Introductiecursus Chemie. G. Bény C. De Jonghe A. Deschuytere S. De Jonge

Introductiecursus Chemie

G. Bény C. De Jonghe A. Deschuytere S. De Jonge

Hoofdstuk 1. Inleiding 1. Praktische informatie. Het eerste jaar Bachelor in de Industriële Ingenieurswetenschappen bij KULeuven campus GroepT omvat verschillende opleidingsonderdelen waaronder het vak Chemie. In dit vak worden een aantal voor een ingenieur belangrijke aspecten van de Chemie behandeld. Daarbij veronderstellen we dat je als student reeds een zekere voorkennis van Chemie hebt. Vele studenten zullen de meeste onderdelen van deze basiskennis reeds in hun vorige opleidingen bestudeerd hebben. Andere daarentegen hebben maar weinig Chemie gehad. Daarom heeft de Eenheid Materie, die verantwoordelijk is voor alle opleidingsonderdelen die met Chemie te maken hebben, de hiernavolgende tekst opgesteld. Normaal gezien kan je deze gebruiken om zelfstandig de voorkennis Chemie in te studeren. Om je hierbij echter te begeleiden organiseren we een introductiecursus voor beginnende studenten. Voor het gedeelte Chemie is dit de cursustekst. Tijdens de cursus van het eerste bachelorjaar wordt een handboek gebruikt als cursustekst. Een aantal van de begrippen die hier besproken worden komen ook voor in dit handboek (General Chemistry, Chang, McGraw-Hill, 4de ed.).

2. Chemie en chemische technologie Chemische technologie omvat alle processen die de mens gebruikt om de structuur en de samenstelling van de materie te wijzigen. Vele van deze processen zijn even oud als de mens zelf, andere zijn slechts zeer recent ontwikkeld. Processen die in de voedselbereiding of in de metaalverwerkende industrie gebruikt worden behoren tot de oudste processen. De ontwikkeling van nieuwe geneesmiddelen, brandstofcellen en organische halfgeleiders zijn enkele voorbeelden van meer recente ontwikkelingen in de chemische technologie.

3. Materie Materie is alles wat ons omringt. De materie kan duidelijk zichtbaar zijn maar ook onzichtbaar (de gassen in de ons omringende atmosfeer bvb.). De materie kan van natuurlijke oorsprong zijn of door de mens gemaakt. De mens zelf is opgebouwd uit materie. We kunnen de materie bewerken om er nieuwe vormen van te maken. Materie kan gekleurd zijn of niet, doorzichtig of ondoorzichtig, inert of eerder reactief. Bij deze grote verscheidenheid in de ons omringende materie kunnen we ons afvragen waaruit de materie is opgebouwd, hoe de materie die in het universum aanwezig is, ontstaan is en wat de relatie is tussen materie en energie. De kennis van de samenstelling en de structuur van de materie laat ons ook toe ermee te werken. Onderzoek heeft aangetoond dat de materie, in al zijn vormen en verscheidenheid, opgebouwd is uit een aantal fundamentele bouwstenen, de atomen. De kennis van de atomen en de wijze waarop ze met elkaar binden laat ons toe toe vele eigenschappen van de materie te verklaren.


2

Als toekomstige ingenieur is inzicht in de samenstelling en de eigenschappen van de materie bijzonder belangrijk. Vele functies die je als ingenieur kan uitvoeren hebben te maken met het werken met materie.


3

Hoofdstuk 2. Het atoom 1. Atomen en materie. De atomen zijn de bouwstenen waaruit de materie is opgebouwd. In de natuur komen 92 verschillende atomen voor. Sommige daarvan zijn zeldzaam, andere komen in zeer grote hoeveelheden in het universum voor. Ook op aarde komen al deze atomen in meer of mindere mate voor (tabel 1). Tabel 1 Het voorkomen van atomen in de aardkorst Atoom Zuurstof Silicium Aluminium Ijzer Calcium Magnesium Alle andere atomen

Aanwezigheid in de aardkorst (in %) 45,5 27,2 8,3 6,2 4,7 2,8 5,3

De atomen worden gevormd in sterren. Naast de 92 zogenaamd natuurlijke atomen zijn er ook een aantal atomen die door de mens worden gemaakt. Het zijn de synthetische of transuraan atomen. Zij zijn het resultaat van reacties in kernreactoren of deeltjesversnellers.

1. De bouw van het atoom. A. Elementaire deeltjes. Atomen bestaan zelf uit nog kleinere deeltjes, die elementaire deeltjes genoemd worden. Verschillende atomen zijn dan opgebouwd uit een verschillend aantal van deze deeltjes. De deeltjes waaruit atomen zijn opgebouwd zijn de protonen, de elektronen en de neutronen. Tabel 2 geeft informatie over de massa en de lading van deze deeltjes. Tabel 2 De eigenschappen van de elementaire deeltjes in atomen Proton Neutron Elektron

Massa (in g) 1,67262 x 10-24 1,67493 x 10-24 9,10939 x 10-28

Lading (in C) + 1,6022 x 10-19 0 - 1,6022 x 10-19

B. De lading van de elementaire deeltjes. Uit tabel 2 blijkt dat protonen en elektronen geladen zijn. De protonen hebben een positieve lading, de elektronen een negatieve lading. De neutronen zijn neutrale deeltjes.

Atomen bevatten evenveel elektronen als protonen zodat zij steeds neutraal zijn. Het atoom zuurstof bvb bevat 8 protonen in de kern en 8 elektronen daarrond. Atomen kunnen wel elektronen afgeven of opnemen zodat er geladen deeltjes, ionen, ontstaan (zie verder). De lading van het elektron (of proton) is de kleinste lading, waarvan alle andere ladingen (ook deze die in de elektriciteit gebruikt worden) veelvouden zijn. Daarom wordt deze waarde de elementaire ladingseenheid (ele) genoemd. Een elektron heeft dus een lading van –1 ele (of gewoon –1) het proton een lading van +1 ele (of +1). 1 ele komt (afgerond) overeen met 1,6 x 10-19 C

C. De massa van elementaire deeltjes. Wat massa betreft zijn protonen en neutronen ongeveer even zwaar, terwijl de elektronen een veel kleinere massa hebben. De massa van de elektronen zal slechts in heel beperkte mate bijdragen tot de massa van een atoom. Meestal wordt de massa van de elektronen dan ook verwaarloosd (zie verder voor een rekenvoorbeeld). De protonen en de neutronen (de zware deeltjes) vormen samen de kern (nucleus) van het atoom. Zij worden daarom ook de nucleonen genoemd. De kern bevat dus bijna alle materie van een atoom. De elektronen daarentegen vormen een soort ijle ruimte rond de kern. Alhoewel niet alle atomen even groot zijn kan men stellen dat de straal van een gemiddeld atoom ongeveer 100 pm bedraagt (een pm komt overeen met 10-12 m). De kern daarentegen meet gemiddeld 5 x 10-3 pm.

D. De samenstelling van de atomen De verschillende atomen waaruit de materie is opgebouwd, onderscheiden zich van elkaar door het aantal protonen in de kern. Dit aantal varieert van 1 tot 92 in de natuurlijke atomen en is hoger in de synthetische atomen. De atomen kunnen gerangschikt worden op basis van het aantal protonen in de kern. Dit aantal, voorgesteld met het symbool Z, is het atoomnummer. Het atoomnummer voor de natuurlijke atomen varieert van 1 tot 92 en is hoger dan 92 in de transuraan atomen. Alhoewel de atomen kunnen beschreven en gerangschikt worden op basis van hun atoomnummer is het om praktische redenen beter ze een naam en een symbool te geven. Zo wordt het atoom dat in zijn kern slechts één proton heeft (Z=1) waterstof genoemd. Het krijgt het symbool H. De volledige lijst van de atomen met hun atoomnummer, naam en symbool vind je terug in de periodieke tabel.

2. Isotopen. Van een atoom, gedefinieerd door zijn atoomnummer, kunnen verschillende isotopen bestaan. Dit zijn varianten van een atoom die hetzelfde atoomnummer hebben maar een verschillend aantal neutronen (in de kern). Het totaal aantal deeltjes in de kern van een atoom (protonen en neutronen) wordt het massagetal van een atoom genoemd. Het massagetal krijgt het symbool A. Isotopen van een atoom hebben dus hetzelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal. Tabel 3 toont de isotopen van enkele atomen. Isotopen kunnen stabiel zijn of door radioactief verval verdwijnen. Dit verval kan snel of traag gebeuren. Introductiecursus Chemie

2

Tabel 3 Isotopen van enkele atomen (niet alle bestaande isotopen zijn vermeld). Atoomnummer (Z)

Naam (Symbool)

Massagetal van de isotopen

Voorkomen (in %)

1

Waterstof (H)

1 2

99,985 0,015

6

Koolstof (C)

12 13

98,89 1,11

20

Calcium (Ca)

40 42 43 44 46 48

96,97 0,64 0,14 2,1 0,003 0,18

92

Uraan (U)

235 238

0,72 99,27

Men heeft vastgesteld dat het procentueel voorkomen van de isotopen een constante waarde is, onafhankelijk van de plaats waar men de atomen verzamelt. De isotopen van een atoom hebben dezelfde chemische eigenschappen. Dit heeft te maken met het feit dat de chemische eigenschappen van een atoom (hoe het bindingen vormt bvb.) afhangen van het aantal elektronen en niet van de kern. Isotopen hebben hetzelfde aantal elektronen daar zij hetzelfde atoomnummer hebben.

