CHEMIE VWO 4

Wolters-Noordhoff Groningen, vierde druk.

Hoofdstuk 1: Atoombouw

Volgens Rutherford is een atoom opgebouwd uit een kern en daaromheen een

elektronenwolk. In de kern bevinden zich positieve protonen en neutrale neutronen.

De elektronen zijn negatief geladen deeltjes.

De lading van een proton is 1+ en van een elektron 1-. Een atoom is neutraal.

De massa van een elektron is 1μ en deze is even groot als die van een neutron. De massa

van een elektron is te verwaarlozen.

Atoomnummer = het aantal protonen in de kern

Massagetal = de som van het aantal protonen en neutronen

Periodiek Systeem:

De elementen in de rode hokjes (rechts + water) zijn niet-metalen, de metalen zijn de

elementen in de gele hokjes (links en midden).

- metalen uit groep 1: alkalimetalen.

- niet-metalen uit groep 17: halogenen

- niet-metalen uit groep 18: edelgassen

Isotopen: atomen met hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar een verschillend

aantal neutronen in de kern.

Gelijksoortige ladingen stoten elkaar af.

Ongelijksoortige ladingen trekken elkaar aan.

Vanderwaalskrachten:

Door de krachten tussen de molekulen (vanderwaalskrachten) ontstaat

vanderwaalsbinding. Naarmate de molekulen groter zijn, bevatten ze meer elektronen en

is de vanderwaalsbinding sterker. Het kookpunt is dan hoger.

Kristalrooster: molekulen in de vaste fase zijn regelmatig gerangschikt en

bevinden zich dicht bij elkaar en ze trillen.

Molekuulrooster: een kristalrooster van molekulen

Metaalrooster: een kristalrooster van metaalatomen

Atoomrooster: een kristalrooster van niet-metaalatomen

Stroomgeleiding:

Metalen: geleiden de stroom in zowel de vaste als de vloeibare fase.

Molekulaire stoffen: geleiden de stroom in geen van beide fasen.

Zouten: geleiden de stroom niet in de vaste fase, maar wel in de vloeibare fase.

(Een zout is opgebouwd uit een combinatie van een metaalatoom en een niet-

metaalatoom.)

Metaalbinding: de chemische binding tussen de metaaldeeltjes: de atoomrest is positief

geladen en de negatieve vrije elektronen houden deze positieve atoomresten bij elkaar.

Atoombinding: binding tussen atomen door elektronen die positieve kernen bij elkaar

houden (een gemeenschappelijk elektronenpaar).

Covalentie: het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de binding.

Koolwaterstoffen: stoffen die de elementen koolstof en waterstof bevatten en die

voldoen aan de algemene formule CnHm.

De alkanen hebben de formule: CnH2n+2.

Methaan, ethaan, propaan,butaan, pentaan, hexaan, heptaan, octaan, nonaan, decaan,

haxadecaan.

Isomeren: hebben dezelfde molekuulformule, maar een verschillende structuurformule.

Systematische naamgeving:

- Zoek de langste onvertakte koolstofketen op. We noemen dit de hoofdketen. De naam

daarvan is de stamnaam.

- Kijk welke atomen of atoomgroepen aan de hoofdketen zijn bevestigd en benoem ze.

- Kijk aan welk C-atoom van de hoofdketen zich de zijgroepen bevinden. Dit geven we

in de naam met een (zo laag mogelijk) plaatsnummer aan.

- Zie verder hoofdstuk 3 van de samenvatting van het VWO 5 boek.

HOOFDSTUK 2: Zouten.

Zouten = stoffen die uit positieve en negatieve ionen zijn opgebouwd.

Elektrovalentie = de grootte van de ionlading.

Metaalionen zijn positief, niet-metaalionen zijn negatief geladen.

Ionen = geladen atomen of atoomgroepen.

De ionbinding is een sterke binding. Het kristalrooster heet ionrooster. Molekulen zijn

hierin niet aan te wijzen. De verhoudingsformule geeft de verhouding tussen de aantallen

positieve en negatieve ionen aan. Met behulp van de elektrovalenties kun je de formule

van een zout opstellen. Alle zouten zijn vaste stoffen. Bij het smeltpunt wordt het

ionrooster afgebroken. Dit gebeurt ook bij het oplossen. De ionen zijn dan vrij. Alleen

opgeloste en gesmolten zouten geleiden stroom. Er treden dan chemische reacties op aan

de elektroden. De stroomgeleiding verklaart men door de aanwezigheid van vrije ionen.

Je moet met behulp van tabel 45A van Binas kunnen uitzoeken welke zouten wel en

welke (praktisch) niet in water oplosbaar zijn. Alle natrium-, kalium- en

ammoniumzouten zijn oplosbaar, evenals alle nitraten en acetaten. Het oplossen van

zouten in water moet je in een vergelijking kunnen weergeven.

Let op: een oplosbaar metaaloxide reageert met water een geeft een oplossing van het

hydroxide!

Neerslagreactie = een reactie waarbij vaste stof uit het mengen van twee oplossingen

ontstaat, vaak in de vorm van een suspensie.

De formules van de volgende triviale namen kun je achterhalen met behulp van

binastabel 102c: keukenzout, soda, gips, natronloog, kaliloog, kalkwater, barietwater.

In tabel 65a zijn van enkele ionsoorten de kleuren vermeld.

Met behulp van de oplosbaarheid kun je de volgende problemen oplossen.

- Een bepaalde ionsoort uit een oplossing verwijderen. Je moet daartoe een

zoutoplossing toevoegen waarvan een ionsoort met het te verwijderen ion een slecht

oplosbaar zout vormt; er ontstaat een neerslag dat gefiltreerd kan worden.

- Een bepaalde ionsoort aantonen. Je moet dan een zoutoplossin toevoegen die alleen

met de aan te tonen ionsoort een neerstlag geeft.

- Nieuwe zouten bereiden. Je laat een neerslagreactie optreden door twee

zoutoplossingen bijeen te voegen. Hierbij ontstaan twee nieuwe zouten: (vaak) een

neerslag en een oplosbaar zout.

HOOFDSTUK 3: Eenvoudige organische verbindingen.

Zie hoofdstuk 3 van de samenvatting van het VWO 5 boek.

HOOFDSTUK 4: Rekenen.

Significantie:

- Bij vermenigvuldigen en delen bepaalt de meetwaade met het kleinste aantal

significante cijfers het aantal cijfers van het antwoord.

- Bij optellen en aftrekken bepaalt het kleinste aantal cijfers achter de komma van een

meetwaarde de nauwkeurigheid van het antwoord. Er moet dezelfde eenheid worden

gebruikt.

HOOFDSTUK 5: Rekenen met atomen.

De massa’s van atomen wordt uigedrukt in atomaire massa-eenheden, μ.

De atoommassa wordt voornamelijk bepaald door de kernsamenstelling: het aantal

protonen plus neutronen, het massagetal.

Isotopen zijn atomen van dezelfde soort. Ze bevatten dus hetzelfde aantal protonen, maar

een verschillend aantal neutronen. Hierdoor is de massa van deze atomen niet dezelfde.

Doordat de verhouding waarin deze isotopen voorkomen constant is, kunnen we spreken

over een gemiddelde atoommassa.

De molekuulmassa van een molekuul vind je door de atoommassa’s van de

samenstellende atomen op te tellen. De ionmassa van een enkelvoudig ion is gelijk aan de

atoommassa, omdat we de massa va de elektronen kunnen verwaarlozen.

De SI-eenheid voor chemische hoeveelheid is de mol. Een mol stof bestaat uit 6,02 • 10 ²³

deeltjes: het getal van Avogadro (NA). Een mol stof heeft een massa van M gram.

We hebben geconstateerd dat gelijke volumes gassen gemeten bij dezelfde temperatuur

en druk evenveel molekulen, dus evenveel mol stof bevatten: de wet van Avogadro. Het

molair volume is bij standaardomstandigheden, p = 1,00 bar (p°) en T = 273 K,

22,4 dm³/mol.

hoeveelheid stof

mol

↓↑ x 22,4↓↑: 22,4 ↓↑

x Mw :Mw dm³/mol dm³/mol x NA : NA

massa volume gas aantal deeltjes

↓↑

: dichtheid x dichtheid

volume

HOOFDSTUK 6: Water.

De polaire atoombinding is op te vatten als de overgang van de zuivere atoombinding

naar de ionbinding. Het gemeenschappelijk elektronenpaar hoort wat meer bij het ene

atoom, dan bij het andere. Dit komt door het verschil in elektronegativiteit van de twee

atomen.

Onder de elektronegativiteit van een atoom verstaan we de mate waarin dit atoom een

gemeenschappelijk elektronenpaar aantrekt. (Binastabel 39A)

Voor de verschillende bindingstypen hanteren we grofweg de volgende maatstaf:

∆ e.n. = < 0,4 zuivere atoombinding

∆ e.n. = 0,4 – 1,6 polaire atoombinding ∆ e.n. = > 1,6 ionbinding

Als in een molekuul polaire atoombindingen voorkomen en de ruimtelijke bouw van het

molekuul de effecten daarvan niet opheft, hebben we met een dipoolmolekuul te maken.

Bij een dipoolmolekuul treffen we in het molekuul een ladingsverdeling aan, waardoor de

ene kant van het molekuul een beetje positief en de andere kant een beetje negatief is

geladen.

Als een stof uit dipoolmolekulen bestaat, hebben we een polaire stof. Een apolaire stof

bestaat uit molekulen die geen dipolen zijn.

Bevatten de molekulen van een stof OH of NH groepen dan treedt een extra binding

tussen de molekulen op. Deze binding gaat van een H-atoom van de OH of NH groep

naar een andere OH of NH groep: waterstofbrug.

Ook tussen HF molekulen treden H-bruggen op; dus ook tussen HF molekulen en OH of

NH groepen.

Waterstofbruggen vormen sterke bindingen tussen de molekulen. Hierdoor is het

kookpunt van stoffen waarbij tussen de molekulen waterstofbruggen voorkomen hoog.

Door de waterstofbruggen heeft ijs een kooistructuur, waardoor de dichtheid van ijs

kleiner is dan van water. Stoffen waarvan de molekulen met die van water

waterstofbruggen kunnen vormen, kunnen in water oplossen en met water mengen.

Stoffen waarbij tussen de molekulen uitsluitend vanderwaalsbinding voorkomt, zullen

onderling dikwijls goed kunnen mengen. Met water zullen ze niet mengen.

Als een zout oplost in water worden de losse ionen door de dipoolmolekulen van water

omringd: hydratatie. De bindingen die bij de hydratatie ontstaan zijn dan sterker dan de

ionbinding in het ionrooster van het zout.

Bij het uitkristalliseren van een zout kunnen in het ionrooster watermolekulen worden

ingebouwd: kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat heet een hydraat. Bij verwarmen

van een hydraat komt het water vrij.

HOOFDSTUK 7: Rekenen aan reacties.

De constante massaverhouding waarin stoffen met elkaar reageren is experimenteel te

bepalen. Deze massaverhouding kun je omrekenen naar een molverhouding. Je kunt deze

molverhouding ook uit de reactievergelijking afleiden. De coefficienten geven de

molverhouding aan waarin stoffen verdwijnen en ontstaan.

De hoeveelheid opgeloste stof wordt in de scheikunde meestal aangeduid in mol stof per

liter oplossing: de molariteit (M). Dit is het aantal mol stof dat in een liter oplossing

aanwezig is. Andere concentratiematen zijn massaprocent (aantal gram per 100 gram) en

volumeprocent ( aantal ml per 100 ml)

De algemene gaswet geeft het verband tussen de druk, het volume, de chemische

hoeveelheid en de temperatuur van een gas aan:

p x V = R

n x T

Zo kun je het molair volume van een gas bij andere omstandigheden dan

standaardomstandigheden uitrekenen.

Bij het oplossen van een chemisch rekenvraagstuk kun je het beste de volgende stappen

volgen:

1) Schrijf de reactievergelijking op.

