Create successful ePaper yourself
Turn your PDF publications into a flip-book with our unique Google optimized e-Paper software.
<strong>Chemie</strong><br />
G. Bény<br />
S. De Jonge<br />
C. De Jonghe<br />
A. Deschuytere
Hoofdstuk 1. Inleiding<br />
1. Praktische informatie.<br />
Het eerste jaar Bachelor in de Industriële Wetenschappen bij <strong>Groep</strong> T omvat<br />
verschillende opleidingsonderdelen waaronder het vak <strong>Chemie</strong> en Chemische<br />
Technologie. In dit vak worden een aantal voor een ingenieur belangrijke aspecten van<br />
de <strong>Chemie</strong> behandeld. Daarbij veronderstellen we dat je als student reeds een zekere<br />
voorkennis van <strong>Chemie</strong> hebt. Vele studenten zullen de meeste onderdelen van deze<br />
basiskennis reeds in hun vorige opleidingen bestudeerd hebben. Andere daarentegen<br />
hebben maar weinig <strong>Chemie</strong> gehad.<br />
Daarom heeft de Unit Materie, die verantwoordelijk is voor alle opleidingsonderdelen die<br />
met <strong>Chemie</strong> te maken hebben, de hiernavolgende tekst opgesteld. Normaal gezien kan je<br />
deze gebruiken om zelfstandig de voorkennis <strong>Chemie</strong> in te studeren. Om je hierbij echter<br />
te begeleiden organiseert <strong>Groep</strong> T een introductiecursus voor beginnende studenten.<br />
Voor het gedeelte <strong>Chemie</strong> is dit de cursustekst.<br />
Tijdens de cursus van het eerste bachelorjaar wordt een handboek gebruikt als<br />
cursustekst. Een aantal van de begrippen die hier besproken worden komen ook voor in<br />
dit handboek (General Chemistry, Chang, McGraw-Hill).<br />
2. <strong>Chemie</strong> en chemische technologie<br />
Chemische technologie omvat alle processen die de mens gebruikt om de structuur en de<br />
samenstelling van de materie te wijzigen. Vele van deze processen zijn even oud als de<br />
mens zelf, andere zijn slechts zeer recent ontwikkeld. Processen die in de<br />
voedselbereiding of in de metaalverwerkende industrie gebruikt worden behoren tot de<br />
oudste processen. De ontwikkeling van nieuwe geneesmiddelen, brandstofcellen en<br />
organische halfgeleiders zijn enkele voorbeelden van meer recente ontwikkelingen in de<br />
chemische technologie.<br />
3. Materie<br />
Materie is alles wat ons omringt. De materie kan duidelijk zichtbaar zijn maar ook<br />
onzichtbaar (de gassen in de ons omringende atmosfeer bvb.). De materie kan van<br />
natuurlijke oorsprong zijn of door de mens gemaakt. De mens zelf is opgebouwd uit<br />
materie. We kunnen de materie bewerken om er nieuwe vormen van te maken. Materie<br />
kan gekleurd zijn of niet, doorzichtig of ondoorzichtig, inert of eerder reactief.<br />
Bij deze grote verscheidenheid in de ons omringende materie kunnen we ons afvragen<br />
waaruit de materie is opgebouwd, hoe de materie die in het universum aanwezig is,<br />
ontstaan is en wat de relatie is tussen materie en energie.<br />
De kennis van de samenstelling en de structuur van de materie laat ons ook toe ermee te<br />
werken.<br />
Onderzoek heeft aangetoond dat de materie, in al zijn vormen en verscheidenheid,<br />
opgebouwd is uit een aantal fundamentele bouwstenen, de atomen. De kennis van de<br />
atomen en de wijze waarop ze met elkaar binden laat ons toe toe vele eigenschappen van<br />
de materie te verklaren.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 2
Als toekomstige ingenieur is inzicht in de samenstelling en de eigenschappen van de<br />
materie bijzonder belangrijk. Vele functies die je als ingenieur kan uitvoeren hebben te<br />
maken met het werken met materie.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 3
Hoofdstuk 2. Het atoom<br />
1. Atomen en materie.<br />
De atomen zijn de bouwstenen waaruit de materie is opgebouwd. In de natuur komen 92<br />
verschillende atomen voor. Sommige daarvan zijn zeldzaam, andere komen in zeer grote<br />
hoeveelheden in het universum voor. Ook op aarde komen al deze atomen in meer of<br />
mindere mate voor (tabel 1).<br />
Tabel 1 Het voorkomen van atomen in de aardkorst<br />
Aanwezigheid<br />
Atoom<br />
in de aardkorst<br />
(in %)<br />
Zuurstof 45,5<br />
Silicium 27,2<br />
Aluminium 8,3<br />
Ijzer 6,2<br />
Calcium 4,7<br />
Magnesium 2,8<br />
Alle andere atomen 5,3<br />
De atomen worden gevormd in sterren.<br />
Naast de 92 zogenaamd natuurlijke atomen zijn er ook een aantal atomen die door de<br />
mens worden gemaakt. Het zijn de synthetische of transuraan atomen. Zij zijn het<br />
resultaat van reacties in kernreactoren of deeltjesversnellers.<br />
2. De bouw van het atoom.<br />
A. Elementaire deeltjes.<br />
Atomen bestaan zelf uit nog kleinere deeltjes, die elementaire deeltjes genoemd worden.<br />
Verschillende atomen zijn dan opgebouwd uit een verschillend aantal van deze deeltjes.<br />
De deeltjes waaruit atomen zijn opgebouwd zijn de protonen, de elektronen en de<br />
neutronen. Tabel 2 geeft informatie over de massa en de lading van deze deeltjes.<br />
Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen<br />
Massa (in g) Lading (in C)<br />
Proton 1,67262 x 10 -24 + 1,6022 x 10 -19<br />
Neutron 1,67493 x 10 -24 0<br />
Elektron 9,10939 x 10 -28 - 1,6022 x 10 -19<br />
B. De lading van de elementaire deeltjes.<br />
Uit tabel 2 blijkt dat protonen en elektronen geladen zijn. De protonen hebben een<br />
positieve lading, de elektronen een negatieve lading. De neutronen zijn neutrale deeltjes.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 4
Atomen bevatten evenveel elektronen als protonen zodat zij steeds neutraal zijn. Het<br />
atoom zuurstof bvb bevat 8 protonen in de kern en 8 elektronen daarrond.<br />
Atomen kunnen wel elektronen afgeven of opnemen zodat er geladen deeltjes, ionen,<br />
ontstaan (zie verder).<br />
De lading van het elektron (of proton) is de kleinste lading, waarvan alle andere ladingen<br />
(ook deze die in de elektriciteit gebruikt worden) veelvouden zijn. Daarom wordt deze<br />
waarde de elementaire ladingseenheid (ele) genoemd. Een elektron heeft dus een lading<br />
van –1 ele (of gewoon –1) het proton een lading van +1 ele (of +1).<br />
1 ele komt (afgerond) overeen met 1,6 x 10 -19 C<br />
C. De massa van elementaire deeltjes.<br />
Wat massa betreft zijn protonen en neutronen ongeveer even zwaar, terwijl de elektronen<br />
een veel kleinere massa hebben. De massa van de elektronen zal slechts in heel beperkte<br />
mate bijdragen tot de massa van een atoom. Meestal wordt de massa van de elektronen<br />
dan ook verwaarloosd (zie verder voor een rekenvoorbeeld).<br />
De protonen en de neutronen (de zware deeltjes) vormen samen de kern (nucleus) van het<br />
atoom. Zij worden daarom ook de nucleonen genoemd. De kern bevat dus bijna alle<br />
materie van een atoom. De elektronen daarentegen vormen een soort ijle ruimte rond de<br />
kern.<br />
Alhoewel niet alle atomen even groot zijn kan men stellen dat de straal van een<br />
gemiddeld atoom ongeveer 100 pm bedraagt (een pm komt overeen met 10 -12 m). De<br />
kern daarentegen meet gemiddeld 5 x 10 -3 pm.<br />
D. De samenstelling van de atomen<br />
De verschillende atomen waaruit de materie is opgebouwd, onderscheiden zich van<br />
elkaar door het aantal protonen in de kern. Dit aantal varieert van 1 tot 92 in de<br />
natuurlijke atomen en is hoger in de synthetische atomen. De atomen kunnen<br />
gerangschikt worden op basis van het aantal protonen in de kern. Dit aantal, voorgesteld<br />
met het symbool Z, is het atoomnummer. Het atoomnummer voor de natuurlijke atomen<br />
varieert van 1 tot 92 en is hoger dan 92 in de transuraan atomen.<br />
Alhoewel de atomen kunnen beschreven en gerangschikt worden op basis van hun<br />
atoomnummer is het om praktische redenen beter ze een naam en een symbool te geven.<br />
Zo wordt het atoom dat in zijn kern slechts één proton heeft (Z=1) waterstof genoemd.<br />
Het krijgt het symbool H. De volledige lijst van de atomen met hun atoomnummer, naam<br />
en symbool vind je terug in de periodieke tabel.<br />
3. Isotopen.<br />
Van een atoom, gedefinieerd door zijn atoomnummer, kunnen verschillende isotopen<br />
bestaan. Dit zijn varianten van een atoom die hetzelfde atoomnummer hebben maar een<br />
verschillend aantal neutronen (in de kern). Het totaal aantal deeltjes in de kern van een<br />
atoom (protonen en neutronen) wordt het massagetal van een atoom genoemd. Het<br />
massagetal krijgt het symbool A. Isotopen van een atoom hebben dus hetzelfde<br />
atoomnummer maar een verschillend massagetal. Tabel 3 toont de isotopen van enkele<br />
atomen.<br />
Isotopen kunnen stabiel zijn of door radioactief verval verdwijnen. Dit verval kan snel of<br />
traag gebeuren.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 5
Tabel 3 Isotopen van enkele atomen (niet alle bestaande isotopen zijn vermeld).<br />
Atoomnummer (Z) Naam (Symbool) Massagetal van de Voorkomen (in %)<br />
isotopen<br />
1 Waterstof (H) 1 99,985<br />
2 0,015<br />
6 Koolstof (C) 12 98,89<br />
13 1,11<br />
20 Calcium (Ca) 40 96,97<br />
42 0,64<br />
43 0,14<br />
44 2,1<br />
46 0,003<br />
48 0,18<br />
92 Uraan (U) 235 0,72<br />
238 99,27<br />
Men heeft vastgesteld dat het procentueel voorkomen van de isotopen een constante<br />
waarde is, onafhankelijk van de plaats waar men de atomen verzamelt.<br />
De isotopen van een atoom hebben dezelfde chemische eigenschappen. Dit heeft te<br />
maken met het feit dat de chemische eigenschappen van een atoom (hoe het bindingen<br />
vormt bvb.) afhangen van het aantal elektronen en niet van de kern. Isotopen hebben<br />
hetzelfde aantal elektronen daar zij hetzelfde atoomnummer hebben.<br />
4. Voorstelling van een atoom.<br />
In de meeste gevallen wordt een atoom voorgesteld met behulp van zijn symbool. Dit is<br />
zeker zo wanneer men de formules van moleculen schrijft. Soms echter wenst men<br />
bijkomende informatie te vermelden. Wanneer het gaat om een specifieke isotoop kan<br />
men het massagetal toevoegen. Dit wordt dan links bovenaan naast het symbool vermeld<br />
zoals in volgende voorbeelden.<br />
Voorbeeld 1 De voorstelling van enkele isotopen<br />
Het uraan isotoop met massagetal 238: 238 U (uitgesproken “uraan 238”)<br />
Het waterstofisotoop met massagetal 2: 2 H.<br />
Het koolstofisotoop met massagetal 14: 14 C<br />
Eventueel kan het atoomnummer vermeld worden en dan wordt dit links onderaan<br />
geschreven.<br />
De isotopen van waterstof krijgen eveneens een eigen naam.<br />
Tabel 4 De isotopen van waterstof<br />
Isotoop Naam<br />
1<br />
H Waterstof<br />
2<br />
H Deuterium<br />
3 H Tritium<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 6
