Examenstof NaSk2 vmbo 2008

Transcriptie

1 Examenstof NaSk2 vmbo Mens en omgeving: verbranding Warmtebronnen Verschillende soorten brandstoffen De productie van koolwaterstoffen Aardgas Wat is er voor een verbranding nodig? Volledige en onvolledige verbranding Hoe bestrijden we brand? Blusmiddelen Vervuiling door verbranding Zure regen en smog Aantasting van de ozonlaag Alles wat je wilt weten over de verbranding Water in en om het huis De kringloop van water Hard en zacht water Alles wat je wilt weten over water Zuren en basen in en om het huis Zure oplossingen Voorbeelden van zure oplossingen met de formules Basische oplossingen Voorbeelden van basische oplossingen en hun formules Zuur-base reacties Zuur-base indicatoren De zuurgraad of de ph Alles wat je wilt weten over zure, neutrale en basische oplossingen Stoffen en hun eigenschappen Stofeigenschappen Zuivere stoffen en mengsels Oplossingen Samenstelling van enkele mengsels Samenstelling van enkele legeringen Bouw van de materie Het Periodiek Systeem Moleculen Ionen Eigenschappen en bouw van zouten De molecuulformule van zouten Zouten en neerslagreacties Toepassingen van neerslagreacties Ontleedbare en niet-ontleedbare stoffen Moleculen en faseovergangen Namen van scheikundige symbolen Formules van enkele stoffen Chemische reacties De coëfficiënten in chemische reacties De snelheid waarmee reacties verlopen Rekenen aan reactievergelijkingen

2 1 Mens en omgeving: verbranding Een verbranding is de reactie tussen zuurstof en een andere stof, waarbij vuurverschijnselen waarneembaar zijn. Bij een verbrandingsreactie komt warmte vrij. We gebruiken verbrandingsreacties dan ook vaak om iets te verwarmen. De energie die opgeslagen is in de moleculen komt dan vrij als warmte. De energie in moleculen noem je chemische energie. Bij een verbrandingsreactie wordt dus chemische energie omgezet in, voornamelijk, warmte-energie. 1.1 Warmtebronnen Als je iets wilt verwarmen, heb je een warmtebron nodig: een kachel, een gasstel, een waterkoker etc. Een warmtebron is een energieomzetter waarmee je chemische of elektrische energie kunt omzetten in warmte. Net als alle andere vormen van energie druk je de warmte uit in de eenheid Joule (J). In je eigen lichaam vindt een verbrandingsproces plaats. Je lichaam zet de chemische energie in je voedsel om in warmte. Zo wordt je lichaamstemperatuur constant gehouden. De meeste warmtebronnen doen iets vergelijkbaars: ze leveren warmte door een brandstof te verbranden. Denk bijvoorbeeld aan geisers, cv-ketels en gasfornuizen. Doorgaans zijn de warmtebronnen zijn slechts geschikt voor één brandstof. Op een fornuis kun je alleen koken met aardgas en niet met, bijvoorbeeld, benzine. Er zijn allerlei verschillende soorten brandstoffen: gasvormige brandstoffen, zoals aardgas vaste brandstoffen, zoals steenkool en cokes vloeibare brandstoffen, zoals stookolie (dat voornamelijk uit koolwaterstoffen bestaat) We gaan deze wat nader bekijken. 1.2 Verschillende soorten brandstoffen Brandstoffen zoals methaan, butaan, propaan, benzine en kerosine noem je koolwaterstoffen. De naam geeft aan dat het verbindingen zijn van koolstof en waterstof. Bij de verbranding van koolwaterstoffen ontstaan altijd koolstofdioxide en waterdamp. Benzine is een mengsel van koolwaterstoffen, met als hoofdbestanddeel hexaan. Bij de verbranding van benzine vindt de volgende reactie plaats: 2 C 6 H 14 (l) + 19 O 2 (g) 12 CO 2 (g) + 14 H 2 O (l) Steenkool is een mengsel van allerlei verschillende soorten verbindingen. Die verbindingen bevatten vooral veel koolstof (C), maar ook waterstof (H), stikstof (N), zwavel (S) en zuurstof (O) komen voor. Bij de verbranding van steenkool ontstaan niet alleen koolstofdioxide en waterdamp, maar ook allerlei schadelijke stoffen. De lucht kan daardoor flink verontreinigd worden. Het is mogelijk om steenkool voor de verbranding te zuiveren. Dat gebeurt in cokesfabrieken. In zo n fabriek wordt de steenkool zeer sterk verhit, zonder dat er lucht bij kan komen. Er ontwijken dan allerlei gassen uit de steenkool. De gassen worden 2