2) Wat is er gegeven en gevraagd

3) Geef de molverhouding tussen gegeven en gevraagde stof

4) Bereken aantal mol gegeven stof

5) Bereken aantal mol gevraagde stof

6) Reken het gevraagde om in de gevraagde eenheid

7) Controle/ significantie

HOOFDSTUK 8: Het gebruik van water.

Hard water bevat calcium- en magnesium-ionen. Het ontstaat als regenwater, waarin

koolstofdioxide is opgelost, in aanraking komt met kalksteen (calciumcarbonaat). Je kunt

hard water herkennen doordat het met een groene-zeepoplossing een neerslag geeft en

niet schuimt.

Zeep bestaat uit ionen, waarbij het negatieve ion een lang apolair stuk heeft, bvb. het

stearaat-ion. De stearaat-ionen komen vooral aan het wateroppervlak voor. Daardoor

verlagen ze de grensvlakspanning van water. Ook vormen groepjes stearaat-ionen

micellen. Met behulp van deze micellen kun je de waswerking van zeep beschrijven.

HOOFDSTUK 9: Hoe snel en hoe ver?

Je bepaalt een reactiesnelheid door na te gaan hoeveel mol stof per seconde per liter

reactiemengsel verdwijnt of ontstaat. Je meet dus de concentratieverandering per

seconde: mol/l/s.

Je kunt de reactiesnelheid beschrijven met het botsende-deeltjesmodel: de reactiesnelheid

hangt af van het aantal effectieve botsingen, dat per seconde tussen de deeltjes

plaatsvindt.

De reactiesnelheid wordt door de volgende factoren beinvloed:

- Concentratie Bij een hogere concentratie neemt de reactiesnelheid toe. Het

aantal botsingen per seconde is dan groter.

- Verdelingsgraad Hoe fijner de stof is verdeeld, des te groter is het oppervlak, des te

groter is de reactiesnelheid. Door het grote oppervlak kunnen er veel botsingen aan

dit oppervlak plaatsvinden.

- Temperatuur Bij hogere temperatuur is de reactiesnelheid groter. Door de hogere

snelheid van de deeltjes is niet alleen het aantal botsinge, maar ook de kans op een

effectieve botsing groter.

- Katalysator Deze beïnvloedt de reactiesnelheid, doordat hij vaak een andere

‘reactieweg’ mogelijk maakt. Bij de reactie wordt katalysator wel gebruikt maar niet

verbruikt.

Veel reacties zijn omkeerbaar. Hierdoor kan een dynamisch evenwicht ontstaan

Chemische evenwichten zijn dynamische evenwichten. Fysische processen als smelten en

verdampen worden ook als dynamische evenwichten beschreven.

Kenmerken van een evenwicht zijn:

- de heengaande en de teruggaande reactie verlopen tegelijkertijd

- de snelheid waarmee deze reacties verlopen is gelijk

- alle stoffen die bij de reactie betrokken zijn, komen tegelijkertijd in het

reactiemengsel voor

- de concentraties van de stoffen veranderen niet; deze concentraties zijn meestal niet

aan elkaar gelijk.

Je kunt van een evenwichtsreactie een aflopende reactie maken door een van de stoffen

uit het reactiemengsel te verwijderen.

HOOFDSTUK 10: Zuren en basen.

Zie hoofdstuk 4 van de samenvatting van het VWO 5 boek.

CHEMIE VWO 5

Wolters-Noordhoff Groningen, derde druk

HOOFDSTUK 1: Energie

Elke reactie/ elk proces heeft een bepaald energie-effect.

Bij een exotherme reactie staan de reagerende stoffen energie af aan de omgeving: het

teken is negatief (-).

Bij een endotherme reactie nemen de stoffen energie op uit de omgeving: het teken is

positief (+).

Reactie-energie wordt uitgedrukt in Joule per mol (J/mol).

Literatuurwaarden = waarden voor reactie-energieën die zeer nauwkeurig zijn bepaald.

Systematische fouten = fouten die je niet kunt voorkomen, vb. het weglekken van

warmte.

Toevallige fouten = slordigheidsfouten, vb. het niet goed aflezen van de temperatuur.

Hoe bereken je de reactie-energie?

Je verwarmt 70,28 gram H2O(l) met een kaars: C17H35COOH(s) van 30,78 gram

De temperatuur is 26,0 graden Celsius= 299 Kelvin

Aan het eind van de proef was er nog 9,05 gram van de kaars over.

De temperatuur van het water was toen 80,9 graden Celcius.

Stap1= Bereken hoeveel energie het water heeft opgenomen.

4,18 Joule/gr/K 70,28 gr 54,9 K = 16,1·10³ Joule

Stap2=Deze energie is geleverd door 21,73 gram stearinezuur. De massawaarde is

284,468 gram/mol. 21,73 gram : 284,468 gr/mol = 0,076.. mol

Stap3=Hoeveel Joule levert 1 mol stearinezuur?

16,1·10³ Joule is geleverd door 0,076.. mol stearinezuur

16,1·10³ Joule : 0,076.. mol = 2,12·10 Joule per mol

De reactie-energie is dan -2,12·10 Joule per mol

Als je de afwijking wilt weten met de literatuurwaarde:

literatuurwaarde – gemeten waarde 100 %

literatuurwaarden

De reactie-enthalpie (delta H/ ∆H) is het energie-effect gemeten bij constante druk.

Een reactie heeft altijd dezelfde reactie-energie (∆U) bij een constante druk (p) en een

bepaalde temperatuur (T).

vb. 2Na (s) + 2 H2O (l) H2 (g) + 2Na+ (aq) + 2(OH¯) (aq)

Niet alle energie die de stof natrium bevat, is afgestaan aan water. Een deel is

namelijk omgezet in de bewegingsenergie van het waterstofgas.

Je meet dus een te lage waarde voor de reactie-energie. Dat wat je meet heet ‘reactie-

enthalpie’ = ∆H

In werkelijkheid komt er reactie-energie (∆U) vrij.

∆U = ∆H + p·∆V

Volgens de natuurkunde is de arbeid die een uitzettend gas verricht afhankelijk van de

volumeverandering en de gasdruk: arbeid = p·∆V

Enthalpiediagram: zo is de berandering van de enthalpie gemakkelijk af te leiden.

vb. C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = -394 kJ/mol (er komt energie vrij)

| C(s) + O2 (g) .

| ↓

H (kJ) | ↓

| ↓ ∆H = -394

↑ | ↓ | ↓ | CO2 (g) .

Bij een proces ontstaat geen energie en gaat geen energie verloren!

De totale hoeveelheid energie voor en na de reactie is aan elkaar gelijk

C(s) + O2 (g) CO(g) + ½ O2(g) -111

CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) -283

-394

Een exotherm proces: er komt energie vrij.

Wet van Hess = de hoeveelheid reactie-enthalpie wordt alleen bepaald door de begin-

en eindtoestand.

Deze wet stelt ons in staat via een omweg reactie-enthalpieën te berekenen. Dit is vooral

van belang bij reacties waarvan de reactie-enthalpieën niet experimenteel bepaald kunnen

worden.

Het is soms niet mogelijk de reactie-enthalpie van een reactie rechtstreeks te bepalen. Dat

komt doordat je niet kunt voorkomen dat bvb. een deel van het gevormde CO(g) verder

reageert tot CO2(g).

Vormingsenthalpie = reactie-enthalpie die vrijkomt bij de vorming van een mol

ontleedbare stof uit de niet-ontleedbare stoffen in kJ per mol stof (T = 298 K en p=pº)

(Binastabel 57)

vb. de vormingsenthalpie van CuO(s) is bekend. Het enthalpie-effect van de ontleding

van CuO(s) is gelijk aan de vormingsenthalpie, maar dan met een tegengesteld teken.

vb. Methaan: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

∆H : +76 + 0 -394 + 2 -286 kJ = -890 kJ/mol

Op deze manier kunnen ook vormingsenthalpieën berekend worden van stoffen, waarvan

de vorming uit de niet-ontleedbare stoffen niet rechtstreeks mogelijk is.

Bindingsenthalpie = de enthalpie die vrijkomt bij het ontstaan van een atoombinding

tussen atomen. (in kJ per mol bindingen)

(Binastabel 58)

Voorbeeld van een berekening met bindingsenthalpieën

Rv: H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)

Je ontbindt eerst H2 en Cl2: bij ontbinden is er energie nodig (endotherm), de tabel

toont de energie die ontstaat als de binding gevormd wordt (exotherm) dus het teken

slaat om van een – naar een +

H-H = +436

Cl-Cl = +243

Dan zoek je de bindingsenthalpie van HCl op: H-Cl = - 432, dit teken slaat niet om

want hier vindt vorming plaats van een binding.

H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)

+436 + 243 2 - 432 = -185

Deze methode is alleen van toepassing bij gassen, want bij vloeistoffen en vaste stoffen

moeten ook de vanderwaalsbindingen meegerekend worden.

Maar bij vloeistoffen is wel een berekening mogelijk, als we (behalve H-bruggen)

overige krachten verwaarlozen.

Het verbreken van bindingen is endotherm = +

De vorming van bindingen is exotherm = -

De bindingsenthalpie van de waterstofbrug is –22 kJ/mol.

Ander voorbeeld van een berekening met bindingsenthalpieën:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

Eerst worden er 4 C-H bindingen en 2 0=0 bindingen verbroken:

4 (+ 410) kJ/mol = + 1640 kJ/mol

2 (+ 498) kJ/mol = + 996 kJ/mol

Er zijn ontstaan: 1 C(g) + 4 H(g) + 4 O(g)

Uit deze losse atomen wordt gevormd: 2 C=O en 4 O-H bindingen

2 (-804) kJ/mol = -1608 kJ/mol

4 (-463,5) kJ/mol = -1854 kJ/mol

Bij het condenseren wordt per OH-groep een waterstofbrug gevormd:

Per 2 mol H2O is dat 4 (-22) kJ/mol = -88 kJ/mol

│ │ C(g) + 4 H(g) + 4 O(g) .

H (kJ) │ ↑ ↓

│ ↑4 410 + ↓

↑ │ ↑2498 ↓2(-804) +

│ ↑ ↓4(-463,5)

│ CH4(g) + 2 O2(g) . ↓ │ ↓↓ ↓ ↓ │ ↓↓ -826 ↓ ↓

│ ∆ H ↓↓ ↓ CO2(g) + 2 H2O(g) │ ↓↓ ↓

│ ↓↓ 4(-22)↓

│ ↓↓ ↓ CO2(g) + 2 H2O(l) │

Uit het diagram volgt dat de verbrandingsenthalpie voor methaan tot (vloeibaar) water en

koolstofdioxide –914 kJ/mol bedraagt.

In Binastabel 55 wordt hiervoor –8,90·10 J/mol opgegeven. Hieraan kun je zien dat de

berekening met de tabel met bindingsenthalpieën tot een redelijk resultaat kan leiden.

Berekening met bindingsenthalpieën: begintoestand → losse atomen (op een vrij hoog

energieniveau) → eindtoestand.

Berekening met vormingsenthalpieën: begintoestand → niet-ontleedbare stoffen (op een

lager energieniveau) → eindtoestand.

Berekeningen aan zouten kunnen niet met bindingsenthalpieën, omdat zouten per

definitie uit ionen bestaan

Roosterenthalpie = komt vrij als een ionrooster wordt gevormd uit losse ionen in de

gasfase per mol zout. (Binastabel 60)

Ionisatie-enthalpie = is nodig om uit 1 mol atomen elektronen te onttrekken zodat er

positieve ionen ontstaan. (Binastabel 62)

Elektronenenaffiniteit = enthalpie die betrokken is bij het proces waarin 1 mol atomen

elektronen opnemen zodat er negatieve ionen ontstaan.

