Scheikunde voor beginners

BELANGRIJKE OPMERKING :
Voor degenen die deze cursus willen uitprinten heb ik de cursus ook in een afdrukversie.
Je kan deze pdf-files hieronder per hoofdstuk downloaden.

Inleiding (pdf)
Hoofdstuk 1 (pdf) : Atoombouw en periodiek systeem
Hoofdstuk 2 (pdf) : Chemische bindingen
Hoofdstuk 3 (pdf) : Zuren, basen en zouten
Hoofdstuk 4 (pdf) : Chemisch evenwicht
Hoofdstuk 5 (pdf) : Chemische reakties kwantitatief bekeken
Hoofdstuk 6 (pdf) : Redox reakties
Hoofdstuk 7 (pdf) : Indirekte redoxreakties (met elektroden)
Hoofdstuk 8 (pdf) : De vergelijking van Nernst

Voor de meer gevorderden is er ook een pdf-file met wat uitleg over de bindingstheorieën (valentiebindingstheorie en moleculair orbitaaltheorie) in de organische scheikunde.

De Universiteit Antwerpen geeft ook een monitoraat 'Voorkennis scheikunde'.
In deze reeks vind je oefeningen die bedoeld zijn om je te helpen bij je start op de Universiteit Antwerpen.
Er zijn verschillende moeilijkheidsgraden, niveau 1 is het makkelijkste niveau, niveau 4 is het moeilijkste.
Als je bepaalde zaken niet kan, is het best cursussen hierover te volgen tijdens het overbruggingsonderwijs in september.
Praktische informatie over het overbruggingsonderwijs (data, lessenrooster,...) vind je hier.

INHOUDSTAFEL

INLEIDING

1. Enkele begrippen inzake materie en aggregatietoestand.
1.1. Heterogene systemen
1..2. Homogene systemen

Oefeningen

2. De Molecule

3. De Reactievergelijking

Oefeningen

4. De 3 aggregatietoestanden
4.1. De gaseigenschappen
4.2. De gaswetten
4.3. Vloeistoffen en vaste stoffen

5. Chemische wetten
5.1. Wetten geldig voor alle systemen (gas,vloeibaar en vast)
5.1.1. Wet van behoud van massa (Lavoisier)
5.1.2. Wet van constante massaverhoudingen (Dalton)
5.1.3. Wet van constante samenstelling (Proust)
5.2. Wetten alleen geldig voor gassen
5.2.1. Wet van Gay-Lussac
5.2.2. Wet van Avogadro

6. Oplossing van de oefeningen

Hoofdstuk 1 : Atoombouw en Periodiek Systeem

1. Samenstelling van het atoom

2. Isotopen

3. Struktuur van de elektronenwolk rond de kern
3.1. De hoofdenergieniveaus
3.2. Subniveaus en orbitalen
3.3. De elektronensin
3.4. De elektronenconfiguratie

4. Het periodiek systeem
4.1. De perioden
4.2. De groepen
4.2.1. De hoofdgroepen
4.2.2. De nevengroepen
4.2.3. De actiniden en de lanthaniden (f-blok)

Hoofdstuk 2 : Chemische bindingen

1. Inleiding

2. De natuur van de chemische binding

3. De ionbinding

4. De covalente binding

5. De oxidatietrap (OT)

Hoofdstuk 3 : Zuren, basen en zouten

1. Inleiding

2. De vroegste concepten

3. Zuren en basen volgens Arrhenius

4. Zuren en basen volgens Brönstedt

5. Het Lewis concept van zuren en basen

6. De naamgeving
6.1. Binaire en ternaire zuren
6.2. Basen

7. Zouten
7.1. Definitie
7.2. Naamgeving

8. Oxiden

Hoofdstuk 4 : Chemisch evenwicht (Evenwichtsconstante K, pK_a, pH,...)

1. Sterkte van zuren en basen

2. Water en de pH schaal

3. pK_Z en pK_B

4. Berekenen van de pH
4.1. Sterke zuren
4.2. Sterke basen
4.3. Zwakke zuren
4.4. Zwakke basen
4.5. Waterige oplossing van zouten
4.6. Buffermengsels

Hoofdstuk 5: Chemische reakties kwantitatief bekeken

1. Belangrijke begrippen: relatieve atoommassa, mol, molariteit,...
1.1. Relatieve atoommassa (A_r)
1.2. Relatieve molecuulmassa (M_r)
1.3. Mol
1.4. Molariteit (molaire concentratie)
1.5. Andere uitdrukkingen van concentratie
1.6. Verdunningen
1.7. Stoechiometrische berekeningen

2. Oefeningen

INLEIDING

1. Enkele begrippen inzake materie en aggregatietoestand

MATERIE (stof) heeft als eigenschap dat ze massa heeft en ruimte inneemt

Men kan de materie gaan indelen in groepen:

1.1. Heterogene systemen
Dit zijn mengsels van meerdere stoffen waarbij de eigenschappen niet uniform verdeeld
bv. zand en water, water en olie,...
Men noemt dit ook meerfase-sytemen

1.2. Homogene systemen
hier zijn de eigenschappen in het systeem uniform verdeeld
Men spreekt van éénfase-systemen.
De homogene systemen worden nog verder onderverdeeld in

1.2.1. Oplossingen
Dit is een mengsel dat nog kan gesplitst worden in afzonderlijke componenten
Bv: zeewater = water en zout, brons = koper + tin + zink

1.2.2. Zuivere stoffen
Deze kunnen niet verder opgedeeld worden in afzonderlijke componenten. Hier hebben we weer 2 onderverdelingen, namelijk:

1.2.2.1. de samengestelde stoffen
die zijn gevormd uit verschillende atoomsoorten, maar ze kunnen niet met eenvoudige fysische middelen gescheiden worden
Bv. water bestaat uit atomen waterstof en atomen zuurstof

1.2.2.2. de elementen
Deze bestaan uit één enkele atoomsoort en kunnen niet verder verdeeld worden
Bv. waterstof, zuurstof, koolstof, koper, lood,...

OEFENINGEN:

1. Hoe kan men de volgende mengsels scheiden?

water en zout
zand en ijzervijlsel
olie en water
water en alkohol

2. Geef een voorbeeld:

een vloeibaar heterogeen systeem
een vloeibaar homogeen systeem
een vloeibare zuivere stof

3. Hoe kan je twee vloeistoffen (de ene is een oplossing en de andere is een zuivere stof) van elkaar onderscheiden?

4. Geef een voorbeeld :

Een gasvormig heterogeen systeem
een vast heterogeen systeem
een vaste samengestelde stof
een vast element

5. Geef minstens 3 voorbeelden van chemische en van fysische verschijnselen.

2. De molecule

Een molecule is het kleinste deeltje van een stof dat nog alle eigenschappen van die stof bezit

De gravitatiewet leert ons dat lichamen, dus ook moleculen, elkaar aantrekken met een kracht bepaald door de formule:

K = f.m₁.m₂ / r²

waarbij f = gravitatieconstante, m1 en m2 = de massa en r = de afstand tussen de middelpunten

Adhesie = aantrekkingskracht tussen gelijke moleculen (bv. de moleculen in een zoutkristal
Cohesie = aantrekking tussen ongelijke moleculen (bv. de moleculen van water en zout in zeewater)

Een molecule is samengesteld uit atomen.

molecuulstructuur van NaCl

Er zijn verschillende atoomsoorten.
Men noemt de verschillende atoomsoorten ook wel ELEMENTEN.
Bv. waterstof, ijzer, goud, lood, chloor, natrium,.. zijn allemaal elementen.
De elementen (103) worden gerangschikt in de tabel van Mendeleev.

De atoomsoorten of elementen worden voorgesteld door symbolen.
Zo wordt het element waterstof weergegeven door het symbool H (hydrogenium). Veel van de gebruikte symbolen zijn gewoon een afkorting van de naam zoals Nvan natrium (Na), kalium 5K), Calcium (Ca), Boor (B),enz. Maar er zijn ook veel symbolen die van de latijnse naam afgeleid zijn zoals ondermeer : ijzer = Fe (ferrum), lood = Pb (plombum), goud = Au (aurum), zilver = Ag (argentum).

3. De reactievergelijking

Een scheikundige reaktie wordt weergegeven onder de vorm van een reaktievergelijking.
Hierbij worden de uitgangsprodukten links en de reaktieprodukten rechts van een pijl weergegeven.
Bv: bij de reaktie van waterstof en zuurstof wordt water gevormd

Men geeft dit weer met de vergelijking

waterstof + zuurstof ---> water

Maar in de scheikunde gebruikt men de symbolen van de elementen:
H voor waterstof, O voor zuurstof, H₂0 voor water
Maar men schrijft niet gewoon H + O ---> H₂O want de aantallen (de quotiënten) moeten ook nog kloppen.
Dus noteren we : 2H + O ---> H₂O

Dit is nu O.K. wat de aantallen betreft.
Maar we moeten er nog rekening mee houden dat waterstofgas en zuurstofgas als twee-atomige moleculen voorkomen en dus niet als H en O maar als H₂ en O₂ weergegeven worden.

Dat geeft uiteindelijk de volgende reaktievergelijking:

2 H₂ + O₂ ---> 2 H₂O

OEFENINGEN

Vul de ontbrekende quotiënten in bij de volgende reaktievergelijkingen:

NaOH + HCl ---> NaCl + H₂O

Na + Cl₂ ---> NaCl

SO3 + H₂O ---> H₂SO₄Fe + O₂ ---> Fe₂O₃ P₂O₅ + H₂O ---> H₃PO₄ H₂ + O₂ ---> H₂0

4. De 3 aggregatietoestanden : gasvormig, vloeibaar en vast

Stoffen kunnen dus voorkomen in 3 verschillende aggregatietoestanden: vast, vloeibaar, gasvormig.
Een gas is gemakkelijk te onderscheiden van vloeistof of vaste stof. Een gas heeft geen bepaalde vorm en kan omsloten worden door een vat van willekeurige vorm of inhoud. Gassen zijn doorzichtig, samendrukbaar, vluchtig en bieden weinig weerstand aan vervorming.

4.1. De eigenschappen van een gas : volume, temperatuur, druk.

4.1.1. Volume

Het volume van een gas verschilt grondig van het volume van vloeistoffen of vaste stoffen. Deze laatste hebben immers duidelijke grenzen die we zien en kunnen bepalen.
Een gas daarentegen vult gewoon de ruimte waarin het opgesloten zit.Verschillende gassen zijn ook onderling volledig mengbaar. De adhesie- en cohesiekrachten zijn verwaarloosbaar.

