cursus chemie - Telenetusers.telenet.be/wetenschappenosroco/Chemie/Cursus chemie...11 | Cursus...

1 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e

Bram Steeman

Kapellenstraat 21/2

9280 Denderbelle

C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n

2009

a u t e u r : B r a m S t e e m a n

2009-2010

2 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n

1. Zuivere stof – mengsel

1.1. Stoffen en stofeigenschappen - Stof- en voorwerpeigenschappen (zie labomateriaal)

→ Voorbeeld: Erlenmeyer (stof: glas)

Stofeigenschappen Voorwerpeigenschappen

- Breekbaar

- Doorzichtig

- Hitte bestendig

- Maataanduiding

- Afsluitbaar

- Platte bodem

- Hals

- Kwalitatieve/Kwantitatieve stofeigenschappen Niet meetbaar Meetbaar

Kwalitatieve stofeig. Kwantitatieve stofeig.

- Kleurloos

- Smaak

- Geur

- ...

- Magneet

- Elektrische geleidbaarheid

- Hitte bestendigheid

- Warmtegeleiding

- pH (zuurtegraad)

- Oplosbaarheid

- θK, θS (kookpunt, smeltpunt)

- Massadichtheid

- Viscositeit (vloeibaarheid)


1.2. Mengsels en zuivere stoffen - Een zuivere stof is een stof, die enkel identieke moleculen

bevat en is gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten.

- Een mengsel is een verzameling van verschillende stoffen,

bestanddelen of componenten van het mengsel genoemd.

fysische constanten: Voorbeeld: H2O

Kookpunt: 100 °C

Smeltpunt: 0 °C

Elektrische geleidbaarheid: 0 S

1.3. Scheiden van mengsel

→ Heterogene mengsels

A) Decanteren : Dit is gewoon afgieten, je kan hiermee een vaste stof van een

vloeistof scheiden, als bij de vaste stoffen de partikeltjes voldoende

groot zijn om te bezinken.

B) Afscheiden : Hiermee kan je twee vloeistoffen van elkaar scheiden, na

(Met scheitrechter) ontmengen.

C) Filtreren : Hiermee kan je een vaste stof, wat het residu zal zijn, en een

vloeistof, wat het filtraat zal zijn, scheiden.

D) Centrifugeren : Met deze methode kan je een vloeistof en een vaste stof die

moeilijk bezinkt scheiden. Het bezinken wordt versneld door

de snelle draaisnelheid van de centrifugetrommel.

→ Homogene mengsels

A) Destilleren : - Ten eerste kan je hiermee een vaste stof van een vloeistof

scheiden, zo kan je een oplosmiddel verkrijgen.

- Je kan ook een vloeistof van een vloeistof scheiden indien de

kookpunten voldoende ver uit elkaar liggen.


B) Kristalliseren : Hiermee kan je een vaste stof van een vloeistof scheiden,

om een opgeloste vaste stof te verkrijgen.

C) Extractie : Door deze methode kan je een vaste stof van een vloestof

afzonderen, op basis van verschil in oplosbaarheid in een

extractiemiddel.

D) Adsorptie : De stof die men uit een homogeen mengsel wil afscheiden

wordt vastgehecht aan het oppervlak van een andere stof.

(het adsorptiemiddel)


2. Van samengestelde tot

enkelvoudige stof

2.1. Inleiding

Mengsels Zuivere stoffen Nieuwe, andere stoffen

Scheidingstechnieken

(Fysisch) (Chemisch)

2.2. Mogelijkheid 1: samengesteld → enkelvoudig

→ Ontleden, analyse, ontbinding

Koolstof (C)

Suiker

(C6H12O6)

Water (H2O)

Toestel van

Hofmann

Zuurstofgas of Waterstofgas of

Dizuurstof (O2) Diwaterstof (H2) ( pluspool) (minpool)


→ Soorten

Voorbeeld: - Suiker → Thermolyse (warmte)

- H2O → Elektrolyse (elektronisch)

- / → Fotolyse (licht)