(Binastabel 63)

Sublimatie- en verdampingsenthalpieën = is nodig om een stof naar de gasfase te

‘brengen’. (Binastabel 59)

Hydratatie-enthalpie = komt vrij als een mol ionen vanuit de gasfase in water wordt

gebracht. (Binastabel 61)

Voorbeeld van een energieberekening: │

│ Ca2+(g) + 2 Br(g) │ ↑ ↓ │ (bind.) ↑+193 ↓ (el.aff.) │ ↑ ↓

│ Ca2+(g) + Br2(g) ↑ ↓ 2(-340) │ ↑ ↓ │ (verdamp.) ↑+31 ↓

│ ↑ ↓ Ca2+(g) + 2 Br-(g)

│ Ca2+(g) + Br2(l) ↑ ↓ │ ↑ ↓ │ (ionis.) ↑+1740 ↓ (roosterenth.) │ ↑ ↓ │ Ca(g) + Br2(l) ↑ ↓ -2130 │ ↑ ↓ │ (subl.) ↑+177 ↓ │ ↑ ↓ │ Ca(s) + Br2(l) ↑ ↓ │ ↓↓ ↓ │ ↓↓ ↓ │ ↓↓∆H ↓ │ ↓↓ ↓ │ ↓↓ ↓ CaBr2(s) .

∆H = -669 kJ/mol = -6,69•10 J/mol

Bij de meeste reacties moeten we eerst energie toevoeren om de benodigde temperatuur

te krijgen = activeren.

Activeringsenergie = Uact

Vanuit die toestand beginnen de stoffen te reageren en worden reactieprodukten

gevormd.

geactiveerde toestand ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ beginstoffen ↑ ↓

↓ ↓ reactie↓ ↓

enth. ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ produkten

Een reactie verloopt sneller naarmate de activeringsenergie kleiner is en dat is het geval

bij een katalysator.

De reactiesnelheid wordt beïnvloedt door een katalysator: voor de geactiveerde toestand

zonder katalysator is meer activeringsenergie nodig dan voor de vorming van het

geactiveerde tussenprodukt met de katalysator.

vb. A → A in geactiveerde toestand → B

A + katalysator (K) → A+K in geactiveerde toestand → B + K.

Met katalysator is er minder activeringsenergie nodig of wel: het tussenprodukt

heeft dan een lage activeringsenergie.

HOOFDSTUK 2: Entropie

Er is een wet van energiebehoud.

Er zijn processen die voldoen aan deze wet, maar die toch niet verlopen, bvb.:

- Verbranding van papier; waarom gaat dat proces vanzelf?

Omdat ∆H = - (exotherm)

- Waarom wordt er daarna niet gewoon weer papier gevormd?

Omdat de ontstane deeltjes zich hebben verspreid over de ruimte

Naast de wet van energiebehoud is er nog de natuurwet

- Bij toename van het aantal deeltjes in dezelfde ruimte neemt het aantal mogelijke

plaatsingen (entropie) snel toe

- Een bijzondere verdeling van de deeltjes over de ruimte is zeer onwaarschijnlijk

- Een gelijkmatige verdeling van vrij plaatsbare deeltjes over de ruimte is het meest

waarschijnlijk en dus normaal.

Deeltjes hebben snelheid (grootte, richting), deeltjes nemen een plek in

(realiseringsmogelijkheid).

De entropie S is een maat voor het aantal realiseringsmogelijkheden in een systeem. Dit

wordt bepaald door het aantal manieren waarop de molekulen zich in de ruimte kunnen

plaatsen en het aantal mogelijkheden om de energie te verdelen. (Denk aan een dambord

die je met alle pionnen op vele en vele manieren kunt ‘inrichten’.)

De entropie van een gas is veel groter dan van een vloeistof en die is weer groter dan de

entropie van een vaste stof. Een hoeveelheid gas in een grote ruimte heeft een grotere

entropie dan dezelfde hoeveelheid gas in een kleinere ruimte.

Een gelijkmatige verdeling van de deeltjes over de beschikbare ruimte is het meest

waarschijnlijk. Dit geldt ook voor de energie.

Zolang deze toestand niet is bereikt is het optreden van een reactie te verwachten. De

activeringsenergie is dan de enige rem op het vanzelf verlopen van de reactie. Bij een

chemische reactie is de verandering van de totale entropie gelijk aan ∆Stotaal = - ∆H + ∆Sstof

T

Voor een reactie zijn drie situaties denkbaar.

a) De totale entropie neemt toe.

Dat gebeurt als ∆H = negatief en ∆S = positief.

b) De totale entropie neemt af.

Dat gebeurt als ∆H = positief en ∆S = negatief

De reactie kan niet verlopen volgens de in de reactievergelijking gegeven richting.

c) De totale entropie verandert niet. Er is sprake van chemisch evenwicht.

Dat is mogelijk als ∆H en ∆S hetzelfde teken hebben

In de evenwichtstoestand is de bereikte totale entropie maximaal.

In de evenwichtstoestand geldt de evenwichtsvoorwaarde: de concentratiebreuk (CB) =

de evenwichtsconstante (K). Bij een bepaalde temperatuur heeft de concentratiebreuk een

bepaalde waarde, nl. die van K, dan verkeert het reactie-systeem in evenwicht.

Voor het evenwicht 2A(g) B(g) + C(g) is de evenwichtsvoorwaarde:

BC = K

A²

De concentraties van de stoffen die in de reactievergelijking rechts staan komen in de

teller. De coëfficient in de vergelijking komt als exponent bij de concentratie. Alleen als

de concentratie van een stof kan veranderen heeft opname ervan in de concentratiebreuk

zin. Het betreft dus alleen gassen en stoffen in oplossing. Vaste stoffen en oplosmiddelen

worden altijd weggelaten.

Als je aan A iets toevoegt, wordt de A groter en is CB K, CB is dan nl. kleiner als K.

CB moet weer gelijk worden aan K, dus de B en/of C moet(en) groter worden: de

reactie van links naar rechts moet dus tijdelijk de overhand hebben. De reactie stopt zodra

CB = K, dan is er een nieuw evenwicht.

Een katalysator heeft geen invloed op een evenwicht.

Wel stelt het evenwicht zich sneller in.

Er zijn drie mogelijkheden om aan een evenwichtstoestand iets te veranderen.

a) Verandering van de concentratie van een der reactanten heeft een nieuw evenwicht tot

gevolg. Vergroot je de concentratie van een stof aan de linkerkant van het

evenwichtsteken dan zijn na instellen van het nieuwe evenwicht de concentraties aan

de rechterkant van het evenwichtsteken iets groter geworden.

b) Vergroting van het totale volume (verdunnen/druk verlagen): de concentraties worden

kleiner: bij het nieuwe evenwicht is het totale aantal deeltjes toegenomen (grotere

entropie).

c) Verhoging van de temperatuur leidt tot het optreden van de endotherme (de hogere T

geeft de extra energie!) reactie totdat een nieuwe evenwichtstoestand is bereikt, T-

verhoging is ten gunste van de toestand, want de entropie wordt groter.

Heterogeen = reactanten aanwezig in verschillende fasen, aan de grensvlakken speelt het

evenwichtsproces zich af, vb. een bakje met water met een vaste stof onderin.

Homogeen = er is geen sprake van grensvlakken.

Een bijzondere evenwichtsconstante is het oplosbaarheidsprodukt. Dat is het

ionenprodukt in een verzadigde oplossing, de evenwichtsconstante (Ks) van een zout.

Hieruit kun je berekenen: de oplosbaarheid = het maximaal op te lossen aantal gram stof

in een liter water.

Voorbeeld: Bereken de oplosbaarheid van loodjodidie in milligram per dm³, uitgaande

van het oplosbaarheidsprodukt.

Stap 1 = rv: Pb²+I¯2(s) Pb²+(aq) + 2 I¯2(aq)

x x 2x

Stap 2 = Ks = [Pb²+] Х [I¯]² = 1,4 • 10¯ (binastabel 46)

Stap 3 = x Х 2 x² = 1,4 • 10¯

4 x³ = 1,4 • 10¯

x³ = 0,35 • 10¯

x = √0,35 • 10¯

x = 1,5 • 10¯ ³

Stap 4 = In 1,0 liter water lost 1,5 • 10¯ ³ mol Pb²+I¯2(s) op (want de molverhouding =

1:1:2). Dat is omgerekend naar gram: 0,6915 gram. Dat is 692 mg. per liter ofwel per dm³

Antwoord: 6,9 • 10 ² mg/dm³

HOOFDSTUK 3: Eenvoudige organische stoffen.

Naamgeving:

a) Zoek de hoofdketen: stamnaam

b) Is er een dubbele binding: uitgang –een

Is er een drievoudige binding: uitgang –yn

c) Stoffen met benzeenring = aromaten

- aromaten met alkylgroepen als zijketens, dan is de benzeenring de hoofdketen

- als zijketen karakteristieke groepen heeft, dan heeft de benzeenring het

voorvoegsel: fenyl-

d) Voorvoegsel cyclo- , als de hoofdketen een gesloten ring van C-atomen vormt.

e) Karakteristieke groepen geven we aan met voor- en achtervoegsel (binastabel 102c)

en met plaatsnummers en telwoorden (di,tri,etc.)

f) De belangrijkste groep krijgt het achtervoegsel (tab. 102c) en een zo laag mogelijk

plaatsnummer! (begin dus de C-atomen te nummeren bij de belangrijkste

karakteristieke groep).

g) Meerdere karakteristieke groepen: voorvoegsels op alfabetische volgorde (niet

rekening houden met di, tri, etc.)

h) Som van de plaatsnummers is zo laag mogelijk

Overzicht van de belangrijke karakteristieke groepen.

formule naam algemene naam karakteristieke groep

R-OH alkanolen alcoholen hydroxylgroep

R-O-R alkoxyalkanen esthers alkoxygroep

R-C-OH alkaanzuren carbonzuren carboxylgroep ║ O

R-C-O-R’ esters ║ O

R-C-H alkanalen aldehyden aldehydgroep ║ O

R-C-R’ alkanonen ketonen ketongroep ║ O

R-X monohalogeen-

alkanen

R-NO2 nitroalkanen nitrogroep

R-NH2 alkaanaminen aminen aminogroep

R-CH=CH-R’ alkenen

R-C≡C-R’ alkynen

Reacties bij koolstofverbindingen:

1) Volledige verbranding: er ontstaat CO2(g) en H2O(l)

vb. C17H35COOH(s) + 26 O2(g) 18 CO2(g) + 18 H2O(l)

2) Substitutiereactie: de halogenen chloor en broom reageren langzaam met alkanen, er

ontstaan halogeenalkanen en waterstofhalogeniden

Er is licht nodig! Een H-atoom wordt vervangen door een halogeenatoom, reactie

verloopt via een mechanisme waarbij radicalen een rol spelen.

Dit is een kettingreactie:

- onder invloed van licht splitst een halogeenmolekuul in twee radicalen

- een halogeenradicaal koppelt aan een H-atoom van een alkaan; er ontstaat een

molekuul waterstofhalogenide en een alkylradicaal

- het alkylradicaal reageert met een halogeenmolekuul, er ontstaat een molekuul

halogeenalkaan en een halogeenradicaal

H H

licht

vb. H-C-H + Br2(l) H-C-Br + HBr(g)

H H

3) Additiereactie: stoffen waarvan de molekulen klein zijn, kunnen met alkenen

reageren. De bindingen springen open , van die 2 bindingsmogelijkheden wordt

gebruik gemaakt door de koppeling van de atomen van de kleine molekulen.

vb. C = C + Br2(l) C C

Br Br

4) Kraakreactie: grote molekulen van een alkaan met een lange koolstofketen kunnen

bij een hoge temperatuur in kleinere molekulen worden verbroken. Er ontstaat een

mengsel van alkanen en alkenen.

(Vaak met behulp van katalysatoren)

kat.

vb. C C C C C C C C H + C = C

H

Alcoholen: molekulen met hydroxyl-groep (OH-) als karakteristieke groep.

a) In water ioniseren ze niet: ze zijn niet zuur of basisch.

b) Alkanolen reageren met natrium, waarbij natriumalkanolaten (dat zijn zouten) en

waterstof ontstaan. Alkanolaationen zijn zeer sterke basen, reageert met water: er

ontstaat een mengsel van ethanol en natronloog. (Er bestaat dus een ionbinding tussen

natrium en zuurstof.)

