Samengevat VWO scheikunde [5e ed.] 9789006078787 [PDF]

Zitiervorschau

www.samengevat.nl

vwo

inhoud voorwoord

3

hoe werkje met dit boek?

4

1

van atomen tot stoffen

6

2

reacties en reactieomstandigheden

22

3

zuur-basereacties

34

4

redoxreacties

42

5

koolstofchemie

48

6

chemie van het leven (biochemie)

60

7

chemische industrie en milieu

68

8

analysemethoden

78

9

vaardigheden

84

trefwoorden register

95

overzicht van formules en namen

104

6

begrippen en relaties

1

Van atomen tot stoffen atomen microniveau opgebouwd uit ■

atoomkern centrum van het atoom, bevat vrijwel de gehele atoom massa ■

protonen afgeronde massa 1 u; aantal protonen bepaalt de atoomsoort begrippen

■

■

atoomnummer is gelijk aan het aantal protonen

■

kernlading aantal protonen maal +1 e (+l e = lading van één proton)

■

plaats in het periodiek systeem zie blz. 8

neutronen afgeronde massa 1 u; aantal neutronen ligt voor bepaalde atoomsoort niet vast: elke atoomsoort heeft meerdere isotopen

■

elektronenwolk kenmerken ■

afmeting is veel groter dan die van de atoomkern

■

lading is aantal elektronen maal -1 e (-1 e = lading van één elektron)

■

massa is zeer klein, elektronen zijn veel lichter dan protonen en neutronen bestaat uit

■ elektronenschillen met maximaal 2n 2 elektronen, waarbij n = nummer van de schil eerste drie van zeven schillen volgens toenemende (elektronen)energie

■ K-schil = eerste (kleinste) schil met maximaal 2 · 1 = 2 elektronen 2

■ L-schil = tweede schil met maximaal 2 · 22 = 8 elektronen

■ M-schil = derde schil met maximaal 2 · 3 = 18 elektronen (eerst vulling tot 8) 2

onderscheid tussen ■

binnenschillen lage (potentiële) energie; spelen geen rol bij reacties

■

buitenste schil hierin zitten de valentie-elektronen, die betrokken zijn bij chemische reacties

algemeen geldt ■

elk atoom is neutraal want aantal elektronen= aantal protonen en hun ladingen zijn even groot maar tegengesteld van teken massabegrippen

■

massagetal van atoom aantal protonen plus neutronen in atoom; .. massagetal I f p+n ■ weergave b IJ atoomsoort atoomnummmer E ement o PX ■ andere notatie meestal bij isotopen: X-(p+n), bv. Cl-35 en Cl-37

■ atomaire massa-eenheid u 1 u = 1,66 · 10-21 kg (gelijk aan 1/12 van massa van C-12 atoom)

massa H atoom= massa proton= massa neutron= 1 u (afgerond) ■

atoom massa A gemiddelde massa van alle atomen van een atoom soort (in u)

■

relatieve atoom massa Ar atoom massa zonder eenheid u

7

toelichting

atoom model van

1

~

F

valentie-elektron

\ )z\ "

proton\ , · ,· · .. elektronenschil neutron~ ' kern '·,, met massagetal 19 · _ .-_ elektron

elektronenomringing van atomen Bij een fluoratoom (zie boven) is de K-schil opgevuld met 2 elektronen en de L-schil bevat 7 elektronen. De L-schil kan maximaal 8 elektronen bevatten. Een atoom van het edelgas Ne bezit twee gevulde schillen: 2 elektronen in de K-schil en 8 elektronen in de L-schil.

ff Na

Zo'n elektronenomringing (edelgasomringing) is erg stabiel (zie blz. 9). Een atoom een elektron meer dan

~g Ne

heeft

en dat zit in de M-schil. Bij 8 elektronen in de M-schil is opnieuw

sprake van een edelgas (argon).

lading van elektron en proton De kleinst mogelijke negatieve lading die bestaat, is die van een elektron: -1 e De kleinst mogelijke positieve lading die bestaat, is die van een proton: +l e Voor omrekening naar de eenheid Coulomb geldt: 1 e = 1,6 · 10-19 C

isotopen zijn atomen met hetzelfde atoomnummer, maar met een verschillend massagetal (evenveel protonen, verschillend aantal neutronen), zoals

!~ U en radioactief 2!~ U .11

2

atoom massa De atoom massa is de gemiddelde massa (in eenheden u) van alle atomen die in de natuur van een atoomsoort voorkomen. Omdat de belangrijkste isotopen van chloor, Cl-35 en Cl-37, in de natuur voorkomen in een verhouding van 3 : 1, is de atoom massa niet 36 u maar 35,5 u.

samenstelling van deeltjes voorbeelden (vier atomen en het ion s2-) 23su

1

lH

16S,

aantal prótonen

1

16

16

92

92

aantal neutronen

1-1=0

32-16 = 16

32-16 = 16

235-92 = 143

238-92 = 146

aantal elektronen

1

16

16 + 2 = 18

92

92

massa van deeltje

1,0078 u

31,972 u

31,973 u

235,04 u

238,05 u

lading van deeltje

0

0

-2e

0

0

32

3252-

16

92

23su 92

1) Van veel zware metalen bestaan isotopen met een instabiele atoomkern. Zij zenden radioactieve straling uit. Binas: massa u, lading e (7); atoomnummer, massagetal, isotopen (25A); (relatieve) atoommassa (40A en 99)

8

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

periodiek systeem der elementen (p.s.) met zeven perioden en 18 groepen

overzicht 1

3-12

2

13

14

15

16

17

18

groep

1

2He

1

1H

2

3LÏ

4Be

58

6c

7N

sO

9F

ioNe

3

11 Na

12Mg

13AI

14Si

1sP

16S

17CI

1sAr

4

19K

zoCa

21-30

31Ga

32 Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

s

37Rb

38 Sr

39-48

49ln

soSn

s1Sb

s2Te

531

54Xe

6

55CS

s6Ba

57-70

71-80

s1TI

s2Pb

83 Bi

84 Po

ssAt

s6Rn

7

87 Fr

ssRa

89-102

103-...

periode

CJ=metaal

Q

= niet-metaal

twee soorten atomen ■ metalen ongeveer

80 van alle atoomsoorten (elementen) zijn metalen

■ niet-metalen ongeveer

20 atoomsoorten (rechtsboven in het p.s.)

waaronder ■ halogenen

5 verwante atoomsoorten uit groep 17 die gemakkelijk reageren

■ edelgassen

6 atoomsoorten uit groep 18 die nergens mee reageren

drie soorten bindingen ■ metaalatoom met niet-metaalatoom ⇒ ionbinding

elektrische aantrekking van ionen,

waardoor (op macroniveau) een zout wordt gevormd met een ionrooster ■ niet-metaalatomen onderling ⇒ atoombinding

binding door gedeelde elektronenparen,

waardoor (op macroniveau) een moleculaire stof ontstaat (bv. 0 2 en CH 4 ) of een stof met een atoom rooster (bv. C en SiO 2) ■ metaalatomen onderling ⇒ metaalbinding binding door zwervende elektronen, waardoor

(op macroniveau) een metaal met een metaalrooster ontstaat

toelichting

9

periodiek systeem (der elementen} is de rangschikking van alle bekende atoom soorten (elementen) volgens opklimmend atoomnummer met 7 (horizontale) perioden en 18 (verticale) groepen. Deze ordening is zodanig dat elementen met overeenkomstige eigenschappen onder elkaar staan. Deze eigenschappen hangen samen met het aantal elektronenschillen en het aantal elektronen in de buitenste schil (valentie-elektronen). Het aantal protonen bepaalt de plaats in het periodiek systeem. Met een toenemend atoomnummer neemt (in bijna alle gevallen) ook de atoommassa toe.

periode is de horizontale rangschikking van atoomsoorten in het periodiek systeem met oplopend atoomnummer. Het nummer van de periode komt overeen met het aantal schillen dat in gebruik is.

groep is de verticale rangschikking van atoomsoorten in het periodiek systeem die verwante eigenschappen vertonen. Het aantal valentie-elektronen van de atoomsoorten uit de groepen 1 en 2 is gelijk aan het nummer van de groep. Het aantal valentie-elektronen van de elementen uit de groepen 13 t/m 18 is gelijk aan het nummer van de groep minus 10.

metalen reactiviteit De metalen uit de groepen 1 en 2 reageren heftiger dan de overige metalen. Binnen een groep reageren metalen van boven naar beneden steeds heftiger. Kalium (K) reageert dus heftiger dan lithium (Li) en barium (Ba) reageert veel heftiger dan magnesium (Mg).

halogenen vormen groep 17 in het periodiek systeem De belangrijkste halogenen zijn fluor, chloor, broom en jood. Van boven naar beneden reageren de halogenen (net als de andere niet-metalen) minder heftig: fluor reageert dus veel heftiger dan jood.

edelgassen vormen groep 18 in het periodiek systeem De belangrijkste edelgassen zijn: helium (He), neon (Ne) en argon (Ar). Zij hebben 8 elektronen in de buitenste schil (behalve helium). Atomen van edelgassen reageren nergens mee.

octetregel geeft aan dat de stabiele elektronenomringing die bij de edelgassen optreedt, gekenmerkt wordt door 8 elektronen in de buitenste schil. Een uitzondering hierop is helium, omdat daar de buitenste (K)schil slechts 2 elektronen kan bevatten. Atoomsoorten die dicht bij de edelgassen staan, kunnen ook zo'n edelgasomringing 1 l krijgen: -

metalen door afgifte van elektronen, bv. Mg2 + heeft 8 elektronen in L-schil net als neon (Ne).

-

niet-metalen door opname van elektronen, bv. s2- heeft 8 elektronen in M-schil net als argon (Ar).

-

niet-metalen door delen van elektronen, bv. twee waterstofatomen met elk 1 elektron vormen een molecuul H2 met in totaal 2 elektronen (zoals het He atoom): H · + · H ➔ H-H

1) Het woord edelgasomringing hoef je niet te kennen. Zie blz 6.

Sinas: periodiek systeem der elementen (99)

10

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

ionen microniveau ■ positieve ionen

deeltjes die minder elektronen dan protonen bevatten

■ enkelvoudig ion

metaalion; genoemd naar de metaalsoort

■ ionen met een vaste elektrovalentie bv. ■

Li+, Ca 2• en Al 3+ (zie bijlage achterin)

ionen met meerdere elektrovalenties dus verschillende ion ladingen

■ l+/2+ Hg+, kwik(l)ion en Hg ■ 1+/3+ Au+, goud(l)ion en ■ 2+/3+ Fe

2

■ 2+/4+ Pb

•,

2

ijzer(ll)ion en

2

•,

kwik(ll)ion

Au 3•,

goud(lll)ion

Fe 3•,

ijzer(lll)ion

4

+, lood(ll)ion en Pb +, lood(IV)ion; Sn 2 +, tin(ll)ion en Sn 4 +, tin(IV)ion

■ 3+/6+ U3+, uraan(lll)ion en U6 +, uraan(Vl)ion ■ samengesteld ion

■

groepje niet-metaalatomen met positieve lading

l+ H3 0+ (oxoniumion); NH/ (ammoniumion)

■ negatieve ionen 1> deeltjes die meer elektronen dan protonen bevatten ■ enkelvoudig ion

niet-metaalatoom dat negatieve lading heeft gekregen

■ naam eindigt op 'ide' bv. ■

ei- (chloride-ion) en s2-

(sulfide-ion);

samengesteld ion groepje niet-metaalatomen, waaronder altijd een aantal

zuurstofatomen, met negatieve lading ■ naam eindigt op 'aat' bij het grootst aantal O atomen, bv. bij

■ naam eindigt op 'iet' bij een O atoom minder, bv. bij

so/- (sulfaation)

so/- (sulfietion)

moleculen microniveau kenmerken ■ atoomgroepjes met vaste samenstelling

de molecuulsamenstelling bepaalt de stof

■ bestaan uitsluitend uit niet-metaalatomen

meerderheid van alle moleculen bevat koolstof

■ molecuulmassa som van atoommassa's in een molecuul (in u) ■

bevatten atoombindingen atomen zijn aan elkaar gebonden door gemeenschappelijke

elektronen paren waarvan elk atoom een elektron levert ■ gewone atoombinding ■ polaire atoombinding

geen ladingsverschil tussen de atomen; bv. in Cl 2 met klein ladingsverschil tussen twee atomen; bv. 0-H en C=O