4.1.2. Temperatuur

Stoffen in gasttoestand hebben gelijkaardige eigenschappen wat betreft warmtegeleiding als vloeistoffen en vaste stoffen.

4.1.3. Druk

Druk is kracht per eenheid van oppervlakte. In een gas of vloeistof is de druk onafhankelijk van de richting van de druk op een gegeven punt.
Bv. de druk uitgeoefend op een zwemmer die 1 m onder water zwemt is gelijk of hij nu op zijn rug, zijn buik of zijn zijde zwemt.

4.2. De gaswetten

1. De wet van BOYLE: P/V = constant bij constante temperatuur

2. De wet van CHARLES: V/T = constant bij constante druk

3. De wet van GAY-LUSSAC: P/T = constant bij constant volume

4. De algemene gaswet : door de combinatie van de 3 voorgaande wetten komen we tot de algemene gaswet

PV = nRT met

P = druk in atm, V = volume in liter, T = temperatuur in °Kelvin, n = aantal mol en R = 0,082 liter-atm/graad-mol

4.3. Vloeistoffen en vaste stoffen

De vaste toestand is volledig tegengesteld aan de gastoestand: volledige stijfheid, weerstand tegen samendrukken en vervormen, vaste geometrie. Adhesie- en cohesiekrachten overheersen.

De vloeibare toestand heeft tussenliggende eigenschappen: wel weerstand tegen samendrukken en een vastomlijnd volume maar veranderlijke geometrische vorm en weinig weerstand aan vervorming. Adhesie en cohesie zijn nog voldoende om aan vloeistoffen een vast volume te geven.

Fysische eigenschappen van vloeistoffen:

- Warmtecapaciteit
- Verdamping
- Dampspanning
- Kookpunt
- Verdampingswarmte

Fysische eigenschappen van vaste stoffen:

- Warmtecapaciteit
- Dampspanning
- Smeltpunt

5. Chemische wetten

5.1. Wetten geldig voor alle systemen (gas, vloeibaar en vast)

5.1.1. Wet van behoud van massa (Lavoisier)

In een gesloten ruimte wordt de totale massa van de stof niet gewijzigd door de reacties die erin plaatsvinden.
In de reactievergelijking moet het aantal atomen voor en na de reaktie dus gelijk zijn!

5.1.2. Wet van constante massaverhoudingen (Dalton)

Wanneer 2 elementen meerdere verbindingen vormen en men van het ene element dezelfde massa laat reageren, dan zullen de reagerende massa's van het andere element zich verhouden als gehele getallen.

Een voorbeeld: koolstof kan verbranden tot CO of tot CO₂
Voor de vorming van CO reageren 12 g koolstof met 16 g zuurstof.
De vorming van CO₂ gebeurt doordat 12 g koolstof reageert met 32 g zuurstof.
C en O vormen verschillende verbindingen (CO en CO₂) en bij een gelijke massa C (namelijk 12 g) verhouden de massa's van O zich als 16/32 of dus 1/2.

5.1.3. Wet van constante samenstelling (Proust)

Elke chemische verbinding heeft een welbepaalde samenstelling, ongeacht de oorsprong.

D.w.z. dat de chemische samenstelling van bv. water altijd H₂O is, ongeacht of dit water bekomen wordt door distillatie van zeewater of als reaktieprodukt van verbranding of als reaktieprodukt van een andere chemische reaktie zoals samenvoegen van zuur + base.

5.2. Wetten ALLEEN geldig voor gassen

5.2.1. Wet van Gay-Lussac

De volumes van gassen die betrokken zijn bij een chemische reaktie verhouden zich als eenvoudige gehele getallen, als ze gemeten worden bij zelfde druk en temperatuur.

Bv. de reaktie Cl₂ + H₂ 2 HCl
Dus 1 volume chloorgas + 1 volume waterstof reageren met vorming van 2 volumes HCl.
Indien we nu 3 volumes chloor + 2 volumes waterstof laten reageren, dan krijgen we als resultaat 4 volumes HCl en er blijft 1 volume chloor over dat niet gereageerd heeft.

5.2.2. Wet van Avogadro

Onder gelijke omstandigheden van druk en temperatuur bevatten gelijke volumes van gassen hetzelfde aantal moleculen

Voorbeeld :
de reaktie Cl₂ + H₂ ---> 2 HCl kan betekenen
1 molecule Cl₂ + 1 molecule H₂ ---> 2 molecules HCl
maar ook
50 ml chloor + 50 ml H₂ ---> 100 ml HCl

Oplossing van de oefeningen

Materie en aggregatietoestand

1.

Je laat het water verdampen en het zout blijft over.
mengsel over een magneet sturen waar het ijzervijlsel blijft hangen
olie drijft boven en kun je afgieten
het mengsel koken en distileren

olie en water
suikerwater, zeewater, jenever,...
water

De zuivere stof kookt bij een welbepaalde temperatuur.
De oplossing kookt bij een variabele temperatuur, afhankelijk van de concentratie van de opgeloste stoffen.

lucht is een mengsel van zuurstof, stikstof, koolzuurgas en nog andere gasvormige produkten
metaallegeringen zoals bv. brons, messing,..
roest (ijzer en zuurstof)
ijzer, koper, aluminium,...

enkele chemische verschijnselen
- verbranden van hout, steenkool of petroleum
- ontsmetten van water met chloor
- bleken van papier met bleekwater
- roesten van ijzer

enkele fysische verschijnselen
- verdampen van water
- oplossen van bv. suiker in water
- bevriezen van water tot ijs
- smelten van ijs
- gloeidraad in een lamp die licht geeft door opwarming

Reaktievergelijkingen

1 NaOH + 1 HCl ---> 1 NaCl + 1 H₂O
2 Na + Cl₂ ---> 2 NaCl
1 SO3 + 1 H₂O ---> 1 H₂SO₄
4 Fe + 3 O₂ ---> 2 Fe₂O₃
P₂O₅ + 3 H₂O ---> 2 H₃PO₄
2 H₂+ O₂ ---> 2 H₂0

Hoofdstuk 1 :
Atoombouw en Periodiek Systeem

1. Samenstelling van het atoom

Een atoom bestaat uit:

een positief geladen kern, opgebouwd uit protonen en neutronen<br> en (een of meer) negatief geladen elektronen die rond de kern bewegen.

De positieve lading van een proton is even groot als de negatieve lading van een elektron,
namelijk +/- 1,6.10^-19Coulomb.
Het aantal protonen (+ deeltjes in de kern) = aantal elektronen (- deeltjes rond de kern)

Helium atoom = kern met 2 protonen en 2 neutronen met eromheen draaiend 2 elektronen

Lithium atoom = kern met 3 protonen en 4 neutronen met eromheen draaiend 3 elektronen

Het ATOOMNUMMER (Z) van een element =

zowel het rangnummer van het element in het periodiek systeem
als het aantal protonen in de kern
als het aantal elektronen rond de kern

De ATOOMMASSA (A) geeft de massa aan van het atoom.

Aangezien de elektronen een verwaarloosbare massa hebben is de atoommassa dus de som van de kerndeeltjes (protonen + neutronen)

Bijvoorbeeld:
Helium heeft atoomnummer 2.
Dit betekent dus dat He 2 elektronen rond de kern heeft.
Dit betekent dus dat He 2 protonen in de kern heeft.

De atoommassa van He = 4,00
Dit betekent dat de kern 4 deeltjes bevat.
Aangezien het atoomnummer reeds aangeeft dat er 2 protonen in de kern zitten, moeten er ook nog 4-2 = 2 neutronen zijn.

Dus: het aantal NEUTRONEN in de kern N = A-Z

De voorstelling van een atoom:

Teneinde deze gegevens per atoom weer te geven gaat men als volgt te werk: Voor het symbool van het element noteert men bovenaan de atoommassa en onderaan het atoomnummer.

bv. voor Helium wordt dit dan

en voor Titanium

2. Isotopen

Een welbepaald element heeft een welbepaald aantal protonen in de kern.
Dit is voor ieder element onveranderlijk.
Maar het aantal neutronen kan wel verschillen.

DUS de atomen van een bepaald element hebben altijd hetzelfde atoomnummer hebben, maar de atoommassa, die de som is van het aantal protonen en neutronen, kan wel verschillen.
Atomen met een gelijk atoomnummer en met verschillende atoommassa
worden ISOTOPEN genoemd.

Isotopen zijn chemisch identiek, maar fysisch verschillend.
Isotopen komen in de natuur steeds in dezelfde verhouding voor.

Voorbeelden:

Helium komt voor onder de vorm van 2 isotopen: He met massa (2 protonen + 1 neutron) en Helium met massa 4 (2p + 2n).

Van zuurstof bestaan er 3 isotopen: de atoommassa's zijn 16, 17 en 18 en de respectievelijke percentages zijn 99,756% - 0,039% en 0,205%

In de tabellen wordt de relatieve atoommassa weergegeven: dit is de gemiddelde waarde van de atoommassa zoals het element met zijn isotopen in de natuur voorkomt.

Meestal wordt in de chemie gewerkt met afgeronde waarden voor de atoommassa.

Bv:
waterstof H heeft A=1
koolstof C heeft A=12
stikstof N heeft A=14
zuurstof O heeft A=16
chloor Cl heeft A=35,5
enz...

3. Struktuur van de elektronenwolk rond de kern van het atoom

3.1. De hoofdenergieniveau's

De elektronen rond de kern kunnen in 7 energieniveaus voorkomen.
Deze niveaus worden ook wel schillen genoemd.
Deze schillen of energieniveaus worden aangegeven met de letters K,L,M,N,O,P en Q.
Aan ieder niveau wordt ook een getal toegekend: K = 1, L= 2, ...
Men noemt dit getal het hoofdquantumgetal n.

Iedere schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten. Het maximale aantal per schil (voor K,L,M en N) wordt gegeven door de formule:
max. aantal = 2.n²

Dus:

voor de K-schil geldt n = 1 en dus max. aantal e^- = 2.1² = 2
voor de L-schil geldt n = 2 en dus max. aantal e^- = 2.2² = 8
voor de M-schil geldt n = 3 en dus max. aantal e^- = 2.3² = 18
voor de N-schil geldt n = 4 en dus max. aantal e^- = 2.4² = 32

Opmerking: de hogere schillen O,P en Q hebben dan weer een max. aantal e^- van resp. 32, 18 en 8

3.2. Subniveaus en orbitalen

Binnen de schillen kunnen de elektronen nog kleine energieverschillen vertonen. Het hoofdenergieniveau kan dus nog opgesplitst worden in subnibeaus.
Er bestaan 4 types: s,p,d en f-subniveaus.