Vanaf C2H6O bestaan er van de alkanolen isomeren: de alkoxyalkanen, behoren tot de

ethers, de karakteristieke groep is COC. De alkoxygroep kan alleen een voorvoegsel

krijgen.

c) Met een zuur vormen ze esters. Hierbij stelt zich een evenwicht in.

d) Alcoholen kunnen gemaakt worden door een additiereactie van water met een alkeen.

e) De alcoholen die uit kleine molekulen bestaan zijn goed mengbaar met water; dit kun

je met de vorming van waterstofbruggen verklaren

Bijzondere alcoholen

Ethanol: genotmiddel, schoonmaak-en oplosmiddel, brandstof.

Het kan bereid worden door gisting van suikers waarbij tevens koolstofdioxide ontstaat.

Glycerol (1,2,3-propaantriol) is een driewaardige alcohol. Met vetzuren ontstaan eetbare

oliën en vetten. Benzenol (fenol) is een zwak zuur.

Esters:

a) Zij kunnen gemaakt worden uit een alcohol en een zuur. Zwavelzuur is katalysator.

Er stelt zich een evenwicht in waarbij ook water ontstaat. De omgekeerde reactie heet

hydrolyse.

b) Met een basische oplossing treedt een verzepingsreactie op. Hierbij ontstaat naast een

alcohol een zout van een carbonzuur. Deze reactie is aflopend.

O O ║ hydrolyse ║

1) R1-C-O-R2 + H2O R1-C-OH + R2OH

O O ║ verzeping ║

2) R1-C-OH + OH¯ R1-C-O¯ + H2O

O O ║ ║ netto: R1-C-O-R2 + OH¯ => R1-C- O¯ + R2OH

c) De meeste esters mengen slecht met water

d) Esters met betrekkelijk kleine molekulen worden gebruikt als geur- en smaakstoffen

(essences)

e) Er bestaan ook esters van alcoholen met anorganische zuren. Een voorbeeld is

glyceryltrinitraat. Het is de uiterst explosieve grondstof voor dynamiet.

Ethers:

Chemisch weinig actief. Goede oplosmiddelen. Brandbaar. Reageren weinig.

O ║

Aldehyden: stof met C H -groep: de alkanalen, achtervoegsel –al.

a) Aldehydegroep is altijd bij een eindstandig C-atoom aanwezig: primair C-atoom.

b) Reageren met waterstof via een additiereactie tot primaire alcoholen.

c) Zijn aan te tonen met Haines- en Tollensreagens

Haines-reagens: dat bevat koper(II)-ionen, een blauwe oplossing

Na de reactie is het rode onoplosbare koper(I)oxide ontstaan.

Cu2+ + aldehyde => Cu+ + …..

blauw rood

Tollens-reagens: ammoniakale zilveroplossing, de zilver-ionen zijn omringd door

ammoniakmolekulen; als Ag(NH3)2+ met een aldehyde reageert, ontstaat zilver.

Ag+ + aldehyde => Ag(s) + …..

d) Additie van H-atomen aan aldehyden: de C = O binding springt open; een H-atoom

bindt zich aan het O-atoom en een H-atoom bindt zich aan het C-atoom.

Ketonen: als een secundair C-atoom een dubbelgebonden O-atoom heeft: C-C-C

a) Reageren met waterstof via een additiereactie tot een secundaire alcohol. ║

b) Propanon (aceton) is een veel gebruikt oplosmiddel. O

c) Achtervoegsel -on.

d) Additie van H-atomen aan ketonen: de C = O binding springt open; een H-atoom

bindt zich aan het O-atoom en een H-atoom bindt zich aan het C-atoom.

Carbonzuren: hebben een carboxylgroep: -COOH.

a) Het zijn zwakke zuren

b) De alkaanzuren waarvan de molekulen uit lange koolstofketens bestaan, noemt men

vetzuren.Vetzuren hebben een polaire kop en een apolaire staart.

Voorbeelden daarvan staan in tabel 67b

c) De natrium- en kaliumzouten van de vetzuren zijn zepen, bij de reactie met natrium

ontstaan natriumalkanoaten.

d) Alkaanzuren met een kleine molaire massa zijn goed oplosbaar in water

e) Carbonzuren en hun zuurrestionen:

Formule systematische naam syst. naam zuurrestion

HCOOH methaanzuur methanoaat

CH3COOH ethaanzuur(azijnzuur) ethanoaat(acetaat)

HOOC – COOH ethaandizuur(oxaalzuur) ethaandioaat(oxalaat)

C2H5COOH propaanzuur propanoaat

C3H7COOH butaanzuur butanoaat

C15H31COOH hexadecaanzuur hexadecanoaat

C17H35COOH octadecaanzuur(stearinezuur) octadecanoaat(stearaat)

C17H33COOH 9-octadeceenzuur(oliezuur) 9-octadecenoaat(oleaat)

f) Carbonzuren vormen met alcoholen esters

O

| ║ |

H – C •– OH + H –• O – C – H2O(l) + H – C •–• O – C – ║ | | O

methaanzuur methanol methylmethanoaat

De omgekeerde reactie heet hydrolyse.

Oliën en vetten:

a) Het zijn esters van glycerol en vetzuren

b) De esters van onverzadigde vetzuren zijn oliën; met verzadigde vetzuren zijn het

vetten

c) Door watersofadditie kunnen uit oliën verzadigde vetten ontstaan. Men noemt dit

vetharding. Nikkel is hierbij katalysator.

Aminen:

a) Men onderscheidt primaire, secundaire en tertiaire aminen

b) Aminen zijn zwakke basen

Pyridine, C5H5N, is een voorbeeld van een aromatisch amine

HOOFDSTUK 4: Rekenen met zuren en basen

Een zuur is een deeltje dat H+ ionen kan afstaan .

Een base een deeltje dat H+ ionen kan opnemen.

Molekulen van een zwak zuur staan moeilijker H+ af aan watermolekulen dan de

molekulen van sterke zuren, een sterk zuur ioniseert dan ook volledig en een zwak zuur

niet volledig.

Overeenkomstig is een base zwakker naarmate de deeltjes minder gemakkelijk H+

opnemen van watermolekulen. Als maat voor de sterkte gebruikt men de zuurconstante

respectievelijk de baseconstante. Dit zijn de evenwichtsvoorwaarden voor de

evenwichten in oplossing:

HZ(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Z-(aq)

H30+Z- = Kz = zuurconstante

HZ

B(aq) + H2O(l) OH¯ (aq) + HB+(aq)

OH¯HB+ = Kb = baseconstante

B

Hoe groter de waarden van Kz en Kb zijn des te sterker zijn de zwakke zuren en de

zwakke basen.

De pH is de zuurgraad en is gedefinieerd als pH = - log H30+ of H30+ = 10¯pH.

Op overeenkomstige wijze is de pOH gedefinieerd: pOH = - log OH¯ of OH¯ =

10¯pOH.

H2O is gedeeltelijk geioniseerd in H3O+(aq) en OH¯ (aq). Uit de evenwichtsvoorwaarde

voor dit evenwicht leiden we de waterconstante Kw af.

Kw = H30+OH¯ Bij 298 K is Kw = 1,0•10¯

Bij 298 K geldt pH + pOH = pKw = 14,0

Ook bij een basische oplossing spreekt men van een pH. Uit de OH¯ in een basische

oplossing is de pOH te berekenen. Met behulp van de formule pH + pOH = 14,0 kan dan

de pOH omgerekend worden in de pH.

De pH van oplossingen van zwakke zuren en zwakke basen zijn te berekenen met behulp

van respectievelijk de Kz en de Kb. Omgekeerd kunnen uit de molariteit en de gemeten

pH de Kz en de Kb berekend worden.

Voorbeeld berekenen van de pH van een oplossing van een zwak zuur.

Vraag: Hoe groot is de pH van 0,10 M azijnzuur?

1) rv: CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO¯(aq)

2) evenwichtsvoorwaarde: Kz = [H3O+] [CH3COO¯] [CH3COOH]

3) Kz = 1,7•10¯

4) Boekhoudschema:

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO¯(aq)

Begin 0,10 0 0

Reactie -x x x

Evenwicht 0,10-x x x

5) Vul dit in in de evenwichtsvoorwaarde: Kz = [H3O+] [CH3COO¯] , dus 1,7•10¯ = x² .

[CH3COOH] 0,10-x

6) We proberen de x in de noemer te verwaarlozen:

1,7•10¯ = x² , dus x² = 1,7•10¯

0,10

x = 1,3 • 10¯³

7) Controle of x verwaarloosd mag worden: 1,3 • 10¯³ Х 100 % = 1,3 %

0,10

Gewoonlijk wordt de ionisatie verwaarloosd als deze minder is dan 10 %.

De verwaarlozing is hier dus toegestaan.

8) [H3O+] = 1,3 • 10¯³ M.

De pH is dan 2,9

Wanneer verwaarlozing niet is toegestaan (>10%), dan verder rekenen met de abc-

formule. Voorbeeld: Hoe groot is de pH van 0,020 M waterstoffluoride-oplossing?

1) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F¯ (aq)

2) Kz = [H3O+] [F¯]

[HF]

3) Kz = 7,2 • 10¯

4) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F¯ (aq)

Begin 0,020 0 0

Reactie -x x x

Evenwicht 0,020-x x x

5) Invullen in de evenwichtsvoorwaarde:

Kz = [H3O+] [F¯] , dus 7,2 • 10¯ = = x² . [HF] 0,020-x

6) x² = 7,2 • 10¯ (0,020 – x)

x² + 7,2 • 10¯ x – 1,4 Х 10¯ = 0

7) Met de abc-formule kun je x uitrekenen:

x1 = 3,4 Х 10¯ en x2 = - 4,1 Х 10¯

8) Het is duidelijk dat x2 niet voldoet: een negatieve concentratie bestaat niet.

[H3O+] is dus 3,4 Х 10¯ M.

De pH is dan 2,5.

In zuiver water en in een neutrale oplossing is H30+ = OH¯ ofwel pH = pOH. Bij 298

K is de pH 7,0. Is de H30+ groter dan de OH¯, dus is bij 298 K de pH kleiner dan 7,0,

dan spreekt men van een zure oplossing. Is de H30+ kleiner dan de OH¯, dus is bij 298

K de pH groter dan 7,0, dan spreekt men van een basische oplossing.

HOOFDSTUK 5: Zuren en basen in de praktijk

Een amfolyt is een deeltje dat zowel een H+ kan opnemen als kan afstaan.

Voorbeelden zijn H2O, HCO3¯ en aminozuren.

Als we aan een amfolyt een zuur toevoegen reageert een amfolyt als een base.

Als we aan een amfolyt een base wordt toegevoegd reageert een amfolyt als een zuur.

Als we een amfotere stof in water (=ook een amfotere stof) oplossen, kunnen we

voorspellen of de oplossing zuur of basisch zal zijn door de Kz-waarde en de Kb-waarde

van de aanwezige ionen met elkaar te vergelijken.

Vb. HCO3¯ : baseconstante = 2,3 •¯

zuurconstante = 5,6 •10¯¹¹

De baseconstante is een groter getal, dus zal HCO3¯ meer als base reageren dan als zuur,

hij zal dus meer H+-ionen opnemen dan afstaan.

Een bufferoplossing bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base. Als aan een

bufferoplossing kleine hoeveelheden zuur of base worden toegevoegd blijft de pH

constant. Ook verdunnen heeft nauwelijks effect op de pH. De pH van een

bufferoplossing kan berekend worden uit de waarde van de Kz van het aanwezige zwakke

zuur en de concentratie van het aanwezige zuur en zijn geconjugeerde base.

Experimenteel kan de molariteit van een zure of basische oplossing bepaald worden door

titratie met respectievelijk een basische of zure oplossing.

Als we een titratie met een pH-meter uitvoeren krijgen we een titratiecurve, waarbij op de

y-as de pH is uitgezet en op de x-as het aantal toegevoegde ml zuur of base. De pH van

het eindpunt (equivalentiepunt) van een titratie ligt in het midden van het steile stuk. Uit

een titratiecurve kunnen we bij een zwak zuur de Kz-waarde bepalen.

Het iso-elektrisch punt van een aminozuur HA is de pH waarbij geldt dat H2A+ = A-.

Als de pKz-waarden van de zuren H2A+ en HA gegeven zijn, moet je het iso-elektrisch

punt kunnen berekenen.