- Recycleren van kunststoffen → Pyrolyse (zonder O2)

2.3. Mogelijkheid 2: enkelvoudig → samengesteld → Synthese

Voorbeeld: - H2 + O2 → H2O

- Mg + O2 → MgO

2.4. Mogelijkheid 3: subsitutie → Uitwisselingsreactie

Voorbeeld: - AB + CD → AD + CB

- Mg + HCl → MgCl2 + H2

2.5. Elementen/atoomsoorten – atomen

& atoomstructuren

→ Elementen/atoomsoorten

Voorbeeld: Steenkool Grafiet Diamant (c)

zwart Grijs kleurloos

hard zacht zeer hard

Opmerking: Koolstof (c) → C60 (Buckminsterfullereen)


→ Atomen & atoomstructuren

Voorbeeld: - Grafiet → Hexagonale schikking

- Diamant → Tetraëdrische schikking

Tekeningen

Opmerking: Fotosynthese

Organisme → Chlorofyl (bladgroen)

Zon

6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2

- Hexagonale schikking - Tetraëdrische schikking


3. Enkele belangrijke

enkelvoudige stoffen

3.1. Metalen en niet-metalen Zie handboek

3.2. Dizuurstof

→ Methode 1

KClO3 (kaliumchloraat)

MnO2 (mangaandioxide)

→ Methode 2

Toestel van Hofmann

→ Eigenschappen

- Slecht oposbaar in water

- Geen kleur

- Geen geur

- Geen smaak

- Onbrandbaar, maar noodzakelijk voor verbranding

→ Industrieel

O2 wordt hoofdzakelijk verkregen door destillatie van

vloeibaar gemaakte lucht.


→ Natuur

CO2 + H2O C6H12O6 + 6 O2

Opmerking: Samenstelling van lucht:

- 78 % N2

- 21 % O2

- 0,9 % edelgassen

- 0,03 % CO2 (+ waterdamp)

Opmerking: O3 (ozon) wordt gevormd door sterke

elektrische ontladingen in de atmosfeer,

en ook door UV-straling.

3.3. Diwaterstof

→ Methode 1

Toestel van Hofmann

→ Methode 2

Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2

→ Voorkomen op aarde

Niet in de natuur

→ Eigenschappen - Reukloos

- Kleurloos

- Brandbaar

- Mengsel met lucht is explosief


→ Toepassingen - Diwaterstof wordt gebruikt als brandstof in raketten.

- Dit is de vulling in een onbemande ballon.

3.4. Edelgassen - Er zijn 6 edelgassen.

Naam Symbool Gebruik - Helium He Vulling in luchtballon, koelmiddel, gas in duikerklok

- Neon Ne Neonverlichting, tv-buis

- Argon Ar Gloeilampvulling

- Krypton Kr Tl-buizen

- Xenon Xe Zonnebank

- Radon Rn Een geneeskrachtige bron


4. De chemische

reacties

4.1. Kenmerken van een chemische reactie

→ Voorbeeld 1 Wit krijt + zoutzuur (HCl) → Het krijt is verdwenen,

wat overblijft weten we niet.

→ Voorbeeld 2 Keukenzout + Fenolftaline → Kleurloos

NaOH + Fenolftaline → Violet

Indicator, aanwijzer

→ Voorbeeld 3 CuSO4 → Koningsblauw

Geconcentreerd NH3

→ Voorbeeld 4 H2SO4 (18°C) + NaOH (18°C) → Temperatuur 90°C

→ Voorbeeld 5 H2SO4 + Cu + Zn → Spanning

→ Conclusie - Er ontstaan andere (nieuwe) stofeigenschappen

- De structuur van de stoffen wordt gewijzigd

→ Notatie Reagentia → Reactieproducten

- Reagerende stoffen Reactiepijl

- Uitgangsstoffen


→ Het deeltjesmodel

Opmerking:

- Exo-energetische reacties (is een reactie waarbij energie vrijkomt)

- Endo-energetische reacties (is een reactie waarbij energie wordt toegevoegd)

- Exotherm (is een reactie waarbij warmte vrijkomt)

- Endotherm (is een reactie waarbij warmte wordt toegevoegd)

4.2. Belangrijke principes geldig voor

alle chemische reacties

→ Wet van behoud van massa of

wet van Lavoisier

De wet: In een gesloten systeem, is de massa van de reagentia

gelijk aan de massa van de reactieproducten.

