De snelheid van een reactie.

Je moet kunnen weten welke handeling een reactiesnelheid groter of juist kleiner maakt. Leer ze niet domweg uit je hoofd, maar probeer hierbij logisch te redeneren.

v.b.1. bij verlaging van temperatuur gaan de moleculen langzamer trillen, dus de reactiesnelheid

zal dan wel kleiner worden. v.b.2. bij extra toevoegen van een stof wordt de concentratie groter; dus de reactiesnelheid

wordt groter. v.b.3. als een beginstof fijner verdeeld wordt, is de oppervlakte groter; de reactiesnelheid wordt

daardoor groter. v.b.4. een katalysator helpt de reactie sneller verlopen, zonder zelf aan die reactie deel te nemen.

Het is dus gewoon een hulpstof.

Bedenk wat een concentratie is. Als leerling 1 600 mg citroenzuur oplost in 500 cm3 water en leerling 2 lost 100 mg citroenzuur op in 200 cm3 water, wat zijn dan de concentraties? Oplossing: leerling 1: 600 mg zuur in 500 cm3 = 1200 mg in 1 L. leerling 2: 100 mg zuur in 200 cm3 = 500 mg in 1 L. Dus de concentratie van leerling 1 is het grootst.

Een vloeistof heeft bij hogere luchtdruk een hoger kookpunt dan bij lagere luchtdruk. Bijvoorbeeld in Nederland is het kookpunt van water 100 oC en hoog in de bergen is het 90 oC. waar zullen aardappels eerder gaar zijn?

Oxidaties zijn langzaam verlopende verbrandingen en explosies zijn zeer snel verlopende

verbrandingen. Een explosie verloopt alleen als de brandstof: • gasvormig is • gemengd is met zuurstof • de verhouding moet “goed” zijn (d.w.z. niet elke verhouding is explosief).

Stoffen die niet oxideren zijn edel (goud, zilver, enz.) Stoffen die wel oxideren zijn onedel, en Stoffen die heftig reageren met water en zuurstof heten zeer onedel. Voedsel bestaat uit organische stoffen. Deze bestaan uit de atomen C, H en O. Bij verbranding van organische stoffen ontstaan altijd koolstofdioxide (CO2) en water (H2O).

Als je tijdens je examen een reactievergelijking moet opschrijven en je weet de formules niet (meer), schrijf dan de woorden op. B.v. voedsel + zuurstof koolstofdioxide +

water. Verbindingen en elementen.

Een stof is opgebouwd uit hele kleine deeltjes. Deze heten moleculen Elke stof heeft zijn eigen soort moleculen. Dus water bestaat uit watermoleculen, suiker uit suikermoleculen, enz. Heb je moleculen van verschillende soorten bij elkaar, dan spreek je niet meer van een zuivere stof, maar van een mengsel. Er zijn vreselijk veel soorten stoffen, dus ook moleculen (wel 15 miljoen).

Moleculen zijn geen starre dingen, ze bewegen. Ze trillen en daarom kunnen stoffen van fase veranderen.

Bij verhoging van temperatuur gaan ze sneller trillen en gaan dan van vaste plaatsen (in een vaste stof) geleidelijk over in een vorm waar ze geen vaste plaats meer hebben. Ze blijven nog wel contact met elkaar houden, maar ze bewegen kris kras door elkaar heen; gevolg: de stof is

vloeibaar geworden. Bij verder verhogen van de temperatuur gaan ze nog sneller trillen. Ze laten elkaar los en de krachten die ze bij elkaar houden (Vanderwaalskrachten) worden verbroken de

stof gaat van vloeibaar over in gas.

Moleculen zijn opgebouwd uit nog kleinere deeltjes. De atomen. Deze bestaan uit een kern die is opgebouwd uit protonen en neutronen en om die kern bevindt

zich een wolk met elektronen.

Er zijn ongeveer 115 atomen bekend, waarvan 92 in de natuur voorkomen. Het lichtste atoom is

waterstof (H) en het zwaarste is uranium (U). Deze atomen zijn overzichtelijk gerangschikt in een

periodiek systeem (P.S.) opklimmend naar groter wordend atoomnummer. Waterstof H heeft

atoomnummer 1 en uranium U heeft atoomnummer 92. Dit geef je weer door middel van een

getal linksonder het atoom, dus: 1H en 92U. Hoe zwaar of een atoom is, wordt bepaald door de protonen en de neutronen bij elkaar op te

tellen. Dit is dan het massagetal. De elektronen worden hier niet bij opgeteld, omdat de massa van elektronen verwaarloosbaar klein is ten opzichte van de kern (dus protonen en neutronen

samen). Het massagetal geef je weer linksboven het element, dus: en .

Als je een mengsel van stoffen, dus van moleculen hebt, kun je dit mengsel op verschillende manieren scheiden. Dit is dus geen chemische reactie,

Bij een ontledingsreactie worden de moleculen van een stof kapot gemaakt en ontstaat(n) er nieuwe stof(fen).

Dus: mengsel zout en zand zout + zand (dit is een scheiding).

En: zout natrium + chloor ontledingsreactie. NaCl Na + Cl Er zijn 3 typen ontledingsreacties. Thermolyse, electrolyse en fotolyse.

Bij een vormingsreactie ontstaan uit 2 of meer moleculen (of atomen) 1 nieuwe stof. bv. H2 + O2 H2O. Dit wil zeggen: uit zeer veel waterstofmoleculen en zuurstofmoleculen

ontstaat water. Denk eraan, dat een verbinding wel te ontleden is, maar dat een element niet te ontleden is. Formuletaal.

Als je alle elementen en verbindingen van blz. 33, 53, 54 en 55 goed geleerd hebt, ben je nu in staat reactievergelijkingen op te schrijven en kloppend te maken.

De molecuulformule van elementen bestaan allemaal uit 1 atoom, zoals Cu, Fe, Zn, Hg,

enz. Er zijn hierop 9 uitzonderingen. Deze moleculen bestaan uit 2 atomen: H2 N2 O2 F2 Cl2 Br2 en I2 “ “ “ “ 4 “ : P4 “ “ “ “ 8 “ : S8

Wanneer je een reactievergelijking gaat opstellen lees dan eerst goed wat er gebeurt.

Wordt er gesproken over een 1 Oxidatie (verbranding: volledig of onvolledig)? 2 Ontleding? 3 Vorming?

ad.1 bij een oxidatie heb je meestal een verbinding die met zuurstof (O2) reageert. Er ontstaan 2

of meer nieuwe stoffen (oxiden). Kijk hierbij goed welke atomen er in de beginstof met O2 reageren, want elke atoomsoort uit de verbinding vormt een apart oxide, behalve de atoomsoort O zelf reageert niet met O2.

b.v.: CH4 + O2 CO2 + H2O C6H12O6 + O2 CO2 + H2O C4H8BrCl + O2 CO2 + H2O + Br2 + Cl2 Omdat Br en Cl niet met O2 reageren. Bij een oxidatie staan vrijwel altijd de beginstof en zuurstof voor de pijl. ad.2 bij een ontleding wordt de beginstof als het ware kapot gemaakt en gaat over in de

elementen. b.v.: CuO Cu + O2 Fe2O3 Fe + O2

Bij een ontleding staat vrijwel altijd de beginstof alleen voor de pijl (er is dus zeker geen reactie

met zuurstof). ad.3 bij een vormingsreactie staan er vrijwel altijd 2 of meer beginstoffen voor de pijl. Er

ontstaat vaak 1 eindstof. b.v.: Na + Cl NaCL Fe + S FeS

In een reactievergelijking kennen we 2 soorten getalletjes. • De coëfficiënt staat vóór het molecuul en stelt het aantal moleculen voor. Dit cijfer

mag je gerust veranderen, want of je nu praat over 1 molecuul suiker, over 2 moleculen suiker, over 100 moleculen of over 1.000.000.000 moleculen; het is en blijft suiker.