5. Atoommassa.<br />
A. Absolute atoommassa.<br />
De massa (gewicht) van een atoom is gelijk aan de som van de massa’s van de<br />
elementaire deeltjes waaruit het is opgebouwd. Het volstaat dus te weten hoeveel<br />
protonen en hoeveel neutronen het atoom bevat. Het aantal elektronen is gelijk aan het<br />
aantal protonen.<br />
Voorbeeld 2 Wat is de massa van het 2 H waterstofisotoop? Wat is de bijdrage van<br />
het elektron tot deze massa?<br />
Dit isotoop bevat 2 nucleonen (1 proton, 1 neutron) en 1 elektron.<br />
Massa waterstof atoom 2 H = massa proton + massa neutron + massa elektron.<br />
Massa 2 H = 1,67262 x 10 -24 g + 1,67493 x 10 -24 g + 9,10939 x 10 -28 g.<br />
Massa 2 H = 3,34846 x 10 -24 g<br />
De bijdrage van het elektron = (9,10939 x 10 -28 g/ 3,34846 x 10 -24 g) x 100% = 0,0272 %<br />
Zoals blijkt uit deze berekening draagt de massa van het elektron slechts in beperkte mate<br />
bij tot de totale massa van dit atoom. Daarom wordt deze massa meestal verwaarloosd.<br />
B. De atomaire massa eenheid.<br />
De massa van een atoom uitgedrukt in gram is een bijzonder klein getal. Het gebruik van<br />
deze eenheid om de atoommassa uit te drukken is dan ook onpraktisch. Om die reden<br />
werd een nieuwe eenheid ingevoerd die toelaat op een eenvoudige manier zulke kleine<br />
massa’s weer te geven. Deze eenheid is de atomaire massa eenheid (ame). Deze wordt<br />
gedefinieerd als 1/12 van de massa van een 12 C-isotoop. Vermist dit isotoop bestaat uit 6<br />
protonen en 6 neutronen betekent dit dat de ame het gemiddelde is van de massa van een<br />
proton en een neutron.<br />
De waarde van de ame (afgerond) = 1,6 x 10 -24 g .<br />
De massa van gelijk welk atoom (of isotoop) kan dan uitgedrukt worden als een veelvoud<br />
van de atomaire massa eenheid.<br />
Voorbeeld 3 Wat is de massa van het 2 H-isotoop uitgedrukt in ame?<br />
De massa van dit isotoop (zie hoger) = 3,34846 x 10 -24 g<br />
Massa 2 H uitgedrukt in ame = 3,34846 x 10 -24 g/1,6 x 10 -24 g/ame = 2 ame (afgerond)<br />
C. Gemiddelde atoommassa.<br />
Wanneer men spreekt over een bepaald atoom, zoals Chloor, dan heeft men het in<br />
werkelijkheid over een verzameling atomen bestaande uit verschillende isotopen met elk<br />
een andere massa. Rekening houdend met de massa van elk isotoop en met het<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 7
(constante) relatieve voorkomen van deze isotopen kan men voor een atoom een<br />
gemiddelde atomaire massa berekenen. Onderstaand voorbeeld toont dit aan.<br />
Voorbeeld 4 De berekening van de gemiddelde atoommassa van chloor.<br />
Chloor bestaat uit de volgende isotopen:<br />
35 Cl: een atoommassa van 34,9688 ame en een procentueel voorkomen van 75,53 %<br />
37 Cl: een atoommassa van 36,965 ame en een procentueel voorkomen van 24,47 %<br />
De gemiddelde atoommassa van Chloor =<br />
34,9688 ame x 75,53/100 + 36,965 ame x 24,47/100 = 35,45 ame<br />
Op deze wijze kan men voor elke atoomsoort een gemiddelde atoommassa berekenen.<br />
D. Relatieve gemiddelde atoommassa.<br />
Zoals blijkt uit vorige berekeningen kan de massa van een gemiddeld atoom weergegeven<br />
worden als een veelvoud van de ame. Dit veelvoud wordt de relatieve (gemiddelde)<br />
atoommassa (A r ) genoemd. De relatieve atoommassa wordt gedefinieerd als een getal dat<br />
aangeeft hoeveel maal het gemiddeld atoom zwaarder is dan de ame. Het is dit getal (dat<br />
geen eenheid heeft) dat in de periodieke tabel samen met andere eigenschappen van het<br />
atoom vermeld wordt.<br />
Voorbeeld 5 Wat is de massa van een aluminiumatoom?<br />
In de periodieke tabel vindt men voor de relatieve atoommassa van aluminium de waarde<br />
27<br />
Een (gemiddeld) aluminiumatoom weegt dus:<br />
Massa Al-atoom = A r (Al) x ame = 27 x 1,6 x 10 -24 g = 4,32 x 10 -24 g<br />
6. Het begrip mol.<br />
De massa van de atomen is zeer klein. Dat betekent dat men in de praktijk steeds met<br />
zeer grote aantallen atomen zal werken. Een druppel water bvb met een volume van 0,05<br />
ml (dit is ook 0,05 g) bevat ongeveer 5 x 10 21 atomen (waterstof en zuurstof). Om met<br />
zulke grote aantallen te kunnen werken heeft men het begrip mol ingevoerd.<br />
Een mol wordt gedefinieerd als een aantal dat overeenkomt met 6,02 x 10 23 . Dit getal<br />
noemt met het getal van Avogadro (symbool N A ). Het komt overeen met het aantal<br />
atomen aanwezig in 12 g van het 12 C-isotoop.<br />
Het begrip mol is vergelijkbaar met andere begrippen die eveneens een aantal aangeven<br />
zoals paar (2), dozijn (12), honderd (100) enz. Gezien de waarde van mol heeft het<br />
gebruik ervan enkel zin bij het weergeven van de aantallen van zeer kleine deeltjes zoals<br />
elektronen, protonen, atomen of, zoals verder blijkt, moleculen.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 8
Voorbeeld 6 Hoeveel mol atomen zijn er in 0,05 g water?<br />
In 0,05 g water zijn er 5 x 10 21 atomen.<br />
Het aantal mol atomen hierin = aantal atomen/N A<br />
Het aantal atomen in 0,05 g water = 5 x 10 21 atomen/ 6,02 x 10 23 atomen per mol =<br />
0,00831 mol atomen<br />
7. Molaire massa.<br />
De molaire massa van een deeltje (atoom, elektron e.d.) is de massa van 1 mol (6.02 x<br />
10 23 ) van deze deeltjes. De molaire massa (symbool MM) bekomt men door de massa<br />
van één deeltje te vermenigvuldigen met het getal van Avogadro. De eenheid van molaire<br />
massa is g/mol.<br />
Voorbeeld 7 Wat is de molaire massa van aluminium?<br />
De relatieve atoommassa van aluminium (uit periodieke tabel) = 27<br />
De molaire massa van aluminium is:<br />
MM(Al) = aantal atomen in 1 mol x massa van 1 atoom<br />
MM(Al) = N A atomen/mol x Ar(Al) x ame<br />
MM(Al) = 6.02x10 23 atomen/mol x 27 ame/atoom x 1,6 x 10 -24 g/ame<br />
MM (Al) = 27 g/mol<br />
Zoals blijkt uit dit voorbeeld is de absolute waarde van de molaire massa van een atoom<br />
gelijk aan de relatieve atoommassa van dit atoom. Om de molaire massa van een atoom<br />
te kennen volstaat het dus de relatieve atoommassa uit een tabel af te lezen en de eenheid<br />
g/mol er aan toe te voegen. Onderstaande tabel geeft hiervan enkele voorbeelden.<br />
Tabel 5 Enkele voorbeelden van de molaire massa van atomen.<br />
Atoom A r (afgerond, uit periodieke 1 mol van dit atoom weegt<br />
tabel)<br />
O 16 16 g<br />
Al 27 27 g<br />
Si 28 28 g<br />
V 89 89 g<br />
U 238 238 g<br />
Opmerking: de verschillende massa’s in tabel 5 bevatten allemaal hetzelfde aantal<br />
deeltjes (nl. 1 mol of 6,02 x 10 23 ).<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 9
8. De periodieke tabel.<br />
In de periodieke tabel worden de atomen gerangschikt op basis van hun atoomnummer.<br />
Bovendien is de tabel zodanig opgebouwd dat atomen die gelijkaardige eigenschappen<br />
hebben samen staan, hetzij vertikaal hetzij horizontaal.<br />
De kolommen in de periodieke tabel worden groepen genoemd. De rijen in de periodieke<br />
tabel worden perioden genoemd.<br />
De atomen die in eenzelfde groep voorkomen vertonen zeer gelijkaardige eigenschappen.<br />
Dit is de reden waarom deze groepen een nummer krijgen en ook een naam.<br />
De groep waar fluor (F) bovenaan staat krijgt nummer 7 en wordt de groep van de<br />
halogenen genoemd.<br />
In de periodieke tabel wordt een onderscheid gemaakt tussen de hoofdgroepen,<br />
genummerd van IA tot VIIA en VIII, en de nevengroepen, genummerd met het suffix B.<br />
Tabel 6 Informatie over de hoofdgroepen van de periodieke tabel.<br />
Nummer Atoom dat bovenaan staat Naam<br />
IA Waterstof Alkalimetalen<br />
IIA Beryllium Aardalkalimetalen<br />
IIIA Boor Boorgroep<br />
IVA Koolstof Koolstofgroep<br />
VA Stikstof Stikstofgroep<br />
VIA Zuurstof Zuurstofgroep<br />
VIIA Fluor Halogenen<br />
VIII Helium Edelgassen<br />
De periodieke tabel wordt gebruikt om een grote hoeveelheid informatie over de atomen<br />
samen te brengen.<br />
9. De elektronenstructuur van atomen.<br />
Atomen bestaan uit een kern die positief geladen is (hier bevinden zich de protonen) met<br />
daarrond een aantal elektronen. In een neutraal atoom is het aantal elektronen gelijk aan<br />
het aantal protonen.<br />
Alhoewel de beschrijving van de elektronen behoort tot het domein van de<br />
quantummechanica zullen hier toch enkele aspecten ervan besproken worden.<br />
Het aantal elektronen in een atoom varieert van 1 in waterstof (Z=1) tot 92 in uraan<br />
(Z=92). Deze elektronen hebben niet allemaal dezelfde energie. Sommige elektronen<br />
hebben een lagere energie en bevinden zich gemiddeld dichter bij de kern, andere hebben<br />
een hogere energie en bevinden zich gemiddeld verder van de kern.<br />
Deze verschillen in positie van de elektronen kunnen weergegeven worden door een<br />
model waarbij de elektronen in sferische schillen worden geplaatst. Elke schil komt dan<br />
overeen met een energieniveau. De elektronen op de schillen die dichter bij de kern<br />
liggen hebben een lagere energie, de elektronen op verder gelegen schillen hebben een<br />
hogere energie.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 10
De elektronen die zich op de buitenste schil bevinden worden valentieëlektronen<br />
genoemd. Het zijn deze elektronen die betrokken zijn bij de interacties (bindingen)<br />
tussen atomen.<br />
Het aantal valentieëlektronen van een atoom kan afgeleid worden uit de positie van het<br />
atoom in de periodieke tabel en komt overeen met het nummer van de groep.<br />
Tabel 7 Het aantal valentieëlektronen(VE) van de atomen.<br />
<strong>Groep</strong> Atoom dat bovenaan staat Aantal VE<br />
IA Waterstof 1<br />
IIA Beryllium 2<br />
IIIA Boor 3<br />
IVA Koolstof 4<br />
VA Stikstof 5<br />
VIA Zuurstof 6<br />
VIIA Fluor 7<br />
VIII Helium 8<br />
10. Ionen.<br />
Hierboven werd aangegeven dat atomen steeds neutraal zijn omdat ze evenveel<br />
elektronen als protonen bevatten. In vele gevallen echter zullen atomen tijdens hun<br />
interacties met elkaar elektronen afgeven of opnemen. Dit gebeurt o.a. bij de vorming<br />
van chemische bindingen (zie verder).<br />
Wanneer atomen elektronen afgeven of opnemen worden ionen gevormd.<br />
Positieve ionen (kationen) worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen<br />
afgeven (verliezen). Zulke ionen hebben minder elektronen dan protonen en hebben dus<br />
een netto positieve lading. De waarde van de positieve lading is gelijk aan het aantal<br />
elektronen dat verloren werd.<br />
Negatieve ionen worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen opnemen.<br />
Zulke ionen hebben meer elektronen dan protonen en krijgen een netto negatieve lading.<br />
De waarde van de negatieve lading is gelijk aan het aantal elektronen dat opgenomen<br />