HOOFDSTUK 6: Redoxreacties

Een oxidator is een deeltje dat elektronen kan opnemen.

Een reductor is een deeltje dat elektronen kan afstaan.

Bij een redoxreactie gaan de elektronen over van de reductor naar de oxidator:

elektronenoverdracht.

(Etsen = een metaal plaatselijk laten reageren met een zure oplossing)

Een oxidator en een reductor die bij elkaar horen vormen een redoxkoppel. We spreken

van geconjugeerde oxidatoren en reductoren. In Binastabel 48 zijn de redoxkoppels

gerangschikt naar de sterkte van de oxidator en reductor.

Hoe sterker de oxidator, des te zwakker is de geconjugeerde reductor.

Een reductor kan reageren met alle oxidatoren die sterker zijn dan zijn geconjugeerde

oxidator is. Zo kan een oxidator reageren met alle reductoren die sterker zijn dan zijn

geconjugeerde reductor is.

Bij het opstellen van redoxreacties is het vaak handig om dat met behulp van halfreacties

(Binastabel 48) als volgt te doen.

- Schrijf de halfreactie van de oxidator en de halfreactie van de reductor onder elkaar

op.

- Zorg ervoor dat het aantal elektronen in deze halfreacties aan elkaar gelijk is en tel de

beide halfreacties op.

- Corrigeer de somreactie als dat nodig is.

Halogenen = staan in groep 17 van het Periodiek Systeem: F2, Cl2, Br2, I2 (At niet).

Dit zijn oxidatoren, de geconjugeerde reductoren zijn de halogenide-ionen: F¯, Cl¯, Br¯,

I¯.

Als een halfreactie niet in tabel 48 voorkomt moet je deze halfreactie zelf kunnen

opstellen. Dit doe je aan de hand van de volgende regels:

Vb. met het redoxkoppel (Cr2O7)²¯ / Cr ³+ in zuur milieu.

- Noteer het redoxkoppel en zorg voor behoud van het eerste element.

(Cr2O7)²¯ 2 Cr ³+

- Behoud het volgende element (hier: O2) door aan de juiste kant H2O bij te schrijven.

(Cr2O7)²¯ 2 Cr ³+ + 7 H2O

- Behoud het element waterstof door aan de juiste kant voldoende H+ bij te schrijven.

(Cr2O7)²¯ + 14 H+ 2 Cr ³+ + 7 H2O

- Zorg voor ladingbehoud door er elektronen bij te schrijven.

(Cr2O7)²¯ + 14 H+ + 6e¯ 2 Cr ³+ + 7 H2O

Nu een voorbeeld van het redoxkoppel MnO4¯ / MnO2 in neutraal milieu.

- Noteer het redoxkoppel en zorg voor behoud van het eerste element.

MnO4¯ MnO2

- Elementbehoud van O2 en H2 kan niet met behulp van H+ en H2O, omdat dit neutraal

milieu is. De O-atomen die het MnO4¯-ion verlaten worden door de H2O –molekulen

gebonden. Daarbij ontstaan OH¯-ionen!

MnO4¯ + 2 H2O MnO2 + 4 OH¯

- Ladingbehoud:

MnO4¯ + 2 H2O + 3e¯ MnO2 + 4 OH¯

Hier heb je dus met een ander redoxkoppel van permanganaat te maken, dan bij de reactie

in zuur milieu.

Vermeld altijd eerst welke reductoren en oxidatoren er aanwezig zijn in een oplossing,

voordat je halfreacties opschrijft. Dan kun je de sterksten er eerst uit halen: als zich in de

oplossing H2O bevindt, deze opschrijven bij zowel oxidator als reductor!!

Uitzondering op Binastabel 48: Cl¯ heeft altijd voorrang als reductor!!

Onedele metalen = metalen die met een zure oplossing reageren

Alcoholen zijn zwakke oxidatoren. Ze reageren met de sterke reductor natrium.

Alcoholen en aldehyden kunnen als reductoren optreden.

1) In een primaire alcohol bevindt zich een een primair C-atoom met een OH-groep

eraan. Als een primaire alcohol een reductor is, ontstaat eerst een aldehyde; deze kan

op zijn beurt weer een reductor zijn, waarbij een carbonzuur ontstaat.

2) In een secundaire alcohol bevindt zich een secundair C-atoom met een OH-groep

eraan. Als een secundaire alcohol een reductor is, ontstaat een keton.

3) In een tertiaire alcohol bevindt zich een tertiair C-atoom met een OH-groep eraan.

Een tertiaire alcohol is geen reductor.

Dus: primaire alcohol + ox. → aldehyde + ox. → carbonzuur

secundaire alcohol + ox. → keton + ox. → geen reactie

tertiaire alcohol + ox. → geen reactie

Toepassingen van redoxreacties:

De bepaling van het zuurstofgehalte in oppervlaktewater

- Mangaan(II) met O2 in basisch milieu => er ontstaat MnO2

- Mangaan(IV)oxide laten reageren met I- => er ontstaat I2

- Jood laten reageren met thiosulfaat => er ontstaat (S4O6)²¯

- Leidt daarna de molverhouding af tussen O2 en thiosulfaat.

De bepaling van het chloorgehalte in zwembadwater.

- Voeg K+(aq) + I-(aq) toe aan zwembadwater

- Voeg zwavelzuur toe

- Voeg stijfselwater toe

- Voeg thiosulfaat toe aan het zwembadwater en je kunt na de proef de hoeveelheid

chloor berekenen.

HOOFDSTUK 7: Elektronen in actie

Een redoxreactie kunnen we ‘op afstand’ laten verlopen.

Een oxidator en een reductor die gescheiden zijn door een zoutoplossing, een elektrolyt,

vormen een elektrochemische cel.

De stroomgeleiding wordt in de oplossing verzorgd door vrije ionen en in de rest van de

opstelling door vrije elektronen.

De hoeveelheid lading die door het verplaatsen van de ionen wordt getransporteerd, is

gelijk aan die van de elektronenstroom in de verbindingsdraad. Er is dan een gesloten

stroomkring.

De bronspanning wordt bepaald door:

- de aard van de oxidator en reductor,

- de ionconcentraties,

- de temperatuur en druk (bij gassen)

De halfcel H2(Pt)|H+(aq) is de waterstofelektrode. Voor de bepaling van de

elektrodepotentialen van redoxkoppels wordt deze elektrode als referentie-elektrode

gebruikt. Voor de elektrodepotentiaal van deze referentie-elektrode heeft men de waarde

0,000 V gekozen.

Door de bronspanning van een redoxkoppel ten opzichte van een waterstofelektrode te

meten, bepaalt men de elektrodepotentiaal van dit redoxkoppel. Onder

standaardomstandigheden (T = 298 K, p = 1 bar, 1,0 M oplossingen) heet dit de

standaardelektrodepotentiaal of normaalpotentiaal (V0) van dit redoxkoppel. In

Binastabel 48 zijn de standaardelektrodepotentialen van een groot aantal redoxkoppels

vermeld. Het teken van V0 geeft aan welk teken de elektrode heeft die met de

standaardwaterstofelektrode is verbonden.

Een elektrochemische cel kunnen we verkort weergeven door een celdiagram. Voor de

Daniell-cel is dit:

red. ox.

Zn(s)| Zn²+(aq) || Cu²+(aq) | Cu(s)

De twee halfcellen worden gescheiden door een zoutbrug of een poreuze wand. Door de

concentraties van de aan de reactie deelnemende deeltjes van een redoxkoppel te

wijzigen, varieert de elektrodepotentiaal van dit redoxkoppel (bij constante T en druk).

Voor iedere halfcel is de afhankelijkheid van de concentratie gegeven door de

vergelijking van Nernst: voor metaal in oplossing:

V = V0 + 0,059 log ion ⁿ+

n

V = elektrodepotentiaal van de halfcel

V0 = normaalpotentiaal van het metaal van de gemeten cel

n = aantal elektronen dat per metaalatoom wordt overgedragen

Vergelijking van Nernst (voor halfreacties): voor redoxkoppels:

V = V0 + 0,059 log oxidator (alleen gassen en opl.)

n reductor

Hierin wordt achter ‘log’ de concentratiebreuk van de halfreacties ingevuld, waarbij de

‘oxidatorkant’ in de teller en ‘reductorkant’ in de noemer komt.

Een afwijking van de bronspanning bij standaardomstandigheden wijst op een andere

concentratie van de aanwezige deeltjes bij de meetelektrode. Hierop berust de pH-meter.

Potentiaaldiagram (voorbeeld)

|

|

+0,34 | Cu/Cu²+

| |

| |

-0,13 | Pb/Pb²+ |

| | |

| | |

-0,44 | Fe/Fe²+ | |

| | | |

| | 0,32 Volt | 0,63 Volt | 1,10 Volt

-0,76 | Zn/Zn²+ | | |

| |

| |

| | 1,58

-2.34 | Mg/Mg²+ | Volt

|

De zinkstaaf is hier het aftelpunt: de referentie-elektrode.

Internationaal heeft men als aftelpunt H2(g): standaardwaterstof-elektrode.

Die elektrodespanning is op 0,000 V gesteld.

We meten ten opzichte van de 0,000 V en noemen het gemeten potentiaalverschil de

standaardelektrode-potentiaal (V0) (tab. 48) van de andere elektrode.

Als bij een bronspanning 1 mol e¯ door de negatieve pool (reductor) is afgegeven dan is

96500 Х Vbron Joule aan energie door de cel geleverd

=> ΔH = -Vbron Х n • 96500 J/mol

n = aantal mol e¯ dat is overgedragen per mol stof.

Een aantal elektrochemische cellen worden in de praktijk veel gebruikt. Voorbeelden

zijn:

- De loodaccu (bestaande uit de reductor Pb, en de oxidator PbO2 en als elektrolyt een

oplossing van zwavelzuur).

- De droge batterij (bestaande uit de reductor Zn, de oxidator MnO2 en als elektrolyt

een pasta van ammoniumchloride).

- Nikkel-cadmium batterij (bestaande uit de reductor Cd, de oxidator Ni ³+ (in NiOOH)

en als elektrolyt kaliloog).

- De brandstofcel (bestaande uit brandstof als reductor, O2 als oxidator en een

gesmolten zout als elektrolyt.

De loodaccu en de nikkel-cadmium batterij hebben het voordeel dat deze oplaadbaar zijn.

Het voordeel van de knalgascel is dat deze geen giftige reactieprodukten levert.

Onder corrosie verstaan we de aantasting van metalen door (vochtige) lucht. Er ontstaan

metaaloxiden. Er zijn metalen waarbij de gevormde oxidelaag afsluitend is, zodat de

corrosie spoedig stopt (bvb. zink, tin, aluminium). Edele metalen (goud, platina) zijn

bestand tegen corrosie omdat ze niet met zuurstof reageren.

De corrosie van ijzer (roesten) is een probleem omdat roest geen afsluitend oxidelaagje

vormt. IJzer roest dan ook geheel door.

Reactievergelijking:

Red: Fe(s) → Fe²+ + 2e¯ 2x

Ox: O2 (g) + 2 H2O(l) + 4e¯ → 4 OH¯ 1x

2 Fe(s) + 1 O2(g) + 2 H2O(l) → 2 Fe²+(aq) + 4 OH¯(aq)

Red: Fe²+ → Fe³+ + e¯ 2x

Ox: O2 (g) + 2 H2O(l) + 4e¯ → 4 OH¯ 1x

4 Fe²+(aq) + 1 O2(g) + 2 H2O(l) → 4 Fe³+(aq) + 4 OH¯(aq)

2 Fe(s) + 1 O2(g) + 2 H2O(l) → 2 Fe²+(aq) + 4 OH¯(aq) 2x

4 Fe²+(aq) + 1 O2(g) + 2 H2O(l) → 4 Fe³+(aq) + 4 OH¯(aq) 1x

4 Fe(s) + 3 O2(g) + 6 H2O(l) → 4 Fe³+(aq) + 12 OH¯(aq)

(Aan beide kanten van de pijl hoort nog een keer 4 Fe²+(aq) te staan, die kun je dus tegen

elkaar wegstrepen.)