• Met de index is het anders. Dit cijfer staat rechtsonder het atoom en mag je nooit

veranderen, want het zegt iets over het aantal atomen in een molecuul, en dat verandert nooit, want dan heb je een heel andere stof gekregen. b.v. H2O is water en H2O2 is een heel andere stof (heeft niets met water te maken).

Stoffen als H3O of H4O5 of iets dergelijks bestaan helemaal niet.

Opstellen van een reactievergelijking. Als je goed hebt gelezen wat er gebeurt, schrijf je eerst de stof(fen) op vóór de pijl en daarna de stof(fen) achter de pijl. Voor het kloppend maken kijk je in de meeste gevallen eerst naar de C en de H en andere atomen en als laatst naar de O. Hieronder volgen enkele voorbeelden. Geef de volledige verbranding van methaan (aardgas).

1 CH4 + 1 O2 1 CO2 + 1 H2O links 1 C, rechts 1 C links 4 H, rechts 2 H 1 CH4 + 1 O2 1 CO2 + 2 H2O links 2 O, rechts 2+2 O 1 CH4 + 2 O2 1 CO2 + 2 H2O

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O Geef de onvolledige verbranding van ethaan. 1 C2H6 + 1 O2 1 CO + 1 H2O links 2 C, rechts 1 C 1 C2H6 + 1 O2 2 CO + 1 H2O links 6 H, rechts 2 H 1 C2H6 + 1 O2 2 CO + 3 H2O links 2 O, rechts 2+3 O 1 C2H6 + 2½ O2 2 CO + 3 H2O Maar omdat we geen halve moleculen kennen, gaan we alle coëfficiënten met 2 vermenigvuldigen. 2 C2H6 + 5 O2 4 CO + 6 H2O Nog een voorbeeld: de verbranding van ijzersulfide. Hieruit ontstaat zwaveldioxide en roest. 1 FeS + 1 O2 1 SO2 + 1 Fe2O3 links 1 Fe, rechts 2 Fe 2 FeS + 1 O2 1 SO2 + 1 Fe2O3 links 2 S, rechts 1 S 2 FeS + 1 O2 2 SO2 + 1 Fe2O3 links 2 O, rechts 4 + 3 O 2 FeS + 3½ O2 2 SO2 + 1 Fe2O3 3½ O2 mag niet 4 FeS + 7 O2 4 SO2 + 2 Fe2O3 Als laatste de verbranding van glucose (een suiker). 1 C6H12O6 + 1 O2 1 CO2 + 1 H2O links 6 C, rechts 1 C 1 C6H12O6 + 1 O2 6 CO2 + 1 H2O links 12 H, rechts 2 H 1 C6H12O6 + 1 O2 6 CO2 + 6 H2O links 6 + 2 O, rechts 12 + 6 O 1 C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O Als laatste: Wees niet te snel tevreden. Stel jezelf altijd een kritische vraag en probeer die op te lossen. Maar: Wees wel zelfverzekerd. Heb vertrouwen in jezelf. Denk bij jezelf: ik heb het goed geleerd, dus kom nu maar op met die vragen.

Atomen en ionen.

Atomen zijn opgebouwd uit een kern met daaromheen een wolk met elektronen. Deze wolk

moet je heel ruim zien, omdat de kern erg compact is en de elektronen daar in een heel grote afstand omheen draaien. Elektronen hebben een negatieve elektrische lading (e-), ze zijn heel erg licht en ook heel erg klein ten opzichte van de kern. Daarom wordt de massa van een atoom ook alleen maar door de kern bepaald en elektronen hebben daarop geen invloed. De kern van een atoom bestaat uit protonen en neutronen. Neutronen (n0) hebben geen lading en ze dienen ervoor om de protonen bij elkaar te houden, anders zouden de positieve protonen (p+) elkaar afstoten. De massa van een atoom wordt dus bepaald door de kern (p+ + n0). De massa van een waterstofatoom (H) is het lichtst en wordt gesteld op 1 u. Alle andere atomen zijn hiervan afgeleid. Hoeveel p+ en e- een atoom heeft wordt bepaald door het atoomnummer.

Dus: betekent: waterstof heeft atoomnummer 1, omdat hij 1 proton en 1 elektron heeft. Het massagetal is ook 1, dus H heeft 1-1=0 neutronen.

betekent: zuurstof heeft atoomnummer 8 (8 protonen en 8 elektronen) en heeft massagetal

16, dus 16 – 8 = 8 neutronen.

betekent: uraan heeft atoomnummer 92 (92 protonen en 92 elektronen) en heeft massagetal 238, dus 238 – 92 = 146 neutronen. Massa: De massa hebben we al gezien wordt bepaald door de kern (protonen en neutronen). Omdat deze kern zo heel licht is (de massa van een waterstofatoom is 0,0000000000000000000000000017 kg), wordt deze uitgedrukt in u. Waterstof (H) is 1,0 u. Alle andere atomen zijn hiervan afgeleid. O is 16 keer zo zwaar, dus 16 u. Na is 23 keer zo zwaar, dus 23,0 u, en Zn is 30 keer zo zwaar, dus 30 u. Deze massagetallen hoef je niet uit het hoofd te leren. Wat weegt nu een sulfaation (SO4

2-)? Atoommassa S is 32,1 u Atoommassa O is 16,0 x 4 = 64,0 u 32,1 + 64,0 = 96,1 u Dus de ionmassa van sulfaat is 96,1 u. Hoeveel weegt een methaan molecuul (CH4)? C: 1 x 12 = 12 u H: 4 x 1 = 4 u 12 + 4 = 16 u. De molecuulmassa van methaan is dus 16 u. Ionen: Ionen zijn atomen met een lading, dat wil zeggen dat ze 1 of meer elektronen meer of

minder hebben dan het overeenkomstige atoom. Hiermee krijgen ze dus een positieve– of een negatieve lading. Zo heeft b.v. het ion zuurstof een 2- lading (O2-), omdat het 2 elektronen meer heeft dan het oorspronkelijke atoom. Koper heeft een 2+ lading (Cu2+), omdat het 2 elektronen te weinig heeft. De meeste metalen hebben een 1+, 2+ of 3+ lading en de niet-metalen hebben een 1-, 2- of 3- lading. Sommige ionen hebben de mogelijkheid van meerdere ladingen, zoals b.v. Fe2+ of Fe3+. De massa van een ion is gelijk aan de massa van het overeenkomstige atoom, omdat we al gezien hebben dat de massa bepaald wordt door de kern. Elektronen hebben hierop geen invloed. Dus of een ion nu elektronen mist of teveel heeft maakt niet uit. Denk aan die olifant op de weegschaal. Samengestelde ionen zijn ionen die uit 2 of meer atomen bestaan. Een voorbeelden hiervan zijn het fosfaation (PO4

3-) en het hydroxide-ion (OH-). Deze moet je goed uit het hoofd leren voor het

tentamen (examen). Ze staan op blz. 11. Isotopen: Verwar isotopen niet met ionen. Isotopen zijn atomen met meer of minder neutronen. Met andere woorden: het massagetal van een isotoop is anders dan van het overeenkomstige atoom, omdat de

massa bepaald wordt door de protonen en neutronen. Het massagetal van een atoom wordt

bepaald door het gemiddelde van al zijn isotopen.