3 gezuiverd en gebruikt in de chemische industrie. De vaste stof die overblijft wordt cokes genoemd. Cokes is een schonere brandstof dan steenkool. 1.3 De productie van koolwaterstoffen De grondstof voor de productie van de meeste koolwaterstoffen is aardolie. Aardolie is een mengsel is van duizenden verbindingen, waaronder veel koolwaterstoffen. In een raffinaderij worden deze koolwaterstoffen uit de aardolie gehaald. Dit gebeurt door middel van destillatie. De belangrijkste koolwaterstoffen die je door destillatie van aardolie krijgt, zijn: Koolwaterstof Toepassing LPG Benzine kerosine Diesel stookolie Nafta autobrandstof en campinggas autobrandstof vliegtuigbrandstof brandstof voor vrachtwagens en auto s brandstof voor de verwarming van huizen grondstof voor kraken Nafta is een stof die geen toepassing heeft in ons dagelijks leven. Het bestaat uit koolwaterstoffen met maximaal 10 koolstofatomen. Deze nafta moet eerst bewerkt worden: dit noem je het kraken van nafta. De nafta wordt dan zo sterk verhit, dat de grote koolwaterstofmoleculen uiteenvallen in kleinere koolwaterstofmoleculen, bijvoorbeeld benzine. Naast benzine ontstaan bij het kraken van nafta stoffen als etheen en propeen: dit zijn weer de grondstoffen voor de bereiding van kunststoffen. Met de koolwaterstoffen uit de destillatie, en het kraken van nafta, kunnen dus weer andere producten gemaakt worden: Product Toepassing asfaltbeton smeerolie kunststoffen medicijnen harde toplaag bij de aanleg van wegen soepel laten lopen van motoren etc. computers, tassen, kogelwerende vesten etc. verbeteren gezondheid mens en dier Verdere informatie over het destilleren van aardolie kun je vinden in deze korte film van Schooltv. 3

4 1.4 Aardgas Voor de meeste huishoudens in Nederland is aardgas de belangrijkste brandstof. Het aardgas dat bij je thuis uit de gaskraan komt, is een mengsel van methaangas en stikstofgas. Methaan is het brandbare bestandsdeel van dit mengsel. Methaan en stikstof zijn kleurloos en geurloos. Daarom wordt aan een aardgas een beetje reukstof toegevoegd. Als er gas vrijkomt door een gaslek, dan ruik je dat meteen. Methaan is een verbinding van koolstof (C) en waterstof (H). De molecuulformule is CH 4. Als je methaan verbrandt, krijg je koolstofdioxidegas en waterdamp. De reactievergelijking luidt als volgt: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) Bij deze reactie wordt chemische energie omgezet in warmte. Bij de verbranding van 1 m³ aardgas komt ongeveer 32 Mj warmte vrij. Daarmee kun je ongeveer 100 liter water aan de kook brengen. Koolstofdioxide en waterdamp zijn reukloos en kleurloos: je ziet en ruikt ze niet. Je kunt deze twee gassen wel aantonen met behulp van speciale stoffen. Waterdamp kun je aantonen met wit kopersulfaat: dit kleurt blauw als het in contact komt met waterdamp. Koolstofdioxidegas kun je aantonen met kalkwater: dit wordt troebel als je er koolstofdioxidegas doorheen leidt. 1.5 Wat is er voor een verbranding nodig? Om een verbrandingsreactie te laten plaatsvinden, moet aan drie voorwaarden voldaan zijn: Er moet brandstof aanwezig zijn. Onder brandstof verstaan we een brandbare stof, bijvoorbeeld hout of kaarsvet. Bij een verbranding kunnen er meerdere verschillende brandstoffen aanwezig zijn. Het is wel vereist dat er minimaal 1 brandstof aanwezig is. Er moet zuurstof aanwezig zijn. Zuurstof komt voor in de lucht, maar je kunt niet zeggen dat er lucht nodig is voor een verbranding, want lucht bevat veel meer bestanddelen dan alleen zuurstof. De temperatuur moet voldoende hoog zijn. Je moet een stof eerst verhitten, voordat hij gaat branden. De temperatuur waarbij de brandstof gaat branden, noem je ontbrandingstemperatuur. Deze temperatuur is per brandstof verschillend. Iedere stof heeft zijn eigen ontbrandingstemperatuur. Indien aan één van deze drie voorwaarden niet voldaan is, kan er geen verbranding plaatsvinden. Schooltv heeft ook nog een korte film over de drie voorwaarden voor een verbranding. 4