Zoals bij de hoofdniveaus is hier ook het max. aantal elektronen weer beperkt per subniveau.

Een s-subniveau kan max. 2 e^- bevatten
Een p-subniveau kan max. 6 e^- bevatten
Een d-subniveau kan max. 10 e^- bevatten
Een f-subniveau kan max. 14 e^- bevatten

Een ORBITAAL is de ruimtelijke voorstelling van het gebied waar de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen het grootst is.

De vorm van een s-orbitaal is een BOL, waarin 2 elektronen kunnen ronzwerven.
Een p-orbitaal ziet eruit als 3 zandlopers langs de x,y en z as van een assenstelsel gelegen zijn. Men duidt die aan met p_x,p_y en p_z. En elk van die 3 'zandlopers' bevat 2 elektronen.

Ruimtelijke voorstelling van s- en p-orbitaal

Fig. van een p_z orbitaal.

De d- en f-subniveaus hebben nog veel ingewikkelder strukturen met resp. 5 en 7 mogelijke orbitalen.

3.3. De elektronenspin

Binnen de orbitalen zijn er dus steeds strukturen waarin de elektronen per 2 aanwezig zijn.
Maar deze e^- zijn niet identiek. Ze verschillen door hun draaibeweging: het ene elektron draait in wijzerzin, het andere in tegenwijzerzin.
Men geeft dit symbolisch weer door een pijltje omhoog (spin op) of omlaag (spin neer).
Twee elektronen in hetzelfde orbitaal en met tegengestelde spin vormen een elektronenpaar of DOUBLET.

3.4. Elektronenconfiguratie

De elektronenverdeling in de verschillende schillen moet voldoen aan bepaalde regels.

3.4.1. Het Pauli-verbod
Per orbitaal is er maximaal één elektronendoublet.

3.4.2. De Hund-regel
In het laatste te bezetten subniveau zijn er zoveel mogelijk ongepaarde elektronen.

3.4.3. De regel van minimale energie
Telkens er een elektron wordt bijgevoegd bezet dit elektron het subniveau met de laagste energie

De volgorde = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

3.4.4. Als laatste hebben we ook nog enkele stabiliteitsregels:

Deze betreffen de elektronen van de buitenste orbitalen.
Deze elektronen streven naar configuraties met zo groot mogelijke stabiliteit.

Dit is de volgorde van stabiliteit:
1. edelgasconfiguratie
2. volledig bezet subniveau
3. halfbezet subniveau

Voorbeelden:

Fluor heeft 9 elektronen:
in de eerste schil heb je de 1s orbitaal. Hierin gaan 2 elektronen (doublet).
In de tweede schil heb je een 2s orbitaal en drie 2p orbitalen (2p_x 2p_y en 2p_z)
In 2s gaat weer een doublet, alsook in 2p_x en 2p_y. Het overblijvende elektron gaat in 2p_z.
We noteren deze configuratie als:1s² 2s² 2p⁵

Koolstof heeft 6 elektronen:
in de eerste schil heb je de 1s orbitaal. Hierin gaan 2 elektronen (doublet).
In de tweede schil heb je een 2s orbitaal en drie 2p orbitalen (2p_x 2p_y en 2p_z)
In 2s gaat weer een doublet.
Voor de 2p orbitalen blijven er nog 2 elektronen over. Volgens de regel van Hund moeten die nu ongepaard de 2p bezetten, dus 1 elektron in 2p_x en in 2p_y.
We noteren deze configuratie als:1s² 2s² 2p²

4. Het periodiek systeem

4.1. De perioden

In het periodiek systeem, ook wel de tabel van Mendeleev genoemd, worden de elementen gerangschikt in een tabel volgens opklimmend atoomnummer.
Er wordt telkens een nieuwe rij begonnen als bij de elektronenconfiguratie een nieuwe schil wordt begonnen.

Lithium heeft 3 elektronen. De configuratie is 1s² 2s¹
De 2de schil heeft slechts 1 e^- en dus begint Li een nieuwe rij.

Kalium heeft 19 e^- met de configuratie: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
De 4de schil heeft slechts 1 e^- en dus begint K een nieuwe rij.

Deze horizontale groepen worden PERIODEN genoemd

4.2. De groepen

Elementen met een zelfde aantal valentie-elektronen vormen samen een GROEP.
Valentie-elektronen = het aantal elektronen op de laatste schil

Men onderscheidt HOOFDGROEPEN en NEVENGROEPEN.

4.2.1. Hoofdgroepen

Het nummer van de groep wordt aangegeven door het aantal valentie-elektronen.
Het laatst te plaatsen elektron in de configuratie behoort tot de buitenste schil.
De hoofdgroepen worden aangegeven met een Romeins cijfer (I tot VII en 0) met een index a.

Bv: Fluor heeft als configuratie: 1s² 2s²2p⁵.
In de laatste schil zitten er 2 + 5 = 7 e^- en dus behoort F dus tot groep VIIa.

Zink heeft als configuratie 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰
In de laatste schil (4s) zitten 2 e^- dus behoort Zn tot de groep II.
Maar de 4s orbitaal heeft een lagere energie dan de 3d-orbitaal. Het laatst geplaatste e^- behoort dus niet tot de buitenste schil want dat is 4s.
Dus behoort Zn niet tot de hoofdgroep IIa maar tot de nevengroep IIb.

De 8 hoofdgroepen zijn:

1. Groep Ia : Akalimetalen (Li,Na,K,...)
2. Groep IIa : Aardakalimetalen (Be,Mg,Ca,...)
3. Groep IIIa: Boorgroep (B, Al,...)
4. Groep IVa : Koolstofgroep (C, Si,...)
5. Groep Va : Stikstofgroep (N, P,...)
6. Groep VIa : Zuurstofgroep (O, S,...)
7.Groep VIIa: Halogenen (F,Cl,Br,I,...)
8. Groep 0 : Edelgassen (He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn)

4.2.2. Nevengroepen

Het nummer van de groep wordt aangegeven door het aantal valentie-elektronen.
MAAR het laatst te plaatsen elektron in de configuratie behoort tot een d-orbitaal van de voorlaatste schil.
De hoofdgroepen worden aangegeven met een Romeins cijfer (I tot VII en 0) met een index b.
De nevengroepen bevatten elementen die ook wel de OVERGANGSelementen worden genoemd.

Bv:
Zink heeft als configuratie 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²
3d¹⁰ In de laatste schil (4s) zitten 2 e^- dus behoort Zn tot de groep II.
Maar de 4s orbitaal heeft een lagere energie dan de 3d-orbitaal. Het laatst geplaatste e^- behoort dus niet tot de buitenste schil want dat is 4s.
Dus behoort Zn niet tot de hoofdgroep IIa maar tot de nevengroep IIb.
Men kan het ook uitdrukken als volgt: de valentie-e^- zitten in een orbitaal met lagere energie dan de laatst geplaatste (hier 3d) elektronen.
Zn behoort dus tot een nevengroep en komt in groep IIb.

4.2.3. De lanthaniden en actiniden (f-blok)

De elementen met rangnummer 58 tot 73 worden in het vakje van Lanthaan (rangnr 57) geplaatst.
Daarom noemt men deze elementen de LANTHANIDEN

Evenzo worden in het vakje van Actinium (rangnr. 89) de elementen met atoomgetal 90 tot 103 samen geplaatst. Daarom noemt men deze elementen de ACTINIDEN

De lanthaniden en de actiniden worden in een apart blok geplaatst onderaan de tabel.
Dit is het zgn. f-blok.

Hoofdstuk 2:
Chemische bindingen

1. Inleiding:

In hoofdstuk 1 hebben we geleerd over de atoombouw. De atoomstructuur bepaalt de chemische en fysische eigenschappen van de stoffen. In chemische reacties reageren elementen en vormen verbindingen, een proces met vorming van chemische bindingen. De term 'binding' wordt gebruikt om de manier weer te geven waarmee atomen samengehouden worden in polyatomische aggregaten (moleculen).
Hoe komen atomen samen om moleculen te vormen?
Waarom komen ze samen im plaats van als afzonderlijke atomen te blijven bestaan?
Waarom wordt waterstofgas gevormd door 2 atomen H en niet door 3 atomen H?
Waarom is helium een mono-atomair gas?
Waarom is C 4-waardig en O 2-waardig?
Op al deze en nog veel andere vragen zal dit hoofdstuk een antwoord geven.

2. De natuur van de chemische binding

De chemische binding is het resultaat van een verandering in de elektronenstructuur van de atomen die in een molecule gecombineerd zijn. Aangezien er 103 elementen zijn is het aantal combinaties enorm groot.
Teneinde hierin enige structuur te brengen worden de bindingen onderverdeeld in 2 groepen: de covalente binding en de ion-binding .

In werkelijkheid zijn de meeste bindingen een tussensoort, maar ze worden toch bij een van deze 2 soorten ingedeeld, afhankelijk van de overheersende soort binding in die bepaalde verbinding.
Dat brengt mee dat er nogal wat twijfelgevallen bestaan. Toch kan zoiets niet opgelost worden door een derde soort binding te introduceren. Men kan deze toestand best vergelijken met de indeling van aardappelen in grote en kleine. Er zullen steeds weer aardappelen zijn die ergens tussenin zitten, maar een klasse 'middengroot' invoeren lost het probleem niet op.

Omdat chemische bindingen afhangen van de elektronenstructuur is het goed om deze eens te bekijken met het oog op de chemische reactiviteit.
Groep 0 : de edelgassen
De elementen in deze groep zijn bijna niet reaktief: er bestaan geen verbindingen met neon, argon en xenon.
Waarom dat zo is leren we uit de elektronenstructuur: al deze gassen hebben volledig bezette schillen.
Behalve He met zijn 1s² elektronen hebben alle edelgassen in het hoogste energieniveau 8 elektronen. Men noemt dit de edelgasconfiguratie.
Atomen links in het Periodiek Systeem (PS) kunnen gemakkelijk deze edelgasconfiguratie krijgen door een of meer elektronen af te staan.
Doordat het aantal protonen in de kern hetzelfde blijft, maar het aantal e^- vermindert krijgen we hierbij dus positief geladen atomen. Men noemt deze + ionen of kationen
De energie die nodig is om een elektron af te stoten wordt de ionisatie-energie genoemd.
Bv: voor Na is de ionisatie-energie = 0,50 MJ/mol

De atomen rechts in het PS kunnen dat doen door een of meer elektronen op te nemen. Hierbij worden negatieve ionen of anionen gevormd.
De energie die nodig is (of die vrijkomt) om een elektron op te nemen wordt de elektronenaffiniteit (W_a) genoemd.
Bv: voor Cl is de W_a = -0,354 MJ/mol (een negatieve waarde omdat er energie vrijkomt!)