V. b.: atoom heeft isotopen met 10, 11, 12, 13 en 14 neutronen in de kern. Hiervan komt 12 neutronen verreweg het meest voor (98,89%) vandaar dat het massagetal afgerond 12 is.

heeft isotopen met 32, 33, 34, 35, 36 en 38 neutronen in de kern. Hiervan komt 32 neutronen het meest voor (95%) vandaar dat het massagetal afgerond 32,1 is. Periodiek systeem: In het P.S. staan alle atomen netjes gerangschikt op volgorde van atoomnummer. Van links naar rechts staan de atomen in Groepen en van boven naar beneden staan ze in Perioden. Een kenmerkende groep is de rechter groep (18), die heetedelgassen en de groep die daarnaast staat heet (17) halogenen. Rekenen aan mengsels en verbindingen. Grootheden zegt iets over wat je meten wilt, b.v. de lengte van een kamer, of de leeftijd van een boom of de inhoud van een fles. Die grootheid wordt uitgedrukt in een getal met een eenheid, b.v. 5 meter, 50 jaar en 0,75 liter. Kijk nog even goed na hoe je eenheden moet omrekenen. Probeer zoveel mogelijk omrekeningen in kruistabellen te zetten. Dit maakt het een stuk makkelijker. B.v.: in zeewater zit 3% zout. Hoeveel zeewater moet ik indampen om 0,3 kg te krijgen? Berekening: 3% wil zeggen: in 100 gram water zit 3 gram zout (3% is het 3/100 deel). Ik heb geen 3 gram nodig, maar 300 gram zout 3 300 water 100 x x = 300 x 100 / 3 = 10.000 gram = 10 kg. Wat is het massapercentage van ijzer in ijzeroxide (Fe in Fe2O3)? Fe: 2 x 56 = 112 u O: 3 x 16 = 48 u massa van Fe2O3 is 112 + 48 = 160 u Het massapercentage van Fe is dan 112 x 100 / 160 = 70% Het massapercentage van O is dan 100 – 70 = 30% (je kunt ook zeggen: 48 x 100 / 160 = 30%). Rekenen aan reacties. Belangrijk in dit hoofdstuk is, dat massa altijd behouden blijft. Dit komt doordat bij reacties geen

atomen kunnen verdwijnen. Als je dus de reactievergelijking hebt opgeschreven: C2H5Cl + O2 CO2 + H2O dan heb je iets verkeerd gedaan, want waar is je chloor

gebleven???? Dus de juiste reactieproducten zijn: CO2 + H2O + Cl2 (nu moet je hem nog kloppend maken). stof A + stof B stof C + stof D 5 g + 2 g 4 g + x x = (5 + 2) – 4 = 3 gram van stof D De verhouding waarin stof A met stof B reageert is 5:2 In welke verhouding reageren zwavel en zuurstof bij de vorming van zwaveldioxide? Reactievgl. S + O2 SO2 S: 1 x 32 = 32 u O: 2 x 16 = 32 u SO2 = 64 u Dus zwavel reageert met zuurstof in de verhouding 32:32 =

1:1 Bereken de massaverhouding van de reactieproducten bij de ontleding van zout. Oplossing: NaCl Na + Cl2 Kloppend maken: 2NaCl 2Na + Cl2 Na: 23 x 2 = 46 u Cl: 2 x 35,5 = 71 u NaCl : Na : Cl2 = 117 : 46 : 71 (je mag ook zeggen: 2,5 : 1 : 1,5) Overmaat: Het kan voorkomen dat je bij een bepaalde reactie niet de hoeveelheden stof hebt die precies met elkaar reageren. Eén van de stoffen komt dan in overmaat voor.

B.v.: ik laat 10 g waterstof en 48 gram zuurstof met elkaar reageren tot water. Wat is in

overmaat? Reactievgl.: 2H2 + O2 2H2O H: 4 x 1 = 4 u O: 2 x 16 = 32 u H : O = 4 : 32 = 1 : 8 Met andere woorden: met 1 deel H reageert 8 delen

O. Dus met 10 gram H reageert 80 gram O. Dit heb ik niet, ik heb maar 48 gram O. H is dus in overmaat. Hoeveel? Met 48 gram O reageert 6 gram H (8 : 1). Ik heb 10 gram H, dus overmaat 4 gram H.

Moleculaire stoffen Scheikundige stoffen kunnen onderverdeeld worden in drie soorten: 1. metalen 2. zouten 3. moleculaire stoffen ad.1 Metalen zijn opgebouwd uit metaalatomen. Hier kom ik later op terug in hoofdstuk 2. ad.2 Zouten zijn opgebouwd uit een metaaldeeltje en een niet-metaaldeeltje. Hierop kom ik

later terug in hoofdstuk 2. ad.3 Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit niet-metaaldeeltjes. Dat zijn ongeladen deeltjes, die

bestaan uit atomen. Als de atomen in een moleculaire stof uit verschillende soorten bestaan, heet deze stof een verbinding. Voorbeelden zijn: CH4 (methaangas, of aardgas), H2O (water), C6H12O6 (suiker) enz. enz. Leer de tabel op pagina 4 uit je hoofd. Covalentie is het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding. In een moleculaire stof komen in de moleculen atoombindingen voor en tussen de moleculen vanderwaalsbindingen. Atoombindingen komen dus alleen voor bij niet-metaal atomen. Uit het periodiek systeem kun je de covalentie van een stof (niet-metaal) afleiden: groep 18 heeft

covalentie 0 (edelgassen), groep 17 covalentie 1, groep 16 covalentie 2, enz.

Wat is nu nog meer een groot verschil tussen bovengenoemde drie stoffen? – Metalen geleiden de stroom zowel in de vaste fase als in de vloeibare fase. – Zouten geleiden de stroom alleen in de vloeibare fase en niet in de vaste fase. – Moleculaire stoffen geleiden de stroom helemaal niet.

Naamgeving moleculaire stoffen H2O2 = diwaterstofdioxide P2O5 = difosforpentaoxide NO2 = stikstofdioxide (let op: mono vooraan laten we meestal weg) CO2 = koolstofdioxide CO = koolstofmonooxide Oplossen van moleculaire stoffen in water Niet alle moleculaire stoffen lossen goed op in water. Dit hangt af van de bouw van het molecuul. Stoffen die wel goed in water oplossen heten hydrofiele stoffen en stoffen die niet goed oplossen in water heten hydrofoob (fiel = houden van en foob = angst hebben voor). Hoeveel van een stof oplost in water hangt onder andere af van de temperatuur. Hoe hoger de temperatuur van het oplosmiddel, hoe meer stof er in oplost. Dit geldt echter niet voor gassen. Bij gassen geldt dat het oplossend vermogen lagerwordt bij toenemende temperatuur. De oplosbaarheid van een stof is de hoeveelheid stof die oplost in 100 gram water. Als er geen stof meer oplost in water, noemen we het geheel verzadigd. Dat wil dus zeggen dat de stof als vaste stof naar de bodem zinkt. Willen we er voor zorgen dat deze stof alsnog oplost, dan zullen we de temperatuur moeten verhogen. Een oplossing is onverzadigd, als er nog wat stof in kan oplossen.

