SCHEIKUNDE, hoofdstuk 1, Atoombouw

Scheikunde, hoofdstuk 1, Atoombouw

1.1 Atoombouw

H

C

H

C

H

H

+ Br - Br

H

C

C

H

H

H

Br

Br

Een atoom is opgebouwd uit een kern met daaromheen een elektronenwolk. Het grootste deel van het atoom bestaat uit niets.

=

1

1

1

1

T

x

n

x V

p

2

2

2

2

T

x

n

x V

p

massa

lading

H

C

H

C

H

H

+ Br - Br

H

C

C

H

H

H

Br

Br

kern

proton

1 u

1 +

neutron

1 u

0

elektronenwolk

elektronen

1/2000 u

1 -

atoomnummer: aantal protonen in de kern

massagetal: totale aantal protonen en neutronen in de kern

meer protonen en neutronen betekent dat het atoom groter is; de atoomstraal neemt dan toe

1.2 Periodiek systeem

In het periodiek systeem der elementen staan de elementen gerangschikt naar opklimmend atoomnummer en de elementen die chemisch op elkaar lijken staan onder elkaar (zie tabel 104 Binas).

De horizontale regels noemt men de perioden en de verticale kolommen de groepen. Rechts in het periodiek systeem staan de niet-metalen; in de kolom uiterst rechts de edelgassen, en de kolom daarnaast de halogenen. Links staan hoofdzakelijk de metaalatomen (behalve waterstof); in de kolom uiterst links de alkalimetalen en de kolom daarnaast de aardalkalimetalen.

Isotopen: atomen met hetzelfde atoomnummer maar met een verschillend massagetal.

1.3Roosters

Vanderwaalsbinding (ook wel molecuulbinding): de binding tussen moleculen die ervoor zorgt dat ze op hun plaats blijven.

Kristalrooster: de regelmatige rangschikking van deeltjes in een vaste stof.

Er zijn vier soorten kristalroosters: molecuulrooster, metaalrooster, ionrooster, atoomrooster.

Bij moleculaire stoffen worden de moleculen uit het rooster losgemaakt als de stof smelt. De vanderwaalsbinding is dan gedeeltelijk verbroken. Als de stof gasvormig wordt, is de vanderwaals-binding helemaal verbroken.

Als de moleculen van een stof groot zijn, is de vanderwaalsbinding sterk. Macromoleculen zijn zulke grote moleculen; stoffen die hieruit zijn opgebouwd hebben dus een hoog kookpunt en zijn altijd vaste stoffen bij kamertemperatuur.

1.4Stroomgeleiding

We kunnen stoffen in drie groepen indelen:

· stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase stroom geleiden: metalen;

· stoffen die in geen van beide fasen de stroom geleiden: moleculaire stoffen;

· stoffen die de stroom niet in de vaste fase, maar wel in de vloeibare fase geleiden: zouten.

Moleculaire stoffen bestaan uit moleculen. Een molecuul is een groep niet-metaalatomen die bij elkaar horen.

Een zout is opgebouwd uit metaalionen en niet-metaalionen.

Geleiding van metalen: in een metaalatoom zitten vrije elektronen die kunnen bewegen. Deze elektronen verplaatsen zich van het ene metaalatoom naar het andere metaalatoom. Zo kan de stroom worden geleid. Als er vrije elektronen zijn verwijderd uit het metaalatoom blijft de atoomrest over, deze is positief geladen. De negatieve vrije elektronen houden de positieve atoomrest bij elkaar ( metaalbinding. Deze binding is sterk.

1.5Metalen

1.6Atoombinding

Om tot een binding te komen moeten twee of meer atomen bij elkaar komen. De atoomkernen zullen elkaar afstoten. De negatieve elektronen bevinden zich in het gebied tussen de atoomkernen. Deze elektronen houden de positieve kernen bij elkaar en vormen een gemeenschappelijk elektronenpaar.

Atoombinding: het bijeenhouden van de positieve atoomresten door een negatief gemeenschappelijk elektronenpaar, voorgesteld door een streepje tussen de elementsymbolen: H – Cl. Dit is de structuurformule

=

1

1

1

1

T

x

n

x V

p

.

2

2

2

2

T

x

n

x V

p

In dit geval (zie tekening) kan er maar één gemeenschappelijk elektronenpaar worden gevormd, omdat waterstof maar één elektron bevat. Het chlooratoom met de overgebleven 16 elektronen heet de atoomrest, deze is positief geladen.

Covalentie: 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.

1.7 Zouten

In een zout komen positief en negatief geladen deeltjes voor: ionen. Ionen ontstaan als atomen elektronen opnemen of afnemen. Stroomgeleiding door een gesmolten zout gebeurt door vrije ionen.

De binding tussen de ionen in een (vast) zout is sterk, omdat 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. 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.

Moleculaire stoffen

Metalen

Zouten

Atomaire stoffen

Kristalrooster

molecuulrooster

metaalrooster

ionrooster

atoomrooster

Opgebouwd uit

moleculen

(alleen symbolen van niet-metalen)

atomen

(alleen symbolen van metalen)

positieve en negatieve ionen (metaal + niet-metaal)

atomen

(alleen symbolen van niet-metalen)

Voorbeeld

broom (Br2)

ijzer (Fe)

keukenzout (NaCl)

diamant (C)

Deeltjes bijeen-

gehouden door

vanderwaals-

binding (tussen de moleculen)

atoombinding (binnen de moleculen)

metaalbinding (tussen positieve atoomrest en negatieve vrije elektronen)

ionbinding (tussen positieve en negatieve ionen)

atoombinding

Bindingssterkte

zwak (vdw) en

sterk (ab)

meestal vrij sterk

sterk

sterk

Smeltpunt

laag

meestal vrij hoog

hoog

hoog

Stroomgeleiding

nee

altijd, door vrije elektronen

alleen gesmolten door vrije ionen

nee

Hoofdstuk 2, Zouten

2.1 Zoutformules

Zouten bestaan uit ionen. 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 valentie.

Sommige metaalatomen kunnen meer dan één elektrovalentie hebben. Dit wordt met een Romeins cijfer aangegeven; bijv. ijzer(II)chloride.

Een zout is altijd elektrisch neutraal. De positieve lading moet dus totaal even groot zijn als de negatieve lading. De formule waarin je de verhouding aangeeft tussen de ionen in een zout heet de verhoudingsformule. Getallen in de formule moeten zo klein mogelijk zijn.

De elektrovalentie van ionen kan je in tabel 39 opzoeken.

2.2Samengestelde ionen

Een samengesteld ion bestaat uit meerdere atomen, die samen te veel of te weinig elektronen en dus een lading hebben.

Positieve ionen

Negatieve ionen

1+

2+

3+

K+

Na+

Ag+

NH4+

Ba2+

Ca2+

Cu2+

Fe2+

Mg2+

Pb2+

Hg2+

Sn2+

Zn2+

Al3+

Fe3+

Kaliumion

Natriumion

Zilverion

Ammoniumion

Bariumion

Calciumion

Koperion

ijzer(II)ion

magnesiumion

loodion

kwikion

tinion

zinkion

aluminiumion

ijzer(III)ion

1-

2-

3-

F-

Cl-

I-

Br-

OH-

NO2-

NO3-

HCO3-

CH3COO-

MnO4-

CO32-

O2-

S2-

SO32-

SO42-

SiO32-

CrO42-

S2O32-

PO43-

fluoride-ion

chloride-ion

jodide-ion

bromide-ion

hydroxide-ion

nitrietion

nitraation

waterstofcarbonaation

ethanoaation / acetaation

permanganaation

carbonaation

oxide-ion

sulfide-ion

sulfietion

sulfaation

silicaation

chromaation

thiosulfaation

fosfaation

2.3Zouten in water

Bij het oplossen van een zout in water komen de ionen los van elkaar in de vloeistof, doordat het ionrooster wordt afgebroken. De oplossing kan stroom geleiden, omdat de vrije ionen zich kunnen verplaatsen.

Vier oplossingen van zouten hebben een speciale naam gekregen:

Een oplossing van

heeft als naam

noteer je als

natriumhydroxide

natronloog

Na+ (aq) + OH- (aq)

kaliumhydroxide

kaliloog

K+ (aq) + OH- (aq)

calciumhydroxide

kalkwater

Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)

bariumhydroxide

barietwater

Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Deze staan ook in tabel 103A

2.4 Zoutoplossingen bij elkaar

Deze paragraaf bestaat uit een aantal proeven.

2.5 Neerslagreacties

Het opstellen van neerslagreacties; bijvoorbeeld kopersulfaatoplossing met natronloog:

voor de reactie

reactievergelijking

Cu2+ (aq) en SO42- (aq)

Cu2+ (aq) + 2 OH- (aq) ( Cu2+(OH-)2 (s)

Na+ (aq) en OH- (aq)

SO42- (aq) 2 Na+ (aq) 2 Na+ (aq) SO42- (aq)

of

In tabel 45A kan je opzoeken of een zout goed in water oplost.

2.6 Zuiveren van water

Met neerslagreacties kun je bepaalde ongewenste ionen uit een oplossing verwijderen.

Je kunt een ionsoort uit een oplossing verwijderen door een oplossing van een zout toe te voegen. Dit oplosbare zout moet een ionsoort bevatten, die met de te verwijderen ionsoort een neerslag vormt.

2.7 Zout maken

Met behulp van neerslagreacties kun je ook nieuwe zouten maken.

Voorbeeld 1: je wilt het zout loodjodide maken. Volgens tabel 45A 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 en acetaten.

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. Dan kan je vervolgens affiltreren en het filtraat indampen. Je houdt calciumchloride over.

2.8 Ionsoorten aantonen

Sommige ionsoorten kun je aan hun kleur herkennen. In tabel 65A kun je de kleur van een aantal opzoeken.