OPMERKING:
Een atoom kan nooit meer dan 2 elektronen opnemen, omdat het reeds gevormde 2-waardig anion het derde elektron zo sterk afstoot dat deze afstotingskracht niet door een gewoon chemisch proces kan overwonnen worden.

Voorbeelden: De elementen van de alkalimetalen (Li, Na, K,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 1 e^- af te staan.

of andere notatie:

Li (1s² 2s¹) - 1 e^- ---> Li⁺ (1s²)
Na (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) - 1 e^- ---> Na⁺ (1s² 2s² 2p⁶)
K (2 8 8 1) - 1 e^- ---> K⁺ (1 8 8)

De elementen van de halogeengroep (F, Cl, Br, I,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 1 e^- op te nemen

of andere notatie:

F (s² 2s² 2p⁵) + 1 e^- ---> F^- (1s² 2s² 2p⁶)
Cl (2 8 7) + 1 e^- ---> Cl^- (1 8 8)
Br (2 8 18 7) + 1 e^- ---> Br^- (1 8 18 8)

De elementen van de aardalkalimetalen (Be, Mg, Ca,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 2 e^- af te stoten

of andere notatie:

Be (1s² 2s²) - 2 e^- ---> Be²⁺ (1s²)
Mg(1s² 2s² 2p⁶ 3s²) - 2 e^- ---> Mg²⁺ (1s² 2s² 2p⁶)

3. De Ionbinding

Twee (of meer) atomen kunnen reageren via een elektronenovergang en hierbij 2 ionen maken die de edelgasconfiguratie bezitten en die tot elkaar aangetrokken worden.
Typisch is de reactie tussen de elementen van groep I en II met de elementen uit groep VI en VII.
Doordat de atomen uit groep I en II dan +ionen vormen en de atomen uit groep VI en VII -ionen, zullen deze ionen elkaar aantrekken en een binding vormen.
Dit is de ionbinding.

Voorbeeld:
De reactie van natrium met chloor met vorming van natriumchloride

Na - 1 e^- ---> Na⁺
Cl + 1 e^- ---> Cl^-
Na⁺ + Cl^- ---> Na⁺Cl^- (NaCl)
waarbij de 2 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

In het rooster van een NaCl-kristal is elke ionensoort
omgeven door 6 ionen met tegengestelde lading.

De reactie van magnesium met zuurstof met vorming van magnesiumoxide

Mg - 2 e^- ---> Mg²⁺
O + 2 e^- ---> O^2-
Mg²⁺ + O^2- ---> Mg²⁺O^2- (MgO)
waarbij de 2 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

De reactie van Ca met chloor met vorming van calciumchloride

Ca - 2 e^- ---> Ca²⁺
Cl + 1 e^- ---> Cl^-
Na⁺ + 2 Cl^- ---> Ca⁺Cl^-₂ (CaCl₂)
waarbij de 3 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

OPMERKINGEN:

NaCl is stabieler dan de geisoleerde Na en Cl atomen.
Nochtans is de energie nodig om aan Na een e^- te onttrekken groter dan de vrijkomende energie van het verlies van een e^- bij Cl.
Na ---> Na⁺ + 1 e^- (ionisatie-energie = 0,50 MJ/mol)
en voor Cl is de W_a = -0,354 MJ/mol
De som is 0,50 - 0,354 MJ/mol = 0,146 MJ/mol
Hieruit zou je kunnen besluiten dat er voor deze reactie energie moet toegevoegd worden en dan zou NaCl minder stabiel zijn dan Na en Cl apart.
Maar het samenbrengen van + en - ionen levert ook energie, namelijk 0,68 MJ/mol.
De totale som van de energiestromen is dus (0,5 - 0,354 - 0,68)MJ/mol = - 0,534 MJ/mol.
Dit wil dus zeggen dat bij het samenbrengen van Na en Cl een reactie zal volgen waarbij NaCl gevormd wordt en waarbij ook nog energie zal vrijkomen.
Ionverbindingen ontstaan tussen + ionen van metalen en - ionen van sterke niet-metalen of -ionen met meerdere atomen. Dit zijn polyatomische ionen zoals CO₃^2-,NO₃^1-, PO₄^3-,...
Door de ionverbinding nemen de + en - ionen t.o.v. elkaar een vaste plaats in volgens een regelmatig patroon. Men noemt dit in een ionrooster. Dit ionrooster maakt dat alle stoffen met ionbindingen vaste stoffen zijn.

4. De covalente binding

4.1. De enkelvoudige covalente binding.

De tweede klasse van bindingen kan niet verklaard worden door een volledige overgang van e^-. Immers in het geval van moleculen als H₂, O₂ of Cl₂ is er sprake van bindingen tussen identieke atomen.
Er is dus geen verschil in ionisatie-energie of in elektronenaffiniteit en er is dus geen energetische reden om deze binding te realiseren.

Nemen we het geval van fluor (s² 2s² 2p⁵). De 5 elektronen in de 2p-orbitaal zijn 2p_x² 2p_y² 2p_z¹
Er is dus 1 ongepaard elektron, namelijk 2p_z¹, aanwezig.
Als we nu 2 F atomen nemen dan is er 2 maal een ongepaard elektron. Deze 2 elektronen worden gemeenschappelijk gebruikt en vormen zo een elektronenpaar.

F^. + F^. ---> F^..F

In de Lewis voorstelling wordt een doublet voorgesteld door een streepje.
Dus: F + F ---> F-F

In deze F-F configuratie heeft ieder F atoom nu de edelgasconfiguratie.

De enkelvoudige covalente binding komt o.a. voor bij H-H, F-F, Cl-CL, Br-Br, I-I,...

4.2. De dubbele covalente binding.

Nemen we nu uit de groep VI het zuurstofatoom.

O heeft volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p⁴

De 4 e^- in de 2p-orbitaal zijn 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹

Er zijn dus 2 niet-gepaarde elektronen.

Als we nu 2 O atomen nemen met telkens 2 ongepaarde e^-, dan kunnen deze gemeenschappelijk gebruikt worden en zo 2 doubletten vormen.
O: + O: ---> O::O

of de Lewis voorstelling: O + O ---> O=O

Doordat er een dubbele covalente binding gevormd is hebben de beide O atomen nu ook de edelgasconfiguratie.

4.3. De drievoudige covalente binding.

Het typevoorbeeld voor een 3-voudige covalente binding is N uit groep V. N heeft volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p³

De 4 e^- in de 2p-orbitaal zijn 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z¹

Er zijn dus 3 niet-gepaarde elektronen.
Als we nu 2 N atomen nemen met telkens 3 ongepaarde e^-, dan kunnen deze gemeenschappelijk gebruikt worden en zo 3 doubletten vormen.

Doordat er een driedubbele covalente binding gevormd is hebben de beide N atomen nu ook de edelgasconfiguratie.

4.4. De viervoudige covalente binding.

Het typevoorbeeld voor een 4-voudige covalente binding is C uit groep IV.

C heeft de volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p²

Volgens deze configuratie zou C maar 2 ongepaarde e^- hebben namelijk de 2p²

Dit is echter de configuratie in de grondtoestand van C.
Als we energie toevoeren dan wordt het doublet van 2s² ontbonden en worden er 4 ongepaarde e^- gevormd.
In deze zgn. aangeslagen toestand kan C nu wel 4 covalente bindingen vormen met bv. H met vorming van CH₄

OPMERKINGEN:

1. De orbitalen die een covalente binding aangaan veranderen enigszins van vorm. Immers als er een elektron van een s-orbitaal een covalente binding vormen met een of meer elektronen van een p-orbitaal dan behouden we niet die 2 verschillende orbitalen maar er worden 2 gelijke hybridisatie-orbitalen gevormd. Naargelang het aantal betrokken elektronen spreekt men dan van sp, sp² en sp³ hybidisatie-orbitalen.
Bvb: bij CH4 hebben we 4 sp³ orbitalen.

De promotie van een s-elektron tot p-electron

De figuren hieronder geven een beeld van de 4 sp orbielen van CH₄ en hoe door deze configuratie de ruimtelijke structuur van de CH₄ molecule als een tetraëder bepaald wordt.

2. De soort binding tussen atomen wordt bepaald door de interactie van de valentie-elektronen en dus met de plaats in het Periodiek Systeem.

De neiging van een atoom om elektronen aan te trekken noemt men de elektronegativiteit (EN)
De metalen hebben dus een kleine EN-waarde en de halogenen hebben een grote EN-waarde.

Enkele EN-waarden:
H = 2,1
Li = 1,0 ; Na = 0,9 ; K = 0,8 ; Ca = 1,0 ; Zn = 1,6 ; Fe = 1,8 ; Al = 1,5
F = 4,0 ; Cl = 3,0 ; Br = 2,8 ; I = 2,5 ; O = 3,5 ; N = 3,0 ; C = 2,5

Welk type van binding we hebben kunnen we enigszins afleiden uit de EN-waarden.
Voor een covalente binding moet het verschil tussen de EN-waarden van de 2 atomen klein zijn.
In het ideaal geval is het verschil = 0 (bv. Cl-Cl) maar men spreekt nog over een covalente binding als EN₁ - EN₂ kleiner is dan 1,6
Als EN₁ - EN₂ groter is dan 1,6 heeft men een ionbinding.

Voorbeeld:
In NaCl is EN_Cl = 3,0 en de EN_Na = 0,9.

Het verschil = 2,1 en dus is dit een ionbinding.

In CH₄ is de EN_C = 2,5 en de EN_H = 2,1.

Het verschil is 0,4 en dus is dit een covalente binding.

5. De oxidatietrap (OT)

De OT is de lading die het atoom in een verbinding krijgt wanneer de verschuiving van de elektronen volledig zou zijn.
De OT wordt weergegeven door een Romeins cijfer en + of - (naargelang er een e^- afgegeven of opgenomen is).