3. Voorstelling van een atoom. In de meeste gevallen wordt een atoom voorgesteld met behulp van zijn symbool. Dit is zeker zo wanneer men de formules van moleculen schrijft. Soms echter wenst men bijkomende informatie te vermelden. Wanneer het gaat om een specifieke isotoop kan men het massagetal toevoegen. Dit wordt dan links bovenaan naast het symbool vermeld zoals in volgende voorbeelden. Voorbeeld 1 De voorstelling van enkele isotopen Het uraan isotoop met massagetal 238: 238U (uitgesproken “uraan 238”) Het waterstofisotoop met massagetal 2: 2H. Het koolstofisotoop met massagetal 14: 14C Eventueel kan het atoomnummer vermeld worden en dan wordt dit links onderaan geschreven. De isotopen van waterstof krijgen eveneens een eigen naam. Tabel 4 De isotopen van waterstof Isotoop 1 H 2 H 3 H

Naam Waterstof Deuterium Tritium


3

4. Atoommassa. A. Absolute atoommassa. De massa (gewicht) van een atoom is gelijk aan de som van de massa’s van de elementaire deeltjes waaruit het is opgebouwd. Het volstaat dus te weten hoeveel protonen en hoeveel neutronen het atoom bevat. Het aantal elektronen is gelijk aan het aantal protonen. Voorbeeld 2 Wat is de massa van het 2H waterstofisotoop? Wat is de bijdrage van het elektron tot deze massa? Dit isotoop bevat 2 nucleonen (1 proton, 1 neutron) en 1 elektron. Massa waterstof atoom 2H = massa proton + massa neutron + massa elektron. Massa 2H = 1,67262 x 10-24 g + 1,67493 x 10-24 g + 9,10939 x 10-28 g. Massa 2H = 3,34846 x 10-24 g De bijdrage van het elektron = (9,10939 x 10-28 g/ 3,34846 x 10-24 g) x 100% = 0,0272 % Zoals blijkt uit deze berekening draagt de massa van het elektron slechts in beperkte mate bij tot de totale massa van dit atoom. Daarom wordt deze massa meestal verwaarloosd.

B. De atomaire massa eenheid. De massa van een atoom uitgedrukt in gram is een bijzonder klein getal. Het gebruik van deze eenheid om de atoommassa uit te drukken is dan ook onpraktisch. Om die reden werd een nieuwe eenheid ingevoerd die toelaat op een eenvoudige manier zulke kleine massa’s weer te geven. Deze eenheid is de atomaire massa eenheid (ame). Deze wordt gedefinieerd als 1/12 van de massa van een 12C-isotoop. Vermist dit isotoop bestaat uit 6 protonen en 6 neutronen betekent dit dat de ame het gemiddelde is van de massa van een proton en een neutron. De waarde van de ame (afgerond) = 1,6 x 10-24 g . De massa van gelijk welk atoom (of isotoop) kan dan uitgedrukt worden als een veelvoud van de atomaire massa eenheid. Voorbeeld 3 Wat is de massa van het 2H-isotoop uitgedrukt in ame? De massa van dit isotoop (zie hoger) = 3,34846 x 10-24 g Massa 2H uitgedrukt in ame = 3,34846 x 10-24 g/1,6 x 10-24 g/ame = 2 ame (afgerond)

C. Gemiddelde atoommassa. Wanneer men spreekt over een bepaald atoom, zoals Chloor, dan heeft men het in werkelijkheid over een verzameling atomen bestaande uit verschillende isotopen met elk een andere massa. Rekening houdend met de massa van elk isotoop en met het Introductiecursus Chemie

4

(constante) relatieve voorkomen van deze isotopen kan men voor een atoom een gemiddelde atomaire massa berekenen. Onderstaand voorbeeld toont dit aan. Voorbeeld 4 De berekening van de gemiddelde atoommassa van chloor. Chloor bestaat uit de volgende isotopen: 35

Cl: een atoommassa van 34,9688 ame en een procentueel voorkomen van 75,53 %

37

Cl: een atoommassa van 36,965 ame en een procentueel voorkomen van 24,47 %

De gemiddelde atoommassa van Chloor = 34,9688 ame x 75,53/100 + 36,965 ame x 24,47/100 = 35,45 ame Op deze wijze kan men voor elke atoomsoort een gemiddelde atoommassa berekenen.

D. Relatieve gemiddelde atoommassa. Zoals blijkt uit vorige berekeningen kan de massa van een gemiddeld atoom weergegeven worden als een veelvoud van de ame. Dit veelvoud wordt de relatieve (gemiddelde) atoommassa (Ar) genoemd. De relatieve atoommassa wordt gedefinieerd als een getal dat aangeeft hoeveel maal het gemiddeld atoom zwaarder is dan de ame. Het is dit getal (dat geen eenheid heeft) dat in de periodieke tabel samen met andere eigenschappen van het atoom vermeld wordt. Voorbeeld 5 Wat is de massa van een aluminiumatoom? In de periodieke tabel vindt men voor de relatieve atoommassa van aluminium de waarde 27 Een (gemiddeld) aluminiumatoom weegt dus: Massa Al-atoom = Ar(Al) x ame = 27 x 1,6 x 10-24 g = 4,32 x 10-24 g

5. Het begrip mol. De massa van de atomen is zeer klein. Dat betekent dat men in de praktijk steeds met zeer grote aantallen atomen zal werken. Een druppel water bvb met een volume van 0,05 ml (dit is ook 0,05 g) bevat ongeveer 5 x 1021 atomen (waterstof en zuurstof). Om met zulke grote aantallen te kunnen werken heeft men het begrip mol ingevoerd. Een mol wordt gedefinieerd als een aantal dat overeenkomt met 6,02 x 1023. Dit getal noemt met het getal van Avogadro (symbool NA). Het komt overeen met het aantal atomen aanwezig in 12 g van het 12C-isotoop. Het begrip mol is vergelijkbaar met andere begrippen die eveneens een aantal aangeven zoals paar (2), dozijn (12), honderd (100) enz. Gezien de waarde van mol heeft het gebruik ervan enkel zin bij het weergeven van de aantallen van zeer kleine deeltjes zoals elektronen, protonen, atomen of, zoals verder blijkt, moleculen.


5

Voorbeeld 6 Hoeveel mol atomen zijn er in 0,05 g water? In 0,05 g water zijn er 5 x 1021 atomen. Het aantal mol atomen hierin = aantal atomen/NA Het aantal atomen in 0,05 g water = 5 x 1021 atomen/ 6,02 x 1023 atomen per mol = 0,00831 mol atomen

6. Molaire massa. De molaire massa van een deeltje (atoom, elektron e.d.) is de massa van 1 mol (6.02 x 1023 ) van deze deeltjes. De molaire massa (symbool MM) bekomt men door de massa van één deeltje te vermenigvuldigen met het getal van Avogadro. De eenheid van molaire massa is g/mol. Voorbeeld 7 Wat is de molaire massa van aluminium? De relatieve atoommassa van aluminium (uit periodieke tabel) = 27 De molaire massa van aluminium is: MM(Al) = aantal atomen in 1 mol x massa van 1 atoom MM(Al) = NA atomen/mol x Ar(Al) x ame MM(Al) = 6.02x1023 atomen/mol x 27 ame/atoom x 1,6 x 10-24 g/ame MM (Al) = 27 g/mol Zoals blijkt uit dit voorbeeld is de absolute waarde van de molaire massa van een atoom gelijk aan de relatieve atoommassa van dit atoom. Om de molaire massa van een atoom te kennen volstaat het dus de relatieve atoommassa uit een tabel af te lezen en de eenheid g/mol er aan toe te voegen. Onderstaande tabel geeft hiervan enkele voorbeelden. Tabel 5 Enkele voorbeelden van de molaire massa van atomen. Atoom O Al Si V U

Ar (afgerond, uit periodieke tabel) 16 27 28 89 238

1 mol van dit atoom weegt 16 g 27 g 28 g 89 g 238 g

Opmerking: de verschillende massa’s in tabel 5 bevatten allemaal hetzelfde aantal deeltjes (nl. 1 mol of 6,02 x 1023).


6

7. De periodieke tabel. In de periodieke tabel worden de atomen gerangschikt op basis van hun atoomnummer. Bovendien is de tabel zodanig opgebouwd dat atomen die gelijkaardige eigenschappen hebben samen staan, hetzij vertikaal hetzij horizontaal. De kolommen in de periodieke tabel worden groepen genoemd. De rijen in de periodieke tabel worden perioden genoemd. De atomen die in eenzelfde groep voorkomen vertonen zeer gelijkaardige eigenschappen. Dit is de reden waarom deze groepen een nummer krijgen en ook een naam. De groep waar fluor (F) bovenaan staat krijgt nummer 7 en wordt de groep van de halogenen genoemd. In de periodieke tabel wordt een onderscheid gemaakt tussen de hoofdgroepen, genummerd van IA tot VIIA en VIII, en de nevengroepen, genummerd met het suffix B. Tabel 6 Informatie over de hoofdgroepen van de periodieke tabel. Nummer IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII

Atoom dat bovenaan staat Waterstof Beryllium Boor Koolstof Stikstof Zuurstof Fluor Helium

Naam Alkalimetalen Aardalkalimetalen Boorgroep Koolstofgroep Stikstofgroep Zuurstofgroep Halogenen Edelgassen

De periodieke tabel wordt gebruikt om een grote hoeveelheid informatie over de atomen samen te brengen.