Als je van twee zoutoplossingen niet meer weet welke oplossingen welke ionsoort bevat, kun je dit aantonen door een zoutoplossing toe te voegen die met de ene ionsoort wel een neerslag vormt en met de andere niet.

Opstellen van formules:

moleculaire stof:

Is het een stof met een systematische naam (1) of triviale naam (2)?

1 Uit de systematische naam is de formule af te leiden; bijvoorbeeld zwaveltrioxide: SO3

2 Van sommige stoffen met een triviale naam moet je de formule gewoon weten; van andere stoffen kun je in tabel 102A de systematische naam opzoeken.

zout:

Je moet de formules van de ionen kennen. Uit de ionladingen leid je de verhouding af tussen de ionen. Dit levert de (verhoudings) formule op.

Opstellen van notaties van oplossingen:

moleculaire stof: De notatie is: formule (aq); bijvoorbeeld suiker, opgelost in water: C12H22O11 (aq)

zout: Welke ionen bevat het zout? De notatie is positief ion (aq) + negatief ion (aq).

Bijvoorbeeld een koperchloride-oplossing: Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Reactievergelijking van oplossen: Cu2+Cl-2 (s) ( Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Reactievergelijking van indampen: Cu2+ (aq) + 2 Cl- (aq) ( Cu2+Cl-2 (s)

Hoofdstuk 3, Organische verbindingen

3.1 Brandstoffen

Fossiele brandstoffen zijn honderden miljoenen jaren lang onder de grond gevormd. Steenkool, aardolie en aardgas zijn fossiele brandstoffen.

Steenkool bestaat voornamelijk uit koolstof; aardolie en aardgas zijn koolwaterstoffen.

Twee factoren zijn belangrijk bij de winbaarheid van fossiele brandstoffen: de bereikbaarheid van de winplaats en de fase waarin de stof voorkomt.

Vaste stoffen kunnen tegenwoordig goed worden gewonnen d.m.v. kolenvergassing.

Gasvormige en vloeibare stoffen kunnen gemakkelijk worden gewonnen door een pijpleiding te boren.

Koolwaterstoffen zijn een deel van de koolstofverbindingen. Bij volledige verbranding van een koolwaterstof ontstaan koolstofdioxide en water; deze zijn niet giftig. Maar koolstofdioxide zorgt voor het broeikaseffect, waardoor de aarde opwarmt. Bij onvolledige verbranding van een koolwaterstof kunnen koolstofmonooxide (giftig), roet en gedeeltelijk verbrande koolwaterstoffen ontstaan.

Door de grote behoefte aan energie raken de fossiele brandstoffen op. Er wordt gezocht naar alternatieve energievoorzieningen; zoals kern-, zonne- en windenergie, biogas, bio-alcohol.

3.2 Benzine

Om ruwe aardolie geschikt te maken voor gebruik, wordt het gedestilleerd. Er ontstaan dan geen zuivere stoffen, maar mengsels van stoffen met kookpunten die dichtbij elkaar liggen, de fracties. Er wordt gesproken van gefractioneerde destillatie.

De fracties hebben verschillende toepassingen: brandstof, smeermiddel, grondstof voor de chemische industrie, asfalt.

Door destillatie kan niet genoeg benzine worden gemaakt. Daarom wordt een deel van de aardoliefracties met een hoog kookpunt gekraakt.

Door toevoeging van stoffen aan benzine, met het doel de automotoren regelmatiger te laten lopen, treedt er bij de verbranding van benzine luchtverontreiniging op.

3.3 Alkanen

Een deelverzameling van de koolwaterstoffen zijn de alkanen. Dit zijn verzadigde koolwaterstoffen die voldoen aan de formule CnH2n+2 en zo een homologe reeks vormen.

De eerste acht alkanen: CH4

methaan

C5H12

pentaan

C2H6

ethaan

C6H14

hexaan

C3H8

propaan

C7H16

heptaan

C4H10

butaan

C8H18

octaan

Als het aantal koolstofatomen boven de 15 uitkomt, spreken we over ‘hogere alkanen’.

Isomeren: stoffen met dezelfde molecuulformule, maar met verschillende structuurformules. Als bij één molecuulformule twee of meer stoffen horen, spreken we van isomerie.

Onvertakte alkanen: alle C-atomen zijn achter elkaar gebonden. Bij een vertakking is minstens één C-atoom aan drie andere C-atomen gebonden.

3.4De systematische naamgeving

Isomeren zijn verschillende stoffen en hebben dus verschillende namen.

De regels voor het opstellen van de systematische naam (zie evt. ook tabel 103C):

1. Ga uit van de langst keten (hoofdketen) en geef deze de stamnaam.

2. Benoem de zijgroepen (alkyl, halogeen).

3. Geef met numerieke telwoorden (di, tri, enz., tabel 103B) aan hoeveel van dezelfde zijgroepen aan de hoofdketen zijn gekoppeld.

4. Geef met zo laag mogelijke getallen aan op welke plaats de zijgroepen aan de hoofdketen zijn gekoppeld.

Opmerkingen:

1. Als de waterstofatomen niet geschreven worden, houd je een koolstofskelet over.

2. Als er geen verwarring mogelijk is, mag je het plaatsnummer weglaten

3. In plaats van -CnH2n+1 gebruikt men ook wel de hoofdletter R om een willekeurige alkylgroep aan te geven.

4. Als een zijgroep geen alkylgroep is, noemen we deze zijgroep ook wel een karakteristieke groep.

Structuurformule

Naam

- CH3

methyl

- CH2 – CH3

ethyl

- CH2 – CH2 – CH3

propyl

- CH – CH3

|

CH3

(1-methylethyl) of isopropyl

- CnH2n+1

alkyl

De zijgroep C3H7 kan op twee manieren aan de hoofdketen worden gekoppeld. Als een van de buitenste C atomen aan de hoofdketen is gekoppeld heet de zijgroep propyl. Als de koppeling plaatsvindt via het middelste C atoom heet de zijgroep (1-methylethyl).

3.5Onverzadigde koolwaterstoffen

Alkenen zijn onverzadigde koolwaterstoffen. Alkenen vormen ook een homologe reeks. Ze voldoen aan de formule CnH2n. In het molecuul van een alkeen komt een dubbele binding voor, waardoor ze t.o.v. alkanen twee waterstofatomen missen. De dubbele binding wordt aangegeven door het achtervoegsel –een in plaats van –aan. De plaats van de dubbele binding geef je aan met een plaatsnummer. Als er meer dubbelde bindingen aanwezig zijn, komt er een numeriek voorvoegsel voor de uitgang –een; bijv. –dieen of –trieen.

Broomwater wordt gebruikt als reagens op alkenen. Het (gele) broomwater wordt dan kleurloos.

Alkynen zijn onverzadigde koolwaterstoffen met een drievoudige binding. Ook zij vormen een homologe reeks, volgens de formule CnH2n-2. In de naamgeving krijgen ze het achtervoegsel -yn.

Bij het kraakproces worden lange koolstofketens gebroken. Hierbij ontstaat een mengsel van alkanen en alkenen. Zo worden onverzadigde koolwaterstoffen bereid.

3.6 Ringvormige koolwaterstoffen

Cycloalkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen met een ringvormige structuur. Ze zijn isomeer aan alkenen en voldoen dus ook aan de formule CnH2n.

Bij de naamgeving zet je voor de stamnaam het voorvoegsel cyclo-.

Benzeen is een cyclische koolwaterstof die qua structuur en eigenschappen afwijkt. Benzeen reageert niet met broom en de bindingslengten tussen de C atomen zijn even lang. Dit wordt dan de structuurformule van benzeen:

De molecuulformule van benzeen is dus C6H6.

De koolstofatomen vormen allemaal drie elektronenparen, het vierde elektronenpaar wordt gebruikt ter versterking van de ringstructuur.

Stoffen waarvan de moleculen een benzeenring hebben, noemen we aromaten, omdat ze een nogal sterke geur hebben.

Niet-aromatische koolwaterstoffen worden wel alifatische verbindingen genoemd.

3.7 Additiereacties bij alkenen

Alkanen reageren niet en alkenen wel met broom. Dit komt door de dubbele binding bij alkenen. Bij de reactie met broom wordt het broommolecuul in zijn geheel aan een alkeenmolecuul gebonden, waardoor één nieuw molecuul ontstaat; een additiereactie.

Bijvoorbeeld de reactie van etheen en broom:

Bij een additiereactie springt de dubbele binding open, waardoor de twee koolstofatomen een bindingsplaats krijgen waar de broomatomen kunnen worden gekoppeld. Ook fluor, chloor, jood, waterstof, waterstofchloride, waterstofbromide en water kunnen worden geaddeerd.

Hoofdstuk 4, Rekenen

4.1Rekenen met machten van 10

1 * 102 = 100

2.345 * 103 = 2345

1 * 103 =1000

8,00 * 10-6 = 0,00000800

enz.

4.2Grootheden en eenheden

1 kg = 1 * 103 g = 1 * 106 mg = 1 * 109 µg

1 km = 1 * 103 m = 1 * 106 mm = 1 * 109 µm

1 m3 = 1 * 103 dm3 = 1 * 106 cm3 = 1 * 109 mm3

1 kl = 1 * 103 l = 1 * 106 ml = 1 * 109 µl

1 dm3 = 1l

1 cm3 = 1ml

4.3Binasnotaties omrekenen

Dichtheid = massa / volume

4.4Schatten

1 l (1dm3) vloeistof heeft een massa van ongeveer 1 kg.

1 m3 vloeistof heeft een massa van ongeveer 1000 kg.

1 ml (1cm3) vloeistof heeft een massa van ongeveer 1 g.

1 dm3 gas heeft een massa van ongeveer 1 g.

1 m3 gas heeft een massa van ongeveer 1kg.

4.5Significante cijfers

Significante cijfers zijn cijfers die wat betekenen voor de nauwkeurigheid van de meting.