Voorbeeld: NaCl en Cl₂

In NaCl is de OT van Na = +I en de OT van Cl = -I.
In Cl₂ is de OT van Cl = 0 omdat hier geen verschuiving van e^- plaatsvindt.

De OT is een zeer belangrijk gegeven omdat dit het opstellen van molecuulformules vereenvoudigt.
In een molecule moet immers de som van de oxidatietrappen = 0 zijn.

Voorbeeld:
als we weten dat de OT van Ca(+II) is en van O (-II) dan is de formule van hun reactieprodukt = CaO.
De molecule met Al(+III) en O(-II) heeft als formule Al₂O₃.

We weten immers dat met 2 x (+III) van Al en 3 x (-II) van O de som = 0.

Hoofdstuk 3:
Zuren, basen en zouten

1. Inleiding:

Gedurende de geschiedenis van de scheikunde is er gepoogd om op allerlei manieren een classificatie van de verbindingen op te stellen.
Hiervoor gaat men uit van overeenkomsten in chemisch gedrag en hieruit distilleert men dan een fundamentele algemene regel, die de basis vormt voor het begrijpen van de fenomenen.
In dit hoofdstuk gaan we verder in op de verbindingen die gekend zijn als ZUREN en BASEN.
In de loop der tijden zijn er door chemici verschillende operationele definities voor zuren en basen voorgesteld. Al deze definities zijn nuttig gebleken en elke definitie heeft zijn voordelen. Het grootste verschil is hierin gelegen dat de meest recente definities een ruimer kader creëren en zo meer verbindingen in de classificatie omvatten.

2. De vroegste concepten

Boyle definieerde in 1860 zuren als verbindingen die bepaalde kleurstoffen van blauw naar rood lieten verkleuren en die deze eigenschap verloren na kontakt met alkali. (de term 'alkali' voor 'basisch' komt uit het Arabisch en betekent : as van planten.)

Later definieerde men zuren als stoffen die een zure smaak hebben en bij kontakt met kalksteen koolzuurgas vrijmaken.

In 1787 stelde Lavoisier dan weer voor om zuren te definieren als stoffen die zuurstof bevatten.
Maar in 1810 toonde Davy aan dat HCl enkel waterstof en chloor bevatte en zijn werk leidde tot de opvatting dat zuren eerder moeten gezien worden als stoffen die waterstof bevatten i.p.v. zuurstof.

3. Zuren en basen volgens ARRHENIUS

Arrhenius onderzocht het gedrag van opgeloste stoffen en hun geleidbaarheid. Hij stelde dat oplossingen elektrisch geleidend zijn als de opgeloste stoffen ontbonden zijn in positieve en negatieve ionen.
Zijn indeling van zuren en basen is gebaseerd op de ionen die gevormd worden als stoffen in water oplossen.
Volgens Arrhenius is een stof die waterstofionen (H⁺,protonen) produceert in waterige oplossing een zuur.
Een base is een stof die hydroxyl-ionen produceert (OH^-).
Het proton is verantwoordelijk voor de zure eigenschappen van zuren en de hydroxyl-ionen voor de basische eigenschappen van basen.

Bijvoorbeeld:
In water opgelost splitst de HCl molecule en vormt 2 ionen: H⁺ en Cl^-.
Aangezien er H⁺ ionen gevormd worden is HCL een zuur.

Analoog voor NaOH: hier worden de ionen Na⁺ en OH^- gevormd.
Aangezien er hydroxyl-ionen gevormd worden is NaOH een base.

4. Zuren en basen volgens BRÖNSTEDT

Een van de problemen met de definitie van zuren en basen volgens Arrhenius is dat voor basische eigenschappen de aanwezigheid van hydroxyl-ionen vereist is.
Maar er zijn heel wat verbindingen die zuren neutraliseren en geen hydroxyl-ionen bevatten. De meest bekende stof is wel ammoniak (NH₃).
Daarom stelde Brönstedt in 1923 voor om zuren en basen als volgt te definiëren:

Een zuur is een verbinding die protonen kan afgeven.
Een base is een verbinding die protonen kan opnemen.

Voorbeeld:

NH₃ + HCl ---> NH₄⁺ + Cl^-
Hierbij neemt NH₃ een proton op en is dus een base, terwijl HCl een proton afgeeft en dus een zuur is.
Evenzo is NH₄⁺ dus een zuur en Cl^- een base.

5. Zuren en basen volgens LEWIS

De meest uitgebreide definitie van zuur en base is deze van Lewis. Volgens Lewis is een base een stof die een ongepaard elektronenpaar heeft en die dit elektronepaar kan gebruiken om een covalente binding te vormen met een atoom, molecule of ion.
Een zuur is dan een stof die een ongepaard elektronenpaar kan opnemen van een base.

Ten opzichte van Brönstedt geeft de Lewis definitie weinig verschil wat de basen betreft, maar wel wat betreft de zuren, die heel wat uitgebreider worden.
Een voorbeeld:

BF₃ is volgens Bronstedts definitie geen zuur, maar wel volgens Lewis.
Bij de reaktie BF₃ + NH₃ ---> BF₃-NH₃ geeft NH₃ zijn ongepaard elektronenpaar en BF₃ neemt dit aan met de vorming van een covalente binding.

OPMERKING:
Toch wordt in de meeste gevallen het zuur-base model van Brönstedt gebruikt vanwege zijn eenvoud.
Het model van Lewis wordt dan gebruikt als het echt noodzakelijk is.

6. Naamgeving van zuren, basen en zouten

6. 1. Binaire zuren

Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. Onder normale omstandigheden van druk en temperatuur komen ze meestal voor als gas of in het geval van HF als zeer vluchtige vloeistof.
Naam van een binair zuur = waterstof + naam van het niet-metaal + -ide

Voorbeelden:

HF wordt waterstoffluoride
HCl wordt waterstofchloride(gebruikelijke naam voor waterige oplossing van HCl: zoutzuur)
HBr wordt waterstofbromide
HI wordt waterstofjodide
H2S wordt diwaterstofsulfide
HCN wordt waterstofcyanide (gebruikersnaam = blauwzuur)

Opmerking : HCN is geen zuiver binair zuur aangezien de zuurrest normaliter uit één niet-metaal bestaat. Daarom wordt HCN ook vaak een pseudobinair zuur genoemd.

6.2. Ternaire zuren of Oxo-zuren

Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of meerdere zuurstofatomen bevat. Onder normale omstandigheden van druk en temperatuur komen ze meestal voor als een vloeistof of als een laagsmeltende vaste stof (bijvoorbeeld fosforzuur).
Het is echter ook mogelijk dat zij niet in zuivere toestand te isoleren zijn en alleen in zoutvorm voorkomen.

Naam oxo-zuur = waterstof + niet-metaal + -aat
of ook wel
Naam oxo-zuur = naam van niet-metaal + zuur

Voorbeelden :

Koolstof (Carbon) vormt H₂CO₃
De naam wordt diwaterstofcarbonaat of koolzuur

Met halogenen (Chloor, Fluor, Broom en Jood) kunnen meerdere oxo-zuren gevormd worden.
Chloor vormt zo HClO, HClO2, HClO3 en HClO4.
De oxidatiegetallen van Cl in deze verbindingen zijn +1, +3, +5 en +7 en de naamgeving weerspiegelt deze verschillen.

HClO3 (Ox=+5) is (om historische redenen) het standaard-zuur waterstofchloraat of chloorzuur
De 'substandaard' uitgangen -ig voor het zuur en -iet voor het zout duiden aan dat het oxidatiegetal twee lager is dan bij het standaardzuur:
HClO2 (Ox= +3: één zuurstof minder) is waterstofchloriet of chlorigzuur
De voorvoegsels per- en hypo- (of onder-) duiden respectievelijk een oxidatiegetal boven de standaard en onder de substandaard aan:
HClO4 (Ox= +7: één zuurstof meer dan standaard) is waterstofperchloraat of perchloorzuur
HClO (Ox=+1: één zuurstof minder dan substandaard en dus 2 minder dan standaard) is waterstofhypochloriet of hypochlorigzuur.

Bij andere centrale atomen is het aantal oxidatietrappen vaak niet zo uitgebreid en de naamgeving is ook niet volledig regelmatig te noemen. Chemische taal is net als alle taal onderhevig aan historische eigenaardigheden. Vaak is er wel een standaard en een substandaard te onderkennen. De hoogste oxidatietoestand is vaak de standaard maar zeker niet altijd !!

HNO3 is salpeterzuur of waterstofnitraat (Ox= +5)
HNO2 (één zuurstof minder) is salpeterigzuur of waterstofnitriet (Ox=+3)

H3PO4 is fosforzuur of waterstoffosfaat
H3PO3 (één zuurstof minder) is fosforigzuur of waterstoffosfiet

Ook op overgangsmetalen met hoge oxidatiegetallen wordt deze terminologie toegepast, bijvoorbeeld:

MnO4-: (Ox=+7) permanganaat
MnO42-: (Ox=+6) manganaat
Er zijn ook manganieten zoals CaMnO3 met Ox=+4.

6.3. Andere ternaire zuren

Zuurstof is niet het enige sterk elektronegatieve element dat aanleiding geeft tot de vorming van ternaire zouten. Ook fluor, chloor, broom, zwavel, seleen enz. kunnen deze rol vervullen.
Zo geeft HF samen met UF6 het sterke zuur HUF7, heptafluoro-uraanzuur en zijn zouten de heptafluoro-uranaten.
HCl met AuCl3 geeft HAuCl4 en zijn zouten de chloroauraten.

De benaming is vergelijkbaar met die van de oxozuren, waarbij het atoom dat de rol van zuurstof speelt aangegeven wordt door een voorvoegsel fluoro-, chloro- enz.
Voor zwavel is er een eigen voorvoegsel: thio-.
Een fosfaat met zwavel in plaats van zuurstof zoals Pd3(PS4)2 heet dus palladiumthiofosfaat.
Zoals boven al aagegeven komen sommige van de meer exotische zuurresten alleen voor als zouten en het is soms niet mogelijk om het zuur zelf te isoleren.

6.4. Basen

Naamgeving van de metaalhydroxiden: naam van het metaal + hydroxide.