Het oplossend vermogen heeft niet alleen te maken met de temperatuur, maar ook met

de verdelingsgraad. Wanneer we suiker willen oplossen in water, dan zal dat bij suikerpoeder veel sneller gaan dan bij grote kristallen suiker. Mengsels Er zijn verschillende soorten mengsels. – Oplossing – Suspensie – Emulsie – Schuim – Nevel – Rook

Als een stof heel goed oplost in een vloeistof, noemen we het een oplossing. Een oplossing is altijd helder. Denk bijvoorbeeld aan suiker in water. Let op: een oplossing kan wél gekleurd zijn. Een heldere blauwe oplossing van kopersulfaat in water is ook een oplossing

ondanks de (heldere) blauwe kleur. Wanneer een vaste stof niet goed oplost in een vloeistof, wanneer er dus deeltjes vaste stof blijven zweven, noemen we het een suspensie. Een suspensie is altijd troebel. Een voorbeeld hiervan is krijt in water, of zwavel in water, of zand in water. Een emulsie is ook altijd troebel. Dit krijg je als een vloeistof niet op wil lossen in een andere vloeistof. Hiervan is een voorbeeld: olie in water of benzine in water. Schuim krijg je als een gas niet oplost in een vloeistof. Denk hierbij aan een schuimkraag van koolstofdioxidebelletjes in bier. Hele kleine gasbelletjes zweven in een vloeistof na schudden. Een nevel is een slechte oplossing van een gas in een vloeistof. Het verschil met schuim is de hoeveelheid gas en vloeistof. Heb je weinig gas en veel vloeistof, dan praat je over schuim. Heb je veel gas en weinig vloeistof, dan praat je over nevel. Bij rook is er sprake van kleine vaste deeltjes die in een gas zweven. Denk aan kleine onverbrande sigarettendeeltjes in de lucht. Zouten en Hoofdstuk 3: Zoutoplossingen Kenmerken van zouten Een zout is een verbinding die is opgebouwd uit ionen. Zouten worden ook wel ionaire stoffen genoemd. Alle zouten zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen, met hele hoge smeltpunten. Dat komt door de sterke aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen: ionbinding. Vast (s) zout geleid geen elektrische stroom, opgelost (aq) zout wel. In een vast zout kunnen de

ionen niet bewegen, in een opgeloste toestand wel vandaar dat ze dan wel stroom kunnen geleiden. Ionen In een zout komen positief en negatief geladen deeltjes voor: ionen. Ionen ontstaan als atomen elektronen opnemen of afstaan. De grootte van de lading van de ionen hangt af van het aantal elektronen dat te veel of te weinig is. De metaalionen hebben een positieve lading. De niet-metaalionen hebben een negatieve lading. Elke ionsoort heeft meestal één bepaalde ionlading:

de elektrovalentie of covalentie of valentie genoemd.

Het verhaal over de schillen hoef je NIET te kennen voor het examen.

Laten we eens gaan kijken naar een (metaal)atoom. Als voorbeeld nemen we natrium (Na).

Natrium heeft atoomnummer 11. Dit wil zeggen dat er 11 protonen en 11 neutronen in de kern zitten en dat er 11 elektronen in de elektronenwolk zitten. De protonen en de neutronen zijn voor de uitleg van een ion niet zo belangrijk, maar de elektronen wel. Als het Na-atoom 11 elektronen in de wolk heeft, dan zijn dat er 2 in de binnenste schil en dan is deze schil vol. Vervolgens zitten er 8 in de tweede

schil. Deze tweede schil is dan ook vol. Natrium heeft dan nog 1 elektron (van de 11) over. Deze komt in de derde schil. Dit eenzame elektron kan heel gemakkelijk door Na worden afgestoten. Als dat gebeurt heeft Na eigenlijk 1 elektron te weinig. Na heeft dan nog maar 10 elektronen maar nog wel steeds 11 protonen die positief geladen zijn. Er is dus 1 positief deeltje méér dan dat er negatieve deeltjes zijn. Vandaar dat Na een 1+ lading krijgt Na1+.

Hetzelfde gebeurt met een niet-metaal deeltje. Nemen we zuurstof (O) als voorbeeld. O heeft atoomnummer 8. 2 elektronen in de 1e schil en vervolgens nog 6 elektronen in de 2e schil (dit zij er samen 8). Maar elk atoom wil graag z’n 2e schil vol hebben met 8 elektronen. Dit kan bij zuurstof niet, want hij heeft er niet meer. Hij komt er eigenlijk 2 tekort. Als hij deze twee van een

ander atoom opneemt, heeft hij dus eigenlijk 2 elektronen teveel, dus 2 negatieve deeltjes teveel. Vandaar dat zuurstof een 2- lading krijgt O2-.

Natrium heeft, zoals we hier boven kunnen zien 1 elektron afgestaan en krijgt een 1+ lading. Nemen we als voorbeeld chloor (Cl), dan zien we dat chloor heel gemakkelijk 1 elektron kan opnemen en daardoor een elektrische lading krijgt van 1-. Het elektron van natrium gaat naar het chlooratoom (en wordt dus chloorion) en samen vormen ze de sterke binding natriumchloride (keukenzout). Ionbindingen zijn sterke bindingen, vandaar dat

het smeltpunt van zouten erg hoog liggen. In een reactieschema geven we dat zo weer: Na+ + Cl- NaCl Korte samenvatting: Stroomgeleiding door een gesmolten zout gebeurt door vrije ionen. De binding tussen de ionen in een (vast) zout is sterk, zodat bijna alle zouten een hoog smeltpunt hebben. De positieve ionen en negatieve ionen trekken elkaar aan de ionbinding. De ionen

bevinden zich op vaste plaatsen in het rooster, het ionrooster.

Als het zout vast is, zitten de ionen op een vaste plaats en er kan dus geen lading worden verplaatst. Het zout is nu dus elektrisch neutraal. Als het zout smelt, kunnen de ionen langs elkaar bewegen en zo lading verplaatsen: positieve ionen gaan naar de negatieve elektrode en negatieve ionen naar de positieve elektrode. Elektrovalentie; formules en namen van zouten Een enkelvoudig ion is 1 atoom dat een positieve of negatieve lading heeft doordat het elektronen heeft afgestaan of opgenomen. Een samengesteld ion is een groep van atomen die een positieve of negatieve lading heeft. De ionen moet je uit je hoofd kennen. Hieronder volgt een opsomming van de belangrijkste ionen.