Het aantal significante cijfers is onafhankelijk van de gekozen eenheid.

· Bij vermenigvuldigen en delen bepaalt de meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers het aantal cijfers van het antwoord.

· Bij optellen en aftrekken bepaalt het kleinste aantal cijfers achter de komma van een meetwaarde de nauwkeurigheid van het antwoord. Er moet dezelfde eenheid worden gebruikt.

Hoofdstuk 5, Rekenen met atomen

5.1 Atoommassa

Een waterstofatoom heeft de kleinste massa; 1,0 u. Het symbool u staat voor atomaire massa-eenheid.

De relatieve atoommassa is het aantal keer dat een atoom zwaarder is dan een waterstofatoom.

Als je hier de eenheid u achter zet, heb je de atoommassa.

De atoommassa wordt voornamelijk bepaald door het aantal protonen en neutronen. De massa van de elektronen is hierbij te verwaarlozen. Daarom is de ionmassa gelijk aan de atoommassa.

Atoommassa’s zijn geen gehele getallen, omdat van de meeste elementen in de natuur isotopen bestaan. We rekenen daarom met de gemiddelde atoommassa.

5.2 Molecuulmassa

De molecuulmassa (M) is de som van de (gemiddelde) atoommassa’s.

Met atoommassa’s kun je de samenstelling van een ontleedbare stof aangeven met massapercentages van de elementen.

Massapercentage: massa deel / massa geheel x 100

5.3De chemische hoeveelheid

De massaverhouding waarin stoffen met elkaar reageren is uit de reactievergelijking af te leiden. Omdat de massa’s van de deeltjes in een reactievergelijking heel klein zijn, heeft men een nieuwe basisgrootheid ingevoerd: de chemische hoeveelheid (n). De eenheid hiervan is mol.

De chemische hoeveelheid van 1,000 mol stof komt in gram overeen met de massa van de formule uitgedrukt in u.

In tabel 41 staan van een aantal stoffen de molaire massa.

Gelijke volumina gassen bevatten een gelijk aantal moleculen bij gelijke temperatuur en druk.

Dit is de Wet van Avogadro.

5.4Het molair volume van gassen

1,00 mol gas heeft bij een bepaalde temperatuur en druk een bepaald volume, onafhankelijk van het soort gas. We noemen dit het molair volume van een gas, aangegeven met Vm.

Bij standaardomstandigheden (T = 273 K, p = po) geldt: Vm = 22,4 dm3mol-1.

Het omrekenschema komt er dan zo uit te zien:

Hoofdstuk 6, Water

6.1 Inleiding

6.2 Dipoolmoleculen, polaire stoffen

Bij een atoombinding houdt het gemeenschappelijk elektronenpaar de positieve atoomresten bij elkaar. Als het molecuul uit twee gelijke atomen (bijv. Cl2) bestaat, houdt het gemeenschappelijk elektronenpaar de atoomresten precies even sterk bij elkaar.

Bij een atoombinding tussen twee verschillenden niet-metaalatomen trekt het ene elektronenpaar harder aan het andere atoom.

Een maat hiervoor is de elektronegativiteit. In tabel 39 kun je deze opzoeken.

Als in een molecuul het gemeenschappelijk elektronenpaar hierdoor meer bij het ene dan bij het andere atoom hoort, spreken we van een polaire atoombinding. Het ene atoom wordt hierdoor een beetje positief en het andere een beetje negatief.

Het molecuul heeft dus een asymmetrische ladingsverdeling. Dit wordt (bij bijv. HCl) zo aangegeven:

H – Cl

Het molecuul is elektrisch neutraal, maar heeft twee elektrische polen. Dit heet een dipool-molecuul.

De polaire atoombinding is op te vatten als een geleidelijke overgang van de zuivere atoombinding naar de ionbinding.

Of een molecuul een dipoolmolecuul is, kun je nagaan met behulp van tabel 54.

Stoffen die uit dipoolmoleculen bestaan heten polaire stoffen. Als de moleculen van een stof geen dipoolmoleculen zijn, is de het een apolaire stof.

Polaire stoffen hebben vaak een hoger smeltpunt dan apolaire stoffen, dit komt door de sterke vanderwaalsbinding tussen dipoolmoleculen.

6.3Waterstofbruggen

Uitbreiding systematische naamgeving:

Als in een koolstofverbinding een –OH groep voorkomt dan komt er in de naam het achtervoegsel ‘ol’ bij. Bijv.: methanol.

Wanneer in een koolstofverbinding een –NH2 groep voorkomt, geven we dit in de naam aan met het achtervoegsel ‘amine’. Bijv.: methaanamine.

De atoombindingen O-H en N-H zijn sterk polair en een waterstofatoom is erg klein. Hierdoor is er sprake van een bijzonder dipooleffect bij bijv. water en ammoniak. Het H atoom van het ene molecuul wordt hierdoor door het O of het N atoom van een ander molecuul aangetrokken. Het H atoom van de OH of NH groep vormt een soort brug met het O of N atoom van een naburig molecuul: een waterstofbrug of H brug.

Waterstofbruggen treden op tussen moleculen met een OH of NH groep en komen ook voor tussen H-F moleculen.

Waterstofbruggen zijn sterkere bindingen dan de vanderwaalskrachten of de bindingen tussen dipoolmoleculen.

6.4Proeven met water

6.5 Proeven met water verklaard

Tussen watermoleculen heersen sterke bindingen: waterstofbruggen. Als een vloeistof met water mengbaar is, moeten de moleculen van deze vloeistof voldoende waterstofbruggen met de watermoleculen kunnen vormen.

Alcoholen mengen vaak met water vanwege de OH groep; de mengbaarheid neemt echter af zodra de alkylgroep groter wordt.

Stoffen waarbij tussen de moleculen alleen vanderwaalsbindingen heersen, zijn in het algemeen onderling goed mengbaar.

Stoffen die goed met water mengen, noemen we hydrofiel (waterminnend).

Stoffen die niet met water mengen, noemen we hydrofoob (watervrezend).

Als een zout in water komt, komen de positieve en negatieve ionen los van elkaar. De ionen worden omhuld met watermoleculen. Dit heet hydratatie.

Ook bij andere vloeistoffen geldt dat de moleculen van het oplosmiddel de losse ionen van het zout omringen. De soort moleculen die de ionen omringt is verantwoordelijk voor de kleur van de oplossing. Als een zout niet oplosbaar is, zijn de aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve ionen te sterk om verbroken te worden door de moleculen van het oplosmiddel.

Als een zoutoplossing wordt ingedampt kunnen watermoleculen in het kristalrooster (ionrooster) van het zout worden ingebouwd. Dit heet kristalwater; de zouten die kristalwater bevatten, noemen we hydraten.

De hoeveelheid kristalwater in het kristalrooster is per zout verschillend. Bij blauw kopersulfaat bijv. zijn er per koper (II)- en sulfaation 5 watermoleculen opgenomen: CuSO4.5H2O (s).

6.6 Zeep, waswerking

Zepen zijn zouten en bestaan meestal uit Na+ of K+ ionen en (negatief geladen) stearaationen. De formule van stearaat is C17H35COO-. Dit ion bestaat uit een lange, apolaire staart van kool- en waterstof atomen en een geladen ‘kop’. De lange koolwaterstofstaart kan moeilijk door watermoleculen worden gehydrateerd, ze zitten daarom vooral aan het wateroppervlak. Er hoeven dan zo weinig mogelijk waterstofbruggen te worden verbroken.

Als het wateroppervlak vol is, vormen de stearaationen micellen. De apolaire staarten keren zich naar elkaar toe, de ionkoppen steken naar buiten en vormen waterstofbruggen met watermoleculen.

Vuildeeltjes bestaan vaak uit apolaire stoffen en kunnen in het apolaire gebiedje van een micel terecht komen en oplossen. De met vuil gevulde micellen worden met spoelwater weggevoerd.

Micellen kunnen zich, door schudden, ook vullen met lucht; er ontstaat een zeepbel, die niet uit de vloeistof kan ontsnappen doordat de ionkoppen aan het oppervlak de micel met lucht tegenhouden.

Een zeep heeft dus invloed op de grensvlakspanning van water; het is een detergens.

6.7 Hard water en zeep

Hard water bevat calciumionen. De hardheid van water wordt gemeten in Duitse Hardheidsgraad (ºD). Naast de positieve calciumionen bevat het water noodzakelijkerwijs ook negatieve ionen, dat zijn vaak het chloride ion en het waterstofcarbonaation (HCO3-).

Hard water kan ontstaan doordat kalksteen oplost in water. Hiervoor is CO2(aq) nodig; dit bevindt zich altijd in regenwater. De volgende reactie treedt op:

CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) ( Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq)

Bij T>80 ºC treedt de omgekeerde reactie op. CO2 ontwijkt dan als gas. Er ontstaat ook dan CaCO3, dat neerslaat en ervoor zorgt dat veel apparaten ‘verkalken’. Een ander nadeel is dat zeep niet meer schuimt door hard water; er ontstaat een neerslag.

6.8 Ontharden van water

Je kan hard water op vier manieren ontharden:

-Het water koken.

-De calciumionen neer laten slaan met bijv. soda (NaCO3)

-‘Afschermen’ van de calciumionen in het water, door natriumaluminiumsilicaat (zeoliet) toe te voegen. Calciumionen worden verwisseld voor natriumionen.

-Gebruiken maken van een ionenwisselaar, bestaand uit korreltjes kunsthars met natriumionen. Ook hier worden calciumionen verwisseld door natriumionen. Als de ionenwisselaar is uitgeput, kan hij worden geregenereerd met een geconcentreerde NaCl – oplossing.

Hoofdstuk 7, Chemisch rekenen

7.1 Reactie en verhouding in mol

In een reactievergelijking geven de coëfficiënten de verhouding in mol aan waarin de stoffen bij de reactie zijn betrokken. Dit geeft dus ook de verhouding aan waarin de moleculen met elkaar reageren.

