Scheikunde leerjaar 2

• De verbranding van suiker.

• De ontleding van koper(I)jodide.

• Het vormen van vast ijzer(II)sulfide.

• Verbranding van methaan.

• Bij de reactie van natrium met zwavel ontstaat

natriumsulfide.

• De ontleding van water.

• De verbranding van Magnesiumsulfide.

• De vorming van koper(II)chloride.

• De ontleding van aluminiumsulfide.

• De vorming van Ijzer(III)oxide.

Stoffen die je moet kennen!!!

• Koolstofdioxide CO2

• Koolstofmonoxide CO

• Water H2O

• Ammoniak NH3

• Suiker C6H12O6

• Methaan CH4

2.5 Massa’s van atomen

moleculen en ionen

Kelly van Helden

2.5 grootheden en eenheden

• Grootheden

– Massa

– Volume

• Eenheid

– Gram

– Liter

SI (internationaal stelsel van eenheden)

Massa van een atoom

• De massa van een proton is ontzettend

klein

• Grootheid: atoommassa

• Eenheid: u (atomaire massa eenheid)

deeltjessoort Massa (u)

Proton 1,0

Neutron 1,0

Elektron 0,00055

Atoom

• Een atoom bestaat uit:

– Protonen

– Neutronen

– Elektronen

• Deze bepalen de massa van een atoom deeltjessoort Massa (u)

Proton 1,0

Neutron 1,0

Elektron 0,00055

Vuistregel

• Bij optellen en aftrekken met decimalen

kijk je naar het aantal decimalen van je

som

• In de uitkomst staan net zo veel decimalen

als in je beginwaarde met het kleinst

aantal decimalen

• 1,0 + 1,0 + 0,00055 = 2,0

voorbeeld

Atoom Aantal

protonen

Aantal

neutronen

Aantal

elektronen

Massa atoom

H 1 0 1 1,0u + 0,00055u = 1,0 u

O 8 8 8 8,0u + 8,0u + 0,0044u =

16,0 u

C 6 8 6 6,0u + 8,0u + 0,0033u=

14,0 u

deeltjessoort Massa (u)

Proton 1,0

Neutron 1,0

Elektron 0,00055

• De massa van een proton is gelijk aan de

massa van een neutron 1,0u

• De massa van een elektron is hiermee

vergeleken heel erg klein

• Hierdoor is de massa van een elektron

verwaarloosbaar

Massa van een atoom

• De massa van een atoom is dus de som

van je protonen en neutronen.

Relatieve atoommassa

• Gemiddelde massa van de isotopen

• Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal

protonen maar met een verschillend aantal

neutronen

• Grootheid relatieve atoommassa: Ar

Massa van ionen

• Een ion ontstaat doordat een atoom

elektronen kwijt raakt of opneemt

• Massa van elektronen mag je

verwaarlozen

• Dus de massa van een ion is gelijk aan de

massa van een atoom

Molecuulmassa

• Massa van alle atomen uit een molecuul

samen

• Mr

• Voorbeeld:

H2O

H= 1,008

O= 16,00

2* 1,008 + 16,00= 18,02

2.6 De hoeveelheid van een stof

De massa van een hoeveelheid stof reken je

om in volume met behulp van de dichtheid

van de stof.

Daarvoor gebruik je een verhoudingstabel

en kruisproducten.

significantie

• Bij delen en vermenigvuldigen rond je af

op het laagst aantal significante cijfers van

de getallen in de som:

• 1,234 * 0,0045 * 123

• Aantal significante cijfers:

• 4 2 3

• Dus afronden op 2 significante cijfers!

Hoeveelheid stof in mol

• Hoeveelheid stof (n) in mol

• Mol is een maat voor een bepaalde

hoeveelheid moleculen namelijk:

– 6,02 * 1023

• In 1 mol suiker zitten dus net zo veel

moleculen als in 1 mol water

• Alleen het gewicht is verschillend!!!