Hoofdgroep symbool positieve valentie

symbool negatieve valentie

I Na, K, Ag +1 niet mogelijk

II Mg, Ca, Ba, Pb, Fe, Sn, Cu, Zn +2 niet mogelijk

III Al, Fe +3 niet mogelijk

IV C, Si, Sn, Pb +4 niet mogelijk

V +5 N, P -3

VI +6 O, S -2

VII H, F, Cl, Br, I -1

Merk op dat sommige ionen meerdere valenties kunnen hebben, zoals bijvoorbeeld Fe2+ en Fe3+. Merk ook op dat metaalionen nooit negatief kunnen zijn. Als een metaalion meerdere valenties kan hebben, geef je dit bij de naam van een zout met een Romeins cijfer aan wat de elektrovalentie is. Vb: FeCl2 is ijzer(II)chloride en PbBr4 is lood(IV)bromide. Samengestelde ionen Een samengesteld ion bestaat uit meerdere atomen, die samen te veel elektronen en dus een negatieve lading hebben.

Samengestelde ionen

Symbool samengestelde ionen en valenties

hydroxide-ion OH-

nitraation NO3-

carbonaation CO32-

sulfaation SO42-

fosfaation PO43-

Triviale namen Veel zouten hebben triviale namen, dat zijn namen die in de dagelijkse spraak worden gebruikt. Je hoeft ze niet te kennen, maar het kan geen kwaad als je er eens van gehoord hebt.

Zout (chemische naam) Formule Triviale naam

natriumchloride NaCl keukenzout

natriumcarbonaat Na2CO3 soda

calciumsulfaat CaSO4 gips

calciumcarbonaat CaCO3 kalksteen

calciumoxide CaO ongebluste kalk

calciumhydroxide Ca(OH)2 gebluste kalk

natriumhydroxide NaOH natronloog

kaliumhydroxide KOH kaliloog

calciumhydroxide Ca(OH)2 kalkwater

bariumhydroxide Ba(OH)2 barietwater

Zouten in water Tussen de ionen bestaat een sterke ionbinding. Bij oplossing in water wordt het ionrooster afgebroken zodat de ionen los van elkaar in de vloeistof komen. De oplossing kan stroom geleiden, omdat de vrije ionen zich kunnen verplaatsen. Niet ieder zout is goed in water oplosbaar. Bij oplossen komen ionen vrij tussen de watermoleculen. Dit geef je weer in een reactie vergelijking. Een voorbeeld: CaCl2(s) Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)

Indampen is het omgekeerde van oplossen. De ionen bevinden zich in oplossing en tijdens het verdampen van water trekken de ionen naar elkaar door elektrische(ion)krachten en vormen zo de kristallen van het zout. Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) CaCl2(s)

Neerslagreacties

Sommige zouten lossen slecht op in water. Je kunt spreken van goed oplosbare zouten, matig oplosbare zouten en slecht oplosbare zouten (32 van je BiNaS). Als je twee zouten bij elkaar doet die slecht oplosbaar zijn krijg je als gevolg dat dit zout uitkristalliseert. Uitkristalliseren noem je het neerslaan van een zout. De vaste stof die neerslaat noem je neerslag. Ionen die niet reageren maar wel aanwezig zijn, heten de tribune-ionen. Ze worden meestal niet in

de reactievergelijking opgenomen. Een voorbeeld: Als je de goed oplosbare zouten zilvernitraat en natriumchloride bij elkaar voegt, ontstaat er een neerslag van zilverchloride, omdat het zout zilverchloride niet goed oplosbaar is in water. De ionen

NO3- en Na+ blijven gewoon in oplossing.

De neerslagreactie van bovenstaande wordt op de volgende manier opgeschreven: Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s) Niet in alle gevallen hoeft er iets te gebeuren. Als je de volgende zoutoplossingen, zilvernitraat en natriumfluoride, bij elkaar gooit, zal er geen reactie plaatsvinden omdat alle zoutcombinaties goed oplosbaar zijn. Ag+(aq) + NO3

-(aq) + Na+(aq) + F-(aq) Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + F-(aq)

Toepassingen van neerslagreacties Het aantonen van verontreinigen. Om chloride-ionen in leidingwater aan te tonen, voeg je een oplossing van zilvernitraat aan toe. Als

je ervan uitgaat dat er geen andere negatieve ionen aanwezig zijn en er volgt een neerslag kun je

daaruit concluderen dat er Cl--ionen aanwezig zijn. Het verwijderen van ionen uit een oplossing: Bij een RWZI (rioolwaterzuiveringsinstallatie) wordt rioolwater gezuiverd in drie trappen. Eerste trap mechanische zuivering: vast deeltjes worden door filtratie verwijderd, Tweede trap biologische zuivering: organisch afval wordt afgebroken met behulp van bacteriën, Derde trap chemische zuivering: de fosfaationen in het rioolwater worden verwijderd door

toevoeging van het ijzer(III)chloride of aluminiumsulfaat. Fe3+(aq) + PO4

3-(aq) FePO4(s).

Het neerslag van ijzerfosfaat of aluminiumfosfaat laat men bezinken Zout maken Met behulp van neerslagreacties kun je ook nieuwe zouten maken.

Voorbeeld 1: je wilt het zout loodjodide maken. Volgens tabel 32 lost dit slecht op in water. Je moet nu twee goed oplosbare zouten zoeken, waarbij in het ene zout loodionen zitten, en in het andere joodionen. Bovendien moeten de andere twee soorten ionen samen een goed oplosbaar zout vormen. Neem bijvoorbeeld natriumjodide en loodnitraat; alle natrium- en kaliumzouten zijn namelijk oplosbaar, evenals alle nitraten.

Voeg deze bij elkaar en je krijgt een neerslag van loodjodide. Dit kun je affiltreren en drogen. Voorbeeld 2: je wilt calciumchloride maken. Dit is een goed oplosbaar zout. Je moet dus twee zoutoplossingen bij elkaar voegen en zorgen dat het andere zout neerslaat. Je kan in dit geval een oplossing van calciumhydroxide en een oplossing van koperchloride bij elkaar voegen. Je krijgt dan een neerslag van koperhydroxide. Dat kan je vervolgens affiltreren en

het filtraat indampen. Je houdt calciumchloride over.

Hard water Hard water is water waarin veel calcium- en carbonaationen voorkomen. Deze ionen zijn slecht oplosbaar in water. Bij hoge temperatuur slaan ze als zout neer op het verwarmingselement van bijvoorbeeld een koffiezetapparaat, een stoomstrijkijzer, een wasmachine of een vaatwasser. Ook

veroorzaakt hard water vuile randen in bad en douche, dat komt door het ontstaan van kalkzeep (slecht oplosbaar). Deze ionen kun je verwijderen door een ionsoort toe te voegen die met Ca2+ reageert. Ook kun je er een ionenwisselaar tussen zetten. Dit apparaat wordt een ontkalker genoemd en in streken waar erg hard water voorkomt kun je deze bestellen bij de watermaatschappij waar je het water van betrekt.