■ vast aantal bindingen voor elke atoomsoort dit is de covalentie; deze is voor atoomsoorten

binnen één groep (in p.s.) gelijk; vuistregel: covalentie +groepsnummer= 18 ■ covalentie 1 bij H, F, Cl, Bren 1 (Hen 17e groep), bv. in H-Br ■ covalentie 2

bij Oen S (16e groep), bv. in 0=0 en H-S-H

■ covalentie 3

bij N en P (lSe groep), bv. in NH 3 en PCl 3

■ covalentie 4

bij C en Si (14e groep), bv. in CH 4 en SiF4

■ zwakke bindingen tussen moleculen

zwakker dan atoom-, metaal- en ion binding

■ vanderwaalsbinding of molecuulbinding

tussen alle moleculen

■ dipool-dipoolbinding tussen dipoolmoleculen (hierin komt een ladingsverdeling van

8+ en&-, veroorzaakt door polaire bindingen) ■

waterstofbrug tussen moleculen met 0-H of N-H groepen; sterker dan vorige twee

bindingen

1) voor ladingen, formules en namen: zie bijlage achterin

11

toelichting

vorming van ionen met behulp van de octetregel De lading van de ionen van metalen uit groep 1 van het p.s. is l+, omdat zij het enkele elektron in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeelden: Na+ en K+ De lading van de ionen van metalen uit groep 2 van het p.s. is 2+, omdat zij beide elektronen in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeelden: Mg2 +, Ca 2 + en Ba 2 + De lading van de ionen van metalen uit groep 13 van het p.s. is 3+, omdat zij de drie elektronen in hun buitenste schil kunnen afstaan. Voorbeeld: Al 3+ De lading van de ionen van niet-metalen uit groep 17 van het p.s. is 1-, omdat zij nog een elektron in hun buitenste schil kunnen opnemen (van 7 naar 8). Voorbeelden:

r, er, Br-, 1-

De lading van de ionen van niet-metalen uit groep 16 van het p.s. is 2-, omdat zij nog twee

s2-

elektronen in hun buitenste schil kunnen opnemen (van 6 naar 8). Voorbeelden: 0 2- en

ionmassa (in u) is van alle enkelvoudige ionen gelijk aan de atoommassa, omdat de massa van (enkele) elektronen zoveel kleiner is dan die van de atoomkern. De ion massa van samengestelde ionen is gelijk aan de massa van het groepje atomen.

vorming van moleculen met behulp van octetregel atoomsoort uit 3e periode bindt H vorming elektronen pa reil: lewisstructuur:

s

Cl

.. ..

:Cl•

•H

:CI-H

..

•s \ _ ~ • H

p H

:.P:

H-~-H

Si

·E]:

H H

H.

:si:

H H

H, /H ._P, H

'si

./

./

,H

.EJ •

H

H

'H

H

dipoolmolecuul is molecuul met een of meer polaire atoombindingen, waarbij het centrum van (partiële)+ lading niet samenvalt met het centrum van (partiële)- lading. Voorbeeld: In HF trekt F harder aan de elektronen dan H: H< . : : · F 6+

6-

vergelijk H 2 : H , ::'.

H

apolair

De zwakke binding die ontstaat tussen twee dipoolmoleculen heet dipool-dipoolbinding of dipool-dipoolinteractie.

vanderwaalsbinding ook wel 'molecuulbinding'; zwakke binding die tussen alle moleculen voorkomt. Deze binding is sterker naarmate de moleculen een grotere massa hebben.

waterstofbrug treedt op bij moleculen met O-H en N-H bindingen. De wisselwerking tussen H (o+) en een O of N atoom (o-) van een naburig molecuul is sterker dan de vanderwaalsbinding. Voorbeeld: Methanolmoleculen blijven bij kamertemperatuur bijeen t.g.v. waterstofbruggen(, 111 ,) ⇒ methanol (CH 3OH) is vloeibaar, terwijl propaan (C 3 H8) met zwaardere moleculen dan gasvormig is.

Binas: enkele formules en hun namen (668)

H

H

'

'o-c-H

H ,

-

H-~-o;__ H

1

: H H H 'H'

o-c-H ' H

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

12

formules van moleculen ■

molecuulformule geeft het aantal van elke atoomsoort in een molecuul, bv. H2 0 2

■

structuurformule geeft weer welke atomen door atoombindingen verbonden zijn, bv. H-0-0-H

■

lewisstructuur structuurformule waarin ook vrije elektronen(paren) zijn weergegeven, bv. H-Ö-Ö-H

ruimtelijke bouw van moleculen wordt beschreven met ■

VSEPR theorie Valentie-Schil-Elektronen-Paar-Repulsie theorie ■

maximale afstoting van atoom bindingen en vrije elektronenparen van de atomen in een molecuul of samengesteld ion daarbij geldt

■

■

afstoting is afhankelijk van type atoombinding bv. C-CI > C-H en C=C > C-H

■

afstoting door vrije elektronenpaar verschilt van die door atoom bindingen

ruimtelijke structuur wordt bepaald door de afstoting drie basisstructuren (zie ook omringingsgetal hieronder) ■

tetraëder met centraal atoom in het midden; ideale tetraëder bij CCl 4 met bindingshoek van 109,5°

■

platte driehoek met centraal atoom in het midden; gelijkzijdige driehoek bij 50 3 met bindingshoek van 120°

■ gestrekte structuur per definitie een bindingshoek van 180° ■

omringingsgetal is aantal richtingen (in de ruimte) waar zich elektronen bevinden, als atoombindingen of als vrije elektronen paren ■ 2-omringing ⇒ gestrekte structuur ⇒ bindingshoek van 180°, bv. bij O=C=O ■ 3-omringing ⇒ platte driehoek ⇒ bindingshoek ongeveer 120°, bv. bij C2 H4 ■ 4-omringing ⇒ tetraëder ⇒ bindingshoek ongeveer 109°;

maar kan door verschil in afstoting sterk afwijken (bv. bij H2 S gelijk aan 92,1 °)

13

oelichting

.tructuurformule uit molecuulformule met behulp van covalenties ⇒

Br 2

02

Br-Br

⇒

HH 1

: 2 H4 ⇒

1

C=C C2 H6 0 1

1

H

⇒

N2

HH

1

H

O=O

⇒

H

1

O=C=O

H

1

HOH

1

1

H-C-C-0-H of H-C-0-C-H 1

⇒

C0 2

N=N

1

1

1

H H

H

H

NH 2 CONH 2

⇒

Il

ewisstructuur uit structuurformule met behulp van octetregel Br-Br ⇒ :Br-Br: 1

H-C-C-0-H 1

1

H H

N=N ⇒ :N:::N:

H H

H H 1

O=O ⇒ Ö=Ö 1

⇒

1

1

H-C-C-Q-H 1

O=C=O ⇒ Q=C=Q

H :Q: H

H O H ••

Il

1

1

H-N-C-N-H

11

..

1

..

H-N-C-N-H

⇒

1

H H

·uimtelijke bouw uit lewisstructuur met behulp van VSEPR 2-omringing (rond C atoom)

zonder vrije elektronenparen vrije elektronenparen bij 0 1.

0

3-omringing (rond C en O)

zonder vrije elektronen paren

li_ H H \ c11 C11 ⇒ '~ : H H

vrije elektronenparen bij 0

,

--

'-

I:{_

I

..

i

H \

C=Ö ..

'~c ' ..

⇒

H

'-

zonder vrije elektronen paren

d'

\

1 1

-~

--

H 4-omringing l) (rond C, N en O)

, ·

:c (__:_:_ . C:

=

H H

H 1

H-C-H

⇒

C

1

H 1 vrij elektronenpaar bij N; 2 vrije elektronenparen bij 0

H

1 .

1

H-N: 1

H

⇒

.,.

H-Q-H ⇒

H'

1

H-N-C-N-H

0

....__,,. . 104,5°

) Er is tetraëdische omringing, waarbij afstoting van atoombindingen verschilt van die van vrije elektronenparen.

H

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

14

stoffen macroniveau ■

zouten opgebouwd uit ■

positieve en negatieve ionen vormen een regelmatig ion rooster gebonden door

■

ionbinding elektrische aantrekking tussen tegengesteld geladen deeltjes naamgeving

■ ■

naam positief ion+ naam negatief ion bv. NH 4 N0 3 heet ammoniumnitraat

moleculaire stoffen opgebouwd uit moleculen, variërend van zeer eenvoudig (zie hieronder) tot ingewikkeld (bv. eiwitmoleculen, zie hoofdstuk 6) ■

■

■

■

sommige niet-ontleedbare stoffen of elementen ■

waterstof zeer brandbaar (explosief) gas; formule: H2 (g)

■

zuurstof onmisbaar voor leven; formule: 0 2 (g)

■

stikstof hoofdbestanddeel van lucht; formule: N2 (g)

■

halogenen stoffen uit groep 17 van het p.s. : F2 (g), Cli{g), Br 2 (1) en 12 (s)

oxiden van niet-metalen bevatten naast zuurstof nog één ander niet-metaal ■

water meest voorkomende stof op aarde; formule: H2 0(1)

■

waterstofperoxide ontsmettings- en bleekmiddel; formule: H2 0 2 (1)

■

koolstofdioxide veroorzaakt broeikaseffect; formule: C0 2 (g)

■

koolstofmono-oxide ontstaat bij onvolledige verbranding; formule: CO(g)

■

zwaveldioxide veroorzaakt zure depositie ('zure regen'); formule: S0 2 (g)

■

zwaveltrioxide formule: S0 3 (g)

■

stikstofmono-oxide formule: NO(g)

■

stikstofdioxide formule: NOi{g); ook stikstofoxiden veroorzaken zure depositie

zuren stoffen die een H+ ion (proton) kunnen afstaan (zie blz. 34) ■

waterstofchloride formule: HCl(g)

■

salpeterzuur formule: HN0 3 {1)

■

zwavelzuur formule: H2 S04 (1)

■

fosforzuur formule: H 3 P04 (s)

■

ethaanzuur (azijnzuur) formule: CH 3COOH(I)

■

sommige basen belangrijkste: ammoniak (NH 3), grondstof voor chemische industrie

■

koolstofverbindingen zie hoofdstuk 5

metalen opgebouwd uit metaalatomen die een metaalrooster vormen eigenschappen ■

glanzend uiterlijk

■

vervormbaar door walsen, gieten, persen

■

geleiding van elektriciteit en warmte

■

smeltpunt vaak hoog uitzondering kwik, Hg(I)

■

goed onderling mengbaar tot legeringen, bv. brons en soldeer

■

verschillen in reactiviteit onedel = wel reagerend; edel= niet reagerend ■

zeer onedele metalen Li, Na, K, Mg, Ca, Ba (uitleen 2• groep van p.s.) en U

■

onedele metalen Al, Sn, Pb, Fe, Co, Ni, Zn, Mn, Cd, Cr

■

halfedele metalen Cu, Hg

■

edele metalen Ag, Au, pt

15

toelichting

zouten zijn verbindingen die zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. Zouten zijn vaste stoffen, meestal kleurloos of wit. Kleuren worden veroorzaakt door bepaalde ionen, meestal de positieve (metaal)ionen. Zo zijn koperzouten meestal blauw.

naamgeving zouten De naam van een zout bestaat uit de naam van het positieve ion gevolgd door de naam van het negatieve ion. Als er meerdere ionen van een metaal bestaan, wordt de (positieve) lading aangegeven met een Romeins cijfer. Voorbeeld: lood(ll)sulfaat en lood(IV)sulfaat

verhoudingsformule formule van zouten Formule die aangeeft in welke verhouding positieve en negatieve ionen in een bepaald zout voorkomen. Zouten zijn ongeladen; de positieve en negatieve ladingen heffen elkaar dus op. voorbeelden: -

ijzer(ll)oxide: FeO; ijzer{lll)oxide: Fe 20 3 ; calciumfosfaat: Ca 3 (P04 h

-

In Pb 3 (0Hh{C0 3h komt {driemaal) Pb2 + voor, want de andere ionen zijn OH- en

co/-, met

een gezamenlijke lading van 6-.

kristalwater en (zout)hydraten Bij sommige zouten passen een bepaald aantal watermoleculen in de ruimte tussen de positieve en negatieve ionen. Dit door het zout opgenomen water noemt men kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat, noemt men een {zout)hydraat. Bij verwarming van het zout ontwijkt het kristalwater. Voorbeeld: Watervrij kopersulfaat, CuS0 4 , is wit; door het opnemen van water ontstaat blauw kopersulfaatpentahydraat, CuS04 • 5H 20.

moleculaire stoffen en aggregatietoestanden (of fasen) Door de zwakke vanderwaalsbinding tussen moleculen zijn de meeste stoffen met kleinere moleculen gasvormig (bv. 0 2 en NH 3) of vloeibaar {bv. H2 0 en alcohol, C2 H6 0). De stoffen met grote moleculen, zoals suikermoleculen, zijn meestal vast. De aggregatietoestand of fase van een stof geven we aan met de volgende toestandsaanduidingen: (s)

=vast (van solid); {I) =vloeibaar (van liquid) en (g) =gasvormig

faseovergangen 11 overzicht Hiernaast zijn alle mogelijke faseovergangen weergegeven. Bij het verdampen van water, weergegeven als H2 0(1) ➔ H20(g), worden (op microniveau) vanderwaalsbindingen en waterstofbruggen tussen de watermoleculen verbroken. Bij smelten van ijs, H2 0(s) ➔ H2 0(1), gebeurt dat maar gedeeltelijk.

s

stollen

naamgeving van moleculaire stoffen 21 voor koolstofverbindingen zie hoofdstuk 3 Elke atoomsoort wordt vermeld met het aantal atomen. Dit aantal wordt als voorvoegsel weergegeven met een Grieks telwoord (mono wordt aan het begin van de naam weggelaten). voorbeelden: CO koolstofmono-oxide;

S02 zwaveldioxide; N20 4 distikstoftetraoxide

1) De namen rijpen en vervluchtigen hoef je niet te kennen.