5 1.6 Volledige en onvolledige verbranding Een onvolledige verbranding herken je aan het feit dat er een zwarte aanslag te zien is op het verbrande materiaal. Deze aanslag noemen we roet. Je kunt het ook zien aan de verbrandingsreactie zelf: de vlammen hebben dan een oranje kleur. Je krijgt een onvolledige verbranding als de temperatuur van de verbranding te laag is, zodat niet al het aanwezige materiaal verbrand kan worden. Als er bijvoorbeeld twee verschillende brandstoffen zijn, dan kan de ene brandstof wel verbranden bij een bepaalde temperatuur, maar de andere stof niet. Iedere stof heeft namelijk zijn eigen ontbrandingstemperatuur. De brandstof die niet helemaal verbrand is, krijgt een zwart laagje om zich heen. Een onvolledige verbranding krijg je ook als er niet voldoende zuurstof aanwezig is. Aan de hand van de reactievergelijking kun je bepalen hoeveel zuurstof er nodig is. Is deze hoeveelheid niet aanwezig, bijvoorbeeld door slechte ventilatie of een verstopte schoorsteen, dan is de verbranding ook onvolledig. Bij onvolledige verbrandingen ontstaat niet alleen koolstof(roet). Er vormt zich ook het, gasvormige, en erg giftige, koolstof-mono-oxide. Hier merk je niets van, want koolstofmono-oxide heeft geen geur of kleur. Bij een volledige verbranding is er geen materiaal meer overgebleven. De brandstof is helemaal verbrand. Dit kan ook gebeuren als je twee of meer brandstoffen hebt. In dit geval is de temperatuur van de brand hoog genoeg geweest, zodat beide brandstoffen geheel verbrand zijn. Bij volledige verbranding van koolwaterstoffen ontstaan waterdamp en het, kleur- en geurloze, koolstofdioxide. 1.7 Hoe bestrijden we brand? Hierboven is vermeld wat er nodig is om een verbrandingsreactie plaats te laten vinden. Deze kennis heb je nodig om met verstand van zaken branden te kunnen blussen. Je moet er voor zorgen dat er geen verbrandingsreactie meer kan plaatsvinden. Dit doe je door er voor te zorgen dat één, of meerdere, van de drie voorwaarden genoemd in paragraaf 1.5, weggenomen worden. Als eerste kun je de brandbare stof verwijderen. Als je eten aan het koken bent, heb je het gas aan. Wil je het vlammetje bij de gaspit uit doen, dan moet je de gaskraan dichtdraaien. Je zorgt ervoor dat je geen brandstof meer toevoegt aan de brand. Ten tweede kun je de temperatuur verlagen. Als een huis in brandt staat, dan zie je wel eens gebeuren dat het huis ernaast ook nat gemaakt wordt. Het tweede huis blijft zo koel, de temperatuur stijgt niet tot boven de ontbrandingstemperatuur en het tweede huis kan niet in brand vliegen. Bij het brandende huis gebeurt hetzelfde. Door water op de brand te spuiten ben je de temperatuur aan het verlagen. De temperatuur daalt hierdoor tot onder de ontbrandingstemperatuur, de brandstof stopt met branden, en de brand wordt geblust. Als laatste kun je de toevoer van zuurstof verhinderen. Als je bijvoorbeeld de vlam in de pan hebt, kun je er snel een deksel op doen. Dit voorkomt dat er nog meer zuurstof bij de vlam komt. Het brandje zal dan nog een tijdje doorbranden, maar in felheid afnemen. Je moet dus niet te snel het deksel weer van de pan tillen, want dan gaat het weer harder branden. 5