Voorbeelden:

NaOH = natriumhydroxide
een oplossing van natriumhydroxide in water wordt natronloog genoemd

KOH = kaliumhydroxide
een oplossing van kaliumhydroxide in water wordt kaliloog genoemd

Ba(OH)2 = bariumhydroxide
een oplossing van bariumhydroxide in water wordt barietwater genoemd

Ca(OH)2 = aclciumhydroxide een oplossing van calciumhydroxide in water wordt kalkwater genoemd

7. Zouten

7.1. Wat is een zout?

Zouten zijn stoffen die bestaan uit metaalatomen en niet-metaalatomen.
Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen.
De metaalatomen leveren altijd de positieve ionen.
De niet-metaalatomen leveren altijd de negatieve ionen.

7.2. Naamgeving van zouten

De naam van een zout krijg je door de namen van het positieve en het negatieve ion achter elkaar te plaatsen.

Voorbeelden
- Na2CO3 : natriumcarbonaat
- NH4Cl : ammoniumchloride
- Fe(NO3)3 : ijzer(III)nitraat
- Pb(OH)2 : lood(II)hydroxide

7.3. Formules

Hierboven hebben we al gezien hoe je de samenstelling van een zout kunt aangeven, namelijk door middel van een zogenaamde verhoudingsformule. In een zout zijn de positieve en negatieve ionen in een zodanige verhouding aanwezig, dat de stof als geheel neutraal van lading is.

Voorbeelden

Een zout bevat Na+-ionen en Br--ionen. Om evenveel pluslading als minlading te krijgen moet de verhouding tussen de ionen 1:1 zijn. De verhoudingsformule wordt dus NaBr.

Een zout bevat Ca2+-ionen en Cl--ionen. Om evenveel pluslading als minlading te krijgen moet de verhouding tussen de ionen 1:2 zijn. De verhoudingsformule wordt dus CaCl2.

Een zout bevat Ba2+-ionen en NO3--ionen. Om evenveel pluslading als minlading te krijgen moet de verhouding tussen de ionen 1:2 zijn. De verhoudingsformule wordt dus Ba(NO3)2. Let op de haakjes die om het nitraation staan.

Een zout bevat Al3+-ionen en SO42--ionen. Om evenveel pluslading als minlading te krijgen moet de verhouding tussen de ionen 2:3 zijn. De verhoudingsformule wordt dus Al2(SO4)3.

8. Oxiden

8.1. Naam

Oxiden worden gewoonlijk aangegeven door 'oxide' dat voorafgegaan wordt door mono , di, tri , of tetra om aan te geven dat er respectievelijk 1, 2, 3 of 4 zuurstofatomen bij betrokken zijn.
Twee andere vormen van oxides zijn peroxide [O22-] en superoxide [O2-]. In deze laatste vormen heeft zuurstof een hogere oxidatietrap dan in gewone oxiden.

8.2. Types van oxiden

Oxiden van de meer electropositieve elementen (groepen I en II van de table van Mendeleev) zijn basisch en ze worden basische anhydriden genoemd.

Voorbeeld : Natrium vormt met zuurstof natriumoxide (Na2O) en als we dit in water brengen bekomen we NaOH (= een sterke base). Oxiden van de electropositieve elementen (rechterkant van de tabel) zijn zuur. Ze worden daarom zure anhydriden genoemd en in water opgelost vormen ze oxozuren.

Voorbeeld : zwavel vormt bij verbranding SO3 of zwaveltrioxide. In water opgelost krijgen we H2SO4 = diwaterstofsulfaat ( = zwavelzuur). Sommige oxiden kunnen naargelang de omstandigheden zowel basisch als zuur reageren. Deze noemen we amfotere oxiden. Een voorbeeld hiervan is aluminiumoxide Al2O3

Opmerking : Sommige oxiden uit de middengroep reageren neutraal en tonen geen zure of basische eigenschappen.

Hoofdstuk 4:
CHEMISCH EVENWICHT

1. De sterkte van zuren en basen

Als HCl in water opgelost wordt dan bekomen we een oplossing die bijna geen enkele covalente HCl meer bevat. In de reactievergelijking HCl + H₂O <===> H₃O⁺ + Cl^- is het evenwicht volledig naar rechts verschoven. We kunnen hieruit besluiten dan HCl veel gemakkelijker een proton afstoot dan H₃O⁺. We zeggen dat HCl een sterker zuur is dan H₃O⁺
Evenzo is H₂O eerder geneigd om een proton op te nemen dan Cl^-. We zeggen dat H₂O een sterkere base is dan Cl^-

Uit het evenwicht in de reactievergelijking kunnen we het volgend verband afleiden dat tussen zuren en basen enerzijds en hun afgeleide geconjugeerde basen en zuren anderszijds:

Hoe sterker het zuur, hoe zwakker zijn afgeleide base (en vice versa)

De sterkte van een zuur wordt bepaald door zijn dissociatie.

In de reactie: HA + H₂O ---> H₃O⁺ + A^-

is de evenwichtsconstante K= [H₃sub>O⁺].[A^-]/[HA].[H₂]

De concentratie van water is zeer groot t.o.v. de andere componenten in de vergelijking.
Daarom wordt de [H₂O] bij de evenwichtsconstante gevoegd en bekomen we een andere constante : de ZUUR DISSOCIATIE CONSTANTE [K_z]

K_z = K.[H₂O] = [H₃O⁺].[A^-]/[HA]

Bijvoorbeeld:
voor HF + H₂O ---> H₃O⁺ + F^- is K_z = 6,7 x 10^-4
voor HNO₂ + H₂O ---> H₃O⁺ + NO₂^- is K_z = 4,5 x 10^-4
Dus is HF een sterker zuur dan HNO₂

2. De zuurtegraad: water en de pH-schaal

Zelfs zuiver water geleidt in zeer kleine mate elektrische stroom en dus wijst dit op de aanwezigheid van geladen deeltjes.
H₂O ---> H⁺ + OH^-
De evenwichtsconstante (bij 20°C) is
K_C = [H⁺].[OH^-]/[H₂O] = 2.10^-16 (1)

Aangezien K_c zeer klein is betekent dit dat [H₂O] zeer groot is.
We beschouwen daarom [H₂O] als constant en (1) wordt dan: K_w = K_C.[H₂O] = [H⁺].[OH^-]
K_w= [H⁺].[OH^-] en is ongeveer = 1.10^-14
Voor elke waterige oplossing geldt: [H⁺].[OH^-] = 10^-14
en voor zuiver water is [H⁺] =[OH^-] = 10^-7

Om het gebruik van deze exponentiële getallen te vermijden maakt men gebruik van logaritmes.
Men gebruikt daarom de negatieve logaritme van de concentratie (notatie = p).

Zo is pH = de negatieve logaritme van de H⁺ concentratie (in mol/liter).
De notatie is : pH = -log [H⁺]
Evenzo geldt dus dat pOH = -log [OH^-]

Uit de dissociatieconstante voor water
K_w= [H⁺].[OH^-] = 10^-14

volgt dus

-log{[H⁺].[OH^-]}= -log(10^-14)
-log [H⁺] -log[OH^-]= -log(10^-14)

pH + pOH = 14

3. pK_z en pK_B

K_z is de evenwichtsconstante voor de dissociatie van een zuur dat maar gedeeltelijk dissocieert en K_b is de evenwichtsconstante voor de dissociatie van een base die maar gedeeltelijk dissocieert.
Volgens Brönstedt geeft een zuur door dissociatie een geconjugeerde base.
Dit betekent dat de evenwichtsreaktie naar de ene kant gekenmerkt wordt door een K_z en de omgekeerde reaktie geeft een K_b.

Bijvoorbeeld:

NH₃ + H₂O ---> NH₄OH⁺ + OH^-
NH₄⁺ + H₂O ---> NH₃ + H₃O⁺

Voor de eerste reaktie is K_b = [NH₄⁺]x[OH^-]/[NH₃]
De tweede reaktie geeft K_z = [NH₃]x[H₃O⁺]/[NH₄OH⁺]

Hieruit volgt dat K_z x K_b = [NH₃]x[H₃O⁺]/[NH₄OH⁺] x [NH₄OH⁺]x[OH^-]/[NH₃]

of K_z x K_b = [H₃O⁺] x [OH]^-
en dus K_z x K_b = [H⁺] x [OH]^- = 10^-14

pK_z + pK_b = 14

OPMERKING:
Hoe kleiner de pK_b hoe sterker het zuur.
Hoe kleiner de pK_z hoe sterker de base.

4. Berekenen van de pH

4.1. Sterke zuren

Sterke zuren dissociëren volledig en dus mogen we stellen dat de concentratie H⁺ ionen gelijk is aan de zuurconcentratie C_z (in mol/l)

HZ + H₂O ----> H₃O⁺
pH= -log [H⁺] = -log C_z

Bijvoorbeeld:

Bereken de pH van een 0,2M HCl-oplossing

pH = -log 0,2 = 0,70

4.2. Sterke basen

Sterke basen dissociëren volledig en dus mogen we stellen dat de concentratie OH^- ionen gelijk is aan de baseconcentratie C_b (in mol/l)

MOH + H₂O ----> M(H₂O)⁺ + OH_-
pOH= -log [OH^-] = -log C_b
en aangezien pH + pOH = 14
pH = 14 + log C_b

Bijvoorbeeld:

Bereken de pH van een 0,2M NaOH-oplossing

pH = 14 + log 0,2 = 14 - 0,70 = 13,3

4.3. Zwakke zuren

Voor een zwak zuur geldt HZ + H₂0 <===> H₃O⁺ + Z^-
of vereenvoudigd : HZ ---> H⁺ + Z^-

Voor deze evenwichtsreactie geldt: K_z = [H⁺]x[Z^-]/[HZ]
Aangezien [HZ] = C_z en [H⁺] = [Z^-] hebben we
K_z x C_z = [H⁺]²
2 log [H⁺] = log K_z + log C_z
- log [H⁺] = -1/2 (log K_z + log C_z)
- log [H⁺] = 1/2 (-log K_z - log C_z)
en dus
pH = 1/2 (pK_z- log C_z)

Bijvoorbeeld:,br>
Bereken de pH van 0,2M azijnzuur.