Bijv.: 2 H2 (g) + O2 (g) ( 2 H2O (l) : dus 2 : 1 : 2

7.2 Concentraties

De concentratie geeft de hoeveelheid opgeloste stof per hoeveelheid oplossing aan. Chemici gebruiken meestal als eenheid voor concentratie de molariteit. Dit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing: mol l-1. In plaats van mol l-1 wordt ook M gebruikt. Om de molariteit van een stof te noteren wordt de stof tussen vierkante haken gezet: [Cl- (aq)] = 0,1mol l-1.

7.3 Gehaltes

Bij erg kleine concentraties worden andere eenheden dan mol l-1 gebruikt:

Procent (%) = honderdste delen, promille (‰) = duizendste delen, ppm (parts per million) = miljoenste delen. De concentratie kan worden uitgedrukt in molariteit, massa- en volumepercentage of ppm.

Bijv.: 10 volume-ppm = 10 ml per kl = 10 μl per l = enz.

ADI = Acceptable Daily Intake; MAC = Maximaal Aanvaarde Concentratie

7.4 Rekenen aan reacties

Stappenplan om de hoeveelheden van stoffen die verdwijnen en ontstaan uit te rekenen.

1) Stel de reactievergelijking op.

2) Welke stof is gegeven en welke is gevraagd?

3) Leid uit de reactievergelijking de verhouding in mol af tussen de gegeven en gevraagde stof.

4) Reken de gegeven hoeveelheid stof om in mol.

5) Bereken mbv de molverhouding het aantal mol gevraagde stof.

6) Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde eenheid.

7) Controleer het antwoord (significantie).

7.5 Rekenen aan reacties in oplossing

Om bij neerslagreacties de verhouding in mol te bepalen, moet je ook de tribune-ionen onder de reactievergelijking zetten. Om de molverhouding af te lezen moet je letten op de kleinste coëfficiënten bij de verschillende deeltjes.

7.6 Gassen

Er is een verband tussen de vier grootheden druk (p), volume (v), chemische hoeveelheid (n) en temperatuur (T); dit staat in de algemene gaswet:

(p x V) / (n x T) = R, waarbij R de gasconstante is: zie tabel 7.

Bovendien geldt:

Hoofdstuk 9, Zuren en basen

9.1 Zuren en basen

Om te onderzoeken of een stof zuur of basisch is, kan je een indicator gebruiken. In tabel 52A zie je een aantal indicatoren en de kleur die ze aannemen bij verschillende pH-waarden. Een zure oplossing heeft aan pH kleiner dan 7, een neutrale oplossing heeft een pH van 7 (in de praktijk tussen 6 en 8) en een basische oplossing heeft een pH groter dan 7.

Zuren kunnen een H+ ion afstaan en basen kunnen een H+ ion opnemen. Bij een zuur-base reactie staat een zuur een H+ ion af aan de base.

9.2 Zuren in water

Een zure oplossing ontstaat als een zuur in water opgelost wordt. Het zuur staat dan een H+ ion af aan het water (H2O) molecuul. De zure oplossing bevat dus H3O+ (aq) ionen. Dit ion heet het oxonium-ion. Afhankelijk van de H3O+ concentratie is een oplossing geconcentreerd of verdund.

Zoutzuur is de naam voor een oplossing: H3O+ (aq) + Cl- (aq)

De volgende zuren moet je kennen:

zuur

naam zuur

deeltje na afstaan één H+

deeltje na afstaan van twee H+

deeltje na afstaan van drie H+

HF

waterstoffluoride

F-

HCl

waterstofchloride

Cl-

HBr

waterstofbromide

Br-

HI

waterstofjodide

I-

CH3COOH

azijnzuur

CH3COO-

HNO3

salpeterzuur

NO3-

H2C2O4

oxaalzuur

HC2O4-

C2O42-

H2S

waterstofsulfide

HS-

S2-

H2SO4

zwavelzuur

HSO4-

SO42-

H3PO4

fosforzuur

H2PO4-

HPO42-

PO43-

formule zuurrestion

naam van het ion

HC2O4-

waterstofoxalaation

C2O42-

oxalaation

HS-

waterstofsulfide-ion

HSO4-

waterstofsulfaation

H2PO4-

diwaterstoffosfaation

HPO42-

monowaterstoffosfaation

Azijnzuur: eigenlijk ethaanzuur, hoort bij alkaanzuren: CnH2n+1COOH. Zuurrest: CnH2n+1COO-

9.3Basen in water

Een basische oplossing ontstaat als een base in water opgelost wordt. De base neemt dan een H+ ion op van het water (H2O) molecuul. De basische oplossing bevat dus OH- (aq) ionen.

Een basische oplossing kan ook ontstaan als een hydroxide in water wordt opgelost.

Afhankelijk van de OH- concentratie is een oplossing geconcentreerd of verdund.

Base

naam

deeltje na opnemen één H+

deeltje na opnemen twee H+

deeltje na opnemen drie H+

OH-

Hydroxide-ion

H2O

NH3

Ammoniak

NH4+

CH3NH2

Methaanamine

CH3NH3+

S2-

Sulfide-ion

HS-

H2S

O2-

Oxide-ion

OH-

H2O

CO32-

Carbonaation

HCO3-

H2CO3

SO32-

Sulfietion

HSO3-

H2SO3

PO43-

Fosfaation

HPO42-

H2PO4-

H3PO4

HCO3-

waterstofcarbonaation

HSO3-

waterstofsulfietion

H2CO3

koolzuur

H2SO3

zwaveligzuur

Als een zuur en base precies één H+ verschillen, noemen we dat een zuur-base koppel. Dit zijn geconjugeerde zuren en basen. Bij een zuur hoort een geconjugeerde base. Bij een base hoort een geconjugeerd zuur.

9.4Zuur-base reacties in oplossing

Als een zure oplossing bij een basische oplossing wordt gevoegd, treedt er een reactie op. Je stelt een zuur-base reactie als volgt op:

-welk zuur en welke base zijn aanwezig?

-hoeveel H+ kan het zuur afstaan en hoeveel H+ kan de base opnemen?

-stel de reactievergelijking op.

9.5 Zure regen

Zure regen wordt veroorzaakt door natte depositie (regen) en door droge depositie (verzurend materiaal dat in droge perioden op de aarde terecht komt).

De veroorzakers zijn:

· Industrieën produceren zwaveldioxide

· Auto’s produceren stikstofoxiden: NO (g) en NO2 (g)

· Landbouw zorgt voor veel mest die ammoniak bevat. Ammoniak wordt in de bodem omgezet in salpeterzuur.

9.6 pH

Berekenen van de pH: pH = -log[H3O+]

Berekenen van de concentratie: [H3O+] = 10-pH

9.7 pH van basische oplossingen

Bij basische oplossingen gebruikt men pOH ipv pH.

pOH = -log[OH-] en [OH-] = 10-pOH

Verband tussen pH en pOH:

Zuiver water bij 298 K: pH=7, dus [H3O+] = 1,0 x 10-7 M. Omdat de oplossing neutraal is, moeten er ook negatieve ionen aanwezig zijn: OH-.

Het volgende evenwicht is dus in water aanwezig:

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)

De evenwichtsvoorwaarde is dus:

[H3O+] x [OH-] = Kw, Kw is de waterconstante.

[H3O+] = [OH-] (zuiver water), dus [H3O+] x [OH-] = 10-14

-log ([H3O+] x [OH-]) = -log(10-14)

-log([H3O+]) + -log([OH-]) = 14,0

pH + pOH = 14,0

In zure oplossingen rekenen we met H3O+ en in basische oplossingen met OH-.

9.8 Een kwantitatieve analyse

Titratie is een kwantitatieve analysemethode. Het gaat om:

· Twee oplossingen die met elkaar kunnen reageren (bijv. zuur-base reactie).

· Twee te meten hoeveelheden van die oplossingen.

· Eén oplossing heeft een bekende concentratie.

· De concentratie van de andere oplossing is dan te berekenen.

Bij een zuur-base reactie: als de pH 7 is, is de oplossing neutraal en is het eindpunt / equivalentiepunt bereikt.

Hoofdstuk 12, Koolstofverbindingen

12.1Namen en structuurformules

zie hoofdstuk 3

12.2 Substitutiereactie bij alkanen

(Alkanen kan je verbranden en kraken; met alkenen kan een additiereactie optreden.)

Alkanen zijn niet erg reactief; ze kunnen met halogenen (Br2, Cl2, etc.) reageren om ze als grondstof geschikt te maken. H – atomen van het alkaan worden vervangen door een halogeenatoom van een halogeenmolecuul. Er treedt een substitutiereactie op, waar licht voor nodig is. Er ontstaan halogeenalkanen (bijv. CH3Cl) en waterstofhalogeniden (bijv. HCl).

12.3 Alcoholen en ethers

Het kenmerk van een alcohol is de OH groep (hydroxylgroep). Er bestaan primaire, secundaire en tertiaire alcoholen. Dit zijn alcoholen waarbij de OH groep respectievelijk aan een primair, secundair en tertiair C atoom zijn gebonden. Een primair C atoom is een C atoom dat gebonden is aan één ander C atoom, een secundair C atoom aan twee andere C atomen, etc. tot maximaal vier andere C atomen (quaternair).

Alkoxyalkanen zijn isomeer aan alkanolen (alkanen waarbij 1 H is vervangen door 1 OH groep). Deze moleculen bevatten alleen maar één R-O-R groep. De alkoxygroep wordt met een voorvoegsel weergegeven.

Formule

systematische naam

CH3-O-CH3

methoxymethaan

CH3-O-C2H5

methoxyethaan

CnH2n+1-O-CmH2m+1

alkoxyalkanen

Alkoxyalkanen zijn een deelverzameling van de ethers. Ze zijn erg brandbaar maar reageren verder bijna niet. Daarom zijn ze geschikt als oplosmiddel.