4 Fe³+(aq) + 12 OH¯(aq) = 4 Fe³+(OH)ˉ3 (s) = 2 Fe2O3 • 3 H2O(s) = roest

Bestrijding van roest berust op het afdekken van het ijzeroppervlak van vochtige lucht.

Hiervoor zij verschillende mogelijkheden:

- lakken/verfen

- fosfateren: ijzer bedekken met een laagje ijzer(III)fosfaat; dit dient als

hechtingsmateriaal voor lak of verf

- bedekken met een laagje van een ander metaal, bvb. met tin (blik) of zink

(gegalvaniseerd ijzer)

Andere manieren van bescherming zijn:

- mengen met andere metalen (legering) zoals chroom waardoor roestvast staal ontstaat

- door het te verbinden met een onedeler metaal; door het ontstaan ven een cel gaat dit

onedeler metaal in oplossing (opofferingsmetaal) in plaats van ijzer.

Elektrolyse

Door het aanleggen van een spanning op de elektroden van een cel kan een gedwongen

redoxreactie optreden. De minimale spanning om de reactie te laten verlopen, heet

elektrolysespanning. Deze moet hoger zijn dan de spanning die de cel levert. (Het proces

is dus endotherm) Om na te gaan welke reacties aan de elektroden verlopen, wordt eerst

geïnventariseerd welke deeltjes aanwezig zijn bij beide elektroden in het elektrolyse vat.

Aan de negatieve elektrode verloopt de reactie met de sterkste oxidator en aan de

positieve elektrode die met de sterkste reductor (precies andersom als bij een

elektrochemische cel!).

Dus: elektrochemische cel elektrolyse

spontane reactie gedwongen reactie

elektronenoverdracht van elektronenoverdracht van

Red. naar ox. Red. naar ox.

- pool naar + pool + pool naar – pool

links naar rechts rechts naar links

exotherm endotherm

Bekijk altijd eerst welke reductoren en oxidatoren (ook water!) aanwezig zijn.

Soms reageert water terwijl je dat juist niet wil:

Voorbeeld: Keukenzout electrolyseren levert geen vast natrium op, omdat Na+ een

zwakkere oxidator is dan water, het zout gesmolten electrolyseren geeft

dus wel dat resultaat, omdat Na+ dan de enige en dus de sterkste oxidator

is.

Elektrolyse wordt toegepast bij het zuiveren van metalen, bij het aanbrengen van dunne

laagjes metaal op een voorwerp en voor de bereiding van zeer onedele metalen.

HOOFDSTUK 8: Polymeren.

Macromolekulen bestaan uit een zeer groot aantal aan elkaar gekoppelde eenheden. De

formule wordt bepaald door deze repeterende eenheid, de samenstelling van het begin en

eind wordt verwaarloosd.

Stoffen opgebouwd uit macromolekulen kunnen worden gemaakt uit monomeren. Door

polymerisatie van deze monomeren ontstaat dan een polymeer. Als verschillende

monomeren worden gebruikt spreken we van copolymerisatie. Polymerisatie kan op twee

manieren plaatsvinden: condensatie-polymerisatie en additie-polymerisatie.

Condensatie-polymerisatie De monomeren bevatten molekulen met minstens twee

reactieve groepen. Deze twee groepen koppelen onder afsplitsing van kleine molekulen,

meestal water. Vaak is een katalysator nodig. Zo ontstaan polyesters uit meerwaardige

alcoholen en meerwaardige zuren, bvb. diolen en dizuren.

Polyamiden (nylons) ontstaan onder andere uit diaminen en dicarbonzuren.

Voorbeeld:

H H O O

| | | | ║ ║

H – N – C – C – N – H + H – O – C – C – O – H → | |

Ethaandiamine Ethaandizuur

H H O O

| | | | ║ ║

H – N – C – C – N – C – C – O – H | |

↑ amidegroep

Op deze manier kunnen de molekulen verder reageren tot polymeren.

De repeterende eenheid is dan:

H H O O

| | | | ║ ║

( – N – C – C – N – C – C – ) n | |

Als er glycerolmolekulen bij zo’n reactie betrokken zijn (en als die ook nog eens reageren

met “OH-rijke” molekulen), krijg je een heel netwerk.

Additie-polymerisatie Het monomeermolekuul bevat een dubbele binding die kan

‘openspringen’. Hierdoor koppelen de molekulen aan elkaar.

Voor het starten van de reactie (het openspringen van de dubbele binding) is een initiator

nodig. Er treedt nu een kettingreactie op. Zo ontstaat polyetheen uit etheen.

Andere bekende polymeren zijn afgeleid van derivaten van etheen (een of meer

H-atomen zijn vervangen door andere atomen of atoomgroepen).

De H2C = CH – groep heet de vinylgroep. Vandaar dat de polymeren die ontstaan bij

additie-polymerisatie vinylpolymeren worden genoemd.

Uit 1,3-butadieën ontstaat door een 1,4-additie-polymerisatie een polymeer dat per

monomeereenheid nog een dubbele binding bevat.

Lettend op de structuur en eigenschappen kunnen we de synthetische polymeren in drie

groepen verdelen: thermoplasten, thermoharders en elastomeren:

Thermoplasten zijn polymeren die bij verwarmen week worden.

De temperatuur waarbij dit gebeurt noemen we het verwekingspunt, dat is het beginpunt

van het smelttraject. Door het toevoegen van weekmakers wordt de stof soepeler en

wordt het verwekingspunt verlaagd.

De molekulen zijn ketenvormig. Tussen de ketens kunnen waterstofbruggen optreden,

bvb. bij polyamiden.

Thermoharders zijn polymeren die bij verwarmen niet week worden. De stof blijft hard

of wordt nog harder. Bij een voldoende hoge temperatuur ontleedt de stof.

Tussen de molekulen zijn veel dwarsverbindingen aanwezig. Er is een netwerk ontstaan

dat aan deze plastics een grote hardheid geeft.

Elastomeren zijn elastisch, dat wil zeggen dat ze bij geringe kracht kunnen uitrekken.

Bij opheffen van die kracht komt de stof weer in zijn oorspronkelijke vorm terug. Tussen

de ketens zijn enkele dwarsverbindingen aanwezig. Zwavelbruggen (crosslinks) kunnen

extra worden aangebracht (vulcanisatie).

De industriële toepassingen van plastics liggen vooral op het terrein van vezels,

verpakkingsmateriaal, verf (lak) en constructiemateriaal. Vrijwel alle grondstoffen voor

plastics worden gemaakt uit aardolieprodukten. Het aantal mogelijke polymeren is

ontzettend groot. Door hun verschillende eigenschappen kunnen deze produkten zeer

goed concurreren met de natuurlijke polymeren zoals wol, katoen en rubber. Bovendien

zijn de synthetische polymeren vaak goedkoper dan de natuurlijke polymeren.

Van de natuurlijke polymeren hebben we rubber en de silicaten behandeld.

Rubber is een elastomeer en kan gemaakt worden door additie-polymerisatie van 2-

methyl-1,3-butadieën isopropeen). Een deel van de dubbele bindingen in het

polymeermolekuul rageert onder vorming van dwarsverbindingen (crosslinks) tussen de

polymeermolekulen. Door vulcanisatie (toevoegen van zwavel: er worden extra

crosslinks gevormd: steviger) en door toevoegen van vulstoffen zoals roet is het geschikt

voor autobanden.

Silicaten zijn polymeren die we opgebouwd kunnen denken uit SiO4 eenheden. Deze

kunnen macromolekulen vormen door met 2,3 of 4 zuurstofatomen aan elkaar te

koppelen.

Men maakt gebruik van de structuur van deze natuurlijke polymeren om synthetische

polymeren te maken.

HOOFDSTUK 9: Natuurlijke polymeren

Eiwitten en koolhydraten zijn twee belangrijke bestanddelen van voedsel. Met behulp van

een voedingsmiddelentabel kun je de samenstelling van een bepaald voedingsmiddel

nagaan.

De polysachariden zetmeel, glycogeen en cellulose zijn op te vatten als

condensatiepolymeren van glucose. De formule is (C6H10O5) n.

Glucose ontstaat in planten uit koolstofdioxide en water. De zon is hierbij als energiebron

noodzakelijk. Door koppeling van twee molekulen monosacharide ontstaat een molekuul

discharide. De ‘gewone’ suiker, sacharose, is daar een voorbeeld van. Het ontstaat uit

glucose en fructose. Het verschil tussen zetmeel en cellulose ligt in de ruimtelijke

rangschikking van de glucose-ringen.

De energie in het lichaam wordt voornamelijk geleverd door afbraak van sachariden of

koolhydraten. Hierbij wordt de energie in kleine hoeveelheden opgeslagen in ATP.

Eiwitten of proteïnen zijn in de natuur voorkomende polyamiden, die ontstaan uit 2-

aminozuren. Het aantal, de soort en de volgorde van de aminozuurmolekulen in de

eiwitketen is bepalend voor het eiwit. De aminozuurmolekulen zijn aan elkaar gekoppeld

door peptidebindingen.

Eiwitten kunnen gehydrolyseerd worden onder invloed van enzymen of H+ ionen.

Van de eiwitten hebben we de primaire structuur ( de volgorde van de aminozuren), de

secundaire structuur (α-helix), de teriaire structuur (totale ruimtelijke structuur) en de

quaternaire structuur (enkele eiwitketens vormen samen een ruimtelijke structuur)

besproken.

Eiwitten kunnen denatureren door temperatuurverhoging of door verandering van de pH.

Een belangrijke functie van de eiwitten is de enzymwerking. Enzymen zijn zeer

specifiek. Ze werken optimaal bij een bepaalde pH en temperatuur. Sommige vergiften

blokkeren het reactief centrum van de enzymen.

In de cellen komen de nucleïnezuren DNA en RNA voor. Het zijn polyesters van

fosforzuur en een suiker. Per repeterende eenheid, een nucleotide, komt ook

eenzogenaamde nucleïnebase voor.

RNA, dat een belangrijke rol speelt bij de eiwitsynthese, bevat de suiker ribose en de

basen A, C, G en T. Bij ieder aminozuur hoort een groep van drie basen. De soort en

volgorde van deze basen in DNA is kenmerkend voor dit aminozuur.

CHEMIE VWO 6

Wolters-Noordhoff Groningen, derde druk.

HOOFDSTUK 1: Atoombouw en chemische binding

Alle stoffen zijn opgebouwd uit ongeveer 100 elementen. Mendelejef heeft deze

elementen gerangschikt in het periodiek systeem. De atomen worden tegenwoordig

gerangschikt naar opklimmende kernlading (dat gelijk is aan het aantal protonen en in

een neutraal atoom ook aan het aantal elektronen). Het is ook een volgorde van

atoomnummer.

Radioactieve stoffen: de kernen gaan spontaan over in kernen van andere atomen onder

afgifte van radioactieve straling.

Er zijn verschillende atoommodellen ontwikkeld.

Schillenmodel: De ruimte vanaf de kern van een atoom is verdeeld in schillen, de K-schil zit het dichtst

bij de kern, dan de L-schil, de M-schil, etc.

nummer (n) max. aantal elektronen (2 • n²)

K 1 2

L 2 8

M 3 18

N 4 32

O 5 50

P 6 etc.

Nu kan bijvoorbeeld de 5e hoofdschil van een atoom in zijn subniveaus (= 5s, 5p, 5d, 5f,

5g) de volgende aantallen elektronen bevatten: 2, 6, 10, 14, 18 elektronen = max. 50

(Elk ‘hoger’ subniveau kan 4 elektronen meer bevatten)

Orbitaalmodel:

Ionisatie-energie = de energie die nodig is om een elektron uit een atoom te verwijderen

(Binastabel 22)

Uit ionisatie-energieën kan een gedetailleerd atoommodel worden afgeleid.

Hierbij worden elektronen verdeeld over genummerde energieniveaus: in de

grondtoestand van het atoom bevinden de elektronen zich in de laagst mogelijke

energietoestand, in een zo laag mogelijk energieniveau. De niveaus worden

onderverdeeld in s, p, d en f subniveaus.

De volgorde van deze energieniveaus is voor alle atomen gelijk: 1s – 2s – 2p – 3s – 3p –

3d – 3f – 4s – 4p – 4d – 4f – 5s – etc.