8. De elektronenstructuur van atomen. Atomen bestaan uit een kern die positief geladen is (hier bevinden zich de protonen) met daarrond een aantal elektronen. In een neutraal atoom is het aantal elektronen gelijk aan het aantal protonen. Alhoewel de beschrijving van de elektronen behoort tot het domein van de quantummechanica zullen hier toch enkele aspecten ervan besproken worden. Het aantal elektronen in een atoom varieert van 1 in waterstof (Z=1) tot 92 in uraan (Z=92). Deze elektronen hebben niet allemaal dezelfde energie. Sommige elektronen hebben een lagere energie en bevinden zich gemiddeld dichter bij de kern, andere hebben een hogere energie en bevinden zich gemiddeld verder van de kern. Deze verschillen in positie van de elektronen kunnen weergegeven worden door een model waarbij de elektronen in sferische schillen worden geplaatst. Elke schil komt dan overeen met een energieniveau. De elektronen op de schillen die dichter bij de kern liggen hebben een lagere energie, de elektronen op verder gelegen schillen hebben een hogere energie. De elektronen die zich op de buitenste schil bevinden worden valentieëlektronen genoemd. Het zijn deze elektronen die betrokken zijn bij de interacties (bindingen) tussen atomen. Introductiecursus Chemie

7

Het aantal valentieëlektronen van een atoom kan afgeleid worden uit de positie van het atoom in de periodieke tabel en komt overeen met het nummer van de groep. Tabel 7 Het aantal valentieëlektronen(VE) van de atomen. Groep IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII

Atoom dat bovenaan staat Waterstof Beryllium Boor Koolstof Stikstof Zuurstof Fluor Helium

Aantal VE 1 2 3 4 5 6 7 8

9. Ionen. Hierboven werd aangegeven dat atomen steeds neutraal zijn omdat ze evenveel elektronen als protonen bevatten. In vele gevallen echter zullen atomen tijdens hun interacties met elkaar elektronen afgeven of opnemen. Dit gebeurt o.a. bij de vorming van chemische bindingen (zie verder). Wanneer atomen elektronen afgeven of opnemen worden ionen gevormd. Positieve ionen (kationen) worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen afgeven (verliezen). Zulke ionen hebben minder elektronen dan protonen en hebben dus een netto positieve lading. De waarde van de positieve lading is gelijk aan het aantal elektronen dat verloren werd. Negatieve ionen worden gevormd wanneer atomen één of meerdere elektronen opnemen. Zulke ionen hebben meer elektronen dan protonen en krijgen een netto negatieve lading. De waarde van de negatieve lading is gelijk aan het aantal elektronen dat opgenomen werd. Atomen kunnen niet zomaar gelijk welk aantal elektronen verliezen of opnemen. Hoeveel elektronen kunnen worden afgegeven of opgenomen hangt o.a. af van het aantal valantieëlektronen en dus van de groep waarin het atoom zich bevindt.

A. Positieve ionen. Positieve ionen worden o.a. gevormd door atomen die behoren tot de groepen IA, IIA en IIIA. Zij vormen ionen met een lading van respectievelijk +1, +2, +3. Volgende tabel toont dit aan. Enkele ionen van de andere hoofdgroepen zijn eveneens vermeld.


8

Tabel 8 Voorbeelden van positieve ionen van de atomen in de hoofdgroepen. Groep IA IIA IIIA IVA

Atoom H Li Na Be Mg Ca Al Pb Sn

Ion H+ Li+ Na+ Be+2 Mg+2 Ca+2 Al+3 Pb+2 en Pb+4 Sn+2 en Sn+4

Atomen van de nevengroepen vormen eveneens positieve ionen. Een aantal van deze ionen zijn in volgende tabel weergegeven. Merk op dat sommige atomen meerdere verschillend geladen ionen kunnen vormen. Tabel 9 Veel voorkomende ionen van de nevengroepen Groep IB IIB VIB VIIB VIIIb

Atoom Cu Ag Au Zn Cd Hg Cr Mn Fe Co Ni

Ion(en) Cu+ en Cu+2 Ag+ Au+ en Au+3 Zn+2 Cd+2 Hg2+2 en Hg+2 Cr+3 Mn+2 Fe+2 en Fe+3 Co+2 Ni+2

B. Negatieve ionen. Negatieve ionen worden voornamelijk gevormd door atomen van de groepen die rechts in de periodieke tabel staan. De belangrijkste daarvan zijn de atomen van groep VIIA (de halogenen). De negatieve ionen van deze atomen zijn in werkelijkheid de zuurresten van de overeenkomende binaire zuren (vb. Cl-)

10. Oefeningen. 1. Stel dat men een atoom zodanig zou vergroten dat de kern even groot is als een basketbal. Hoe groot zou dan het atoom zijn? 2. Stel dat deze basketbal dezelfde dichtheid zou hebben als de kern van een waterstofatoom. Bereken dan de massa van deze bal. 3. Vervolledig volgende tabel


9

Tabel 10 Vervolledig. Symbool +

H Cs Bi

Z

A

1

3 2 133 209 138

55 56

Sn Zn+2 17 238

Aantal protonen

Aantal neutronen

Aantal elektronen

56 70 34 37

18

U

4. De constante van Faraday (F) geeft de lading weer van één mol elektronen. Bereken deze waarde. 5. Bereken de bijdrage van de massa van de elektronen tot de totale massa in een 203Hgatoom. 6. Hoeveel valentieëlektronen heeft het 12C-isotoop?


10

Hoofdstuk 3. De molecule. 1. Inleiding. Een molecule is een deeltje dat bestaat uit meerdere atomen. Deze atomen zijn bij middel van chemische bindingen aan elkaar gebonden. In dit gedeelte van de cursus wordt besproken hoe deze chemische bindingen ontstaan en dus hoe moleculen gevormd worden. Een molecule wordt beschreven met een moleculeformule die aangeeft welke en hoeveel atomen deel uitmaken van de molecule.

2. De chemische binding. A. Definitie. De chemische binding is een interactie tussen atomen die tot gevolg heeft dat deze atomen aan elkaar gebonden worden om zo een min of meer permanente structuur (molecule) te vormen. Bindingen kunnen terug verbroken worden zodat chemische reacties mogelijk worden. Tijdens chemische reacties worden bestaande bindingen verbroken en ontstaan nieuwe bindingen met de oorspronkelijke atomen. Bij de vorming en het breken van de chemische binding spelen de valentieëlektronen van de bindende atomen een belangrijke rol. Op basis van het gedrag van de elektronen tijdens de vorming van de chemische binding kunnen twee soorten bindingen onderscheiden worden: de covalente binding en de ionbinding.

B. De covalente binding. De covalente binding kan het best begrepen worden wanneer men de vorming van diwaterstof (H2) uit twee individuele waterstofatomen bestudeert. Stel dat twee waterstofatomen (elk bestaande uit 1 proton en 1 elektron) zich op een oneindig grote afstand van elkaar bevinden. De enige interacties die dan bestaan zijn de aantrekkingskrachten tussen de kern(+) en het eigen elektron(-). Deze interacties definiëren een begin energie van het beschouwde systeem die we gelijk stellen aan nul (zie figuur). Wanneer deze atomen dichter naar elkaar gebracht worden ontstaan ook wederzijdse interacties. De kern van het ene atoom zal ook elektronen van het andere atoom beginnen aan te trekken. Deze aantrekkingskrachten verlagen de energie van het systeem en doen de atomen nog dichter naar elkaar toekomen. Wanneer de atomen te dicht genaderd zijn ontstaan er ook sterke afstotingen tussen de twee kernen, die allebei positief geladen zijn. Deze afstotingskrachten verhogen de energie van het systeem. Op de figuur is duidelijk te zien dat de energiecurve een minimum vertoont. Dit minimum komt overeen met een bepaalde afstand tussen de twee kernen waarbij de aantrekkingskrachten tussen kernen en elektronen de afstotingskrachten tussen de kernen optimaal compenseren. Wanneer twee waterstofatomen zich op deze afstand van elkaar

bevinden zijn ze aan elkaar gebonden. Men noemt deze afstand de bindingsafstand. De bindingsafstand in waterstof is gelijk aan 74 pm. Wanneer andere atomen met elkaar binden is deze afstand verschillend. Zoals uit het voorgaande blijkt binden twee waterstofatomen met elkaar omdat de elektronen van elk atoom door beide kernen worden aangetrokken. Deze elektronen vormen een paar en dit elektronenpaar wordt door de atomen gemeenschappelijk gebruikt. Men spreekt daarom van een gemeenschappelijk elektronenpaar of een bindend elektronenpaar. De chemische binding waarbij een elektronenpaar gemeenschappelijk gebruikt wordt door twee atomen noemt men een covalente binding. Het bindende elektronenpaar wordt in een tekening van een covalente binding met een horizontale streep weergegeven.

C. De polariteit van een covalente binding. Bij de vorming van de covalente binding tussen twee waterstofatomen wordt het bindend elektronenpaar door beide atomen (in feite de atoomkernen) even hard aangetrokken. Dit elektronenpaar zal dus op symmetrische wijze verdeeld zijn tussen de twee atomen. Wanneer echter twee verschillende atomen met elkaar binden (vb. waterstof en fluor) dan zullen de twee atomen een verschillende invloed uitoefenen op het elektronenpaar. Eén van beide atomen zal harder aan het paar trekken dan het andere atoom zodat de elektronen niet meer symmetrisch verdeeld zijn maar verschoven naar het atoom dat de sterkste aantrekking uitoefent. Het atoom dat de elektronen meer naar zich toetrekt zal daardoor een gedeeltelijk negatieve lading krijgen, het andere atoom een gedeeltelijk positieve lading. Deze ladingen zijn kleiner dan 1, omdat de elektronen slechts gedeeltelijk verschoven worden, en worden voorgesteld met het symbool - of +. Een covalente binding die op deze manier gevormd wordt noemt men een polaire covalente binding. Deze uitdrukking verwijst naar het feit dat er twee polen (een negatieve en een positieve pool) aanwezig zijn. Men zegt ook dat de binding een dipool is. De sterkte van de dipool wordt aangegeven met het dipoolmoment. Het dipoolmoment () wordt berekend als het produkt van de absolute lading van één van de polen (beide polen hebben dezelfde absolute waarde voor de lading) vermenigvuldigd met de afstand tussen de twee polen (de bindingsafstand).

