Aan de student · 2015-02-26 · Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen...

Introductiecursus Chemie

G. Bény

C. De Jonghe

A. Deschuytere

S. De Jonge

Introductiecursus Chemie 2

Hoofdstuk 1. Inleiding

1. Praktische informatie.

Het eerste jaar Bachelor in de Industriële Ingenieurswetenschappen bij KULeuven

campus GroepT omvat verschillende opleidingsonderdelen waaronder het vak Chemie.

In dit vak worden een aantal voor een ingenieur belangrijke aspecten van de Chemie

behandeld. Daarbij veronderstellen we dat je als student reeds een zekere voorkennis van

Chemie hebt. Vele studenten zullen de meeste onderdelen van deze basiskennis reeds in

hun vorige opleidingen bestudeerd hebben. Andere daarentegen hebben maar weinig

Chemie gehad.

Daarom heeft de Eenheid Materie, die verantwoordelijk is voor alle opleidingsonderdelen

die met Chemie te maken hebben, de hiernavolgende tekst opgesteld. Normaal gezien

kan je deze gebruiken om zelfstandig de voorkennis Chemie in te studeren. Om je hierbij

echter te begeleiden organiseren we een introductiecursus voor beginnende studenten.

Voor het gedeelte Chemie is dit de cursustekst.

Tijdens de cursus van het eerste bachelorjaar wordt een handboek gebruikt als

cursustekst. Een aantal van de begrippen die hier besproken worden komen ook voor in

dit handboek (General Chemistry, Chang, McGraw-Hill, 4de ed.).

2. Chemie en chemische technologie

Chemische technologie omvat alle processen die de mens gebruikt om de structuur en de

samenstelling van de materie te wijzigen. Vele van deze processen zijn even oud als de

mens zelf, andere zijn slechts zeer recent ontwikkeld. Processen die in de

voedselbereiding of in de metaalverwerkende industrie gebruikt worden behoren tot de

oudste processen. De ontwikkeling van nieuwe geneesmiddelen, brandstofcellen en

organische halfgeleiders zijn enkele voorbeelden van meer recente ontwikkelingen in de

chemische technologie.

3. Materie

Materie is alles wat ons omringt. De materie kan duidelijk zichtbaar zijn maar ook

onzichtbaar (de gassen in de ons omringende atmosfeer bvb.). De materie kan van

natuurlijke oorsprong zijn of door de mens gemaakt. De mens zelf is opgebouwd uit

materie. We kunnen de materie bewerken om er nieuwe vormen van te maken. Materie

kan gekleurd zijn of niet, doorzichtig of ondoorzichtig, inert of eerder reactief.

Bij deze grote verscheidenheid in de ons omringende materie kunnen we ons afvragen

waaruit de materie is opgebouwd, hoe de materie die in het universum aanwezig is,

ontstaan is en wat de relatie is tussen materie en energie.

De kennis van de samenstelling en de structuur van de materie laat ons ook toe ermee te

werken.

Onderzoek heeft aangetoond dat de materie, in al zijn vormen en verscheidenheid,

opgebouwd is uit een aantal fundamentele bouwstenen, de atomen. De kennis van de

atomen en de wijze waarop ze met elkaar binden laat ons toe toe vele eigenschappen van

de materie te verklaren.


Als toekomstige ingenieur is inzicht in de samenstelling en de eigenschappen van de

materie bijzonder belangrijk. Vele functies die je als ingenieur kan uitvoeren hebben te

maken met het werken met materie.

Hoofdstuk 2. Het atoom

1. Atomen en materie.

De atomen zijn de bouwstenen waaruit de materie is opgebouwd. In de natuur komen 92

verschillende atomen voor. Sommige daarvan zijn zeldzaam, andere komen in zeer grote

hoeveelheden in het universum voor. Ook op aarde komen al deze atomen in meer of

mindere mate voor (tabel 1).

Tabel 1 Het voorkomen van atomen in de aardkorst

Atoom

Aanwezigheid

in de aardkorst

(in %)

Zuurstof 45,5

Silicium 27,2

Aluminium 8,3

Ijzer 6,2

Calcium 4,7

Magnesium 2,8

Alle andere atomen 5,3

De atomen worden gevormd in sterren.

Naast de 92 zogenaamd natuurlijke atomen zijn er ook een aantal atomen die door de

mens worden gemaakt. Het zijn de synthetische of transuraan atomen. Zij zijn het

resultaat van reacties in kernreactoren of deeltjesversnellers.

1. De bouw van het atoom.

A. Elementaire deeltjes.

Atomen bestaan zelf uit nog kleinere deeltjes, die elementaire deeltjes genoemd worden.

Verschillende atomen zijn dan opgebouwd uit een verschillend aantal van deze deeltjes.

De deeltjes waaruit atomen zijn opgebouwd zijn de protonen, de elektronen en de

neutronen. Tabel 2 geeft informatie over de massa en de lading van deze deeltjes.

Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen

Massa (in g) Lading (in C)

Proton 1,67262 x 10-24 + 1,6022 x 10-19

Neutron 1,67493 x 10-24 0

Elektron 9,10939 x 10-28 - 1,6022 x 10-19

B. De lading van de elementaire deeltjes.

Uit tabel 2 blijkt dat protonen en elektronen geladen zijn. De protonen hebben een

positieve lading, de elektronen een negatieve lading. De neutronen zijn neutrale deeltjes.


Atomen bevatten evenveel elektronen als protonen zodat zij steeds neutraal zijn. Het

atoom zuurstof bvb bevat 8 protonen in de kern en 8 elektronen daarrond.

Atomen kunnen wel elektronen afgeven of opnemen zodat er geladen deeltjes, ionen,

ontstaan (zie verder).

De lading van het elektron (of proton) is de kleinste lading, waarvan alle andere ladingen

(ook deze die in de elektriciteit gebruikt worden) veelvouden zijn. Daarom wordt deze

waarde de elementaire ladingseenheid (ele) genoemd. Een elektron heeft dus een lading

van –1 ele (of gewoon –1) het proton een lading van +1 ele (of +1).

1 ele komt (afgerond) overeen met 1,6 x 10-19 C

C. De massa van elementaire deeltjes.

Wat massa betreft zijn protonen en neutronen ongeveer even zwaar, terwijl de elektronen

een veel kleinere massa hebben. De massa van de elektronen zal slechts in heel beperkte

mate bijdragen tot de massa van een atoom. Meestal wordt de massa van de elektronen

dan ook verwaarloosd (zie verder voor een rekenvoorbeeld).

De protonen en de neutronen (de zware deeltjes) vormen samen de kern (nucleus) van het

atoom. Zij worden daarom ook de nucleonen genoemd. De kern bevat dus bijna alle

materie van een atoom. De elektronen daarentegen vormen een soort ijle ruimte rond de

kern.

Alhoewel niet alle atomen even groot zijn kan men stellen dat de straal van een

gemiddeld atoom ongeveer 100 pm bedraagt (een pm komt overeen met 10-12 m). De

kern daarentegen meet gemiddeld 5 x 10-3 pm.

D. De samenstelling van de atomen

De verschillende atomen waaruit de materie is opgebouwd, onderscheiden zich van

elkaar door het aantal protonen in de kern. Dit aantal varieert van 1 tot 92 in de

natuurlijke atomen en is hoger in de synthetische atomen. De atomen kunnen

gerangschikt worden op basis van het aantal protonen in de kern. Dit aantal, voorgesteld

met het symbool Z, is het atoomnummer. Het atoomnummer voor de natuurlijke atomen

varieert van 1 tot 92 en is hoger dan 92 in de transuraan atomen.

Alhoewel de atomen kunnen beschreven en gerangschikt worden op basis van hun

atoomnummer is het om praktische redenen beter ze een naam en een symbool te geven.

Zo wordt het atoom dat in zijn kern slechts één proton heeft (Z=1) waterstof genoemd.

Het krijgt het symbool H. De volledige lijst van de atomen met hun atoomnummer, naam

en symbool vind je terug in de periodieke tabel.

2. Isotopen.

Van een atoom, gedefinieerd door zijn atoomnummer, kunnen verschillende isotopen

bestaan. Dit zijn varianten van een atoom die hetzelfde atoomnummer hebben maar een

verschillend aantal neutronen (in de kern). Het totaal aantal deeltjes in de kern van een

atoom (protonen en neutronen) wordt het massagetal van een atoom genoemd. Het

massagetal krijgt het symbool A. Isotopen van een atoom hebben dus hetzelfde

atoomnummer maar een verschillend massagetal. Tabel 3 toont de isotopen van enkele

atomen.

Isotopen kunnen stabiel zijn of door radioactief verval verdwijnen. Dit verval kan snel of

traag gebeuren.


Tabel 3 Isotopen van enkele atomen (niet alle bestaande isotopen zijn vermeld).

Atoomnummer (Z) Naam (Symbool) Massagetal van de

isotopen

Voorkomen (in %)

1 Waterstof (H) 1 99,985

2 0,015

6 Koolstof (C) 12 98,89

13 1,11

20 Calcium (Ca) 40 96,97

42 0,64

43 0,14

44 2,1

46 0,003

48 0,18

92 Uraan (U) 235 0,72

238 99,27

Men heeft vastgesteld dat het procentueel voorkomen van de isotopen een constante

waarde is, onafhankelijk van de plaats waar men de atomen verzamelt.

De isotopen van een atoom hebben dezelfde chemische eigenschappen. Dit heeft te

maken met het feit dat de chemische eigenschappen van een atoom (hoe het bindingen

vormt bvb.) afhangen van het aantal elektronen en niet van de kern. Isotopen hebben

hetzelfde aantal elektronen daar zij hetzelfde atoomnummer hebben.