De subniveaus worden alleen niet in deze volgorde opgevuld, maar zo: 1s – 2s – 2p – 3s

– 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p.

Dat heeft te maken met een zo laag mogelijke energietoestand: van s tot f wordt de ruimte

steeds ingewikkelder voor de elektronen, een simpelere ruimtevorm blijkt lager in energie

te zijn, daar is het makkelijker voor de elektronen om te bewegen.

De atomen verschillen in het aantal elektronen dat zich op deze energieniveaus bevindt.

Elektronenconfiguratie = verdeling van de elektronen over de subniveaus.

At.nr. element dichtbij kern midden rand

11 Na 2 8 1

12 Mg 2 8 2

13 Al 2 8 3

K-schil L-schil M-schil

Schillenmodel Orbitaalmodel

17Cl => K2L8M7 => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

18Ar => K2L8M8 => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

19K => K2L8M 9 => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

(Het K+-ion heeft een elektron te weinig en mist die in het 4s niveau!!)

Atomen die in het periodiek systeem onder elkaar staan hebben dezelfde

elektronenconfiguratie in het hoogste energieniveau. Deze atomen hebben vaak een

overeenkomstig aantal elektronen in het hoogste s en p niveau: valentie-elektronen.

Uit de elektronenconfiguratie van een atoom kunnen we voorspellen welke

elektrovalentie het zal hebben.

Dat kunnen we zien aan de volgende tekening van bijvoorbeeld: het zuurstofatoom: 8O

(Officieel horen de pijltjes door de strepen heen te gaan, ipv er op te staan)

( ↑↓ stelt een gemeenschappelijk elektronenpaar voor)

|

|

| ↑↓ ↑ ↑ 2p

|

| ↑↓ 2s

|

|

|

| ↑↓ 1s

|

Hier ‘missen’ er nog twee elektronen in het hoogste subniveau, we kennen het ion van

zuurstof als O²¯ : dat betekent dat het atoom dan twee elektronen teveel heeft.

Hier zien we dat dat inderdaad mogelijk is: het O-atoom kan er nog twee elektronen bij

hebben en dan zijn er geen ongepaarde elektronen meer.

De atoombinding komt tot stand door een gemeenschappelijk elektronenpaar. Een atoom

vormt net zoveel atoombindingen als nodig zijn om een toestand van laagste energie te

bereiken. In deze toestand zijn alle s en p subniveaus met elektronen gevuld en spreken

we over de edelgasconfiguratie. Voor elementen uit de tweede en derde periode (zoals

O) kunnen we daarbij ook gebruik maken van de oktetregel.

Oktetregel: niet ieder atoom kan evenveel atoombindingen vormen.

Bij de edelgassen zijn de laatste s en p subniveaus vol met 2, resp. 6 elektronen (behalve

bij helium). Deze acht elektronen noemen we een octet en deze edelgasconfiguratie kan

bereikt worden door het vormen van atoombindingen of ionen. Dan heeft het atoom 8

elektronen in het hoogste s en p niveau : een toestand van lage energie en stabiliteit!

Rekening houdend met de oktetregel kunnen we van molekulen en ionen

elektronenformules tekenen. In een elektronenformule zijn alle valentie-elektronen

getekend (de elektronen uit het hoogste s en p subniveau).

In een elektronenformule onderscheiden we bindende en niet-bindende elektronenparen.

Voorbeeld: 7N

Verdeling van de elektronen over de subniveaus:

| Dit atoom heeft drie ongepaarde elektronen in zijn hoogste

| s en p niveau en kan dus 3 gemeensch. elektronenparen

| ↑ ↑ ↑ 2p vormen. Dat is dan ook wat dit atoom ‘het liefst’ doet.

|

| ↑↓ 2s

|

|

|

| ↑↓ 1s

|

Elektronenformule:

_

H – N – H Dit molekuul heeft nu 8 elektronen om zich heen en

| voldoet zo aan de oktetregel: stabiliteit.

H

Als bij een atoombinding tussen twee verschillende niet-metaalatomen voldoende

verschil in elektronegativiteit is spreken we van een polaire atoombinding.

Uit het ladingsverschil tussen beide atomen en de bindingsafstand kunnen we het

dipoolmoment uitrekenen.

Dipoolmoment: dipoolsterkte die afhangt van het verschil in elektronegativiteit, polaire

atoombinding en ruimtelijke structuur. (Binastabel 54A)

Eenheid is Coulomb meter.

lading = dipoolmoment

bindingsafstand

Bij molekulen met meerder polaire atoombindingen hangt het van de ruimtelijke bouw af

of er een dipoolmoment overblijft. In zo’n geval spreken we van dipoolmolekulen en

deze komen voor bij polaire stoffen.

Van molekulen en ionen kunnen soms meer dan een elektronenformule worden getekend

die voldoen aan de octetregel. De elektronen worden daarbij telkens op een andere

manier verdeeld. We spreken van mesomere grensstructuren. In ‘werkelijkheid’ ligt de

elektronenverdeling hier tussen in. Deeltjes waarbij de elektronen op veel manieren

verdeeld kunnen worden blijken stabiel te zijn (zoals een benzeenmolekuul).

Voorbeeld: (CO3)²¯

|O|

__ ║ __

¯ |O – C - O| ¯

__

|O| ¯

__ ║ __

¯ |O – C - O

__

|O| ¯

__ ║ __

O – C - O| ¯

Dit zijn grensstructuren van het calciumcarbonaation: momenten waarop het ion in een

bepaalde toestand verkeert. In werkelijkheid zit de structuur tussen deze drie in.

Dan zijn de elektronen aan het bewegen; lager in energieniveau: stabiliteit.

Hoeveel bindende en niet-bindende elektronenparen heeft een deeltje:

Voorbeeld: het (SO4)²¯-ion

- Bereken het totaal aantal valentie-elektronen:

1 atoom zwavel bezit 6 valentie-elektronen

4 atomen zuurstof bezitten 4 x 6 = 24 valentie-elektronen

de lading 2- komt door 2 extra valentie-elektronen

Dus 6 + 24 + 2 = 32 elektronen zijn te verdelen.

- Hoeveel elektronen zijn er nodig voor de oktetregel?

5 atomen x 8 = 40 elektronen zijn er nodig.

- Bereken het tekort aan elektronen, dus hoeveel elektronen zijn er gemeenschappelijk?

40 –32 = 8 elektronen zijn tekort dus gemeenschappelijk.

- Waar is de 2- lading gelokaliseerd?

Alle 4 de zuurstofatomen hebben een elektron teveel (zie hieronder).

Het zwavelatoom heeft 2 elektronen te weinig.

Netto zijn er 2 elektronen teveel: 2-.

__

|O|¯

__ | __

¯|O – S²+ – O| ¯ | |O|¯

HOOFDSTUK 2: Stereochemie

In de koolstofverbindingen komt de binding tussen de atomen tot stand door

gemeenschappelijke elektronenparen (atoombinding). Afhankelijk van het aantal

gemeenschappelijke elektronenparen spreken we van een enkelvoudige, een dubbele of

een drievoudige binding. Bij koolstof leidt dit tot respectievelijk een tetraëdrische, een

trigonale of een lineaire omringing van het C-atoom.

Conformatie = de toevallige stand van een molekuul.

Conformaties zijn mogelijk doordat atomen en atoomgroepen in molekulen voortdurend

ronddraaien, bvb. door draaiing om de C – C binding. Er zijn uiterste conformaties

mogelijk zoals de stoel- en de bootvorm bij cyclohexaan. Conformaties zijn geen

isomeren.

Isomeren zijn stoffen met een zelfde molekuulformule en een verschillende

structuurformule. Als de bouw van de molekulen heel verschillend is doordat de manier

van binden van de atomen verschillend is, dan hebben we het over gewone isomerie of

structuurisomerie. Als de bouw van de molekulen dezelfde is, maar de atomen zijn

ruimtelijk ten opzichte van elkaar anders gerangschikt, dan spreken we van

stereo-isomerie.

Configuratie = de ruimtelijke rangschikking van een molekuul.

Bij stereo-isomerie is de configuratie anders.

Een vorm van stereo-isomerie is cis/trans isomerie. Dit kan voorkomen als in het

molekuul een starre (= een niet vrij draaibare) binding voorkomt. Dit is het geval bij

molekulen met een dubbele binding of met een ringstructuur.

Voorwaarde is ook dat zich niet twee dezelfde groepen aan twee van de betrokken C-

atomen bevinden.

Een tweede vorm van stereo-isomerie is optische isomerie. Optische isomerie komt voor

bij stoffen waarvan de molekulen een asymmetrisch centrum bevatten. Het meest bekend

is het asymmetrische C-atoom: een koolstofatoom dat vier verschillende groepen heeft

(aangegeven met C*). Optisch actieve stoffen kun je onderzoeken in een polarimeter.

Deze stoffen draaien, al dan niet opgelost, het trillingsvlak van gepolariseerd licht. De

draaiingshoek in een polarimeter is afhankelijk van:

- de soort optisch actieve stof

- het aantal mol stof in de lichtweg, ofwel de lengte van de polarimeterbuis en de

concentratie van de oplossing

- de temperatuur

- de golflengte van het gebruikte licht

In molekulen van optisch actieve stoffen is geen symmetrievlak aanwezig.

De zg. specifieke rotatie van optisch actieve stoffen is gedefinieerd als:

[α] = 100 • α

l • c

α = de gemeten draaiingshoek in graden

l = lengte van de lichtweg in dm

c = concentratie in gram opgeloste stof per 100 ml oplossing

Van een molekuul met een asymmetrisch C-atoom bestaan twee spiegelbeeldisomeren.

De ene isomeer wordt aangeduid met D, de andere met L. Deze naamgeving zegt niets

over de richting waarin het tirllingsvlak van gepolariseerd licht wordt gedraaid.

Spiegelbeeldisomeren zijn optisch actief: er is in de molekulen geen symmetrievlak

aanwezig. Een mengsel van gelijke hoeveelheden van het D- en L-spiegelbeeldisomeer

heet een racemisch mengsel. Zo’n mengsel is niet optisch actief.

Spiegelbeeldisomeren hebben hetzelfde kookpunt en smeltpunt, dezelfde oplosbaarheid,

etc. Ze verschillen in:

- reacties waarbij enzymen een rol spelen. Enzymen zijn stereospecifiek en ze

katalyseren slechts een reactie met een de optische isomeren. Hierdoor kun je uit een

mengsel van spiegelbeeldisomeren een van de isomeren in handen krijgen.

- Het gedrag in de polarimeter. De ene isomeer draait de trillingsrichting van

gepolariseerd licht naar links en de andere dan naar rechts.

Van een molekuul met twee asymmetrische C-atomen bestaan vier optische isomeren.

Deze zijn twee aan twee spiegelbeeldisomeren. De tweetallen zijn ten opzichte van elkaar

geen spiegelbeeldisomeren en verschillen dan ook in eigenschappen als smeltpunt,

kookpunt, etc. Scheiding is dus met de gewone scheidingstechnieken mogelijk.

Zijn de twee asymmetrische C-atomen gelijkwaardig: hebben ze allebei dezelfde vier

verschillende groepen om zich heen, dan zijn er drie optische isomeren.

Twee zijn spiegelbeeldisomeren. Het derde optische isomeer heeft een symmetrievlak en

is dus niet optisch actief.

Voorbeeld:

B Dit molekuul heeft wel 2 asymmetrische C-atomen, maar

| heeft een symmetrievlak tussen die 2 C-atomen. Het

A – C* – C molekuul is dan ook niet optisch actief.

| Zijn spiegelbeeld is precies hetzelfde.

A – C* – C Nu kun je ook nog alleen een deel spiegelen en een deel

| niet; dat kan op twee manieren en dan krijg je wel twee

B optisch actieve isomeren van het molekuul: die hebben

nl. geen symmetrievlak in het molekuul.

[α] van dit molekuul is nul.

De α’s van de twee delen heffen elkaar op: bvb. het bovenste deel heeft een α van + 11

en het onderste deel heeft een α van – 11, dat is samen 0.