Gevolg: Door chemische processen kunnen er geen atomen of

atoomsoorten bijkomen of verloren gaan.

Voorbeeld:

2 KI + Pb (NO3)2 → PbI2 ↓ + 2KNO3

Dit is geel

Deze pijl wijst erop dat de stof naar onder zal gaan in de proefbuis

1.

+ →→→→ +

(Zelf te tekenen)

2.

→ + (Zelf te tekenen)


→ Symbolische voorstelling van

chemische reacties: reactievergelijking

Voorbeeld: De verbranding van magnesiumlint

2 Mg + O2 → 2 MgO


5. Atoombouw, periodiek systeem

en chemische binding

5.1. Samenstelling van een

atoom (cem)

→ Model

Voorbeeld: - Trouwring → 10000 triljoen atomen Au

- Punt achter zin → 100 miljard atomen

→ Atoombouw

1. Mantel bevat elektronen (e-)

1 2. Kern bestaat uit...

2

Protonen (p+) neutronen (n°)

→ Massa & lading van een atoom

DeelDeelDeelDeel pppp++++, n°, e, n°, e, n°, e, n°, e---- Abs. massaAbs. massaAbs. massaAbs. massa Rel. massaRel. massaRel. massaRel. massa Abs. ladingAbs. ladingAbs. ladingAbs. lading Rel. ladingRel. ladingRel. ladingRel. lading - Kern P+ 1,66 . 10-27kg 1u + 1,6 . 10-19C + 1 e.l.e.

n° 1,66 . 10-27kg 1u / /

- Mantel e- ≈ 0kg Ou - 1,6 . 10-19C - 1 e.l.e.

→ U: Unit

C: Coulomb

e.l.e: elektronladingseenheid


→ Voorstelling van stoffen

Voorstelling:

X��

Enkele voorbeelden: 1) Fe�� → 26 p+

→ 26 e-

→ 30 n°

2) Na�� → 11 p+

→ 11 e-

→ 12 n°

5.2. Atoommodel volgens Bohr

→ Banen – Schillen – Energieniveaus - Orbits

KKKK LLLL MMMM NNNN OOOO PPPP QQQQ

nnnn 1 2 3 4 5 6 7

2n2n2n2n2222 2 8 18 32 32 32 32

- Regel 1: e- hebben een zo laag mogelijke energie-inhoud

→ Plaatsing op de laagste baan.

- Regel 2: Maximum 2n2 e- op de n-schil (max 32).

- Regel 3: Maximum 8 e- op de buitenste schil.

Er was eens ...

→ Dalton (1800)

→ Thompson (1904)

→ Rutherford (1911)

→ Bohr (1914)

X: Naam van de stof

Z: Massagetal, aantal p+ + n° = aantal kerndeeltjes

Y: Atoomnummer, aantal p+ = aantal e-


Atoomnr. Stof K L M N

1 H 1

2 He 2

3 Li 2 1

4 Be 2 2

5 B 2 3

6 C 2 4

7 N 2 5

8 O 2 6

9 F 2 7

10 Ne 2 8

11 Na 2 8 1

12 Mg 2 8 2

13 Al 2 8 3

14 Si 2 8 4

15 P 2 8 5

16 S 2 8 6

17 Cl 2 8 7

18 Ar 2 8 8

19 K 2 8 8 1

20 Ca 2 8 8 2


5.3. Periodiek systeem van de elementen (PSE)

Inleiding : Een vereenvoudigde versie is opgesteld door Dimitri Mendeljev,

hij leefde van 1834 tot 1907, hij zorgde voor de

classificatie van de elementen. Dit gebeurde op twee manieren,

- Stijgende massa (vlnr)

- Eigenschappen (vbno)

Niet ontdekt :Sommige vakjes in de tabel van Mendeljev waren niet ingevuld,

Mendeljev zei dat in deze vakjes stoffen kwamen die nog niet

ontdekt waren. Hij had gelijk, later werden deze stoffen

gevonden: - 21Sc

- 32Ge

- 31Ga

PSE: Een verbeterde versie van de tabel van Mendeljev.