D. Elektronegativiteit. Om de polariteit van een covalente binding te kennen moet men weten welk van de twee atomen de elektronen van de binding sterker naar zich toe trekt. Dit wordt aangegeven door de elektronegativiteit (EN), ook elektronegatieve waarde genoemd. Deze waarde


2

ligt tussen 0 en 4 en wordt meestal in een periodieke tabel naast andere informatie over atomen weergegeven. Tabel 7 geeft hiervan enkele voorbeelden. Tabel 1 De elektronegativiteit van enkele atomen. H 2,2 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8

Be 1,5

B 2,0 Al 1,5

C 2,5 Si 1,8

N 3,0 P 2,1

O 3,5 S 2,5

F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8

Hoe groter het verschil in elektronegativiteit (EN) tussen de twee atomen in een binding hoe meer de binding gepolariseerd is en hoe groter het dipoolmoment is. Wanneer twee identieke atomen met elkaar binden is EN gelijk aan nul en is de binding niet polair of apolair.

E. De ionbinding. Een ionbinding is een extreem geval van een polaire binding. De ionbinding ontstaat wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen de bindende atomen zo groot is dat de bindingselektronen volledig verschoven worden naar één van de twee atomen. Daardoor krijgt dit atoom een gehele negatieve lading terwijl het andere atoom een gehele positieve lading krijgt. De twee tegengesteld geladen deeltjes zijn dan gebonden door elektrische aantrekking, ook Coulombse aantrekking genoemd. De binding tussen natrium en chloor toont dit aan. Voorbeeld 1 Hoe ontstaat de ionbinding tussen natrium en chloor? Natrium is een atoom met 1 valentieëlektron en met een lage elektronegativiteit. Chloor is een atoom met zeven valentieëlektronen en een hoge elektronegativiteit. Het chlooratoom onttrekt 1 elektron aan het natriumatoom en krijgt daardoor een lading van –1. Het natriumatoom krijgt een lading van +1. Het Cl- ion en het Na+ ion trekken elkaar aan omdat ze tegengesteld geladen zijn. Over het algemeen stelt men dat wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen groter is dan 1,7 de binding als een ionbinding kan beschouwd worden. De ionbinding komt dus vooral voor tussen atomen met een lage EN (links in de tabel) en atomen met een hoge EN (rechts in de tabel).


3

Voorbeeld 2 Wat voor een binding bestaat er tussen H en O? De elektronegativiteit van deze elementen is (zie tabel): EN(H) = 2,2 EN(O) = 3,5 Het verschil in elektronegativiteit EN = 1,3 EN is groter dan nul maar kleiner dan 1,7. De binding tussen H en O is dus een polaire covalente binding.

3. De molecuulformule. De molecuulformule beschrijft de samenstelling van de molecule door aan te geven hoeveel atomen van elke soort in de molecule aanwezig zijn. Voorbeeld 3 Hoe is een molecule zwavelzuur (H2SO4) opgebouwd? Eén molecule zwavelzuur bestaat uit twee atomen waterstof, één zwavelatoom en vier zuurstofatomen. Deze zijn bij middel van chemische bindingen aan elkaar gebonden. Merk op dat de molecuulformule niets zegt over de volgorde of de ruimtelijke structuur van de chemische bindingen, zij geeft enkel de samenstelling van de molecule weer.

4. Moleculen en ionen. Water (H2O) en keukenzout(NaCl) zijn zeer verschillende verbindingen. Water bestaat uit een groot aantal afzonderlijke deeltjes (moleculen) die elk bestaan uit twee waterstofatomen die covalent gebonden zijn aan een zuurstofatoom. Keukenzout daarentegen bestaat uit vele postief geladen natriumionen en negatief geladen chloorionen die in een kristalrooster aan elkaar gebonden zijn bij middel van elektrische aantrekkingskrachten (Coulombse krachten). In dat opzicht is H2O een echte voorstelling van een watermolecule terwijl NaCl enkel de verhouding van de ionen in keukenzout weergeeft. Wij zullen echter verder de formule NaCl behandelen alsof het een echte molecuulformule is.

5. Molecuulmassa. A. Absolute molecuulmassa. De massa van een molecule is gelijk aan de som van de massa’s van de atomen waaruit deze molecule is opgebouwd.


4

Voorbeeld 4 Wat is de massa van een watermolecule? Een watermolecule (H2O) bestaat uit een zuurstofatoom en twee waterstofatomen. Massa watermolecule = massa zuurstofatoom + 2x massa waterstofatoom. Massa watermolecule = Ar(O) x ame + 2 x Ar(H) x ame Massa watermolecule = 16 ame + 2 x 1 ame Massa watermolecule = 18 ame Massa watermolecule = 18 x 1,6 x 10-24 g = 2,88 x 10-23 g

B. Relatieve molecuulmassa. Net zoals bij atomen kan men de moleculaire massa ook weergeven met behulp van een getal dat aangeeft hoeveel maal de molecule zwaarder is dan de ame. Men noemt dit getal de relatieve molecuulmassa (Mr). De relatieve molecuulmassa is gelijk aan de som van de relatieve atoommassa’s van de atomen waaruit de molecule is opgebouwd. Het bovenstaande voorbeeld toont aan dat de massa van een watermolecule 18 maal zwaarder is dan de ame. Mr (H2O) = Ar(O) + 2 x Ar(H) = 18.

6. Molaire massa van een molecule. Net zoals bij atomen is de massa van een molecule zeer klein. Ook hier zal het begrip mol gebruikt worden om grote aantallen moleculen te beschrijven. Een mol moleculen komt overeen met 6,02x1023 moleculen. De molaire massa van een molecule is de massa van 1 mol van deze moleculen. De molaire massa kan, zoals bij atomen, berekend worden door aan het getal van de relatieve molecuulmassa de eenheid g/mol toe te voegen. Voorbeeld 5 Wat is de molaire massa van water? Massa van één molecule water = 18 ame. De massa van 1 mol water = massa van één molecule x NA Molaire massa (H2O) = 18 x ame x NA MM(H2O) = 18 g/mol

7. De oxidatietoestand van een atoom in een molecule. Wanneer atomen met elkaar binden om moleculen te vormen doen ze dat met hun valentieëlektronen. Zij geven elektronen (gedeeltelijk) af op nemen elektronen (gedeeltelijk) op. Om aan te geven wat het verschil is tussen het aantal elektronen van een niet gebonden (vrij) atoom en een gebonden atoom worden twee getallen gebruikt: de oxidatietoestand (OT) en de formele lading (FL). De formele lading wordt vooral gebruikt bij de gedetailleerde beschrijving van de elektronenverdeling in moleculen en zal later toegepast worden. De oxidatietoestand (ook oxidatietrap genoemd) is echter belangrijk bij de beschrijving van chemische reacties en zal hier besproken worden.


5

De oxidatietoestand wordt normaal gezien berekend door het bindende elektronenpaar in een chemische binding toe te kennen aan één van beide atomen en vervolgens de bekomen toestand te vergelijken met deze die bestond in het vrije atoom. Om dit te kunnen heeft men echter informatie nodig over de wijze waarop de atomen aan elkaar gebonden zijn en het aantal elektronen dat hierbij betrokken is. In dit stadium van de cursus hebben we deze informatie nog niet (het enige dat we weten is de globale molecuulformule) en daarom worden, voor het bepalen van de oxidatietoestand een aantal regeltjes gebruikt. Deze worden in volgende tabel weergegeven. Merk op dat wij voor het schrijven van de oxidatietoestand romeinse cijfers gebruiken om deze te onderscheiden van de lading van ionen (en ook van de formele lading). Tabel 2 regels voor het bepalen van de oxidatietoestand van een atoom OT van atomen die niet aan andere (verschillende) atomen gebonden zijn = 0 OT van waterstof in een molecule is meestal +I OT van zuurstof in een molecule is meestal –II OT van de atomen van groepen IA, IIA en IIIA zijn +I, +II en +III resp. De som van de OT van de atomen in een molecule vermenigvuldigd met het aantal atomen = 0 De som van de OT van de atomen in een ion vermenigvuldigd met het aantal atomen = lading van het ion Deze regels laten toe voor de atomen in de meeste van de verbindingen die in de cursus voorkomen de oxidatietoestanden te bepalen. Voorbeeld 6 Wat zijn de oxidatoetoestanden van de atomen in H2SO4? De oxidatietoestanden van H en O zijn resp +I en –II. De som van deze oxidatietoestanden is dus = 2 x (+I) + 4 x (-II) = -VI Omdat de som van de OT’s moet gelijk zijn aan nul (molecule) is de OT van S = +VI. Samengevat: OT(H) = +I, OT(O) = -II en OT(S) = +VI Voorbeeld 7 Wat zijn de oxidatietoestanden van de atomen in NH4+? De oxidatoetoestand van H = +I wat een totaal geeft van 4 x (+I) = +IV Omdat het deeltje een lading heeft van +1 moet de som van alle OT’s = +I De OT van N is dus = -III.