2) Zie voor overige namen bijlage achterin.

Binas: toestandsaanduidingen (38A); voorbeelden van hydraten (4SB)

16

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

soorten stoffen van micro naar macro kenmerken

!

zouten

moleculaire stoffen

metaal- en nietmetaalatomen

niet-metaalatomen

niet-metaalatomen

metaalatomen

moleculen

atomen

+ ionen en vrije elektronen

■

soort atomen

■

kleinste deeltjes + en-ionen

stoffen met atoom rooster

metalen

■

type binding

ion binding

a: vanderwaalsbinding b: dipool-dipoolbinding atoom binding C: eventueel H brurgen 1 d: atoom binding

■

bindingssterkte

sterk

zwak (bindingstype a, b) matig (bindingstype c) sterk (bindingstype d)

sterk

meestal sterk

■

type rooster

ion rooster

molecuulrooster

atoom rooster

metaalrooster

groot

gering

zeer groot

wisselend

■ smelt/kookpunt hoog

laag 21

zeer hoog

meestal hoog

ja l (door ionen)

nee

wisselend

wisselend s)

onoplosbaar

voor vaste stoffen

■

■

hardheid

geleiding

3

van elektriciteit

■

oplosbaarheid

alleen in water

■

soort formule

verhoudingsformule molecuulformule

■

naamgeving

■

stoffen

Romeinse cijfers:

voorbeelden

1,11,111,IV

Griekse telwoorden: mono, di, tri, tetra

NaCI, CuS0 4 , kunstmest

H2,C12H22011, macromoleculen

41

metaalbinding

ja (door elektronen) onoplosbaar

atoom symbool atoom symbool

C (diamant), Si02 (zand)

Na, Hg, legeringen

1) binding binnen de moleculen 2) stof met zwakke bindingen heeft laag smelt- en kookpunt 3) alleen als een zout vloeibaar is of opgelost, geleidt het elektrische stroom 4) C (grafiet) geleidt elektriciteit, maar C (diamant) niet. Er zijn ook halfgeleiders met een atoom rooster. 5) 'soort zoekt soort'

=)

stoffen waarvan de moleculen op elkaar lijken, mengen goed

toelichting

keramische stoffen relatie tussen rooster en stofeigenschappen

Keramische materialen worden gekenmerkt door zeer hoge hardheid en zeer hoge smeltpunten. Zij bezitten een atoom rooster (bv. diamant} of een rooster van ionen met ladingen van ten minste 2+ en 2-. ionrooster

Hierin zijn alle ionen door tegengesteld geladen ionen omringd. Voorbeeld: NaCI, met weergave van de 'buitenkant' van de ionen (zie figuur hiernaast} molecuulrooster

Hierin houden zwakke krachten de moleculen bijeen. Bijvoorbeeld de vanderwaalskrachten tussen jood moleculen, bij omstandigheden waaronder 12 een vaste stof is (zie figuur hiernaast, waarin----= atoombinding}. metaalrooster

Hierin houden vrij bewegende (valentie}elektronen (voorgesteld als ladingswolk} de metaal'ionen' bijeen. (zie figuur hiernaast} atoom rooster

Hierin zijn alle atomen via atoom bindingen met elkaar verbonden. Het wordt een netwerk waarin geen aparte groepjes te onderscheiden zijn zoals bij een molecuulrooster. (zie figuur hiernaast voor diamant} water als oplosmiddel

Een watermolecuul heeft de unieke eigenschappen dat in dit kleine molecuul twee polaire atoombindingen voorkomen en dat het een gehoekte structuur bezit. Daardoor hebben de beide waterstofatomen elk een kleine positieve lading (ö+} en het zuurstofatoom een kleine negatieve lading (2ö-}. Door de beide 0-H bindingen kan water per molecuul twee waterstofbruggen aangaan. Stoffen die net als water waterstofbruggen kunnen vormen of voldoende polaire bindingen hebben, zijn goed in water oplosbaar en dus hydrofiel. hydratatie is omringing van een ion door watermoleculen,

weergegeven met de toestandsaanduiding (aq}. Deze omringing is zodanig, dat het O atoom (2ö-} zich aan positieve ionen bindt en de H atomen (ö+} zich aan negatieve ionen binden. voorbeelden (zie hiernaast}: K+(aq) en F-(aq} Binas: kristalstructuren, technisch keramiek (67D1); allotropie bij koolstof (67E)

17

18

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

oplosbaarheid en mengbaarheid 'soort zoekt soort' uitgaande van structuur ■

stoffen met weinig polaire bindingen mengen onderling goed bv. vet met wasbenzine

■

stoffen met H bruggen mengen onderling goed bv. NH 3 en alcohol met water alleen geldend voor water als oplosmiddel

■

hydrofiele stof stof lost goed op in water; bv. de oplosbare zouten, zoals NaCI

■

hydrofobe stof stof lost slecht op in water; elke stof die geen polaire bindingen bevat

mengsels 11 de natuur en chemische processen leveren zelden zuivere stoffen ■

willekeurige vastestofmengsels bv. ruwe metaalertsen uit mijnen, mengsels na een chemisch proces met bijproducten en chemisch afval

■

legeringen nauwkeurig bepaalde mengsels van metalen, bv. brons (koper en tin), messing (koper en zink), soldeer (lood en tin) en amalgaam (kwik met edelmetaal)

■

mengsels met vloeistoffen ■

homogene vloeistofvloeistofmengsels bv. sterke drank (vooral water en alcohol)

■

oplossing vaste stof of gas volledig gemengd met vloeistof

■

■

verzadigd de maximale hoeveelheid stof is opgelost (bij bepaalde T)

■

onverzadigd er is minder dan de maximale hoeveelheid stof opgelost

emulsie mengsel van fijnverdeelde vloeistoffen, bv. boter (waterdruppeltjes in vet); vaak is emulgator nodig (stof die eigenschappen van beide vloeistoffen bezit)

■ ■

suspensie fijnverdeelde vaste stof, zwevend in vloeistof

gasmengsels bv. lucht en mengsel van stikstof en waterstof voor ammoniaksynthese

scheidingsmethoden voor stoffen in mengsels

naam

soort mengsels

scheiding berust op verschil in

destillatie

vloeistoffen, oplossingen

kookpunt

suspensie

dichtheid van de stof

filtratie

vaste stof in vloeistof of gas

deeltjesgrootte

extractie

vaste stoffen

oplosbaarheid in extractiemiddel

wassen

gassen

oplosbaarheid in wasvloeistof

adsorptie

verontreinigde stof

binding aan adsorptiemiddel

chromatografie 2)

kleurstoffen

oplosbaarheid en adsorptie

vloeistofmengsels

kookpunt, adsorptie en/of oplosbaarheid

(inclusief indampen)

bezinken (versneld door centrifugeren)

(papier- en dunnelaag-)

gaschromatografie 2>

1) De voorbeelden van mengsels hoef je niet te kennen, de soorten mengsels wel. 2) Chromatografie wordt behandeld bij Analysemethoden, hoofdstuk 8.

19

toelichting

oplossen van stoffen in water op microniveau -

Als een zout oplost in water, wordt de regelmatige rangschikking van de ionen in het ionrooster verbroken. Het verbreken van ion bindingen kost energie, maar als de losse ionen meteen omringd worden door watermoleculen (hydratatie), levert dat weer energie op. Weergave van het oplossen van natriumsulfaat: Na 2 SOis) ➔ 2 Na+(aq) + so/-(aq)

-

Als een moleculaire stof oplost in water, worden niet alleen alle vanderwaalsbindingen (en eventuele waterstofbruggen) tussen de moleculen van die stof verbroken, maar worden ook vanderwaalsbindingen en H bruggen van een deel van de watermoleculen verbroken. Tegelijk worden er vanderwaalsbindingen en eventuele waterstofbruggen gevormd tussen de watermoleculen en de moleculen van de oplosbare stof. Weergave van het oplossen van suiker: C12 H22 O11 (s) ➔ C12 H22 O11 (aq)

-

Bij zuren en basen vindt na het oplossen een vervolgstap plaats (zie blz. 34).

smelt- en kookgedrag Een zuivere stof heeft een smeltpunt en een

kookpunt, d.w.z. het smelten of koken vindt bij één temperatuur plaats. Een mengsel of een onzuivere stof heeft een smelttraject en kooktraject, d.w.z. de temperatuur loopt op tijdens het smelten of koken.

scheidingsmethoden zijn methoden om uit een mengsel zuivere stoffen te verkrijgen

- destillatie, bv. bij aardolie in verschillende fracties; gedestilleerd water uit kraanwater; vloeibare lucht scheiden in stikstof en zuurstof; 'gedestilleerd' of 'sterke drank'

- indampen, toegepast als het oplosmiddel niet bewaard hoeft te worden voorbeeld: zoutwinning uit zeewater

- filtratie, bv. het gebruik van zand bij drinkwaterbereiding - extractie, bv. bij suiker uit suikerbieten of zout uit steenzoutlagen met water; olie uit zaden met organisch oplosmiddel

- adsorptie, meestal met actieve koolstof (norit) voorbeelden: ontkleuren van oplossingen, giftige stoffen uit lucht met gasmasker

scheiding op microniveau -

begintoestand: moleculen van verschillende samenstelling door elkaar: op macroniveau: mengsel van 2 niet-ontleedbare stoffen en 1 ontleedbare stof

-

eindtoestand: moleculen zijn per soort bijeen en apart van de andere soorten

+

~ c9

op macroniveau:

+

3 stoffen gescheiden

00 Binas: smelt- en kookpunten (42); oplosbaarheid van gassen in water (44A); oplosbaarheid van zouten in water (45)

20

begrippen en relaties van atomen tot stoffen

rekenen aan stoffen uitgaande van ■

massa symbool m; eenheid: kg of g afgeleide begrippen ■

massapercentage gedeelte van massa · 100% informule

massa van bestanddeel · l00% totale massa ■ massa-ppm één miljoenste deel van massa, bv. 1 mg per kg ■

massa-ppb één miljardste deel van massa, bv. 1 µg per kg

■ volume symbool V; eenheid: m 3, L (= dm 3 ) of ml(= cm 3)

afgeleide begrippen ■

volumepercentage gedeelte van volume· 100% informule volume van bestanddeel ·100% totaal volume

■ volume-ppm één miljoenste deel van volume, bv.1 cm 3 per m 3 ■ dichtheid = massa : volume massa (in kg) van 1 m 3 van een stof; symbool p;

eenheid van dichtheid: kg m-3 = g L-1 ■

chemische hoeveelheid maat voor hoeveelheid stof; symbool n(X); eenheid: mol afgeleide begrippen ■ molaire massa of molmassa:massa van 1 mol stof; symbool M; eenheid: g mol- 1 ;

(de massa van 1 mol stof is M gram als de molecuulmassa Mu bedraagt) ■

molair volume symbool Vm, volume van 1 mol gas; alleen afhankelijk van temperatuur en druk, bv. 22,4 L bij

p = p0 en T = 273 K

■ molariteit aantal mol (opgeloste) stof per L (oplossing); eenheid: M =molair= mol L■

concentratie aantal mol deeltjes (van stof X) dat per liter aanwezig is ; symbool: [X] of c(X); eenheid: mol L-1

alleen verschil met molariteit bij ■

zouten door volledige splitsing in ionen geldt altijd: [zout]= 0; bv. voor 0,48 M CaCl 2 oplossing geldt: [CaCl 2 ] = o, [Ca 2 +] = 0,48 en [cl-]= 0,96 mol L-1

■ zuren en basen bij onvolledige splitsing (zwakke zuren en zwakke basen)

moeten de evenwichtsconcentraties worden berekend (zie hoofdstuk 3)

molberekeningen omrekenschema x molaire massa

x molair volume aantal liter gas

aantal mol

aantal gram : molaire massa

: molair volume

x volume

l l,

volume

molariteit

1

21

toelichting

massapercentage van een bestanddeel van een stof -

Hoe groot is het massapercentage C in suiker,

c12 H22O11 ?