6 Probeer maar eens op een waxinelichtje een glas te zetten. Je zult zien dat het lichtje snel dooft. Een andere manier om bij bijvoorbeeld een grote brand de zuurstof weg te nemen is: blussen met schuim. Het laagje schuim dat dan over de brand gespoten wordt, zorgt ervoor dat er geen zuurstof meer bij de brand kan. Zodoende zal het vuur gedoofd worden. 1.8 Blusmiddelen Niet alle branden blus je op dezelfde manier. Veel brandende stoffen kunnen niet met water worden geblust. Bijvoorbeeld stoffen die op water drijven, zoals olie, benzine en vet. Er zijn ook stoffen die met water kunnen reageren. Verder mag ook nooit water worden gebruikt in ruimtes met elektrische hoogspanning. In al deze gevallen gebruikt men bluspoeders of schuimen. Die dekken de brandende stof af, zodat er geen zuurstof meer bij kan komen. Als een persoon in brand staat, dan kun je deze persoon het beste in een blusdeken wikkelen. De zuurstoftoevoer wordt op deze manier gestopt en het vuur zal doven. Ook is de nooddouche een optie, indien de persoon de kans ziet om er op een veilige manier naar toe te lopen. Een klein brandje is ook te doven met zand, vandaar dat in het scheikundelokaal een emmer met zand te vinden is. Als laatste kun je een brand ook blussen met koolstofdioxide, maar dan in vaste vorm. Dit heeft een dubbele werking: de temperatuur wordt verlaagd en de zuurstoftoevoer wordt afgesloten. 1.9 Vervuiling door verbranding Voor de opwekking van (elektrische) energie worden grote hoeveelheden brandstof gebruikt. Als deze brandstoffen worden verbrand, ontstaan er schadelijke stoffen. Bij de verbranding van aardolie, steenkool en aardgas ontstaat koolstofdioxide (CO 2 ). De koolstofdioxide mengt zich met de gassen in de lucht. Koolstofdioxide heeft als eigenschap dat het goed warmte kan vasthouden. Als er veel koolstofdioxide in de lucht zit, warmt de atmosfeer rond de aarde op. Dit noemen we het versterkte broeikaseffect. Door het broeikaseffect wordt het op aarde warmer, waardoor het ijs gaat smelten op de Noordpool en de Zuidpool. Het water van de zee verdampt makkelijker, waardoor er meer waterdamp in de lucht komt en het vaker zal gaan regenen Zure regen en smog Lucht is een mengsel van gassen. Een van die gassen is stikstof. Bij het verbranden van brandstoffen verbindt stikstof zich ook met zuurstof. De verbindingen van stikstof met zuurstof heten stikstofoxiden. Bij deze reactie ontstaat niet één stof, maar verschillende soorten stikstofoxiden. Er is dan ook geen eenduidige molecuulformule: de stikstofoxiden worden aangeduid als NO x. Deze stikstofoxiden zijn gasvormig. Stikstofoxiden veroorzaken zure regen en smog. In steenkool komt veel zwavel (S) voor. Bij de verbranding van zwavel ontstaan SO 2 en SO 3. Ook SO 2 en SO 3 veroorzaken zure regen. 6