3. Voorstelling van een atoom.

In de meeste gevallen wordt een atoom voorgesteld met behulp van zijn symbool. Dit is

zeker zo wanneer men de formules van moleculen schrijft. Soms echter wenst men

bijkomende informatie te vermelden. Wanneer het gaat om een specifieke isotoop kan

men het massagetal toevoegen. Dit wordt dan links bovenaan naast het symbool vermeld

zoals in volgende voorbeelden.

Voorbeeld 1 De voorstelling van enkele isotopen

Het uraan isotoop met massagetal 238: 238U (uitgesproken “uraan 238”)

Het waterstofisotoop met massagetal 2: 2H.

Het koolstofisotoop met massagetal 14: 14C

Eventueel kan het atoomnummer vermeld worden en dan wordt dit links onderaan

geschreven.

De isotopen van waterstof krijgen eveneens een eigen naam.

Tabel 4 De isotopen van waterstof

Isotoop Naam 1H Waterstof 2H Deuterium 3H Tritium


4. Atoommassa.

A. Absolute atoommassa.

De massa (gewicht) van een atoom is gelijk aan de som van de massa’s van de

elementaire deeltjes waaruit het is opgebouwd. Het volstaat dus te weten hoeveel

protonen en hoeveel neutronen het atoom bevat. Het aantal elektronen is gelijk aan het

aantal protonen.

Voorbeeld 2 Wat is de massa van het 2H waterstofisotoop? Wat is de bijdrage van

het elektron tot deze massa?

Dit isotoop bevat 2 nucleonen (1 proton, 1 neutron) en 1 elektron.

Massa waterstof atoom 2H = massa proton + massa neutron + massa elektron.

Massa 2H = 1,67262 x 10-24 g + 1,67493 x 10-24 g + 9,10939 x 10-28 g.

Massa 2H = 3,34846 x 10-24 g

De bijdrage van het elektron = (9,10939 x 10-28 g/ 3,34846 x 10-24 g) x 100% = 0,0272

%

Zoals blijkt uit deze berekening draagt de massa van het elektron slechts in beperkte mate

bij tot de totale massa van dit atoom. Daarom wordt deze massa meestal verwaarloosd.

B. De atomaire massa eenheid.

De massa van een atoom uitgedrukt in gram is een bijzonder klein getal. Het gebruik van

deze eenheid om de atoommassa uit te drukken is dan ook onpraktisch. Om die reden

werd een nieuwe eenheid ingevoerd die toelaat op een eenvoudige manier zulke kleine

massa’s weer te geven. Deze eenheid is de atomaire massa eenheid (ame). Deze wordt

gedefinieerd als 1/12 van de massa van een 12C-isotoop. Vermist dit isotoop bestaat uit 6

protonen en 6 neutronen betekent dit dat de ame het gemiddelde is van de massa van een

proton en een neutron.

De waarde van de ame (afgerond) = 1,6 x 10-24 g .

De massa van gelijk welk atoom (of isotoop) kan dan uitgedrukt worden als een veelvoud

van de atomaire massa eenheid.

Voorbeeld 3 Wat is de massa van het 2H-isotoop uitgedrukt in ame?

De massa van dit isotoop (zie hoger) = 3,34846 x 10-24 g

Massa 2H uitgedrukt in ame = 3,34846 x 10-24 g/1,6 x 10-24 g/ame = 2 ame (afgerond)

C. Gemiddelde atoommassa.

Wanneer men spreekt over een bepaald atoom, zoals Chloor, dan heeft men het in

werkelijkheid over een verzameling atomen bestaande uit verschillende isotopen met elk

een andere massa. Rekening houdend met de massa van elk isotoop en met het


(constante) relatieve voorkomen van deze isotopen kan men voor een atoom een

gemiddelde atomaire massa berekenen. Onderstaand voorbeeld toont dit aan.

Voorbeeld 4 De berekening van de gemiddelde atoommassa van chloor.

Chloor bestaat uit de volgende isotopen:

35Cl: een atoommassa van 34,9688 ame en een procentueel voorkomen van 75,53 %

37Cl: een atoommassa van 36,965 ame en een procentueel voorkomen van 24,47 %

De gemiddelde atoommassa van Chloor =

34,9688 ame x 75,53/100 + 36,965 ame x 24,47/100 = 35,45 ame

Op deze wijze kan men voor elke atoomsoort een gemiddelde atoommassa berekenen.

D. Relatieve gemiddelde atoommassa.

Zoals blijkt uit vorige berekeningen kan de massa van een gemiddeld atoom weergegeven

worden als een veelvoud van de ame. Dit veelvoud wordt de relatieve (gemiddelde)

atoommassa (Ar) genoemd. De relatieve atoommassa wordt gedefinieerd als een getal

dat aangeeft hoeveel maal het gemiddeld atoom zwaarder is dan de ame. Het is dit getal

(dat geen eenheid heeft) dat in de periodieke tabel samen met andere eigenschappen van

het atoom vermeld wordt.

Voorbeeld 5 Wat is de massa van een aluminiumatoom?

In de periodieke tabel vindt men voor de relatieve atoommassa van aluminium de waarde

27

Een (gemiddeld) aluminiumatoom weegt dus:

Massa Al-atoom = Ar(Al) x ame = 27 x 1,6 x 10-24 g = 4,32 x 10-24 g

5. Het begrip mol.

De massa van de atomen is zeer klein. Dat betekent dat men in de praktijk steeds met

zeer grote aantallen atomen zal werken. Een druppel water bvb met een volume van 0,05

ml (dit is ook 0,05 g) bevat ongeveer 5 x 1021 atomen (waterstof en zuurstof). Om met

zulke grote aantallen te kunnen werken heeft men het begrip mol ingevoerd.

Een mol wordt gedefinieerd als een aantal dat overeenkomt met 6,02 x 1023. Dit getal

noemt met het getal van Avogadro (symbool NA). Het komt overeen met het aantal

atomen aanwezig in 12 g van het 12C-isotoop.

Het begrip mol is vergelijkbaar met andere begrippen die eveneens een aantal aangeven

zoals paar (2), dozijn (12), honderd (100) enz. Gezien de waarde van mol heeft het

gebruik ervan enkel zin bij het weergeven van de aantallen van zeer kleine deeltjes zoals

elektronen, protonen, atomen of, zoals verder blijkt, moleculen.


Voorbeeld 6 Hoeveel mol atomen zijn er in 0,05 g water?

In 0,05 g water zijn er 5 x 1021 atomen.

Het aantal mol atomen hierin = aantal atomen/NA

Het aantal atomen in 0,05 g water = 5 x 1021 atomen/ 6,02 x 1023 atomen per mol =

0,00831 mol atomen

6. Molaire massa.

De molaire massa van een deeltje (atoom, elektron e.d.) is de massa van 1 mol (6.02 x

1023 ) van deze deeltjes. De molaire massa (symbool MM) bekomt men door de massa

van één deeltje te vermenigvuldigen met het getal van Avogadro. De eenheid van molaire

massa is g/mol.

Voorbeeld 7 Wat is de molaire massa van aluminium?

De relatieve atoommassa van aluminium (uit periodieke tabel) = 27

De molaire massa van aluminium is:

MM(Al) = aantal atomen in 1 mol x massa van 1 atoom

MM(Al) = NA atomen/mol x Ar(Al) x ame

MM(Al) = 6.02x1023 atomen/mol x 27 ame/atoom x 1,6 x 10-24 g/ame

MM (Al) = 27 g/mol

Zoals blijkt uit dit voorbeeld is de absolute waarde van de molaire massa van een atoom

gelijk aan de relatieve atoommassa van dit atoom. Om de molaire massa van een atoom

te kennen volstaat het dus de relatieve atoommassa uit een tabel af te lezen en de eenheid

g/mol er aan toe te voegen. Onderstaande tabel geeft hiervan enkele voorbeelden.

Tabel 5 Enkele voorbeelden van de molaire massa van atomen.

Atoom Ar (afgerond, uit periodieke

tabel)

1 mol van dit atoom weegt

O 16 16 g

Al 27 27 g

Si 28 28 g

V 89 89 g

U 238 238 g

Opmerking: de verschillende massa’s in tabel 5 bevatten allemaal hetzelfde aantal

deeltjes (nl. 1 mol of 6,02 x 1023).


7. De periodieke tabel.

In de periodieke tabel worden de atomen gerangschikt op basis van hun atoomnummer.

Bovendien is de tabel zodanig opgebouwd dat atomen die gelijkaardige eigenschappen

hebben samen staan, hetzij vertikaal hetzij horizontaal.

De kolommen in de periodieke tabel worden groepen genoemd. De rijen in de periodieke

tabel worden perioden genoemd.

De atomen die in eenzelfde groep voorkomen vertonen zeer gelijkaardige eigenschappen.

Dit is de reden waarom deze groepen een nummer krijgen en ook een naam.

De groep waar fluor (F) bovenaan staat krijgt nummer 7 en wordt de groep van de

halogenen genoemd.

In de periodieke tabel wordt een onderscheid gemaakt tussen de hoofdgroepen,

genummerd van IA tot VIIA en VIII, en de nevengroepen, genummerd met het suffix B.

Tabel 6 Informatie over de hoofdgroepen van de periodieke tabel.

Nummer Atoom dat bovenaan staat Naam

IA Waterstof Alkalimetalen

IIA Beryllium Aardalkalimetalen

IIIA Boor Boorgroep

IVA Koolstof Koolstofgroep

VA Stikstof Stikstofgroep

VIA Zuurstof Zuurstofgroep

VIIA Fluor Halogenen

VIII Helium Edelgassen

De periodieke tabel wordt gebruikt om een grote hoeveelheid informatie over de atomen

samen te brengen.

8. De elektronenstructuur van atomen.

Atomen bestaan uit een kern die positief geladen is (hier bevinden zich de protonen) met

daarrond een aantal elektronen. In een neutraal atoom is het aantal elektronen gelijk aan

het aantal protonen.

Alhoewel de beschrijving van de elektronen behoort tot het domein van de

quantummechanica zullen hier toch enkele aspecten ervan besproken worden.