Samenvatting

• De molaire massa (M) van een stof is in

getalwaarde gelijk aan de molecuulmassa

of atoommassa van de stof

• De molaire massa is in gram (g)

• De molecuulmassa of atoommassa is in u

Hoe bereken je dat?

• Water: H2O

• H weegt 1,008u

• O weegt 16,00u

• Dus 1 molecuul water weegt:

• 2*1,008 + 16,00 = 18,02 u

• Dus is 1 mol H2O = 18,02 g

Omrekenen van gram naar mol

• 1 mol water is 18,02 g

• Hoeveel mol is dan 25,9 gram water

mol H2O 1,000 x

gram H2O 18,02 25,9

1,000 * 25,9 = 1,44 mol

18,02

Omrekenen van mol naar gram

• Hoeveel gram water komt overeen met

2,6 mol water?

mol H2O 1,000 2,6

gram H2O 18,02 y

18,02 * 2,6 = 47 gram

1,000

2.7 De samenstelling van een

verbinding in massaprocenten • Een percentage is een getal dat het aantal

delen per 100 aangeeft

• We gaan nu berekenen hoeveel een deel

van een stof in % is.

Berekenen

• H2O = 2*1,008 + 16,00 = 18,02 u

• De massa van de atoomsoort H in een

H2O molecuul is dan: • 2 * 1,008 = 2,016u

• De massa van de atoonsoort O in een

H2O molecuul is dan: • 1* 16,00 = 16,00u

• In 18,02 u zit dus 2,016 u H en 16,00 u O

• In 18,02 u zit dus 2,016 u H en 16,00 u O

• We willen weten hoeveel u H in 100,0 u

H2O zit

• X= 2,016* 100 = 11,19u

18,02

• Dus 11,19 % H in 100u H2O

Massa H2O (u) 18,02 100

Massa H (u) 2,016 x

Week 2

Scheikunde

1.4 chemische reacties

• Herken je aan het veranderen van

stofeigenschappen

• Wet van massabehoud

• Stoffen reageren en ontstaan in een vaste

massaverhouding

Verbranding van methaan

• CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

• 1 : 2 1 : 2

• 16,04u: 64,00 u 44,01u : 36,03u

Exotherm en Endoterm

• Exotherme reacties

– Reacties waarbij energie vrijkomt

– Bijv warmte, licht of elektrische energie

– Alle verbrandingsreacties

• Endotherme reacties

– Reacties waarbij energie toegevoegd moet

worden

– Meestal warmte soms licht of elektrische

energie

Activeringsenergie

• Energie die gebruikt wordt om een reactie

op gang te brengen

• Bijv. gasbrander aansteken

• Exotherm met activeringsenergie

Ontbrandingstemperatuur

• De reactietemperatuur voor de

verbranding van een stof

• Voorbeelden

• Papier en witte fosfor

1.5 de snelheid van een reactie

• Reactietijd

– De tijd die een reactie nodig heeft om te

reageren

• Reactiesnelheid

– De hoeveelheid stof die per seconde en per

liter reactiemengsel ontstaat of verdwijnt.

Invloeden op de reactiesnelheid

• De verdelingsgraad

• Soort beginstof

• Concentratie

• Temperatuur

• Katalysator (bijv enzym)

Opdrachten

• Opdracht: 25, 26, 28, 29, 30, 31, 32, 33

• Blz 21 en 22

• Opdracht: 37, 38, 39, 41, 42

• Blz. 25

• Niet af: De rest huiswerk!