Zuren en Basen Definities zuur en base Zuren zijn stoffen die (in water opgelost) H+-ionen kunnen afstaan. Basen zijn stoffen die H+-ionen

uit de oplossing weghalen. Dit betekent dat als je een zuur en een base bij elkaar doet deze de werking van elkaar kunnen opheffen. Deze reactie wordt ook wel neutralisatie genoemd (een zuur wordt geneutraliseerd door een base en andersom). Zure en basische stoffen De volgende zuren moet je kennen:

Naam Zuur Formule Naam zuurrest Formule

zuur Zuurrest

Salpeterzuur HNO3 Nitraat NO3-

Waterstofchloride HCl Choride Cl-

Zwavelzuur H2SO4 Sulfaat SO42-

Fosforzuur H3PO4 Fosfaat PO43-

Koolzuur H2CO3 Carbonaat CO32-

Azijnzuur HAc Acetaat Ac-

Basen zijn: - ammoniak: NH3(g) - hydroxiden: verbindingen met OH- - oxiden: verbindingen met O2- - carbonaten: zouten van CO3

2-

Als een zuur oplost splitst het zich geheel of gedeeltelijk in ionen volgens: waterstofion(en) + zuurrestion vb. oplossen van zwavelzuur: H2SO4(l) in: 2H+(aq) + SO4

2-(aq) Een aantal zuren en basen hebben in water opgelost een andere naam: na oplossen HCl: zoutzuur = H+(aq) + Cl-(aq) na oplossen NH3: ammonia = NH3(aq) na oplossen NaOH : natronloog = Na+(aq) + OH-(aq) na oplossen Ca(OH)2: kalkwater = Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) In een aantal huishoudelijke producten komen zuren en basen voor:

zuren: azijnzuur in azijn; koolzuur in frisdranken; zoutzuur en fosforzuur in ontkalkingsmiddelen. basen: natriumhydroxide in gootsteenontstopper en loog; ammoniak in ammonia; natriumcarbonaat in soda; carbonaten in rennies.

Zure oplossingen hebben de volgende eigenschappen: - ze smaken zuur en zijn bijtende stoffen - ze hebben een etsende werking - ze kunnen in oplossing stroom geleiden - bij elektrolyse vormen ze waterstof

Basische oplossingen hebben de volgende eigenschappen: - ze smaken soms zeepachtig en kunnen bijtend zijn - in oplossing kunnen ze stroom geleiden - ze hebben een ontvettende werking (vb. hout eerst met ammonia behandelen voor het geschilderd wordt, of logen van hout).

Indicatoren Indicatoren zijn stoffen die door hun kleur aantonen of een oplossing basisch of zuur is. Indicatoren die je moet kennen zijn: rode koolsap: groen bij base en rood bij zuur lakmoes: in base blauw; in zuur rood; en bij neutrale oplossingen houdt het de kleur die het

had fenolftaleïen: in base rood; in zuur of neutrale oplossing kleurloos Concentratie H+ en OH-, pH De pH geeft de mate aan waarin een stof basisch of zuur is. - pH < 7: zure oplossing: hoe lager de pH hoe zuurder; - pH > 7: basische opl.: hoe hoger de pH des te basischer; - pH = 7: neutrale oplossing.

Hoe meer H+-ionen in oplossing zijn hoe lager de pH wordt. Hoe meer OH--ionen in oplossing aanwezig zijn hoe hoger de pH wordt. De pH kan de snelheid van een reactie beïnvloeden. Dit wordt o.a. gebruikt om voedsel met zuur te conserveren (rottingsreactie gaat langzamer). Daarnaast is de zuurgraad van belang voor enzymreacties (in je lichaam) en heeft het invloed op de plantengroei (denk aan zure regen).

Reacties tussen zuren en basen Als zuren in aanraking komen met water, ontstaan ionen. Deze ionen zijn positieve waterstofionen

(H+) en negatieve zuurrestionen. Deze laatste zijn voor elk zuur uiteraard verschillend. Bv. zoutzuur: HCl (l) H+ (aq) + Cl- (aq) zwavelzuur: H2SO4 (l) 2 H+ (aq) + SO4

2- (aq) fosforzuur: H3PO4 (l) 3 H+ (aq) + PO4

3- (aq) Omdat alle zure oplossingen ionen bevatten (H+), geleiden ze elektrische stroom. Je moet de reacties kennen tussen de zuren en basen. Je moet hierbij in de gaten houden dat (goed oplosbare) zouten en sterke zuren in oplossing in ionen gesplitst worden: A. AMMONIAK + ZUUROPLOSSING AMMONIUMZOUT.

vb. ammoniakgas en verdund zwavelzuur

Voor: Na:

NH3 NH4+

H+ en SO42- SO4

2-

Dit wordt dus: NH3(g) + H+(aq) NH4+(aq)

Opmerking: alle reacties van ammoniak met een zuur is met bovenstaande reactie weer te geven.

B. HYDROXIDE + ZUUR ZOUT + WATER

vb. natriumhydroxide en fosforzuuropl.

Voor: Na: Na+ + OH- H2O

H+ + PO43- Na++PO4

3-

Dit wordt dus: OH-(aq) + H+(aq) H2O (l)

C. METAALOXIDE + ZUUR ZOUT + WATER vb. zilveroxide + zoutzuur

Voor: Na:

Ag2O H2O H+ + Cl- AgCl

Dit wordt: Ag2O (s) + 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) 2 AgCl (s) + H2O (l)

D. CARBONAAT + ZUUR ZOUT + KOOLSTOFDIOXIDE (g) + WATER

vb. calciumcarbonaat en azijnzuur (ontkalken met azijn)

Voor: Na:

CaCO3 H2O + CO2

H+ +Ac- Ca2++ Ac-

Dit wordt: CaCO3(s) + 2 H+(aq) Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O (l) Je moet behalve de reactievergelijking van bovenstaande reacties ook de naam en de formule kunnen noemen van de stof die bij de reactie (eventueel na indampen) ontstaan; dus bij

a. ammoniumsulfaat oplossing, b. natriumfosfaat oplossing c. zilverchloride neerslag d. calciumacetaat oplossing. Titreren Bij een titratie bepaal je aan de hand van een zuur-base reactie wat het zuur-base gehalte is van een oplossing. Je doet de onbekende oplossing met een indicator in een erlenmeyer. Je voegt de andere stof toe uit een buret net zolang tot de indicator net verkleurt. De kleuromslag van de indicator geeft het eindpunt van de titratie aan. Voorbeeld: Je wilt van tafelazijn het azijnzuurgehalte (in g/l= mg/ml) bepalen. Je neemt tafelazijn en verdunt

dit 10x. Van deze oplossing doe je 10 ml in een erlenmeyer. Je hebt dus 1 ml. tafelazijn in de erlenmeyer. Je voegt een paar druppels fenolftaleïen toe en titreer het geheel met verdund natronloog. Stel dat je 12 ml. natronloog nodig hebt. Vervolgens ga je met dezelfde natronloog een bekende oplossing van azijnzuur titreren. Je doet daarvoor 10 ml azijnzuur (van 6 g/l = 6 mg/ml) met fenolftaleïen in een erlenmeyer (je hebt dus 60 mg. azijnzuur in de oplossing) en gaat weer met dezelfde natronloog titreren. Stel je hebt nu 15 ml natronloog nodig. Nu kun je als volgt berekenen hoeveel mg/ml azijnzuur in de tafelazijn zit:

Voor 60 mg. azijn heb je 15 ml. natronloog nodig: dus 60 : 15 Voor X mg. azijn (in 1 ml) is 12 ml. nodig: dus X : 12 Nu kruislings vermenigvuldigen: X x 15 = 60 x 12 dus X = 48 mg.