Het aantal elektronen in een atoom varieert van 1 in waterstof (Z=1) tot 92 in uraan

(Z=92). Deze elektronen hebben niet allemaal dezelfde energie. Sommige elektronen

hebben een lagere energie en bevinden zich gemiddeld dichter bij de kern, andere hebben

een hogere energie en bevinden zich gemiddeld verder van de kern.

Deze verschillen in positie van de elektronen kunnen weergegeven worden door een

model waarbij de elektronen in sferische schillen worden geplaatst. Elke schil komt dan

overeen met een energieniveau. De elektronen op de schillen die dichter bij de kern

liggen hebben een lagere energie, de elektronen op verder gelegen schillen hebben een

hogere energie.

De elektronen die zich op de buitenste schil bevinden worden valentieëlektronen

genoemd. Het zijn deze elektronen die betrokken zijn bij de interacties (bindingen)

tussen atomen.


Het aantal valentieëlektronen van een atoom kan afgeleid worden uit de positie van het

atoom in de periodieke tabel en komt overeen met het nummer van de groep.

Tabel 7 Het aantal valentieëlektronen(VE) van de atomen.

Groep Atoom dat bovenaan staat Aantal VE

IA Waterstof 1

IIA Beryllium 2

IIIA Boor 3

IVA Koolstof 4

VA Stikstof 5

VIA Zuurstof 6

VIIA Fluor 7

VIII Helium 8

9. Ionen.

Hierboven werd aangegeven dat atomen steeds neutraal zijn omdat ze evenveel

elektronen als protonen bevatten. In vele gevallen echter zullen atomen tijdens hun

interacties met elkaar elektronen afgeven of opnemen. Dit gebeurt o.a. bij de vorming

van chemische bindingen (zie verder).

Wanneer atomen elektronen afgeven of opnemen worden ionen gevormd.

Positieve ionen (kationen) worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen

afgeven (verliezen). Zulke ionen hebben minder elektronen dan protonen en hebben dus

een netto positieve lading. De waarde van de positieve lading is gelijk aan het aantal

elektronen dat verloren werd.

Negatieve ionen worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen opnemen.

Zulke ionen hebben meer elektronen dan protonen en krijgen een netto negatieve lading.

De waarde van de negatieve lading is gelijk aan het aantal elektronen dat opgenomen

werd.

Atomen kunnen niet zomaar gelijk welk aantal elektronen verliezen of opnemen. Hoeveel

elektronen kunnen worden afgegeven of opgenomen hangt o.a. af van het aantal

valantieëlektronen en dus van de groep waarin het atoom zich bevindt.

A. Positieve ionen.

Positieve ionen worden o.a. gevormd door atomen die behoren tot de groepen IA, IIA en

IIIA. Zij vormen ionen met een lading van respectievelijk +1, +2, +3. Volgende tabel

toont dit aan. Enkele ionen van de andere hoofdgroepen zijn eveneens vermeld.


Tabel 8 Voorbeelden van positieve ionen van de atomen in de hoofdgroepen.

Groep Atoom Ion

IA H H+

Li Li+

Na Na+

IIA Be Be+2

Mg Mg+2

Ca Ca+2

IIIA Al Al+3

IVA Pb Pb+2 en Pb+4

Sn Sn+2 en Sn+4

Atomen van de nevengroepen vormen eveneens positieve ionen. Een aantal van deze

ionen zijn in volgende tabel weergegeven. Merk op dat sommige atomen meerdere

verschillend geladen ionen kunnen vormen.

Tabel 9 Veel voorkomende ionen van de nevengroepen

Groep Atoom Ion(en)

IB Cu Cu+ en Cu+2

Ag Ag+

Au Au+ en Au+3

IIB Zn Zn+2

Cd Cd+2

Hg Hg2+2 en Hg+2

VIB Cr Cr+3

VIIB Mn Mn+2

VIIIb Fe Fe+2 en Fe+3

Co Co+2

Ni Ni+2

B. Negatieve ionen.

Negatieve ionen worden voornamelijk gevormd door atomen van de groepen die rechts in

de periodieke tabel staan. De belangrijkste daarvan zijn de atomen van groep VIIA (de

halogenen). De negatieve ionen van deze atomen zijn in werkelijkheid de zuurresten van

de overeenkomende binaire zuren (vb. Cl-)

10. Oefeningen.

1. Stel dat men een atoom zodanig zou vergroten dat de kern even groot is als een

basketbal. Hoe groot zou dan het atoom zijn?

2. Stel dat deze basketbal dezelfde dichtheid zou hebben als de kern van een

waterstofatoom. Bereken dan de massa van deze bal.

3. Vervolledig volgende tabel


Tabel 10 Vervolledig.

Symbool Z A Aantal

protonen

Aantal

neutronen

Aantal

elektronen

1 3

H+ 2

Cs 55 133

Bi 209

56 138 56

Sn 70

Zn+2 34

17 37 18 238U

4. De constante van Faraday (F) geeft de lading weer van één mol elektronen. Bereken

deze waarde.

5. Bereken de bijdrage van de massa van de elektronen tot de totale massa in een 203Hg-

atoom.

6. Hoeveel valentieëlektronen heeft het 12C-isotoop?

Hoofdstuk 3. De molecule.

1. Inleiding.

Een molecule is een deeltje dat bestaat uit meerdere atomen. Deze atomen zijn bij middel

van chemische bindingen aan elkaar gebonden. In dit gedeelte van de cursus wordt

besproken hoe deze chemische bindingen ontstaan en dus hoe moleculen gevormd

worden. Een molecule wordt beschreven met een moleculeformule die aangeeft welke en

hoeveel atomen deel uitmaken van de molecule.

2. De chemische binding.

A. Definitie.

De chemische binding is een interactie tussen atomen die tot gevolg heeft dat deze

atomen aan elkaar gebonden worden om zo een min of meer permanente structuur

(molecule) te vormen. Bindingen kunnen terug verbroken worden zodat chemische

reacties mogelijk worden. Tijdens chemische reacties worden bestaande bindingen

verbroken en ontstaan nieuwe bindingen met de oorspronkelijke atomen.

Bij de vorming en het breken van de chemische binding spelen de valentieëlektronen van

de bindende atomen een belangrijke rol. Op basis van het gedrag van de elektronen

tijdens de vorming van de chemische binding kunnen twee soorten bindingen

onderscheiden worden: de covalente binding en de ionbinding.

B. De covalente binding.

De covalente binding kan het best begrepen worden wanneer men de vorming van

diwaterstof (H2) uit twee individuele waterstofatomen bestudeert.

Stel dat twee waterstofatomen (elk bestaande uit 1 proton en 1 elektron) zich op een

oneindig grote afstand van elkaar bevinden. De enige interacties die dan bestaan zijn de

aantrekkingskrachten tussen de kern(+) en het eigen elektron(-). Deze interacties

definiëren een begin energie van het beschouwde systeem die we gelijk stellen aan nul

(zie figuur).

Wanneer deze atomen dichter naar elkaar gebracht

worden ontstaan ook wederzijdse interacties. De kern

van het ene atoom zal ook elektronen van het andere

atoom beginnen aan te trekken. Deze

aantrekkingskrachten verlagen de energie van het

systeem en doen de atomen nog dichter naar elkaar

toekomen.

Wanneer de atomen te dicht genaderd zijn ontstaan er

ook sterke afstotingen tussen de twee kernen, die

allebei positief geladen zijn. Deze afstotingskrachten

verhogen de energie van het systeem.

Op de figuur is duidelijk te zien dat de energiecurve een minimum vertoont. Dit

minimum komt overeen met een bepaalde afstand tussen de twee kernen waarbij de

aantrekkingskrachten tussen kernen en elektronen de afstotingskrachten tussen de kernen

optimaal compenseren. Wanneer twee waterstofatomen zich op deze afstand van elkaar


bevinden zijn ze aan elkaar gebonden. Men noemt deze afstand de bindingsafstand. De

bindingsafstand in waterstof is gelijk aan 74 pm. Wanneer andere atomen met elkaar

binden is deze afstand verschillend.

Zoals uit het voorgaande blijkt binden twee waterstofatomen met elkaar omdat de

elektronen van elk atoom door beide kernen worden aangetrokken. Deze elektronen

vormen een paar en dit elektronenpaar wordt door de atomen gemeenschappelijk

gebruikt.

Men spreekt daarom van een gemeenschappelijk elektronenpaar of een bindend

elektronenpaar.

De chemische binding waarbij een elektronenpaar gemeenschappelijk gebruikt wordt

door twee atomen noemt men een covalente binding. Het bindende elektronenpaar wordt

in een tekening van een covalente binding met een horizontale streep weergegeven.

C. De polariteit van een covalente binding.

Bij de vorming van de covalente binding tussen twee

waterstofatomen wordt het bindend elektronenpaar

door beide atomen (in feite de atoomkernen) even hard

aangetrokken. Dit elektronenpaar zal dus op

symmetrische wijze verdeeld zijn tussen de twee

atomen.

Wanneer echter twee verschillende atomen met elkaar

binden (vb. waterstof en fluor) dan zullen de twee atomen een verschillende invloed

uitoefenen op het elektronenpaar. Eén van beide atomen zal harder aan het paar trekken

dan het andere atoom zodat de elektronen niet meer symmetrisch verdeeld zijn maar

verschoven naar het atoom dat de sterkste aantrekking uitoefent.

Het atoom dat de elektronen meer naar zich toetrekt zal daardoor een gedeeltelijk

negatieve lading krijgen, het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading. Deze

ladingen zijn kleiner dan 1, omdat de elektronen slechts gedeeltelijk verschoven worden,

en worden voorgesteld met het symbool - of +.