12.4 Aldehyden en ketonen

Een stof met een –CH = O groep, noemen we aldehyde. Ze krijgen het achtervoegsel –al. De aldehydegroep zit altijd aan een primair C atoom, aan het uiteinde van een keten of tak.

Formule:

Als de dubbel gebonden O aan een secundair C atoom zit, is er sprake van een keton. Ze krijgen het achtervoegsel –on.

Formule:

Aldehyden en ketonen komen voor als tussenproducten van reacties bij de stofwisseling in ons lichaam.

De bekendste keton is propanon, vaak aceton genoemd; de stof wordt veel gebruikt als oplosmiddel.

De bekendste aldehyde is methanal, ook wel formaldehyd genoemd. Oplosssing van dit gas in water heet formaline en wordt gebruikt als conserverings- en ontsmettingsmiddel.

12.5 Aminen en carbonzuren

Aminen: achtervoegsel amine of voorvoegsel amino. Kunnen als base reageren.

Als in een stof zowel een amino- als hydroxylgroep voorkomt, wordt amino- als voorzetsel gebruikt. Bijv. 2-amino-1-ethanol.

Het kenmerk van een organisch zuur is de carboxylgroep : -COOH

Stoffen met zo’n groep heten carbonzuren. Carbonzuren zijn zwakke zuren. Het H-atoom kan als H+ worden afgestaan. De C van de -COOH groep is altijd koolstofatoom nummer 1.

Als de carboxylgroep niet tot de hoofdketen behoort, krijgt de stof het achtervoegsel carbonzuur in plaats van zuur. Bijv. benzeencarbonzuur.

De triviale naam voor ethaandizuur is oxaalzuur.

12.6 Esters

Bij reacties tussen alkanolen en zuren ontstaan esters. Een H-atoom van de ene en een –OH groep van het andere molecuul vormen samen een watermolecuul. De overgebleven stukken vormen een nieuw molecuul. Bijv.:

In het algemeen:

alkanol + zuur ↔ ester + water

dit is een evenwichtsreactie.

De ester is in twee stukken te verdelen; een zuurrest en een alkylgroep. De naam van de zuurrest van de ester wordt aangegeven met alkanoaat, de naam van de alkylgroep spreekt voor zich (bijv. methyl, ethyl, etc.). Bij ingewikkelde esters mag je de ester noemen naar de alkanol en het zuur waar uit de ester is ontstaan. Bijv.: de ester van methaanzuur en 2-propanol.

Esters kunnen ook ontstaan als alcoholen met anorganische zuren, zoals salpeterzuur reageren. Ook hier is een OH groep betrokken. Salpeterzuur, HNO3, is dan het best te schrijven als HO-NO2.

Glyceryltrinitraat is ook een ester. Het ontstaat uit (1 molecuul) glycerol (1,2,3-propaantriol) en (3 moleculen) salpeterzuur.

Glyceryltrinitraat is ook bekend als nitroglycerine; het is een vloeistof die al bij een kleine schok ontploft. Door adsorptie aan een poreus materiaal kon de stof beter tegen schokken; er ontstaat dynamiet.

12.7 Vetten en zepen

Eetbare vetten en oliën zijn esters. Ze ontstaan altijd door reactie tussen glycerol en vetzuren. Vetzuren zijn organische zuren met een lange koolstofketen (zie Binas 67). Net als glycerylnitraat (zie hierboven) zijn de vetten en oliën tri-esters. In de natuur komen behalve tri- ook di- en mono-esters voor.

Een vet ontstaat uit verzadigde vetzuren en een olie uit onverzadigde (met dubbele binding(en)) vetzuren. Een vloeibare olie kan met waterstof tot een vast vet reageren: vetharding. De dubbele binding springt open.

Esters zijn weer te ontleden door water toe te voegen, de omgekeerde reactie van die in 12.6 treedt op. Dit heet hydrolyse; deze hydrolyse verloopt langzaam. Volledige hydrolyse kan worden bereikt door de ester met een basische oplossing te koken. De base reageert dan met het zuur, zodat de teruggaande reactie van de hydrolyse niet optreedt. De reactie is dan aflopend en heet verzeping, omdat er een zeep kan ontstaan. Er moet een lange apolaire staart aan het zuurrestion zitten.

Hoofdstuk 13, Redoxreacties

13.1 Metalen

Bij een redoxreactie vindt elektronenoverdracht plaats: een reductor staat elektronen af aan een oxidator die de elektronen opneemt.

Metalen zijn reductoren; zij kunnen elektronen afstaan, er ontstaan dan positief geladen metaalionen. Redoxreacties kunnen gebruikt worden voor etsen: plaatselijk het metaal laten reageren met een zure oplossing.

13.2 Halfreacties

Om te voorspellen of een deeltje oxidator of reductor is, moet je nagaan of het elektronen kan opnemen of afstaan. Sommige deeltjes (bijv. Fe2+) kunnen als oxidator of reductor optreden.

Als een reductor elektronen afstaat, ontstaat de geconjugeerde oxidator, en als een oxidator elektronen opneemt ontstaat de geconjugeerde reductor (net als bij zuur-base reacties). Zo’n reductor en oxidator die bij elkaar horen noemen we een redoxkoppel.

Om een redoxreactie op te stellen moet je het volgende doen:

· afstaan van elektronen door reductor (halfreactie RED)

· opnemen van elektronen door oxidator (halfreactie OX)

· optellen van halfreacties, waarbij evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan

· dit geeft de totaal reactie, met toestandsaanduidingen

Voorbeeld: reactie van aluminium met zoutzuur

Halfreactie REDAl(s)

( Al3+ + 3 e-2x

Halfreactie OX

2 H+ + 2 e-

( H2(g)3x

Totaaalreactie

2 Al(s) + 6 H+(aq)( 3 H2(g) + 2 Al3+(aq)

13.3 Redoxreacties bij metalen

Op grond van experimenten met metalen en metaalionen (in opl.) kan je oxidatoren en reductoren naar sterkte rangschikken. De sterkste oxidator komt bovenaan en de sterkste reductor onderaan:

Ox

Red

Au3+sterk

Auzwak

..|

..|

H+|

H2|

..|

..|

K+zwak

Ksterk

In zo’n lijst geldt dat een reductor met alle oxidatoren kan reageren, die sterker zijn dan zijn geconjugeerde oxidator, en een oxidator met alle reductoren, die sterker zijn dan zijn geconjugeerde reductor. Kortom: als een oxidator linksboven een reductor staat, kunnen ze met elkaar reageren.

Verder blijkt dat hoe sterker een oxidator is, hoe zwakker de geconjugeerde reductor, en andersom.

Metalen die onder het redoxkoppel van waterstof staan, zijn onedele metalen. Zij reageren namelijk met H+, met zure oplossingen dus.

13.4De redoxtabel

Door nog meer experimenten te doen, is er een uitgebreide tabel met oxidatoren en reductoren gemaakt: de redoxtabel, tabel 48 van Binas.

Hieruit blijkt dat alle halogenen (Cl2, O2, enz) vrij sterke oxidatoren zijn, met als sterkste F2.

Sommige deeltjes komen meerdere malen in de tabel voor als oxidator (of reductor). In dit geval verloopt de halfreactie van de sterkste oxidator (of reductor).

Een uitzondering is salpeterzuur: Bij geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO2(g) en bij verdund salpeterzuur NO(g).

Bij verbrandingsreacties geldt in het algemeen dat zuurstof de oxidator is en de brandstof de reductor. C, CO en SO32- zijn reductoren.

13.5Titratie

(Kijk nog eens bij par. 9.8) Ook redoxreacties kunnen gebruikt worden voor een titratie. Als de oxidator / reductor niet gekleurd zijn, moet je een indicator toevoegen.

Bij een titratie meet je met een pipet een bep. hoeveelheid vloeistof af, die je mbv een buret titreert, totdat het equivalentiepunt is bereikt (zie par. 15.7).

13.6 Alcoholen als reductor

Sommige alkanolen kunnen als reductor optreden: primaire en secundaire alcoholen wel, tertiaire niet.

primaire alcohol + ox. ( aldehyde + ox. ( carbonzuur

secundaire alcohol + ox ( keton (+ ox. ( geen reactie)

tertiaire alcohol +ox. ( geen reactie

13.7 Elektrochemische cel

Door een oxidator en reductor dmv een stroomdraad met elkaar te verbinden, gaat er een elektronenstroom door de draad lopen. Je maakt dan een elektrochemische cel, die is opgebouwd uit twee halfcellen. De halfcel met de reductor is de negatieve elektrode, en de halfcel met de oxidator de positieve (elektronen lopen van min naar plus). Verder is er een zoutbrug nodig, om te zorgen dat er geen geladen oplossingen ontstaan; de ionen zorgen voor ladingstransport. Ipv een zoutbrug kan ook gebruik worden gemaakt van een poreuze wand (diafragma) of een membraan. Met de elektrolyt bedoelt men alles wat tussen de elektroden zit.

De spanning die een cel levert is de bronspanning. Deze is afhankelijk van de soort stof, de concentratie van reductor/oxidator en van de temperatuur.

Soort stof: in Binas tabel 48 staat bij elk redoxkoppel de standaardelektrodepotentiaal vermeld. Dit zegt iets over de sterkte van de oxidator/reductor. Bij een redoxreactie is het verschil tussen de waarden van de standaardelektrodepotentialen van de redoxkoppels de bronspanning in volt. Dit geldt bij 298 K, 1 M en p=po.

Concentratie: als je de concentratie van één van de stoffen verandert, zal de sterkte van de oxidator / reductor toe- of afnemen. Eén van de (evenwichts-)reacties krijgt namelijk de overhand en daardoor neemt de neiging om elektronen op te nemen of af te staan toe of af.

