Samenvatting Scheikunde Boek 2

Transcriptie

1 Samenvatting Scheikunde Boek 2 Samenvatting door een scholier 2661 woorden 26 april ,2 89 keer beoordeeld Vak Methode Scheikunde Chemie overal Hoofdstuk > Reactie en molverhouding M Vm NA dichtheid massa dichtheid = volume aantal mol stof molariteit = aantal liter oplossing Voor elke reactie is de massaverhouding anders. Als we van een stof meer hebben dan nodig is, hebben we met een overmaat van die stof te maken. De reactievergelijking voor de verbranding van waterstof is: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) In deze reactievergelijking staat dat de molecuulverhouding waarin waterstof, zuurstof en water bij de reactie betrokken zijn, gelijk is aan 2:1:2. Dat wil zeggen dat ook het volgende juist is: 20 H2(g) + 10 O2(g) 20 H2O(l) dus: 2 mol H2(g) + 1 mol O2(g) 2 mol H2O(l) Deze reactievergelijking kun je ook lezen als de molverhouding waarun de stoffen bij de reactie zijn betrokken 1.2 -> Rekenen aan reacties Voor het rekenen aan reacties moet je het volgende stappenplan volgen: Pagina 1 van 10

2 1. Stel de reactie vergelijking op. 2. Kijk van welke stof de hoeveelheid is gegeven en van welke stof de hoeveelheid wordt gevraagd. 3. Leid uit de reactievergelijking de molverhouding af tussen de gegeven en gevraagde stof. 4. Reken de hoeveelheid gegeven stof om in mol. 5. Bereken uit het aantal aantal mol gegeven stof en de molverhouding van stap 3 het aantal mol van de gevraagde stof. 6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde hoeveelheid. 7. Controle van het antwoord 1.3 -> Rekenen aan reacties in oplossing Voor het rekenen aan reacties in een oplossing moet je het volgende stappenplan volgen: 1. Reactievergelijking. 2. Gegeven en gevraagde stof. 3. Molverhouding afleiden. 4. Mol gegeven stof. 5. Mol gevraagd stof. 6. Gevraagde eenheid. 7. Controle 1.4 -> Een kwantitatieve analysemethode: de titratie Vb: er moet worden onderzocht hoeveel waterstofchloride er in zoutzuur zit. Een voorbeeld van deze titratie is: Neem een stof die snel en volledig reageert met de stof in de te onderzoeken oplossing. We nemen natronloog. De gekozen natronloog heeft een molariteit van 0,1014 M. Er wordt een bepaald volume van de te onderzoeken oplossing nauwkeurig afgemeten, bijvoorbeeld 25,00 ml zoutzuur. Hiervoor wordt een pipet gebruikt. Aan de afgemeten hoeveelheid zoutzuur voegen we natronloog toe. Hiervoor wordt de buret gebruikt. Het toevoegen wordt gestopt op het moment dat de reactie is afgelopen. Het volume van de toegevoegde natronloog wordt dan gemeten, in dit geval is het 19,85 ml. We weten nu precies hoeveel mol natronloog nodig is om met een bepaald volume van de onderzochte oplossing te reageren. Hieruit kunnen we met behulp van een reactievergelijking de molariteit van het zoutzuur berekenen. Deze berekening gaat als volgt. De gebruikte nummers komen overeen met het schema. 1. Reactievergelijking H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Cl-(aq) Na+(aq) Na+(aq) Cl-(aq) 2. Gegeven Natronloog Gevraagd (de molariteit, 0,1014 M, en het aantal ml, 19,85) Zoutzuur (de molariteit) Pagina 2 van 10