Een covalente binding die op deze manier gevormd wordt

noemt men een polaire covalente binding. Deze uitdrukking

verwijst naar het feit dat er twee polen (een negatieve en een

positieve pool) aanwezig zijn. Men zegt ook dat de binding een

dipool is.

De sterkte van de dipool wordt aangegeven met het

dipoolmoment. Het dipoolmoment () wordt berekend als het

produkt van de absolute lading van één van de polen (beide

polen hebben dezelfde absolute waarde voor de lading)

vermenigvuldigd met de afstand tussen de twee polen (de bindingsafstand).

D. Elektronegativiteit.

Om de polariteit van een covalente binding te kennen moet men weten welk van de twee

atomen de elektronen van de binding sterker naar zich toe trekt. Dit wordt aangegeven

door de elektronegativiteit (EN), ook elektronegatieve waarde genoemd. Deze waarde


ligt tussen 0 en 4 en wordt meestal in een periodieke tabel naast andere informatie over

atomen weergegeven. Tabel 7 geeft hiervan enkele voorbeelden.

Tabel 1 De elektronegativiteit van enkele atomen.

H

2,2

Li

1,0

Be

1,5

B

2,0

C

2,5

N

3,0

O

3,5

F

4,0

Na

0,9

Al

1,5

Si

1,8

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0

K

0,8

Br

2,8

Hoe groter het verschil in elektronegativiteit (EN) tussen de twee atomen in een binding

hoe meer de binding gepolariseerd is en hoe groter het dipoolmoment is.

Wanneer twee identieke atomen met elkaar binden is EN gelijk aan nul en is de binding

niet polair of apolair.

E. De ionbinding.

Een ionbinding is een extreem geval van een polaire

binding. De ionbinding ontstaat wanneer het

verschil in elektronegativiteit tussen de bindende

atomen zo groot is dat de bindingselektronen

volledig verschoven worden naar één van de twee

atomen. Daardoor krijgt dit atoom een gehele

negatieve lading terwijl het andere atoom een gehele

positieve lading krijgt. De twee tegengesteld

geladen deeltjes zijn dan gebonden door elektrische

aantrekking, ook Coulombse aantrekking genoemd.

De binding tussen natrium en chloor toont dit aan.

Voorbeeld 1 Hoe ontstaat de ionbinding tussen natrium en chloor?

Natrium is een atoom met 1 valentieëlektron en met een lage elektronegativiteit.

Chloor is een atoom met zeven valentieëlektronen en een hoge elektronegativiteit.

Het chlooratoom onttrekt 1 elektron aan het natriumatoom en krijgt daardoor een lading

van –1. Het natriumatoom krijgt een lading van +1.

Het Cl- ion en het Na+ ion trekken elkaar aan omdat ze tegengesteld geladen zijn.

Over het algemeen stelt men dat wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen twee

atomen groter is dan 1,7 de binding als een ionbinding kan beschouwd worden. De

ionbinding komt dus vooral voor tussen atomen met een lage EN (links in de tabel) en

atomen met een hoge EN (rechts in de tabel).


Voorbeeld 2 Wat voor een binding bestaat er tussen H en O?

De elektronegativiteit van deze elementen is (zie tabel):

EN(H) = 2,2

EN(O) = 3,5

Het verschil in elektronegativiteit EN = 1,3

EN is groter dan nul maar kleiner dan 1,7.

De binding tussen H en O is dus een polaire covalente binding.

3. De molecuulformule.

De molecuulformule beschrijft de samenstelling van de molecule door aan te geven

hoeveel atomen van elke soort in de molecule aanwezig zijn.

Voorbeeld 3 Hoe is een molecule zwavelzuur (H2SO4) opgebouwd?

Eén molecule zwavelzuur bestaat uit twee atomen waterstof, één zwavelatoom en vier

zuurstofatomen. Deze zijn bij middel van chemische bindingen aan elkaar gebonden.

Merk op dat de molecuulformule niets zegt over de volgorde of de ruimtelijke structuur

van de chemische bindingen, zij geeft enkel de samenstelling van de molecule weer.

4. Moleculen en ionen.

Water (H2O) en keukenzout(NaCl) zijn zeer verschillende

verbindingen. Water bestaat uit een groot aantal afzonderlijke

deeltjes (moleculen) die elk bestaan uit twee waterstofatomen

die covalent gebonden zijn aan een

zuurstofatoom. Keukenzout

daarentegen bestaat uit vele postief

geladen natriumionen en negatief

geladen chloorionen die in een kristalrooster aan elkaar

gebonden zijn bij middel van elektrische aantrekkingskrachten

(Coulombse krachten).

In dat opzicht is H2O een echte voorstelling van een

watermolecule terwijl NaCl enkel de verhouding van de ionen in

keukenzout weergeeft. Wij zullen echter verder de formule NaCl behandelen alsof het

een echte molecuulformule is.

5. Molecuulmassa.

A. Absolute molecuulmassa.

De massa van een molecule is gelijk aan de som van de massa’s van de atomen waaruit

deze molecule is opgebouwd.


Voorbeeld 4 Wat is de massa van een watermolecule?

Een watermolecule (H2O) bestaat uit een zuurstofatoom en twee waterstofatomen.

Massa watermolecule = massa zuurstofatoom + 2x massa waterstofatoom.

Massa watermolecule = Ar(O) x ame + 2 x Ar(H) x ame

Massa watermolecule = 16 ame + 2 x 1 ame

Massa watermolecule = 18 ame

Massa watermolecule = 18 x 1,6 x 10-24 g = 2,88 x 10-23 g

B. Relatieve molecuulmassa.

Net zoals bij atomen kan men de moleculaire massa ook weergeven met behulp van een

getal dat aangeeft hoeveel maal de molecule zwaarder is dan de ame. Men noemt dit

getal de relatieve molecuulmassa (Mr). De relatieve molecuulmassa is gelijk aan de som

van de relatieve atoommassa’s van de atomen waaruit de molecule is opgebouwd. Het

bovenstaande voorbeeld toont aan dat de massa van een watermolecule 18 maal zwaarder

is dan de ame. Mr (H2O) = Ar(O) + 2 x Ar(H) = 18.

6. Molaire massa van een molecule.

Net zoals bij atomen is de massa van een molecule zeer klein. Ook hier zal het begrip

mol gebruikt worden om grote aantallen moleculen te beschrijven. Een mol moleculen

komt overeen met 6,02x1023 moleculen.

De molaire massa van een molecule is de massa van 1 mol van deze moleculen. De

molaire massa kan, zoals bij atomen, berekend worden door aan het getal van de

relatieve molecuulmassa de eenheid g/mol toe te voegen.

Voorbeeld 5 Wat is de molaire massa van water?

Massa van één molecule water = 18 ame.

De massa van 1 mol water = massa van één molecule x NA

Molaire massa (H2O) = 18 x ame x NA

MM(H2O) = 18 g/mol

7. De oxidatietoestand van een atoom in een molecule.

Wanneer atomen met elkaar binden om moleculen te vormen doen ze dat met hun

valentieëlektronen. Zij geven elektronen (gedeeltelijk) af op nemen elektronen

(gedeeltelijk) op. Om aan te geven wat het verschil is tussen het aantal elektronen van

een niet gebonden (vrij) atoom en een gebonden atoom worden twee getallen gebruikt: de

oxidatietoestand (OT) en de formele lading (FL). De formele lading wordt vooral

gebruikt bij de gedetailleerde beschrijving van de elektronenverdeling in moleculen en

zal later toegepast worden.

De oxidatietoestand (ook oxidatietrap genoemd) is echter belangrijk bij de beschrijving

van chemische reacties en zal hier besproken worden.


De oxidatietoestand wordt normaal gezien berekend door het bindende elektronenpaar in

een chemische binding toe te kennen aan één van beide atomen en vervolgens de

bekomen toestand te vergelijken met deze die bestond in het vrije atoom. Om dit te

kunnen heeft men echter informatie nodig over de wijze waarop de atomen aan elkaar

gebonden zijn en het aantal elektronen dat hierbij betrokken is.

In dit stadium van de cursus hebben we deze informatie nog niet (het enige dat we weten

is de globale molecuulformule) en daarom worden, voor het bepalen van de

oxidatietoestand een aantal regeltjes gebruikt. Deze worden in volgende tabel

weergegeven. Merk op dat wij voor het schrijven van de oxidatietoestand romeinse

cijfers gebruiken om deze te onderscheiden van de lading van ionen (en ook van de

formele lading).

Tabel 2 regels voor het bepalen van de oxidatietoestand van een atoom

OT van atomen die niet aan andere (verschillende) atomen gebonden zijn = 0

OT van waterstof in een molecule is meestal +I

OT van zuurstof in een molecule is meestal –II

OT van de atomen van groepen IA, IIA en IIIA zijn +I, +II en +III resp.

De som van de OT van de atomen in een molecule vermenigvuldigd met het

aantal atomen = 0

De som van de OT van de atomen in een ion vermenigvuldigd met het aantal

atomen = lading van het ion

Deze regels laten toe voor de atomen in de meeste van de verbindingen die in de cursus

voorkomen de oxidatietoestanden te bepalen.

Voorbeeld 6 Wat zijn de oxidatoetoestanden van de atomen in H2SO4?

De oxidatietoestanden van H en O zijn resp +I en –II.

De som van deze oxidatietoestanden is dus = 2 x (+I) + 4 x (-II) = -VI

Omdat de som van de OT’s moet gelijk zijn aan nul (molecule) is de OT van S = +VI.

Samengevat: OT(H) = +I, OT(O) = -II en OT(S) = +VI

Voorbeeld 7 Wat zijn de oxidatietoestanden van de atomen in NH4+?

De oxidatoetoestand van H = +I wat een totaal geeft van 4 x (+I) = +IV

Omdat het deeltje een lading heeft van +1 moet de som van alle OT’s = +I

De OT van N is dus = -III.

8. Oefeningen.

1. Zeg van de volgende bindingen tot welke categorie ze behoren: polaire covalente

binding, apolaire covalente binding, ionbinding.