werd.<br />
Atomen kunnen niet zomaar gelijk welk aantal elektronen verliezen of opnemen. Hoeveel<br />
elektronen kunnen worden afgegeven of opgenomen hangt o.a. af van het aantal<br />
valantieëlektronen en dus van de groep waarin het atoom zich bevindt.<br />
A. Positieve ionen.<br />
Positieve ionen worden o.a. gevormd door atomen die behoren tot de groepen IA, IIA en<br />
IIIA. Zij vormen ionen met een lading van respectievelijk +1, +2, +3. Volgende tabel<br />
toont dit aan. Enkele ionen van de andere hoofdgroepen zijn eveneens vermeld.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 11
Tabel 8 Voorbeelden van positieve ionen van de atomen in de hoofdgroepen.<br />
<strong>Groep</strong> Atoom Ion<br />
IA H H +<br />
Li Li +<br />
Na Na +<br />
IIA Be Be +2<br />
Mg Mg +2<br />
Ca Ca +2<br />
IIIA Al Al +3<br />
IVA Pb Pb +2 en Pb +4<br />
Sn Sn +2 en Sn +4<br />
Atomen van de nevengroepen vormen eveneens positieve ionen. Een aantal van deze<br />
ionen zijn in volgende tabel weergegeven. Merk op dat sommige atomen meerdere<br />
verschillend geladen ionen kunnen vormen.<br />
Tabel 9 Veel voorkomende ionen van de nevengroepen<br />
<strong>Groep</strong> Atoom Ion(en)<br />
IB Cu Cu + en Cu +2<br />
Ag Ag +<br />
Au Au + en Au +3<br />
IIB Zn Zn +2<br />
Cd Cd +2<br />
Hg Hg +2 2 en Hg +2<br />
VIB Cr Cr +3<br />
VIIB Mn Mn +2<br />
VIIIb Fe Fe +2 en Fe +3<br />
Co Co +2<br />
Ni Ni +2<br />
B. Negatieve ionen.<br />
Negatieve ionen worden voornamelijk gevormd door atomen van de groepen die rechts in<br />
de periodieke tabel staan. De belangrijkste daarvan zijn de atomen van groep VIIA (de<br />
halogenen). De negatieve ionen van deze atomen zijn in werkelijkheid de zuurresten van<br />
de overeenkomende binaire zuren (vb. Cl - )<br />
11. Oefeningen.<br />
1. Stel dat men een atoom zodanig zou vergroten dat de kern even groot is als een<br />
basketbal. Hoe groot zou dan het atoom zijn?<br />
2. Stel dat deze basketbal dezelfde dichtheid zou hebben als de kern van een<br />
waterstofatoom. Bereken dan de massa van deze bal.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 12
3. Vervolledig volgende tabel<br />
Tabel 10 Vervolledig.<br />
Symbool Z A Aantal<br />
protonen<br />
Aantal<br />
neutronen<br />
Aantal<br />
elektronen<br />
1 3<br />
H + 2<br />
Cs 55 133<br />
Bi 209<br />
56 138 56<br />
Sn 70<br />
Zn +2 34<br />
17 37 18<br />
238 U<br />
4. De constante van Faraday (F) geeft de lading weer van één mol elektronen. Bereken<br />
deze waarde.<br />
5. Bereken de bijdrage van de massa van de elektronen tot de totale massa in een 203 Hgatoom.<br />
6. Hoeveel valentieëlektronen heeft het 12 C-isotoop?<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 13
Hoofdstuk 3. De molecule.<br />
1. Inleiding.<br />
Een molecule is een deeltje dat bestaat uit meerdere atomen. Deze atomen zijn bij middel<br />
van chemische bindingen aan elkaar gebonden. In dit gedeelte van de cursus wordt<br />
besproken hoe deze chemische bindingen ontstaan en dus hoe moleculen gevormd<br />
worden. Een molecule wordt beschreven met een moleculeformule die aangeeft welke en<br />
hoeveel atomen deel uitmaken van de molecule.<br />
2. De chemische binding.<br />
A. Definitie.<br />
De chemische binding is een interactie tussen atomen die tot gevolg heeft dat deze<br />
atomen aan elkaar gebonden worden om zo een min of meer permanente structuur<br />
(molecule) te vormen. Bindingen kunnen terug verbroken worden zodat chemische<br />
reacties mogelijk worden. Tijdens chemische reacties worden bestaande bindingen<br />
verbroken en ontstaan nieuwe bindingen met de oorspronkelijke atomen.<br />
Bij de vorming en het breken van de chemische binding spelen de valentieëlektronen van<br />
de bindende atomen een belangrijke rol. Op basis van het gedrag van de elektronen<br />
tijdens de vorming van de chemische binding kunnen twee soorten bindingen<br />
onderscheiden worden: de covalente binding en de ionbinding.<br />
B. De covalente binding.<br />
De covalente binding kan het best begrepen worden wanneer men de vorming van<br />
diwaterstof (H 2 ) uit twee individuele waterstofatomen bestudeert.<br />
Stel dat twee waterstofatomen (elk bestaande uit 1 proton en 1 elektron) zich op een<br />
oneindig grote afstand van elkaar bevinden. De enige interacties die dan bestaan zijn de<br />
aantrekkingskrachten tussen de kern(+) en het eigen elektron(-). Deze interacties<br />
definiëren een begin energie van het beschouwde systeem die we gelijk stellen aan nul<br />
(zie figuur).<br />
Wanneer deze atomen dichter naar elkaar gebracht<br />
worden ontstaan ook wederzijdse interacties. De kern<br />
van het ene atoom zal ook elektronen van het andere<br />
atoom beginnen aan te trekken. Deze<br />
aantrekkingskrachten verlagen de energie van het<br />
systeem en doen de atomen nog dichter naar elkaar<br />
toekomen.<br />
Wanneer de atomen te dicht genaderd zijn ontstaan er<br />
ook sterke afstotingen tussen de twee kernen, die<br />
allebei positief geladen zijn. Deze afstotingskrachten<br />
verhogen de energie van het systeem.<br />
Op de figuur is duidelijk te zien dat de energiecurve een minimum vertoont. Dit<br />
minimum komt overeen met een bepaalde afstand tussen de twee kernen waarbij de<br />
aantrekkingskrachten tussen kernen en elektronen de afstotingskrachten tussen de kernen<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 14
optimaal compenseren. Wanneer twee waterstofatomen zich op deze afstand van elkaar<br />
bevinden zijn ze aan elkaar gebonden. Men noemt deze afstand de bindingsafstand. De<br />
bindingsafstand in waterstof is gelijk aan 74 pm. Wanneer andere atomen met elkaar<br />
binden is deze afstand verschillend.<br />
Zoals uit het voorgaande blijkt binden twee waterstofatomen met elkaar omdat de<br />
elektronen van elk atoom door beide kernen worden aangetrokken. Deze elektronen<br />
vormen een paar en dit elektronenpaar wordt door de atomen gemeenschappelijk<br />
gebruikt.<br />
Men spreekt daarom van een gemeenschappelijk elektronenpaar of een bindend<br />
elektronenpaar.<br />
De chemische binding waarbij een elektronenpaar gemeenschappelijk gebruikt wordt<br />
door twee atomen noemt men een covalente binding. Het bindende elektronenpaar wordt<br />
in een tekening van een covalente binding met een horizontale streep weergegeven.<br />
C. De polariteit van een covalente<br />
binding.<br />
Bij de vorming van de covalente binding tussen twee<br />
waterstofatomen wordt het bindend elektronenpaar<br />
door beide atomen (in feite de atoomkernen) even hard<br />
aangetrokken. Dit elektronenpaar zal dus op<br />
symmetrische wijze verdeeld zijn tussen de twee<br />
atomen.<br />
Wanneer echter twee verschillende atomen met elkaar<br />
binden (vb. waterstof en fluor) dan zullen de twee atomen een verschillende invloed<br />
uitoefenen op het elektronenpaar. Eén van beide atomen zal harder aan het paar trekken<br />
dan het andere atoom zodat de elektronen niet meer symmetrisch verdeeld zijn maar<br />
verschoven naar het atoom dat de sterkste aantrekking uitoefent.<br />
Het atoom dat de elektronen meer naar zich toetrekt zal daardoor een gedeeltelijk<br />
negatieve lading krijgen, het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading. Deze<br />
ladingen zijn kleiner dan 1, omdat de elektronen slechts gedeeltelijk verschoven worden,<br />
en worden voorgesteld met het symbool δ- of δ+.<br />
Een covalente binding die op deze manier gevormd wordt<br />
noemt men een polaire covalente binding. Deze uitdrukking<br />
verwijst naar het feit dat er twee polen (een negatieve en een<br />
positieve pool) aanwezig zijn. Men zegt ook dat de binding een<br />
dipool is.<br />
De sterkte van de dipool wordt aangegeven met het<br />
dipoolmoment. Het dipoolmoment (µ) wordt berekend als het<br />
produkt van de absolute lading van één van de polen (beide<br />
polen hebben dezelfde absolute waarde voor de lading)<br />
vermenigvuldigd met de afstand tussen de twee polen (de bindingsafstand).<br />
D. Elektronegativiteit.<br />
Om de polariteit van een covalente binding te kennen moet men weten welk van de twee<br />
atomen de elektronen van de binding sterker naar zich toe trekt. Dit wordt aangegeven<br />
door de elektronegativiteit (EN), ook elektronegatieve waarde genoemd. Deze waarde<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 15
ligt tussen 0 en 4 en wordt meestal in een periodieke tabel naast andere informatie over<br />
atomen weergegeven. Tabel 7 geeft hiervan enkele voorbeelden.<br />
Tabel 11 De elektronegativiteit van enkele atomen.<br />
H<br />
2,2<br />
Li<br />
1,0<br />
Na<br />
0,9<br />
K<br />
0,8<br />
Be<br />
1,5<br />
B<br />
2,0<br />
Al<br />
1,5<br />
C<br />
2,5<br />
Si<br />
1,8<br />
N<br />
3,0<br />
P<br />
2,1<br />
O<br />
3,5<br />
S<br />
2,5<br />
F<br />
4,0<br />
Cl<br />
3,0<br />
Br<br />
2,8<br />
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) tussen de twee atomen in een binding<br />
hoe meer de binding gepolariseerd is en hoe groter het dipoolmoment is.<br />
Wanneer twee identieke atomen met elkaar binden is ΔEN gelijk aan nul en is de binding<br />
niet polair of apolair.<br />
E. De ionbinding.<br />
Een ionbinding is een extreem geval van een polaire<br />
binding. De ionbinding ontstaat wanneer het<br />
verschil in elektronegativiteit tussen de bindende<br />
atomen zo groot is dat de bindingselektronen<br />
volledig verschoven worden naar één van de twee<br />
atomen. Daardoor krijgt dit atoom een gehele<br />
negatieve lading terwijl het andere atoom een gehele<br />
positieve lading krijgt. De twee tegengesteld<br />
geladen deeltjes zijn dan gebonden door elektrische<br />
aantrekking, ook Coulombse aantrekking genoemd.<br />
De binding tussen natrium en chloor toont dit aan.<br />
Voorbeeld 8 Hoe ontstaat de ionbinding tussen natrium en chloor?<br />
Natrium is een atoom met 1 valentieëlektron en met een lage elektronegativiteit.<br />
Chloor is een atoom met zeven valentieëlektronen en een hoge elektronegativiteit.<br />
Het chlooratoom onttrekt 1 elektron aan het natriumatoom en krijgt daardoor een lading<br />
van –1. Het natriumatoom krijgt een lading van +1.<br />
Het Cl - ion en het Na + ion trekken elkaar aan omdat ze tegengesteld geladen zijn.<br />
Over het algemeen stelt men dat wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen twee<br />
atomen groter is dan 1,7 de binding als een ionbinding kan beschouwd worden. De<br />
ionbinding komt dus vooral voor tussen atomen met een lage EN (links in de tabel) en<br />
atomen met een hoge EN (rechts in de tabel).<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 16