8. Oefeningen. 1. Zeg van de volgende bindingen tot welke categorie ze behoren: polaire covalente binding, apolaire covalente binding, ionbinding. H-Cl, N-H, O-O, K-Cl 2. Rangschik volgende bindingen volgens stijgende polariteit en geef met een pijl het dipoolmoment en de deelladingen aan. C-H, H-H, H-Br, H-F en B-H 3. Hoeveel atomen zijn er in een molecule Ca3(PO4)2? Introductiecursus Chemie

6

4. Bereken de massa van een propaan molecule (C3H8) 5. Wat is de molaire massa van zwavelzuur (H2SO4)? 6. Met hoeveel mol komt 1 kg water overeen? 7. Hoeveel gram zwavelzuur moet men afwegen om evenveel moleculen te hebben als in 500 g propaan? 8. Hoeveel gram K is er in 150 g KNO3? 9. Bepaal de oxidatietoestand van elk atoom in de volgende verbindingen: K2SO4, HNO3, CrO4-2, KMnO4, HSO4-.


7

Hoofdstuk 4. Soorten verbindingen en naamgeving 1. Classificatie van chemische verbindingen. Over het algemeen worden chemische stoffen (verbindingen, moleculen) ingedeeld op basis van hun chemische eigenschappen. Azijnzuur bvb wordt bij de zuren ingedeeld omdat het zuur smaakt, omdat het met basen reageert en omdat het metalen aantast in een typische reactie waarbij waterstofgas gevormd wordt. Om een chemische stof te kunnen bespreken en om de eigenschappen ervan te kennen zodat men ermee kan werken, moet men weten tot welke groep verbindingen deze stof behoort. In de meeste gevallen kan men dit afleiden uit de molecuulformule (en soms ook uit de naam). Het is dus van belang te weten welke soorten chemische verbindingen bestaan, welke eigenschappen ze hebben en hoe men ze kan herkennen aan de hand van de formule en/of de naam.

2. Soorten chemische verbindingen. De soorten chemische verbindingen die in deze cursus besproken worden zijn: - de zuren, - de basen en hydroxiden, - de zouten, - de oxiden. De verbindingen die behoren tot elk van deze groepen hebben karakteristieke eigenschappen die tot uiting komen in hun gedrag tijdens chemische reacties. Bij de hiernavolgende bespreking van deze groepen zal ook telkens worden aangegeven welke algemene formule ze hebben en hoe ze genoemd worden.

A. Zuren.

A.1. Eigenschappen van zuren. Zuren zijn verbindingen die de mens reeds lang kent al was het maar vanwege de typische smaak die zij hebben. Enkele voorbeelden zijn: - Azijnzuur dat gevormd wordt wanneer wijn verzuurt, - Melkzuur dat ontstaat bij de verzuring van melk, - Het zuur dat in de maag gevormd wordt en bij oprispingen in de mond kan terechtkomen. Zuren zijn verbindingen die in staat zijn een positief geladen waterstofion (H+, een proton) te vormen. In hun formule vinden we dus steeds één of meerdere waterstofatomen terug. Algemeen kan de formule als volgt voorgesteld worden:

Hn A In deze formule is n meestal gelijk aan 1, 2 of 3 Wanneer n gelijk is aan 1 spreekt men van een monoprotisch zuur, wanneer n groter is dan 1 spreekt men van een polyprotisch zuur. In de formule van een zuur wordt A de zuurrest genoemd.

De classificatie van de zuren gebeurt op basis van de samenstelling van de zuurrest. De zuurrest bevat steeds minstens één niet-metaal zoals chloor, zwavel, forfor e.d. Daarnaast kunnen er al dan niet zuurstofatomen in voorkomen. Wanneer de zuurrest geen zuurstof bevat spreekt men van een binair zuur. Wanneer er wel zuurstof in voorkomt spreekt men van een oxozuur of ternair zuur. Opm.: er bestaan ook veel verbindingen die waterstof bevatten en die niet zuur zijn. Methaan (CH4) is hiervan een voorbeeld. Een waterstofatoom dat zich niet als zuur gedraagt, noemt men een niet-zure waterstof.

A.2. Binaire zuren Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. De naam van de binaire zuren wordt als volgt opgebouwd Naam van een binair zuur= waterstof + niet-metaal + -ide. De volgende binaire zuren en hun overeenkomende zuurresten moeten gekend zijn. Tabel 1 Enkele belangrijke binaire zuren en hun zuurrest. Formule HF HCl HBr HI H2S

Naam waterstoffluoride waterstofchloride waterstofbromide waterstofjodide waterstofsulfide

HCN

waterstofcyanide

Zuurrest FClBrIHSS2CN-

Naam zuurrest fluoride(ion) chloride(ion) bromide(ion) jodide(ion) waterstofsulfide(ion) sulfide(ion) cyanide(ion)

De naam van de negatief geladen zuurrest wordt gevormd door van de naam van het zuur de waterstof te verwijderen en eventueel de uitgang -ion toe te voegen. Indien niet alle waterstofatomen worden verwijderd, wordt het aantal waterstoffen dat overblijft in de naam aangegeven (zie HS- in bovenstaande tabel). Opm.: waterstofcyanide wordt soms een pseudo-binair zuur genoemd omdat het twee niet-metalen in de zuurrest bevat i.p.v. één.

A.3. Oxozuren. Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of meerdere zuurstofatomen bevat. Er zijn twee naamgevingen voor oxozuren in gebruik. Deze worden door elkaar gebruikt. Naamgeving a: naam van niet-metaal + zuur. (vb HClO3: chloorzuur). Naamgeving b: waterstof + niet-metaal + -aat. (vb HClO3: waterstofchloraat) Introductiecursus Chemie

2

Indien van eenzelfde niet-metaal meerdere oxozuren gekend zijn moet de naamgeving duidelijk maken over welk zuur het gaat. Eén van de zuren (het referentiezuur) wordt benoemd volgens de regels die hierboven werden gegeven. Voor de andere zuren wordt de naam met behulp van voor- of achtervoegsels aangepast. Dit blijkt het best uit volgend voorbeeld: Voorbeeld 1 Hoe worden de verschillende oxozuren die chloor bevatten genoemd? Met chloor kunnen meerdere oxozuren gevormd worden. Deze zijn HClO, HClO2, HClO3, en HClO4. Het referentiezuur is HClO3, dat op de normale manier benoemd wordt (zie hierboven). HClO3 noemt men waterstofchloraat of chloorzuur. HClO4 bevat meer zuurstofatomen dan het referentiezuur en wordt waterstofperchloraat of perchloorzuur genoemd. HClO2 bevat één zuurstofatoom minder dan het referentiezuur en wordt waterstofchloriet of chlorigzuur genoemd. HClO bevat nog een zuurstofatoom minder en wordt waterstofhypochloriet of hypochlorigzuur genoemd. Het systeem dat in het voorbeeld wordt geïllustreerd gebruikt men ook voor de andere zuren. De keuze van het referentiezuur varieert sterk en is niet gebonden aan een bepaalde formule. Voor de naamgeving van de zuurresten wordt naamgeving b gebruikt. In volgende tabel worden de te kennen oxozuren opgesomd.


3

Tabel 2 Lijst met belangrijke oxozuren. Het nietmetaal in de zuurrest Koolstof (C)

Formule Naam

Zuurrest Naam van de zuurrest

H2CO3

HCO3-

Waterstofcarbonaat(ion)

CO32NO3-

Carbonaat(ion) Nitraat(ion)

NO2-

Nitriet(ion)

H2PO4-

Diwaterstoffosfaat(ion)

HPO42PO43H2PO3-

Monowaterstofosfaat(ion) Fosfaat(ion) Diwaterstoffosfiet(ion)

HPO32PO33H2AsO4-

Monowaterstoffosfiet(ion) Fosfiet(ion) Diwaterstofarsenaat(ion)

HAsO42AsO43H2AsO3-

Monowaterstofarsenaat(ion) Arsenaat(ion) Diwaterstofarseniet(ion)

HAsO32AsO33HSO4-

Monowaterstofarseniet(ion) Arseniet(ion) Waterstofsulfaat(ion

SO42HSO3-

Sulfaat(ion) Waterstofsulfiet(ion)

SO32HS2O3-

Sulfiet(ion) Waterstofthiosulfaat(ion)

S2O32-

Thiosulfaat(ion)

Stikstof (N) HNO3 HNO2 Fosfor (P)

H3PO4

H3PO3

Arseen (As)

H3AsO4

H3AsO3

Zwavel (S)

H2SO4 H2SO3 H2S2O3

Koolzuur Waterstofcarbonaat Salpeterzuur Waterstofnitraat Salpeterigzuur Waterstofnitriet Fosforzuur Waterstoffosfaat Fosforigzuur Waterstoffosfiet Arseenzuur Waterstofarsenaat Arsenigzuur Waterstofarseniet Zwavelzuur Waterstofsulfaat Zwaveligzuur Waterstofsulfiet Thiozwavelzuur Waterstofthiosulfaat


4

Chloor (Cl)

HClO4 HClO3 HClO2 HClO

Broom (Br)

HBrO4 HBrO3 HBrO2 HBrO

Iood (I)

HIO4 HIO3 HIO2 HIO

Perchloorzuur Waterstofperchloraat Chloorzuur Waterstofchloraat Chlorigzuur Waterstofchloriet Hypochlorigzuur Waterstofhypochloriet Perbroomzuur Waterstofperbromaat Broomzuur Waterstofbromaat Bromigzuur Waterstofbromiet Hypobromigzuur Waterstofhypobromiet Perioodzuur Waterstofperiodaat Ioodzuur Waterstofiodaat Iodigzuur Waterstofiodiet Hypoiodigzuur Waterstofhypoiodiet

ClO4-

Perchloraat(ion)

ClO3-

Chloraat(ion)

ClO2-

Chloriet(ion)

ClO-

Hypochloriet(ion)