De molecuulmassa van suiker is (12 · 12,01 + 22 · 1,008 + 11 · 16,00) = 342,30 u. Het massapercentage C hierin is

:~!~~~

1

1

• 100%

= 42,10% (4 sign. cijfers, zie blz. 84).

volumepercentage van een stof in een mengsel - Hoeveel ml alcohol is aanwezig in 250 ml bier met 5,00 vol% alcohol? In 100 ml is aanwezig 5,00 ml, dus in 250 ml is aanwezig ~~~ · 5,00 = 12,5 ml alcohol.

dichtheid berekening -

Hoe groot is het volume van 1,00 kg kwik in ml?

De dichtheid p van kwik is 13,5 • 10 3 kg m-3 • Het volume van 1,00 kg kwik is 1,00 kg -s 3 -2 ( massa ) _3 = 7,41 · 10 m = 7,41 · 10 l = 74,1 ml want volume= d" hth .d . 3 13,5·10 kgm IC e1

molaire massa M berekeningen -

Bereken de molaire massa van ijzer(lll)nitraat, Fe(NOJ 3 •

De massa van een ijzer(lll}ion is 55,85 u; die van een nitraation (N0 3-) is 14,01 + 48,00 =

62,01 u ⇒ de 'molecuulmassa' van ijzer(lll)nitraat is 55,85 u + 3 · 62,01 u = 241,88 u. De molaire massa van ijzer(lll}nitraat is dan 241,88 g mo1- 1 . -

Hoeveel mol is 500 g ijzer(llf)nitraat? (berekenen met aantal gram : M = aantal mol)

500 g ijzer(lll)nitraat komt overeen met

500 g _1 = 2,07 mol (3 significante cijfers). 241,88 gmol

molair volume berekeningen met gassen -

Bereken het gasvolume als het molair volume en de chemische hoeveelheid gegeven zijn.

Het volume van 1,50 mol van een willekeurig gas bij een molair volume van 24,5 l mor1

(p =Poen T = 298 K) is 1,50 mol · 24,5 l mor1 = 36,8 L. -

Bereken de massa van een gas als het volume en het molair volume gegeven is.

Als 2,00 liter koolstofdioxide bij p =p 0 en T = 273 K gewogen wordt, heeft het een massa 2 00 1 van • L _1 • 44,01 g mol- = 3,93 gram (3 significante cijfers). 22,4 Lmol

molariteit berekeningen -

Bereken het aantal mol als de molariteit en het volume gegeven zijn.

Het aantal mol stof in 250 ml van een oplossing van 0,20 Mis

250 • 10-3 l · 0,20 mol l-1 = 5,0 • 10-2 mol. -

Bereken het volume als het aantal mol en de molariteit gegeven zijn.

Als je 0,20 mol stof nodig hebt en je hebt de beschikking over een oplossing met een molariteit van 0,44 M, dan neem je als volume

0 20 • mol_ = 0,45 liter. 0,44mol L 1

Binas: vermenigvuldigingsfactoren (2); gegevens van stoffen, o.a. dichtheid (8-12); scheikundige symbolen (38A); dichtheden en molariteiten van oplossingen (43); elementen en hun relatieve atoommassa's (40A); molaire massa's (98); afgeronde atoommassa's (99)

22

begrippen en relaties

2

Reacties en reactieomstandigheden kenmerken van reacties op microniveau ■

hergroepering van atomen atomen gaan tijdens reacties niet verloren, moleculen wel leidt op macroniveau tot ■

ontstaan van nieuwe stoffen reactieproducten worden gevormd uit beginstoffen

■

vaste massaverhouding van beginstoffen verklaring op microniveau: moleculen van reactieproduct(en) bepalen hoeveel van elke atoomsoort nodig is

■ ■

wet van massabehoud massa voor de reactie is gelijk aan massa na de reactie

bindingen worden verbroken en gevormd verbreken kost energie, vormen levert energie leidt op macroniveau tot ■

■

energie-effect vorming van reactieproducten kost energie of levert energie op ■

endotherme reactie hierbij is voortdurend energietoevoer nodig

■

exotherme reactie hierbij komt energie vrij

botsende deeltjes aantal botsingen en de heftigheid van de botsingen zijn van belang leidt op macroniveau tot ■

reactiesnelheid elke reactie heeft eigen reactiesnelheid; deze is afhankelijk van reactieomstandigheden, zoals concentratie, temperatuur en druk

■

reactievergelijking beschrijft reactie op atomaire schaal; reactiepijl geeft omzetting aan op macroniveau ■

constante molverhouding bepaald door de coëfficiënten in de reactievergelijking

soorten reacties 11 ■

■

ontledingsreacties van verbindingen (ontleedbare stoffen); kosten energie ■

thermolyse ontleding door verhitting

■

elektrolyse ontleding door elektrische stroom

■

fotolyse ontleding door (ultraviolet) licht

vormingsreacties twee of meer stoffen leveren één reactieproduct; omgekeerde van ontledingsreacties

■

verbrandingsreacties reacties van een stof met zuurstof (zie ook hoofdstuk 4) ■

langzame verbranding geen vuurverschijnselen, bv. roesten, verbranding van voedsel

■ snelleverbranding ■

snel verlopend met vuurverschijnselen, bv. verbranding van hout

volledige verbranding met zuurstof in stoichiometrische verhouding of met

overmaat; hierbij ontstaan de 'normale' oxiden van de aanwezige atoomsoorten, zoals H2 0, C0 2 en 50 2 ■ onvolledige verbranding met

ondermaat (te weinig) zuurstof; hierbij ontstaat,

bij aanwezigheid van koolstof, CO en/of C (roet) ■

donor-acceptorreacties donor geeft/staat af en acceptor krijgt/neemt op ■

redoxreacties reductor geeft elektron(en) aan oxidator (zie hoofdstuk 4)

■ zuur-basereacties zuur geeft proton (H"i- ion) aan base (zie blz. 40) ■

reacties van koolstofverbindingen zie hoofdstukken 5 en 6

1) Bepaalde reacties kunnen bij meerdere soorten worden ondergebracht.

23

toelichting

constante massaverhouding De verhouding tussen de massa's van reagerende stoffen is bij elke reactie constant.

- 1,0 g H2 reageert volledig en explosief met 8,0 g 0 2 (in knalgas is massaverhouding 1 : 8). -

Alle massa's die aan deze verhouding voldoen, zullen volledig reageren, dus 5,0 g H2 reageert volledig met 5,0 •8,0 g = 40 g 0 2•

Indien van één van de beginstoffen meer wordt toegevoegd dan kan reageren, spreken we van een overmaat van die stof. De andere stof is dan in ondermaat aanwezig.

wet van behoud van massa De totale massa van de stoffen na een reactie (reactieproducten) is gelijk aan de totale massa van de stoffen vóór de reactie (beginstoffen). -

In het voorbeeld hierboven reageren 5,0 g H2 en 40 g 0 2 tot 5,0 + 40 = 45 g H2 0 .

reactievergelijking kloppend maken voorbeeld - Maak de reactievergelijking ... NH3 + ... NO 2 ➔ ... N2 + ... H2 0 kloppend. Het maakt in dit geval niet uit met welke atoomsoortje begint, als je stoffen die uit één atoomsoort bestaan, zoals N2, maar tot het laatst bewaart. -

Bv. eerst O kloppend maken; dan H kloppend maken : 4 NH 3 + ... N0 2 ➔ ... N2 + 6 H2 0

-

0 opnieuw kloppend maken: 4 NH 3 + 3 N02 ➔ ... N2 + 6 H2 0

- Tenslotte N kloppend maken (rechts 3 -

½keer N 2)

Alle coëfficiënten verdubbelen: 8 NH 3 + 6 N0 2 ➔ 7 N 2 + 12 H2 0

elementkringloop Omdat atomen niet verloren gaan, kunnen elementen (atoomsoorten) worden ingebouwd in ontleedbare stoffen (via vormingsreacties), maar daaruit weer worden teruggewonnen (via ontledingsreacties). -

eenvoudig voorbeeld: explosieve verbranding van waterstof: 2 H2 + 0 2 ➔ 2 H 2 0 terugwinning door elektrolyse van water (zie hieronder): 2 H 2 0 ➔ 2 H2 + 0 2

ontledingsreactie een reactie waarbij één stof wordt omgezet in twee of meer andere stoffen voorbeelden: -

thermolyse van glyceryltrinitraat (explosieve vloeistof; in dynamiet veilig door adsorptie) 4 C3 H 5 N 3 0 9 (1) ➔ 12 C0 2 (g)

+ 10 H2 0(g) + 6 N2 (g) + 0 2 (g) - elektrolyse van water: 2 H2 0(1) ➔ 2 H2 (g) + 0 2 (g) -

fotolyse van zilverbromide: 2 AgBr(s) ➔ 2 Ag(s) + Br2(1)

verbrandingsreactie een reactie met zuurstof waarbij oxides ontstaan voorbeelden: -

volledige verbranding van butaan 2 C4 H10 (g)

-

+ 13 0 2(g)

➔ 8 C0 2 (g)

+ 10 H2 0(g)

onvolledige verbranding van thiofeen C4 H4 S(g) + 4 0 2 (g) ➔ 4 CO(g) + 2 H20(g) + S02 (g)

Sinas: formules v.m niet-ontleedbare stoffen (40A); formules van ontleedbare stoffen (42A, 98)

24

begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden

vormen van energie belangrijk voor scheikunde ■ chemische energie totale energie-inhoud van een stof (per mol) ■ elektrische energie ■ warmte

energie van elektronen en ionen bij een spanningsverschil

overdraagbare bewegingsenergie van atomen, moleculen en ionen

■ licht energie van fotonen

energie-effect bij processen ■ exotherme processen

hierbij komt energie vrij

type processen ■ faseovergangen stollen en condenseren ■ oplossen

■ reacties

afhankelijk van het type stof en het oplosmiddel waarbij energie vrijkomt

algemeen kenmerk ■ chemische energie neemt af

f 2 - f 1 = l:J.f < 0, waarin f 2 = chemische energie van

producten, f 1 = chemische energie van beginstoffen energie komt vrij in de vorm van ■ warmte

bv. bij verbrandingsreacties

■ elektriciteit ■ licht

bv. bij batterij of accu

bv. bij vuurwerk of reactie van magnesium met zuurstof

■ endotherme processen

hiervoor is voortdurend energietoevoer nodig

type processen ■ faseovergangen smelten, verdampen/koken en vervluchtigen ■ oplossen ■ reacties

afhankelijk van het type stof en het oplosmiddel waarbij energie wordt 'opgeslagen' in de reactieproducten

algemeen kenmerk ■ chemische energie neemt toe

f 2 - f 1 =l:J.f > 0, waarin f 2

=chemische energie van

producten, f 1 = chemische energie van beginstoffen energie wordt opgenomen als ■ warmte bv. bij thermolyse van suiker (verkoling) ■ elektriciteit ■ licht

bv. bij opladen van accu en elektrolyse van water

bv. bij fotolyse en fotosynthese

type berekeningen ■ vormingswarmte ■ reactiewarmte

energie-effect bij vorming van een stof uit niet-ontleedbare stoffen

energie-effect bij een reactie, te berekenen met bekende vormingswarmten

25

toelichting

wet van energiebehoud de totale hoeveelheid energie verandert nooit.

Wel kan bij een reactie de (chemische) energie die in stoffen is opgeslagen, worden omgezet in een andere vorm van energie, bv. warmte (exotherm), of andersom (endotherm). exotherm en endotherm in energiediagrammen weergegeven CH 4 + 2 02 f1 - - - - - - -

f2

1111111111111111111111111111,-.------

AE> 0

llf bij hogere temperatuur zijn er meer (energierijke) deeltjes die de overgangstoestand bereiken ⇒ hogere reactiesnelheid 1) Het is onduidelijk of je het effect van de temperatuur alleen hoeft te verklaren met het botsende-deeltjesmodel.