Voorbeeld: halfreactie van Fe3+:

Fe3+(aq) + e- ( Fe2+(aq)

Bij toename van [Fe3+], reactie naar rechts overhand, Fe3+ sterkere oxidator (neemt meer elektronen op).

Temperatuur: bij lage temperatuur levert een cel minder spanning. Oorzaak hoef je niet te weten.

13.8 Bekende elektrochemische cellen

Loodaccu: verschillende elektrochemische cellen. Hierin bevinden zich twee platen lood, waarvan één bedekt met lood(IV)oxide. Elektrolyt is zwavelzuur. De volgende halfreacties vinden plaats:

Pb(s) + SO42-

( PbSO4(s) + 2 e-

PbO2(s) + 4 H+ + SO42- + 2 e- ( PbSO4(s) + 2 H2O

Als de accu uitgeput is zijn beide platen bedekt met loodsulfaat. Door met een uitwendige spanningsbron de elektronenstroom de andere kant op te sturen, wordt de begintoestand weer hersteld en is de accu opgeladen.

Voor het oplaadbaar zijn van een cel mogen de reactieproducten zich niet verspreiden in de elektroden, maar moeten bij de elektrode blijven.

Droge batterij: het omhulsel van de batterij doet dienst als reductor, mangaan(IV)oxide is oxidator en ammoniumchloride elektrolyt:

Zn (s) ( Zn2+ + 2 e-

MnO2(s) + 4 NH4+ + 2 e- ( Mn2+ + 2 H2O (l) + 4 NH3

Niet oplaadbaar, want reactieproducten verspreiden zich in elektrolyt.

Nikkel-cadmium batterij:

Cd(s) + 2 OH- ( Cd(OH)2(s) + 2 e-

NiOOH(s) + H2O + e- ( Ni(OH)2(s) + OH-

Brandstofcel: brandstof reductor en zuurstof oxidator. Bevat minder giftige stoffen en goedkopere grondstoffen, bijvoorbeeld: ‘knalgascel’: waterstof en zuurstof met elektrolyt zwavelzuur/kaliloog en reactieproduct (schoon) water.

Oplaadbare batterijen en accu’s zijn in praktijk niet eeuwig oplaadbaar, de chemicaliën die na gebruik overblijven zijn giftig.

Hoofdstuk 14, Chemische technieken

14.1 Een productieproces

Bij het productieproces ontstaan vaak mengels. Oorzaken hiervoor zijn:

· naast het beoogde product ontstaan nog andere reactieproducten

· er is sprake van een evenwichtsreactie; volledig omzetting niet mogelijk, beginstoffen zij nog aanwezig

· overmaat van één van de beginstoffen

· beginstoffen zijn onzuiver

· er treden volg- of nevenreacties, waardoor weer andere bijproducten ontstaan

Het rendement van een productieproces is het deel van de theoretische opbrengst dat werkelijk gehaald is (in procent).

14.2Chromatografie

Chromatografie wordt vooral gebruikt voor kwalitatieve analyse (onderzoek naar welke stoffen in een mensel aanwezig zijn). Als op een chromatogram kleurloze stoffen aanwezig zijn, moet je het ‘ontwikkelen’: gebruik van een indicator, of van bijv. UV licht.

Bij chromatograferen worden meestal niet alleen de te onderzoeken monsters op een chromatogram gezet, maar ook de zuivere stoffen, waarop men de monsters wil testen, de referentiestoffen.

Bij chromatograferen is er een mobiele en stationaire fase. De mobiele fase beweegt en de stationaire fase staat stil. Een bepaalde stof A verdeelt zich over beide fasen: een verdelingsevenwicht.

Am As dus [A]s / [A]m = Kv

De verhouding tussen de afstand die stof A heeft afgelegd en de afstand die de mobiele fase heeft afgelegegd is voor stof A contstant. Deze verhouding geven we weer met het symbool Rf, rate of flow. In tabel 72 staan een paar van zulke waarden.

Bij dunnelaagchromatografie is meer variatie in de stationaire fase aan te brengen dan met papierchromatografie.

14.3Reactiesnelheid

(zie ook katern: reacties van begin tot eind) Reactiesnelheid is aantal mol stof dat per seconde per liter ontstaat/verdwijnt. Het is afhankelijk van de temperatuur, de concentratie, verdelingsgraad, en evt. van een katalysator. Door een katalysator wordt de activeringsenergie van een reactie verlaagd (zie H10).

14.4 Reactiesnelheidsvergelijking

Een reactiesnelheidsvergelijking geeft aan hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentraties van de reagerende stoffen.

Als de snelheid van een reactie van slechts één deeltje, bijv. A, afhangt, is de reactie van de eerste orde: s = k x [A]

Als de snelheid van twee deeltjes afhangt, bijv. A en B, is de reactie van de tweede orde:

s = k x [A] x [B] of s = k x [A]2

s is de reactiesnelheid, k is een constante. Reacties met een hogere orde dan twee komen bijna niet voor.

14.5 Reactiemechanisme

Reacties die met ingewikkelde reactievergelijkingen worden beschreven, verlopen vaak in een aantal opeenvolgende stappen. De reactie: 2 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32- ( 2 Mn2+ + 3 H2O + 5 SO42- verloopt niet in één stap, want dan zou het een reactie van de 13e orde zijn.

De reactievergelijking van een reactie geeft dus enkel de verhouding weer waarin beginstoffen verdwijnen en reactieproducten ontstaan. Het reactiemechanisme beschrijft volgens welke achtereenvolgende stappen we ons voorstellen dat een reactie verloopt. De totaalreactie is dus de som van een aantal deelreacties. De deelreactie die het langzaamst verloopt is de snelheidsbepalende stap. Door onderzoek te doen naar de invloed van concentraties van verschillende stoffen op de reactiesnelheid, is het mogelijk een reactiemechanisme op te stellen.

Hoofdstuk 16, Stereochemie

16.1 Ruimtelijke structuren

Met het atoommodel van Rutherford (hfd.1) kan je niet alle feiten verklaren. Er is een uitbreiding nodig om bijvoorbeeld verschillen in atoomstralen en valenties te verklaren.

We stellen ons een atoom voor als een bol met daarom heen schillen. De binnenste schil is het kleinst en ligt het dichtst bij de kern. Een schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten; op een gegeven moment worden de afstotende krachten tussen elektronen te groot. Een volgend elektron gaat naar een grotere schil verder van de kern.

Een echte elektronenwolk bestaat dus niet; elektronen bevinden zich in schillen op bepaalde afstanden van de kern. De elektronen in de buitenste schil van een atoom zijn de elektronen die het makkelijkst verwijderd kunnen worden: valentie-elektronen.

Ruimtelijke structuur van koolstofatomen

Koolstof kan vier gemeenschappelijke elektronenparen vormen. De structuur van koolstofmoleculen hangt af van de aanwezige bindingen:

Aantal bindingen

omringing

bindingshoek

4 enkele bindingen rond C-atoom

tetraëdrisch

109,5 o

4 bindingen aan C=C

platte vlak

120 o

2 bindingen aan C≡C

in elkaars verlengde180 o

De dubbele en drievoudige bindingen zijn starre bindingen.

16.2 Cis-trans isomerie

Moleculen met dezelfde molecuulformule en verschillende structuurformules zijn structuurisomeren.

Er bestaan ook moleculen met dezelfde molecuulformule die alleen in ruimtelijke bouw verschillen. De ruimtelijke rangschikking (configuratie) is anders. Zulke isomeren heten stereo-isomeren.

Cis-trans isomerie is een vorm van stereo-isomerie. Het kan optreden als aan weerszijden van een starre binding (C=C of cyclische verbinding (ring)) verschillende groepen voorkomen. Als beide groepen aan dezelfde kant zijn gebonden, spreken we van de cisvorm; als beide groepen aan weerszijden zijn gebonden, is dat de transvorm.

Bijv.: 1,2-dichlooretheen heeft een cis en transvorm: cis-1,2-dichlooretheen en trans-1,2-dichlooretheen. Het zijn verschillende stoffen met verschillende eigenschappen.

16.3 Optische activiteit

Stereo-isomeren (bijv. de 2 isomeren van 2-butanol) gedragen zich verschillend in een polarimeter. Een polarimeter bestaat uit een lichtbron met daarvoor een polarisator. De lichtbron zend ongepolariseerd licht uit; licht met trillingsrichtingen naar alle kanten. De polarisator zorgt ervoor dat van het licht maar één bepaalde trillingrichting wordt doorgelaten.

Met zo’n polarimeter kan je de stereo-isomeren van elkaar scheiden. De twee stoffen draaien de trillingsrichting van licht ieder een andere kant op. Ze zijn optisch actief; één linksdraaiend en één rechtsdraaiend: optische isomeren.

De hoek waarover het licht draait, hangt af van: golflengte van de lichtbron, lengte van de lichtweg, temperatuur en de concentratie van de optisch actieve stof.

16.4 Asymmetrisch C-atoom

Als je met molecuulmodellen 2-butanol bouwt, merk je dat je 2 verschillende modellen kan maken. Ze verschillen van elkaar in ruimtelijke structuur. De twee optische isomeren van 2-butanol zijn elkaars spiegelbeeld: spiegelbeeldisomerie. Verschillen kan je alleen maar dmv een ruimtelijke tekening laten zien.

Een stof kan alleen maar optisch actief zijn, als in de moleculen van de stof geen symmetrievlak voorkomt. Dat betekent dat de stof een asymmetrisch C-atoom voorkomt, aan te geven met C*. Als zo’n asymmetrisch C-atoom voorkomt zijn er twee spiegelbeeldisomeren van de stof. Als de verhouding tussen het links- en rechtsdraaiende isomeer 1:1 spreken we van een racemisch mengsel. Dit is niet optisch actief.

16.5 Optische isomerie

De meeste organische stoffen in de natuur zijn optisch actief. Dit komt doordat de moleculen van deze stoffen groot zijn en de kans op een symmetrievlak daardoor klein is.