De kolommen in het PSE: groepen.

Dit zijn ze : Ia : Alkalimetalen

IIa : Aardalkalimetalen

IIIa : Aardmetalen/boorgroep

IVa : Koolstofgroep

Va : Stikstofgroep

VIa : Zuurstofgroep

VIIa : Halogenen

0 : Edelgassen

IIIIaaaa IIIIIIIIaaaa IIIIIIIIIIIIaaaa IVIVIVIVaaaa VVVVaaaa VIVIVIVIaaaa VIIVIIVIIVIIaaaa 0000

1111 H He

2222 Li Be B C N O F Ne

3333 Na Mg Al Si P S C Ar

4444 K Ca

Aantal schillen

Valentie – e- = Aantal e- op buitenste schil


Opmerking: Edelgassen zijn inert

→ Octetstructuur = edelgasconfiguratie

→ 8 valentie-e-

5.4. Gegevens uit het PSE

→ Ar

Relatieve atoommassa : een onbenoemd getal dat uitdrukt hoeveel

keer de massa van de stroom groter is dan de unit.

Voorbeeld : Ar(F) = 19.0

abs. m v/e atoom = Ar (atoom) . u

Absolute m van een atoom F:

Ar(F).u = 19,0 . 1,66.10-27kg

= 3,15 . 10-26kg

→ Mr

Relatieve moleculemassa : Theorie, zie handboek

Voorbeeld : Mr(H2SO4)

→ 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O)

→ 2 . 1,0 + 32,1 + 4 . 16,0

→ 98,1

→ Mol en molaire massa

Mol : Eenheid van hoeveelheid stof

Voorbeeld : - 1 mol O2: Hoeveelheid mol die 6,023 . 1023

moleculen bevat.

- 1 mol Na: 6,023 . 1023 atomen Na


Molaire massa v/e stof : Absolute massa van 1 mol van die stof.

Voorbeeld : Mr (H3PO4)

→ 3Ar(H) + Ar(P) + 4Ar(O)

→ 3 . 1,0 + 31,0 + 4 . 16,0

→ 98,0

→ De molaire massa van H3PO4 is 98,0 g/mol

Oefeningen : Bereken de molaire massa van …

→ Aantal mol stof, aantal moleculen

Aantal mol v/e stof : N = ��

��

Voorbeeld : Bereken hoeveelheid mol stof en hoeveel

moleculen er zijn in 49 g H2SO4.

- Mr(H2SO4)= 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O)

= 2(1,0) + (32,1) + 4(16,0)

= 98,1

De molaire massa van H2SO4 is 98,1g/mol

- N= ��,��

� ,��/ �� = 0,499 mol

- 0,499 mol . 6,023 .1023 moleculen/mol = 3,01 . 1023 moleculen

Oefeningen : Doe dit ook voor …

Stof Oplossing

HClN 50,5 g/mol

MgO 40,4 g/mol

CH4 16,0 g/mol

(NH4)2SO4 132,5 g/mol

Formule Opl. moleculen Opl. aantal mol

14 g Cl2 1,2 . 1023 0,20 mol

4,0 NaOH 6,0 . 1023 0,1 mol

1,8 HCl 3,0 . 1022 0,049 mol


→ ENW (elektronegatieve waarde)

- Alle elementen proberen een edelgasconfiguratie te bereiken.

→ Ze proberen hun buitenste schil volledig te vullen (octetstructuur).

- De elektronegatieve waarde is een maatgetal dat uitdrukt hoe sterk de

neiging is van een atoom is om elektronen op te nemen.