27

toelichting

reactiesnelheid maat voor de snelheid waarm een stof in een reactie wordt gevormd of omgezet (eenheid: mol L- 1 ç

1

).

een kort tijdsinterval gemeten:

In de praktijk wordt _meestal de gemiddelde snelheid sgem. over sgem.=

~con1:ijJratie

Vuistregel: een reactie verloopt 2 tot 3 maal zo snel bij 10 K temperatuurstijging. katalysator een stof die de snelheid van een reactie verhoogt, zonder zelf verbruikt te worden. In vergelijking met de stoffen die reageren, is de hoeveelheid katalysator klein. Gebruik van een katalysator maakt het mogelijk binnen een zelfde tijd meer stof te produceren, of een lagere temperatuur te gebruiken.

botsende-deeltjesmodel beschrijft een reactie als het gevolg van botsingen tussen deeltjes. Slechts een deel van de botsingen leidt tot een reactie; dit noemen we effectieve botsingen. Een grotere reactiesnelheid wordt veroorzaakt door een groter aantal effectieve botsingen, ten gevolge van hogere temperatuur, grotere concentratie en/of grotere verdelingsgraad.

activeringsenergie fa energie die (minimaal) aan reagerende deeltjes moet worden toegevoerd om een

overgangstoestand te bereiken waarin zich nieuwe bindingen vormen,

terwijl bestaande bindingen nog niet (volledig) zijn verbroken.

effect van activeringsenergie op reactiesnelheid - Temperatuurverhoging brengt de energie van begin- en eindtoestand omhoog, terwijl de overgangstoestand dezelfde blijft ⇒ activeringsenergie wordt kleiner ⇒ reactiesnelheid wordt groter (figuur links). - Toevoeging van een katalysator verlaagt de energie van de overgangstoestand, terwijl de begin- en eindtoestand ongewijzigd blijven ⇒ activeringsenergie wordt kleiner ⇒ reactiesnelheid wordt groter (figuur rechts). Eo.t. -

- ,. ,-----· ....,, .. ..

-

..' .

.' '

. • . Er2 t----•,. En -\··----·"'···

'

.. ..

.. '.

'

'

' .:... En = energie van beginstoffen bij T1

Ea = activeringsenergie bij T1 (geen katalysator)

En = energie van beginstoffen bij T2 > T1

fa' = activeringsenergie bij T2 (geen katalysator)

f 0 .t.= energie van overgangstoestand

Ea" = activeringsenergie met katalysator

begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden

chemisch evenwicht kenmerken ■

beginstoffen reageren bij reactie 'naar rechts'

■

producten reageren bij reactie 'naar links'

■

onvolledige omzetting reactiemengsel bevat zowel producten als beginstoffen

■

reactiesnelheden naar rechts en links zijn gelijk

■

hoeveelheden stof links en rechts zijn niet gelijk maar veranderen niet

■

evenwicht is dynamisch de reacties blijven verlopen

evenwichtsvoorwaarde Kis (alleen bij evenwicht) gelijk aan de 'concentratiebreuk' informule

■ K -- [qq[or

voor het evenwicht n A + m 8

[A]" [B]m

p

qC+ r D

bevat ■

evenwichtsconstante K getal dat ligging van evenwicht beschrijft ■

■

Kis alleen van temperatuur afhankelijk

concentratiebreuk ■

concentraties van reactieproducten in teller coëfficiënten uit de reactievergelijking komen terug als exponenten

■

concentraties van beginstoffen in noemer coëfficiënten uit de reactievergelijking komen terug als exponenten

■

geen concentraties van vaste stoffen of oplosmiddelen

toegepast op ■ homogeen evenwicht alle stoffen in dezelfde fase (meestal gas)

voorbeeld ■

ammoniakbereiding N2 (g) + 3 H2 (g)

■ evenwichtsvoorwaarde K =

[NH3 ]2 3 [N2 HH2]

p

2 N H3 (g)

28

29

toelichting

aflopende reactie of evenwicht? We noemen een reactie aflopend als na verloop van tijd één van de beginstoffen is opgebruikt. De reactiesnelheid is dan afgenomen tot nul. Een chemisch evenwicht wordt gekenmerkt door de (blijvende) aanwezigheid van alle deelnemende stoffen, omdat uit de reactieproducten weer beginstoffen worden gevormd. Hetzelfde evenwicht kan dus ook worden bereikt door van de 'producten' uit te gaan.

î ai .c "O

cii

C: Il\ Cl)

:e lll

~-------------tijd ➔

tijd ➔

î

î

î

Cl)

:;:;

Cl)

:;:;

producten

....~

....~

î producten beginstoffen J,

C:

C:

Cl)

Cl)

u

u

C:

C:

0

beginstoffen J,

0

u

u

tijd ➔

tijd ➔

er ontstaat evenwicht

reactie is aflopend

evenwichtsconstante K beschrijft de ligging van een evenwicht. De waarde van K hoort bij een bepaald evenwicht en is verder alleen van de temperatuur afhankelijk.

evenwichtsvoorwaarde K = 'concentratiebreuk' Dit geldt zodra een evenwichtstoestand is bereikt. De concentratiebreuk leidt men af uit de (evenwichts)reactievergelijking: Een coëfficiënt bij een stof in de reactievergelijking wordt een exponent bij de concentratie van die stof. voorbeeld: 2

-

Voor 2 NO(g) + O2 (g)

µ

2 NO 2 (g) geldt de evenwichtsvoorwaarde: K =

evenwichtsligging een evenwicht (n A + m B

µ

[NO\(g)] [NO(g)] [0 2 (g)]

q C + r D) ligt rechts als er veel product

(C en D) en weinig beginstof (A en B) aanwezig is. De waarde van Kis dan groot. Als de waarde van K klein is, ligt het evenwicht links, dus veel A en B, weinig C en D.

evenwicht aflopend maken door één van de producten weg te nemen loopt het evenwicht af 'naar rechts'. Bijvoorbeeld de bereiding van ongebluste kalk, CaCO 3(s)

µ

CaO(s) + CO 2 (g), wordt een

aflopende reactie als het CO2 kan ontwijken of wordt weggezogen. De reactie naar links kan niet meer verlopen, waardoor de ontleding volledig wordt.

30

begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden

factoren die chemisch evenwicht beïnvloeden effect op:

K

reactiesnelheden

ligging van evenwicht

■

temperatuurverhoging

ja

beide snelheden (verschillend) groter

verschuiving naar endotherme kant

■

product afvoeren

nee

snelheid terugreactie wordt nul

loopt af naar rechts

■

overmaat van één van beginstoffen

nee

snelheid heenreactie groter

verschuiving naar rechts

■

hogere druk (bij gasevenwicht)

nee

beide snelheden (verschillend} groter

naar de kant met minste (gas}deeltjes

■

katalysator gebruiken

nee

beide snelheden evenveel groter

geen verschuiving

31

toelichting

evenwichtsligging praktische toepassing (zie ook blz. 68) ammoniakevenwicht: N 2(g) + 3 H 2(g) -

µ

2 NH 3(g)

K=

[NH3 J2 [N2l·[H2J3

druk verhogen (volume verkleinen) ⇒ alle concentraties worden groter ⇒ concentratiebreuk wordt kleiner, want noemer neemt sneller toe dan teller.

K blijft constant ⇒ evenwichtstoestand is alleen te bereiken, indien de concentratiebreuk weer toeneemt tot waarde van K ⇒ [NH 3] zal groter worden, [N 2] en [H 2] worden kleiner ⇒ reactie 'naar rechts' zal tijdelijk overheersen.

Vuistregel: bij drukverhoging verschuift het evenwicht naar de kant met de minste deeltjes. Er is een grens aan de gekozen hoge druk i.v.m. de kosten van de benodigde apparatuur en de gevaren van (extreem) hoge druk. -

temperatuur verhogen ⇒ heen- en terugreactie verlopen beide sneller. De endotherme reactie (ontleding van NH 3 ) is sterker afhankelijk van temperatuurverhoging dan de exotherme reactie ⇒ [NH 3] wordt kleiner, [N 2] en [H 2] worden groter ⇒ K wordt nu kleiner. Dit is ongunstig voor de hoeveelheid NH 3 •

Vuistregel:

bij temperatuurverhoging verschuift het evenwicht naar de 'endotherme kant'.

Bij de ammoniakbereiding is een compromis nodig: de temperatuur moet hoog genoeg zijn voor een snelle evenwichtsinstelling, maar niet zo hoog dat het evenwicht sterk aan de kant van de beginstoffen ligt. -

katalysator toevoegen (bij deze reactie is dat Fe). Heen- en terugreactie worden in dezelfde mate versneld ⇒ geen verandering van de evenwichtsligging en geen verandering van K, wel snellere evenwichtsinstelling.

-

het product wegnemen is hier geen optie, omdat er geen manier is om alleen ammoniak bij de heersende hoge temperatuur en druk uit het gasmengsel weg te nemen (in de praktijk wordt ammoniak gecondenseerd in een aparte, koude ruimte).

Sinas: evenwichtsconstanten van gasreacties, bij verschillende temperaturen (51)

32

begrippen en relaties reacties en reactieomstandigheden

rekenen aan reacties

stappen ■

1. stel reactievergelijking op bv. A + 3 B

■ 2. bepaal molverhouding

➔

2C

zie reactievergelijking; bv. mol B : mol C = 3 : 2

■ 3. bereken molaire massa's van betrokken stoffen ■ 4. reken gegeven hoeveelheid stof om in mol

of zoek ze op: bv. Me en Me

gegeven als massa of als aantal L oplossing

met behulp van

■ molaire massa voor vloeistoffen en vaste stoffen, bv. aantal mol B = massa van

8

Me ■ molariteit voor oplossingen; aantal mol= gegeven volume x gegeven molariteit ■ 5. bereken aantal mol van gevraagde stof

uit berekend aantal mol van gegeven stof

(met molverhouding in de reactievergelijking) ■ 6. reken aantal mol gevraagde stof om

naar ■ gram

m.b.v. molaire massa, bv. aantal mol C x Me= aantal gram C

■ molariteit m.b.v. volume: aantal mol gedeeld door aantal L = molariteit (in mol L- 1 ) ■ 7. controleer significantie

zie blz. 84

rekenen aan reacties tussen gassen

stappen ■ 1. stel reactievergelijking op bv. 2 A(g) ■ 2. bepaal molverhouding

+ 2 B(g) ➔ 3 C(g)

die is in bovenstaand voorbeeld 2 : 2 : 3

■ 3. volumeverhouding= molverhouding ■ 4. bereken gevraagd volume

volgens algemene gaswet

bv. uit 4 liter van A en 5 liter van B ontstaat 6 liter van C;

er is een overmaat van 1 liter van B (gebruik bovenstaande reactievergelijking)

33

toelichting

rekenen aan reacties voorbeelden

-

Aluminium wordt gemaakt door ontleding (via elektrolyse) van gesmolten aluminiumzouten. Hoeveel kg aluminium ontstaat door ontleding van 100 kg Al2 O3 ?

1. reactievergelijking: 2 Al 2 0 3 2. molverhouding Al 20 3

:

➔

4AI + 3 0 2

Al = 1 : 2

3. 1 mol Al heeft een massa van 26,98 gen 1 mol Al 20 3 een massa van 101,96 g 5

4. 100 kg Al 2 0 3 (= 1,00 · 10 5 g) komt overeen met

1,00 ·10 g 101,96 gmol

_1 = 9,80 · 102 mol Al 2 0 3

5. molverhouding Al 20 3 : Al= 1 : 2 ⇒ er kan 2 • 9,80 • 102 = 1,96 • 10 3 mol Al ontstaan 6. 1,96 · 10 3 mol Al = 1,96 · 103 mol · 26,98 g moi-1 = 5,29 · 104 g = 52,9 kg Al 7. antwoord in 3 significante cijfers (zie blz. 84) -

Voor het vertinnen van ijzer wordt een oplossing van SnS04 gebruikt. Hoeveel liter van 2,0 M tinsulfaatoplossing kan worden gemaakt uit 3,1 kg tin?

1. vereenvoudigde reactievergelijking: Sn + H2 S04

➔

SnS04 + H2

(eigenlijke reactie is redoxreactie met losse ionen: Sn + 2 W ➔ Sn 2 + + H2 ) 2. molverhouding Sn : Sn504 = 1: 1 3. 1 mol Sn heeft een massa van 118,7 gram 3

4. aantal mol Sn =

3,1·10 g 118,7gmol

_1 = 26 mol

5. molverhouding Sn : SnS04 = 1: 1 ⇒ er kan ook 26 mol SnS04 ontstaan 6. molariteit moet 2,0 M worden

⇒ aantal liter oplossing=

26 mol_ = 13 L 1 2,0 mol L

7. antwoord in 2 significante cijfers rekenen aan gasreacties voorbeeld

-

Propaan wordt o.a. gebruikt als brandstof voor auto's. Hoeveel dm 3 lucht is nodig bij verbranding van 1,2 dm 3 propaan?