Week 3

Planning

• Huiswerk nakijken

• Theorie

• Huiswerk maken

Huiswerk nakijken

25. 1. veranderen van stofeigenschappen

2. Wet van massabehoud

3. stoffen reageren en ontstaan in een

vaste massaverhouding

4. de temperatuur moet even hoog of

hoger zijn dan de reactietemperatuur

5. er treedt een energie effect op

26. a. de moleculen veranderen niet. Je

kan de reactie weer omkeren.

b. Het kaarsvet verdwijnt (denk aan

een theelichtje deze raakt op). Er komt

energie vrij in de vorm van warmte en licht

28. a. 64,00/16,04 = 4 gram zuurstof

b. 36,03/16,04 = 2,3 gram water

c. massa beginstoffen = massa

eindproducten

1,0 + 4,0 = 5

dus 5- 2,3= 2,7 gram koolstofdioxide

29. a. Exotherm: er komt energie vrij

b. Endotherm: er is energie nodig

c. Warmte, licht en elektrische energie

30. a. er is warmte nodig dus endotherm

b. Stollen

c. stollen is exotherm want er komt

warmte vrij

d. de omgeving zal warmer worden

omdat de warmte overgedragen wordt aan

de omgeving

31. Activeringsenergie is de energie die

nodig is om een reactie opgang te brengen

32. Aardgas moet je verwarmen en witte

fosfor niet. Het kost dus meer energie om

aardgas te verbranden. Dus aardgas.

33. a. er wordt licht uitgezonden dus een

exotherme reactie

b. de activeringsenergie is niet groot.

De reactie loopt al bij kamer temperatuur.

37. De tijd die verstrijkt tussen het begin en

het einde van een reactie noemen we

reactietijd. Een maat voor de

reactiesnelheid is de hoeveelheid stof

die per seconde en per liter

reactiemengsel ontstaat of verdwijnt

38. Naarmate de reactietijd korter is,

verloopt de reactie sneller

39. 1. soort stof

2. temperatuur

3. concentraties beginstoffen

4. verdelingsgraad

5. katalysator

41. De concentratie van de beginstoffen

wordt minder (raken op). De reactiesnelheid

wordt daardoor kleiner. Als de reactie is

afgelopen, zijn de beginstoffen op. Er vindt

geen reactie meer plaats: de snelheid is nul.

42. De verdelingsgraad van poedersuiker is

groter dan die van kandijsuiker. 50 gram

poedersuiker zal daardoor sneller oplossen

in 1,0 L water dan kandijsuiker.

3.5 Rekenen aan reacties

• Molverhouding:

De coëfficiënten in een reactievergelijking

geven de aantalverhouding weer waarin

de deeltjes verdwijnen en ontstaan.

Bijv:

4 CuO + CH4 4 Cu + CO2 + 2 H2O

Verhouding:

4:1:4:1:2

Regels

• Geef eerst de verhoudingen aan

• Bereken de massa in u

• Reken de massa om in gram

– 1u = 1,66* 10-24 g

• Reken de hoeveelheid gram om in mol

met behulp van de molaire massa

• Reken uit in welke molverhouding de

stoffen reageren en ontstaan

voorbeeld

• 4 CuO + CH4 4 Cu + CO2 + 2 H2O

CuO CH4 Cu CO2 H2O

Aantalverhouding 4 1 4 1 2

Massa (u) 4*79,55 16,04 4*63,55 44,01 2* 18,02

Massa (g) 5,282*10-22 2,663*10-23 4,220*10-22 7,306*10-23 5,983*10-23

Aantal mol 6,640*10-24 1,660*10-24 6,640*10-24 1,660*10-24 3,320*10-24

molverhouding 4 1 4 1 2

Voorbeeld

1. aantalverhouding haal je uit de

Reactievergelijking

4 CuO + CH4 4 Cu + CO2 + 2 H2O

CuO

Aantalverhouding 4

Massa (u) 4*79,55

Massa (g) 5,282*10-22

Aantal mol 6,640*10-24

molverhouding 4

Voorbeeld

2 massa (u) CuO

Cu= 63,55u

O = 16.00u

CuO = 63,55u + 16,00u

CuO = 79,55 u

4 CuO = 4 * 79,55u

4 CuO = 318,2 u

CuO

Aantalverhouding 4

Massa (u) 4*79,55

Massa (g) 5,282*10-22

Aantal mol 6,640*10-24

molverhouding 4

Voorbeeld

3. massa in gram 1u = 1,66* 10-24 g

Dus alles maal 1,66* 10-24

Voorbeeld:

4 CuO = 318,2u

318,2u * 1,66* 10-24 = 5,282*10-22 gram

CuO

Aantalverhouding 4

Massa (u) 4*79,55

Massa (g) 5,282*10-22

Aantal mol 6,640*10-24

molverhouding 4

Voorbeeld

4. aantal mol 1 mol CuO = 79,55 g

1*5,282*10-22 /79,55 = 6,640*10-24

CuO

Aantalverhouding 4

Massa (u) 4*79,55

Massa (g) 5,282*10-22

Aantal mol 6,640*10-24

molverhouding 4

1 mol 79,55 g

??? 5,282*10-22 g

Voorbeeld

5. molverhouding Alles delen door het

kleinste getal

In dit geval alles gedeeld

door 1,660*10-24

CuO

Aantalverhouding 4

Massa (u) 4*79,55

Massa (g) 5,282*10-22

Aantal mol 6,640*10-24

molverhouding 4

Samenvatting

• De coëfficiënten uit een reactievergelijking

geven niet alleen de aantalverhouding

weer waarin de stoffen reageren en

ontstaan, maar ook de molverhouding

waarin de stoffen reageren en ontstaan

Wat heb je nodig:

• Als je rekent met de molverhouding

1. De reactievergelijking

2. Een gegeven stof in mol

3. Een gevraagde stof in mol

4. De molverhouding (zie reactievergelijking)

5. Een verhoudingstabel

Huiswerk

• Opdracht 43 t/m 52

• Niet af is huiswerk!!

Week 4

Planning

• Huiswerk nakijken

• Theorie

• Huiswerk maken

Huiswerk nakijken

• Zie blaadjes uitgedeeld!

Hoofdstuk 5 zouten

• Inleiding

• Vraag 1 blz 133

• Vraag f en o niet!

5.2 Namen en formules van

zouten • Ionen die uit 1 atoomsoort bestaan zijn

enkelvoudige ionen

– Na+ enz.

• Een geladen deeltje dat uit 2 of meer

atomen bestaat is een samengesteld ion

– OH-, NO2-

Systematische naam

• De systematische naam van een zout is

afgeleid van de namen van ionen waaruit

het zout is opgebouwd

• Het positieve ion staat altijd vooraan

• Het negatieve ion eindigt altijd op -ide

• Bijvoorbeeld Natriumchloride

Triviale namen

• Naast de systematische naam hebben

veel zouten ook een triviale naam:

• Natriumchloride – keukenzout

• Natriumcarbonaat – soda

• Calciumsulfaat – gips

Formules van zouten

• Formules van zouten noemen we

verhoudingsformules

• Dit komt doordat de positieve en negatieve

ionen in een bepaalde verhouding

voorkomen

• Dit komt door de lading van de ionen

Huiswerk

• Maak opdracht

• 2 t/m 8,

• 9 c, d, f, g, h, i,

• 10 t/m 14

• 16 t/m18 b

5.3 Hoe ontstaat een zout

• Reactie tussen metaal en niet metaal

• Metaal ionen staan elektronen af aan de

niet metalen

• Hierdoor krijg je een ionrooster

Smelt en kookpunten

• Smeltpunten en kookpunten van zouten

zijn hoger dan die van moleculaire stoffen

• Dit komt door de aantrekkingskrachten

tussen de positieve en negatieve ionen

• Deze is bij zouten hoger

• Deze binding die dan vormt noemen we

ionbinding of elektrovalente binding

ionbindingen

• Ionbinding is sterker dan een

vanderwaalsbinding of waterstofbrug in

moleculaire stoffen

Huiswerk

• Opdracht 19 t/m 25a en 26 en 27

• 22 niet maken

• Niet af: is huiswerk!