De pK_z van azijnzuur = 4,75
pH = 1/2(4,75 - log 0,2) = 1/2(4,75 + 0,7) = 2,72

4.4. Zwakke basen

Voor een zwakke base geldt MOH + H₂O ---> M(H₂O)⁺ + OH^-
of vereenvoudigd : MOH ---> M⁺ + OH^-

Voor deze evenwichtsreactie geldt: K_b = [M⁺]x[OH^-]/[HZ]
Aangezien [MOH] = C_z en [M⁺] = [OH^-] hebben we K_b x C_b = [OH^-]²

2 log [OH^-] = log K_b + log C_b
- log [OH^-] = -1/2 (log K_b + log C_b)
- log [OH^-] = 1/2 (-log K_b - log C_b)
pOH = 1/2 (pK_z- log C_b)

En vermits pH + pOH = 14 en ook pK_z + pK_b = 14
wordt dit
14 - pH = 1/2(14 - pK_z -log C_b)

pH = 7 + 1/2 pK_z - 1/2 log C_b

Bijvoorbeeld:

Bereken de pH van 0,2M NH₃.

De pK_z van azijnzuur = 9,25
pH = 7 + 9,25/2 + log 0,2) = 7 + 4,62 - 0,7 = 10,92

4.5. pH van waterige oplossingen van zouten

Veel zouten zijn in water oplosbaar en splitsen dan volledig in ionen.
We kunnen 4 soorten zouten onderscheiden:

Zout afgeleid van sterk zuur + sterke base
Zout afgeleid van sterk zuur + zwakke base
Zout afgeleid van zwak zuur + sterke base
Zout afgeleid van zwak zuur + zwakke base

5.1. Zouten afgeleid van sterk zuur + sterke base

Bijvoorbeeld: NaCl is afgeleid van NaOH, een sterke base en HCl, een sterk zuur.
Waterige oplossingen van deze zouten reageren NEUTRAAL.
De pH=7

5.2. Zouten afgeleid van sterk zuur + zwakke base

Bijvoorbeeld: HH₄Cl is afgeleid van NH₄OH, een zwakke base en HCl, een sterk zuur.
Waterige oplossingen van deze zouten reageren ZUUR.
De pH wordt berekend met de formule:
pH = 7 - 1/2 pK_b- 1/2 log C_zout

5.3. Zouten afgeleid van zwak zuur + sterke base

Bijvoorbeeld: NaCN is afgeleid van NaOH, een sterke base en HCN, een zwak zuur.
Waterige oplossingen van deze zouten reageren BASISCH.
De pH wordt berekend met de formule:
pH = 7 + 1/2 pK_z + 1/2 log C_zout

5.4. Zouten afgeleid van zwak zuur + zwakke base

Bijvoorbeeld: NH₄CN is afgeleid van NH₄OH, een zwakke base en HCN, een zwak zuur.
De pH wordt berekend met de formule:
pH = 7 + 1/2 pK_z - 1/2 pK_b

4.6. Buffermengsels

Een buffermengsel is een oplossing waarvan de pH slechts weinig verandert door toevoeging van kleine hoeveelheden zuren of basen.

We kunnen 5 soorten buffers onderscheiden:

Zwak zuur + het zout ervan
Bv: CH₃COOH / CH₃COONa (azijnzuur + Na-acetaat)
Zwakke base + het zout ervan
Bv: NH₄OH / NH₄Cl
Zwak meerwaardig zuur + waterstofzout
Bv: H₂CO₃ / NaHCO₃
Mengsel van waterstofzouten
Bv: NaH₂PO₄ / Na₂HPO₄
Waterstofzout + zout zonder H
Bv: NaHCO₃ / Na₂CO₃

Nemen we het voorbeeld van azijnzuur + Na-acetaat dan zien we dat in de oplossing twee grote reserves bestaan, namelijk

niet-geïoniseerd azijnzuur dat in staat is om toegevoegde base te neutraliseren
acetaationen die in staat zijn om de H⁺-ionen van toegevoegd zuur op te nemen

Een buffer bestaat dus uit een zuur en zijn geconjugeerde base (of een base en zijn geconjugeerd zuur)

De pH wordt berekend met de formule:
pH = pK_z + log C_b/C_z

Uit deze formule leiden we af dat:

de pH onafhankelijk is van de verdunning want C_z/C_b blijft gelijk bij verdunnen
de pH niet verandert door toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base, want doordat er een overmaat base en geconjugeerd zuur (of zuur en geconjugeerde base) is kan men de C_b/C_z als constant beschouwen

VOORBEELD:
Bereken de pH van een buffer bestaande uit 100ml 0,1M azijnzuur en 100ml 0,1M Na-acetaat
Bereken dan de pH na toevoegen van 5ml 0,1M HCl

1. pH van de buffer:

pH = pK_z + log C_b/C_z
pH = 4,74 + log((100x0,1/200)/(100x0,1/200))
pH = 4,74 + log 1
pH = 4,74

2. pH na toevoegen van 5ml 0,1M HCl

5 ml 0,1M HCl reageert met de aanwezige base Na-acetaat (5ml 0,1M) met vorming van azijnzuur (5ml 0,1M) en NaCl.
HCl + CH₃COONa <===> CH₃COOH + NaCl

In de buffer zijn hierna dus aanwezig: 95 ml Na-acetaat en 105 ml azijnzuur en in totaal 205 ml oplossing

pH = pK_z + log C_b/C_z
pH = 4,74 + log((95x0,1/205)/(105x0,1/205))
pH = 4,74 + log (95/105)
pH = 4,70

Hoofdstuk 5:
Kwantitatieve aspecten van chemische reacties

1. Belangrijke begrippen:

1.1. Relatieve Atoommassa (A_r)

A_r = een onbenoemd getal dat de verhouding weergeeft van de atoommassa van het atoom tot de atoommassa-eenheid.

De atoommassa-eenheid is arbitrair gekozen en is nu gelijkgesteld aan 1/12de van de massa van het koolstof-12 isotoop en is gelijk aan 1,66.10^-27kg.

Bv. Wat is de A_r van Koolstof?

Koolstof heeft een atoommassa = 19,94.10^-27kg

A_r(C)= (19,94.10^-27kg / 1,66.10^-27kg) = 12,01.

1.2. Relatieve Molecuulmassa (M_r)

M_r = een onbenoemd getal dat de verhouding weergeeft van de molecuulmassa tot de atoommassa-eenheid.

PRAKTISCH wordt de M_r berekend door de som te maken van de Relatieve Atoommassa's.

Bv: bereken de molecuulmassa van volgende moleculen:

H₂O

Rel. Atoommassa van H=1 en van O=16.
Dus: M_r (H₂O) = 2x1 + 16 = 18

Zn(NO₃)₂

Rel. Atoommassa van Zn=65,38 en van N=14 en van 0= 16.
Dus M_r(Zn(NO₃)₂) = 65,38 + 2x14 + 6x16 = 189,38

1.3. Mol

Avogadro heeft bewezen dat als we een hoeveelheid stof nemen die overeenkomt met de A_r of de M_r er in deze hoeveelheid stof altijd juist 6,022x10²³ atomen, resp. moleculen, zullen bevinden.
Men noemt dit daarom het getal van Avogadro (N_A)

1 mol = de hoeveelheid van een stof die 6,022.10²³deeltjes (atomen, moleculen, ionen) bevat.

De molaire massa (M) is zoveel gram van een stof als aangegeven wordt door de M_r.
Dus is M(C) = 12 g/mol
M(H₂O) = 18 g/mol
M(Zn(NO₃)₂) = 189,38 g/mol

Het molair volume (V_m) van een gas = het volume dat overeenkomt met 1 mol van een gas.
Onder zgn. 'normale' omstandigheden van druk en temperatuur dus bij 1013 hPa en 273°K (= 1 atm druk en 20°C) is het molair volume = 22,4 liter.

Uitgewerkte oefeningen:
Voorbeeld 1: Bereken het aantal mol zwavelzuur in 196 gram H₂SO₄.

M(H₂SO₄) = 2x1 + 32 + 4x16 = 98
Dus 196 gram bevat 196 g : 98 g/mol = 2 mol zwavelzuur.

Voorbeeld 2: Bereken het aantal mol, aantal moleculen en aantal atomen in 2,1 g N₂ gas.

A_r(N) = 14 en dus is M_r(N₂)= 28.
Dus aantal mol in 2,1 g stikstof = 2,1/28 = 0,075 mol N₂
Het aantal moleculen N₂ = 0,075 x6,022.10²³ = 4,52.10²² moleculen.
Het aantal atomen = 2 x aantal moleculen = 2 x 4,52.10²² = 9,04.10²² atomen.

1.4. Molariteit of molaire concentratie (c)

De molariteit = het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing

Voorbeeld:
In een flesje van 250 ml wordt 20g NaOH gebracht. Het flesje wordt dan gevuld met water en de NaOH lost op.
Wat is de concentratie van deze oplossing?

Eerst bepalen we de M_r van NaOH:
Atoommassa van Na = 23, O = 16, H = 1 en dus is M_r(NaOH) = 40.
20 g NaOH is dus 20/40 mol NaOH = 0,5 mol NaOH.
We hebben dus 0,5 mol NaOH in 250 ml water en dus per liter water 4x0,5 = 2 mol NaOH.
De bekomen oplossing heeft dus een concentratie van 2 molair of 2M NaOH.

1.5. Concentraties anders uitgedrukt

De concentratie van een stof uitdrukken in molariteit (mol/liter) is maar één van de vele manieren waarop we een concentratie uitdrukken.
Molariteit is wel de meest gebruikte uitdrukking van concentratie in de scheikunde omdat dit in belangrijke mate de stoechiometrische berekeningen vereenvoudigt (zie 2.2)

Andere uitdrukkingen van concentratie zijn:

Aantal g opgeloste stof per 100 g oplossing noemt men massaprocent (m%)
Aantal ml opgeloste stof per 100 ml oplossing noemt men volumeprocent (V%)
Aantal g opgeloste stof per 100 ml oplossing noemt men procent (%)
Aantal g opgeloste stof per 1000 ml oplossing noemt men promille (^o/_oo)
Aantal deeltjes per millioen (= parts per million) noemt men ppm
Aantal deeltjes per miljard (= parts per billion) noemt men ppb
Men kan ook de massa per volume-eenheid weergeven bv. gram/liter, gram/cm³,... Dit wordt de dichtheid van een oplossing genoemd.