Ook van cyclische verbindingen kunnen optische isomeren voorkomen.

Bijv.: 1-broom-2-chloorcyclopropaan. Het C-atoom waar het broomatoom aanzit heeft vier verschillende groepen: Br, H, CHCl – CH2, CH2 – CHCl. Dit is dus een asymmetrisch koolstofatoom. Ook het C-atoom met het chlooratoom is asymmetrisch.

16.6 Reactiemechanismen

Als van een primair of secundair halogeenalkaan het halogeenatoom wordt vervangen door een hydroxylgroep, is het een tweede orde reactie. Bij een tertiair halogeenalkaan heb je te maken met een eerste orde reactie.

Bij een secundair halogeenalkaan zal de optische activiteit van een stof veranderen. Zie het boek voor mooie structuurformules.

Hoofstuk 17, Polymeren

17.1 Additiepolymerisatie

Voor additiereacties zie par. 3.7.

Plastics zijn stoffen opgebouwd uit macromoleculen. Zulke macromoleculen ontstaan kunnen ontstaan door polymerisatie. Hierbij koppelen heel veel monomeren aan elkaar en vormen zo een polymeer.

Bij additiepolymerisatie springen dubbele bindingen in het monomeer open waardoor ze aan elkaar kunnen koppelen.

Bijv.: uit etheen, C2H4, kan door polymerisatie polyetheen ontstaan. De formule voor deze keten wordt (C2H4)n, waarbij n een groot getal is. C2H4 is de repeterende eenheid.

Het is handig om bij een polymerisatiereactie de dubbele binding die openspringt horizontaal te tekenen. De andere atoomgroepen zet je eronder of erboven.

Als uit een stof zoals chlooretheen een polymeer ontstaat, kunnen de monomeren op verschillende manieren aan elkaar koppelen. Er ontstaan dus verschillende polymeerketens. Dat betekent dat de stof een mengsel is en een smelttraject heeft.

17.2 Rubber

Rubber is te beschouwen als additiepolymeer van 2-methyl-1,3-butadieen. Om het simpeler te houden gebruiken we 1,3-butadieen als voorbeeld. Als deze stof polymeriseert blijft er een dubbele binding aanwezig in het polymeer, doordat 1,3-butadieen twee dubbel bindingen bevat. We noemen zo’n polymeer een onverzadigd polymeer.

Door de aanwezige dubbele bindingen is het nog reactief. Het kan bijvoorbeeld reageren met zwavel. Zwavelatomen kunnen tussen de verschillende polymeerketens dwarsverbindingen, crosslinks, vormen. Rubber is hierdoor elastisch, het is een elastomeer.

Toevoeging van zwavel heet vulcanisatie: rubber wordt sterker en minder kleverig, maar blijft elastisch.

17.3 Condensatiepolymerisatie

Kijk nog eens naar par. 12.6 (estervorming).

Estervorming is een voorbeeld van een condensatiereactie. Twee moleculen worden aan elkaar gekoppeld onder afsplitsing van een klein molecuul (bij estervorming: water). Het gaat daarbij om een alcohol en een zuur. Om te zorgen dat er een polymeer ontstaat moet er dus of een hydroxyzuur of een dizuur en een diol aanwezig zijn. Er ontstaat een polyester.

Condensatiereacties vinden ook plaats bij aminozuren: de NH groep koppelt aan de OH groep waarbij ook weer water vrij komt: Deze groep heet de peptidebinding. Eigenlijk is het geen

binding, maar een groep.

De polymeren die ontstaan heten polyamiden. Ze kunnen uit enkel aminozuren of uit een dizuur en een diamine ontstaan.

Polyesters en polyamiden ontstaan dus door condensatiepolymerisatie.

17.4 Eigenschappen van plastics

Plastics die bij verwarmen zacht worden heten thermoplasten. Plastics die bij verwarmen hard blijven heten thermoharders.

Thermoplasten bestaan uit lange polymeerketens: de ketenmoleculen liggen in de stof door elkaar heen. Er is een temperatuur waarbij de thermoplast week wordt: het verwekingspunt. Het is het beginpunt van een smelttraject. Plastics zijn immers mengsels (zie 17.1). Thermoplasten zijn ook week te maken door er een weekmaker, een bepaalde vloeistof, aan toe te voegen. De ketenmoleculen kunnen dan makkelijker langs elkaar glijden en de plastic wordt zachter.

Thermoharders bestaan ook uit ketenmoleculen, maar die zijn nu met elkaar verbonden. Hierdoor kunnen ze bij verwarmen niet langs elkaar glijden en wordt de plastic niet zacht.

17.5 Toepassen van plastics

Plastics worden (vooral) gebruikt als verpakkingsmaterialen en als kunststoffen in de bouw en de auto-industrie.

Voordelen van plastics zijn: gemakkelijk te verwerken, licht, niet reactief, onderhoudsarm, isolerend, lage prijs.

Bioplastics worden in de medische wereld gebruikt. Het zijn biologisch afbreekbare polymeren.

17.6 Het verwerken van plastics

Afvalwerking van plastics kan op drie manieren: storten, verbranden, hergebruiken.

Storten: Veel plastics kunnen niet worden afgebroken door de natuur. Ze worden dan vaak gestort.

Verbranden: Plastics die niet kunnen worden afgebroken kunnen ook worden verbrand. Er komen meestal wel giftige verbrandingsproducten vrij, maar de vrijkomende energie kan voor verbranding worden gebruikt

Hergebruik: Het polymeer wordt geschikt gemaakt voor hergebruik. De kwaliteit gaat vaak achteruit.

17.7 Een fabriek

Hoofstuk 18, Natuurlijk chemie

18.1 Voedsel

In ons voedsel komen verschillende voedingsstoffen voor: koolhydraten, eiwitten, mineralen, vetten en vitaminen. Enzymen helpen de (verbrandings)reacties in ons lichaam: het zijn biologische katalysatoren.

18.2 Koolhydraten

De algemene formule voor koolhydraten is Cn(H2O)m. Bekende koolhydraten zijn glucose, sacharose en zetmeel.

Koolhydraten zoals glucose en fructose zijn belangrijke bouwstenen voor andere koolhydraten. Het zijn monosachariden, ze bestaan uit één ring (zeshoek, vijhoek).

Als twee monosachariden aan elkaar koppelen (onder afsplitsing van water) ontstaat een disacharide. Bijv: uit glucose en fructose kan een sacharose ontstaan (structuurformule Binas 67).

Bij een polycondensatiereactie kunnen uit de monoschariden polysachariden ontstaan. Bijvoorbeeld zetmeel een cellulose.

18.3 Eiwitten

Eiwitten bestaan uit macromoleculen. Deze macromoleculen zijn gevormd door polycondensatiereacties van aminozuren, om precies te zijn van de natuurlijke aminozuren. Er zijn er daar 20 van, die in Binas staan.

Als twee aminozuren aan elkaar koppelen ontstaat een dipeptide (heeft maar 1 peptidebinding). Als de koppeling verder doorgaat ontstaat een polypeptide.

Twee verschillende aminozuren kunnen op twee manieren aan elkaar koppelen.

Een eiwit is het best te noteren met afkortingen voor de aminozuren (zie Binas), bijv:

...-Sys-Tyr-Ser-Met-…

Deze volgorde heet de primaire structuur.

18.4 Ruimtelijke structuur van eiwitten

De meeste eiwitketens vormen een spiraal: een -helix. De spiraalstructuur wordt door waterstofbruggen in stand gehouden. Deze spiraalstructuur is de secundaire structuur van een eiwitmolecuul.

De helixen zijn weer gevouwen door zwavelbruggen of ionbindingen. Dit is de tertiaire structuur.

De tertiaire structuur is karakteristiek voor een eiwit; het zorgt voor bepaalde chemische eigenschappen van het eiwit. Bij verwarmen van een eiwit kunnen de ionbindingen, die de tertiaire structuur in stand houden, verbroken worden waardoor het eiwitmolecuul zijn ruimtelijke structuur verliest: denatureren. Als het eiwit vervolgens weer afkoelt heeft het vaak een andere structuur gekregen.

Soms hebben eiwitten ook nog een quaternaire structuur.

In spieren, huid en haren vormen langgerekte helixvormige eiwitmoleculen een soort vezel.

Er zijn ook eiwitten met een soort bolstructuur: enzymen.

De specifieke werking van een enzym berust op de tertiaire structuur van het enzym. Door deze vorm kunnen andere moleculen die bij een reactie betrokken zijn wel of niet aan het enzym hechten. Het enzym zelf is een katalysator.

18.5 Eiwitsynthese in de natuur

De besturing van de eiwitsynthese wordt in de celkern gedaan. Daarin bevinden zich chromosomen, die uit genen bestaan. Ieder gen is verantwoordelijk voor de aanmaak van eiwitten. Nucleïnezuren zijn belangrijk bij dat proces. Er zijn twee nucleinezuren: DNA (deoxyribonucleic acid) en RNA (ribonucleic acid).

DNA bestaat uit polyesters van fosforzuur en deoxyribose. Het ontstaat via condensatiepolymerisatie.

De polyesterketen bevat aan ieder deoxyribose stuk ook één van de nucleinebasen adenine (A), guanine (G), cytosine (C), thymine (T) (zie Binas tabel 70).

De combinatie van fosfaatgroep, deoxyribosegroep en base heet nucleotide.

Nucleinebasen kunnen onderling koppelen. Er is alleen koppeling mogelijk tussen A-T en C-G.

Een molecuul DNA bestaat uit twee polyesterstrengen die aan elkaar gekoppeld zijn door de basen met H-bruggen. Er ontstaat een dubbele helix.

Drie opeenvolgende basen in een DNA streng vormen de ‘code’ voor één van de twintig aminozuren. Dit is de genetische code, die vermeld staat in 70E van Binas.