BrO4-

Perbromaat(ion)

BrO3-

Bromaat(ion)

BrO2-

Bromiet(ion)

BrO-

Hypobromiet(ion)

IO4-

Periodaat(ion)

IO3-

Iodaat(ion)

IO2-

Iodiet(ion)

IO-

Hypoiodiet(ion)

Er bestaan ook enkele oxozuren die een metaal bevatten i.p.v. een niet-metaal. Deze staan in volgende tabel. Hieraan is ook azijnzuur toegevoegd dat een organisch zuur is, zodat de structuur enigszins afwijkt van de andere zuren Tabel 3 Oxozuren met afwijkende samenstelling. Atoom Formule in de zuurrest Mangaan HMnO4 (Mn) Chroom H2CrO4 (Cr)

Koolstof (C)

Naam

Zuurrest

Permangaanzuur MnO4Waterstofpermanganaat Chroomzuur HCrO4Waterstofchromaat CrO42H2Cr2O7 Dichroomzuur HCr2O7Waterstofdichromaat Cr2O72CH3COOH Azijnzuur CH3COOWaterstofacetaat

Naam van de zuurrest Permanganaat(ion) Waterstofchromaat(ion) Chromaat(ion) Waterstofdichromaat(ion) Dichromaat(ion) Acetaat(ion)


5

B. Hydroxiden en basen.

B.1. Hydroxiden. Hydroxiden zijn verbindingen van een positief geladen metaalion en één of meerdere OH-groepen. De OH-groep noemt men de hydroxide-groep. Deze is éénwaardig negatief geladen (OH-). Naamgeving van de hydroxiden: naam van het metaal + hydroxide. Het aantal OH-groepen wordt bepaald door de lading van het metaalion. Indien meerdere hydroxiden van eenzelfde metaal bestaan (omdat er meerdere ladingen van dit metaal bestaan) moet ofwel de lading (oxidatietoestand) van het metaal of het aantal OH-groepen vermeld. Onderstaande tabel geeft enkele voorbeelden. Tabel 4 Enkele metaalhydroxiden. Formule NaOH Ba(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3

Naam Natriumhydroxide Bariumhydroxide Ijzer(II)hydroxide* Ijzerdihydroxide Ijzer(III)hydroxide Ijzertrihydroxide Aluminiumhydroxide

* uitgesproken: ijzertweehydroxide.

B.2. Verschil tussen base en hydroxide. Zoals hierboven aangegeven werd worden hydroxiden gekarakteriseerd door de aanwezigheid van de OH-groep in de formule. Basen daarentegen worden gedefinieerd op basis van hun scheikundige eigenschappen. Basen zijn in staat vetten te hydrolyseren, geven een bepaalde kleur aan zuur-baseindicatoren en verhogen de pH. Sommige hydroxiden gedragen zich als basen, andere niet. Er bestaan eveneens moleculen die basen zijn maar niet de typische formule van een hydroxide hebben. Ammoniak (NH3) is daarvan een voorbeeld. De hydroxiden van de metalen van de groepen I en II gedragen zich als basen, de andere niet. Tabel 5 Enkele voorbeelden van basen en hydroxiden. Verbinding Natriumhydroxide Ijzer(II)hydroxide Ammoniak Calciumhydroxide

Behoort tot… Basen Hydroxiden (is geen base) Basen Basen


6

Met de meeste hydroxiden en basen kan een positieve groep geassocieerd worden, namelijk het positief geladen metaalion. Bij ammoniak (NH3) is dit het ammoniumion (NH4+). Dit is belangrijk bij de bespreking van de zouten.

B.3. Zouten. Zouten zijn samengesteld uit een positieve groep (metaal- of ammoniumion) en een negatieve groep (zuurrest). Het aantal van elk van deze groepen moet zodanig zijn dat de verbinding neutraal is. Men kan de vorming van de zouten beschrijven als het vervangen van één of meerdere zure waterstoffen van een zuur door een positieve groep. Zouten die zodanig gevormd zijn dat niet alle zure waterstofatomen uit het zuur vervangen zijn, noemt men zure zouten. Naamgeving: naam van de positieve groep + naam van de zuurrest. Indien nodig moet het aantal van de verschillende groepen aangegeven worden. Volgende tabel geeft een aantal voorbeelden. Tabel 6 Enkele voorbeelden van zouten met hun naam. Formule KCl Na2SO4 NaHSO4 Ca3(PO4)2 NH4Cl FeSO4 Fe2(SO4)3 NaH2PO4

Naam kaliumchloride natriumsulfaat natriumwaterstofsulfaat calciumfosfaat ammoniumchloride ijzer(II)sulfaat ijzer(III)sulfaat natriumdiwaterstoffosfaat

Alternatieve naam

monoijzermonosulfaat diijzertrisulfaat

B.4. Oxiden. Oxiden zijn verbindingen van een atoom met zuurstof. Van de meeste atomen bestaan één of meerdere oxiden. Zij ontstaan bvb. tijdens een verbranding. Naamgeving: naam van het atoom + oxide. Indien meerdere oxiden van eenzelfde atoom gekend zijn moet, bij middel van de oxidatietoestand van het atoom of de samenstelling van het oxide, aangegeven worden over welk oxide het gaat. Men maakt een onderscheid tussen metaaloxiden en niet-metaaloxiden. Voor de metaaloxiden is de formule gemakkelijk af te leiden uit de lading van het metaalion. Wat de niet-metalen betreft zullen we hier enkel de oxiden gebruiken waarin het nietmetaal dezelfde oxidatietoestand heeft als in de te kennen oxozuren


7

Tabel 7 Enkele voorbeelden van metaaloxiden Groep groep I groep II groep III overgangsatomen

Formule Na2O MgO Al2O3 MnO2 FeO Fe2O3 HgO

Naam natriumoxide magnesiumoxide aluminiumoxide mangaan(IV)oxide ijzer(II)oxide ijzer(III)oxide kwik(II)oxide

mangaandioxide monoijzermonooxide diijzertrioxide monokwikmonooxide

Tabel 8 Enkele voorbeelden van niet-metaaloxiden met het overeenkomende oxozuur Groep groep IV groep V groep VI groep VII

Formule CO2 N2O5 SO2 SO3 Cl2O7

Naam koolstof(IV)oxide stikstof(V)oxide zwavel(IV)oxide zwavel(VI)oxide chloor(VII)oxide

Naam koolstofdioxide distikstofpentaoxide zwaveldioxide zwaveltrioxide dichloorheptaoxide

Oxozuur H2CO3 HNO3 H2SO3 H2SO4 HClO4

Tabel 9 Enkele andere bestaande niet-metaaloxiden. Groep

Formule

Naam

groep I groep IV groep V groep VIII

H2O CO N2O XeO3

(waterstofoxide) koolstof(II)oxide stikstof(I)oxide xenon(VI)oxide

water koolstofmonooxide distikstofmonooxide xenontrioxide

3. Oefeningen 1. Geef de naam van de volgende verbindingen: FeO, K2Cr2O7, As2S3, Ba(NO3)2, KClO3, AgCl, LiOH, KNO2, H2S, KMnO4. 2. Geef de formule van de volgende verbindingen: Aluminiumoxide, koper(I)sulfaat, dikopersulfaat, natriumnitriet, ijzer(III)oxide, tin(IV)chloride, bariumcarbonaat, ammoniumchloride, distikstoftrioxide, kaliumwaterstofsulfaat. 3. Geef van elk van de vorige verbindingen aan tot welke groep ze behoren: binair zuur, oxozuur, metaaloxide, niet-metaaloxide, hydroxide, base, zout, zuur zout.


8

Hoofdstuk 5. Het gedrag van verbindingen. 1. Inleiding. Bij de studie van het gedrag van verbindingen kunnen twee situaties beschreven worden, het gedrag van zuivere verbindingen (zuiver water, keukenzout, een staaf ijzer bvb.) of het gedrag van mengsels (een oplossing van zout in water, een legering van ijzer en zink enz.). Het gedrag van een zuivere stof gaat vooral over de aggregatietoestanden (vast, vloeibaar en gasvormig) en de overgangen ertussen (kookpunt, smeltpunt e.d.). Zo kan men bvb proberen te verklaren waarom water een veel hoger kookpunt heeft dan methaan. De bespreking van zulke problemen maakt deel uit van de stof die tijdens de cursus in het eerste jaar wordt gegeven en zal hier niet verder behandeld worden. Wat we in dit hoofdstuk zullen bespreken is wat er gebeurt wanneer chemische verbindingen in contact worden gebracht met water.

2. Water. Water is een belangrijke verbinding. In de natuur is water het oplosmiddel waarin veel chemische reacties gebeuren. Dit is niet alleen het geval in het water van rivieren en oceanen maar ook in het water dat deel uitmaakt van cellen, organen en weefsels. Ook in het chemisch laboratorium en in de industrie is water een veel gebruikt oplosmiddel. De chemie van het eerste jaar beperkt zich bijna volledig tot systemen waarbij water het oplosmiddel is. Organische solventen worden pas later gebruikt. Bij de studie van het gedrag van verbindingen in water zullen twee aspecten behandeld worden: de oplosbaarheid en het elektrolytgedrag. Deze twee begrippen zijn niet onafhankelijk. Het elektrolytgedrag gaat over het feit of een verbinding in een waterige oplossing al dan niet ionen vormt. Het is duidelijk dat om dit te kunnen doen de verbinding eerst in water moet kunnen opgelost worden.