Voorbeeld 9 Wat voor een binding bestaat er tussen H en O?<br />
De elektronegativiteit van deze elementen is (zie tabel):<br />
EN(H) = 2,2<br />
EN(O) = 3,5<br />
Het verschil in elektronegativiteit ΔEN = 1,3<br />
ΔEN is groter dan nul maar kleiner dan 1,7.<br />
De binding tussen H en O is dus een polaire covalente binding.<br />
3. De molecuulformule.<br />
De molecuulformule beschrijft de samenstelling van de molecule door aan te geven<br />
hoeveel atomen van elke soort in de molecule aanwezig zijn.<br />
Voorbeeld 10 Hoe is een molecule zwavelzuur (H 2 SO 4 ) opgebouwd?<br />
Eén molecule zwavelzuur bestaat uit twee atomen waterstof, één zwavelatoom en vier<br />
zuurstofatomen. Deze zijn bij middel van chemische bindingen aan elkaar gebonden.<br />
Merk op dat de molecuulformule niets zegt over de volgorde of de ruimtelijke structuur<br />
van de chemische bindingen, zij geeft enkel de samenstelling van de molecule weer.<br />
4. Moleculen en ionen.<br />
Water (H 2 O) en keukenzout(NaCl) zijn zeer verschillende<br />
verbindingen. Water bestaat uit een groot aantal afzonderlijke<br />
deeltjes (moleculen) die elk bestaan uit twee waterstofatomen<br />
die covalent gebonden zijn aan een<br />
zuurstofatoom. Keukenzout<br />
daarentegen bestaat uit vele postief<br />
geladen natriumionen en negatief<br />
geladen chloorionen die in een kristalrooster aan elkaar<br />
gebonden zijn bij middel van elektrische aantrekkingskrachten<br />
(Coulombse krachten).<br />
In dat opzicht is H 2 O een echte voorstelling van een<br />
watermolecule terwijl NaCl enkel de verhouding van de ionen in keukenzout weergeeft.<br />
Wij zullen echter verder de formule NaCl behandelen alsof het een echte<br />
molecuulformule is.<br />
5. Molecuulmassa.<br />
A. Absolute molecuulmassa.<br />
De massa van een molecule is gelijk aan de som van de massa’s van de atomen waaruit<br />
deze molecule is opgebouwd.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 17
Voorbeeld 11 Wat is de massa van een watermolecule?<br />
Een watermolecule (H 2 O) bestaat uit een zuurstofatoom en twee waterstofatomen.<br />
Massa watermolecule = massa zuurstofatoom + 2x massa waterstofatoom.<br />
Massa watermolecule = A r (O) x ame + 2 x A r (H) x ame<br />
Massa watermolecule = 16 ame + 2 x 1 ame<br />
Massa watermolecule = 18 ame<br />
Massa watermolecule = 18 x 1,6 x 10 -24 g = 2,88 x 10 -23 g<br />
B. Relatieve molecuulmassa.<br />
Net zoals bij atomen kan men de moleculaire massa ook weergeven met behulp van een<br />
getal dat aangeeft hoeveel maal de molecule zwaarder is dan de ame. Men noemt dit<br />
getal de relatieve molecuulmassa (M r ). De relatieve molecuulmassa is gelijk aan de som<br />
van de relatieve atoommassa’s van de atomen waaruit de molecule is opgebouwd. Het<br />
bovenstaande voorbeeld toont aan dat de massa van een watermolecule 18 maal zwaarder<br />
is dan de ame. M r (H 2 O) = A r (O) + 2 x A r (H) = 18.<br />
6. Molaire massa van een molecule.<br />
Net zoals bij atomen is de massa van een molecule zeer klein. Ook hier zal het begrip<br />
mol gebruikt worden om grote aantallen moleculen te beschrijven. Een mol moleculen<br />
komt overeen met 6,02x10 23 moleculen.<br />
De molaire massa van een molecule is de massa van 1 mol van deze moleculen. De<br />
molaire massa kan, zoals bij atomen, berekend worden door aan het getal van de<br />
relatieve molecuulmassa de eenheid g/mol toe te voegen.<br />
Voorbeeld 12 Wat is de molaire massa van water?<br />
Massa van één molecule water = 18 ame.<br />
De massa van 1 mol water = massa van één molecule x N A<br />
Molaire massa (H 2 O) = 18 x ame x N A<br />
MM(H 2 O) = 18 g/mol<br />
7. De oxidatietoestand van een atoom in een molecule.<br />
Wanneer atomen met elkaar binden om moleculen te vormen doen ze dat met hun<br />
valentieëlektronen. Zij geven elektronen (gedeeltelijk) af op nemen elektronen<br />
(gedeeltelijk) op. Om aan te geven wat het verschil is tussen het aantal elektronen van<br />
een niet gebonden (vrij) atoom en een gebonden atoom worden twee getallen gebruikt: de<br />
oxidatietoestand (OT) en de formele lading (FL). De formele lading wordt vooral<br />
gebruikt bij de gedetailleerde beschrijving van de elektronenverdeling in moleculen en<br />
zal later toegepast worden.<br />
De oxidatietoestand (ook oxidatietrap genoemd) is echter belangrijk bij de beschrijving<br />
van chemische reacties en zal hier besproken worden.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 18
De oxidatietoestand wordt normaal gezien berekend door het bindende elektronenpaar in<br />
een chemische binding toe te kennen aan één van beide atomen en vervolgens de<br />
bekomen toestand te vergelijken met deze die bestond in het vrije atoom. Om dit te<br />
kunnen heeft men echter informatie nodig over de wijze waarop de atomen aan elkaar<br />
gebonden zijn en het aantal elektronen dat hierbij betrokken is.<br />
In dit stadium van de cursus hebben we deze informatie nog niet (het enige dat we weten<br />
is de globale molecuulformule) en daarom worden, voor het bepalen van de<br />
oxidatietoestand een aantal regeltjes gebruikt. Deze worden in volgende tabel<br />
weergegeven. Merk op dat wij voor het schrijven van de oxidatietoestand romeinse<br />
cijfers gebruiken om deze te onderscheiden van de lading van ionen (en ook van de<br />
formele lading).<br />
Tabel 12 regels voor het bepalen van de oxidatietoestand van een atoom<br />
OT van atomen die niet aan andere (verschillende) atomen gebonden zijn = 0<br />
OT van waterstof in een molecule is meestal +I<br />
OT van zuurstof in een molecule is meestal –II<br />
OT van de atomen van groepen IA, IIA en IIIA zijn +I, +II en +III resp.<br />
De som van de OT van de atomen in een molecule vermenigvuldigd met het<br />
aantal atomen = 0<br />
De som van de OT van de atomen in een ion vermenigvuldigd met het aantal<br />
atomen = lading van het ion<br />
Deze regels laten toe voor de atomen in de meeste van de verbindingen die in de cursus<br />
voorkomen de oxidatietoestanden te bepalen.<br />
Voorbeeld 13 Wat zijn de oxidatoetoestanden van de atomen in H 2 SO 4 ?<br />
De oxidatietoestanden van H en O zijn resp +I en –II.<br />
De som van deze oxidatietoestanden is dus = 2 x (+I) + 4 x (-II) = -VI<br />
Omdat de som van de OT’s moet gelijk zijn aan nul (molecule) is de OT van S = +VI.<br />
Samengevat: OT(H) = +I, OT(O) = -II en OT(S) = +VI<br />
Voorbeeld 14 Wat zijn de oxidatietoestanden van de atomen in NH 4+ ?<br />
De oxidatoetoestand van H = +I wat een totaal geeft van 4 x (+I) = +IV<br />
Omdat het deeltje een lading heeft van +1 moet de som van alle OT’s = +I<br />
De OT van N is dus = -III.<br />
8. Oefeningen.<br />
1. Zeg van de volgende bindingen tot welke categorie ze behoren: polaire covalente<br />
binding, apolaire covalente binding, ionbinding.<br />
H-Cl, N-H, O-O, K-Cl<br />
2. Rangschik volgende bindingen volgens stijgende polariteit en geef met een pijl het<br />
dipoolmoment en de deelladingen aan.<br />
C-H, H-H, H-Br, H-F en B-H<br />
3. Hoeveel atomen zijn er in een molecule Ca 3 (PO 4 ) 2 ?<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 19
4. Bereken de massa van een propaan molecule (C 3 H 8 )<br />
5. Wat is de molaire massa van zwavelzuur (H 2 SO 4 )?<br />
6. Met hoeveel mol komt 1 kg water overeen?<br />
7. Hoeveel gram zwavelzuur moet men afwegen om evenveel moleculen te hebben als in<br />
500 g propaan?<br />
8. Hoeveel gram K is er in 150 g KNO 3 ?<br />
9. Bepaal de oxidatietoestand van elk atoom in de volgende verbindingen:<br />
K 2 SO 4 , HNO 3 , CrO 4 -2 , KMnO 4 , HSO 4 - .<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 20
Hoofdstuk 4. Soorten verbindingen en naamgeving<br />
1. Classificatie van chemische verbindingen.<br />
Over het algemeen worden chemische stoffen (verbindingen, moleculen) ingedeeld op<br />
basis van hun chemische eigenschappen. Azijnzuur bvb wordt bij de zuren ingedeeld<br />
omdat het zuur smaakt, omdat het met basen reageert en omdat het metalen aantast in een<br />
typische reactie waarbij waterstofgas gevormd wordt. Om een chemische stof te kunnen<br />
bespreken en om de eigenschappen ervan te kennen zodat men ermee kan werken, moet<br />
men weten tot welke groep verbindingen deze stof behoort.<br />
In de meeste gevallen kan men dit afleiden uit de molecuulformule (en soms ook uit de<br />
naam). Het is dus van belang te weten welke soorten chemische verbindingen bestaan,<br />
welke eigenschappen ze hebben en hoe men ze kan herkennen aan de hand van de<br />
formule en/of de naam.<br />
2. Soorten chemische verbindingen.<br />
De soorten chemische verbindingen die in deze cursus besproken worden zijn:<br />
- de zuren,<br />
- de basen en hydroxiden,<br />
- de zouten,<br />
- de oxiden.<br />
De verbindingen die behoren tot elk van deze groepen hebben karakteristieke<br />
eigenschappen die tot uiting komen in hun gedrag tijdens chemische reacties. Bij de<br />
hiernavolgende bespreking van deze groepen zal ook telkens worden aangegeven welke<br />
algemene formule ze hebben en hoe ze genoemd worden.<br />
A. Zuren.<br />
A.1. Eigenschappen van zuren.<br />
Zuren zijn verbindingen die de mens reeds lang kent al was het maar vanwege de<br />
typische smaak die zij hebben. Enkele voorbeelden zijn:<br />
- Azijnzuur dat gevormd wordt wanneer wijn verzuurt,<br />
- Melkzuur dat ontstaat bij de verzuring van melk,<br />
- Het zuur dat in de maag gevormd wordt en bij oprispingen in de mond kan<br />
terechtkomen.<br />
Zuren zijn verbindingen die in staat zijn een positief geladen waterstofion (H + , een<br />
proton) te vormen. In hun formule vinden we dus steeds één of meerdere<br />
waterstofatomen terug. Algemeen kan de formule als volgt voorgesteld worden:<br />
H n A<br />
In deze formule is n meestal gelijk aan 1, 2 of 3 Wanneer n gelijk is aan 1 spreekt men<br />
van een monoprotisch zuur, wanneer n groter is dan 1 spreekt men van een polyprotisch<br />
zuur.<br />
In de formule van een zuur wordt A de zuurrest genoemd.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 21
De classificatie van de zuren gebeurt op basis van de samenstelling van de zuurrest. De<br />
zuurrest bevat steeds minstens één niet-metaal zoals chloor, zwavel, forfor e.d. Daarnaast<br />
kunnen er al dan niet zuurstofatomen in voorkomen.<br />
Wanneer de zuurrest geen zuurstof bevat spreekt men van een binair zuur. Wanneer er<br />
wel zuurstof in voorkomt spreekt men van een oxozuur of ternair zuur.<br />
Opm.: er bestaan ook veel verbindingen die waterstof bevatten en die niet zuur zijn.<br />
Methaan (CH 4 ) is hiervan een voorbeeld. Een waterstofatoom dat zich niet als zuur<br />