Er zit dus 48 mg. azijnzuur in 1 ml tafelazijn of

48 mg/ml= 48 g/l (de warenwet eist dat er minimaal 40 g/l zuur in tafelazijn moet zitten). Milieu en veiligheidsaspecten bij (de omgang met) zuren en basen Het lozen van zure stoffen in het milieu heeft verontreiniging tot gevolg. Zo zorgt de lozing van zwaveldioxide (olieraffinaderijen en verbranding van fossiele brandstoffen) en stikstofoxiden

(verkeer) voor het ontstaan van zure regen. Zoals bekend is de zuurgraad (pH) van invloed op allerlei levensprocessen in grond, water en lucht. Gevolgen van zure regen zijn o.a. vissterfte; het afsterven van bossen; aantasting van marmeren beelden, kalkzandstenen huizen en metalen bruggen en hekken. Je kunt verzuurde grond bewerken met kalk (CaCO3) waardoor de grond minder zuur wordt, maar daarmee los je het probleem maar tijdelijk op. Het kalk werkt als volgt: CaCO3 + 2 H+ Ca2+ + CO2 + H2O

Sterke zuren en basen kunnen huid en slijmvliezen aantasten (dus bril en beschermkleding vereist bij omgaan hiermee). Bij aanraking zoveel mogelijk spoelen met water (douche, oogdouche). Metalen

Periodiek Systeem der Elementen

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

(43) Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

57-71 Lan

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 Fr

88 Ra

89-103 Ac

(104) Rf

(105) Db

(106) Sg

(107) Bh

(108) Hs

(109) Mt

(110) Ds

(111) Rg

(112) Uub

(113) Uut

(114) Uuq

(115) Uup

(116) Uuh

(117) Uus

(118) Uuo

Lanthaniden

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

(61) Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Actiniden

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

(93) Np

(94) Pu

(95) Am

(96) Cm

(97) Bk

(98) Cf

(99) Es

(100) Fm

(101) Md

(102) No

(103) Lr

Metalen Halogenen

Overgangsmetalen Edelgassen

Niet-metalen Lanthaniden en Actiniden

De metalen staan in het Periodiek Systeem hoofdzakelijk aan de linker kant (met uitzondering van

waterstof, H) en ze lopen door van aluminium, Al schuin naar onderen polonium, Po. Metalen zijn onder andere onder te verdelen in : Edele metalen (goud, zilver, platina) Onedele metalen (ijzer, zink, lood, tin, koper, kwik, enz.) Zeer onedele metalen (natrium, kalium, calcium, magnesium, enz.)

Edele metalen reageren niet met vochtige lucht. Deze metalen kunnen dus niet oxideren (roesten). Onedele metalen oxideren wel in vochtige lucht en de zeer onedele metalen reageren zelfs heftig met vochtige lucht. Er zijn ook metalen die “zichzelf beschermen” tegen oxideren. Dit zijn de metalen aluminium Al, lood Pb, zink Zn. Deze metalen bouwen als het ware een oxidelaagje op dat als een beschermlaag

op het metaal blijft zitten. Zo beschermt het zichzelf. Als metalen bij elkaar worden gevoegd om op die manier een stof te krijgen met betere eigenschappen, noemen we dat legeringen. Denk hierbij bijvoorbeeld aan: Brons = legering van koper en tin Messing = legering van koper en zink Soldeer = legering van lood en tin Staal = legering van ijzer, chroom en nikkel

Metalen komen maar zelden in de zuivere vorm in de natuur voor. In verreweg de meeste gevallen zitten ze in gesteenten, gebonden in één of andere vorm met andere atomen, de zogenaamde ertsen. Bijvoorbeeld ijzer komt in de zuivere vorm niet voor omdat het in vochtige omstandigheden altijd gaat roesten. Het komt dan ook voor in verschillende vormen, zoals Fe2O3 of als Fe3O4. IJzer wordt uit het erts gewonnen door het onder zeer hoge temperatuur te bewerken met koolstof. Zo kunnen de meeste metalen uit hun ertsen worden gewonnen met koolstof onder zeer hoge temperatuur. Bv. koper: 2 CuO (s) + C 2 Cu (s) + CO2 (g)

Alleen de zeer onedele metalen kunnen niet op deze manier worden gewonnen. Dit gebeurt met

een zuur. Als onedele en zeer onedele metalen met een zure oplossing reageren, worden de metalen omgezet in metaalionen en de H+ wordt omgezet in H2 (g). Bv. natrium: Na (s) + 2 H+ (aq) Na+ (aq) + H2 (g) Ook kun je metalen maken door middel van elektrolyse. Elektrolyse is een ontledingsreactie. De energie die hiervoor nodig is wordt geleverd in de vorm van elektrische stroom. Hieronder zie je een elektrolyseopstelling.

Als voorbeeld: Een oplossing van koperbromide bevat koperionen, Cu2+ (aq) en bromide-ionen, Br- (aq). Door nu de elektrolyseopstelling aan te sluiten op een stroombron, gaat er een stroom lopen door de vrije ionen van koper en bromide in de oplossing. Hierbij gaan de negatieve bromideionen naar de positieve elektrode en verdwijnt als broomgas uit de oplossing en de positieve koperionen gaan naar de negatieve elektrode en gaan als koperatomen (vast) aan de elektrode

zitten. Cu2+ (aq) + 2 Br- (aq) Cu (s) + Br2 (g)

Alle metalen kun je op deze manier maken behalve de hierboven beschreven zeer onedele

metalen. Petrochemie De naam zegt het al: Het is de chemische technologie die zich bezig houdt met aardolie- en aardgasproducten (het woord petroleum (petrolie) is hiervan afgeleid). ‘Petro’ betekent eigenlijk ‘gesteenten’. De steen- of aardlaag die een grote hoeveelheid aardolie of aardgas bevat.

Ontstaan van aardolie en aardgas De meeste wetenschappers gaan ervan uit dat aardolie en aardgas fossiele brandstoffen zijn.

In tegenstelling tot steenkool en bruinkool, die in een moerassige omgeving werden gevormd, vormde de voorloper van aardolie, het kerogeen, zich op de zeebodem. Door de afbraak van het organische materiaal (afgestorven plantjes en diertjes) door anaerobe bacteriën (bacteriën die geen zuurstof nodig hebben), werd bij een temperatuur van ongeveer 100 oC de kerogeen omgezet in aardolie. Bij

nog hogere temperaturen werd het omgezet in aardgas. Aardolie of aardgas is veel lichter dan steen en water, dus de fossiele brandstof werd, als het bovenliggende gesteente poreus genoeg was, naar boven gedrukt. Vaak stuitte de aardolie of het aardgas dan uiteindelijk op een ondoordringbare laag, en daar vormde zich dan een aardolie- of aardgasvoorraad. (Een minderheid onder de wetenschappers is van mening dat aardolie of aardgas geheel of ten dele zijn ontstaan uit methaan dat van oudsher al in de aardmantel aanwezig was en dat vervolgens door de aardkorst omhoog gestegen is.) Aardolievoorraden De totale hoeveelheid winbare aardolie, volgens BP anno 2006, bestaat uit circa 1200 miljard vaten. Dat komt overeen met 40 maal het huidige jaarlijkse verbruik. Van deze voorraad bevindt zich 62% in het Midden-Oosten, 12% in Europa/Eurazië, 10% in Afrika, 9% in Latijns-Amerika (exclusief Mexico), 5% in Noord-Amerika, en maar 3% in de overige delen van Azië. Saoedi-Arabië heeft de grootste voorraad, gevolgd door Iran, Irak, Koeweit en de Verenigde Arabische Emiraten. Ook landen als Rusland, Venezuela, Nigeria hebben grote voorraden aardolie. In Europa wordt aardolie onder andere gevonden in en rond de Noordzee. Naast conventionele olie is er ook onconventionele olie. Een voorbeeld hiervan is de aanzienlijke hoeveelheid olie in de Canadese teerzanden. Er wordt geschat dat uit deze teerzanden nog minstens 1 biljoen (1000 miljard) vaten geproduceerd kunnen worden. De winning ervan zal echter een moeizaam proces zijn, want de teerzanden bevatten slechts enkele procenten kerogeen, die tot aardolie kan worden omgezet.