Enkele voorbeelden:

Bij de alkoholcontrole wordt de concentratie alkolhol in bloed uitgedrukt in promille, dus als het aantal gram alkohol per liter bloed.
De concentratie van CO₂ in de uitlaatgassen wordt uitgedrukt in % (volumeprocenten)
De luchtvervuiling door dioxines wordt weergegeven in ppb

1.6. Verdunningen

De molaire concentratie = aantal mol/volume
of c = n/V en dus ook n = c.V

Bij het toevoegen van water aan een oplossing blijft het aantal mol gelijk, maar de concentratie en het volume veranderen.
Voor het verdunnen heeft men dus n = c₁.V₁
Na het verdunnen heeft men n = c₂.V₂

En aangezien n gelijk blijft is c₁.V₁ = c₂.V₂

Voorbeeld:

We hadden in ons vorig voorbeeld 250 ml 2M NaOH oplossing.
Wat wordt de molariteit als we aanlengen tot 750 ml?

V₁ = 250 ml en c₁ = 2M
V₂ = 750 ml en c₂ = ?

We weten dat: c₁.V₁ = c₂.V₂

en dus 250 ml x 2M = 750 ml x c₂
Daaruit berekenen we dat c₂ = 250 ml x 2M / 750 ml = 2/3 M (=0,6666 M)

2. Stoechiometrische berekeningen

2.1. Wat is stoechiometrie?

Het woord stoechiometrie is afgeleid van de Griekse woorden 'stoecheion' wat 'element' betekent en van 'metron' wat 'meten' betekent.

Benjamin Richter gaf volgende definitie in 1892:
Die Stöchyometrie ist die Wissenshaft die quantitativen oder Massenverhältnisse zu messen in welchen die chymische Elemente gegen einander stehen

Stoechimetrie gaat dus over de berekeningen van de massa's (soms van de volumes) van de reagerende stoffen en van de eindprodukten in een chemische reactie.

2.2. Een typisch stoechiometrisch probleem:
Gegeven is de reactievergelijking 2A + 2B 3C
Als we nu 20 gram van reagens A hebben en overschot aan reagens B, hoeveel gram C wordt er dan gevormd ?
Werkwijze voor de oplossing:

Verzeker u ervan dat de chemische reaktievergelijking juist is opgesteld
Zet de massa's van de reactieprodukten om in mol, gebruik makend van de relatieve molecuulmassa
Doe de berekeningen in mol
Doe weer de omrekening van mol naar de gevraagde eenheden

Uitgewerkte voorbeelden:

In de hoogoven reageert ijzeroxide met koolstof om aldus ijzer en koolstofmonoxide te vormen volgens de reactie Fe₂O₃ + 3 C ---> 2 Fe + 3 CO
Hoeveel ijzer zal er gevormd worden uitgaande van 31,94 gram ijzeroxide?

Oplossing:
De reactievergelijking leert dat we 1 mol Fe₂O₃ reageert met 3 mol C en uiteindelijk 2 mol Fe levert.
M_r(Fe₂O₃) = 2(55,85) + 3(16) = 159,70
Aantal mol Fe₂O₃ = 31,94/159,70 = 0,2 mol.
Dus zal er 2 x 0,2 mol Fe of 0,4 mol Fe geproduceerd worden.
A_r(Fe) = 55,85
Er wordt dus 0,4 x 55,85 g Fe gevormd = 22,34 g Fe.

Hoeveel liter zuurstof wordt er gevormd (bij normale omstandigheden van druk en temperatuur) als 340 g waterstofperoxide ontbindt?

Oplossing:
De reactievergelijking: 2 H₂O₂ ---> 2 H₂O + O₂
Dus 2 mol H₂O levert 1 mol O₂
M_r(H₂O₂) = 2(1) + 2(16) = 34
Dus 340 g H₂O₂ = 10 mol
Bijgevolg wordt er 10/2 = 5 mol O₂ gevormd.
Aangezien 1 mol gas onder normale omstandigheden = 22,4 l wordt er dus
5 x 22,4 l = 112 l O₂ gevormd.

OEFENINGEN

I. Reactievergelijkingen en elektronenconfiguratie

1. Vervolledig de volgende reactievergelijkingen:

.. Na + .. Cl₂ ---> .. NaCl
.. CuSO₄ + .. NaOH ---> .. Cu(OH)₂ + .. Na₂SO₄
.. CaC₂ + .. H₂O ---> .. Ca₂H₂ + .. Ca(OH)₂
.. CuSO₄ + .. NaOH ---> .. Cu(OH)2 + .. Na₂SO₄
.. C₃H₈ + .. O₂ ---> .. CO₂ + .. H₂O
..CaCN₂ + .. H₂O ---> .. CaCO₃ + .. NH₃
.. NH₃ + .. O₂ ---> .. H₂0 + .. NO
.. CCl₄ + .. HF ---> .. CCl₂F₂ + .. HCl
.. KCN + .. H₂SO₄ ---> .. HCN + .. K₂SO₄
.. Fe₂0₃ + .. C ---> .. Fe + .. CO₂
.. Al(OH)₃ + .. HCl ---> .. AlCl₃ + .. H₂O
.. C₄H₈ + .. O₂ ---> .. CO₂ + .. H₂O
.. C₃H₈ + .. O₂ ---> .. CO
.. C₄H₁₀ + .. O₂ ---> .. CO₂ + .. H₂O
.. FeS₂ + .. O₂ ---> .. Fe₂0₃ + .. SO₂
.. C + .. SO₂ ---> .. CS₂ + .. CO
.. NH₄OH + .. H₃PO₄ ---> .. (NH_4)₃PO₄ + .. H₂O

2. Geef van de volgende elementen de elektronenconfiguratie.
Bepaal aan de hand van de configuratie in welke groep en in welke periode het element thuishoort.

Magnesium (atoomgetal = 12)
Chloor (atoomgetal = 17)
Mangaan (atoomgetal = 25)
Barium (atoomgetal 56)

II. Chemische reakties kwantitatief bekeken

Hoeveel gram is:
1 mol CO

0,5 mol H₂SO₄
3,5 mol H₃PO₄
1,8 mol Al₂(CO₃)₃
Hoeveel mol hebben we in de volgende produkten:

9 gram water
80 gram NaOH
Hoeveel weegt 33,6 liter O₂ bij normale omstandigheden van druk en temperatuur?

In de hoogoven reageert ijzeroxide reageert met koolstof en vormt ijzer en koolstofmonoxide volgens de reactie:
Fe₂0₃ + 3 C 2 Fe + 3 CO
Hoeveel gram ijzer wordt er zo gevormd uit 31,94 gram ijzeroxide?
De atoommmassa (A_r) van ijzer = 55,85, zuurstof = 16 en koolstof = 12
Hoeveel liter zuurstof (O₂) wordt er gevormd bij de ontbinding van 340 gram waterstofperoxide?
De reactievergelijking: 2 H₂O₂ 2 H₂O + O₂
A_r(O)=16; A_r(H)=1
Bij verbranding wordt uit 1,4 g Si uiteindelijk 3,0 g SiO₂ gevormd.
Wat is de A_r van Si als de A_r(O) = 16?

OPLOSSINGEN

I. Reactievergelijkingen en elektronenconfiguratie

1. Reactievergelijkingen

2 Na + Cl₂ ---> 2 Nacl
CuSO₄ + 2 NaOH ---> Cu(OH)₂ + Na₂SO₄
CaC₂ + 2 H₂O ---> Ca₂H₂ + Ca(OH)₂
CuSO₄ + 2 NaOH ---> Cu(OH)2 + Na₂SO₄
C₃H₈ + 5 O₂ ---> 3 CO₂ + 4 H₂O
CaCN₂ + 3 H₂O ---> CaCO₃ + 2 NH₃
4 NH₃ + 5 O₂ ---> 6 H₂0 + 4 NO
CCl₄ + 2 HF ---> CCl₂F₂ + 2 HCl
2 KCN + H₂SO₄ ---> 2 HCN + K₂SO₄
2 Fe₂0₃ + 3 C ---> 4 Fe + 3 CO₂
Al(OH)₃ + 3 HCl ---> AlCl₃ + 3 H₂O
C₄H₈ + 6 O₂ ---> 4 CO₂ + 4 H₂O
2 C₃H₈ + O₂ ---> 2 CO
2 C₄H10 + 2 O₂ ---> 8 CO₂ + 10 H₂O
4 FeS₂ + 11 O₂ ---> 2 Fe₂0₃ + 8 SO₂
5 C + 2 SO₂ ---> CS₂ + 2 CO
3 NH₄OH + H₃PO₄ ---> (NH_4)₃PO₄ + 3 H₂O

2. Elektronenconfiguratie, groep en periode.

Magnesium (atoomgetal = 12)
1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Mg heeft 2 valentie-elektronen dus behoort tot groep II.
Deze e^- zijn ook laatst geplaatst in de laatste orbitaal. D.w.z. hoofdgroep.
Magnesium behoort dus tot groep IIa.
Deze e^- zijn van de 3de schil, dus behoort Mg tot de 3de periode.

Chloor (atoomgetal = 17)
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
Mg heeft 7 valentie-elektronen dus behoort tot groep II.
Deze e^- zijn ook laatst geplaatst in de laatste orbitaal. D.w.z. hoofdgroep.
Magnesium behoort dus tot groep VIIa.
Deze e^- zijn van de 3de schil, dus behoort Cl tot de 3de periode.

Mangaan (atoomgetal = 25)
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵
Mg heeft in de buitenste orbitalen 7 valentie-e^-, namelijk 5 e^- in 3d + 2 e^- in 4s orbitalen en behoort dus tot groep VII.
Deze e^- zijn niet in de laatste orbitaal, d.w.z. nevengroep en dus groep VIIb.
Deze e^- zijn van de 4de schil, dus behoort Mg tot de 4de periode.

Barium (atoomgetal 56)
Barium heeft 56 elektronen: met in de 1ste, 2de en 3de schaal rep. 2,8 en 18 e^-
Verder hebben we nog 4s² 4p⁶ 5s ² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s²
Ba heeft 2 valentie-e^- en deze zitten in de 6de schil dus
Ba zit in groep IIa en in de 6de periode.

II. Chemische reakties kwantitatief bekeken

Hoeveel gram is:

1 mol CO
0,5 mol H₂SO₄

Atoommassa van H = 1, van O = 16 en van S = 32
dus 1 mol H₂SO₄ weegt 2x1 + 32 + 4x16 = 98 g
en 0,5 mol H₂SO₄ weegt 49 g

3,5 mol H₃PO₄

Aan de html-versie van de volgende hoofdstukken 6, 7 en 8 wordt nog gewerkt, maar die zijn wel reeds als pdf-file te downloaden (zie boven).