3 3. Molverhouding tussen het gegeven en het gevraagde 1 mol 'NaOH' reageert met 1 mol 'HCl'. 4. Gegeven stof in mol 19,85 ml 0,1014 M 'NaOH' Deze hoeveelheid bevat 19, = 2,01279 mmol NaOH 5. Gevraagde stof in mol 2,01279 mmol 'NaOH' reageert met 2,01279 mmol 'HCl'. 6. Omrekenen naar gevraagde hoeveelheid Deze 2,01279 mmol 'HCl' is opgelost in 25,00 ml vloeistof. De molariteit van het zoutzuur is 2,01279 mmol/25,00ml = 0, M. 7. Controle Gezien de gegevens is een antwoordt in vier significante cijfers verantwoord. De molariteit van het zoutzuur is 8, M. Het eindpunt van een titratie wordt ook wel het equivalentiepunt genoemd. Hoofdstuk 2 -> Zuren en basen 2.1 -> Zuren en basen Een zuur staat een H+ af en een base neemt een H+ op. Enkele zuren: zwavelzuur H2SO4 azijnzuur CH3COOH oxaalzuur H2C2O4 fosforzuur H3PO4 salpeterzuur HNO > Sterke en zwakke zuren Zuren die in water volledig ioniseren, heten sterke zuren. Zuren die in water niet volledig ioniseren, heten zwakke zuren. Sterke zuren Zwakke zuren in tabel 49 H3O+ en hoger onder H3O+ notatie oplossing in ionen, bijvoorbeeld H+(aq) + Cl-(aq) in moleculen, bijvoorbeeld CH3COOH(aq) Als je een zwak zuur in water oplost ontstaat er een evenwicht Enkele reacties: Oplossen: CH3COOH(l) CH3COOH(aq) Sterke zuren: HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) Zwakke zuren: CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq) Pagina 3 van 10

4 2.3 -> Sterke en zwakke basen Als je een base oplost in water, neemt deze daarna van water een H+ ion op. Bij sterke basen is dit een aflopende reactie; bij zwakke basen is dit een evenwicht. In tabel 49 van BINAS staan de sterke basen onder de OH- en de zwakke basen staan eronder. Als je een zwakke base in water oplost ontstaat er een evenwicht > ph ph = -log[h+] Vb. Bereken de ph van 3, M salpeterzuur. HNO3(l) H+(aq) + NO3-(aq) Uit 1 mol HNO3 ontstaat 1 mol H+. Dus ontstaat uit 3, mol HNO3 ook 3, mol H+. Dus [H+] = 3, mol l-1. Dus de ph is 2,4. Omgekeerd kan ook bijvoorbeeld als je weet dat de ph van zoutzuur 4,7 is dan is de [H+] 2, mol l-1. Het kan ook omgekeerd, bijvoorbeeld je weet de ph van zoutzuur, die is 4,7. Dan kun je de [H+] van deze oplossing berekenen: 4,7 = -log[h+] ofwel log[h+] = -4,7 Als je de [H+] dan met je rekenenmachine uitrekent komt er 2, mol l-1 uit > ph van basische oplossingen poh = -log[oh-] Het berekenen gaat als volgt: Vb: bereken de poh van 0,35 M kalkwater. Ca(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 0,05 mol Ca(OH)2(s) zorgt voor 0,70 mol OH-(aq). Dat betekent [OH-] = 0,70 mol l-1; dus poh = -log(0,70) = 0,15 ph + poh = 14,0 dus als je bijvoorbeeld een poh van 0,15 hebt dan is de ph 14-0,15 = 13, > Zuur-base reacties Amfolyten zijn deeltjes doe zowel een zuur als een base kunnen zijn. Hoe ze in een zuur-base reactie reageren, hangt af van wat je erbij doet. Voeg je een zuur toe, dan is de amfolyt een base; voeg je een base toe dan is de amfolyt een zuur. Pagina 4 van 10