1. reactievergelijking: C3 H8 (g) + 5 0 2 (g) ➔ 3 C0i{g) + 4 H20(1) 2. molverhouding van de stoffen in de reactievergelijking: 1: 5 : 3 : 4 3. bij gassen geldt: molverhouding = volumeverhouding

⇒

volume C3 H8 : volume 0 2 = 1 : 5

3

4. bij de verbranding van 1,2 dm propaan wordt gebruikt 5 •1,2 = 6,0 dm 3 0 2 (g)

Lucht bevat 21% 0 2 , dus is nodig

ff •6,0 dm

1

3

= 29 dm 3 lucht (2 significante cijfers).

Binas: molair volume (7A); atoommassa's (40A en 99); samenstelling lucht (83C); molaire massa's van veelgebruikte stoffen (98)

34

begrippen en relaties

3

Zuur-basereacties zuren en basen definities ■ zuur deeltje dat (of stof die) H+ ionen (protonen) kan afstaan: protondonor ■ base deeltje dat (of stof die) H+ ionen (protonen) kan opnemen: protonacceptor ■

zuur-basekoppel zuur en base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan: zuur

µ

base + H+

zuren lossen op in water meest voorkomend: zuur is HZ op microniveau ■

verbreking van bindingen tussen zuurmoleculen in het algemeen: H bruggen, dipooldipoolinteractie en vanderwaalsbindingen tussen HZ moleculen onderling

■ verbreking van polaire atoom bindingen in zuurmoleculen door afgifte van H\

benodigde energie bepaalt (mede) sterkte van zuur (zie macroniveau) ■ vorming van polaire atoombindingen met watermoleculen door opname van H+;

de gevormde H 3O+ ionen heten oxoniumionen ■

verbreking waterstofbruggen tussen zuur- en watermoleculen (naast molecuulbindingen)

■

hydratatie van de gevormde ionen (ion-dipoolinteractie) zuursterkte (macroniveau)

■

sterk zuur splitst in water volledig, bijvoorbeeld salpeterzuur: HNO 3 (aq) + H2 O(1) ➔ H3 O+(aq) + NO 3-(aq)

■

zwak zuur vormt evenwicht met bijbehorende zwakke base, bijvoorbeeld: HF(aq) + H2 O(1)

µ

H 3 O+(aq) + F(aq)

■ extreem zwak zuur in water geen afsplitsing van H+, bijvoorbeeld: extreem zwak zuur

C2 H5 OH vormt een zuur-basekoppel met sterke base C2 H5 Obasen lossen op in water meest voorkomend: base is Z-, als ion in zout MZ op microniveau ■ verbreking van ionbindingen in het zout: MZ ➔ M+ +

r

■ hydratatie van positieve en negatieve ionen: M+ ➔ M+(aq) en

r

➔ Z-(aq)

■ verbreking van polaire atoombindingen bij afgifte van H+ door watermoleculen (levert OW) ■ vorming van atoombindingen met basische ionen door opname van H+; geleverde energie

bepaalt (mede) sterkte van base (zie macroniveau) ■

verbreking van hydratatie tussen basisch ionen en watermoleculen

■

vorming van waterstofbruggen tussen gevormde (zuur)moleculen en watermoleculen basesterkte (macroniveau)

■ sterke base met ionisatie, bijvoorbeeld: KOH(s) ➔ K+(aq) + OW(aq); met aflopende

reactie, bijvoorbeeld: C2 H5 O-(aq) + H2 O(1) ➔ C2 H5OH(aq) + OH-(aq) ■

zwakke base vormt evenwicht met het bijbehorende zwakke zuur, bijvoorbeeld: F(aq) + H2 O(1)

■

µ

HF(aq) + OW(aq)

extreem zwakke base in water geen vorming van OW, bijvoorbeeld NO 3-; extreem zwakke base vormt een zuur-basekoppel met sterk zuur

35

toelichting

zuursterkte en basesterkte voorbeelden van zuur-basekoppels

sterke zuren

zuur

base

H2 S04 zwavelzuur

HS04- waterstofsulfaation

HN03 salpeterzuur

N0 3- nitraation

HCI waterstofchloride

ei- chloride-ion

H 30+ ---------------------1

zwakke zuren

~O-----------------

CH3COOH ethaanzuur l

CH3COO- ethanoaation

C0 2 + H20 of 'H 2 C0 3' (koolzuur}

HC0 3- waterstofcarbonaation

HC0 3- waterstofcarbonaation

co/- carbonaation

NH4 + ammoniumion

NH 3 ammoniak

R-NH/ 1 l

R-NH 2 alkaanamine l)

C6 H50H benzenol (fenol) l)

C6 H 50- benzenolaation

H2 0 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - extreem zwak zuur OH- hydroxide-ion

extreem zwakke basen

zwakke basen

OH- hydroxide-ion - - - - - - - - - 0 2- oxide-ion

sterke base

1) zie ook Koolstofchemie, blz. 48 e.v

zuren in water weergeven in formules -

Sterke zuren in water worden weergegeven als losse ionen, omdat ze volledig gesplitst zijn, bv. oplossing van HCI (zoutzuur): H 30+(aq) + Cr(aq) Bij reacties is meestal alleen H 3 0+ van belang.

-

Opgeloste zwakke zuren worden weergegeven met de formule van het zuur zelf, bv. oplossing van fosforzuur, H 3 P0 4 (aq) of van azijnzuur, CH 3 COOH(aq).

basen in water weergeven in formules -

Sterke basen worden gekenmerkt door de OH-ionen die ze met water vormen, bijvoorbeeld opgelost KOH (kaliloog) is ~(aq) + OW(aq); opgelost Ca(OHh of kalkwater is Ca 2+(aq) + 2 OW(aq) 0 2- in Na 20 reageert met water volledig tot natronloog: Na+(aq) + OH-(aq) Bij reacties is meestal alleen OH-van belang.

-

Opgeloste zwakke basen worden weergegeven met de formule van de base zelf, bv. NH 3(aq) in ammonia en co/-(aq) in een K2 C0 3 oplossing.

Binas: zuren en basen (49); triviale namen (66A)

36

begrippen en relaties zuur-basereacties

waterevenwicht 2 H2 0(1) ~ H,p+(aq) + OW(aq) kenmerken ■

evenwicht ligt sterk links zuiver water bevat zeer weinig ionen

■

Kw = [H 3O+] [OH-] evenwichtsvoorwaarde van het waterevenwicht; gecorrigeerde evenwichtsconstante Kw = K[H 20] 2 heet waterconstante (bij T = 298 K geldt: Kw = 1,00 · 10-14 ) ■

[H 3 O+] = [OH-] in zuiver water en in neutrale oplossingen zijn beide gelijk aan 1,00 · 10-7 mol L-1 (bij 298 Kof 25 °C)

■ [H 3 0+]

> [OW] in zure oplossingen

■ [H 30+]

< [OH-] in basische oplossingen

pH of zuurgraad van oplossingen definities ■ pH =-log[H 3 0+] omgekeerd: [Hp+] = 10-pH ■ pOH = -log[OH-] omgekeerd : [OH-)= 10-poH

pH (dus ook pOH} is afhankelijk van ■

concentratie van zuur of base meer zuur ⇒ meer H3 0+(aq) ⇒ pH kleiner meer base ⇒ meer OH-(aq) ⇒ minder H30+(aq) ⇒ pH groter

■ zuur- of basesterkte zuur sterker ⇒ meer H30+(aq) ⇒ pH kleiner

base sterker ⇒ minder Hp+(aq) ⇒ pH groter ■

verdunnen zowel een zure als een basische oplossing gaat richting pH= 7

pH en pOH bij 298 K geldt: pH + pOH = 14,00 [H 30+)

10

1

0,1

pH

-1

0

1

10-2 10- 3 10-4 10- 5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 2 f-

pOH [OH-]

15

14

in mol L-

13

1

3

4

5

6

11

10

9

8

neutraal

sterker zure oplossing

12

7

8

7

9

10

11

sterker basische 6

5

4

3

12

in mol L-1 14

15

1

0

-1

0,1

1

10

13

oplossing ➔

2

10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10- 3 10- 2

37

toelichting

waterconstante Kw gecorrigeerde evenwichtsconstante of ionisatieconstante van het waterevenwicht: 2 H2 O ~ H 3O+(aq) + OH-(aq) Kw = [H 3O+] [OH-]

pH-waarde in water de pH of zuurgraad kan in de praktijk variëren van -1 tot +15. Een geconcentreerde oplossing van een sterk zuur met [Hp+] = 10 mol L-1 heeft pH = -log[H 3O+] = -log(l0) = -1,00. Verwarrend kan zijn, dat een zure oplossing een lage pH heeft, en een basische oplossing een hoge pH. Bij 298 K geldt: pH+ pOH = 14,00 want [H 3O+] [OH-]= 1,0 - 10-14

significantie bij pH-waarden voor significantie in het algemeen zie blz. 84 [H 3O+] in n significante cijfers ⇒ pH met n cijfers achter de komma pH met n cijfers achter de komma ⇒ [H 3O+] in n significante cijfers evenzo voor [OH-] en pOH

pH-berekeningen voor sterke zuren -

Hoe groot is de pH van 1,2 •10-2 M zoutzuur?

Zoutzuur is het zuur HCI opgelost in water ⇒ [H 3O+] = 1,2 · 10-2 mol L-1 ⇒ pH= -log[l,2 -10-2] = 1,92 (antwoord met 2 cijfers achter de komma)

-

Hoe groot is [H 30+} in een oplossing met pH= 2,5 ?

[H 3O+] = 10-PH = 10-2•5 ⇒ [H 3O+] = 3 •10-3 mol L-1 (1 significant cijfer)

pH-berekeningen voor sterke basen via pOH Als [OH-] bekend is, bereken je pOH en daaruit pH met: pH= 14,00-pOH -

Hoe groot is de pH van een oplossing van 3,8 g NaOH in 1,0 L water?

3,8 g NaOH = 0,095 mol (want MNaoH = 39,997 gmol-

1

).

NaOH is in water volledig gesplitst ⇒

[OH-] = 0,095 mol L- ⇒ pOH = -log(0,095) = 1,02 ⇒ pH = 14,00-1,02 = 12,98 1

-

Hoe groot is de pH van de bovengenoemde NaOH oplossing na l0xverdunnen?

Bij l0x verdunnen geldt: [OH-]= 9,5 •10-3 mol L-1 ⇒ pOH = -log(0,0095) = 2,02 ⇒ pH= 14,00- 2,02 = 11,98. Bij l0x verdunnen verandert de pH één eenheid richting pH= 7. -

Hoeveel gram KOH is aanwezig in 1 l oplossing met pH= 12,3?

pOH = 14,0-12,3 = 1,7 ⇒ [OH-]= 10-1•1 = 0,02 mol L-1 (1 significant cijfer) ⇒ in 1 Lis 0,02 mol KOH (M = 56,106 gmol- 1) opgelost ⇒ 0,02 • 56,106 = 1 gram KOH

Binas: molaire massa's van veel gebruikte stoffen (98)

38

begrippen en relaties zuur-basereacties

zuurconstante bij evenwicht van zwak zuur in water: HZ + H2 O

µ

H3O+ +

r

begrippen

■ zuurconstante

Kz is gecorrigeerde evenwichtsconstante: Kz = K[H 2 O];

Kz is alleen afhankelijk van soort zuur en temperatuur

■

concentratiebreuk [~f~~Z-] kan bij oplossen van zuur nog alle waarden hebben

■

evenwichtsvoorwaarde Kz =

[~o+

nr l evenwichtsconcentraties passen zich aan aan Kz

[HZ]

baseconstante bij evenwicht van zwakke base in water:

r

+ H2 O

µ

HZ + OW

begrippen

■ baseconstante

Kb is gecorrigeerde evenwichtsconstante: Kb = K[H 2O];

Kb is alleen afhankelijk van soort base en temperatuur

■

concentratiebreuk [HZ][OO-] kan bij oplossen van base nog alle waarden hebben

■

evenwichtsvoorwaarde Kb = [HZ][OO-] zodra evenwichtsconcentraties zijn bereikt

[Z-]

[Z-]

berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing rekenschema in stappen ■

schrijf evenwichtsvergelijking op van zuur of base in water

■

geef bijbehorende evenwichtsvoorwaarde Kz- of Kb-formule

■

substitueer gegevens in evenwichtsvoorwaarde eventueel eerst voorbewerken mogelijkheden bij zwak zuur

■

[H 30•] te berekenen uit pH ■ [Z-] is gelijk aan [H 3O•1 ■ [HZ] = molariteit van HZ- [r] ■

mogelijkheden bij zwakke base

[OH-] te berekenen uit pH [HZ] is gelijk aan [OW]