Week 6

Planning

• Huiswerk nakijken

• Theorie

• Huiswerk maken

Huiswerk nakijken

2. a. Een samengesteld ion is een

geladen deeltje dat bestaat uit 2 of meer

atoomsoorten

b. Het ontstaat daardat een groepje

atomen een of meer elektronen opneemt

of afstaat

3. a. Carbonaation d. Ammonium ion

b. Fosfaation e. Acetaat ion

c. Hydroxide ion f. Nitriet ion

4. a. NO3- d. S2-

b. SO42- e. SO3

2-

c. HCO3- f. O2-

5. a. 1. P=17 E= 18

2. P=12 E= 10

3. P= 16+(4*8)= 48 E= 50

4. P= 13 E= 10

5. P= 7+ (4*1)= 11 E= 10

b. 1. 35,45 u 4. 26,98 u

2. 24,31 u 5. 18,04 u

3. 98,06 u

6. a. 1 mol= 32,064 g dus 5,33 mol is

32,064 *5,33/1 = 171 g

b. 1 mol = 62,01 g dus 1,3 mg is

0,0013 g * 1/62,01 = 2,1 * 10-5mol

7. a. de ionmassa is 18,04 u. hiervan is

14,01u N. Dus 14,01*100/18,04 = 77,66%

b. de ionmassa is 94,97u. Hiervan is

30,97u P. Dus 30,97 * 100/94,97= 32,61%

8. De namen van ionen achter elkaar zetten.

Het positieve ion vooraan. Achter het

negatieve ion komt -ide

9. c. Zinknitraat

d. koper(I)acetaat

f. Kwik(II)jodide

g. aluminiumsulfaat

h. Kaliumwaterstofcarbonaat

i. Lood(IV)sulfiet

10 a. 1,2 en 5 zijn moleculaire stoffen.

Deze bestaan alleen uit niet metalen

b. 1=joodtrichloride, 2=

joodmonochloride, 5= diwaterstofdioxide

c. 3,4 en 6 zijn zouten. Deze bestaan

uit een metaal en een niet metaal

10. d. 3=ijzer(III)chloride, 4=zilverchloride,

6=natriumsulfide

11. In een zout komen positieve en

negatieve ionen in een bepaalde

aantalverhouding voor

12. a. Na+ SO42- Dus Na2SO4

b. CuCO3 g. NH4NO2

c.Al2S3 h. AgI

d. MgSiO3 i. Fe2(SO3)3

e. LiOH j. Ca(OH)2

f. NaHCO3

13. a. 1,3 en 5 zijn zouten en de overige

zijn moleculaire stoffen

b. 1. HgCl2 4. CS2

2. NO 5. MgO

3. CaS 6. CO

14. NH4NO3 = 80,04u. N = 28,02u

Dus: 28,02*100/80,04 = 35,01%

15. Hoeft niet

16. a. CaCO3

b. CaCO3 = 100,1 g 10,7g

CO32- = 60,01g

60,01*10,7/100,1 = 6,41 g

17. a. 3 O2- ionen hebben een totale lading

van 6-. 2 titaanionen moeten

samen dus 6+ hebben dus 3+ per

titaan ion

b. 2 K+ ionen hebben een totale lading

van 2+ dus een chromaat ion

heeft een lading van 2-

c. Na is 1+ dus permanganaat is 1-

Ba is 2+ dus Ba(MnO4)2

18. a. 75 * 0,32/ 100 = 0,24 g NaF

b. NaF= 41,99 g. F-= 19,00 g.

dus 19,00*0,24/41,99= 0,11 g F-

18. c. Hoeft niet

19. Metaalionen staan een of meer

elektronen af aan de niet metalen. Zo

ontstaan positieve metaalionen en negatieve

niet-metaalionen.