H-Cl, N-H, O-O, K-Cl

2. Rangschik volgende bindingen volgens stijgende polariteit en geef met een pijl het

dipoolmoment en de deelladingen aan.

C-H, H-H, H-Br, H-F en B-H

3. Hoeveel atomen zijn er in een molecule Ca3(PO4)2?


4. Bereken de massa van een propaan molecule (C3H8)

5. Wat is de molaire massa van zwavelzuur (H2SO4)?

6. Met hoeveel mol komt 1 kg water overeen?

7. Hoeveel gram zwavelzuur moet men afwegen om evenveel moleculen te hebben als in

500 g propaan?

8. Hoeveel gram K is er in 150 g KNO3?

9. Bepaal de oxidatietoestand van elk atoom in de volgende verbindingen:

K2SO4, HNO3, CrO4-2, KMnO4, HSO4

-.

Hoofdstuk 4. Soorten verbindingen en naamgeving

1. Classificatie van chemische verbindingen.

Over het algemeen worden chemische stoffen (verbindingen, moleculen) ingedeeld op

basis van hun chemische eigenschappen. Azijnzuur bvb wordt bij de zuren ingedeeld

omdat het zuur smaakt, omdat het met basen reageert en omdat het metalen aantast in een

typische reactie waarbij waterstofgas gevormd wordt. Om een chemische stof te kunnen

bespreken en om de eigenschappen ervan te kennen zodat men ermee kan werken, moet

men weten tot welke groep verbindingen deze stof behoort.

In de meeste gevallen kan men dit afleiden uit de molecuulformule (en soms ook uit de

naam). Het is dus van belang te weten welke soorten chemische verbindingen bestaan,

welke eigenschappen ze hebben en hoe men ze kan herkennen aan de hand van de

formule en/of de naam.

2. Soorten chemische verbindingen.

De soorten chemische verbindingen die in deze cursus besproken worden zijn:

- de zuren,

- de basen en hydroxiden,

- de zouten,

- de oxiden.

De verbindingen die behoren tot elk van deze groepen hebben karakteristieke

eigenschappen die tot uiting komen in hun gedrag tijdens chemische reacties. Bij de

hiernavolgende bespreking van deze groepen zal ook telkens worden aangegeven welke

algemene formule ze hebben en hoe ze genoemd worden.

A. Zuren.

A.1. Eigenschappen van zuren.

Zuren zijn verbindingen die de mens reeds lang kent al was het maar vanwege de

typische smaak die zij hebben. Enkele voorbeelden zijn:

- Azijnzuur dat gevormd wordt wanneer wijn verzuurt,

- Melkzuur dat ontstaat bij de verzuring van melk,

- Het zuur dat in de maag gevormd wordt en bij oprispingen in de mond kan

terechtkomen.

Zuren zijn verbindingen die in staat zijn een positief geladen waterstofion (H+, een

proton) te vormen. In hun formule vinden we dus steeds één of meerdere

waterstofatomen terug. Algemeen kan de formule als volgt voorgesteld worden:

HnA

In deze formule is n meestal gelijk aan 1, 2 of 3 Wanneer n gelijk is aan 1 spreekt men

van een monoprotisch zuur, wanneer n groter is dan 1 spreekt men van een polyprotisch

zuur.

In de formule van een zuur wordt A de zuurrest genoemd.


De classificatie van de zuren gebeurt op basis van de samenstelling van de zuurrest. De

zuurrest bevat steeds minstens één niet-metaal zoals chloor, zwavel, forfor e.d. Daarnaast

kunnen er al dan niet zuurstofatomen in voorkomen.

Wanneer de zuurrest geen zuurstof bevat spreekt men van een binair zuur. Wanneer er

wel zuurstof in voorkomt spreekt men van een oxozuur of ternair zuur.

Opm.: er bestaan ook veel verbindingen die waterstof bevatten en die niet zuur zijn.

Methaan (CH4) is hiervan een voorbeeld. Een waterstofatoom dat zich niet als zuur

gedraagt, noemt men een niet-zure waterstof.

A.2. Binaire zuren

Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. De naam van de binaire zuren

wordt als volgt opgebouwd

Naam van een binair zuur= waterstof + niet-metaal + -ide.

De volgende binaire zuren en hun overeenkomende zuurresten moeten gekend zijn.

Tabel 1 Enkele belangrijke binaire zuren en hun zuurrest.

Formule Naam Zuurrest Naam zuurrest

HF waterstoffluoride F- fluoride(ion)

HCl waterstofchloride Cl- chloride(ion)

HBr waterstofbromide Br- bromide(ion)

HI waterstofjodide I- jodide(ion)

H2S waterstofsulfide HS-

S2-

waterstofsulfide(ion)

sulfide(ion)

HCN waterstofcyanide CN- cyanide(ion)

De naam van de negatief geladen zuurrest wordt gevormd door van de naam van het zuur

de waterstof te verwijderen en eventueel de uitgang -ion toe te voegen. Indien niet alle

waterstofatomen worden verwijderd, wordt het aantal waterstoffen dat overblijft in de

naam aangegeven (zie HS- in bovenstaande tabel).

Opm.: waterstofcyanide wordt soms een pseudo-binair zuur genoemd omdat het twee

niet-metalen in de zuurrest bevat i.p.v. één.

A.3. Oxozuren.

Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of

meerdere zuurstofatomen bevat.

Er zijn twee naamgevingen voor oxozuren in gebruik. Deze worden door elkaar gebruikt.

Naamgeving a: naam van niet-metaal + zuur. (vb HClO3:

chloorzuur). Naamgeving b: waterstof + niet-metaal + -aat. (vb HClO3:

waterstofchloraat)


Indien van eenzelfde niet-metaal meerdere oxozuren gekend zijn moet de naamgeving

duidelijk maken over welk zuur het gaat. Eén van de zuren (het referentiezuur) wordt

benoemd volgens de regels die hierboven werden gegeven. Voor de andere zuren wordt

de naam met behulp van voor- of achtervoegsels aangepast. Dit blijkt het best uit

volgend voorbeeld:

Voorbeeld 1 Hoe worden de verschillende oxozuren die chloor bevatten genoemd?

Met chloor kunnen meerdere oxozuren gevormd worden.

Deze zijn HClO, HClO2, HClO3, en HClO4. Het referentiezuur is HClO3, dat op de

normale manier benoemd wordt (zie hierboven).

HClO3 noemt men waterstofchloraat of chloorzuur.

HClO4 bevat meer zuurstofatomen dan het referentiezuur en wordt waterstofperchloraat

of perchloorzuur genoemd.

HClO2 bevat één zuurstofatoom minder dan het referentiezuur en wordt

waterstofchloriet of chlorigzuur genoemd.

HClO bevat nog een zuurstofatoom minder en wordt waterstofhypochloriet of

hypochlorigzuur genoemd.

Het systeem dat in het voorbeeld wordt geïllustreerd gebruikt men ook voor de andere

zuren. De keuze van het referentiezuur varieert sterk en is niet gebonden aan een

bepaalde formule.

Voor de naamgeving van de zuurresten wordt naamgeving b gebruikt.

In volgende tabel worden de te kennen oxozuren opgesomd.


Tabel 2 Lijst met belangrijke oxozuren.

Het niet-

metaal in

de

zuurrest

Formule Naam Zuurrest Naam van de zuurrest

Koolstof

(C)

H2CO3 Koolzuur

Waterstofcarbonaat

HCO3- Waterstofcarbonaat(ion)

CO32- Carbonaat(ion)

Stikstof (N) HNO3 Salpeterzuur

Waterstofnitraat

NO3- Nitraat(ion)

HNO2 Salpeterigzuur

Waterstofnitriet

NO2- Nitriet(ion)

Fosfor (P) H3PO4 Fosforzuur

Waterstoffosfaat

H2PO4- Diwaterstoffosfaat(ion)

HPO42- Monowaterstofosfaat(ion)

PO43- Fosfaat(ion)

H3PO3 Fosforigzuur

Waterstoffosfiet

H2PO3- Diwaterstoffosfiet(ion)

HPO32- Monowaterstoffosfiet(ion)

PO33- Fosfiet(ion)

Arseen

(As)

H3AsO4 Arseenzuur

Waterstofarsenaat

H2AsO4- Diwaterstofarsenaat(ion)

HAsO42- Monowaterstofarsenaat(ion)

AsO43- Arsenaat(ion)

H3AsO3 Arsenigzuur

Waterstofarseniet

H2AsO3- Diwaterstofarseniet(ion)

HAsO32- Monowaterstofarseniet(ion)

AsO33- Arseniet(ion)

Zwavel (S) H2SO4 Zwavelzuur

Waterstofsulfaat

HSO4- Waterstofsulfaat(ion

SO42- Sulfaat(ion)

H2SO3 Zwaveligzuur

Waterstofsulfiet

HSO3- Waterstofsulfiet(ion)

SO32- Sulfiet(ion)

H2S2O3 Thiozwavelzuur

Waterstofthiosulfaat

HS2O3- Waterstofthiosulfaat(ion)

S2O32- Thiosulfaat(ion)


Chloor (Cl) HClO4 Perchloorzuur

Waterstofperchloraat

ClO4- Perchloraat(ion)

HClO3 Chloorzuur

Waterstofchloraat

ClO3- Chloraat(ion)

HClO2 Chlorigzuur

Waterstofchloriet

ClO2- Chloriet(ion)

HClO Hypochlorigzuur

Waterstofhypochloriet

ClO- Hypochloriet(ion)

Broom (Br) HBrO4 Perbroomzuur

Waterstofperbromaat

BrO4- Perbromaat(ion)

HBrO3 Broomzuur

Waterstofbromaat

BrO3- Bromaat(ion)

HBrO2 Bromigzuur

Waterstofbromiet

BrO2- Bromiet(ion)

HBrO Hypobromigzuur

Waterstofhypobromiet

BrO- Hypobromiet(ion)

Iood (I) HIO4 Perioodzuur

Waterstofperiodaat

IO4- Periodaat(ion)

HIO3 Ioodzuur

Waterstofiodaat

IO3- Iodaat(ion)

HIO2 Iodigzuur

Waterstofiodiet

IO2- Iodiet(ion)

HIO Hypoiodigzuur

Waterstofhypoiodiet

IO- Hypoiodiet(ion)

Er bestaan ook enkele oxozuren die een metaal bevatten i.p.v. een niet-metaal. Deze

staan in volgende tabel. Hieraan is ook azijnzuur toegevoegd dat een organisch zuur is,

zodat de structuur enigszins afwijkt van de andere zuren

Tabel 3 Oxozuren met afwijkende samenstelling.