5 Als je in tabel 49 HCO3- bij de zuren opzoekt, dan staat daarachter de base CO3-. Een zuur en een base, die op een dergelijke manier bij elkaar horen, noemen we een zuur-base koppel. Bij een zuur-base koppel is het verschil tussen het zuur en de base één H+. We zeggen dat dit zuur en deze base geconjugeerd zijn. CO3- is dus de geconjugeerde base van het zuur HCO3-. HCO3- is het geconjugeerde zuur van CO > Buffers Een bufferoplossing bevat een redelijke hoeveelheid van een zwak zuur met zijn geconjugeerde base. Bij een bufferoplossing verandert de ph niet als je een beetje van een zuur of base toevoegt. Bij verdunning verandert de ph van de oplossing ook niet. Hoofdstuk 3 -> Redoxreactie 3.1 -> Etsen van metalen Je kunt ijzer bewerken door metaal weg te slijpen of door het te etsen. Etsen is een chemische bewerking die berust op een reactie tussen het metaal en een zure oplossing. We noemen een deeltje dat elektronen kan afstaan een reductor. Een deeltje dat elektronen kan opnemen noemen we een oxidator. Een reactie waarbij elektronen van het ene deeltje naar het andere deeltje worden overgedragen, noemen we een redoxreactie > Halfreacties Als je van een deeltje wilt voorspellen of het een oxidator of een reductor is, moet je kijken of zo'n deeltje elektronen kan opnemen of kan afstaan. Vb. Is een zwavelatoom een oxidator of een reductor. Er bestaan behalve ongeladen zwavelatomen alleen nog zwavel-ionen, namelijk S2-. Dit betekent dat een atoom zwavel elektronen kan opnemen. S is dus een oxidator. Hier hoort de volgende halfreactie bij: S + 2 e- S2- Je kunt zeggen dat dat S en S2- bij elkaar horen. We noemen dat een redoxkoppel. Dit is een oxidator met zijn geconjugeerde reductor. Nog een voorbeeld: is een Hg+ ion een oxidator of een reductor? Behalve Hg+ komen van het element kwik hg atomen en Hg2+ ionen voor. Het Hg+ ion kan dus zowel een elektron opnemen als een elektron afstaan. Het kan dus zowel een reductor als een oxidator zijn. We maken van redoxkoppels gebruik, als we de vergelijking van redoxreacties moeten opschrijven. We schrijven de reactieverglijking in drie stappen op: 1. De halfreactie van de reductor; 2. De halfreactie van de oxidator; Pagina 5 van 10

6 3. Het optellen van de twee halfreacties, waarbij er gezorgd moet worden dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. Bijvoorbeeld de reactie tussen aluminium en zoutzuur. Halfreactie RED Al Al e- Halfreactie OX 2 H+ + 2 e- H2 In deze reactie staat de reductor 3 elektronen af, terwijl in de halfreactie van de oxidator slechts 2 elektronen nodig zijn. Om er voor te zorgen dat het aantal elektronen in beide reacties gelijk is met de bovenste met 2 worden vermenigvuldigt en de onderste met 3: 2Al 2Al e- 6 H+ + 6 e- 3 H2 Als je deze reacties bij elkaar optelt krijg je de vergelijking van de redoxreactie: 2Al(s) + 6 H+(aq) 2Al H2(g) 3.3 -> Reductorsterkte en oxidatorsterkte Op grond van experimenten kun je de oxidatoren en reductoren naar sterkte rangschikken. Daarbij zetten we de strekste oxidator bovenaan en de sterkste reductor onderaan. We zorgen ervoor dat horizontaal een redoxkoppelstaat. Oxidatoren Reductoren Ag+ sterk Hg+ Cu2+ H+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ Ba2+ K+ zwak Ag zwak Hg Cu H2 Pb Fe Zn Al Mg Na Ca Ba K sterk Hoe sterker de oxidator, des te zwakker is de gonjugeerde reductor. Een veel uitgebreidere lijst staat in Binas tabel , 3.5, 3.6 -> Belangrijke oxidatoren en reductoren Oxidatoren Salpeterzuur Verdund salpeterzuur (NO3- is oxidator) NO e- + 4H+ NO + 2H2O Geconcentreerd salpeterzuur NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O Zwavelzuur Verdund zwavelzuur (H+ is oxidator) 2H+ + 2 e- H2 Geconcentreerd zwavelzuur (H2SO4 is oxidator, zie opmerking 5 in Binas tabel 48) H2SO4 + 2H+ + 2 e- SO2 + 2H2O Ozon Pagina 6 van 10