gedraagt, noemt men een niet-zure waterstof.<br />
A.2. Binaire zuren<br />
Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. De naam van de binaire zuren<br />
wordt als volgt opgebouwd<br />
Naam van een binair zuur= waterstof + niet-metaal + -ide.<br />
De volgende binaire zuren en hun overeenkomende zuurresten moeten gekend zijn.<br />
Tabel 13 Enkele belangrijke binaire zuren en hun zuurrest.<br />
Formule Naam Zuurrest Naam zuurrest<br />
HF waterstoffluoride F - fluoride(ion)<br />
HCl waterstofchloride Cl - chloride(ion)<br />
HBr waterstofbromide Br - bromide(ion)<br />
HI waterstofjodide I - jodide(ion)<br />
H2S waterstofsulfide HS - waterstofsulfide(ion)<br />
S 2- sulfide(ion)<br />
HCN waterstofcyanide CN - cyanide(ion)<br />
De naam van de negatief geladen zuurrest wordt gevormd door van de naam van het zuur<br />
de waterstof te verwijderen en eventueel de uitgang -ion toe te voegen. Indien niet alle<br />
waterstofatomen worden verwijderd, wordt het aantal waterstoffen dat overblijft in de<br />
naam aangegeven (zie HS - in bovenstaande tabel).<br />
Opm.: waterstofcyanide wordt soms een pseudo-binair zuur genoemd omdat het twee<br />
niet-metalen in de zuurrest bevat i.p.v. één.<br />
A.3. Oxozuren.<br />
Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of<br />
meerdere zuurstofatomen bevat.<br />
Er zijn twee naamgevingen voor oxozuren in gebruik. Deze worden door elkaar gebruikt.<br />
Naamgeving a: naam van niet-metaal + zuur. (vb HClO3:<br />
chloorzuur).<br />
Naamgeving b: waterstof + niet-metaal + -aat. (vb HClO3:<br />
waterstofchloraat)<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 22
Indien van eenzelfde niet-metaal meerdere oxozuren gekend zijn moet de naamgeving<br />
duidelijk maken over welk zuur het gaat. Eén van de zuren (het referentiezuur) wordt<br />
benoemd volgens de regels die hierboven werden gegeven. Voor de andere zuren wordt<br />
de naam met behulp van voor- of achtervoegsels aangepast. Dit blijkt het best uit<br />
volgend voorbeeld:<br />
Voorbeeld 15 Hoe worden de verschillende oxozuren die chloor bevatten genoemd?<br />
Met chloor kunnen meerdere oxozuren gevormd worden.<br />
Deze zijn HClO, HClO2, HClO3, en HClO4. Het referentiezuur is HClO3, dat op de<br />
normale manier benoemd wordt (zie hierboven).<br />
HClO 3 noemt men waterstofchloraat of chloorzuur.<br />
HClO4 bevat meer zuurstofatomen dan het referentiezuur en wordt waterstofperchloraat<br />
of perchloorzuur genoemd.<br />
HClO2 bevat één zuurstofatoom minder dan het referentiezuur en wordt<br />
waterstofchloriet of chlorigzuur genoemd.<br />
HClO bevat nog een zuurstofatoom minder en wordt waterstofhypochloriet of<br />
hypochlorigzuur genoemd.<br />
Het systeem dat in het voorbeeld wordt geïllustreerd gebruikt men ook voor de andere<br />
zuren. De keuze van het referentiezuur varieert sterk en is niet gebonden aan een<br />
bepaalde formule.<br />
Voor de naamgeving van de zuurresten wordt naamgeving b gebruikt.<br />
In volgende tabel worden de te kennen oxozuren opgesomd.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 23
Tabel 14 Lijst met belangrijke oxozuren.<br />
Het nietmetaal<br />
in<br />
de<br />
zuurrest<br />
Koolstof<br />
(C)<br />
Formule Naam<br />
H 2 CO 3<br />
Koolzuur<br />
Waterstofcarbonaat<br />
Stikstof (N) HNO 3 Salpeterzuur<br />
Waterstofnitraat<br />
HNO 2 Salpeterigzuur<br />
Waterstofnitriet<br />
Fosfor (P) H 3 PO 4 Fosforzuur<br />
Waterstoffosfaat<br />
Arseen<br />
(As)<br />
H 3 PO 3<br />
H 3 AsO 4<br />
H 3 AsO 3<br />
Fosforigzuur<br />
Waterstoffosfiet<br />
Arseenzuur<br />
Waterstofarsenaat<br />
Arsenigzuur<br />
Waterstofarseniet<br />
Zwavel (S) H 2 SO 4 Zwavelzuur<br />
Waterstofsulfaat<br />
H 2 SO 3<br />
H 2 S 2 O 3<br />
Zwaveligzuur<br />
Waterstofsulfiet<br />
Thiozwavelzuur<br />
Waterstofthiosulfaat<br />
Zuurrest Naam van de zuurrest<br />
-<br />
HCO 3 Waterstofcarbonaat(ion)<br />
2-<br />
CO 3<br />
-<br />
NO 3<br />
-<br />
NO 2<br />
H 2 PO 4<br />
-<br />
2-<br />
HPO 4<br />
3-<br />
PO 4<br />
H 2 PO 3<br />
-<br />
2-<br />
HPO 3<br />
3-<br />
PO 3<br />
H 2 AsO 4<br />
-<br />
HAsO 4<br />
2-<br />
AsO 4<br />
3-<br />
H 2 AsO 3<br />
-<br />
HAsO 3<br />
2-<br />
AsO 3<br />
3-<br />
HSO 4<br />
-<br />
SO 4<br />
2-<br />
HSO 3<br />
-<br />
SO 3<br />
2-<br />
HS 2 O 3<br />
-<br />
S 2 O 3<br />
2-<br />
Carbonaat(ion)<br />
Nitraat(ion)<br />
Nitriet(ion)<br />
Diwaterstoffosfaat(ion)<br />
Monowaterstofosfaat(ion)<br />
Fosfaat(ion)<br />
Diwaterstoffosfiet(ion)<br />
Monowaterstoffosfiet(ion)<br />
Fosfiet(ion)<br />
Diwaterstofarsenaat(ion)<br />
Monowaterstofarsenaat(ion)<br />
Arsenaat(ion)<br />
Diwaterstofarseniet(ion)<br />
Monowaterstofarseniet(ion)<br />
Arseniet(ion)<br />
Waterstofsulfaat(ion<br />
Sulfaat(ion)<br />
Waterstofsulfiet(ion)<br />
Sulfiet(ion)<br />
Waterstofthiosulfaat(ion)<br />
Thiosulfaat(ion)<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 24
Chloor (Cl) HClO 4 Perchloorzuur<br />
Waterstofperchloraat<br />
HClO 3 Chloorzuur<br />
Waterstofchloraat<br />
HClO 2 Chlorigzuur<br />
Waterstofchloriet<br />
HClO Hypochlorigzuur<br />
Waterstofhypochloriet<br />
Broom (Br) HBrO 4 Perbroomzuur<br />
Waterstofperbromaat<br />
HBrO 3 Broomzuur<br />
Waterstofbromaat<br />
HBrO 2 Bromigzuur<br />
Waterstofbromiet<br />
HBrO Hypobromigzuur<br />
Waterstofhypobromiet<br />
Iood (I) HIO 4 Perioodzuur<br />
Waterstofperiodaat<br />
HIO 3 Ioodzuur<br />
Waterstofiodaat<br />
HIO 2 Iodigzuur<br />
Waterstofiodiet<br />
HIO Hypoiodigzuur<br />
Waterstofhypoiodiet<br />
-<br />
ClO 4<br />
-<br />
ClO 3<br />
-<br />
ClO 2<br />
ClO -<br />
-<br />
BrO 4<br />
-<br />
BrO 3<br />
-<br />
BrO 2<br />
BrO -<br />
-<br />
IO 4<br />
-<br />
IO 3<br />
-<br />
IO 2<br />
IO -<br />
Perchloraat(ion)<br />
Chloraat(ion)<br />
Chloriet(ion)<br />
Hypochloriet(ion)<br />
Perbromaat(ion)<br />
Bromaat(ion)<br />
Bromiet(ion)<br />
Hypobromiet(ion)<br />
Periodaat(ion)<br />
Iodaat(ion)<br />
Iodiet(ion)<br />
Hypoiodiet(ion)<br />
Er bestaan ook enkele oxozuren die een metaal bevatten i.p.v. een niet-metaal. Deze<br />
staan in volgende tabel. Hieraan is ook azijnzuur toegevoegd dat een organisch zuur is,<br />
zodat de structuur enigszins afwijkt van de andere zuren<br />
Tabel 15 Oxozuren met afwijkende samenstelling.<br />
Atoom<br />
in de<br />
zuurrest<br />
Mangaan<br />
(Mn)<br />
Chroom<br />
(Cr)<br />
Koolstof<br />
(C)<br />
Formule Naam Zuurrest Naam van de zuurrest<br />
HMnO 4<br />
H 2 CrO 4<br />
H 2 Cr 2 O 7<br />
Permangaanzuur<br />
Waterstofpermanganaat<br />
Chroomzuur<br />
Waterstofchromaat<br />
Dichroomzuur<br />
Waterstofdichromaat<br />
CH 3 COOH Azijnzuur<br />
Waterstofacetaat<br />
MnO 4<br />
-<br />
HCrO 4<br />
-<br />
CrO 4<br />
2-<br />
HCr 2 O 7<br />
-<br />
2-<br />
Cr 2 O 7<br />
CH 3 COO -<br />
Permanganaat(ion)<br />
Waterstofchromaat(ion)<br />
Chromaat(ion)<br />
Waterstofdichromaat(ion)<br />
Dichromaat(ion)<br />
Acetaat(ion)<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 25
B. Hydroxiden en basen.<br />
B.1. Hydroxiden.<br />
Hydroxiden zijn verbindingen van een positief geladen metaalion en één of meerdere<br />
OH-groepen. De OH-groep noemt men de hydroxide-groep. Deze is éénwaardig<br />
negatief geladen (OH - ).<br />
Naamgeving van de hydroxiden: naam van het metaal + hydroxide.<br />
Het aantal OH-groepen wordt bepaald door de lading van het metaalion.<br />
Indien meerdere hydroxiden van eenzelfde metaal bestaan (omdat er meerdere ladingen<br />
van dit metaal bestaan) moet ofwel de lading (oxidatietoestand) van het metaal of het<br />
aantal OH-groepen vermeld. Onderstaande tabel geeft enkele voorbeelden.<br />
Tabel 16 Enkele metaalhydroxiden.<br />
Formule<br />
Naam<br />
NaOH Natriumhydroxide<br />
Ba(OH)2 Bariumhydroxide<br />
Fe(OH)2 Ijzer(II)hydroxide*<br />
Ijzerdihydroxide<br />
Fe(OH)3 Ijzer(III)hydroxide<br />
Ijzertrihydroxide<br />
Al(OH)3 Aluminiumhydroxide<br />
* uitgesproken: ijzertweehydroxide.<br />
B.2. Verschil tussen base en hydroxide.<br />
Zoals hierboven aangegeven werd worden hydroxiden gekarakteriseerd door de<br />
aanwezigheid van de OH-groep in de formule. Basen daarentegen worden gedefinieerd<br />
op basis van hun scheikundige eigenschappen. Basen zijn in staat vetten te hydrolyseren,<br />
geven een bepaalde kleur aan zuur-baseindicatoren en verhogen de pH.<br />
Sommige hydroxiden gedragen zich als basen, andere niet. Er bestaan eveneens<br />
moleculen die basen zijn maar niet de typische formule van een hydroxide hebben.<br />
Ammoniak (NH 3 ) is daarvan een voorbeeld.<br />
De hydroxiden van de metalen van de groepen I en II gedragen zich als basen, de andere<br />
niet.<br />
Tabel 17 Enkele voorbeelden van basen en hydroxiden.<br />
Verbinding Behoort tot…<br />
Natriumhydroxide Basen<br />
Ijzer(II)hydroxide Hydroxiden (is geen base)<br />
Ammoniak Basen<br />
Calciumhydroxide Basen<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 26
Met de meeste hydroxiden en basen kan een positieve groep geassocieerd worden,<br />
namelijk het positief geladen metaalion. Bij ammoniak (NH 3 ) is dit het ammoniumion<br />
(NH 4 + ). Dit is belangrijk bij de bespreking van de zouten.<br />
B.3. Zouten.<br />
Zouten zijn samengesteld uit een positieve groep (metaal- of ammoniumion) en een<br />
negatieve groep (zuurrest). Het aantal van elk van deze groepen moet zodanig zijn dat de<br />
verbinding neutraal is. Men kan de vorming van de zouten beschrijven als het vervangen<br />
van één of meerdere zure waterstoffen van een zuur door een positieve groep. Zouten die<br />
zodanig gevormd zijn dat niet alle zure waterstofatomen uit het zuur vervangen zijn,<br />
noemt men zure zouten.<br />
Naamgeving: naam van de positieve groep + naam van de<br />
zuurrest.<br />
Indien nodig moet het aantal van de verschillende groepen aangegeven worden.<br />
Volgende tabel geeft een aantal voorbeelden.<br />
Tabel 18 Enkele voorbeelden van zouten met hun naam.<br />
Formule Naam Alternatieve naam<br />
KCl<br />
kaliumchloride<br />
Na2SO4 natriumsulfaat<br />
NaHSO4 natriumwaterstofsulfaat<br />
Ca3(PO4)2 calciumfosfaat<br />
NH4Cl ammoniumchloride<br />
FeSO4 ijzer(II)sulfaat monoijzermonosulfaat<br />
Fe2(SO4)3 ijzer(III)sulfaat diijzertrisulfaat<br />
NaH2PO4 natriumdiwaterstoffosfaat<br />
B.4. Oxiden.<br />
Oxiden zijn verbindingen van een atoom met zuurstof. Van de meeste atomen bestaan<br />
één of meerdere oxiden. Zij ontstaan bvb. tijdens een verbranding.<br />
Naamgeving: naam van het atoom + oxide.<br />
Indien meerdere oxiden van eenzelfde atoom gekend zijn moet, bij middel van de<br />
oxidatietoestand van het atoom of de samenstelling van het oxide, aangegeven worden<br />