3. Oplosbaarheid. De oplosbaarheid wordt gedefinieerd als de maximale hoeveelheid die men van een verbinding kan oplossen in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel (water) bij een welbepaalde temperatuur. De oplosbaarheid kan uitgedrukt worden in gram per liter (g/l) of een andere concentratieëenheid. De waarde van de oplosbaarheid is voor elke verbinding anders en varieert van zeer kleine tot zeer grote waarden. Alhoewel in de cursus Chemie en Chemische technologie deze waarden zullen gebruikt worden, zullen hier de verbindingen ingedeeld worden in twee groepen: slecht oplosbare en goed oplosbare verbindingen. De slecht oplosbare verbindingen (soms ook onoplosbaar genoemd) zijn al die verbindingen waarvan de oplosbaarheid lager ligt dan een bepaalde waarde (bvb 1 g/l), de goed oplosbare verbindingen zijn deze waarvan de oplosbaarheid hoger ligt. Volgende tabel geeft de oplosbaarheden van de verbindingen die we het meest zullen gebruiken. In deze tabel hebben de hoger geplaatste regels voorrang op de lager geplaatste.

Tabel 1 Oplosbaarheid van verbindingen in water 1. Alle natrium, kalium en ammoniumzouten en alle nitraten zijn goed oplosbaar. 2. Alle zilver, lood(II) en Hg22+ zouten zijn weinig oplosbaar behalve de nitraten (hoger). 3. Alle (per)chloraten, acetaten, chloriden, bromiden en iodiden zijn goed oplosbaar behalve uitzonderingen (hoger). 4.Alle carbonaten, sulfiden en fosfaten zijn weinig oplosbaar behalve uitzonderingen (hoger). 5. Alle metaaloxiden en hydroxiden zijn slecht oplosbaar behalve die van natrium, kalium, lithium. 6. Alle sulfaten zijn oplosbaar behalve van calcium en barium en de hoger vermelde ionen.

4. Elektrolytgedrag. Een verbinding die oplost in water kan ofwel onder zijn moleculaire vorm blijven bestaan ofwel in ionen splitsen. Een molecule die niet in ionen splitst noemt men een nietelektrolyt. Suiker is daarvan een voorbeeld. Een verbinding die wel in ionen splitst noemt men een elektrolyt. Elektrolyten kunnen verder opgesplitst worden in zwakke elektrolyten en sterke elektrolyten. Bij zwakke elektrolyten zullen slechts enkele van de moleculen in ionen splitsen terwijl het grootste gedeelte (meer dan 90 % bvb.) onder moleculaire vorm blijft bestaan. Sterke elektrolyten zijn verbindingen die volledig in ionen splitsen zodat de concentratie van ionen in zulke oplossingen hoog kan zijn. Het verschil tussen deze situaties kan gemeten worden met de geleidbaarheid van de oplossing. Een oplossing van een niet-elektrolyt geleidt de elektrische stroom niet en een oplossing van een zwak elektrolyt slechts weinig. Een oplossing van een sterk elektrolyt geleidt de stroom bijzonder goed.

A. Elektrolytgedrag van zuren. Zuren zijn over het algemeen goed oplosbaar in water. De meeste zuren zijn zwakke elektrolyten. Zij worden daarom ook zwakke zuren genoemd. Slechts enkele zuren zijn sterke elektrolyten en deze worden sterke zuren genoemd. Volgende tabel geeft aan welke zuren sterk zijn. Alle andere zijn zwak.


2

Tabel 2 De sterke zuren Volgende zuren zijn sterke zuren (sterke elektrolyten): HI, HBr, HClO4, HCl, H2SeO4, H2SO4, HMnO4, HNO3, H2CrO4, HClO3

B. Elektrolytgedrag van hydroxiden en basen. De meeste metaalhydroxiden zijn slecht oplosbaar en kunnen daarom ook weinig ionen vormen in oplossing. De goed oplosbare hydroxiden (NaOH, LiOH, KOH) zijn dan ook sterke elektrolyten. Ammoniak (NH3) is een goed oplosbare verbinding maar is een zwak elektrolyt.

C. Elektrolytgedrag van zouten. Bij de zouten komt het elektrolygedrag overeen met de oplosbaarheid. Goed oplosbare zouten zijn sterke elektrolyten, slecht oplosbare zouten zijn zwakke elektrolyten.

D. Elektrolytgedrag van oxiden. Oxiden die in water oplossen reageren over het algemeen ook met water tot vorming van hydroxiden of zuren (zie volgend hoofdstuk). Hoeveel ionen er daarbij gevormd worden hangt af van het elektrolytgedrag van de gevormde verbinding.


3

Hoofdstuk 6. Chemische reacties. 1. Definitie. Een chemische reactie is een proces waarbij uit één of meerdere deeltjes (moleculen of atomen) nieuwe deeltjes gevormd worden. Een chemische reactie kan eenvoudig zijn maar ook zeer complex. De deeltjes waarmee het proces start worden de reagentia genoemd (enkelvoud: reagens), de deeltjes die tijdens het proces ontstaan worden producten genoemd. Een chemisch proces wordt meestal als volgt weergegeven: Reagentia  Produkten

2. Wet van behoud van materie. Tijdens een chemische reactie gaat geen materie verloren en wordt geen nieuwe materie gevormd. Men noemt dit de wet van behoud van materie. Dit betekent dat alle atomen die voor reactie aanwezig waren, na de reactie (meestal onder de vorm van andere verbindingen) teruggevonden worden.

3. De reactievergelijking. In de reactievergelijking wordt aangegeven welke deeltjes (verbindingen) met elkaar reageren, welke produkten gevormd worden en in welke verhouding dit gebeurt. De reactievergelijking moet zodanig geschreven worden dat ze voldoet aan de wet van behoud van materie. Het aantal atomen aanwezig onder de vorm van produkten moet gelijk zijn aan het aantal atomen in de reagentia. Wanneer dit zo is dan zegt men dat de reactievergelijking in balans is. Het in balans brengen van een reactievergelijking gebeurt door gebruik te maken van stoechiometrische coëfficiënten. Dit zijn de getallen die voor de molecuulformules geschreven worden in de reactievergelijking. Onderstaand voorbeeld illustreert dit. Voorbeeld 1 De reactievergelijking voor de synthese van ammoniak. Ammoniak is een belangrijke chemische verbinding die wordt gemaakt uit waterstofgas en stikstofgas in het zogenaamde Haber-proces. Het proces kan als volgt geschreven worden: N2 + H2  NH3 In deze vergelijking staan links en rechts niet evenveel waterstof- of stikstofatomen. Het toevoegen van de coëfficiënten brengt de vergelijking in balans: N2 + 3 H2  2 NH3

4. Soorten chemische reacties. Algemeen kunnen chemische reacties onderverdeeld worden in twee belangrijke groepen: reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen niet verandert en reacties waarbij deze wel verandert. Reacties waarbij de oxidatietoestand van de atomen verandert worden oxidoreductiereacties of redoxreacties genoemd.

A. Reacties zonder verandering van oxidatietoestand.

A.1. Algemeen. Tijdens deze reacties veranderen de oxidatietoestanden van de betrokken atomen niet. Dit is een gegeven dat moet gebruikt worden om de correctheid van de reactievergelijking na te gaan. Bovendien laat het in een aantal gevallen toe te voorspellen welke verbindingen zullen gevormd worden tijdens de reactie. Bij de reacties met de oxiden bvb is dit heel duidelijk (zie verder).

A.2. Reacties met oxiden. (1)Algemeen

Bij de reacties met oxiden zijn geen geladen deeltjes (ionen) betrokken. In die zin zijn ze verschillend van de volgende reacties (zoals tussen zuren en basen) waarbij ionen met elkaar zullen reageren. (2)Oxiden met water (a)Metaaloxiden

Algemeen: oxiden van alkali- en aardalkalimetalen (groep IA en IIA) reageren met water tot vorming van hydroxiden. Men noemt ze basevormende oxiden. De andere oxiden reageren niet. Voorbeeld 2 Reacties van metaaloxiden met water. Na2O + H2O  2 NaOH Fe2O3 + H2O  geen reactie. (b)Niet-metaaloxiden.

Algemeen: de reactie van een niet-metaaloxide met water levert een oxozuur op. Men noemt deze oxiden daarom zuurvormende oxiden. De oxidatoetoestand van het nietmetaal verandert niet tijdens de reactie. Dit maakt het mogelijk te kiezen tussen de verschillende oxozuren die van een niet-metaal kunnen bestaan. Voorbeeld 3 Reacties van niet-metaaloxiden met water. SO3 + H2O  H2SO4 (en niet H2SO3).


2

P2O5 + H2O  2 H3PO4 Zoals blijkt uit uit de vorige voorbeelden kunnen niet-metaaloxiden geassocieerd worden met een overeenkomend oxozuur. Voor de metaaloxiden kan met dat eveneens doen met hydroxiden, alhoewel sommige niet met water reageren. Men kan bvb. Fe2O3 (in gedachten) associëren met Fe(OH)3, ondanks het feit dat het niet met water reageert. Dit gegeven is belangrijk in de volgende reacties om te begrijpen hoe oxiden met andere verbindingen reageren. (3)Oxiden met oxiden.

Algemeen: metaaloxiden reageren met niet-metaaloxiden tot vorming van zouten. De zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van het niet-metaaloxide. Voorbeeld 4 Reactie van oxiden onderling. Na2O + SO3  Na2SO4 (4)Oxiden met zuren.

Algemeen: metaaloxiden reageren met een zuur tot vorming van een zout en water. Voorbeeld 5 Reactie van een oxide met een zuur. Na2O + 2 HCl  2 NaCl + H2O Fe2O3 + 6 HCl FeCl3 + 3 H2O Opmerking: deze reactie gaat op voor alle metaaloxiden, in tegenstelling hun reactie met water. (5)Oxiden met hydroxiden.