7 O3 + 2H+ + 2 e- O2 + H2O Waterstofperoxide met H+ H2O2 + 2H+ + 2 e- 2H2O zonder H+ H2O2 + 2 e- 2OH- Dichromaat : Cr2O7 2- Chloraat: ClO3- Reductoren: Metalen Fe, Na, Ag etc. Negatieve ionen van niet-metalen. H2C2O4 SO32- SO2 S2O32- Hoofdstuk 4 -> Redoxreacties in de praktijk In dit hoofdstuk staan een aantal toepassingen van redoxreacties: Elektrische cellen Een reductor en een oxidator worden niet gemengd, maar via een elektrolyt (een oplossing die vrije ionen bevat) met elkaar verbonden. Elektronen kunnen via een metaaldraad van de reductor naar de oxidator gaan. Bekende (elektrische) cellen zijn de loodaccu en de batterij. Loodaccu: PbO2 als oxidator en Pb als reuctor. Verdund zwavelzuur is de elektrolyt. De halfreacties zijn: Pb(s) + SO42- PbSO4(s) + 2 e- PbO2(s) + SO H+ + 2 e- PbSO4(s) + 2H2O(l) Batterij: MnO2 als oxidator en Zn als reductor. Een pasta van ammoniumchloride is de elektrolyt. De halfreacties zijn: Zn(s) Zn e- MnO2(s) + 4 NH e- Mn2+ + 2H2O(l) + 4NH3 Corrosie Metalen reageren met zuurstof tot metaaloxiden, Dit gebeurt bij kamertemperatuur alleen in aanwezigheid van water. Voor ijzer heet dit procez roesten. Roesten kan worden tegengegaan door het ijzer af te schermen van zuurstof en water. Niet alle metalen hoeven beschermd te worden tegen corrosie. Bij sommige metalen ontstaat een afsluitend oxidelaagje dat goed hecht aan het metaal. Pagina 7 van 10

8 Uit erts (metaaloxiden en metaalsulfiden) kan het metaal worden gewonnen. Zo kunnen we uit metaaloxiden door een reactie met een reductor die sterk genoeg is, een metaal bereiden. Metaal sulfieden moeten eerst worden verbrand tot metaaloxiden en zwaveldioxide. Hoogovens Hier bereidt men ijzer uit ijzeroxiden. Deze reageren met een reductor bijvoorbeeld koolstof of koolstofmonooxide. Door het koolstofpercentage in ruw ijzer te verlagen, ontstaat staal. Kwalitatieve analyse Als in een oplossing eeen oxidator aanwezig is, kan deze worden aangetoond met een reductor. Omgekeerd kan een reductor worden aangetoond met een oxidator. Kwantitatieve analyse Hierbij wordt gebruik gemaakt van titraties die berusten op redoxreacties. Bij jodometrische titraties wordt jood getitreerd met een natriumthiosulfaat-oplossing. Als indicator gebruiken we stijfsel (zetmeel). Vaak wordt dit gebruikt voor het aantonen van een oxidator. Hierbij laten we de oxidator reageren met een overmaat jodide dat daardoor reageert tot jood. Het zo ontstane jood titreren we dan met thio. Dit is een voorbeeld van indirecte titratie. Elektrolyse Bij elektrolyse gebeurt het omgekeerde als bij een elektrische cel. Door gelijkstroom toe te voeren, treedt een reactie op. Het ladingstransport in de draad wordt verzorgd door vrije elektronen; in de oplossing door vrije ionen. Aan de negatieve elektrode reageert de sterkste oxidator. Aan de positieve elektrode reageert de sterkste reductor. In tegenstelling tot wat in tabel 48 staat, reageert Cl- eerder als reductor dan H2O. Bij elektrolyse worden altijd evenveel elektronen opgenomen als afgestaan. Toepassingen van elektrolyse In de industrie wordt vaak gebruikgemaakt van elektrolyse. Door elektrolyse van pekel ontstaan chloor en waterstof. We kunnen op een voorwerp een laagje van een andermetaal aanbrengen door het voorwerp als negatieve elektrode te gebruiken. Als elektrolyt gebruiken we dan een zoutoplossing van het metaal waarmee het voorwerp moet worden bedekt. Verbrandingen Hierbij reageert een brandstof met zuurstof. Verbrandingen worden meestal uitgevoerd om warmte te leveren. Een snel verlopende verbranding geeft een explosie. Esters Uit welke bestanddelen bestaat onze voeding, en wat is de functie ervan? Pagina 8 van 10