Voor eiwitsynthese is ook RNA nodig. In RNA komt ipv thymine (T) uracil (U) voor. Net als T kan U alleen H-bruggen met A vormen. De RNA moleculen bestaan uit een enkele keten.

Het RNA vertaalt de genetische code van het DNA in drie stappen:

1 Activatie DNA molecuul door verbreken van H-bruggen in DNA: strengen los van elkaar. Mbv de losse DNA keten wordt een stuk RNA, het messenger RNA (mRNA), gevormd. Dit heet transcriptie.

2 In het cytoplasma, de celinhoud buiten de kern, komen aminozuurmoleculen voor. Stukjes RNA van drie nucleotiden, transfer RNA (tRNA). De volgorde van de basen bepaalt welk aminozuur aan het tRNA kan worden gekoppeld.

3 Het tRNA met de gekoppelde base zoekt de plekken op van het mRNA waarop ze passen. De aminozuurmoleculen die aan elkaar gekoppeld moeten worden komen zo naast elkaar te liggen, Dit heet translatie.

18.6 Is chemie vies?

Er zijn verschillende manieren om giftigheid van stoffen aan te geven:

MAC-waarde

Maximaal aanvaarde concentratie, geeft aan hoeveel van een schadelijke stof per m3 aanwezig mag zijn, voor een normaal gezond mens die er gedurende ongeveer 8 uur dag aan wordt blootgesteld.

ADI-waarde

Aanvaarde dagelijkse inname van een stof, in mg per kg lichaamsgewicht.

Carcinogeniteit

De mate waarin een stof kanker veroorzaakt.

Mutageniteit

De mate waarin een stof mutaties (plotseling tevoorschijn komende veranderingen in het erfelijk materiaal in cellen) kan veroorzaken.

Toxiciteit

Er is onderscheid tussen acute en chronische toxiciteit. Bij acute toxiciteit word je direct ziek van een stof die je hebt binnengekregen.

Bij chronische toxiciteit gaat het om een stof waarvan je pas na verloop van tijd de schadelijkheid ervaart. Het no-toxic level geeft de hoeveelheid van een stof aan die in je lichaam is opgeslagen en nog geen schadelijk effect heeft. Er kan opeenhoping van die stof in je lichaam zijn. Als je weer die stof binnenkrijgt kan het schadelijk worden.

18.7 Chemische kringlopen in de natuur

Twee belangrijke kringlopen in de natuur zijn de koolstofkringloop en de stikstofkringloop. Kijk eens in je boek of in Binas voor mooie plaatjes en schema’s.

Deze twee kringlopen zijn in de natuur belangrijke voorbeelden van elementbehoud.

Bij de koolstofkringloop: fotosynthese is het proces waarbij een plant koolstofdioxide en water omzet in glucose en zuurstof met behulp van zonne-energie.

Hoofstuk 21

21.1 Redoxreacties

Reductor staat elektronen af aan oxidator

Een reactie tussen een reductor en een oxidator zal verlopen, als voor de reactie een sterkere reductor en een sterkere oxidator aanwezig zijn. De oxidator zal in tabel 48 boven de reductor staan.

Zie ook H13

21.2 Elektrochemische cellen

Elektrochemische cel verloopt bij gesloten stroomkring een redoxreactie op afstand: reductor en oxidator zijn dmv een draad met elkaar verbonden. Deze zorgt voor het elektronentransport.

De bronspanning van een elektrochemische cel is afhankelijk van:

· De sterkte van de oxidator en reductor

· De concentratie van de aanwezige deeltjes

· De temperatuur

Cellen zijn oplaadbaar als de deeltjes in de buurt van de elektroden blijven, opladen kan door een stroom in tegengestelde richting te laten lopen.

Zie verder ook H13

21.3 Corrosie

Corrosie: (ongewenste) reactie tussen een metaal, zuurstof en water.

In het algemeen:

M(s) ( Mn+ + ne-

O2 + 2H2O(l) + 4e- ( 4 OH-

Hierbij ontstaat vaak een slecht oplosbare hydroxide

Om metaal niet te laten roesten:

· Zorgen dat het metaal, zuurstof en water niet bij elkaar kunnen komen. Bijvoorbeeld ijzer met een laagje tin (ook wel blik genoemd)

· Zorgen dat de oxidator zuurstof niet met het te beschermen metaal, maar met een sterkere reductor reageert. Dus bijvoorbeeld ijzer afdekken met een laagje zink, zodat er een beschermende laag zinkoxide ontstaat. Ook wel oppofferingsmetaal genoemd.

21.4 Bereiding van ijzer

IJzer ontstaat door in een hoogoven ijzererts met koolstof sterk te verhitten. Er treedt dan een reactie op tussen ijzer(III)oxide en koolstofmonooxide.

Na deze reactie blijft er nog altijd koolstof in het ijzer aanwezig:

Koolstof% ongeveer 5% --> gietijzer

Koolstof% onder 1.5% --> staal

Koolstof% onder 0.5% --> weekijzer

21.5 Elektrolyse

Elektrolyse: elektronen in een cel dwingen de tegengestelde richting op te gaan.

Voorbeeld: Zn(s) + Cl2(aq) --> Zn2+(aq) + 2Cl-(aq). Door energie toe te voegen, bijvoorbeeld dmv gelijkstroom, kan je deze reactie terugdraaien. Ontleden dmv gelijkstroom noemt men elektrolyse.

Voor een elektrolyseopstelling heb je nodig:

· Spanningsbron die gelijkstroom levert.

· Een vloeistof die vrije ionen bevat (elektrolyt), bv een gesmolten zout of een zoutoplossing.

· Twee ‘contactpunten’ tussen spanningsbron en elektrolyt, van metaal of koolstof.

De sterkste oxidator zal aan de negatieve elektrode reageren, en de sterkste reductor aan de positieve. Cl- is een uitzondering, reageert nl eerder dan H2O.

De elektroden kunnen in bepaalde gevallen ook meereageren, en kunnen dus ook ‘op’ raken.

21.6 Zout

Natronloog ontstaat bij een elektrolyse van natriumcloride, met chloor als bijproduct.

Membraamelektrolyseproces: elektroderuimten zijn gescheiden door een membraam, dit laat alleen positieve ionen door. Een ionselectief membraam.

21.7 Praktische toepassingen van elektrolyse

Bereiden van zeer onedele metalen. Bijvoorbeeld elektrolyse van koperchloride oplossing zorgt voor koper aan de negatieve elektrode. Om zeer onedele metalen te elektrolyseren moet je het gesmolten zout ipv de oplossing elektrolyseren,

vb: K+ + e- --> K

Dmv elektrolyse kan je ook voorwerpen voorzien van een laagje metaal, dit door een voorwerp als negatieve elektrode in het proces te gebruiken.

Hoofstuk 23 Chemische snippers

23.1 Silicaten

Polymeren kunnen ook uit silicium zijn opgebouwd in plaats van uit koolstof. Silicium en koolstof hebben overeenkomstige eigenschappen omdat ze vlak bij elkaar in het periodiek systeem staan.

Silicaten kun je opgebouwd denken uit SiO4 eenheden (de valentie van Si = 4+, lading van 1 eenheid=4-). Het siliciumatoom wordt omringd door vier zuurstofatomen, waartussen polaire atoombinding voorkomt.

De SiO4 eenheden kunnen aan elkaar worden gekoppeld via 1 of meerdere zuurstofatomen.

Bij 1 zuurstofatoom ontstaan ketens. Vb: glas, asbest. (SiO32-)n

Bij 2 zuurstofatomen ontstaat een lagenstructuur. Vb: talk. (Si2O52-)n

Bij 4 zuurstofatomen ontstaat een netwerk. Vb: Kwarts, zand. (SiO2)n

23.4Salpeterzuur

Salpeterzuur wordt gemaakt uit ammoniak. Eerst ontstaat stikstofmonooxide:

4 NH3(g) + 5 O2(g) ( 3 NO(g) + 6 H2O (l)

Vervolgens ontstaat hieruit stikstofdioxide.

2 NO (g) + O2(g) ( 2 NO2(g) (evenwicht)

Stikstofdioxide wordt in adsorptiekolom geleid waar het bij 40 oC wordt omgezet in een opl. van salpeterzuur en stikstofmonooxide.

23.5 Zwavelzuur

Zwavelzuur wordt in 3 stappen gemaakt: verbranding van zwavel (zwaveldioxide; zwaveldioxide (plus katalysator, bijv. vanadiumpentaoxide, stikstofdioxide) ( zwaveltrioxide; zwaveltrioxide + water ( zwavelzuur.

Zo dat was scheikunde weer; natuurlijk werd de samenvatting geleverd via www.schoolsite.tk , door Benjamin Sanderse, mmv Joren Vis. En trek nu allemaal maar eens flink aan je baard :))))))))

wolk: elektronen

kern: protonen en neutronen

2-

16 -

17 +

+

Cu2+ (aq)

SO42- (aq)

2 OH- (aq)

2 Na+ (aq)

+

Cu2+(OH-)2 (s)

� EMBED CorelDraw.Tekening.7 ���

� EMBED CorelDraw.Tekening.7 ���

massa

volume

dichtheid

volume

massa

chemische

hoeveelheid

volume gas

dichtheid

molaire

massa

molair

volume

� EMBED Equation.3 ���

� EMBED Equation.3 ���

beide kanten negatieve logaritme nemen

wiskundig verder uitwerken

CnH2n+1 – C – CmH2m+1

||

O

CnH2n+1 – C - H

||

O

H H O H H H O H

| | || | | | || |

H – C – C – OH +HO – C – C – H(H – C – C – O – C – C – H +H2O

| | | | | |

H H H H H H

ethanolethaanzuur ethylethanoaat

- C - N -

|| |

O H

_1016788766.unknown

_1047053719.unknown

_1047053649.unknown

_1016787577.unknown