[z-1

= molariteit van

r - [HZ]

los ontstane vergelijking op dit levert het gevraagde mogelijke uitkomsten

■ pH van oplossing hiervoor moet [H 3O+] worden berekend ■

waarde van Kz of Kb gelijk aan de waarde van de concentratiebreuk

■

hoeveel zuur of base is/moet worden opgelost molariteit is dan onbekende

bufferoplossing oplossing waarvan pH vrijwel constant is voorwaarden ■

mengsel van zwak zuur en zwakke bijbehorende base algemeen: HZ en

r

in vergelijkbare

concentraties; in bloed, dat bestand moet zijn tegen pH-schommelingen, is de buffer van CO 2 (H 2 CO 3 ) en HCO 3- aanwezig. werking

■

toegevoegd zuur wordt weggenomen door de (zwakke) base r

■ toegevoegde base wordt weggenomen door het (zwakke) zuur HZ ■ toegevoegd water door verdunnen nemen [HZ] en

[Z-] even sterk af

39

toelichting

berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing -

berekening van hoeveelheid zwak zuur in water Tafelazijn heeft pH= 2,5. Bereken de hoeveelheid gram azijnzuur {CH 3 COOH} per liter.

azijnzuur is zwak zuur: CH 3COOH(aq) + H2 O(I)

µ

CH 3COO-(aq) + Hp+ (aq)

3 COO-][H 3 o·1 h' b'' ldt K o-s en [CH 3coo-1 = [Ho+] Kz= [CH[CH COOH] Ier IJge : z=l,7·1 3

3

pH = 2,5 ⇒ log[H 3 O+] = -2,5 of [Hp+] = 10-2•5 mol L-1 = 3 · 10-3 mol L-1 5

1,7 · 10- =

[~~3 ~~~~] ⇒

1

[CH 3COOH] = 0,5 mol L-

Dit is de evenwichtsconcentratie, maar ook (in 1 L) het totale aantal mol toegevoegd azijnzuur, want 3 •10-3 mol (gesplitst) is te verwaarlozen (t.o.v. 0,5 mol). 1

McH cooH = 60,053 g mol- ⇒ tafelazijn bevat 0,5 · 60,053 = 3 · 10 g azijnzuur per liter 1

3

-

pH-berekening van zwakke base in water Huishoudammonia bevat 15 (massa)% NH 3 ; dichtheid= 0,93 g mL-1 • Hoe groot is de pH van huishoudammonia?

Ammoniak is zwakke base: NH 3 (aq) + H2 O(I)

µ

NH/(aq) + OH-(aq)

Kb = [NH[~~ ~H-] hierbij geldt: Kb = 1,8 · 10-5 en [NH/] =[OH-]= x mol L-1 3

1 liter 15% ammonia heeft een massa van 930 gen bevat 0,15 •930 = 140 g NH 3

⇒

140

er is

g _1 = 8,2 mol NH 3 per liter opgelost.

17 gmol

Als hiervan x mol splitst, dan geldt voor ammoniak: [NH 3) = (8,2-x) mol L-1• Stel dat de afname x, door vorming van NH 4 +, verwaarloosbaar 1l is t.o.v. 8,2 ⇒ invullen in de evenwichtsvoorwaarde geeft

[o;/

= 1,8·10-5

⇒

[OH-) 2 = 8,2 · 1,8 · 10-5 ⇒ [OW] = 1,2 · 10-2 mol L-1 (ook: x = 1,2 •10-2, dus verwaarlozen t.o.v. 8,2 was toegestaan) pOH

=-log (1,2 · 10-2) = 1,92

⇒ pH = 14,00-1,92 =12,08

buffermengsel in bloed -

De pH van bloed wordt door een buffermengsel van HCO 3- en CO 2 zo goed mogelijk constant (zwak basisch) gehouden. In welke molverhouding komen HC03- en C02 voor in bloed dat een pH van 7,42 heeft?

In bloed is het volgende (koolzuur)evenwicht aanwezig: 2 H2O + CO 2 H'

b"

ier IJ ge

=

ldt· K [H30.][HC03-] . z [C02l

=4 96 · 10-1 (b" 37 oq ,

IJ

⇒

µ

H3O+ + HCO 3-

[HC03-] - 4,96. 10-1 [C02l [H30•1

pH= 7,42 ⇒ [H 3O+] = 10-7 •42 mol L-1 = 3,8 · 10-8 mol L-1 Conclusie: molverhouding HCO 3-: CO2 = 4,96 · 10-7 : 3,8 · 10-a = 13 : 1,0 (2 sign. cijfers)

1) Als vuistregel geldt dat x verwaarloosbaar is, indien geldt: M(~uur) > 100 of Mjbase) > 100 z

Binas: dichtheden en molariteiten (43)

Kb

40

begrippen en relaties zuur-basereacties

zuur-basereacties donor-acceptorreacties: overdracht van H+ (proton) van zuur naar base mogelijk verloop ■

evenwichtsreactie zuur 1 + base 2

proton donor

w

~

■ zwak zuur1 ➔ zwakke base 1

base 1 + zuur 2

w

+ W zuur 1 en base 1 zijn een zuur-basekoppel

proton acceptor ■ ■

zwakke base 2 + W ➔ zwak zuur 2 base 2 en zuur 2 zijn een zuur-basekoppel

reactie tussen zuur1 en base 2 loopt af evenwicht ligt sterk rechts oorzaken ■

zuur1 veel sterker dan zuur 2 Kn

■

product is gasvormig

» K22

voorbeelden ■

■

zuur + (waterstof)carbonaation ➔ CO2 zuur + (waterstof)sulfietion ➔ SO 2 zuur + (waterstof)sulfide-ion ➔ H2 S

■

base + ammoniumion

■

■

➔

NH 3

reactie tussen zuur 1 en base 2 verloopt niet evenwicht ligt sterk links oorzaken ■ zuur1 veel zwakker dan zuur2 bv. NH/ reageert niet met so/-

(want HSO4 - is sterker zuur dan NH/) ■

onoplosbaarheid van beginstof bv. CuO reageert niet met H2O

opstellen van reactievergelijking bij zuur-basereacties in stappen ■

ga na welke stof of deeltje het zuur is

■

ga na welke stof of deeltje de base is

■

noteer zuur en base op juiste manier zie ook blz. 35

■

ga na hoe W overdracht plaatsvindt noteer reactieproducten op juiste manier

■

41

toelichting

herkennen van zuur-basereacties reacties waarbij een zuur H+ ionen afstaat aan een base. -

NH 3 (g) + HCl(g) ➔ NH 4Cl(s) is een zuur-basereactie, want het ammoniumion (in het

-

gevormde salmiakzout) is het bijbehorende zuur van ammoniak. H 20 2(aq) + 50 32-(aq) ➔ H20(1) + 5042-(aq) is geen zuur-basereactie, want er is geen H+ overdracht.

-

Het goed oplosbare natriumcarbonaat geeft een basische oplossing door de reactie van

-

carbonaationen (base) met water (zuur): co/-(aq) + H20(1) ➔ HC0 3-(aq} + OW(aq} Calciumcarbonaat geeft met water geen zuur-basereactie, omdat het zeer slecht oplosbare CaC0 3 te weinig co/- ionen in oplossing brengt.

toepassingen van zuur-basereacties

- verwijderen van ketelsteen met azijn(zuur) Ketelsteen (CaC03 ) bevat de base C0 32-die 2 H+ opneemt uit het zuur; vorming van H2C03 (➔ C02+ H20}: CaC03's) + 2 H30+(aq) ➔ Ca 2•(aq) + C02(g) + 3 H20(1)

- koolstofdioxide aantonen door neerslagvorming met kalkwater C02 gedraagt zich in water als H2C0 3, dat 2 H+ afgeeft aan OH- in het kalkwater; uit de gevormde C0 2- en de aanwezige ca 2• ontstaat een neerslag: 3

C02(g) + Ca 2•(aq) + 2 OH-(aq) ➔ CaC0 3 (s) + H20(1)

- oplossen van slecht oplosbare metaaloxiden en -hydroxiden In veel metaaloxiden of-hydroxiden reageert de sterke base 0 2- of OW niet met water door de slechte oplosbaarheid. Met het sterkere zuur H30+ reageren deze metaaloxiden of -hydroxiden wel, zodat ze in oplossing gaan, bv. koperoxide in zoutzuur: CuO(s) + 2 H30+(aq) ➔ Cu 2•(aq) + 3 H20(1)

- bereiding van zouten, bv. bariumsulfaat door reactie van Ba(OH}2 oplossing met zwavelzuur Hier is sprake van een neutralisatiereactie naast een neerslagreactie: Ba 2•(aq) + 2 OH-(aq) + 2 Hp•(aq) + 50/-(aq) ➔ 4 H20(I) + BaS04(S)

- bepaling van een hoeveelheid zuur met een base (of omgekeerd) d.m.v. titratie; zie blz. 79 opstellen van reactievergelijkingen van zuur-basereacties (zie ook blz. 35)

- verdund salpeterzuur met ammonia H 3o•(aq} + NH 3 (aq) ➔ H20(aq) + NH 4•(aq) (N0 3- is tribune-ion)

- verdund zoutzuur met een oplossing van natriumsulfide H 30.(aq) +

s2-(aq)

➔ H 20(aq} + H5-(aq) (cl- en Na• zijn tribune-ionen)

- overmaat verdund zoutzuur met een oplossing van natriumsulfide 2 H 3 0•(aq) + 52-(aq) ➔ 2 H20(aq) + H 2S(g)

- overmaat kali/oog met een oplossing van fosforzuur H 3 P0 4(aq) + 3 OH-(aq) ➔ 3 H 20(aq) + Po/-(aq} (K+ is tribune-ion)

- oplossing van waterstofcyanide met sodaoplossing HCN(aq) + co/-(aq) µ CN-(aq) + HC03-(aq) (Na• is tribune-ion) - oplossing van diwaterstofsulfide met natriumfluoride-oplossing Reactie verloopt niet want H25 is een zwakker zuur dan HF; ris een zwakkere base dan HS-.

42

begrippen en relaties

4

Redoxreacties reductoren en oxidatoren 11 ■

reductor (RED) deeltje dat (of stof die) elektronen kan afstaan: elektronendonor voorbeelden

■ metalen er ontstaan metaalionen, bv. Zn wordt Zn 2+ ■ enkelvoudige negatieve ionen gaan over in atomen of moleculen, bv.

s2-

wordt S;

,-wordt 12 ■

oxidator (OX) deeltje dat (of stof die) elektronen kan opnemen: elektronenacceptor voorbeelden ■

zuurstof nodig bij alle verbrandingen

■

halogenen meestal wordt chloor gebruikt: Cl 2 wordt ei-

■

verdunde zuren H + wordt H2

■ positieve ionen worden minder positief of neutraal, bv. Fe 3+ ➔ Fe 2 + ➔ Fe ■

redoxkoppel reductor en oxidator die door afgifte en opname van elektronen in elkaar over kunnen gaan, bv. Pb 4 +

p

Pb 2 + + 2 e-

redoxreacties algemeen

■ overdracht van elektronen van reductor op oxidator: RED 1 + OX 2 ➔ OX1 + RED 2 21

W

mogelijk gemaakt door

■

■

halfreactie van reductor RED 1

➔

■

halfreactie van oxidator OX 2 + n e-

OX 1 + m e➔

RED 2

opstellen van reactievergelijking totaalreactie is de 'som' van de halfreacties ■

maak aantal elektronen gelijk rechtstreekse elektronenoverdracht van m ·n e■

RED 1 ➔ OX 1 +me- (x n) levert n RED 1

➔

■

OX2 + n e- ➔ RED 2 (x m) levert m OX 2 + m ·n e- ➔ m RED 2

n OX 1 + n ·me-

■

tel halfreacties op n RED 1 + m OX 2 ➔ n OX 1 + m RED 2 (elektronen weggestreept)

■

vereenvoudig reactievergelijking gelijksoortige deeltjes links en rechts wegstrepen (bv. H+, OW en H 2O)

corrosiegevoeligheid van metalen betreft natuurlijke aantasting corrosie afhankelijk van ■

edelheid van metaal minder of geen aantasting naarmate metaal edeler is af te leiden uit

■

■

plaats in het periodiek systeem meest onedele metalen staan linksonder in p.s.