9 De hoofdbestanddelen in uit ons voedsel zijn vetten, koolhydraten en eiwitten. We hebben een kleine hoeveelheid mineralen, vitaminen nodig en een ruime hoeveelheid voedingsvezels. We kunnen de functies van de bestanddelen indelen in drie groepen. De brandstoffen, vooral koolhydraten, vetten en een klein aantal eiwitten. De bouwstoffen, voornamelijk eiwitten en mineralen. De beschermstoffen, de vetten en de vitaminen. De voedingsvezels zorgen er voor dat ons maagdarm kanaal goed blijft werken. Wat zijn esters en welke functie hebben ze? Een ester ontstaat als je een alkanol laat reageren met een zuur. Hierbij ontstaat water en een nieuw product. Dit product is de ester. Esters kun je in verschillende geuren en kleuren maken. Daarom worden ze vaak gebruikt als smaak of kleurstof. Waaruit bestaat een vet en een olie, en wat is het verschil? Een vet is een bijzonder soort ester. Een vet ontstaat als we glycerol laten reageren met een vetzuur. Er ontstaat dan een vet of een olie en water. Het enige verschil tussen een olie en een vet, is dat een olie bij kamertemperatuur vloeibaar is en een vet vast. Dit verschil zit hem in de structuurformule. Een olie heeft een aantal dubbele bindingen waardoor er minder waterstof atomen aan de koolstofketen zitten. Als je een olie laat reageren met waterstof dan krijg je een additiereactie. Hierbij springen de dubbele bindingen open en koppelen de waterstof atomen er aan vast. Wat is hydrolyse? De vorming van een ester wordt verestering genoemd, deze vorming verloopt niet helemaal en daarom stelt er een evenwicht in. Hydrolyse is eigenlijk de teruggaande reactie, dus het tegenovergestelde van verestering. Bij verestering vormen een alkanol en een zuur een ester en water. Bij het produceren van een ester wordt het water verwijderd en hou je dus alleen de ester over. Bij hydrolyse voeg je water toe en daardoor valt de ester weer uit elkaar. Zo ben je dus weer terug bij het begin. Bij Hydrolyse wordt een stof dus ontleed door het water. Waaruit bestaat een eiwit? Eiwitten ontstaan uit aminozuurmoleculen. Deze zuren bevatten twee speciale groepen, namelijk de H2N groep en de COOH groep. Als je een groot aantal van deze moleculen aan elkaar koppelt krijg je een eiwit. Hoe geef je een ester een naam? In gedachten splitsen we de structuurformule in twee delen, een zuurrest en een alkylgroep. De naam van het zuur eindigt op oaat in plaats van op zuur. De alkylgroep wordt dan genoemd naar het aantal c atomen. Voorbeeld Een ester van ethaanzuur en ethanol Het zuur wordt ethanoaat en het ethanol, bevat 2 C atomen, en wordt dus een ethyl-zijgroep. De hele Pagina 9 van 10

10 naam wordt dus ethylethanoaat. Bij ingewikkelde esters mag je de ester ook noemen naar de beginstoffen. Voor de bovengenoemde ester zouden we dan krijgen; de ester van ethaanzuur en ethanol. Pagina 10 van 10