Algemeen: niet-metaaloxiden reageren met hydroxiden tot vorming van zouten en water. De zuurrest van het zout is afgeleid van de zuurrest van het oxozuur dat afkomstig is van het niet-metaaloxide. Voorbeeld 6 Reacties van oxiden met hydroxiden. SO3 + Ca(OH)2  CaSO4 + H2O

A.3. Thermolysereacties. Algemeen: Thermolysereacties zijn reacties waarbij verbindingen onder invloed van warmte ontbonden worden. Deze reacties mogen niet verward worden met verbrandingsreacties waarbij zuurstof een reagens is en waarbij warmte vrijkomt. De thermolyse van zouten, oxozuren en hydroxiden geeft de overeenkomende metaal- en/of niet-metaaloxiden en eventueel water. Deze reacties kunnen beschouwd worden als de Introductiecursus Chemie

3

omgekeerde reacties van de hierboven beschreven reacties van oxiden met oxiden en oxiden met water. Voorbeeld 7 Thermolyse reacties CaCO3 + warmte  CaO + CO2 Cu(OH)2 +warmte  CuO + H2O H2CO3 + warmte  CO2 + H2O Opm.: de oxidatietoestanden van de betrokken atomen veranderen niet.

A.4. Metathesereacties. (1)Inleiding.

Metathesereacties zijn reacties die optreden omdat de ionen die in het reactiemidden (een waterige oplossing) gebracht worden met elkaar binden tot vorming van een nieuwe verbinding. Deze verbinding kan een neerslag zijn, een zwak elektrolyt of kan eventueel onder de vorm van een gas uit de oplossing verdwijnen. Zulke reacties gaan enkel op indien er inderdaad zo een nieuwe verbinding gevormd wordt. Indien dit niet gebeurt, is er geen reactie en blijven de ionen gewoon naast elkaar in de oplossing bestaan. Heel algemeen kunnen deze reacties als volgt geschreven worden:

AB + CD  AD + CB Zoals blijkt uit deze vergelijking worden de twee negatieve groepen, voorgesteld door B en D (t.t.z. zuurresten of OH--groepen) gewoon van plaats verwisseld. De reactie gaat op indien minstens één van de vermelde verbindingen (AD en/of CB) ook daadwerkelijk gevormd wordt. Wanneer dit niet het geval is wordt de reactie herschreven als:

AB + CD  geen reactie (2)Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt.

Bij deze reacties worden meestal onoplosbare zouten gevormd. Deze zouten worden gevormd door het combineren van de ionen die voor de reactie aanwezig waren tot een onoplosbare verbinding.


4

Voorbeeld 8 Reacties waarbij een neerslag gevormd wordt 1. Reactie van zilvernitraat met natriumchloride AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 Deze reactie gaat op omdat zilverchloride onoplosbaar is 1. Reactie van kaliumnitraat met natriumchloride KNO3 + NaCl  geen reactie want KCl en NaNO3 zijn beide goed oplosbaar 3. Reactie van kaliumhydroxide met ijzer(III)chloride. 3 KOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3 KCl Deze reactie gaat op omdat ijzertrihydroxide onoplosbaar is

(3)Reacties waarbij een zwak elektrolyt gevormd wordt.

Zulke reacties gaan op omdat een zwak zuur of water gevormd wordt. Merk op dat de slecht oplosbare zouten in de vorige paragraaf ook zwakke elektrolyten zijn. Voorbeeld 9 Vorming van zwakke elektrolyten 1. Reactie van ijzer(II)sulfide met waterstofchloride FeS + 2 HCl  FeCl2 + H2S Deze reactie gaat op omdat waterstofsulfide een zwak elektrolyt is. 2. Reactie van natriumhydroxide met salpeterzuur NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O Deze reactie gaat op omdat water een zwak elektrolyt is (4)Reacties waarbij gassen gevormd worden.

Dit zijn reacties waarbij één van de gevormde produkten H2CO3 of H2SO3 is. Deze zuren zijn bijzonder onstabiel en zullen reeds bij kamertemperatuur ontbinden (thermolyseren). Zij vormen dan resp. CO2 + H2O en SO2 + H2O. Voorbeeld 10 Vorming van gassen. 1. Natriumcarbonaat met waterstofchloride Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl + H2O + CO2 (en niet 2 NaCl + H2CO3) 2. Kaliumsulfiet met zwavelzuur. K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + H2O + SO2  Een bijzonder geval van deze reacties zijn de reacties met ammoniumzouten en basen. Bij zulke reacties wordt het gas ammoniak gevormd (en niet ammoniumhydroxide, dat niet bestaat).


5

Voorbeeld 11 De vorming van ammoniak Reactie van ammoniumchloride met kaliumhydroxide. NH4Cl + KOH  KCl + NH3 + H2O (en niet NH4OH). (5)De essentiële reactievergelijking.

Wanneer een metathesereactie opgaat zullen sommige ionen deelnemen aan de reactie om een neerslag, een zwak elektrolyt of een gas te vormen. Andere ionen die in de oplossing aanwezig zijn nemen niet deel aan de eigenlijke reactie. Dikwijls noemt men ze toeschouwerionen. De essentiële reactievergelijking is een vergelijking waarin de toeschouwerionen niet voorkomen. Het is een reactievergelijking waarin enkel de actief aan de reactie deelnemende ionen (of verbindingen) vermeld worden. Wanneer men aan de hand van bovenstaande regels de molecuulvergelijking heeft opgesteld kan men hieruit gemakkelijk de essentiële vergelijking bekomen. Men doet dit door alle moleculen die sterke elektrolyten zijn te splitsen in ionen en vervolgens de ionen die links en rechts voorkomen te schrappen. Molecuulformules van verbindingen die zwakke elektrolyten zijn of slecht oplosbaar, blijven gewoon staan (zowel links als rechts van de reactiepijl). Voorbeeld 12 Het schrijven van een essentiële vergelijking Reactie van zilvernitraat met natriumchloride Molecuulvergelijking: AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 Tussenstap: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-  AgCl + Na+ + NO3Essentiële vergelijking: Ag+ + Cl-  AgCl Merk op dat reacties die niet opgaan ook geen essentiële vergelijking hebben.

B. Reacties met verandering van oxidatietoestand.

B.1. Inleiding Van de chemische reacties waarbij een verandering van oxidatietoestand optreedt zijn de verbrandingsreacties en de reacties van onedele metalen met zuren, deze waarvan de reactievergelijking op een eenvoudige manier kan geschreven worden. Deze worden hier dan ook in de eerste plaats behandeld. Van andere oxidoreductiereacties vergt het bepalen van de reactievergelijking het gebruik van een techniek bestaande uit verschillende stappen. Dit wordt behandeld in de cursus zelf.

B.2. Verbrandingsreacties. Verbrandingsreacties zijn reacties van verbindingen of atomen met zuurstof (O2). Alhoewel in werkelijkheid verbrandingsreacties zeer complex kunnen zijn, zullen we hier veronderstellen dat bij deze reacties van elk atoom dat in de verbinding aanwezig was een oxide gevormd wordt. Indien verschillende oxiden van een atoom bestaan wordt steeds het oxide met de hoogst mogelijke oxidatoetoestand van het atoom gevormd.. Introductiecursus Chemie

6

Voorbeeld 13 Enkele verbrandingsreacties. 1 Verbranding van ijzer 4 Fe + 3 O2  2Fe2O3 2. Verbranding van methaan (CH4) CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O 3 Verbranding van C6H5NO2Cl 4 C6H5NO2Cl + 37 O2  24 CO2 + 10 H2O + 2 N2O5 + 2 Cl2O7 Opmerking: omdat bij de verbranding geen ionen betrokken zijn, heeft deze reactie geen essentiële vergelijking.

B.3. Reacties van onedele metalen met een zuur. Onedele metalen reageren met een zuur tot vorming van een zout en waterstofgas (H2). Dit gas ontsnapt uit het reactiemengsel. Voorbeeld 14 Zink reageert met waterstofchloride Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 De essentiële reactie is: Zn + 2 H+  Zn2+ + H2 Opmerking: edele metalen (Au, Pt, Ag) en halfedele metalen (Cu, Hg) reageren op een andere manier met zuren. Deze reacties behoren tot de complexe oxidoreductiereacties (zie verder).

5. Oefeningen. Schrijf van de volgende reacties de reactievergelijking. Geef, indien van toepassing, ook de essentiële vergelijking. 1. Zwavelzuur met natriumsulfide. 2. Calciumoxide met zwaveltrioxide. 3. Lithiumoxide met zwavelzuur. 4. Thermolyse van aluminiumcarbonaat. 5. Ammoniumchloride met kaliumhydroxide. 6. Zilversulfiet met waterstofchloride. 7. Thermolyse van koper(I)sulfaat. 8. Aluminiumoxide met waterstofchloride. 9. Reactie van chloorzuur op zink. 10. Aluminiumoxide met waterstoffosfaat. 11. Reactie van perchloorzuur op magnesium. 12. Aluminiumcarbonaat met zwavelzuur. 13. Lood(II)nitraat met kaliumchloride. 14. Oplossen van zwaveldioxide in water. Introductiecursus Chemie

7

15. Thermolyse van koper(II)fosfaat. 16. Het oplossen van koolstofdioxide in een oplossing kaliumhydroxide. 17. Reactie van natriumhydroxide met waterstofarsenaat. 18. Het oplossen van lithiumoxide in water. 19. De verbranding van C4H4S 20. De reactie van natriumsulfaat met bariumnitraat.


8

Introductiecursus Chemie. G. Bény C. De Jonghe A. Deschuytere S. De Jonge

Recommend Documents