Atoom

in de

zuurrest

Formule Naam Zuurrest Naam van de zuurrest

Mangaan

(Mn)

HMnO4 Permangaanzuur

Waterstofpermanganaat

MnO4- Permanganaat(ion)

Chroom

(Cr)

H2CrO4 Chroomzuur

Waterstofchromaat

HCrO4- Waterstofchromaat(ion)

CrO42- Chromaat(ion)

H2Cr2O7 Dichroomzuur

Waterstofdichromaat

HCr2O7- Waterstofdichromaat(ion)

Cr2O72- Dichromaat(ion)

Koolstof

(C)

CH3COOH Azijnzuur

Waterstofacetaat

CH3COO- Acetaat(ion)


B. Hydroxiden en basen.

B.1. Hydroxiden.

Hydroxiden zijn verbindingen van een positief geladen metaalion en één of meerdere

OH-groepen. De OH-groep noemt men de hydroxide-groep. Deze is éénwaardig

negatief geladen (OH-).

Naamgeving van de hydroxiden: naam van het metaal + hydroxide.

Het aantal OH-groepen wordt bepaald door de lading van het metaalion.

Indien meerdere hydroxiden van eenzelfde metaal bestaan (omdat er meerdere ladingen

van dit metaal bestaan) moet ofwel de lading (oxidatietoestand) van het metaal of het

aantal OH-groepen vermeld. Onderstaande tabel geeft enkele voorbeelden.

Tabel 4 Enkele metaalhydroxiden.

Formule Naam

NaOH Natriumhydroxide

Ba(OH)2 Bariumhydroxide

Fe(OH)2 Ijzer(II)hydroxide*

Ijzerdihydroxide

Fe(OH)3 Ijzer(III)hydroxide

Ijzertrihydroxide

Al(OH)3 Aluminiumhydroxide

* uitgesproken: ijzertweehydroxide.

B.2. Verschil tussen base en hydroxide.

Zoals hierboven aangegeven werd worden hydroxiden gekarakteriseerd door de

aanwezigheid van de OH-groep in de formule. Basen daarentegen worden gedefinieerd

op basis van hun scheikundige eigenschappen. Basen zijn in staat vetten te hydrolyseren,

geven een bepaalde kleur aan zuur-baseindicatoren en verhogen de pH.

Sommige hydroxiden gedragen zich als basen, andere niet. Er bestaan eveneens

moleculen die basen zijn maar niet de typische formule van een hydroxide hebben.

Ammoniak (NH3) is daarvan een voorbeeld.

De hydroxiden van de metalen van de groepen I en II gedragen zich als basen, de andere

niet.

Tabel 5 Enkele voorbeelden van basen en hydroxiden.

Verbinding Behoort tot…

Natriumhydroxide Basen

Ijzer(II)hydroxide Hydroxiden (is geen base)

Ammoniak Basen

Calciumhydroxide Basen


Met de meeste hydroxiden en basen kan een positieve groep geassocieerd worden,

namelijk het positief geladen metaalion. Bij ammoniak (NH3) is dit het ammoniumion

(NH4+). Dit is belangrijk bij de bespreking van de zouten.

B.3. Zouten.

Zouten zijn samengesteld uit een positieve groep (metaal- of ammoniumion) en een

negatieve groep (zuurrest). Het aantal van elk van deze groepen moet zodanig zijn dat de

verbinding neutraal is. Men kan de vorming van de zouten beschrijven als het vervangen

van één of meerdere zure waterstoffen van een zuur door een positieve groep. Zouten die

zodanig gevormd zijn dat niet alle zure waterstofatomen uit het zuur vervangen zijn,

noemt men zure zouten.

Naamgeving: naam van de positieve groep + naam van de

zuurrest.

Indien nodig moet het aantal van de verschillende groepen aangegeven worden.

Volgende tabel geeft een aantal voorbeelden.

Tabel 6 Enkele voorbeelden van zouten met hun naam.

Formule Naam Alternatieve naam

KCl kaliumchloride

Na2SO4 natriumsulfaat

NaHSO4 natriumwaterstofsulfaat

Ca3(PO4)2 calciumfosfaat

NH4Cl ammoniumchloride

FeSO4 ijzer(II)sulfaat monoijzermonosulfaat

Fe2(SO4)3 ijzer(III)sulfaat diijzertrisulfaat

NaH2PO4 natriumdiwaterstoffosfaat

B.4. Oxiden.

Oxiden zijn verbindingen van een atoom met zuurstof. Van de meeste atomen bestaan

één of meerdere oxiden. Zij ontstaan bvb. tijdens een verbranding.

Naamgeving: naam van het atoom + oxide.

Indien meerdere oxiden van eenzelfde atoom gekend zijn moet, bij middel van de

oxidatietoestand van het atoom of de samenstelling van het oxide, aangegeven worden

over welk oxide het gaat.

Men maakt een onderscheid tussen metaaloxiden en niet-metaaloxiden.

Voor de metaaloxiden is de formule gemakkelijk af te leiden uit de lading van het

metaalion.

Wat de niet-metalen betreft zullen we hier enkel de oxiden gebruiken waarin het niet-

metaal dezelfde oxidatietoestand heeft als in de te kennen oxozuren


Tabel 7 Enkele voorbeelden van metaaloxiden

Groep Formule Naam

groep I Na2O natriumoxide

groep II MgO magnesiumoxide

groep III Al2O3 aluminiumoxide

overgangsatomen MnO2 mangaan(IV)oxide mangaandioxide

FeO ijzer(II)oxide monoijzermonooxide

Fe2O3 ijzer(III)oxide diijzertrioxide

HgO kwik(II)oxide monokwikmonooxide

Tabel 8 Enkele voorbeelden van niet-metaaloxiden met het overeenkomende

oxozuur

Groep Formule Naam Naam Oxozuur

groep IV CO2 koolstof(IV)oxide koolstofdioxide H2CO3

groep V N2O5 stikstof(V)oxide distikstofpentaoxide HNO3

groep VI SO2 zwavel(IV)oxide zwaveldioxide H2SO3

SO3 zwavel(VI)oxide zwaveltrioxide H2SO4

groep VII Cl2O7 chloor(VII)oxide dichloorheptaoxide HClO4

Tabel 9 Enkele andere bestaande niet-metaaloxiden.

Groep Formule Naam groep I H2O (waterstofoxide) water

groep IV CO koolstof(II)oxide koolstofmonooxide

groep V N2O stikstof(I)oxide distikstofmonooxide

groep VIII XeO3 xenon(VI)oxide xenontrioxide

3. Oefeningen

1. Geef de naam van de volgende verbindingen:

FeO, K2Cr2O7, As2S3, Ba(NO3)2, KClO3, AgCl, LiOH, KNO2, H2S, KMnO4.

2. Geef de formule van de volgende verbindingen:

Aluminiumoxide, koper(I)sulfaat, dikopersulfaat, natriumnitriet, ijzer(III)oxide,

tin(IV)chloride, bariumcarbonaat, ammoniumchloride, distikstoftrioxide,

kaliumwaterstofsulfaat.

3. Geef van elk van de vorige verbindingen aan tot welke groep ze behoren: binair zuur,

oxozuur, metaaloxide, niet-metaaloxide, hydroxide, base, zout, zuur zout.

Hoofdstuk 5. Het gedrag van verbindingen.

1. Inleiding.

Bij de studie van het gedrag van verbindingen kunnen twee situaties beschreven worden,

het gedrag van zuivere verbindingen (zuiver water, keukenzout, een staaf ijzer bvb.) of

het gedrag van mengsels (een oplossing van zout in water, een legering van ijzer en zink

enz.).

Het gedrag van een zuivere stof gaat vooral over de aggregatietoestanden (vast, vloeibaar

en gasvormig) en de overgangen ertussen (kookpunt, smeltpunt e.d.). Zo kan men bvb

proberen te verklaren waarom water een veel hoger kookpunt heeft dan methaan. De

bespreking van zulke problemen maakt deel uit van de stof die tijdens de cursus in het

eerste jaar wordt gegeven en zal hier niet verder behandeld worden.

Wat we in dit hoofdstuk zullen bespreken is wat er gebeurt wanneer chemische

verbindingen in contact worden gebracht met water.

2. Water.

Water is een belangrijke verbinding. In de natuur is water het oplosmiddel waarin veel

chemische reacties gebeuren. Dit is niet alleen het geval in het water van rivieren en

oceanen maar ook in het water dat deel uitmaakt van cellen, organen en weefsels.

Ook in het chemisch laboratorium en in de industrie is water een veel gebruikt

oplosmiddel.

De chemie van het eerste jaar beperkt zich bijna volledig tot systemen waarbij water het

oplosmiddel is. Organische solventen worden pas later gebruikt.

Bij de studie van het gedrag van verbindingen in water zullen twee aspecten behandeld

worden: de oplosbaarheid en het elektrolytgedrag. Deze twee begrippen zijn niet

onafhankelijk. Het elektrolytgedrag gaat over het feit of een verbinding in een waterige

oplossing al dan niet ionen vormt. Het is duidelijk dat om dit te kunnen doen de

verbinding eerst in water moet kunnen opgelost worden.