over welk oxide het gaat.<br />
Men maakt een onderscheid tussen metaaloxiden en niet-metaaloxiden.<br />
Voor de metaaloxiden is de formule gemakkelijk af te leiden uit de lading van het<br />
metaalion.<br />
Wat de niet-metalen betreft zullen we hier enkel de oxiden gebruiken waarin het nietmetaal<br />
dezelfde oxidatietoestand heeft als in de te kennen oxozuren<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 27
Tabel 19 Enkele voorbeelden van metaaloxiden<br />
<strong>Groep</strong> Formule Naam<br />
groep I Na2O natriumoxide<br />
groep II MgO magnesiumoxide<br />
groep III Al2O3 aluminiumoxide<br />
overgangsatomen MnO2 mangaan(IV)oxide mangaandioxide<br />
FeO ijzer(II)oxide monoijzermonooxide<br />
Fe2O3 ijzer(III)oxide diijzertrioxide<br />
HgO kwik(II)oxide monokwikmonooxide<br />
Tabel 20 Enkele voorbeelden van niet-metaaloxiden met het overeenkomende<br />
oxozuur<br />
<strong>Groep</strong> Formule Naam Naam Oxozuur<br />
groep IV CO2 koolstof(IV)oxide koolstofdioxide H 2 CO 3<br />
groep V N2O5 stikstof(V)oxide distikstofpentaoxide HNO 3<br />
groep VI SO2 zwavel(IV)oxide zwaveldioxide H 2 SO 3<br />
SO3 zwavel(VI)oxide zwaveltrioxide H 2 SO 4<br />
groep VII Cl2O7 chloor(VII)oxide dichloorheptaoxide HClO 4<br />
Tabel 21 Enkele andere bestaande niet-metaaloxiden.<br />
<strong>Groep</strong> Formule Naam<br />
groep I H2O (waterstofoxide) water<br />
groep IV CO koolstof(II)oxide koolstofmonooxide<br />
groep V N2O stikstof(I)oxide distikstofmonooxide<br />
groep VIII XeO3 xenon(VI)oxide xenontrioxide<br />
3. Oefeningen<br />
1. Geef de naam van de volgende verbindingen:<br />
FeO, K 2 Cr 2 O 7 , As 2 S 3 , Ba(NO 3 ) 2 , KClO 3 , AgCl, LiOH, KNO 2 , H 2 S, KMnO 4 .<br />
2. Geef de formule van de volgende verbindingen:<br />
Aluminiumoxide, koper(I)sulfaat, dikopersulfaat, natriumnitriet, ijzer(III)oxide,<br />
tin(IV)chloride, bariumcarbonaat, ammoniumchloride, distikstoftrioxide,<br />
kaliumwaterstofsulfaat.<br />
3. Geef van elk van de vorige verbindingen aan tot welke groep ze behoren: binair zuur,<br />
oxozuur, metaaloxide, niet-metaaloxide, hydroxide, base, zout, zuur zout.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 28
Hoofdstuk 5. Het gedrag van verbindingen.<br />
1. Inleiding.<br />
Bij de studie van het gedrag van verbindingen kunnen twee situaties beschreven worden,<br />
het gedrag van zuivere verbindingen (zuiver water, keukenzout, een staaf ijzer bvb.) of<br />
het gedrag van mengsels (een oplossing van zout in water, een legering van ijzer en zink<br />
enz.).<br />
Het gedrag van een zuivere stof gaat vooral over de aggregatietoestanden (vast, vloeibaar<br />
en gasvormig) en de overgangen ertussen (kookpunt, smeltpunt e.d.). Zo kan men bvb<br />
proberen te verklaren waarom water een veel hoger kookpunt heeft dan methaan. De<br />
bespreking van zulke problemen maakt deel uit van de stof die tijdens de cursus in het<br />
eerste jaar wordt gegeven en zal hier niet verder behandeld worden.<br />
Wat we in dit hoofdstuk zullen bespreken is wat er gebeurt wanneer chemische<br />
verbindingen in contact worden gebracht met water.<br />
2. Water.<br />
Water is een belangrijke verbinding. In de natuur is water het oplosmiddel waarin veel<br />
chemische reacties gebeuren. Dit is niet alleen het geval in het water van rivieren en<br />
oceanen maar ook in het water dat deel uitmaakt van cellen, organen en weefsels.<br />
Ook in het chemisch laboratorium en in de industrie is water een veel gebruikt<br />
oplosmiddel.<br />
De chemie van het eerste jaar beperkt zich bijna volledig tot systemen waarbij water het<br />
oplosmiddel is. Organische solventen worden pas later gebruikt.<br />
Bij de studie van het gedrag van verbindingen in water zullen twee aspecten behandeld<br />
worden: de oplosbaarheid en het elektrolytgedrag. Deze twee begrippen zijn niet<br />
onafhankelijk. Het elektrolytgedrag gaat over het feit of een verbinding in een waterige<br />
oplossing al dan niet ionen vormt. Het is duidelijk dat om dit te kunnen doen de<br />
verbinding eerst in water moet kunnen opgelost worden.<br />
3. Oplosbaarheid.<br />
De oplosbaarheid wordt gedefinieerd als de maximale hoeveelheid die men van een<br />
verbinding kan oplossen in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel (water) bij een<br />
welbepaalde temperatuur. De oplosbaarheid kan uitgedrukt worden in gram per liter (g/l)<br />
of een andere concentratieëenheid.<br />
De waarde van de oplosbaarheid is voor elke verbinding anders en varieert van zeer<br />
kleine tot zeer grote waarden. Alhoewel in de cursus <strong>Chemie</strong> en Chemische technologie<br />
deze waarden zullen gebruikt worden, zullen hier de verbindingen ingedeeld worden in<br />
twee groepen: slecht oplosbare en goed oplosbare verbindingen. De slecht oplosbare<br />
verbindingen (soms ook onoplosbaar genoemd) zijn al die verbindingen waarvan de<br />
oplosbaarheid lager ligt dan een bepaalde waarde (bvb 1 g/l), de goed oplosbare<br />
verbindingen zijn deze waarvan de oplosbaarheid hoger ligt.<br />
Volgende tabel geeft de oplosbaarheden van de verbindingen die we het meest zullen<br />
gebruiken. In deze tabel hebben de hoger geplaatste regels voorrang op de lager<br />
geplaatste.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 29
Tabel 22 Oplosbaarheid van verbindingen in water<br />
1. Alle natrium, kalium en ammoniumzouten en alle nitraten zijn goed oplosbaar.<br />
2. Alle zilver, lood(II) en Hg2 2+ zouten zijn weinig oplosbaar behalve de nitraten<br />
(hoger).<br />
3. Alle (per)chloraten, acetaten, chloriden, bromiden en iodiden zijn goed oplosbaar<br />
behalve uitzonderingen (hoger).<br />
4.Alle carbonaten, sulfiden en fosfaten zijn weinig oplosbaar behalve uitzonderingen<br />
(hoger).<br />
5. Alle metaaloxiden en hydroxiden zijn slecht oplosbaar behalve die van natrium,<br />
kalium, lithium.<br />
6. Alle sulfaten zijn oplosbaar behalve van calcium en barium en de hoger vermelde<br />
ionen.<br />
4. Elektrolytgedrag.<br />
Een verbinding die oplost in water kan ofwel onder zijn moleculaire vorm blijven bestaan<br />
ofwel in ionen splitsen.<br />
Een molecule die niet in ionen splitst noemt men een nietelektrolyt.<br />
Suiker is daarvan een voorbeeld.<br />
Een verbinding die wel in ionen splitst noemt men een elektrolyt.<br />
Elektrolyten kunnen verder opgesplitst worden in zwakke<br />
elektrolyten en sterke elektrolyten. Bij zwakke<br />
elektrolyten zullen slechts enkele van de moleculen<br />
in ionen splitsen terwijl het grootste gedeelte (meer<br />
dan 90 % bvb.) onder moleculaire vorm blijft<br />
bestaan. Sterke elektrolyten zijn verbindingen die<br />
volledig in ionen splitsen zodat de concentratie van<br />
ionen in zulke oplossingen hoog kan zijn.<br />
Het verschil tussen deze situaties kan gemeten<br />
worden met de geleidbaarheid van de oplossing. Een oplossing van een niet-elektrolyt<br />
geleidt de elektrische stroom niet en een oplossing van een zwak elektrolyt slechts<br />
weinig. Een oplossing van een sterk elektrolyt geleidt de stroom bijzonder goed.<br />
A. Elektrolytgedrag van zuren.<br />
Zuren zijn over het algemeen goed oplosbaar in water. De meeste zuren zijn zwakke<br />
elektrolyten. Zij worden daarom ook zwakke zuren genoemd. Slechts enkele zuren zijn<br />
sterke elektrolyten en deze worden sterke zuren genoemd. Volgende tabel geeft aan<br />
welke zuren sterk zijn. Alle andere zijn zwak.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 30
Tabel 23 De sterke zuren<br />
Volgende zuren zijn sterke zuren (sterke elektrolyten):<br />
HI, HBr, HClO 4 , HCl, H 2 SeO 4 , H 2 SO 4 , HMnO 4 , HNO 3 , H 2 CrO 4 , HClO 3<br />
B. Elektrolytgedrag van hydroxiden en basen.<br />
De meeste metaalhydroxiden zijn slecht oplosbaar en kunnen daarom ook weinig ionen<br />
vormen in oplossing. De goed oplosbare hydroxiden (NaOH, LiOH, KOH) zijn dan ook<br />
sterke elektrolyten.<br />
Ammoniak (NH 3 ) is een goed oplosbare verbinding maar is een zwak elektrolyt.<br />
C. Elektrolytgedrag van zouten.<br />
Bij de zouten komt het elektrolygedrag overeen met de oplosbaarheid. Goed oplosbare<br />
zouten zijn sterke elektrolyten, slecht oplosbare zouten zijn zwakke elektrolyten.<br />
D. Elektrolytgedrag van oxiden.<br />
Oxiden die in water oplossen reageren over het algemeen ook met water tot vorming van<br />
hydroxiden of zuren (zie volgend hoofdstuk). Hoeveel ionen er daarbij gevormd worden<br />
hangt af van het elektrolytgedrag van de gevormde verbinding.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 31
Hoofdstuk 6. Chemische reacties.<br />
1. Definitie.<br />
Een chemische reactie is een proces waarbij uit één of meerdere deeltjes (moleculen of<br />
atomen) nieuwe deeltjes gevormd worden. Een chemische reactie kan eenvoudig zijn<br />
maar ook zeer complex.<br />
De deeltjes waarmee het proces start worden de reagentia genoemd (enkelvoud: reagens),<br />
de deeltjes die tijdens het proces ontstaan worden producten genoemd.<br />
Een chemisch proces wordt meestal als volgt weergegeven:<br />
Reagentia Producten<br />
2. Wet van behoud van materie.<br />
Tijdens een chemische reactie gaat geen materie verloren en wordt geen nieuwe materie<br />
gevormd. Men noemt dit de wet van behoud van materie. Dit betekent dat alle atomen<br />
die voor reactie aanwezig waren, na de reactie (meestal onder de vorm van andere<br />
verbindingen) teruggevonden worden.<br />
3. De reactievergelijking.<br />
In de reactievergelijking wordt aangegeven welke deeltjes (verbindingen) met elkaar<br />
reageren, welke producten gevormd worden en in welke verhouding dit gebeurt. De<br />
reactievergelijking moet zodanig geschreven worden dat ze voldoet aan de wet van<br />
behoud van materie. Het aantal atomen aanwezig onder de vorm van producten moet<br />
gelijk zijn aan het aantal atomen in de reagentia. Wanneer dit zo is dan zegt men dat de<br />
reactievergelijking in balans is.<br />
Het in balans brengen van een reactievergelijking gebeurt door gebruik te maken van<br />
stoechiometrische coëfficiënten. Dit zijn de getallen die voor de moleculeformules<br />
geschreven worden in de reactievergelijking.<br />
Onderstaand voorbeeld illustreert dit.<br />
Voorbeeld 16 De reactievergelijking voor de synthese van ammoniak.<br />
Ammoniak is een belangrijke chemische verbinding die wordt gemaakt uit waterstofgas<br />
en stikstofgas in het zogenaamde Haperproces.<br />
Het proces kan als volgt geschreven worden:<br />
N 2 + H 2 NH 3<br />
In deze vergelijking staan links en rechts niet evenveel waterstof- of stikstofatomen.<br />
Het toevoegen van de coëfficiënten brengt de vergelijking in balans:<br />