20. 3 Mg ionen en 2 Al ionen samen een

lading van 12+. De silicaat ionen hebben

samen dus een lading van 12-. 1 silicaat ion

heeft dus een lading van 4-

21. a. Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s)

Mg (s) + Br2 (l) MgBr2 (s)

Fe (s) + S (s) FeS (s)

22. Hoeft niet

23. Door de elektronen overdracht

24. Omdat het smeltpunt bij zouten veel

hoger ligt

25. a. Ja omdat de lading hoger is

26. Omdat MgBr een zout is en deze geen

atoombindingen heeft maar een ionbinding

27. a. Li is een metaal en Br is een niet-

metaal dus dit is een zout. C en Br zijn

beide niet metalen dus dit is een

moleculaire stof

b. Br De covalentie zorgt voor

Br C Br de aantal bindingen

Br

c. De overdracht van de elektronen

zorgen bij een zout voor de binding

d. Het zout LiBr, deze binding is sterker

5.4 Gedrag van zouten in water

• Water is het meest gebruikte oplosmiddel

• Of het zout oplost hangt af van:

– Grootte van ion

– Grootte van ladingen van ionen

– Polariteit van water

– Temperatuur van water

Hoe lost een zout op?

• http://www.youtube.com/watch?v=EBfGcT

AJF4o&feature=related

• Hydratatie

• Wordt aangegeven met (aq)

Oplosvergelijkingen en

indampvergelijkingen • Oplosvergelijking:

• NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)

• Indampvergelijking

• Na+ (aq) + Cl- (aq) NaCl (s)

Oplosbaarheidstabel

Regelmatigheden

• De zouten die als positieve ionsoort

kalium-, natrium- of ammonium ionen

bevatten zijn goed oplosbaar

• De zouten die als negatieve ionsoort

nitraat- of acetaationen bevatten zijn goed

oplosbaar

• Vier zouten met een oxide-ion reageren

met water

– Na2O

– K2O

– CaO

– BaO

• De oxide ionen(O2-) veranderen in

hydroxide ionen (OH-)

5.5 Molariteit

• De molariteit (M) van een oplossing is het

aantal mol opgeloste stof per liter

oplossing

Huiswerk

• Opdracht 28 t/m 35 op blz 144 en 145

• Opdracht 40 en 41 op blz 148

Week 7

Planning

• Huiswerk nakijken

• Theorie

• Huiswerk maken

Huiswerk nakijken

28. a. wanneer je een zout oplost laten de

geladen deeltjes zich los en kunnen ze vrij

bewegen. Hierdoor is stroomgeleiding

mogelijk

b. Dat is een ion dat omringt wordt door

water moleculen

c.

29. a. goed

b. K+ (aq) + Cl- (aq)

c. Mg(NO3)2 (s)

d. 2 Al3+ (l) + 3 O2- (l)

e. goed

f. C2H6O (aq)

30. a. het zout in vaste toestand (s)

b. de ionen (aq) waaruit het zout

ontstaat in de juiste verhouding

31. a. AgNO3 (s) Ag+(aq) + NO3- (aq)

b. Mg2+(aq)+2 NO3- (aq)Mg(NO3)2 (s)

c. AlCl3(s) Al3+ (aq) + 3Cl- (aq)

d. 2 K+ (aq) + CO32- (aq) K2CO3 (s)

32. a. K+(aq) + Cl- (aq) KCl(s)

b. 2 Na+(aq) + SO32-(aq) Na2SO3 (s)

c. Ba2+(aq)+2 NO3-(aq) Ba(NO3)2(s)

33. a. NH4I (s) NH4+ (aq) + I- (aq)

b. Zn(NO3)2 (s) Zn2+(aq)+2 NO3- (aq)

c. K3PO4 (s) 3 K+ (aq) + PO43- (aq)