B

|

C – C* – A Het bovenste deel is gespiegeld.

| De α’s van de beide delen heffen elkaar niet op, maar

A – C* – C [α] wordt bvb. – 22: optische activiteit.

| (- = linksdraaiend)

B

B

|

A – C* – C Het onderste deel is gespiegeld.

| De α’s van de beide delen heffen elkaar niet op, maar

C – C* – A [α] wordt bvb. + 22: optische activiteit.

| (+ = rechtsdraaiend)

B

Zo ontstaan er in totaal 3 spiegelbeeldisomeren en 2 optisch actieve isomeren.

Met n asymmetrische C-atomen in een molekuul zijn maximaal 2ⁿ optische isomeren

mogelijk.

Een overzicht van de verschillende soorten isomerie:

Vormen van isomerie => Structuurisomerie

Stereo-isomerie => Cis/trans isomerie

Optische isomerie => Spiegelbeeldisomerie

Niet-spiegelbeeldisomerie

De meeste natuurlijke stoffen bestaan uit molekulen die geen symmetrievlak hebben. Ze

zijn dus meestal optisch actief. (aminozuren en koolhydraten)

De natuurlijke aminozuren zijn van het L-type.

De molekulen van monosachariden komen in een ringstructuur en een open structuur

voor. In de ringstructuur heeft glucose een extra asymmetrisch C-atoom, waardoor er

twee stereo-isomeren mogelijk zijn: α- en β-glucose.

HOOFDSTUK 3: Analysetechnieken.

Deel 1: titrimetrie.

De titrimetrie is een goede analysemethode die weinig kostbaar materiaal vergt en

chemisch kwantitatief is. De methode berust op een selectieve, snelle en volledige reactie

van de te bepalen stof met een reagens, waarbij het equivalentiepunt zichtbaar (te maken)

moet zijn.

Je kunt de titratie volumetrisch of wegend uitvoeren.

Een titratie kan direct of indirect worden uitgevoerd. Bij een directe titratie kun je

rechtstreeks uit de toegevoegde hoeveelheid reagens berekenen hoeveel van de te bepalen

stof aanwezig is. Soms is alleen een indirecte titratie mogelijk. Er zijn twee manieren

voor een indirecte titratie.

- We voegen in overmaat een reagens toe wat een reactieprodukt oplevert. Dit

reactieprodukt titreren we vervolgens.

- We voegen een precies afgemeten overmaat reagens toe. We titreren vervolgens het

restant van dit reagens: terugtitratie.

Tijdens de reactie treden verschillende soorten reacties op.

We onderscheiden zuur-base-, redox- en complexometrische titraties (dat reactieprodukt

bevat een ingewikkeld samengesteld ion).

Het equivalentiepunt kan bepaald worden:

- meteen indicator

- zonder indicator, als een van de reagerende stoffen zelf gekleurd is

- door meting van de geleidbaarheid van de oplossing:conductometrische titratie

Het equivalentiepunt van een titratie moet zichtbaar (te maken) zijn. Bij zuur-base

titraties kan dit gebeuren met behulp van een pH-meter of door het toevoegen van een

paar druppels van een zuur-base indicator. De keuze van de indicator wordt bepaald door

de pH van de oplossing bij het equivalentiepunt. Bij redoxtitraties wordt vaak een

aangezuurde kaliumpermanganaatoplossing gebruikt. Deze oplossing is paars. De

reductor die ontstaat is kleurloos.

We hebben ook gezien dat het equivalentiepunt zichtbaar gemaakt kan worden door het

geleidingsvermogen van de oplossing te meten. Deze methode is geschikt als bij het

equivalentiepunt een verschil in geleidingsvermogen optreedt.

Als jood wordt getitreerd met thio gebruiken we stijfsel als indicator. Dat stijfsel moet je

pas toevoegen als je de afname van jood in de oplossing niet goed meer kunt volgen (op

het laatst dus). (Als je het stijfsel aan het begin zou toevoegen, zou er jood ontstaan met

een zeer donkere kleur. Deze kleur wordt tijdens de titratie nauwelijks lichter. Pas op het

laatste moment wordt de oplossing dan kleurloos en dat is zo onverwacht dat je dan vaak

teveel thio toevoegd.)

Titreren is een vrij nauwkeurige kwantitaiteve analysemethode. Je moet dan ook

materiaal gebruiken dat in minstens vier cijfers significant is zoals buret, pipet, maatkolf

en balans.

Deel 2: spectrofotometrie.

In molekulen en atomen zijn bepaalde energie-overgangen van de elektronen mogelijk.

Alleen golflengten van licht die met dezee energie-overgangen overeenkomen kunnen

door deze stof worden opgenomen (geabsorbeerd).

Het verband tussen het energieverschil en de golflengte is:

ΔU = h x _c λ

h = constante van Planck in Joule per seconde

c = de lichtsnelheid in meter per seconde

λ = de golflengte in meter

Elke stof heeft een λmax waarbij de stof maximaal absorbeert.

Door licht door een oplossing van een stof te laten gaan en te meten welke golflengten

(gedeeltelijk) worden opgenomen, ontstaat een absorptiespectrum. Het absorptiespectrum

is karakteristiek voor een stof. Als straling wordt gebruikt zichtbaar licht (colorimetrie),

ultravilet licht (UV-spectrofotometrie) en infra-rood licht (IR-spectrofotometrie).

Ultraviolet licht – Zichtbaar licht – Infrarood licht

→ toenemende golflengte λ (meter) →

→ afnemende frequentie f (herz) →

→ afnemende energie E per foton (joule) →

Blanco: oplossing die dezelfde bestanddelen bevat als het monster behalve de te bepalen

stof.

Spectrofotometrie is ook een kwantitatieve analysemethode, omdat de mate van absorptie

afhankelijk is van de concentratie. De wet van Lambert-Beer luidt:

E = ε • c • d ε = de extinctiecoefficient (een stofconstante)

c = de molariteit

d = de lichtweg

E = extinctie of uitdoving

E = log I0

I

I0 = intensiteit van het uittredende licht in een blanco

I = intensiteit van het uittredende licht in het monster

E = extinctie of uitdoving

I is altijd minder dan I0, dat moet dan komen door de aanwezigheid van de te bepalen

stof. I0 is constant bij dezelfde lichtweg.

I

Lichtintensiteiten worden gemeten met een spectrofotometer. Door de extinctie van een

ijkreeks te berekenen en de gevonden metingen uit te zetten tegen de concentratie,

ontstaat een rechte lijn = ijklijn. De meting van een onbekende oplossing levert een

waarde voor E op, waarmee je dan via de ijklijn de gevraagde concentratie kunt afleiden.

(IJkreeks = een serie oplossingen met dezelfde concentratie.)

Deel 3: Chromatografie.

Chromatografie is een kwalitatieve analysemethode die geschikt is om de samenstelling

van kleine hoeveelheden in mengsels te onderzoeken. Deze scheidingsmethode berust op

een verdelingsevenwicht (Kv) van een stof over de stationaire en de mobiele fase. Voor

elke stof geldt een bepaald verdelingsevenwicht dat wordt bepaald door de oplosbaarheid

van die stof in die twee fasen.

Kv = [A]s [A]s = conc. stof A in de stationaire fase.

[A]m [A]m = conc. stof A in de mobiele fase.

De grootte van Kv (verdelingsconstante) wordt bepaald door de oplosbaarheid van stof A

in de stationaire en mobiele fase.

De Rf – waarde geeft de constante verhouding aan van de afstand die stof A heeft

afgelegd en de afstand de de mobiele fase heeft afgelegd. Deze verhouding is

karakteristiek voor die stof in die mobiele fase en in die stationaire fase.

Rf = afstand stof

afstand mobiele fase

Vloeistofchromatografie:

- de mobiele fase is een loopvloeistof

- de stationaire fase is meestal water, geadsorbeerd aan papier of poeder.

- uitvoeringen zijn papierchromatografie, dunne-laagchromatografie en

kolomchromatografie.

Gaschromatografie:

- de mobiele fase is een gas

- de stationaire fase is meestal een vloeistof geadsorbeerd aan een poeder in een buis.

HOOFDSTUK 4: Reactiesnelheid – Reactiemechanisme

Reactiesnelheid: het aantal mol stof dat per liter reactiemengsel per seconde ontstaat of

verdwijnt. De eenheid is mol/l/s.

Je kunt op verschillende manieren reactiesnelheden meten en nagaan in hoeverre de

concentraties van de reactanten daarbij een rol spelen.

In een reactiesnelheidsvergelijking geven we aan hoe de reactiesnelheid afhangt van de

concentraties van de stoffen. De juiste reactiesnelheidsvergelijking wordt experimenteel

bepaald.

Als de snelheid van de snelheidsbepalende stap van slechts een deeltje A afhangt, hebben

we te maken meet een eerste-ordereactie. De reactiesnelheidsvergelijking is:

s = k Х [A]

Bij een tweede-ordereactie is de reactiesnelheidsvergelijking:

s = k Х [A] Х [B] of s = k Х [A] ²

Een reactiemechanisme is een beschrijving van een reactie via tussenstappen.

De stap die het langzaamst verloopt, bepaalt de totale reactiesnelheid. Deze stap heet de

snelheidsbepalende stap.

Bij nucleofiele substitutiereacties zijn negatieve deeltjes betrokken.

Een SN1 mechanisme treedt op in een sterk polair oplosmiddel.

In de eerste stap staat het molekuul van de organische stof een deeltje af (een negatief

deeltje). Er ontstaat een tussenprodukt met een positief geladen koolstofatoom, waaraan

het nucleofiele deeltje snel kan koppelen. Er is sprake van een eerste-ordereactie. De

snelheid hangt alleen af van de concentratie van de organische stof.

Voorbeeld: het Br¯-ion maakt plaats voor een OH-groep die aan de andere kant van het

centrale C-atoom ‘gaat zitten’: het molekuul klapt om.

C4H9 – Br → C4H9+ + Br¯

C4H9+ → HO – C4H9

Bij een SN2 mechanisme hecht het nucleofiel deeltje (een negatief deeltje) zich aan het

molekuul van de organische stof. Tegelijk splitst een ander deeltje zich af. Bij deze

reactie kan door het omklappen van het molekuul de optische activiteit van het

reactiemengsel veranderen.

Voorbeeld: het nucleofiele deeltje hecht zich tegenover het deeltje dat ontkoppeld wordt.

Het molekuul klapt om als een paraplu.

CH3Cl + OH¯ → (HO – CH3 – Cl )¯ → HO – CH3 + Cl¯

Wanneer bij een molekuul een bepaalde benadering door de aanwezigheid van in de weg

zittende groepen onmogelijk is spreken we van sterische hindering.

HOOFDSTUK 5: Chemische industrie.

In een chemische fabriek worden stoffen gemaakt. Het gaat vaak om grote hoeveelheden.

De produktie kan continu (continuproces) of in porties (batchproces) verlopen.

Een overzichtelijk schema van een chemische fabriek vormt het blokschema. Hierin

worden de apparaten voorgesteld met blokken. De verbindingslijnen geven de pijpen

weer waardoor stoffen van het ene apparaat naar het andere stromen

afvoer produkt

aanvoer ↑ grond- |

stoffen opslag

| |

| voor- |

| → opslag → bewerking → reactie → zuivering |

|

|

|

afvalverwerking

| ↓ afvoer afval

Eerst worden de grondstoffen opgeslagen, dan worden ze geschikt gemaakt voor de

reactie, die plaatsvindt in een reactor.

Daarna moet de stofstroom worden gezuiverd, want bij een proces ontstaan bijna altijd

bijprodukten, die van de hoofdstroom gescheiden moeten worden.

Stofbalans: daarin geef je per stofstroom aan hoeveel van elke stof aanwezig is.

Met behulp van een stofbalans kun je de samenstelling van de stofstromen in een

chemische fabriek overzichtelijk uitrekenen.

a) Maak een blokschema en nummer de stofstromen.

b) Maak een tabel, waarin je horizontaal de genummerde stofstromen neerzet en

verticaal de stoffen.

c) Met behulp van de reactievergelijking en de rest van de gegevens vul je de

tabel verder in.