N 2 + 3 H 2 2 NH 3<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 32
4. Soorten chemische reacties.<br />
Algemeen kunnen chemische reacties onderverdeeld worden in twee belangrijke groepen:<br />
reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen niet verandert en reacties waarbij deze<br />
wel verandert.<br />
Reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen verandert worden oxidoreductiereacties<br />
of redoxreacties genoemd.<br />
A. Reacties zonder verandering van oxidatietoestand.<br />
A.1. Algemeen.<br />
Tijdens deze reacties veranderen de oxidatietoestanden van de betrokken atomen niet.<br />
Dit is een gegeven dat moet gebruikt worden om de correctheid van de<br />
reactievergelijking na te gaan. Bovendien laat het in een aantal gevallen toe te<br />
voorspellen welke verbindingen zullen gevormd worden tijdens de reactie. Bij de<br />
reacties met de oxiden bvb is dit heel duidelijk (zie verder).<br />
A.2. Reacties met oxiden.<br />
(1)Algemeen<br />
Bij de reacties met oxiden zijn geen geladen deeltjes (ionen) betrokken. In die zin zijn ze<br />
verschillend van de volgende reacties (zoals tussen zuren en basen) waarbij ionen met<br />
elkaar zullen reageren.<br />
(2)Oxiden met water<br />
(a)Metaaloxiden<br />
Algemeen: oxiden van alkali- en aardalkalimetalen (groep IA en IIA) reageren met water<br />
tot vorming van hydroxiden. Men noemt ze basevormende oxiden. De andere oxiden<br />
reageren niet.<br />
Voorbeeld 17 Reacties van metaaloxiden met water.<br />
Na2O + H2O ⇒ 2 NaOH<br />
Fe2O3 + H2O ⇒ geen reactie.<br />
(b)Niet-metaaloxiden.<br />
Algemeen: de reactie van een niet-metaaloxide met water levert een oxozuur op. Men<br />
noemt deze oxiden daarom zuurvormende oxiden. De oxidatietoestand van het nietmetaal<br />
verandert niet tijdens de reactie. Dit maakt het mogelijk te kiezen tussen de<br />
verschillende oxozuren die van een niet-metaal kunnen bestaan.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 33
Voorbeeld 18 Reacties van niet-metaaloxiden met water.<br />
SO3 + H2O ⇒ H2SO4 (en niet H2SO3).<br />
P2O5 + H2O ⇒ 2 H3PO4<br />
Zoals blijkt uit de vorige voorbeelden kunnen niet-metaaloxiden geassocieerd worden<br />
met een overeenkomend oxozuur.<br />
Voor de metaaloxiden kan met dat eveneens doen met hydroxiden, alhoewel sommige<br />
niet met water reageren. Men kan bvb. Fe 2 O 3 (in gedachten) associëren met Fe(OH) 3 ,<br />
ondanks het feit dat het niet met water reageert.<br />
Dit gegeven is belangrijk in de volgende reacties om te begrijpen hoe oxiden met andere<br />
verbindingen reageren.<br />
(3)Oxiden met oxiden.<br />
Algemeen: metaaloxiden reageren met niet-metaaloxiden tot vorming van zouten. De<br />
zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van het<br />
niet-metaaloxide.<br />
Voorbeeld 19 Reactie van oxiden onderling.<br />
Na2O + SO3 ⇒ Na2SO4<br />
(4)Oxiden met zuren.<br />
Algemeen: metaaloxiden reageren met een zuur tot vorming van een zout en water.<br />
Voorbeeld 20 Reactie van een oxide met een zuur.<br />
Na2O + 2 HCl ⇒ 2 NaCl + H2O<br />
Fe 2 O 3 + 6 HCl ⇒ 2 FeCl 3 + 3 H 2 O<br />
Opmerking: deze reactie gaat op voor alle metaaloxiden, in tegenstelling hun reactie met<br />
water.<br />
(5)Oxiden met hydroxiden.<br />
Algemeen: niet-metaaloxiden reageren met hydroxiden tot vorming van zouten en water.<br />
De zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van<br />
het niet-metaaloxide.<br />
Voorbeeld 21 Reacties van oxiden met hydroxiden.<br />
SO3 + Ca(OH)2 ⇒ CaSO4 + H2O<br />
A.3. Thermolysereacties.<br />
Algemeen: Thermolysereacties zijn reacties waarbij verbindingen onder invloed van<br />
warmte ontbonden worden. Deze reacties mogen niet verward worden met<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 34
verbrandingsreacties waarbij zuurstof een reagens is en waarbij warmte vrijkomt. De<br />
thermolyse van zouten, oxozuren en hydroxiden geeft de overeenkomende metaal- en/of<br />
niet-metaaloxiden en eventueel water. Deze reacties kunnen beschouwd worden als de<br />
omgekeerde reacties van de hierboven beschreven reacties van oxiden met oxiden en<br />
oxiden met water.<br />
Voorbeeld 22 Thermolyse reacties<br />
CaCO3 + warmte ⇒ CaO + CO2<br />
Cu(OH) 2 +warmte ⇒ CuO + H 2 O<br />
H 2 CO 3 + warmte ⇒ CO 2 + H 2 O<br />
Opm.: de oxidatietoestanden van de betrokken atomen veranderen niet.<br />
A.4. Metathesereacties.<br />
(1)Inleiding.<br />
Metathesereacties zijn reacties die optreden omdat de ionen die in het reactiemidden (een<br />
waterige oplossing) gebracht worden met elkaar binden tot vorming van een nieuwe<br />
verbinding. Deze verbinding kan een neerslag zijn, een zwak elektrolyt of kan eventueel<br />
onder de vorm van een gas uit de oplossing verdwijnen. Zulke reacties gaan enkel op<br />
indien er inderdaad zo een nieuwe verbinding gevormd wordt. Indien dit niet gebeurt, is<br />
er geen reactie en blijven de ionen gewoon naast elkaar in de oplossing bestaan.<br />
Heel algemeen kunnen deze reacties als volgt geschreven worden:<br />
AB + CD ⇒ AD + CB<br />
Zoals blijkt uit deze vergelijking worden de twee negatieve groepen, voorgesteld door B<br />
en D (t.t.z. zuurresten of OH - -groepen) gewoon van plaats verwisseld.<br />
De reactie gaat op indien minstens één van de vermelde verbindingen (AD en/of CB)<br />
ook daadwerkelijk gevormd wordt.<br />
Wanneer dit niet het geval is wordt de reactie herschreven als:<br />
AB + CD ⇒ geen reactie<br />
(2)Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt.<br />
Bij deze reacties worden meestal onoplosbare zouten gevormd. Deze zouten worden<br />
gevormd door het combineren van de ionen die voor de reactie aanwezig waren tot een<br />
onoplosbare verbinding.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 35
Voorbeeld 23 Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt<br />
1. Reactie van zilvernitraat met natriumchloride<br />
AgNO 3<br />
+ NaCl ⇒ AgCl + NaNO3<br />
Deze reactie gaat op omdat zilverchloride onoplosbaar is<br />
2. Reactie van kaliumnitraat met natriumchloride<br />
KNO 3 + NaCl ⇒ geen reactie want KCl en NaNO 3 zijn beide goed oplosbaar<br />
3. Reactie van kaliumhydroxide met ijzer(III)chloride.<br />
3 KOH + FeCl 3 ⇒ Fe(OH) 3 + 3 KCl<br />
Deze reactie gaat op omdat ijzertrihydroxide onoplosbaar is<br />
(3)Reacties waarbij een zwak elektrolyt gevormd wordt.<br />
Zulke reacties gaan op omdat een zwak zuur of water gevormd wordt. Merk op dat de<br />
slecht oplosbare zouten in de vorige paragraaf ook zwakke elektrolyten zijn.<br />
Voorbeeld 24 Vorming van zwakke elektrolyten<br />
1. Reactie van ijzer(II)sulfide met waterstofchloride<br />
FeS + 2 HCl ⇒ FeCl2 + H2S<br />
Deze reactie gaat op omdat waterstofsulfide een zwak elektrolyt is.<br />
2. Reactie van natriumhydroxide met salpeterzuur<br />
NaOH + HNO 3 ⇒ NaNO 3 + H 2 O<br />
Deze reactie gaat op omdat water een zwak elektrolyt is<br />
(4)Reacties waarbij gassen gevormd worden.<br />
Dit zijn reacties waarbij één van de gevormde producten H2CO3 of H2SO3 is. Deze<br />
zuren zijn bijzonder onstabiel en zullen reeds bij kamertemperatuur ontbinden<br />
(thermolyseren). Zij vormen dan resp. CO2 + H2O en SO2 + H2O.<br />
Voorbeeld 25 Vorming van gassen.<br />
1. Natriumcarbonaat met waterstofchloride<br />
Na2CO3 + 2 HCl ⇒ 2 NaCl + H2O + CO2↑ (en niet 2 NaCl + H2CO3)<br />
2. Kaliumsulfiet met zwavelzuur.<br />
K 2 SO 3 + H 2 SO 4 ⇒ K 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 ↑<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 36
Een bijzonder geval van deze reacties zijn de reacties met ammoniumzouten en basen.<br />
Bij zulke reacties wordt het gas ammoniak gevormd (en niet ammoniumhydroxide, dat<br />
niet bestaat).<br />
Voorbeeld 26 De vorming van ammoniak<br />
Reactie van ammoniumchloride met kaliumhydroxide.<br />
NH 4 Cl + KOH ⇒ KCl + NH 3 + H 2 O (en niet NH 4 OH).<br />
(5)De essentiële reactievergelijking.<br />
Wanneer een metathesereactie opgaat zullen sommige ionen deelnemen aan de reactie<br />
om een neerslag, een zwak elektrolyt of een gas te vormen. Andere ionen die in de<br />
oplossing aanwezig zijn nemen niet deel aan de eigenlijke reactie. Dikwijls noemt men<br />
ze toeschouwerionen.<br />
De essentiële reactievergelijking is een vergelijking waarin de toeschouwerionen niet<br />
voorkomen. Het is een reactievergelijking waarin enkel de actief aan de reactie<br />
deelnemende ionen (of verbindingen) vermeld worden. Wanneer men aan de hand van<br />
bovenstaande regels de moleculevergelijking heeft opgesteld kan men hieruit<br />
gemakkelijk de essentiële vergelijking bekomen. Men doet dit door alle moleculen die<br />
sterke elektrolyten zijn te splitsen in ionen en vervolgens de ionen die links en rechts<br />
voorkomen te schrappen. moleculeformules van verbindingen die zwakke elektrolyten<br />
zijn of slecht oplosbaar, blijven gewoon staan (zowel links als rechts van de reactiepijl).<br />
Voorbeeld 27 Het schrijven van een essentiële vergelijking<br />
Reactie van zilvernitraat met natriumchloride<br />
moleculevergelijking: AgNO 3<br />
+ NaCl ⇒ AgCl + NaNO3<br />
Tussenstap: Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - ⇒ AgCl + Na + + NO 3<br />
-<br />
Essentiële vergelijking: Ag + + Cl - ⇒ AgCl<br />
Merk op dat reacties die niet opgaan ook geen essentiële vergelijking hebben.<br />
B. Reacties met verandering van oxidatietoestand.<br />
B.1. Inleiding<br />
Reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen verandert noemt men oxidoreductiereacties<br />
of redoxreacties. Wanneer de oxidatietoestand ven een atoom tijdens een<br />
reactie stijgt noemt men dit een oxidatie. Een daling van de oxidatietoestand wordt<br />
reductie genoemd. Oxidatie en reductie komen steeds samen voor in een redoxreactie.<br />
Dit heeft te maken met het feit dat een oxidatie overeenkomt met het afgeven van één of<br />
meer elektronen door een atoom (wordt meer positief of minder negatief) terwijl een<br />
reductie overeenkomt met de opname van elektronen (wordt meer negatief of minder<br />
positief). Een oxido-reductie reactie is dus een reactie waarbij atomen elektronen<br />
uitwisselen.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 37
Van de chemische reacties waarbij een verandering van oxidatietoestand optreedt zijn de<br />
verbrandingsreacties en de reacties van onedele metalen met zuren, deze waarvan de<br />
reactievergelijking op een eenvoudige manier kan geschreven worden.<br />
Van andere complexe oxido-reductiereacties vergt het bepalen van de<br />
reactievergelijking het gebruik van een techniek bestaande uit verschillende stappen.<br />
B.2. Verbrandingsreacties.<br />