3. Oplosbaarheid.

De oplosbaarheid wordt gedefinieerd als de maximale hoeveelheid die men van een

verbinding kan oplossen in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel (water) bij een

welbepaalde temperatuur. De oplosbaarheid kan uitgedrukt worden in gram per liter (g/l)

of een andere concentratieëenheid.

De waarde van de oplosbaarheid is voor elke verbinding anders en varieert van zeer

kleine tot zeer grote waarden. Alhoewel in de cursus Chemie en Chemische technologie

deze waarden zullen gebruikt worden, zullen hier de verbindingen ingedeeld worden in

twee groepen: slecht oplosbare en goed oplosbare verbindingen. De slecht oplosbare

verbindingen (soms ook onoplosbaar genoemd) zijn al die verbindingen waarvan de

oplosbaarheid lager ligt dan een bepaalde waarde (bvb 1 g/l), de goed oplosbare

verbindingen zijn deze waarvan de oplosbaarheid hoger ligt.

Volgende tabel geeft de oplosbaarheden van de verbindingen die we het meest zullen

gebruiken. In deze tabel hebben de hoger geplaatste regels voorrang op de lager

geplaatste.


Tabel 1 Oplosbaarheid van verbindingen in water

1. Alle natrium, kalium en ammoniumzouten en alle nitraten zijn goed oplosbaar.

2. Alle zilver, lood(II) en Hg22+ zouten zijn weinig oplosbaar behalve de nitraten

(hoger).

3. Alle (per)chloraten, acetaten, chloriden, bromiden en iodiden zijn goed oplosbaar

behalve uitzonderingen (hoger).

4.Alle carbonaten, sulfiden en fosfaten zijn weinig oplosbaar behalve uitzonderingen

(hoger).

5. Alle metaaloxiden en hydroxiden zijn slecht oplosbaar behalve die van natrium,

kalium, lithium.

6. Alle sulfaten zijn oplosbaar behalve van calcium en barium en de hoger vermelde

ionen.

4. Elektrolytgedrag.

Een verbinding die oplost in water kan ofwel onder zijn moleculaire vorm blijven bestaan

ofwel in ionen splitsen.

Een molecule die niet in ionen splitst noemt men een niet-

elektrolyt. Suiker is daarvan een voorbeeld.

Een verbinding die wel in ionen splitst noemt men een elektrolyt.

Elektrolyten kunnen verder opgesplitst worden in zwakke

elektrolyten en sterke elektrolyten. Bij zwakke

elektrolyten zullen slechts enkele van de moleculen

in ionen splitsen terwijl het grootste gedeelte (meer

dan 90 % bvb.) onder moleculaire vorm blijft

bestaan. Sterke elektrolyten zijn verbindingen die

volledig in ionen splitsen zodat de concentratie van

ionen in zulke oplossingen hoog kan zijn.

Het verschil tussen deze situaties kan gemeten

worden met de geleidbaarheid van de oplossing. Een oplossing van een niet-elektrolyt

geleidt de elektrische stroom niet en een oplossing van een zwak elektrolyt slechts

weinig. Een oplossing van een sterk elektrolyt geleidt de stroom bijzonder goed.

A. Elektrolytgedrag van zuren.

Zuren zijn over het algemeen goed oplosbaar in water. De meeste zuren zijn zwakke

elektrolyten. Zij worden daarom ook zwakke zuren genoemd. Slechts enkele zuren zijn

sterke elektrolyten en deze worden sterke zuren genoemd. Volgende tabel geeft aan

welke zuren sterk zijn. Alle andere zijn zwak.


Tabel 2 De sterke zuren

Volgende zuren zijn sterke zuren (sterke elektrolyten):

HI, HBr, HClO4, HCl, H2SeO4, H2SO4, HMnO4, HNO3, H2CrO4, HClO3

B. Elektrolytgedrag van hydroxiden en basen.

De meeste metaalhydroxiden zijn slecht oplosbaar en kunnen daarom ook weinig ionen

vormen in oplossing. De goed oplosbare hydroxiden (NaOH, LiOH, KOH) zijn dan ook

sterke elektrolyten.

Ammoniak (NH3) is een goed oplosbare verbinding maar is een zwak elektrolyt.

C. Elektrolytgedrag van zouten.

Bij de zouten komt het elektrolygedrag overeen met de oplosbaarheid. Goed oplosbare

zouten zijn sterke elektrolyten, slecht oplosbare zouten zijn zwakke elektrolyten.

D. Elektrolytgedrag van oxiden.

Oxiden die in water oplossen reageren over het algemeen ook met water tot vorming van

hydroxiden of zuren (zie volgend hoofdstuk). Hoeveel ionen er daarbij gevormd worden

hangt af van het elektrolytgedrag van de gevormde verbinding.

Hoofdstuk 6. Chemische reacties.

1. Definitie.

Een chemische reactie is een proces waarbij uit één of meerdere deeltjes (moleculen of

atomen) nieuwe deeltjes gevormd worden. Een chemische reactie kan eenvoudig zijn

maar ook zeer complex.

De deeltjes waarmee het proces start worden de reagentia genoemd (enkelvoud: reagens),

de deeltjes die tijdens het proces ontstaan worden producten genoemd.

Een chemisch proces wordt meestal als volgt weergegeven:

Reagentia Produkten

2. Wet van behoud van materie.

Tijdens een chemische reactie gaat geen materie verloren en wordt geen nieuwe materie

gevormd. Men noemt dit de wet van behoud van materie. Dit betekent dat alle atomen

die voor reactie aanwezig waren, na de reactie (meestal onder de vorm van andere

verbindingen) teruggevonden worden.

3. De reactievergelijking.

In de reactievergelijking wordt aangegeven welke deeltjes (verbindingen) met elkaar

reageren, welke produkten gevormd worden en in welke verhouding dit gebeurt. De

reactievergelijking moet zodanig geschreven worden dat ze voldoet aan de wet van

behoud van materie. Het aantal atomen aanwezig onder de vorm van produkten moet

gelijk zijn aan het aantal atomen in de reagentia. Wanneer dit zo is dan zegt men dat de

reactievergelijking in balans is.

Het in balans brengen van een reactievergelijking gebeurt door gebruik te maken van

stoechiometrische coëfficiënten. Dit zijn de getallen die voor de molecuulformules

geschreven worden in de reactievergelijking.

Onderstaand voorbeeld illustreert dit.

Voorbeeld 1 De reactievergelijking voor de synthese van ammoniak.

Ammoniak is een belangrijke chemische verbinding die wordt gemaakt uit waterstofgas

en stikstofgas in het zogenaamde Haber-proces.

Het proces kan als volgt geschreven worden:

N2 + H2 NH3

In deze vergelijking staan links en rechts niet evenveel waterstof- of stikstofatomen.

Het toevoegen van de coëfficiënten brengt de vergelijking in balans:

N2 + 3 H2 2 NH3


4. Soorten chemische reacties.

Algemeen kunnen chemische reacties onderverdeeld worden in twee belangrijke groepen:

reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen niet verandert en reacties waarbij deze

wel verandert.

Reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen verandert worden oxido-

reductiereacties of redoxreacties genoemd.

A. Reacties zonder verandering van oxidatietoestand.

A.1. Algemeen.

Tijdens deze reacties veranderen de oxidatietoestanden van de betrokken atomen niet.

Dit is een gegeven dat moet gebruikt worden om de correctheid van de

reactievergelijking na te gaan. Bovendien laat het in een aantal gevallen toe te

voorspellen welke verbindingen zullen gevormd worden tijdens de reactie. Bij de

reacties met de oxiden bvb is dit heel duidelijk (zie verder).

A.2. Reacties met oxiden.

(1)Algemeen

Bij de reacties met oxiden zijn geen geladen deeltjes (ionen) betrokken. In die zin zijn ze

verschillend van de volgende reacties (zoals tussen zuren en basen) waarbij ionen met

elkaar zullen reageren.

(2)Oxiden met water

(a)Metaaloxiden

Algemeen: oxiden van alkali- en aardalkalimetalen (groep IA en IIA) reageren met water

tot vorming van hydroxiden. Men noemt ze basevormende oxiden. De andere oxiden

reageren niet.

Voorbeeld 2 Reacties van metaaloxiden met water.

Na2O + H2O 2 NaOH

Fe2O3 + H2O geen reactie.

(b)Niet-metaaloxiden.

Algemeen: de reactie van een niet-metaaloxide met water levert een oxozuur op. Men

noemt deze oxiden daarom zuurvormende oxiden. De oxidatoetoestand van het niet-

metaal verandert niet tijdens de reactie. Dit maakt het mogelijk te kiezen tussen de

verschillende oxozuren die van een niet-metaal kunnen bestaan.

Voorbeeld 3 Reacties van niet-metaaloxiden met water.

SO3 + H2O H2SO4 (en niet H2SO3).


P2O5 + H2O 2 H3PO4

Zoals blijkt uit uit de vorige voorbeelden kunnen niet-metaaloxiden geassocieerd worden

met een overeenkomend oxozuur.

Voor de metaaloxiden kan met dat eveneens doen met hydroxiden, alhoewel sommige

niet met water reageren. Men kan bvb. Fe2O3 (in gedachten) associëren met Fe(OH)3,

ondanks het feit dat het niet met water reageert.

Dit gegeven is belangrijk in de volgende reacties om te begrijpen hoe oxiden met andere

verbindingen reageren.

(3)Oxiden met oxiden.

Algemeen: metaaloxiden reageren met niet-metaaloxiden tot vorming van zouten. De

zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van het

niet-metaaloxide.

Voorbeeld 4 Reactie van oxiden onderling.

Na2O + SO3 Na2SO4

(4)Oxiden met zuren.

Algemeen: metaaloxiden reageren met een zuur tot vorming van een zout en water.