■

standaard elektrodepotentiaal edele metalen hebben hoge elektrodepotentiaal

milieufactoren zoals aanwezigheid van water, zure depositie, hogere temperatuur corrosie is te verminderen door

■

■

beschermend laagje sluit metaaloppervlak af ■

natuurlijk ontstane oxidelaag bv. bij Al, Pb, Sn en Zn

■

ander materiaal zoals verf, plastic of email; ook verchromen of vertinnen beschermt

legering metaalmengsel, bv. roestvrij staal is mengsel van ijzer met chroom en nikkel

1) Op het centraal examen zullen de oxidator en reductor altijd genoemd worden. 2) Vergelijk met donor en acceptor bij zuur en base (blz. 34)

43

toelichting

herkennen van redoxreacties Ga na of tenminste één van de reagerende atoomsoorten van lading verandert. Indien er metalen of metaalionen bij de reactie betrokken zijn, is dat meestal eenvoudig. Ook alle reacties met zuurstof behoren tot de redoxreacties. voorbeelden: - vorming van ijzer in hoogovens uit ijzer(lll)oxide en cokes: 2 Fe 2 0 3 + 3 C ➔ 4 Fe + 3 C02 Dit is een redoxreactie, want Fe 3+ (uit Fe 2 0 3) is OX en gaat over in Fe. -

neerslagreactie van ijzersulfide: Fe 2+(aq) +

s2-(aq)

➔ FeS(s)

Dit is geen redoxreactie, want de ionladingen veranderen niet.

verloop van redoxreactie Een redoxreactie verloopt alleen spontaan, als de oxidator (OX 1 ) en reductor (RED 2 ) waarmee begonnen wordt, sterker zijn dan de oxidator (OX 2 ) en reductor (RED 1 ) die ontstaan. Anders gezegd: de elektrodepotentiaal van het koppel OX 1 /RED 1 moet hoger zijn dan de elektrodepotentiaal van 0Xi/RED2 • -

Reacties in waterige oplossing tussen halogenen en halogenide-ionen: De oxidatorsterkte neemt af in de volgorde F2 volgorde

> Cl 2 > Br2 > 12 , dus de reductorsterkte in de

r > Br- >ei-> F- (vergelijk ook de elektrodepotentialen).

De sterke oxidator Br2 zet wel reductor ,- om in 12 (een zwakkere oxidator dan Br2 ) maar zet niet ei- om in Cl 2 (een sterkere oxidator dan Br2 ). -

Bij reacties tussen metalen en metaalionen geldt, dat de reductorsterkte toeneemt naarmate het metaal onedeler is (een lagere elektrodepotentiaal heeft). De oxidatorsterkte van metaalionen neemt dus juist toe als het bijbehorende metaal edeler is. Aluminium reageert met ijzeroxide tot aluminiumoxide en ijzer volgens 2 Al+ Fe 2 0 3 ➔ Al 2 0 3 + 2 Fe, omdat aluminium minder edel is dan ijzer.

opstellen van reactievergelijking uit halfreacties - voorbeeld: etsen van printplaat van koper met oplossing van FeCl 3 -

halfreactie van reductor: Cu ➔ Cu 2+ + 2 e- ....... lx

-

halfreactie van oxidator:

Fe 3+ + e- ➔ Fe 2+

-

reactievergelijking:

Cu + 2 Fe 3+ ➔ Cu 2+ + 2 Fe 2+

-

controle: lading links en rechts van de pijl moet gelijk zijn (aan beide kanten 6+)

-

Opmerking: Fe 2 + is zelf ook een oxidator, maar deze is te zwak om met Cu te reageren.

•••••••

2x

Dit volgt uit het feit dat de elektrodepotentiaal van Cu 2+ hoger is dan van Fe 2+ en je kunt met een zwakkere oxidator geen sterkere oxidator maken.

chemische corrosie van metalen aantasting door inwerking van zuurstof, zuren en water; ook hier bepaalt de reductorsterkte (edelheid van het metaal) of een reactie al dan niet verloopt. -

De edele metalen pt, Au en Ag zijn zeer zwakke reductoren. Zij worden niet aangetast.

-

De onedele metalen Al en Zn kunnen reageren met luchtzuurstof of met zuurstof in water: 4 Al + 3 0 2 ➔ 2 Al 20 3 (aluminiumoxide beschermt zo aluminium tegen verdere oxidatie) halfreactie voor RED: 2 Zn ➔ 2 Zn 2+ + 4 e- en voor OX: 0 2 + 2 H20 + 4 e- ➔ 4 OHgeven als totaalreactie: 2 Zn + 0 2 + 2 H2 0 ➔ 2 Zn 2 + + 4 OH- ➔ 2 Zn(OH)i(s)

Sinas: metalen (8); oxidatoren, reductoren, halfreacties (48)

44

begrippen en relaties redoxreacties

elektrochemische cel redoxreactie levert elektrische energie schematisch

,---........----1.V>-----........--,

.. c::>

ionenstroom

elektronenoverdracht

kenmerken ■

RED en OX op afstand elektronenoverdracht vindt plaats via elektroden en verbindingsdraad

■

elektroden staven/platen van metaal of koolstof die stroom geleiden ■

positieve elektrode heeft elektronentekort doordat een oxidator elektronen heeft opgenomen uit de elektrode

■

negatieve elektrode heeft elektronenoverschot doordat een reductor elektronen heeft afgegeven aan de elektrode

■ (bron)spanning verschil tussen elektrodepotentialen van +pool en -pool ■

elektronenstroom door de verbindingsdraad van -pool naar +pool

■

ionenstroom in de oplossing, nodig voor sluiten van de 'stroomkring' beweegt zich door ■

elektrolyt vloeistof die ionen bevat

■

membraan voorkomt directe reactie tussen RED en OX; is doorlaatbaar voor kleine ionen

soorten elektrochemische cellen ■

oplaadbare cellen belangrijkste voorbeelden: loodaccu en nikkelcadmiumbatterij

voorwaarden ■

reacties in elektrochemische cel zijn omkeerbaar door elektrolyse (aanleggen van een hogere spanning) worden uit producten weer beginstoffen gemaakt opladen door ■

- pool negatiever maken elektrode gaat als elektronendonor werken en zet ontstane OX 1 weer om in RED 1

■

+ pool positiever maken elektrode gaat als elektronenacceptor werken en zet ontstane RED 2 weer om in OX 2

■

stoffen houden geleidend contact met elektroden na vaak opladen is herstel van de begintoestand niet meer volledig: de accu/batterij raakt op

■

niet-oplaadbare cellen dit zijn brandstofcellen (zie blz. 46) en 'wegwerpbatterijen' (zinkbruinsteenbatterijen)

45

toelichting

elektrochemische cellen berusten op redoxreacties waarbij energie vrijkomt. Bij direct contact tussen OX en RED komt deze energie vrij als warmte. Indien OX en RED alleen geleidend contact met elkaar hebben, kan een belangrijk deel van deze energie verkregen worden als elektrische energie. Elke combinatie van OX en RED die met elkaar kunnen reageren, kan in principe gebruikt worden voor het maken van een elektrochemische cel. In de praktijk is het vaak moeilijk om de directe reactie tussen OX en RED te voorkomen. Vaak treedt het metaal van één van de elektroden op als RED. Het metaal gaat dan als positieve ionen in oplossing, de metaalstaaf wordt de negatieve pool. Een elektrochemische cel veroorzaakt een stroom die bestaat uit bewegende elektronen (in de verbindingsdraad) en bewegende ionen (in de elektrolyt).

loodaccu 1l oplaadbare elektrochemische cel, die bestaat uit meerdere lood platen met daartussen als elektrolyt een oplossing van zwavelzuur, H +(aq) en S042-(aq). Om en om zijn de loodplaten bedekt met lood(IV)oxide, Pb0 2. -

De Pb plaat treedt op als reductor; vormt dus de minpool: Pb(s) + S042-(aq) ➔ PbS04(s) + 2 ePb02 is een sterke oxidator; de Pb02 plaat is dus positief:

Pb

Pb02 - + - -F 'I (bruinsteen)

Pb02(s) + so/-(aq) + 4 H +(aq) + 2 e- ➔ PbS04(S) + 2 H20(I) zwavelzuuroplossing - Totale reactievergelijking: 2 Pb(s) + Pb0 2(s) + 2 504 -(aq) + 4 H +(aq)) ➔ 2 PbS0 4(s) + H 20(1) Bij het opladen van de accu wordt elektrische energie toegevoerd, waardoor PbS0 4 (dat op de elektroden is neergeslagen) weer omgezet wordt in Pb (op minpool) en Pb02 (op pluspool).

droge cel of zinkbruinsteenbatterij 1l veel gebruikt -

Het omhulsel van zink is de reductor; Zn is dus minpool: Zn(s) ➔ Zn 2+ + 2 e-

+

De geleidende stof (elektrolyt) is een pasta met NH 4+en ei- ionen. -

Bruinsteen of Mn02 (in contact met een koolstofstaaf) is een sterke oxidator; de koolstofstaaf is dus positief: Mn0 2(s) + 4 H + + 2 e- ➔ Mn 2+ + 2 H 20 (NH/ levert de H+ ionen)

-

grafietstaaf (+pool}

Mn02+C

NaOHofKOH (elektrolyt)

Totale reactievergelijking: Zn(s) + Mn0 2 (s) + 4 H + ➔ Zn 2+ + Mn 2+ + 2 H20 (zinkionen binden NH 3)

1) Deze voorbeelden dienen slechts ter illustratie van de elektrochemische cel op de linker bladzijde.

zinkomhulsel (-pool)

begrippen en relaties redoxreacties

brandstofcel elektrochemische cel; 'verbranding op afstand' kenmerken

■

brandstof is reductor bv. waterstof, methaan of methanol

■

zuurstof is oxidator meestal uit de lucht; in industrie soms gebruik van pure zuurstof voordeel ten opzichte van (explosie)motor

■

efficiënter er gaat geen energie verloren door omzetting in warmte

■

spaart milieu ■

schoner volledige verbranding en geen vorming van stikstofoxiden (want temperatuur blijft laag)

■

stiller elektromotor in plaats van explosiemotor

nadeel ten opzichte van (explosie}motor

■

beperkt vermogen wordt nog wel steeds verbeterd

46

47

toelichting

brandstofcel met waterstof werkingsprincipe ---1

V ,,____

+ pool

-pool

~ ·.--,--

-

-

----+t-

- - ~ - + - - -+-+--

ow

poreuze koolstofelektroden met metaal katalysatoren

elektrolyt

brandstofcellen voorbeelden van redoxreacties 1l - waterstof als brandstof (in basisch milieu) ➔

halfreactie van reductor:

H2 + 2 OH-

2 H20 + 2 e-

halfreactie van oxidator:

0 2 + 2 H20 + 4 e-

opgeteld (zonder e-):

2 H2 + 4 OH- + 0 2 + 2 H2 0 ➔ 4 OH- + 4 H2 0

➔

. . ... 2x

4 OH-

totale reactievergelijking: 2 H2 + 0 2 ➔ 2 H2 0

- methaan als brandstof (in basisch milieu) ➔

halfreactie van reductor:

CH 4 + 8 OH-

halfreactie van oxidator:

0 2 + 2 H2 0 + 4 e- ➔ 4 OW

C0 2 + 6 H2 0 + 8 e..... 2x

opgeteld (zonder e-): totale reactievergelijking: CH 4 + 2 0 2 ➔ C0 2 + 2 H2 0

verhouding energie/massa De verhouding energie/massa is voor een brandstofcel van belang, omdat het transport van de brandstof energie kost en de actieradius van het elektrisch voertuig bepaalt. Met CH 4 als brandstof komt (theoretisch) per mol 8,90 · 105 J vrij (H 2 0 ontstaat als vloeistof). Met H2 als brandstof komt (theoretisch) per mol 2,86 •105 J vrij(= vormingswarmte van water). 1 mol waterstof is echter 8x zo licht als 1 mol methaan. Waterstof heeft dus uit oogpunt van een hoge energie-massaverhouding de voorkeur boven methaan. Waterstof is echter gevaarlijker in gebruik en kost meer energie om te maken. Een brandstofcel is pas duurzaam als waterstof met groene stroom wordt geproduceerd.

1) Deze voorbeelden dienen slechts ter illustratie van de brandstofcel op de linker bladzijde.

Binas: verbrandingswarmten (S6)

48

begrippen en relaties

5

Koolstofchemie koolwaterstoffen CnHm ■ alkanen CnH 2 n+ 2 koolstofskelet al dan niet vertakt (acyclisch) ■ cycloalkanen CnH 2 n koolstofskelet met ringstructuur (cyclisch) ■ alkenen

CnH 2 n onverzadigde koolwaterstoffen met C = C

■ alkynen

CnH 2 n_2 onverzadigde koolwaterstoffen met C = C

■ benzeenderivaten

vanwege de geur vaak aromatische verbindingen genoemd