Verbrandingsreacties zijn reacties van verbindingen of atomen met zuurstof (O2).<br />
Alhoewel in werkelijkheid verbrandingsreacties zeer complex kunnen zijn, zullen we hier<br />
veronderstellen dat bij deze reacties van elk atoom dat in de verbinding aanwezig was een<br />
oxide gevormd wordt.<br />
Indien verschillende oxiden van een atoom bestaan wordt steeds het oxide met de hoogst<br />
mogelijke oxidatietoestand van het atoom gevormd..<br />
Voorbeeld 28 Enkele verbrandingsreacties.<br />
1 Verbranding van ijzer<br />
4 Fe + 3 O2 ⇒ 2Fe2O3<br />
2. Verbranding van methaan (CH4)<br />
CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O<br />
3 Verbranding van C 6 H 5 NO 2 Cl<br />
4 C 6 H 5 NO 2 Cl + 37 O 2 ⇒ 24 CO 2 + 10 H 2 O + 2 N 2 O 5 + 2 Cl 2 O 7<br />
Opmerking: omdat bij de verbranding geen ionen betrokken zijn, heeft deze reactie geen<br />
essentiële vergelijking.<br />
B.3. Reacties van onedele metalen met een zuur.<br />
Onedele metalen reageren met een zuur tot vorming van een zout en waterstofgas (H2).<br />
Dit gas ontsnapt uit het reactiemengsel.<br />
Voorbeeld 29 Zink reageert met waterstofchloride<br />
Zn + 2 HCl ⇒ ZnCl2 + H2↑<br />
De essentiële reactie is: Zn + 2 H + ⇒ Zn 2+ + H2↑<br />
Opmerking: edele metalen (Au, Pt, Ag) en halfedele metalen (Cu, Hg) reageren op een<br />
andere manier met zuren. Deze reacties behoren tot de complexe oxidoreductiereacties.<br />
In bovenstaande voorbeelden kan men nagaan dat de oxidatietoestanden van<br />
verschillende atomen veranderen. Sommige stijgen (Fe, C, Zn) andere dalen (O, H).<br />
B.4. Complexe oxido-reductiereacties.<br />
Dit zijn reacties die niet behoren tot de bovenstaande categorieën en waarvan de<br />
reactievergelijking met behulp van een stappenmethode moet opgesteld worden. Er<br />
bestaan hiervoor verschillende methoden. In deze tekst gebruiken we de half-<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 38
eactiemethode. Het voordeel van deze methode is dat men de exacte oxidatietoestand<br />
van de atomen niet hoeft te kennen. Het volstaat te weten welke daalt (reductie) en welke<br />
stijgt (oxidatie). Een bijkomend voordeel van de methode is dat ze eveneens de<br />
halfreacties geeft die van belang zijn in elektrochemische cellen.<br />
In de methode wordt de reactie gesplitst in twee halfreacties. De oxidatie halfreactie<br />
betreft de atomen waarvan de oxidatietoestand stijgt. Bij deze reactie komen elektronen<br />
vrij. De reductie halfreactie betreft de atomen waarvan de oxidatietoestand daalt. Hierbij<br />
worden elektronen opgenomen.<br />
De halfreacties worden geschreven onder de vorm van essentiële reacties. Dat betekent<br />
dat ionen of deeltjes die niet deelnemen aan de reactie ook niet geschreven worden. Men<br />
gebruikt daarom dezelfde regels wat betreft oplosbaarheid en elektrolytgedrag als bij<br />
metathese reacties.<br />
(1) Stappenmethode<br />
- Herschrijf, indien nodig, de opgave onder de vorm van een ongebalanceerde<br />
vergelijking<br />
- Identificeer de atomen waarvan de oxidatie toestand verandert<br />
- Schrijf de kern van beide halfreacties door de atomen waarvan de<br />
oxidatietoestand verandert weer te geven onder de vorm waardin ze in het<br />
systeem voorkomen. Gebruik hiervoor de regels van oplosbaarheid en<br />
elektrolytgedrag.<br />
- Breng de halfreacties in balans:<br />
o Breng eerst de atomen waarvan de oxidatietoestand verandert in balans<br />
o Breng vervolgens zuurstof en waterstof in balans<br />
o Breng indien nodig andere atomen in evenwicht<br />
o Voeg links of rechts elektronen toe om de lading in balans te brengen.<br />
- Vermenigvuldig indien nodig elke halfreactie met een geheel getal zodat het<br />
aantal elektronen in beide reacties gelijk is.<br />
- Tel de halfreacties op en vereenvoudig eventueel. Het resultaat is de essentiële<br />
vergelijking.<br />
De wijze waarop het in balans brengen van zuurstof en waterstof gebeurt hangt af van<br />
het feit of de reactie in zuur of basis midden gebeurt. In zuur midden beschikt men over<br />
watermoleculen en H + -ionen om dit te doen, in basisch beschikt men over H 2 O en OH — -<br />
ionen.<br />
(2) Een oxidoreductiereactie in zuur midden<br />
In zuur midden wordt het aantal zuurstofatomen in balans gebracht door aan de zijde<br />
waar er te weinig zijn een aantal watermoleculen aan de vergelijking toe te voegen.<br />
Het aantal waterstofatomen wordt in balans gebracht door aan de zijde waar er te weinig<br />
zijn H + -ionen toe te voegen.<br />
Voorbeeld 30 Een reactie in zuur midden.<br />
IJzer(II)chloride reageert in zuur midden met kaliumpermanganaat tot vorming van<br />
driewaardige ijzerionen en tweewaardige mangaanionen<br />
De ongebalanceerde vergelijking:<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 39
FeCl 2 + KMnO 4 in zuur midden => Fe 3+ + Mn2 +<br />
Veranderingen:<br />
OT(Fe) stijgt (oxidatie), OT(Mn) daalt (reductie)<br />
Kernen van de halfreacties:<br />
Oxidatie: Fe 2+ => Fe 3+ (merk op Fe 2+ en niet FeCl 2 )<br />
Reductie: MnO - 4 => Mn 2+ (merk op MnO - 4 en niet KMnO 4 )<br />
Zuurstof in evenwicht brengen:<br />
Oxidatie: Fe 2+ => Fe 3+<br />
Reductie: MnO - 4 => Mn 2+ + 4 H 2 O<br />
Waterstof in evenwicht brengen:<br />
Oxidatie: Fe2+ => Fe 3+<br />
Reductie: MnO - 4 + 8 H + => Mn 2+ + 4 H 2 O<br />
Ladingsbalans in evenwicht brengen (elektronen toevoegen)<br />
Oxidatie: Fe 2+ => Fe 3+ + 1 e<br />
Reductie: MnO 4- + 8 H + + 5 e => Mn 2+ + 4 H 2 O<br />
Elektronen aan beide kanten gelijk maken:<br />
Oxidatie: 5 x (Fe 2+ => Fe 3+ + 1 e)<br />
Reductie: 1 x (MnO - 4 + 8 H + + 5 e => Mn 2+ + 4 H 2 O)<br />
Halfreacties optellen:<br />
Essentiële vergelijking: 5 Fe 2+ + MnO - 4 + 8 H + => 5 Fe 3+ + Mn 2+ + 4 H 2 O<br />
(3) Een oxidoreductiereactie in basisch midden.<br />
De werkwijze om een reactie in basisch midden in balans te brengen verloopt zoals deze<br />
in zuur midden tot voor het toevoegen van elektronen. Om de reactie in basisch midden<br />
te brengen wordt voor elk H+ -ion aan beide zijden een OH—ion toegevoegd. Aan de<br />
zijde waar oorspronkelijk de H+-ionen stonden vormen deze met de OH—ionen<br />
watermoleculen. Eventueel kunnen deze vereenvoudigd worden met watermoleculen van<br />
de andere zijde.<br />
Voorbeeld 31 Een reactie in basisch midden.<br />
Diboortetrachloride regaeert met hydroxideionen tot vorming van eenwaardige<br />
boordioxideionen en waterstofgas<br />
De ongebalanceerde vergelijking:<br />
B 2 Cl 4 + OH - => BO 2<br />
-<br />
+ H 2<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 40
Veranderingen:<br />
OT(B) stijgt (oxidatie), OT(H) daalt (reductie)<br />
Kernen van de halfreacties:<br />
-<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 => BO 2<br />
Reductie: OH - => H 2<br />
Massabalans van atomen met veranderende OT:<br />
-<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 => 2 BO 2<br />
Reductie: 2 OH - => H 2<br />
Zuurstof in evenwicht brengen:<br />
-<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 4 H 2 O => 2 BO 2<br />
Reductie: 2 OH - => H 2 + 2 H 2 O<br />
Waterstof in evenwicht brengen:<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 4 H 2 O => 2 BO 2- + 8 H +<br />
Reductie: 2 OH - + 4 H + => H 2 + 2 H 2 O<br />
Chlooratomen in balans brengen:<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 4 H 2 O => 2 BO 2- + 8 H + + 4 Cl -<br />
Reductie: 2 OH - + 4 H + => H 2 + 2 H 2 O<br />
Overzetten naar basisch midden:<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 4 H 2 O + 8 OH - => 2 BO - 2 + 8 H + + 4 Cl - +8 OH -<br />
Reductie: 2 OH - + 4 H + + 4 OH - => H 2 + 2 H 2 O + 4 OH -<br />
Water vormen en vereenvoudigen:<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 8 OH - => 2 BO 2- + 4 H 2 O + 4 Cl -<br />
Reductie: 2 H 2 O => H 2 + 2 OH -<br />
Ladingsbalans in evenwicht brengen (elektronen toevoegen)<br />
Oxidatie: B 2 Cl 4 + 8 OH - => 2 BO - 2 + 4 H 2 O + 4 Cl - + 2 e<br />
Reductie: 2 H 2 O + 2 e => H 2 + 2 OH -<br />
Elektronen aan beide kanten zijn gelijk<br />
Halfreacties optellen:<br />
B 2 Cl 4 + 8 OH - + 2 H 2 O => 2 BO - 2 + 4 H 2 O + 4 Cl - + H 2 + 2 OH -<br />
Essentiële vergelijking (na vereenvoudiging):<br />
B 2 Cl 4 + 6 OH - => 2 BO - 2 + 2 H 2 O + 4 Cl - + H 2<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 41
(4) Opmerkingen.<br />
Een oxidoreductiereactie waarbij hetzelfde atoom zowel geoxideerd als gereduceerd<br />
wordt noemt men een autoredoxreactie.<br />
De oxidatie van een atoom kan ook herkend worden door een toename van het aantal<br />
zuurstofatomen waaraan het gebonden is. De vorming van een oxide tijdens een<br />
verbrandingsreactie is dus een oxidatie.<br />
De reductie van een atoom kan ook herkend worden door de afname van het aantal<br />
zuurstofatomen waaraan het gebonden is.<br />
De essentiële vergelijking van een redoxreactie kan omgezet worden in een<br />
moleculevergelijking door links en rechts toeschouwerionen toe te voegen.<br />
Voorbeeld 32 Enkele voorbeelden.<br />
Voorbeeld van een autoredoxreactie: Dibroom reageert in basisch midden tot<br />
bromideionen en bromaationen.<br />
De omzetting van dijood naar jodaationen is een oxidatie (toename van het aantal<br />
zuurstofatomen.<br />
De omzetting van permanganaationen tot tweewaardige mangaanionen is een reductie<br />
afname van het aantal zuurstofatomen)<br />
De moleculevergelijking voor de oxidatie van ijzer met kaliumpermanganaat (hoger) is:<br />
5 FeCl 2 + KMnO + 4 H 2 SO 4 => Fe 2 (SO 4 )3 + 3 FeCl 3 + MnSO 4 + KCl + 4 H 2 O<br />
5. Oefeningen.<br />
Schrijf van de volgende reacties de reactievergelijking. Geef, indien van toepassing, ook<br />
de essentiële vergelijking.<br />
1. Zwavelzuur met natriumsulfide.<br />
2. Calciumoxide met zwaveltrioxide.<br />
3. Lithiumoxide met zwavelzuur.<br />
4. Thermolyse van aluminiumcarbonaat.<br />
5. Ammoniumchloride met kaliumhydroxide.<br />
6. Zilversulfiet met waterstofchloride.<br />
7. Thermolyse van koper(I)sulfaat.<br />
8. Aluminiumoxide met waterstofchloride.<br />
9. Reactie van chloorzuur op zink.<br />
10. Aluminiumoxide met waterstoffosfaat.<br />
11. Reactie van perchloorzuur op magnesium.<br />
12. Aluminiumcarbonaat met zwavelzuur.<br />
13. Lood(II)nitraat met kaliumchloride.<br />
14. Oplossen van zwaveldioxide in water.<br />
15. Thermolyse van koper(II)fosfaat.<br />
16. Het oplossen van koolstofdioxide in een oplossing kaliumhydroxide.<br />
17. Reactie van natriumhydroxide met waterstofarsenaat.<br />
18. Het oplossen van lithiumoxide in water.<br />
19. De verbranding van C4H4S<br />
20. De reactie van natriumsulfaat met bariumnitraat.<br />
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------<br />
<strong>Chemie</strong> 42