Opmerking 1: Edelgassen hebben geen elektronegatieve waarde, want

de buitenste schil is volledig gevuld.

→ Ze vertonen geen neiging om e- op te nemen/af te staan.

* Opmerking 2: Elementen uit de linkergroepen hebben een kleine

elektronegatieve waarde.

→ Ze zullen gemakkelijk e- afstaan.

* Opmerking 3: Elementen uit de rechtergroep (behalve edelgassen) hebben een

grote elektronegatieve waarde.

→ Ze zullen gemakkelijk e- opnemen.

5.5. De chemische binding

→ Ionbinding

- Gebeurt tussen een metaal en een niet-metaal

- ∆ENW > 1,6(6)

- Voorbeeld*:

11Na (2 8 1) en 17Cl (2 8 7)

Na → Na+ + e-

Cl + e- → Cl-

Na + Cl + e- → [Na+] [Cl-] + e-

NaCl

11 p+ 11 p+

11 e- 10 e-

0 +

Na+

17 p+ 17 p+

17 e- 18 e-

0 -

Cl-

*V

oo

rbe

eld

en

zie

cu

rsu

s *

Me

er

voo

rbe

eld

en

in

de

cu

rsu

s,

u

itle

g e

qu

iva

len

tie

reg

el.


⇒ Totale elektronenoverdracht!

+ Metaalionen Ze trekken elkaar aan

- Niet-metaalionen → coulombkrachten → ionenrooster

⇒ Voorbeelden:

→ Covalente binding/atoombinding

- Gebeurt tussen een niet-metaal en een niet-metaal.

- ∆ENW ≤ 1,6(6)

- Hoogstens elektronenverschuiving.

- Gemeenschappelijk elektronenpaar: doublet

- Lewisnotatie: - /Elektronenstipmodel: . .

- Voorbeelden*:

BV 1: H en H

2,1 2,1

nM nM

∆ENW = 0

BV 2: Cl en Cl

3,5 3,5

nM nM

∆ENW = 0

Alle kook- en smeltpunten zijn uitgedrukt in °C

θS θK

AgBr 430 1533

Al2O3 2037 2977

KCl 772 1407

MgO 2927 3627

NaOH 319 1387

Binding zelf te tekenen

H - H


Cl - Cl

EN

W =

0,

ge

en

ele

ktro

ne

nv

ers

chu

ivin

g


BV 3: H en Cl

2,1 3,5

nM nM

∆ENW = 0,9 ≤ 1,6(6)

BV 4: H en C

2,1 2,5

nM nM

∆ENW = 0,4 ≤ 1,6(6)

BV 5: C en Cl

2,5 3,0

nM nM

∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)

BV 6: N en O

3,0 3,5

nM nM

∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)

Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.

H - Cl


H

H - C - H

H


Cl

Cl - C - Cl

Cl

*M

ee

r v

oo

rbe

eld

en

in

de

cu

rsu

s.


O = N - O - N = O


⇒ Tussen deze moleculen zitten zwakke krachten

of Vanderwaals-krachten.

Opmerking 1: Aantal atoombindingen: 8 – het groepsnr. waar de stof in staat

→ Uitkomst: ≤ 4, aantal atoombindingen

→ Uitzondering: H, 1 atoombinding

→ Metaalbinding - Tussen een metaal en zichzelf

- positieve metaalionen: vrije elektronen

- Voorbeeld:

→ Warmtegeleiding

→ Elektrische geleiding

Alle kook- en smeltpunten zijn uitgedrukt in °C

θS θK Fase

CO2 -205 -131 Gas

HCl -114 -85 Gas

H2O 0 100 Vloeistof

CH4 -182 -161 Gas


cursus chemie - Telenetusers.telenet.be/wetenschappenosroco/Chemie/Cursus chemie...11 | Cursus...

Documents

Transcript of cursus chemie - Telenetusers.telenet.be/wetenschappenosroco/Chemie/Cursus chemie...11 | Cursus...