Verwerking van aardolie Ruwe aardolie is een vloeibaar mengsel. Dit mengsel wordt door middel van destillatie gescheiden

in fracties. De destillatie vindt plaats in olieraffinaderijen.

Hiernaast zie je een destillatiekolom. De lichtste (kleinste) moleculen (de gassen) hebben het laagste kookpunt en zullen bovenin de

kolom worden afgetapt. Naar beneden toe worden de moleculen steeds groter en daardoor de kookpunten steeds hoger. De werking: Bij het raffineren wordt de ruwe olie gescheiden in

verschillende bestanddelen en gescheiden van onzuiverheden. Elke stof in ruwe olie heeft zijn eigen kookpunt. Daarom wordt de olie verhit tot maximaal ongeveer 350-370 °C waarbij de olie overgaat in dampvorm. De dampen worden in een destillatietoren geleid. De

dampen stijgen op door de destillatietoren en

worden tegelijkertijd afgekoeld. De zwaarste stoffen hebben een hoog kookpunt en zullen dus eerst condenseren, de lichtere stoffen hebben en een laag kookpunt en stijgen verder door de toren. Uiteindelijk krijgt men op bepaalde plaatsen in de toren producten die aan de gewenste eigenschappen voldoen.

Behalve scheiding door destillatie kan olie ook worden 'gekraakt'. Kraken is de chemische bewerking die gebruikt wordt om zware koolwaterstoffen om te zetten in lichtere fracties. Zoals de naam kraken al aangeeft worden de lange koolwaterstofmoleculen tijdens het proces in kleinere stukken gebroken. Zo wordt ook benzine verkregen door het kraken van

nafta. Voor de bereiding van grondstoffen voor de plasticfabricage gebeurt dit kraken door verhitting (thermisch kraken). Nadelen voor milieu Bij alle voordelen die de aardolie-industrie met zich mee brengt zijn er wel degelijk ook vele nadelen. Bij de verbranding van fossiele brandstoffen ontstaan veel stoffen die giftig zijn voor het milieu en stoffen die verantwoordelijk zijn voor het opwarmen van de aarde. Enkele voorbeelden van verbrandingsproducten die giftig zijn voor het milieu zijn o.a.: zwaveldioxide (SO2), koolstofmonooxide (CO), en stikstofoxiden (NO2 en N2O). Verbrandingsproducten die verantwoordelijk zijn voor het versneld opwarmen van de aarde (het zogenaamde versterkt broeikaseffect) zijn koolstofdioxide (CO2) en distikstofoxide (N2O). (Let op: een broeikaseffect is altijd op aarde geweest en zal ook altijd op aarde aanwezig zijn. Zonder een broeikaseffect zou leven op aarde niet mogelijk zijn, omdat de broeikasgassen een beschermende mantel om de aarde leggen die er voor zorgen dat de aarde niet teveel warmte verliest. Een versterkt broeikaseffect is de uitstoot van gassen (door de mensen) die het natuurlijk evenwicht verstoort. De dampkring houdt nu teveel warmte vast met als gevolg dat de temperatuur op aarde steeds meer stijgt, met alle natuurrampen als gevolg.) Daarnaast kennen we ook nog de zogenaamde CFK-gassen.

Chloor-fluor-koolstof-verbindingen of CFK's zijn zoals de

naam al zegt koolwaterstoffen waarvan alle waterstofatomen zijn vervangen door chloor en/of fluor. CFK's werden in de jaren na 1950 ontwikkeld en gebruikt als koelmiddel en als drijfgas voor spuitbussen. De chlooratomen in CFK's kunnen in de atmosfeer door invloed van ultraviolette straling zorgen voor de

afbraak van ozon waardoor het ozongat ontstaat. Polymeren Polymeren is de chemische term voor kunststoffen. Voorbeelden van polymeren zijn:

Plastics: zakjes, tassen, stoelen, borden, regenpijpen, enz. Polyesters: kleding, tenten, surfplanken, boten, ski’s, enz. Polyamiden: in verschillende soorten kleding Kunstharsen: componentenlijm, componentenverf, opvulmiddelen, enz.

Polymeren worden gemaakt uit monomeren. Monomeren zijn kleine moleculen uit de aardolie-industrie. Door heel veel van deze monomeren aan elkaar te rijgen (als een soort snoer) verkrijg je polymeren. De reactie waarbij uit monomeren

polymeren worden gemaakt heetpolymerisatiereactie. Een polymeer krijgt de naam van het monomeer waaruit het is ontstaan. Dus als het monomeer propeen is dan wordt het polymeer hieruit polypropeen. Als het monomeer etheen is dan wordt het polymeer hieruit polyetheen genoemd. H H H H H H

\ / | | | |

C = C ··· - C - C - C - C - ···

/ \ | | | |

H H H H H H

Etheen Polyetheen

Polyetheen wordt gemaakt door polymerisatie van etheen. Etheen wordt verkregen door het afbreken (kraken) van nafta. Kunststoffen hebben een paar heel belangrijke eigenschappen gemeen: Ze zijn licht en sterk en kunnen niet roesten Ze kunnen in allerlei vormen gegoten worden Ze kunnen gekleurd worden en gaan heel lang mee Ze vragen vrijwel geen onderhoud Ze zijn goedkoop Ze kunnen worden onderverdeeld in thermoplasten en thermoharders

Thermoplasten worden zacht als je ze voorzichtig verwarmt en thermoharders zijn daarentegen kunststoffen die niet zacht worden en dus niet kunnen vervormen als ze verwarmd worden. Een nadeel van kunststoffen is dat ze niet biologisch afbreekbaar zijn. Worden ze in de natuur weggegooid, dan zullen ze daar ‘eeuwig’ blijven liggen en zullen niet wegrotten. Ze kunnen wel worden verbrand, maar daarbij komen giftige afvalstoffen vrij (o.a. dioxines), die op de juiste manier moeten worden opgevangen en verwerkt, omdat die anders weer schadelijk zijn voor het milieu. Denk erom dat alleen het leren van deze samenvattingen beslist onvoldoende is. De bedoeling is dat je de stof uit de boeken goed leert en dat je deze samenvatting alleen maar als aanvulling of als naslagwerk erbij gebruikt. Veel oefenen in het maken van examens is de beste manier van leren en geeft je een goede voorbereiding op het examen. Veel succes met het examen. Maak je niet zenuwachtig en vertrouw op wat je kunt!