO3 is onstabiel en zal spontaan ontbinden: H2CO3 (aq) → H2O + CO2 (g)
H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O + CO2 (g) stoffenvergelijking H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 Na+ (aq) + SO42- (aq) + H2O + CO2 (g) totale ionaire vgl 2 H+ (aq) + CO32- (aq) → H2O + CO2 (g) netto ionaire vgl
Sterke zuren Zwakke zuren HClO4 perchloorzuur HlO3 joodzuur HOAc azijnzuur HI waterstofjodide H2SO3 zwaveligzuur H2CO3 koolzuur HBr waterstofbromide H3PO3 fosforigzuur H2S waterstofsulfide HCl zoutzuur HClO2 chlorigzuur HClO hypochlorigzuur H2SO4 zwavelzuur H3PO4 fosforzuur NH4+ ammonium ion HNO3 salpeterzuur HF waterstoffluoride HCN blauwzuur HClO3 chloorzuur HNO2 salpeterigzuur HCO3- bicarbonaat ion
Tabel 7: zuren gerangschikt van, sterkst naar zwakst
2.10 Oxidatie-reductie reacties
In een redoxreactie worden er elektronen tussen de reactiepartners uitgewisseld met als gevolg dat de
oxidatiegetallen van deze atomen wijzigen. De ene partner geeft elektronen, de andere krijgt elektronen.
Dit betekent dat er steeds twee deelreacties moeten optreden nl. een oxidatiereactie en een reductiereactie. De twee deelreacties samen worden aangeduid met de term redoxreactie.
Het is van essentieel belang de volgende termen goed te begrijpen:
reductans deze stof reduceert de partner door deze elektronen te geven deze stof is een elektronendonor
deze stof wordt zelf geoxideerd (eigen oxidatiegetal stijgt)
staat in de oxidatiereactie
oxidans deze stof oxideert de partner door deze elektronen te nemen deze stof is een elektronenacceptor
deze stof wordt zelf gereduceerd (eigen oxidatiegetal daalt)
staat in de reductiereactie
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 39
J. Rijckaert
MODELVOORBEELD
Een methode om zeer zuiver stikstofgas (N2) te bereiden bestaat erin ammoniakgas (NH3) over verhit
koperoxide (CuO) te leiden. Geef de redoxreactie die deze productie beschrijft als je weet dat er ook
zuiver koper ontstaat.
STAP 1: schrijf de opgave zo ver mogelijk uit als reactievergelijking zonder voorgetallen
NH3 + CuO → N2 + Cu + …
STAP 2: zoek de atomen die van oxidatietrap veranderen
schrijf de afzonderlijke oxidatie- en reductiereacties van deze atomen
breng het aantal elektronen in balans
2 ( N -III - 3 e- → N0 ) oxidatie 3 ( Cu +II + 2 e- → Cu0 ) reductie
STAP 3: schrijf de afzonderlijke oxidatie- en reductiereacties aan de hand van de producten
balanceer de ionen
2 NH3 - 6 e- → N2 + 6 H+ 3 CuO + 6 e- + 6 H+ → 3 Cu + 3 H2O
STAP 4: sommeer de deelreacties tot logische producten
2 NH3 + 3 CuO → N2 + 3 Cu + 3 H2O
-
2. Chemie in waterige oplossingen
Chemie, 2017 pag. 40
J. Rijckaert
2.11 Stoichiometrische berekeningen op reactievergelij