34. a. of stoffen goed, matig of slecht

oplossen of reageren met water

b. Na2O, K2O, CaO en BaO

c. Natronloog, Kaliloog, kalkwater,

barietwater

35. a. 1. Ca3(PO4)2 8. PbBr2

2. Na2O 9. HgCl

3. HgCl2 10. BaSO4

4. MgI2

5. Cu(CH3COO)2

6. Fe2(CO3)3

7. BaO

35. b. 3, 4, 5 goed oplosbaar

8 matig oplosbaar

2, 7 reageren met water

1, 6, 9, 10 slecht oplosbaar

c. 3. HgCl2(s) Hg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

4. MgI2 (s) Mg2+ (aq) + 2 I- (aq)

5. Cu(CH3COO)2(s) Cu2+(aq)+

2 CH3COO- (aq)

8. PbBr2 (s) Pb2+ (aq) + 2Br- (aq)

2. Na2O(s) + H2O(l) 2 Na+(aq)+ 2 OH- (aq)

7. BaO(s) + H2O(l) Ba2+(aq) + 2OH- (aq)

40. De molariteit van een oplossing is het

aantal mol opgeloste stof per liter oplossing

41. a. 1. molariteit neemt af

2. molariteit blijft gelijk

3. molariteit neemt toe

b. 1. hoeveelheid glucose blijft gelijk

2. een gedeelte zal weg

geschonken worden dus wordt minder

3. hoeveelheid glucose blijft gelijk

5.5 Molariteit

• De molariteit (M) van een oplossing is het

aantal mol opgeloste stof per liter

oplossing

• Eenheden:

– mol/liter

– molair

Voorbeeld

• KMnO4 (s) K+ (aq) + MnO4- (aq)

• De molariteit (of M) van K+ (aq) of MnO4-

(aq) is 4,0 *10-3 mol/L (of mol L-1)

• De molariteit (of M) van K+ (aq) of MnO4-

(aq) is 4,0 *10-3 molair

• [K+ (aq)] of [MnO4- (aq)] = 4,0 *10-3 mol/ L

De haken

• [K+]

• Deze haken mogen gebruikt worden bij de

deeltjes die daadwerkelijk in de oplossing

zitten en niet om de formule van het zout!

• [KMnO4]

Rekenen met molariteit

• Wat heb je nodig:

– Aantal mol van de stof die opgelost is

– Volume van de oplossing in liter

– Verhoudingstabel

voorbeeld

• In 5 mL bloed van een patiënt is 4,0*10-5

mol glucose aanwezig. Hoe groot is de

molariteit van glucose in het bloed van

deze patiënt?

– Er is 4,0*10-5 mol glucose

– Er is 5,0 mL oftewel 5,0*10-3 L

– Je wilt berekenen hoeveel mol glucose in 1 L

zit

X= (4,0*10-5 )* 1,0/ (5,0*10-3) = 8,0*10-3 mol

In 1 liter bloed is dus 8,0*10-3 mol glucose

opgelost.

De molariteit van de glucose in het bloed is

dus 8,0*10-3 mol/L

Lees ook het voorbeeld op blz 148 uit je

boek!!!

Mol glucose 4,0*10-5 x

Liter bloed 5,0*10-3 1,0

Huiswerk

• Maak opdracht 43 t/m 46 , 48, 52

Nakijken 43. a. mol/L, molair of [..]

b. de verkorte weergave mag alleen

worden gebruikt voor deeltjes die echt in

een oplossing aanwezig zijn

44. 2 is niet juist. De deeltjes zitten niet

meer aan elkaar.

45. Aantal mol van de stof en volume van je

oplossing in liter

46. (1,0*10-3) * 1,0 / 2,5 = 4,0*10-4 mol CO

dus de molariteit van CO in lucht is

4,0*10-4 mol/L

48. a.

dus 0,10 *0,100/1= 1,0*10-2

In 0,100L (100mL) oplossing A zit

1,0*10-2 mol suiker

b. 3,8*10-2 mol suiker

c. 4,8*10-2 mol suiker

d. 1,9*10-1 mol/L

Mol suiker 0,10 X

Liter oplossing 1,00 0,100

52. a. 5,2*10-5 mol

b. 5,2*10-5 mol/15 liter = 3,5*10-6 mol

dus 3,5*10-6 mol/L