Voorbeeld 5 Reactie van een oxide met een zuur.

Na2O + 2 HCl 2 NaCl + H2O

Fe2O3 + 6 HCl FeCl3 + 3 H2O

Opmerking: deze reactie gaat op voor alle metaaloxiden, in tegenstelling hun reactie met

water.

(5)Oxiden met hydroxiden.

Algemeen: niet-metaaloxiden reageren met hydroxiden tot vorming van zouten en water.

De zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van

het niet-metaaloxide.

Voorbeeld 6 Reacties van oxiden met hydroxiden.

SO3 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O

A.3. Thermolysereacties.

Algemeen: Thermolysereacties zijn reacties waarbij verbindingen onder invloed van

warmte ontbonden worden. Deze reacties mogen niet verward worden met

verbrandingsreacties waarbij zuurstof een reagens is en waarbij warmte vrijkomt. De

thermolyse van zouten, oxozuren en hydroxiden geeft de overeenkomende metaal- en/of

niet-metaaloxiden en eventueel water. Deze reacties kunnen beschouwd worden als de


omgekeerde reacties van de hierboven beschreven reacties van oxiden met oxiden en

oxiden met water.

Voorbeeld 7 Thermolyse reacties

CaCO3 + warmte CaO + CO2

Cu(OH)2 +warmte CuO + H2O

H2CO3 + warmte CO2 + H2O

Opm.: de oxidatietoestanden van de betrokken atomen veranderen niet.

A.4. Metathesereacties.

(1)Inleiding.

Metathesereacties zijn reacties die optreden omdat de ionen die in het reactiemidden (een

waterige oplossing) gebracht worden met elkaar binden tot vorming van een nieuwe

verbinding. Deze verbinding kan een neerslag zijn, een zwak elektrolyt of kan eventueel

onder de vorm van een gas uit de oplossing verdwijnen. Zulke reacties gaan enkel op

indien er inderdaad zo een nieuwe verbinding gevormd wordt. Indien dit niet gebeurt, is

er geen reactie en blijven de ionen gewoon naast elkaar in de oplossing bestaan.

Heel algemeen kunnen deze reacties als volgt geschreven worden:

AB + CD AD + CB

Zoals blijkt uit deze vergelijking worden de twee negatieve groepen, voorgesteld door B

en D (t.t.z. zuurresten of OH--groepen) gewoon van plaats verwisseld.

De reactie gaat op indien minstens één van de vermelde verbindingen (AD en/of CB)

ook daadwerkelijk gevormd wordt.

Wanneer dit niet het geval is wordt de reactie herschreven als:

AB + CD geen reactie

(2)Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt.

Bij deze reacties worden meestal onoplosbare zouten gevormd. Deze zouten worden

gevormd door het combineren van de ionen die voor de reactie aanwezig waren tot een

onoplosbare verbinding.


Voorbeeld 8 Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt

1. Reactie van zilvernitraat met natriumchloride

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Deze reactie gaat op omdat zilverchloride onoplosbaar is

1. Reactie van kaliumnitraat met natriumchloride

KNO3 + NaCl geen reactie want KCl en NaNO3 zijn beide goed oplosbaar

3. Reactie van kaliumhydroxide met ijzer(III)chloride.

3 KOH + FeCl3 Fe(OH)3 + 3 KCl

Deze reactie gaat op omdat ijzertrihydroxide onoplosbaar is

(3)Reacties waarbij een zwak elektrolyt gevormd wordt.

Zulke reacties gaan op omdat een zwak zuur of water gevormd wordt. Merk op dat de

slecht oplosbare zouten in de vorige paragraaf ook zwakke elektrolyten zijn.

Voorbeeld 9 Vorming van zwakke elektrolyten

1. Reactie van ijzer(II)sulfide met waterstofchloride

FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S

Deze reactie gaat op omdat waterstofsulfide een zwak elektrolyt is.

2. Reactie van natriumhydroxide met salpeterzuur

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

Deze reactie gaat op omdat water een zwak elektrolyt is

(4)Reacties waarbij gassen gevormd worden.

Dit zijn reacties waarbij één van de gevormde produkten H2CO3 of H2SO3 is. Deze

zuren zijn bijzonder onstabiel en zullen reeds bij kamertemperatuur ontbinden

(thermolyseren). Zij vormen dan resp. CO2 + H2O en SO2 + H2O.

Voorbeeld 10 Vorming van gassen.

1. Natriumcarbonaat met waterstofchloride

Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2 (en niet 2 NaCl + H2CO3)

2. Kaliumsulfiet met zwavelzuur.

K2SO3 + H2SO4 K2SO4 + H2O + SO2

Een bijzonder geval van deze reacties zijn de reacties met ammoniumzouten en basen.

Bij zulke reacties wordt het gas ammoniak gevormd (en niet ammoniumhydroxide, dat

niet bestaat).


Voorbeeld 11 De vorming van ammoniak

Reactie van ammoniumchloride met kaliumhydroxide.

NH4Cl + KOH KCl + NH3 + H2O (en niet NH4OH).

(5)De essentiële reactievergelijking.

Wanneer een metathesereactie opgaat zullen sommige ionen deelnemen aan de reactie

om een neerslag, een zwak elektrolyt of een gas te vormen. Andere ionen die in de

oplossing aanwezig zijn nemen niet deel aan de eigenlijke reactie. Dikwijls noemt men

ze toeschouwerionen.

De essentiële reactievergelijking is een vergelijking waarin de toeschouwerionen niet

voorkomen. Het is een reactievergelijking waarin enkel de actief aan de reactie

deelnemende ionen (of verbindingen) vermeld worden. Wanneer men aan de hand van

bovenstaande regels de molecuulvergelijking heeft opgesteld kan men hieruit

gemakkelijk de essentiële vergelijking bekomen. Men doet dit door alle moleculen die

sterke elektrolyten zijn te splitsen in ionen en vervolgens de ionen die links en rechts

voorkomen te schrappen. Molecuulformules van verbindingen die zwakke elektrolyten

zijn of slecht oplosbaar, blijven gewoon staan (zowel links als rechts van de reactiepijl).

Voorbeeld 12 Het schrijven van een essentiële vergelijking

Reactie van zilvernitraat met natriumchloride

Molecuulvergelijking: AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Tussenstap: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl + Na+ + NO3

-

Essentiële vergelijking: Ag+ + Cl- AgCl

Merk op dat reacties die niet opgaan ook geen essentiële vergelijking hebben.

B. Reacties met verandering van oxidatietoestand.

B.1. Inleiding

Van de chemische reacties waarbij een verandering van oxidatietoestand optreedt zijn de

verbrandingsreacties en de reacties van onedele metalen met zuren, deze waarvan de

reactievergelijking op een eenvoudige manier kan geschreven worden. Deze worden hier

dan ook in de eerste plaats behandeld.

Van andere oxidoreductiereacties vergt het bepalen van de reactievergelijking het gebruik

van een techniek bestaande uit verschillende stappen. Dit wordt behandeld in de cursus

zelf.

B.2. Verbrandingsreacties.

Verbrandingsreacties zijn reacties van verbindingen of atomen met zuurstof (O2).

Alhoewel in werkelijkheid verbrandingsreacties zeer complex kunnen zijn, zullen we hier

veronderstellen dat bij deze reacties van elk atoom dat in de verbinding aanwezig was een

oxide gevormd wordt.

Indien verschillende oxiden van een atoom bestaan wordt steeds het oxide met de hoogst

mogelijke oxidatoetoestand van het atoom gevormd..


Voorbeeld 13 Enkele verbrandingsreacties.

1 Verbranding van ijzer

4 Fe + 3 O2 2Fe2O3

2. Verbranding van methaan (CH4)

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

3 Verbranding van C6H5NO2Cl

4 C6H5NO2Cl + 37 O2 24 CO2 + 10 H2O + 2 N2O5 + 2 Cl2O7

Opmerking: omdat bij de verbranding geen ionen betrokken zijn, heeft deze reactie geen

essentiële vergelijking.

B.3. Reacties van onedele metalen met een zuur.

Onedele metalen reageren met een zuur tot vorming van een zout en waterstofgas (H2).

Dit gas ontsnapt uit het reactiemengsel.

Voorbeeld 14 Zink reageert met waterstofchloride

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

De essentiële reactie is: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2

Opmerking: edele metalen (Au, Pt, Ag) en halfedele metalen (Cu, Hg) reageren op een

andere manier met zuren. Deze reacties behoren tot de complexe oxidoreductiereacties

(zie verder).

5. Oefeningen.

Schrijf van de volgende reacties de reactievergelijking. Geef, indien van toepassing, ook

de essentiële vergelijking.

1. Zwavelzuur met natriumsulfide.

2. Calciumoxide met zwaveltrioxide.

3. Lithiumoxide met zwavelzuur.

4. Thermolyse van aluminiumcarbonaat.

5. Ammoniumchloride met kaliumhydroxide.

6. Zilversulfiet met waterstofchloride.

7. Thermolyse van koper(I)sulfaat.

8. Aluminiumoxide met waterstofchloride.

9. Reactie van chloorzuur op zink.

10. Aluminiumoxide met waterstoffosfaat.

11. Reactie van perchloorzuur op magnesium.

12. Aluminiumcarbonaat met zwavelzuur.

13. Lood(II)nitraat met kaliumchloride.

14. Oplossen van zwaveldioxide in water.


15. Thermolyse van koper(II)fosfaat.

16. Het oplossen van koolstofdioxide in een oplossing kaliumhydroxide.

17. Reactie van natriumhydroxide met waterstofarsenaat.

18. Het oplossen van lithiumoxide in water.

19. De verbranding van C4H4S

20. De reactie van natriumsulfaat met bariumnitraat.

Aan de student · 2015-02-26 · Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen...

Documents

Transcript of Aan de student · 2015-02-26 · Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen...