Instapcursus Chemie 2017 - UGent · 2017. 6. 29. · cursus Chemie en inleiding tot de biochemische...

INSTAPCURSUS CHEMIE

eerste Bachelor Revalidatiewetenschappen en Kinesitherapie

eerste Bachelor

Biomedische wetenschappen

eerste Bachelor Lichamelijke opvoeding en bewegingswetenschappen

eerste Bachelor

Logopedische en audiologische wetenschappen

J. Rijckaert hoofdlector

Versie 2017

Woord vooraf Beste student. Waarschijnlijk heb je in overweging genomen om volgend academiejaar het eerste jaar Bachelor in de Revalidatiewetenschappen en Kinesitherapie, Biomedische wetenschappen, Lichamelijke opvoeding en bewegingswetenschappen of Logopedische en audiologische wetenschappen aan de Universiteit van Gent te volgen. Deze opleidingen, die resulteren in een academische Master, voorzien in hun eerste jaar een aantal belangrijke kenniscomponenten waaronder chemie en biochemie. Elk jaar opnieuw krijgen deze opleidingen de vraag van de toekomstige studenten of er een instapcursus chemie bestaat zodat zij zich in de vakantieperiode op zelfstandige basis kunnen voorbereiden voor dit OLOD. Deze vraag wordt niet alleen gesteld door studenten die in hun middelbaar curriculum geen chemie kregen maar eveneens door studenten die van zichzelf vinden dat hun voorkennis chemie eerder aan de zwakke kant is. Bij de opbouw van deze syllabus, die aan deze vraag probeert tegemoet te komen, is uitgegaan van de cursus Chemie en inleiding tot de biochemische processen, Partim Chemie (J. Rijckaert) die in de studierichting RevaKi gedoceerd wordt. Het probleem van de meeste studenten die met het vak chemie worstelen, ligt hem aan het feit dat de basisbegrippen onvoldoende gekend zijn. Het mag oubollig klinken maar een aantal basisbegrippen moeten echt gedrild zijn. Wie de inhoud van deze syllabus beheerst zal met een zeker comfort de lessen chemie in de genoemde studierichtingen kunnen volgen zodat er meer ruimte overblijft voor het verwerken van nieuwe aspecten. Hoe pak je dit best aan? Voor hoofdstukken 1 tot en met 3, die betrekking hebben op algemene scheikunde, probeer je de basisbegrippen die aangeboden worden te kennen en te begrijpen. - Zo wordt van jou verwacht dat je de namen, symbolen en de belangrijkste oxidatiegetallen van een

aantal veel voorkomende elementen kent en kunt gebruiken. - Bovendien is het heel belangrijk dat je op vlotte wijze chemische formules kan schrijven en de

naam van anorganische producten kan vormen. De anorganische zuren en hun zuurresten moeten goed gekend zijn.

- Tot slot is het belangrijk dat je eenvoudige reactievergelijkingen kunt uitschrijven en bijhorende stoechiometrische berekeningen beheerst.

Voor hoofdstuk 4, dat betrekking heeft op organische chemie, volstaat voorlopig het beheersen van de naamgeving van de koolwaterstoffen. De naamgeving van de functionele groepen is in deze instapcursus tot een minimum beperkt. Veel succes Johan Rijckaert

Chemie, 2017 pag. i

J. Rijckaert

INHOUDSTABEL 1. BOUWSTENEN VAN DE MATERIE

1.1 Het domein van de chemie ............................................................................................................................... 1

1.2 Het begrip materie ............................................................................................................................................ 1

1.3 Indeling van de materie .................................................................................................................................... 2

1.4 Fysische en chemische verschijnselen ............................................................................................................. 2

1.5 Fundamentele chemische wetten ...................................................................................................................... 3

1.6 De atoomtheorie van Dalton ............................................................................................................................ 3

1.7 De subatomaire deeltjes ................................................................................................................................... 4

1.8 Atoomsymbolen ............................................................................................................................................... 5

1.9 Het periodiek systeem ...................................................................................................................................... 5

1.10 Isotopen ............................................................................................................................................................ 6

1.11 Elementen ........................................................................................................................................................ 6

1.12 Massa van een element..................................................................................................................................... 7

1.13 Corpusculen ..................................................................................................................................................... 9

1.14 Valentie-elektronen en lewisvoorstelling van een element .............................................................................. 8

1.15 De octetregel .................................................................................................................................................... 9

1.16 De zuivere covalente binding ........................................................................................................................... 9

1.17 De gepolariseerde covalente binding ............................................................................................................... 9

1.18 De VSEPR theorie ........................................................................................................................................ 10

1.19 De ruimtelijke structuur van moleculen, voorbeelden ................................................................................... 12

1.20 Vorming van ionen ......................................................................................................................................... 13

1.21 De ionaire binding .......................................................................................................................................... 14

1.22 Het oxidatiegetal ............................................................................................................................................ 15

1.23 De zwakke intermoleculaire krachten ............................................................................................................ 16

1.24 Anorganische verbindingsklassen .................................................................................................................. 18

1.25 Vragen en oefeningen .................................................................................................................................... 22

2. CHEMISCHE REACTIES IN WATERIGE OPLOSSINGEN

2.1 Relatieve massa’s ........................................................................................................................................... 31

2.2 De mol en molmassa ...................................................................................................................................... 31

2.3 Oplossingen .................................................................................................................................................... 32

2.4 Uitdrukkingen voor concentraties .................................................................................................................. 32

2.5 Water als oplosmiddel .................................................................................................................................... 33

2.6 De dissociatiegraad ........................................................................................................................................ 34

2.7 Sterke en zwakke elektrolyten ....................................................................................................................... 35

2.8 Kenmerken van een chemische reactievergelijking ....................................................................................... 35

2.9 Metathesereacties ........................................................................................................................................... 36

2.10 Oxidatie-reductie reacties ............................................................................................................................... 38

2.11 Stoichiometrische berekeningen op reactievergelijkingen ............................................................................. 40


3. GASSEN

3.1 De aard van gasdruk ....................................................................................................................................... 45

3.2 Elementaire gaswetten ................................................................................................................................... 45

3.3 De algemene gaswet voor een ideaal gas ....................................................................................................... 46

3.4 Partieeldruk van een gas................................................................................................................................. 47

3.5 Wet van Dalton voor partieeldrukken ............................................................................................................ 47


Chemie, 2017 pag. ii

J. Rijckaert

4. ORGANISCHE VERBINDINGEN

4.1 Voorstelling van organische verbindingen ..................................................................................................... 50

4.2 Naamgeving bij organische verbindingen ...................................................................................................... 51

4.3 Het koolstofskelet .......................................................................................................................................... 52

4.4 Zijketens ......................................................................................................................................................... 53

4.5 Functionele groepen ....................................................................................................................................... 53

4.6 IUPAC nomenclatuur, basisprincipes ............................................................................................................ 54

4.7 Structuurisomeren .......................................................................................................................................... 57

4.8 Geometrische isomerie bij alkenen ................................................................................................................ 57

4.9 Naamgeving van de onverzadigde KWS........................................................................................................ 58

4.10 Naamgeving cycloalkanen ............................................................................................................................. 60


BIJLAGE

Periodiek systeem der elementen

1. Bouwstenen van de materie

Chemie, 2017 pag. 1

J. Rijckaert

HOOFDSTUK 1 BOUWSTENEN VAN DE MATERIE

1.1 Het domein van de chemie

Chemie is de natuurwetenschap die zich in hoofdzaak bezig houdt met de studie van de samenstelling

en de structuur van de materie en in het bijzonder van de eigenschappen die betrekking hebben op de

transformatie van deze materie.

Het is belangrijk de oorzaken en de gevolgen van omzettingen te kennen en de energieveranderingen

die ermee gepaard gaan te begrijpen. In de mate van het mogelijke willen we de principes en de wetten

die deze processen beheersen, kunnen toepassen op chemische reacties die aan de basis van de

biochemische processen liggen.

Uiteraard is chemie geen geïsoleerde wetenschap. Zij heeft een grote verbondenheid met theoretische

wetenschappen zoals de wiskunde en fysica, als met toegepaste wetenschappen zoals de moleculaire

biologie, de fysiologie, de geneeskunde en aanverwante.

1.2 Het begrip materie

In de fysica definieert men materie als alles wat massa heeft en ruimte inneemt.

Alle materie die we kennen is opgebouwd uit slechts een beperkt aantal (ca 100) bouwstenen die we

atomen noemen. Letterlijk betekent “a-tomos” ondeelbaar wat natuurkundig gezien onjuist is.

Figuur 1: elementaire bouwstenen van de materie

http://www.kennislink.nl/publicaties/nobelprijs-natuurkunde-2008

Een corpuscule is de verzameling van tenminste twee atomen waartussen een chemische binding bestaat. De corpuscule is de kleinste eenheid van de stof waarin alle representatieve atoomsoorten van

die stof voorkomen.

De benaming corpuscule wordt bijna steeds vervangen door de term molecule. Strik genomen mag molecule alleen gebruikt worden in covalente verbindingen zoals bijvoorbeeld H2 en bestaan ionaire

verbindingen zoals NaCl niet uit moleculen maar uit roostereenheden. Toch gebruiken de meeste

chemici ook voor een eenheid NaCl bijna steeds de term molecule.


Chemie, 2017 pag. 2

J. Rijckaert

1.3 Indeling van de materie

Voor de chemie is het belangrijk materie in te delen naar zijn samenstelling.

Volgend schema geeft een rudimentaire indeling van de materie.

Tabel 1: indeling van de materie op basis van zijn samenstelling

1.4 Fysische en chemische verschijnselen

Elke zuivere stof wordt gekenmerkt door een aantal fysische eigenschappen zoals smeltpunt, kookpunt, elektrische geleidbaarheid, massadichtheid en door een aantal chemische eigenschappen zoals brandbaarheid, reageert met, enz.

Fysische verschijnselen zijn omzettingen waarbij enkel de fysische eigenschappen van de materie wijzigen. Zo is smelten van ijs een fysisch verschijnsel omdat bij de omzetting van ijs in water samen

met de verandering van de aggregatietoestand een aantal fysische grootheden veranderen (soortelijke

warmtecapaciteit van ijs is verschillend van die van water). Belangrijk te beseffen is dat er tijdens

fysische processen geen verandering in de moleculaire samenstelling van de materie optreedt.

Chemische verschijnselen zijn omzettingen waarbij de samenstelling van de materie wijzigt. Zo is het verbranden van alcohol een chemisch verschijnsel omdat hierbij de alcohol omgezet wordt in

koolstofdioxide en water. Hierbij is dus duidelijk een verandering in de moleculaire samenstelling van

de materie opgetreden. Anders gezegd, uit de reagerende stoffen of reagentia ontstaan er nieuwe stoffen, de reactieproducten.

M A T E R I E

MENGSEL

bestaat uit minstens twee verschillende soorten

bestanddelen (stoffen) in een variabele

samenstelling

HETEROGENE STOF

is een stof die niet in alle

punten dezelfde eigenschappen

heeft

GROVE MENGSELS (v-v) SUSPENSIE (v-vl) EMULSIE (vl-vl) SCHUIM (g-vl)

NEVEL, DAMP (vl-g) ROOK (v-g)

COLLOÏDALE OPLOSSINGEN

overgangsvorm met

deeltjesgrootte

tussen 1 nm en 100 nm

HOMOGENE STOF

is een stof die in alle punten

dezelfde eigenschappen heeft

LEGERINGEN OPLOSSINGEN GASMENGSELS

ZUIVERE STOF

is een stof met een welbepaalde chemische

samenstelling

ENKELVOUDIGE STOF

is een zuivere stof bestaande uit

slechts één atoomsoort

METALEN NIET-METALEN

EDELGASSEN

SAMENGESTELDE STOF

is een zuivere stof bestaande uit

meer dan één atoomsoort

ANORGANISCHE VERBINDINGEN

ORGANISCHE VERBINDINGEN


Chemie, 2017 pag. 3

J. Rijckaert

1.5 Fundamentele chemische wetten

Op het einde van de 18de eeuw krijgt de chemie een belangrijke wending. Lavoisier (1743-1794) en

Proust (1754-1826) proberen een eind te stellen aan de speculatieve benaderingen van de alchemie door

enerzijds de “wet van behoud van massa bij chemische reacties” en anderzijds de “wet van constante

samenstelling” te formuleren. Deze empirische bevindingen, aangevuld met de bevindingen van Gay-

Lussac (1778-1850), lagen aan de basis van de wetmatigheden die Dalton (1766-1844) formuleerde om

zijn bevindingen bij zijn chemische reacties te verklaren.

Wet van Lavoisier Bij een chemische reactie is de som van de massa’s van reagerende stoffen gelijk aan de som van de

massa’s van de reactieproducten (bij stoichiometrische verhouding).

Wet van Proust Bij een chemische reactie is er een constante verhouding tussen de massa’s van de reagerende stoffen.

Wet van Gay-Lussac Bij een chemische reactie tussen gassen bestaat er een constante en eenvoudige verhouding tussen de

volumes van de reagerende stoffen en reactieproducten (bij constante druk en temperatuur).

Voorbeeld

De reactie waarbij waterstofgas verbrandt tot waterdamp 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

Volgens Lavoisier reageren: 4 g waterstofgas en 32 g zuurstofgas tot 36 g waterdamp

8 g waterstofgas en 64 g zuurstofgas tot 72 g waterdamp

Volgens Proust is: 8

1

g 64

g 8

g 32

g 4

2

2 ===O

H

m

m

Volgens Gay-Lussac is: L 2

L 1en

L 2

L 2en

L 1

L 2

2

2

2

2

2

2 0 ===OHOH

H

O

H

V

V

V

V

V

V

1.6 De atoomtheorie van Dalton

Gesteund door bovenstaande wetten introduceerde Dalton een aantal postulaten dat de basis zou vormen

voor de moderne atoomtheorie.

1. Stoffen zijn opgebouwd uit kleine ondeelbare deeltjes, de atomen.

2. Voor elementen of enkelvoudige stoffen zijn alle atomen identiek maar verschillen ze fundamenteel van element tot element.

3. Voor verbindingen of samengestelde stoffen zijn de atomen in een vaste verhouding gecombineerd tot moleculen.

4. Bij een chemische reactie verandert de wijze waarop de atomen aan elkaar gebonden zijn m.a.w. bij

een chemische reactie worden atomen uitgewisseld zonder dat de identiteit van de atomen hierbij wijzigt.


Chemie, 2017 pag. 4

J. Rijckaert

1.7 De subatomaire deeltjes

Op het einde van de 19de eeuw was de idee van de ondeelbaarheid van het atoom niet langer houdbaar.

Een drietal experimenten was essentieel om tot de subatomaire structuur van het atoom te komen.

Thomson (1856-1940) toonde aan dat kathodestralen uit een elektronenstroom bestonden en kon met zijn experimenten de verhouding lading op massa van het elektron bepalen.

Millikan (1868-1953) kon met zijn oliedruppel-experiment de waarde van de elektrische lading van het elektron bepalen en bijgevolg ook de massa ervan.

Rutherford (1871-1937) kon d.m.v. radioactieve straling de ijle structuur van het atoom aantonen.

Voor het verklaren van het chemische gedrag van de materie volstaat het meestal, het atoom te

beschouwen als opgebouwd uit twee delen.

Centraal in het atoom bevindt er zich de kern. Deze bevat een aantal protonen (Z) en een aantal neutronen (N). Daar de protonen positief en de neutronen niet geladen zijn, draagt de kern een positieve lading. Beide elementaire deeltjes hebben nagenoeg dezelfde massa. Elektrisch gezien zou de kern

onstabiel moeten zijn waren er niet de zogenaamde kernkrachten die werkzaam op zeer kleine afstanden

(< 10-19 m) en deze nucleonen samenhouden.

In de mantel rond de kern bevinden zich de elektronen. Elektronen dragen een negatieve lading die in absolute waarde even groot is als die van de protonen. Gezien een atoom elektrisch neutraal is, moet het

aantal elektronen gelijk zijn aan het aantal protonen Z in de kern. De massa van het elektron is

verwaarloosbaar klein (1/1837) t.o.v. deze van het proton zodat de massa van het atoom enkel door de

nucleonen bepaald wordt. Zoals verder zal blijken zijn enkel de “buitenste elektronen” of valentie-elektronen van belang.

Uit onderstaande tabel blijkt dat de mantel, die een factor 105 groter is dan de kern, terwijl deze laatste

alle massa bevat. Dit verklaart de ijle structuur van het atoom (Rutherford).

deel van het atoom

elementair deeltje

massa elektrische

lading symbool

kern

r = 10-15 m

mantel

r = 10-10 m

proton

neutron

elektron

mp = 1,00728 u

mn = 1,00867 u

me = 0,00055 u

q = + 1 e

q = 0

q = - 1 e

1

1p

01n

−10e

Tabel 2: elementaire deeltjes die van belang zijn voor de chemie

u = atoommassa-eenheid = 1,66.10-27 kg

e = elementaire lading = 1,60.10-19 C


Chemie, 2017 pag. 5

J. Rijckaert

1.8 Atoomsymbolen

Elk atoom wordt weergegeven door een symbool bestaande uit maximaal 3 letters waarvan de eerste

steeds een (gedrukte) hoofdletter is. Dit symbool kan voorafgegaan worden door het massagetal (aantal protonen Z + aantal neutronen N) als superscript en het atoomnummer (aantal protonen Z = aantal elektronen) als subscript.

SymboolNZ Z+

1.9 Het periodiek systeem

In navolging van de Rus Mendeljev (1834-1907) heeft men in het periodiek systeem (PS) alle bekende

atoomsoorten enerzijds geordend naar hun stijgend atoomnummer Z en vervolgens verticaal geordend

op basis van hun analoge chemische eigenschappen.

Op deze wijze ontstaan er 18 kolommen die verdeeld worden in

8 hoofdgroepen aangeduid met de letter a Ia de alkalimetalen

IIa de aardalkalimetalen

IIIa de boorgroep

IVa de koolstofgroep

Va de stikstof- of fosforgroep

VIa de zuurstofgroep

VIIa de halogenen

0 de edelgassen

8 nevengroepen aangeduid met de letter b; ze vormen samen de transitiemetalen

De rijen noemen we perioden. De eerste periode bevat 2 elementen, de tweede en derde periode 8 elementen, de vierde en vijfde periode 18 elementen en de zesde (met de lanthaniden) en zevende (met

de actiniden) periode 32 elementen.

Figuur 2: periodiek systeem met aanduiding van: de metalen (oranje),

de niet-metalen (groen), de metalloïden (blauw) en de edelgassen (geel)


Chemie, 2017 pag. 6

J. Rijckaert

1.10 Isotopen

Voor elke atoomsoort is er een zekere variatie in het aantal neutronen. Alle atoomsoorten met evenveel

protonen maar een verschillend aantal neutronen in de kern staan op dezelfde plaats in het periodiek

systeem en noemt men daarom isotopen. Isotopen zijn chemisch in principe niet van elkaar te onderscheiden omdat ze onderling enkel verschillen in de samenstelling van hun kern.

Voorbeeld

Van chloor zijn de twee belangrijkste isotopen:

Cl35

17 met massagetal 35 en atoomnummer Z = 17

dit atoom heeft 17 protonen en elektronen en 18 neutronen

Cl37

17 met massagetal 37 en atoomnummer Z = 17

dit atoom heeft 17 protonen en elektronen en 20 neutronen

1.11 Elementen

Een groep van isotopen (atomen met eenzelfde Z) vormt een element.

Het is belangrijk te beseffen dat binnen een element de isotopen steeds met een bepaalde (constante)

abundantie voorkomen.

Zo bestaat het element chloor steeds uit 75,5% van het isotoop Cl35

17 en 24,5% van het Cl37

17 . Anders

gezegd, de abundantie van de beide isotopen is respectievelijk 75,5 % en 24,5 %.

Onderstaande tabel geeft de belangrijkste elementen met hun rangnummer Z, hun symbool en naam.

Z symbool naam Z symbool naam 1 H waterstof 20 Ca calcium

2 He helium 24 Cr chroom

3 Li lithium 25 Mn mangaan

5 B boor 26 Fe ijzer

6 C koolstof 27 Co kobalt

7 N stikstof 28 Ni nikkel

8 O zuurstof 29 Cu koper

9 F fluor 30 Zn zink

10 Ne neon 35 Br broom

11 Na natrium 47 Ag zilver

12 Mg magnesium 48 Cd cadmium

13 Al aluminium 50 Sn tin

14 Si silicium 53 I jood

15 P fosfor 56 Ba barium

16 S zwavel 78 Pt platina

17 Cl chloor 79 Au goud

18 Ar argon 80 Hg kwik

19 K kalium 82 Pb lood

Tabel 3: belangrijkste elementen (te kennen)


Chemie, 2017 pag. 7

J. Rijckaert

Figuur 3: belangrijkste elementen weergegeven in het PS (te kennen)

1.12 Massa van een element

Atomen zijn zo klein dat ze pas sinds 1991 en enkel met behulp van een Scanning Tunneling Microscoop

direct waarneembaar zijn.

https://www.youtube.com/watch?v=xA4QWwaweWA

Het is uiteraard ook niet mogelijk hun massa rechtstreeks te meten. Om de absolute atoommassa’s van

de verschillende atomen onderling te kunnen vergelijken, heeft men de atoommassa eenheid u (atomic mass unit, amu) ingevoerd.

Per definitie is 1 u = 1/12 van massa van een C12

6 isotoop = 1,66.10-27 kg

Om de atoommassa van een element te berekenen moet men rekening houden met de abundanties van

de isotopen van het element.

Voorbeeld

De atoommassa van het element chloor op basis van zijn twee belangrijkste isotopen.

Cl3517 atoommassa = 35,0 u met abundantie = 75,5%

Cl37

17 atoommassa = 37,0 u met abundantie = 24,5%

atoommassa van het element chloor = 0, 755 *35, 0 u 0, 245*37, 0 u 35,5 u+ =


Chemie, 2017 pag. 8

J. Rijckaert

1.13 Corpusculen

Enkel de edelgassen komen voor als monoatomische gassen (vrije atomen). In alle andere zuivere stoffen komen de atomen in een welbepaalde verhouding (Dalton) en in gebonden toestand voor.

Zijn de krachten die de atomen samenhouden, tot stand gekomen door het delen van een

gemeenschappelijk elektronenpaar dan noemen we de bindingen covalent en de verbindingen moleculen. Chloorgas (Cl2), stikstofgas (N2), water (H2O) en waterstofchloride (HCl) zijn enkele typische voorbeelden van (covalente) moleculen.

Figuur 4: elke watermolecule bestaat uit 2 waterstofatomen en 1 zuurstofatoom

wat leidt tot de chemische formule H2O

(http://exo.science.ru.nl/exoidee/view.php?pid=266)

Zijn de krachten die de atomen samenhouden van elektrostatische aard (coulombkrachten) dan noemen

we de bindingen ionair en de verbindingen zouten. Keukenzout of natriumchloride is hiervan een typisch voorbeeld. Bovendien gaan in keukenzout de natrium-ionen (Na+) en de chloride-ionen (Cl-)

zich op een regelmatige wijze in een 1/1 verhouding ordenen, wat leidt tot een ionrooster opgebouwd uit NaCl roostereenheden.

Figuur 5: keukenzout komt voor als een ionrooster opgebouwd uit Na+ en Cl- in een 1/1 verhouding

wat leidt tot de chemische formule NaCl

(http://www.aljevragen.nl/sk/atoombouw/ATM073.html)

1.14 Valentie-elektronen en lewisstructuren van een element De elementen van de hoofdgroepen hebben hun laatste toegevoegde elektronen allemaal in de buitenste

schil en worden de valentie-elektronen genoemd. Deze valentie-elektronen zijn van groot belang omdat zij het chemisch gedrag van het element bepalen. Daarom hebben de elementen die, in het periodiek

systeem (PS) in dezelfde groep staan, gelijkaardige eigenschappen.

Om op een gemakkelijke wijze het gedrag van deze valentie-elektronen tijdens het vormen van

chemische binden te kunnen begrijpen maken we gebruik van de zogenaamde lewisstructuren voor de elementen uit de hoofdgroepen.


Chemie, 2017 pag. 9

J. Rijckaert

Hierbij stelt X het element voor en staat een bolletje staat voor een ongepaard valentie-elektron en een

streepje voor een vrij valentie-elektronenpaar.

Figuur 6: lewisstructuren van de elementen uit de acht hoofdgroepen

1.15 De octetregel

Edelgassen hebben als belangrijkste kenmerk dat ze chemisch zo weinig reactief zijn dat men vaak stelt

dat edelgassen inert zijn. De edelgasconfiguratie met twee of acht valentie-elektronen blijkt dus chemisch gezien een stabiele structuur te zijn. Vanuit deze constatering heeft men (de duetregel en) de octetregel geformuleerd:

In zijn verbindingen streeft elk atoom naar de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie met 2 of 8 elektronen

(duet- of octetstructuur) op zijn buitenste schil.

1.16 De zuivere covalente binding

Om tot een chemische binding te komen moeten de atomen elkaar dicht genoeg naderen zodat hun

elektronenwolken kunnen overlappen. Hierbij levert elk atoom een ongepaard valentie-elektron om

zodoende een bindend elektronenpaar te vormen dat zich in de molecule tussen de twee atoomkernen situeert.

Wordt de chemische binding gevormd tussen 2 identieke atomen dan spreekt men een zuivere atoombinding of zuivere covalente binding. Typische voorbeelden hiervan zijn de elementaire gassen zoals waterstofgas (H2), zuurstofgas (O2), stikstofgas (N2), fluorgas (F2), chloorgas (Cl2), broomdampen

(Br2) en jooddampen (I2) die diatomisch zijn.

Figuur 7: de enkelvoudige, dubbele en drievoudige covalente binding

Merk op dat O2 en N2 respectievelijk een dubbele en een drievoudige covalente binding bevatten.

1.17 De gepolariseerde covalente binding

Elk atoom oefent in een molecule een zekere aantrekkingskracht uit op het bindend elektronenpaar. De

mate waarin dit gebeurt wordt uitgedrukt door de elektronegatieve waarde (EN). De arbitraire referentiewaarde is die van fluor dat met 4,0 de grootste elektronegatieve waarde heeft.

In het periodiek systeem, dat zich in bijlage bevindt, staan de EN voor alle atomen vermeld.


Chemie, 2017 pag. 10

J. Rijckaert

De lewisstructuur van de molecule waterstofchloride wordt in eerste instantie gegeven door

Figuur 8: lewisstructuur van waterstofchloride

Omdat de ENH < ENCl (2,1 < 3,0) zal het bindend elektronenpaar verschuiven naar de kant van het

chlooratoom waardoor de binding niet meer zuiver covalent is maar ten gevolge van de partiële ladingen

op de beide atomen, een polair karakter krijgt. De binding tussen het waterstofatoom en het chlooratoom

is een gepolariseerde covalente binding.

Figuur 9: waterstofchloride is een polaire molecule

Door de resulterende dipool in HCl zegt men dat waterstofchloride een polaire stof is in tegenstelling tot bijvoorbeeld waterstofgas dat een apolaire stof is. 1.18 De VSEPR theorie

Gepolariseerde covalente bindingen leiden niet noodzakelijk tot polaire moleculen. Om te bepalen of

een molecule polair is dient rekening gehouden te worden met de ruimtelijke structuur van de molecule.

De valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie (VSEPR-theorie) verklaart de geometrie van covalente

bindingen aan de hand van de repulsieve Coulombkrachten tussen zowel de bindende als de vrije

elektronenparen. De theorie gaat ervan uit dat in een molecule, de onderlinge afstand tussen de atomen

en eventuele vrije elektronenparen die zich rond het centraal atoom bevinden, zo groot mogelijk moet

zijn. Hierbij hanteert men vaak het begrip sterisch getal (SG) van het centrale element.

SG = aantal bindingspartners centrale element + aantal vrije elektronenparen centrale element

Figuur 10: belangrijkste structuren voor moleculen op basis van de VSEPR en sterisch getal SG



J. Rijckaert

1.19 Ruimtelijke structuur van moleculen, voorbeelden Voorbeeld 1: CH4

Lewisstructuur

C = 1 maal 4 valentie-elektronen

H = 4 maal 1 valentie-elektron

totaal = 8 valentie-elektronen = 4 elektronenparen

Na de vorming van de bindingen zijn er geen elektronenparen meer over.

Figuur 11: lewisstructuur van methaan

Voor methaan is dit de enige logische lewisstructuur.

Polariteit

Daar ENC > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van

H (δ+) naar C (δ-). Omdat CH4 (SG=4+0) een tetraëder is, zijn de vier dipoolvectoren symmetrisch verdeeld en is het resulterend dipoolmoment nul. Methaan is een apolaire molecule.

Figuur12: geometrie van de molecule methaan

Voorbeeld 2: NH3

Lewisstructuur

N = 1 maal 5 valentie-elektronen



ENN > ENH daarom, na de vorming van de bindingen, het overblijvend elektronenpaar toekennen aan

het stikstofatoom.

Figuur13: lewisstructuur van ammoniak

Voor ammoniak is dit de enige logische lewisstructuur.

Polariteit

Daar ENN > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van

H (δ+) naar N (δ-). Omdat NH3 (SG=3+1) een trigonale piramide is, is de resulterende dipoolvector gericht van de kant van de waterstofatomen naar de kant van het stikstofatoom. Ammoniak is een polaire

molecule.



J. Rijckaert

Figuur 14: geometrie van de molecule ammoniak

met aanduiding van de resulterende dipoolvector

Voorbeeld 3: CO2

Lewisstructuur

C = 1 maal 4 valentie-elektronen

O = 2 maal 6 valentie-elektronen


ENO > ENC daarom, na vorming van de bindingen, de overblijvende elektronenparen eerst verdelen over

de zuurstofatomen.

Figuur 15: resonantiestructuren van koolstofdioxide

Voor CO2 zijn er 4 logische lewisstructuren te schrijven. In de laatste resonantiestructuur hebben de 3

atomen niet alleen de octetstructuur maar zijn bovendien alle formele ladingen nul zodat deze

lewisstructuur de meest waarschijnlijke is.

Polariteit

Daar ENO > ENC zijn de dubbele covalente bindingen beide gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren

gericht zijn van C (δ+) naar O (δ-). Omdat CO2 (SG=2+0) een lineaire molecule is, is het resulterend dipoolmoment nul. Koolstofdioxide is een apolair molecule.

Figuur16: geometrie van de molecule koolstofdioxide

Voorbeeld 4: H2O

Lewisstructuur




Omdat H maar 2 elektronen in zijn buitenste schil kan bevatten worden na vorming van de bindingen,

de overblijvende elektronenparen verdeeld over het zuurstofatoom.

Figuur17: lewisstructuur van water

Voor water is dit de enige logische lewisstructuur.



J. Rijckaert

Polariteit

Daar ENO > ENH zijn de covalente bindingen gepolariseerde waarbij de dipoolvectoren gericht zijn van

H (δ+) naar O (δ-). Omdat H2O (SG=2+2) een gebogen geometrie heeft, is de resulterende dipoolvector gericht van de kant van de waterstofatomen naar het zuurstofatoom. Water is een polaire molecule.

Figuur18: geometrie van de molecule water

met aanduiding van de resulterende dipoolvector

1.20 Vorming van ionen

Ionen ontstaan uit neutrale atomen door het toevoegen of verwijderen van elektronen.

Voor het vorming van een positief ion of kation moeten er één of meerdere elektronen uit het atoom of ion verwijderd worden. Hierbij definieert men de ionisatie-energie (Ei) als de energie die nodig is om een elektron uit het gasvormig atoom of ion te verwijderen en op een oneindige afstand te brengen.

De eerste ionisatie-energie heeft betrekking op het verwijderen van het eerste elektron uit het neutrale

atoom, de tweede ionisatie-energie op het verwijderen van het tweede elektron uit het positieve ion, enz.

Hoe kleiner de ionisatie-energie hoe gemakkelijker een elektron afgestaan wordt en hoe gemakkelijker

het kation gevormd wordt.

De ionisatie-energie daalt:

1. in eenzelfde periode, van rechts naar links omdat de wanneer de kernlading daalt, 2. in eenzelfde hoofdgroep, van boven naar onder omdat het atoom groter wordt waardoor de

afstand tot de kern toeneemt en de afschermende werking van de onderliggende elektronen

groter wordt.

Bovendien is het voor eenzelfde atoom het steeds moeilijker een volgend elektron te verwijderen zodat

Ei1 < Ei2 < Ei3.

Francium heeft de kleinste Ei en vormt dus gemakkelijkst het positief ion Fr+.

Voor het vorming van een negatief ion of anion moeten er één of meerdere elektronen aan het atoom of ion toegevoegd worden. Hierbij definieert men de elektronenaffiniteit (EA) als de energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een gasvormig atoom toegevoegd wordt of de energie die nodig is

om tweede, derde, enz. elektron toe te voegen aan een reeds gevormd ion.

Hoe groter de elektronenaffiniteit, hoe gemakkelijker een atoom een elektron opneemt en hoe

gemakkelijker het anion gevormd wordt.



J. Rijckaert

De elektronenaffiniteit stijgt:

1. in eenzelfde periode, van links naar rechts omdat de kernlading stijgt, 2. in eenzelfde hoofdgroep, van onder naar boven omdat het atoom kleiner wordt waardoor de

afstand tot de kern afneemt en de afschermende werking van de onderliggende elektronen

kleiner wordt.

Fluor heeft de grootste EA en vormt het gemakkelijkst het negatief ion F-.

1.21 De ionaire binding

Een bijzonder geval qua chemische binding doet zich voor wanneer het verschil in elektronegatieve

waarden tussen de twee atomen ten minste 1,8 bedraagt. Een typisch voorbeeld hiervan is

natriumchloride waarvoor ∆EN = 3,0 - 0,9 = 2,1 ≥ 1,8.

Men stelt dat door dit grote verschil in EN het natriumatoom zijn valentie-elektron overdraagt naar het

chlooratoom waardoor er in eerste instantie een natrium- en een chloorion gevormd worden.

Na (g) - 1 e- → Na+ (g) natriumion (kation) Cl (g) + 1 e- → Cl - (g) chloorion (anion)

Ten gevolge van de coulombkracht trekken deze twee verschillend geladen ionen elkaar aan met een

ionbinding tot gevolg. Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (v)

Merk op dat de vorming van het natriumion meer energie kost dan er bij de vorming van het chloorion

vrijkomt. Hierdoor is de elektrontransfer a priori ongunstig. Het is dankzij de roosterenergie, die bij de

vorming van vast natriumchloride vrijkomt als gevolg van de elektrostatische aantrekking tussen de Na+

en Cl-, dat de totale energiebalans toch gunstig is.

Figuur19: energieveranderingen met betrekking tot de vorming van vast NaCl

Dergelijke bindingen zijn sterk maar door polaire oplosmiddelen zoals water gemakkelijk te verbreken.

M.a.w. ionaire stoffen (zouten) hebben een hoog smeltpunt maar lossen goed op in water waarbij ze

zich in ionen splitsen.

NaCl + aq → Na+ (aq) + Cl- (aq)



J. Rijckaert

1.22 Het oxidatiegetal

Het oxidatiegetal (OG) van een atoom in een samengestelde stof is de grootte van de lading die dit atoom

reëel of denkbeeldig draagt.

Praktisch om weten is:

- de som van de OG van alle atomen is gelijk aan de totale lading van het deeltje

- in enkelvoudige stoffen is het OG van het atoom steeds gelijk aan 0

- in samengestelde stoffen is het OG van F steeds gelijk aan - I

- in samengestelde stoffen is het OG van H gelijk aan +I (uitgezonderd in hydriden - I) - in samengestelde stoffen is het OG van O gelijk aan - II (uitgezonderd in peroxiden - I)

Voorbeelden.

oxidatietrap van S in H2SO4 is 2 * (+I) + (OGS) + 4 * (-II) = 0 ⇒ OGS = +VI

oxidatietrap van N in NO3 - is (OGN) + 3 * (-II) = -1 ⇒ OGN = +V

oxidatietrap van O in O2 is enkelvoudige stof ⇒ OGO = 0

Hieronder zijn de belangrijkste (niet alle!) OG voor de meest voorkomende elementen gegeven.

Figuur 20: de belangrijkste (niet alle!) OG voor de meest voorkomende elementen

Kennis van de OG is belangrijk bij het opstellen van de chemische formule van een anorganische stof.

Voorbeelden.

- chemische formule van calciumoxide: OGCa = +II en OGO = -II ⇒ CaO

- chemische formule van waterstofsulfide: OGH = +I en OGS = -II ⇒ H2S

- chemische formule van ijzer(III)oxide OGFe = +III en OGO = -II ⇒ Fe2O3

De oxidatiegetallen van de atomen in een bepaalde molecule, kunnen eveneens afgeleid worden uit de

lewisstructuur van die molecule.



J. Rijckaert

Voorbeeld. H2SO4

ENH < ENO en ENS < ENO waardoor de zuurstofatomen een partiële negatieve lading dragen en de

overige atomen (H en S) elk een partiële positieve lading hebben.

- elk H (δ+) atoom heeft 1 binding: OG = + I

- elk O (δ-) atoom heeft 2 bindingen OG = -II

- het S (δ+) atoom heeft 6 bindingen OG = +VI

1.23 De zwakke intermoleculaire krachten Binnen een stof worden de moleculen samengehouden door de zwakke intermoleculaire krachten die hun oorsprong vinden in het polaire karakter van de moleculen.

VANDERWAALSKRACHTEN

Men zou verwachten dat er bij edelgassen en bij apolaire moleculen zoals dibroom (Br2) geen

intermoleculaire krachten zullen optreden. Maar uit het feit dat deze stoffen bij lage temperaturen toch

als vloeistof kunnen voorkomen doet besluiten dat er hier weldegelijk intermoleculaire krachten

werkzaam zijn. Men noemt deze zwakke intermoleculaire krachten, de vanderwaalskrachten.

Deze vanderwaalskrachten komen zonder uitzondering tussen alle moleculen voor en worden

veroorzaakt doordat de elektronenverdeling in de molecule voortdurend verandert. Hierdoor ontstaan er

binnen de molecule steeds zones waar de ladingen niet evenredig verdeeld zijn. Op deze wijze ontstaan

er kortstondige zwakke dipooltjes die zich zo oriënteren dat hun ongelijknamige partiële ladingen

tegenover elkaar komen te liggen met als gevolg dat de moleculen elkaar onderling “vasthouden”.

Figuur 21: kortstondige asymmetrische ladingsverdeling

in een He-atoom leidt tot Vanderwaalskrachten

Moleculen met een grote diffuse elektronenwolk zoals broom- jood- en zwavelhoudende verbindingen

hebben een grote polariseerbaarheid die bijdraagt tot de vanderwaalskrachten.

Naast deze polariseerbaarheid worden de vanderwaalskrachten ook bepaald door de grootte van het

contactoppervlak tussen de naburige moleculen. Grote moleculen met een rechte keten vertonen de

grootste vanderwaalskrachten.



J. Rijckaert

DIPOOLINTERACTIES

In polaire moleculen (zoals HCl) komen naast de vanderwaalskrachten ook permanente dipoolinteracties

voor die veroorzaakt worden door de aantrekking van tegengesteld geladen delen in deze polaire

moleculen. De dipoolinteracties zijn uiteraard sterker dan de vanderwaalskrachten.

Figuur 22: dipoolinteracties tussen de polaire HCl moleculen

WATERSTOFBRUGGEN

In moleculen die opgebouwd zijn uit H en een uitgesproken elektronegatief element zoals F, N en O,

draagt het H-atoom zo een sterke δ+ dat het een intermoleculaire binding vormt die veel sterker is dan de gewone dipoolinteractie. Men noemt deze interactie waterstofbruggen.

Figuur 23: waterstofbruggen tussen de watermoleculen

http://www.scheikundeinbedrijf.nl/Mediatheek/Kenniskaart/index.rails?id=45

Het zijn de waterstofbruggen zijn erg belangrijk in de biochemie. Ze komen o.a. voor in de DNA

molecule.



J. Rijckaert

1.24 Anorganische verbindingsklassen 1. Algemeen

De anorganische verbindingen worden ingedeeld in een aantal klassen.

Alle organische en anorganische stoffen kunnen benoemd worden met een systematische naam of IUPAC benaming die gebaseerd is op hun samenstelling. Daarnaast zijn bepaalde, veel gebruikte en

algemeen aanvaarde triviale namen voor sommige stoffen ook toegestaan.

Het aantal atomen van een element dat aanwezig is in een formule-eenheid wordt, als een voorvoegsel,

door een Grieks telwoord aangeduid. Deze voorvoegsels kunnen worden weggelaten als daardoor geen

verwarring mogelijk is. Het voorvoegsel "mono" voor het eerstgenoemde element wordt bijna altijd

weggelaten.

1 mono 4 tetra 7 hepta 10 deca

2 di 5 penta 8 octa 11 undeca

3 tri 6 hexa 9 nona 12 dodeca

2. Enkelvoudige stoffen

De klasse van de enkelvoudige stoffen onderscheidt zich van de andere omdat enkelvoudige stoffen uit

slecht één soort atomen bestaan.

De metalen vormen het grootste deel van de elementen in het PS (oranje gekleurd in figuur 2) en worden gekenmerkt door volgende eigenschappen:

- ze zijn elektropositief (vormen gemakkelijk kationen)

- bij kamertemperatuur zijn het vast stoffen (uitgezonderd Cs, Ga en Hg die vloeibaar zijn)

- ze hebben een typische metaalglans

- ze zijn mechanisch goed bewerkbaar

- het zijn goede geleiders voor warmte en elektriciteit

- ze vormen metaalroosters

Cu koper

De niet-metalen vormen een klein deel van de elementen in het PS (groen gekleurd in figuur 2) en hebben als voornaamste kenmerken:

- ze zijn elektronegatief (vormen gemakkelijk anionen, uitgezonderd H)

- als vaste stoffen zijn ze vaak broos

- het zijn slechte geleiders voor warmte en elektriciteit

- bij kamertemperatuur zijn vele gasvormig of vloeibaar

- als gas vormen ze vaak diatomische moleculen

H2 diwaterstof of waterstofgas N2 distikstof of stikstofgas

O2 dizuurstof of zuurstofgas O3 ozon

F2 difluor of fluorgas Cl2 dichloor of chloorgas

Br2 dibroom (vl) I2 dijood (dampen)

S8 zwavel (schrijven meestal S) P4 fosfor (schrijven meestal P)



J. Rijckaert

De edelgassen (geel ingekleurd in figuur 2) vormen een aparte groep maar zijn principe ook niet-metalen. Zij danken hun naam aan het feit dat ze een bijzonder lage chemische reactiviteit vertonen. Zij

komen dan ook voor als atomen.

He helium

De halfmetalen of metalloïden vormen een overgang tussen de metalen en niet-metalen (blauw ingekleurd).

Si silicium

http://nl.wikipedia.org/wiki/Periodiek_systeem en http://www.lenntech.com/periodiek_systeem.htm

zijn websites die heel wat interessante informatie over alle enkelvoudige stoffen bevatten.

3. Mono-atomische ionen

De positieve of negatieve lading van het ion wordt aangeduid door een cijfer rechts boven het symbool

van het element gevolgd door het plus of minteken.

Voor positieve atoomionen of kationen voegt men de uitgang "ion" bij de naam van het element. Indien nodig wordt het oxidatiegetal weergegeven tussen haakjes in Romeinse cijfers.

Na+ natriumion Fe2+ ijzer(II)-ion

H+ waterstofion of proton Fe3+ ijzer(III)-ion

Voor de negatieve atoomionen of anionen gebruikt men de Latijnse of Griekse stam gevolgd door de uitgang "ide-ion".

Cl - chloride-ion O2- oxide-ion

S2- sulfide-ion H - hydride-ion

4. Oxiden

Een oxide is een binaire verbinding tussen een element en zuurstof. Alle elementen met uitzondering

van de edelgassen vormen één of meerdere oxiden. De naam van het oxide bestaat uit de naam van het

element, gevolgd door de uitgang “oxide”.

Het prefix mono wordt bijna nooit geschreven, tenzij er verwarring mogelijk is.

CO koolstofmonoxide CO2 koolstofdioxide

Heeft het element slechts 1 oxidatietrap dan worden (meestal) geen prefixen gebruikt.

Na2O natriumoxide

Heeft het element meerdere oxidatietrappen dan worden prefixen of de Stocks-notatie gebruikt om verwarring te vermijden.

FeO ijzermonoxide of ijzer(II)oxide

Fe2O3 diijzertrioxide of ijzer(III)oxide



J. Rijckaert

Voor water wordt enkel de triviale naam gebruikt.

H2O water

Bevat het oxide een O - O binding dan spreekt men van een peroxide.

H2O2 waterstofperoxide

Na2O2 natriumperoxide

5. Zuren

Volgens Arrhenius is een zuur een stof die in water (aq) dissocieert met de vorming van oxoniumionen H3O+ en een negatief geladen zuurrestion X-

HX + H2O � H3O+ (aq) + X - (aq)

Binaire zuren bevatten geen zuurstof. De corresponderende zuurrest krijgt de uitgang “ide”.

HF waterstoffluoride F - fluoride

HCl waterstofchloride of zoutzuur Cl - chloride

HBr waterstofbromide Br - bromide

HI waterstofjodide I - jodide

H2S waterstofsulfide S 2- sulfide

HCN waterstofcyanide of blauwzuur CN - cyanide

Ternaire zuren of oxozuren bevatten naast een centraal element ook zuurstofatomen. De meeste oxozuren en hun anionen hebben triviale namen. De corresponderende zuurrest krijgt de uitgang “aat”.

HClO3 chloorzuur ClO3 - chloraat-ion

H2SO4 zwavelzuur SO4 2- sulfaat-ion

HNO3 salpeterzuur NO3 - nitraat-ion

H3PO4 fosforzuur PO4

3- fosfaat-ion

H2CO3 koolzuur CO3 2- carbonaat-ion

H4SiO4 kiezelzuur SiO4 4- silicaat-ion

H3BO3 boorzuur BO3 3- boraat-ion

H2CrO4 chroomzuur CrO4 2- chromaat-ion

HOCN cyaanzuur OCN - cyanaat-ion

Een aantal van bovenstaande oxozuren komen ook voor met één atoom zuurstof minder in hun zuurrest.

Een dergelijk oxozuur wordt benoemt als "igzuur" en de corresponderende zuurrest krijgt de uitgang "iet".

HClO2 chlorigzuur ClO2 - chloriet-ion

H2SO3 zwaveligzuur SO3 2- sulfiet-ion

HNO2 salpeterigzuur NO2 - nitriet-ion

H3PO3 fosforigzuur PO3 3- fosfiet-ion

Fosforigzuur (H3PO3) is in principe het minder voorkomend tautomeer van fosfonzuur (H2PHO3)

waarbij er één waterstofatoom rechtstreeks op het fosforatoom gebonden is.



J. Rijckaert

Het voorvoegsels "per" wordt gebruikt om aan te duiden dat het zuur in zijn zuurrest één atoom zuurstof meer heeft dan het oxozuur.

HMnO4 permangaanzuur MnO4 - permanganaat-ion

HClO4 perchloorzuur ClO4 - perchloraat-ion

Het voorvoegsels "hypo" wordt gebruikt om aan te duiden dat het zuur in zijn zuurrest één atoom zuurstof minder heeft dan het igzuur.

HClO hypochlorigzuur ClO - hypochloriet-ion

Polyprotische zuren bevatten meerdere afsplitsbare waterstofatomen. Indien de zuurrest nog waterstofatomen bevat, plaatst men het woord "waterstof' voor de naam van het anion.

HS - waterstofsulfide-ion

HCO3 - waterstofcarbonaat-ion of bicarbonaat-ion

HPO42- monowaterstoffosfaat-ion

H2PO4 - diwaterstoffosfaat-ion

Sommige zuren kan men opvatten als condensatieproducten van 2 overeenkomstige monozuren met

verlies van water. Deze polyzuren krijgen de naam van het monozuur, voorafgegaan door een het voorvoegsel ‘di’.

H2Cr2O7 dichroomzuur Cr2O7 2- dichromaat-ion

H4P2O7 difosforzuur of pyrofosforzuur P2O7 4- difosfaat-ion

Oxozuren waarvan één of meerdere zuurstofatomen vervangen is door zwavel noemt men thiozuren.

H2S2O3 thiozwavelzuur S2O3 2- thiosulfaat-ion

HSCN thiocyaanzuur SCN - thiocyanaat-ion

6. Hydroxiden

Hydroxiden zijn verbindingen die opgebouwd zijn uit een metaal en één of meerdere hydroxide-ionen

OH-. Men bekomt de naam van een hydroxide door de naam van het metallisch element te laten volgen

door het woord “hydroxide”.

NaOH natriumhydroxide

Ca(OH)2 calciumhydroxide

Fe(OH)3 ijzertrihydroxide of ijzer(III)hydroxide

Wanneer ammoniakgas NH3 (g) opgelost wordt in water ontstaat er een bijzonder situatie. Vaak wordt gesteld dat er dan ammoniumhydroxide gevormd wordt.



J. Rijckaert

NH4OH ammoniumhydroxide

Deze uitspraak is een overblijfsel van de zuur-base theorie van Arrhenius (zie hoofdstuk 7) maar het

bestaan van ammoniumhydroxide in water is nog nooit aangetoond zodat het beter is een oplossing van

NH3 (g) in water te benoemen als

NH3 (aq) ammonia

De ligging van het evenwicht is onderstaande reactie ligt dus uitgesproken naar links.

NH3 (aq) � NH4+ (aq) + OH- (aq)

De meeste hydroxiden zijn slecht oplosbaar in water (bij 20°C). Hydroxiden die goed oplosbaar zijn in

water noemt men vaak basen.

7. Zouten

Een zout is een verbinding tussen een metaalion of een ammoniumion (NH4 +) en een zuurrest.

Na2SO4 natriumsulfaat

(NH4)2CO3 ammoniumcarbonaat

Ca(HCO3)2 calciumwaterstofcarbonaat

Pb(NO3)2 loodnitraat of lood(II)nitraat

FeCl3 ijzertrichloride of ijzer(III)chloride

1.25 Vragen en oefeningen 1. Bepaal het aantal elementaire deeltjes in de isotopen 14C en 60Co en in de nucliden 23Na en 238U.

2. Zilver komt in de natuur voor onder 2 isotopen 107Ag en 109Ag met respectieve abundanties van

51,82% en 48,18%. Bepaal bij benadering de relatieve atoommassa van het element zilver.

3. Bepaal de OG van elk atoom in onderstaande verbindingen.

a. lood(IV)sulfide PbS2 d. salpeterzuur HNO3

b. natriumwaterstofsulfaat NaHSO4 e. kaliumdichromaat K2Cr2O7

c. bariumperoxide BaO2 f. methaan CH4

4. Geef de lewisstructuur van waterstofsulfide. Bespreek de ruimtelijke structuur van deze molecule en

bepaal of de molecule polair of apolair is.

5. Geef voor elke verbinding, op basis van lewisstructuren, alle logische resonantiestructuren, de meest

voor de hand liggende ruimtelijke structuur en bepaal of deze structuur polair of apolair is.

a. natriumperoxide Na2O2 c. chloriet-ion ClO2-

b. fosforzuur H3PO4 d. distikstofpentoxide N2O5

6. Cafeïne is een organische stof die men o.a. aantreft in koffie, thee en chocolade. Het is algemeen

gekend dat cafeïne een stimulerende werking heeft. Uit analyse blijkt 1,000 g cafeïne 0,494 g koolstof,

0,052 g waterstof, 0,289 g stikstof en 0,165 g zuurstof te bevatten. Bepaal hieruit de minimale formule

van cafeïne.



J. Rijckaert

7. Schrijf de formules van alle aangeduide chemische verbindingen en geeft telkens de naam van de

stof.

Tabel 4: oefeningen op naamgeving van anorganische verbindingen



J. Rijckaert

ANTWOORDEN EN OPLOSSINGEN

1.

Isotoop C146 bevat 6 protonen en 6 elektronen en 14-6 = 8 neutronen.

Isotoop Co6027 bevat 27 protonen en 27 elektronen en 60-27 = 33 neutronen.

Nuclide Na2311 bevat 11 protonen en 23-11 = 12 neutronen.

Nuclide U23892 bevat 92 protonen en 238-92 = 146 neutronen.

2.

De relatieve atoommassa van het element Ag = 107*0,518 + 109*0,482 = 108

3.

a. Pb +IV S -II

b. Na +I H +I S +VI O -II

c. Ba +II O -I

d. H +I N +V O -II

e. K +I Cr +VI O -II

f. C -IV H +I

4.

Lewisstructuur H2S


S = 1 maal 6 valentie-elektronen


enige logische lewisstructuur

Polariteit

ENS > ENH de covalente bindingen zijn gepolariseerde, dipoolvectoren van H (δ+) naar S (δ-). H2S (SG=2+2) heeft een gebogen geometrie, resulterende dipoolvector van H-kant naar S-kant.

Waterstofsulfide is een polaire molecule.

5.

a. Lewisstructuur Na2O2

Na = 2 maal 1 valentie-elektron



peroxide duidt op een zuurstof-zuurstof binding: enige logische lewisstructuur

b. Lewisstructuur H3PO4


P = 1 maal 5 valentie-elektron





J. Rijckaert

In de linkse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn niet alle formele ladingen nul. In

de rechtse structuur heeft P niet de edelgasconfiguratie (10 e-) maar zijn alle formele ladingen nul.

Fosforzuur heeft twee resonantiestructuren (met een voorkeur voor de rechtse structuur).

c. Lewisstructuur ClO2- ion

Cl = 1 maal 7 valentie-elektron


lading = 1 elektron


In de linkse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn er 3 formele ladingen aanwezig.

In de twee andere structuren heeft Cl niet de edelgasconfiguratie maar is er enkel de noodzakelijke

formele lading -1. Het chloriet-ion heeft drie resonantiestructuren.

d. Lewisstructuur N2O5

N = 2 maal 5 valentie-elektron



In de linkse structuur zijn er geen formele ladingen maar heeft N niet de edelgasconfiguratie (10 e-). In

de rechtse structuur hebben alle atomen de octetstructuur maar zijn er formele ladingen (omdat ENO >

ENN draagt O de negatieve formele lading en N de positieve). N2O5 heeft twee resonantiestructuren.

6.

We berekenen eerst hoeveel mol (deeltjes) er van ieder atoom aanwezig zijn.

C 0,494 g / (12,01 g/mol) = 0,04117 mol

H 0,052 g / (1,008 g/mol) = 0,05159 mol

N 0,289 g / (14,01 g/mol) = 0,02063 mol

O 0,165 g / (16,00 g/mol) = 0,01031 mol

We berekenen hoeveel keer elk atoom meer aanwezig is dan het minste (O).

C 0,04117 mol / 0,01031 mol = 4

H 0,05159 mol / 0,01031 mol = 5

N 0,02063 mol / 0,01031 mol = 2

O 0,01031 mol / 0,01031 mol = 1

Dit geeft als minimale formule voor cafeïne: C4H5N2O. (de molecuulformule is C8H10N4O2)



J. Rijckaert

12.

1 a ammoniumfluoride NH4F 2 a waterstoffluoride HF

b ammoniumchloride NH4Cl b lithiumchloride LiCl

c ammoniumbromide NH4Br c natriumbromide NaBr

d ammoniumjodide NH4I d kaliumjodide KI

e ammoniumhydroxide NH4OH e zilverhydroxide AgOH

f ammoniumcyanide NH4CN f waterstofcyanide

blauwzuur

HCN

g ammoniumsulfide (NH4)2S g lithiumsulfide Li2S

h ammoniumperchloraat NH4ClO4 h Natriumoxide Na2O

i ammoniumchloraat NH4ClO3 i kaliumperchloraat KClO4

j ammoniumchloriet NH4ClO2 j Zilverchloraat AgClO3

k ammoniumhypochloriet NH4ClO k waterstofchloriet

chlorigzuur

HClO2

l ammoniumnitraat NH4NO3 l lithiumhypochloriet LiClO

m ammoniumnitriet NH4NO2 m natriumnitraat NaNO3

n ammoniumsulfaat (NH4)2SO4 n Kaliumnitriet KNO2

o ammoniumsulfiet (NH4)2SO3 o Zilversulfaat Ag2SO4

p ammoniumcarbonaat (NH4)2CO3 p waterstofsulfiet

zwaveligzuur

H2SO3

q ammoniumfosfaat (NH4)3PO4 q lithiumcarbonaat Li2CO3

r natriumfosfaat Na3PO4

3 a magnesiumfluoride MgF2 4 a boorfluoride BF3

b calciumchloride CaCl2 b boorchloride BCl3

c bariumbromide BaBr2 c boorbromide BBr3

d zinkjodide ZnI2 d boorjodide BI3

e cadmiumhydroxide Cd(OH) 2 e boorsulfide B2S3

f magnesiumcyanide Mg(CN) 2 f booroxide B2O3

g calciumsulfide CaS g boornitriet B(NO2)3

h bariumoxide BaO

i zinkperchloraat Zn(ClO4)2

j cadmiumchloraat Cd(ClO3)2

k magnesiumchloriet Mg(ClO2)2

l calciumhypochloriet Ca(ClO)2

m bariumnitraat Ba(NO3)2

n zinknitriet Zn(NO2)2

o cadmiumsulfaat CdSO4

p magnesiumsulfiet MgSO3

q calciumcarbonaat CaCO3

r bariumfosfaat Ba3(PO4)2



J. Rijckaert

5 a aluminiumfluoride AlF3 6 a koolstoffluoride CF4

b aluminiumchloride AlCl3 b siliciumchloride SiCl4

c aluminiumbromide AlBr3 c koolstofbromide CBr4

d aluminiumjodide AlI3 d siliciumjodide SiI4

e aluminiumhydroxide Al(OH)3 e koolstofdisulfide* CS2

f aluminiumcyanide Al(CN)3 f siliciumdioxide* SiO2

g aluminiumsulfide Al2S3

h aluminiumoxide Al2O3

i aluminiumperchloraat Al(ClO4)3

j aluminiumchloraat Al(ClO3)3

k Aluminiumchloriet Al(ClO2)3

l aluminiumhypochloriet Al(ClO)3

m Aluminiumnitraat Al(NO3)3

n Aluminiumnitriet Al(NO2)3

o aluminiumsulfaat Al2(SO4)3

p aluminiumsulfiet Al2(SO3)3

q aluminiumcarbonaat Al2(CO3)3

r aluminiumfosfaat AlPO4

* Koolstof en silicium kennen in principe ook het minder voorkomend oxidatiegetal +II. Daarom gebruikt men gewoonlijk de Griekse telwoorden (hier di-) in hun verbindingen.



J. Rijckaert

7 a koper(I)fluoride* CuF 8 a goud(I)fluoride AuF

koper(II)fluoride CuF2 goud(III)fluoride AuF3

b kwik(I)chloride* HgCl b goud(I)bromide AuBr

kwik(II)chloride HgCl2 goud(III)bromide AuBr3

c koper(I)bromide* CuBr c goud(I)hydroxide AuOH

koper(II)bromide CuBr2 goud(III)hydroxide Au(OH)3

d kwik(I)jodide* HgI d goud(I)cyanide AuCN

kwik(II)jodide HgI2 goud(III)cyanide Au(CN)3

e koper(I)hydroxide CuOH e goud(I)sulfide Au2S

koper(II)hydroxide Cu(OH)2 goud(III)sulfide Au2S3

f kwik(I)cyanide HgCN f goud(I)oxide Au2O

kwik(II)cyanide Hg(CN)2 goud(III)oxide Au2O3

g koper(I)sulfide Cu2S g goud(I)chloraat AuClO3

koper(II)sulfide CuS goud(III)chloraat Au(ClO3)3

h kwik(I)oxide Hg2O h goud(I)nitraat AuNO3

kwik(II)oxide HgO goud(III)nitraat Au(NO3)3

i koper(I)perchloraat CuClO4 i goud(I)sulfiet Au2SO3

koper(II)perchloraat Cu(ClO4)2 goud(III)sulfiet Au2(SO3)3

j kwik(I)chloraat HgClO3 j goud(I)carbonaat Au2CO3

kwik(II)chloraat Hg(ClO3)2 goud(III)carbonaat Au2(CO3)3

k koper(I)chloriet CuClO2 k goud(I)fosfaat Au3PO4

koper(II)chloriet Cu(ClO2)2 goud(III)fosfaat AuPO4

l kwik(I)hypochloriet HgClO

kwik(II)hypochloriet Hg(ClO)2

m koper(I)nitraat CuNO3

koper(I)nitraat Cu(NO3)2

n kwik(I)nitriet HgNO2

kwik(II)nitriet Hg(NO2)2

o koper(I)sulfaat Cu2SO4

koper(II)sulfaat CuSO4

p kwik(I)sulfiet Hg2SO3

kwik(II)sulfiet HgSO3

q koper(I)carbonaat Cu2CO3

koper(II)carbonaat CuCO3

r kwik(I)fosfaat Hg3PO4

kwik(II)fosfaat Hg3(PO4)2

* Cu+ en Hg+ halogeniden komen vaak voor als dimeren zodat hun formules kunnen geschreven worden

als M2X2 zoals bijvoorbeeld Hg2Cl2.



J. Rijckaert

9 a ijzer(II)fluoride FeF2 10 a mangaan(II)fluoride MnF2

ijzer(III)fluoride FeF3 mangaan(III)fluoride MnF3

b kobalt(II)chloride CoCl2 mangaan(IV)fluoride MnF4

kobalt(III)chloride CoCl3 b platina(II)chloride PtCl2

c nikkel(II)bromide NiBr2 platina(III)chloride PtCl3

nikkel(III)bromide NiBr3 platina(IV)chloride PtCl4

d chroom(II)jodide CrI2 c mangaan(II)hydroxide Mn(OH)2

chroom(III)jodide CrI3 mangaan(III)hydroxide Mn(OH)3

e ijzer(II)hydroxide Fe(OH)2 mangaan(IV)hydroxide Mn(OH)4

ijzer(III)hydroxide Fe(OH)3 d platina(II)cyanide Pt(CN)2

f kobalt(II)cyanide Co(CN)2 platina(III)cyanide Pt(CN)3

kobalt(III)cyanide Co(CN)3 platina(IV)cyanide Pt(CN)4

g nikkel(II)sulfide NiS e mangaan(II)sulfide MnS

nikkel(III)sulfide Ni2S3 mangaan(III)sulfide Mn2S3

h chroom(II)oxide CrO mangaan(IV)sulfide MnS2

chroom(III)oxide Cr2O3 f platina(II)oxide PtO

i ijzer(II)perchloraat Fe(ClO4)2 platina(III)oxide Pt2O3

ijzer(III)perchloraat Fe(ClO4)3 platina(IV)oxide PtO2

j kobalt(II)chloraat Co(ClO3)2 g mangaan(II)chloraat Mn(ClO3)2

kobalt(III)chloraat Co(ClO3)3 mangaan(III)chloraat Mn(ClO3)3

k nikkel(II)chloriet Ni(ClO2)2 mangaan(IV)chloraat Mn(ClO3)4

nikkel(III)chloriet Ni(ClO2)3 h platina(II)chloriet Pt(ClO2)2

l chroom(II)hypochloriet Cr(ClO)2 platina(III)chloriet Pt(ClO2)3

chroom(III)hypochloriet Cr(ClO)3 platina(IV)chloriet Pt(ClO2)4

m ijzer(II)nitraat Fe(NO3)2 i mangaan(II)nitraat Mn(NO3)2

ijzer(III)nitraat Fe(NO3)3 mangaan(III)nitraat Mn(NO3)3

n kobalt(II)nitriet Co(NO2)2 mangaan(IV)nitraat Mn(NO3)4

kobalt(III)nitriet Co(NO2)3 j platina(II)sulfaat PtSO4

o nikkel(II)sulfaat NiSO4 platina(III)sulfaat Pt2(SO4)3

nikkel(III)sulfaat Ni2(SO4)3 platina(IV)sulfaat Pt(SO4)2

p chroom(II)sulfiet CrSO3 k mangaan(II)fosfaat Mn3(PO4)2

chroom(III)sulfiet Cr2(SO3) 3 mangaan(III)fosfaat MnPO4

q ijzer(II)carbonaat FeCO3 mangaan(IV)fosfaat Mn3(PO4)4

ijzer(II)carbonaat Fe2(CO3)3

r kobalt(II)fosfaat Co3(PO4)2

kobalt(III)fosfaat CoPO4



J. Rijckaert

11 a tin(II)chloride SnCl2 12 a stikstoftrichloride NCl3

tin(IV)chloride SnCl4 stikstofpentachloride NCl5

b lood(II)jodide PbI2 b fosfortrichloride PCl3

lood(IV)jodide PbI4 fosforpentachloride PCl5

c tin(II)hydroxide Sn(OH)2 c distikstoftrioxide N2O3

tin(IV)hydroxide Sn(OH)4 distikstofpentoxide N2O5

d lood(II)sulfide PbS d difosfortrioxide P2O3

lood(IV)sulfide PbS2 difosforpentoxide P2O5

e tin(II)oxide SnO

tin(IV)oxide SnO2

f tin(II)perchloraat Sn(ClO4)2

tin(IV)perchloraat Sn(ClO4)4 13 a zwaveltetrachloride SCl4

g lood(II)hypochloriet Pb(ClO)2 zwavelhexachloride SCl6

lood(IV)hypochloriet Pb(ClO)4 b zwaveldioxide SO2

h tin(II)nitraat Sn(NO3)2 zwaveltrioxide SO3

tin(IV)nitraat Sn(NO3)4

i lood(II)sulfaat PbSO4

lood(IV)sulfaat Pb(SO4)2

j lood(II)carbonaat PbCO3

lood(IV)carbonaat Pb(CO3)2

k tin(II)fosfaat Sn3(PO4)2

tin(IV)fosfaat Sn3(PO4)4

2. Chemie in waterige oplossingen


J. Rijckaert

HOOFDSTUK 2 CHEMIE IN WATERIGE OPLOSSINGEN

2.1 Relatieve massa’s

De relatieve atoommassa is de atoommassa van het element zonder de eenheid u (onbenoemd).

Voorbeeld.

De relatieve atoommassa van zuurstof bedraagt: mr(O) = 16,00

De relatieve molecuulmassa (of relatieve formulemassa) is de som van de relatieve atoommassa’s

waaruit de molecule opgebouwd is.

Voorbeeld.

De molecuulmassa van water bedraagt: mr(H2O) = 2 * 1,01 + 16,00 = 18,02

De relatieve ionmassa is de som van de relatieve atoommassa’s waaruit het ion opgebouwd is.

Voorbeeld.

De ionmassa van het ammoniumion bedraagt: mr(NH4+) = 4 * 1,01 + 14,01 = 18,05

2.2 De mol en molmassa

Eén mol van een stof is die hoeveelheid die evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12,00 g 12C.

Dit aantal noemt men het getal van Avogadro NA = 6,022.1023 deeltjes/mol

De molmassa M is de massa van één mol van die stof en komt overeen met de formulemassa van die stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol).

Voorbeeld.

Voor zwavelzuur is de relatieve molecuulmassa mr(H2SO4) = 98,08.

Hieruit volgt dat voor zwavelzuur de molmassa M(H2SO4) = 98,08 g/mol.

Bijgevolg komt 98,08 g zwavelzuur overeenkomt met 1 mol en bevat het 6,022.1023 moleculen H2SO4.



J. Rijckaert

2.3 Oplossingen

Een oplossing is een homogeen mengsel van twee of meerdere stoffen waarbij:

- het oplosmiddel de component is die in de grootste hoeveelheid aanwezig is en - de opgeloste stoffen de andere componenten zijn.

Oplossingen bestaan over verschillende fasen:

- vast - vast ijzer, chroom en nikkel (inox)

- vast - vloeibaar zout en water (pekel)

- vloeistof - vloeistof azijnzuur en water (azijn)

- vloeibaar - gas water en overmaat aan CO2 (spuitwater)

- gas - gas O2, N2 en CO2 (lucht)

De oplosbaarheid van een stof in een gegeven oplosmiddel is de maximale hoeveelheid van die stof die, bij een bepaalde temperatuur, in het oplosmiddel kan oplossen. (Zie ook 6.10)

De concentratie van een oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof er in de oplossing aanwezig is. We onderscheiden:

- een verdunde oplossing bevat weinig opgeloste stof,

- een geconcentreerde oplossing bevat veel opgeloste stof,

- een verzadigde oplossing bevat de maximale hoeveelheid opgeloste stof,

- een oververzadigde oplossing bevat “teveel” opgeloste stof.

2.4 Uitdrukkingen voor concentratie

De molariteit of molaire concentratie CM is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. De

molariteit wordt uitgedrukt in molair M of in mol/L.

Voorbeeld.

Hoe groot is de concentratie in molair van een NaOH-oplossing als je weet dat 250 mL van deze

oplossing 20,0 g NaOH bevat? Je hebt dus aan 20,0 g vast NaOH water toegevoegd tot je 250 mL

oplossing bekomen hebt.

Voor NaOH is de molmassa M(NaOH) = (22,99 + 16,00 + 1,01) g/mol = 40,00 g/mol

20,0 g NaOH komt overeen met 0,500 mol

0,500 mol NaOH in 1000 mL oplossing = 0,500 molair

0,500 mol NaOH opgelost in 250 mL oplossing = 2,00 molair

De molaliteit of molale concentratie Cm is het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel. De

molariteit wordt uitgedrukt in molaal m of in mol/kg. In de praktijk wordt meestal aangenomen dat bij 20°C 1000 mL overeenkomt 1,000 kg wat strikt genomen niet volledig juist is.

Voorbeeld.

Hoe groot is de concentratie in molaal van een NaOH oplossing als je weet dat je in 250 mL water 20,0 g

vast NaOH opgelost hebt. Je hebt dus aan 250 mL water 20,0 g vast NaOH toegevoegd.

Voor NaOH is de molmassa M(NaOH) = (22,99 + 16,00 + 1,01) g/mol = 40,00 g/mol

20,0 g NaOH komt overeen met 0,500 mol

0,500 mol NaOH opgelost in 1000 mL water (1 kg oplosmiddel) = 0,500 molaal

0,500 mol NaOH opgelost in 250 mL water = 2,00 molaal



J. Rijckaert

De molfractie γ is het aantal mol van de beschouwde stof tot het totale aantal mol in het mengsel

(dimensieloos).

Voorbeeld.

Hoe groot is de molfractie van NaCl in een waterige oplossing van 0,300 molaal NaCl?

M(H2O) = (2 * 1,01 + 16,00 ) g/mol = 18,02 g/mol

0,300 molaal bevat: 1000 g water = (1000 g) / (18,02 g/mol) = 55,5 mol water

0,300 mol NaCl

molfractie NaCl 30,300 mol

5,38.10 0,54%55,5 mol 0,300 mol

γ −= = =+

Het massaprocent m% is de massa opgeloste stof in de totale massa oplossing (in %)

Voorbeeld.

Huishoudazijn van 8% (8°) bevat 8 g azijnzuur in 100 g oplossing

Het volumeprocent V% is het volume opgeloste stof in het totale volume oplossing (in %)

Voorbeeld.

Wijn van 12% bevat 12 mL ethanol per 100 mL wijn

De promille, de parts per million (ppm) en de parts per billion (ppb) geven de concentratie aan in het aantal deeltjes respectievelijk per duizend, miljoen en miljard (dimensieloos)

Voorbeeld.

Hoe groot is de concentratie in ppm aan koper(II)-ionen wanneer 5,00 mL water 20 µg Cu2+-ionen

bevat?

20 µg Cu2+-ionen op een totaal van 5,000020 g

De concentratie aan koper(II)-ionen is 20.10-6 g/5,000020 g = 4,0. 10-6 = 4,0 ppm.

2.5 Water als oplosmiddel

Op aarde is water één van de belangrijkste verbindingen. Water maakt 60% uit van het lichaamsgewicht.

Als oplosmiddel heeft water, in vergelijking met de meeste andere vloeistoffen, een groot vermogen om

veel (polaire) stoffen op te lossen. Het dankt deze eigenschap aan zijn bijzondere elektrische en

ruimtelijke (tetraëdrische) structuur.

In een watermolecule is elke binding polair waarbij de dipoolvector loopt van H (δ+) naar O (δ-). Bovendien zijn er twee extra dipoolmomenten van het zuurstofatoom naar zijn vrije elektronenparen.

Gelet op ruimtelijke verdeling van deze 4 dipoolvectoren is water een polaire molecule waarbij de kant van de waterstofatomen een positief karakter heeft en de kant van de vrije elektronenparen een negatief

karakter heeft.



J. Rijckaert

Figuur 24: ladingsverdeling in de watermolecule

Door zijn polariteit kan water het ionenrooster van een zout zoals NaCl afbreken waardoor dit zout

oplost. De zuurstofkant van de watermolecule oefent een aantrekkingskracht uit op de kationen (Na+)

terwijl de waterstofkant een aantrekkingskracht uitoefent op de anionen (Cl-) van het NaCl rooster. De

opgeloste ionen worden nu door het water gehydrateerd. Dit betekent dat elk ion in oplossing door een mantel van georiënteerde watermoleculen omringd wordt.

NaCl (v) + aq → Na+ (aq) + Cl- (aq)

Figuur 25: water breekt het NaCl rooster af en hydrateert de ionen

Deze watermantel is er oorzaak van dat de gehydrateerde ionen veel groter zijn dan de “naakte” ionen.

Merk op dat verbindingen zoals suiker en ethanol ook in water oplossen niettegenstaande ze toch niet

splitsen in ionen. De verklaring zit in het feit dat deze moleculen in zekere mate polair zijn waardoor

water de moleculen kan hydrateren.

Zoals reeds eerder vermeld kan algemeen gesteld worden dat wanneer een stof A (bvb. ethanol) oplost

in een oplosmiddel B (bvb. water), de intermoleculaire krachten tussen de A-moleculen zullen verbroken worden en er nieuwe intermoleculaire krachten tussen de A- en B-moleculen zullen ontstaan.

Rekening houdend met het principe van “likes like likes” lossen polaire stoffen het best op in een polair

oplosmiddel zoals water.

2.6 De dissociatiegraad

De mate waarin een molecule splitst, wordt uitgedrukt door de dissociatiegraad α.

aantal gedissocieerde moleculen

oorspronkelijk aantal moleculenα =



J. Rijckaert

Voorbeeld.

Voor een waterige oplossing van azijnzuur is de dissociatiegraad 0,15. Dit betekent dat voor elke 100

moleculen azijnzuur er 15 moleculen gesplitst zijn protonen en acetaationen.

2.7 Sterke en zwakke elektrolyten

In de chemie worden stoffen, op basis van bovenstaande benadering, vaak ingedeeld in sterke en zwakke

elektrolyten en in niet-elektrolyten.

Elektrolyten zijn stoffen die, opgelost in een polaire oplosmiddel zoals water, dissociëren (ioniseren) in kationen en anionen.

- sterke elektrolyten doen dit in zeer hoge mate, zoals bijvoorbeeld zoutzuur.

HCl + H2O → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

- zwakke elektrolyten doen dit in mindere mate, zoals bijvoorbeeld azijnzuur

HOAc + H2O � H3O+ (aq) + OAc- (aq)

Enkel voor een sterk elektrolyt ligt het evenwicht van de ionisatiereactie uitgesproken naar rechts en benadert de dissociatiegraad de waarde 1.

Sterke elektrolyten zijn de goed oplosbare zouten, de sterke zuren en sterke basen.

Sterke zuren Sterke basen

HClO4

HI, HBr, HCl

H2SO4, HNO3, HClO3

LiOH, NaOH, KOH

Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Tabel 5: overzicht van de sterke zuren en sterke basen

Niet-elektrolyten zijn stoffen die, opgelost in een polaire oplosmiddel zoals water, als moleculen in de oplossing aanwezig zijn. Een voorbeeld hiervan is glucose. Dergelijke moleculen hebben een

dissociatiegraad die (quasi) nul is.

Merk op dat de term elektrolyt verwijst naar het feit dat elektrolyt-oplossingen in staat zijn elektrische

stroom te geleiden.

2.8 Kenmerken van een chemische reactievergelijking

Een reactievergelijking geeft het stoichiometrisch verband weer tussen de reagerende stoffen of reagentia (links van de reactiepijl) en de reactieproducten (rechts van de reactiepijl).

Omdat men bij het uitschrijven van een reactievergelijking rekening moet houden met het feit dat

atomen ondeelbaar zijn en niet veranderen tijdens een chemische reactie (Dalton) en er behoud van

massa is (Lavoisier), moet een reactievergelijking steeds d.m.v. coëfficiënten in evenwicht gebracht worden.

Voorbeeld. CaCO3 (v) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O + CO2 (g)



J. Rijckaert

De enkelvoudige reactiepijl naar rechts (→) betekent dat de reactie aflopend is. Hiermee wordt bedoelt dat, indien de reagentia bij aanvang van de reactie in stoichiometrische verhouding aanwezig zijn, zij

volledig worden omgezet in reactieproducten.

Anderzijds zijn er reacties die, niettegenstaande de reagentia bij aanvang toch in stoichiometrische

verhouding aanwezig waren, zij niet volledig omgezet worden in de reactieproducten. De reactie is niet

aflopend maar streeft naar een chemisch evenwicht tussen reagentia en reactieproducten. Dit wordt uitvoerig besproken in hoofdstuk 7. Evenwichtsreacties worden aangegeven met een dubbele reactiepijl.

Voorbeeld. 2 CrO4

2-

(aq) (geel) + 2 H3O

+

(aq) � Cr2O

7

2-

(aq) (oranje) + 3 H2O

Meestal verlopen chemische reacties in waterig milieu (oplossingen) wat aangeduid wordt met aq

(aqua). Verloopt de reactie over andere fasen dan worden deze aangeduid met respectievelijk v (vast),

vl (vloeibaar) en g (gas).

2.9 Metathesereacties

Eén van de meest voorkomen reactietype is de metathesereactie of uitwisselingsreactie. Het is een chemische reactie waarbij de reagerende stoffen hun kationen (positieve ionen) en anionen (negatieve

ionen) onderling gaan uitwisselen en er een zwak elektrolyt ontstaat waardoor de reactie aflopend is. Ze zijn van de algemene vorm:

AB (aq) + CD (aq) → A+ (aq) + D - (aq) + CB

Neerslagreacties

Een neerslagreactie is een uitwisselingsreactie waarbij, vertrekkend van twee waterige oplossingen van

twee sterke elektrolyten, een zwak elektrolyt of weinig oplosbare verbinding gevormd wordt die zich

als een vast neerslag uit het reactiemidden afscheidt. De vorming van het weinig oplosbaar product

(oplosbaarheid < 0,01mol/L) is de reden dat de reactie aflopend is.

Voorbeeld. De reactie tussen waterige oplossingen van natriumchloride en zilvernitraat.

NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (v) stoffenvergelijking NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → Na+ (aq) + NO3-(aq) + AgCl (v) volledige ionaire vergelijking Ag+ (aq) + Cl - (aq) → AgCl (v) netto ionaire vergelijking

Volgende tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid in water van de belangrijkste zouten en

hydroxiden.



J. Rijckaert

F - Cl - Br - I - OAc - CO3 2- NO3 - PO4 3- SO4 2- SO3 2- S 2- O 2- OH -

Ag + g s s s m s g s m s s s

Hg + r s s s m s g s s s s s

K + g g g g g g g g g g g r g

Na + g g g g g g g g g g g r g

NH4 + g g g g g o g o g g o

Ba 2+ m g g g g s g s s s m r g

Ca 2+ s g g g g s g s m m m r m

Cu 2+ g g g g s g s g s s s s

Fe 2+ m g g g g s g s g s s s s

Hg 2+ r g m s g s g s r s s

Mg 2+ s g g g g m g s g m m s s

Pb 2+ m m m s g s g s s s s s s

Zn 2+ g g g g g s g s g s s s s

Al 3+ g g g g g r g s g r r s s

Fe 3+ m g g g r g s g s s

Tabel 6: overzicht oplosbaarheid van enkele belangrijke anorganische verbindingen

g = goed oplosbaar, groter dan 0,1 mol/L ; m = matig oplosbaar, tussen 0,1 mol/L en 0,01 mol/L ;

s = slecht oplosbaar, minder dan 0,01 mol/L ; r = reageert met water ; o = ontbindt in water

Zuur-base reacties

Een zuur-base reacties is een reactie tussen een (Bronsted)zuur en een (Bronsted)base.

Bij een neutralisatiereactie wordt er naast een zout het weinig gedissocieerde water gevormd wordt. De geringe dissociatie van het zwakke elektrolyt water is de reden dat de reactie aflopend is.

Voorbeeld. De reactie tussen een waterige oplossing van zoutzuur en natriumchloride.

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O stoffenvergelijking HCl (aq) + NaOH (aq) → Na+ (aq) + Cl - (aq) + H2O volledige ionaire vergelijking H+ (aq) + OH- (aq) → H2O netto ionaire vergelijking

Een gasvormingsreactie is een zuur-base reactiereactie tussen een zuur en het zout van een zwakker zuur. Hierbij ontstaat een zwak zuur. Binaire zuren zijn gasvormig terwijl oxozuren verder zullen

dissociëren in water en het corresponderend gasvormig niet-metaaloxide. In beide gevallen zal het

gevormde zich uit het reactiemidden afscheiden waardoor de reactie aflopend is.

In het kader van dit type gasvormingsreacties gebruikt men vaak de stelregel: "Een sterk zuur verdrijft

een zwakker zuur uit zijn zouten." (gebruik hiervoor onderstaande tabel)

Voorbeeld 1. De reactie tussen een waterige oplossing van zoutzuur en natriumsulfide.

2 HCl (aq) + Na2S (aq) → 2 NaCl (aq) + H2S (g) stoffenvergelijking 2 HCl (aq) + Na2S (aq) → 2 Na+ (aq) + 2 Cl- (aq) + H2S (g) totale ionaire vergelijking

2 H+ (aq) + S2- (aq) → H2S (g) netto ionaire vergelijking



J. Rijckaert

Voorbeeld 2. De reactie tussen een waterige oplossing van zwavelzuur en natriumcarbonaat.

H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2CO3 (aq) maar H2CO3 is onstabiel en zal spontaan ontbinden: H2CO3 (aq) → H2O + CO2 (g)

H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O + CO2 (g) stoffenvergelijking H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 Na+ (aq) + SO42- (aq) + H2O + CO2 (g) totale ionaire vgl 2 H+ (aq) + CO32- (aq) → H2O + CO2 (g) netto ionaire vgl

Sterke zuren Zwakke zuren HClO4 perchloorzuur HlO3 joodzuur HOAc azijnzuur HI waterstofjodide H2SO3 zwaveligzuur H2CO3 koolzuur HBr waterstofbromide H3PO3 fosforigzuur H2S waterstofsulfide HCl zoutzuur HClO2 chlorigzuur HClO hypochlorigzuur H2SO4 zwavelzuur H3PO4 fosforzuur NH4+ ammonium ion HNO3 salpeterzuur HF waterstoffluoride HCN blauwzuur HClO3 chloorzuur HNO2 salpeterigzuur HCO3- bicarbonaat ion

Tabel 7: zuren gerangschikt van, sterkst naar zwakst

2.10 Oxidatie-reductie reacties

In een redoxreactie worden er elektronen tussen de reactiepartners uitgewisseld met als gevolg dat de

oxidatiegetallen van deze atomen wijzigen. De ene partner geeft elektronen, de andere krijgt elektronen.

Dit betekent dat er steeds twee deelreacties moeten optreden nl. een oxidatiereactie en een reductiereactie. De twee deelreacties samen worden aangeduid met de term redoxreactie.

Het is van essentieel belang de volgende termen goed te begrijpen:

reductans deze stof reduceert de partner door deze elektronen te geven deze stof is een elektronendonor

deze stof wordt zelf geoxideerd (eigen oxidatiegetal stijgt)

staat in de oxidatiereactie

oxidans deze stof oxideert de partner door deze elektronen te nemen deze stof is een elektronenacceptor

deze stof wordt zelf gereduceerd (eigen oxidatiegetal daalt)

staat in de reductiereactie



J. Rijckaert

MODELVOORBEELD

Een methode om zeer zuiver stikstofgas (N2) te bereiden bestaat erin ammoniakgas (NH3) over verhit

koperoxide (CuO) te leiden. Geef de redoxreactie die deze productie beschrijft als je weet dat er ook

zuiver koper ontstaat.

STAP 1: schrijf de opgave zo ver mogelijk uit als reactievergelijking zonder voorgetallen

NH3 + CuO → N2 + Cu + …

STAP 2: zoek de atomen die van oxidatietrap veranderen

schrijf de afzonderlijke oxidatie- en reductiereacties van deze atomen

breng het aantal elektronen in balans

2 ( N -III - 3 e- → N0 ) oxidatie 3 ( Cu +II + 2 e- → Cu0 ) reductie

STAP 3: schrijf de afzonderlijke oxidatie- en reductiereacties aan de hand van de producten

balanceer de ionen

2 NH3 - 6 e- → N2 + 6 H+ 3 CuO + 6 e- + 6 H+ → 3 Cu + 3 H2O

STAP 4: sommeer de deelreacties tot logische producten

2 NH3 + 3 CuO → N2 + 3 Cu + 3 H2O



J. Rijckaert

2.11 Stoichiometrische berekeningen op reactievergelij

Instapcursus Chemie 2017 - UGent · 2017. 6. 29. · cursus Chemie en inleiding tot de biochemische...

Documents

Transcript of Instapcursus Chemie 2017 - UGent · 2017. 6. 29. · cursus Chemie en inleiding tot de biochemische...