7 Zure regen is slecht voor het milieu. De kwaliteit van bomen en planten gaat achteruit door zure regen. Het oppervlaktewater verzuurt, wat weer slecht is voor de vissen en waterplanten. Smog ontstaat vooral bij windstil weer. In de winter ontstaat smog als het mistig is. De luchtvervuiling wordt dan niet weggeblazen door de wind. In de zomer kan smog ontstaan als het erg warm is. Smog is heel slecht voor de gezondheid. Als er veel smog is, merk je dat: Je ogen voelen branderig aan. Je krijgt keelpijn en merkt dat ademen moeilijker gaat. Bij erge smog kunnen je luchtwegen en slijmvliezen worden aangetast. Vooral mensen met astma hebben veel last van smog. Smog kan zo ernstig zijn dat mensen gasmaskers gaan dragen Aantasting van de ozonlaag De ozonlaag wordt aangetast door Cfk s welke als drijfgas in spuitbussen worden gebruikt. Deodorant bijvoorbeeld zit in spuitbussen. De deodorant zal niet vanzelf uit een spuitbus stromen: hiervoor worden drijfgassen gebruikt. Deze gassen worden in de spuitbus geperst. Bij het naar buiten stromen nemen ze de deodorant mee, maar komen ook in de atmosfeer terecht. De drijfgassen (Cfk s) tasten vervolgens de ozonlaag aan. De ozonlaag beperkt de hoeveelheid UV-straling die de aarde bereikt; krijg je te veel UVstraling op je huid, dan kun je huidkanker krijgen. Dit wordt ook uitgelegd in deze korte film van Schooltv. Inmiddels is het gebruik van Cfk s drastisch verminderd: de ozonlaag is zich dan ook langzamerhand aan het herstellen Alles wat je wilt weten over de verbranding Als je een vlam ziet, dan kijk je naar een gloeiend gas. In een kaarsvlam zit ook een gloeiend gas. Als je in een kaarsvlam een dun buisje steekt, gaat een beetje gas dat nog net gloeit door het buisje. Dit gas kun je aansteken. Alleen gasvormige stoffen, en/of stoffen waarvan de verbrandingsproducten gasvormig zijn, kunnen met een vlam verbranden. De kleur van de vlam zegt iets over de temperatuur van het gas. Een vrijwel kleurloze vlam heeft een hoge temperatuur. Een gele vlam is juist niet erg heet. Bij een verbranding kun je het volgende waarnemen: warmte, licht, rook, gloeien, brandgeur en reststukjes van as. Je ziet bij een verbranding licht doordat bepaalde deeltjes niet helemaal verbranden, maar wel gaan gloeien. Behalve gassen ontstaan bij verbrandingen ook vaak vaste stoffen. Deze kennen we als vonken, rook en as. Vonken zijn kleine vaste deeltjes die door de hitte van de verbranding makkelijk gaan gloeien. Als deze deeltjes daarbij zweven of wegspatten, spreken we van vonken. Heel bekend zijn de vonken die van kerststerretjes afspringen. Rook bestaat uit heel kleine zwevende vaste deeltjes. Deze deeltjes gloeien niet. As ontstaat als er bij een verbranding vaste stoffen verdwijnen. As is een vast reactieproduct dat niet zo fijn verdeeld is als rook. As kan ook een niet-brandbaar deel van de brandstof zijn. 7

8 2 Water in en om het huis 2.1 De kringloop van water Driekwart van het aardoppervlak is bedekt met zeeën en oceanen. Hieruit verdampt voortdurend water. Uit die waterdamp ontstaan wolken. Een wolk kunnen we beschouwen als een verzameling van heel kleine waterdruppeltjes. De wolken verplaatsen zich zowel boven zee als boven land. Als de waterdruppeltjes van een wolk zijn aangegroeid tot grotere druppels, gaat het regenen. Als de wolken in koude luchtlagen terechtkomen, gaat het sneeuwen. Regen en sneeuw komen terecht in rivieren, sloten meren en vennen. Van daar uit stroomt het water weer terug naar de zee. Of het regenwater komt terecht op het land. Daarin zakt het water weg en stroomt via beken en rivieren uiteindelijk ook weer terug naar zee. Dit wordt de kringloop van water genoemd. Dit wordt nog eens uitgelegd in deze korte film van Schooltv over de waterkringloop. 2.2 Hard en zacht water In grote delen van de wereld komt kalk voor in het drinkwater. Hoe meer kalk er in het water zit, hoe harder het drinkwater is. Als je hard drinkwater laat opdrogen, verdampt alleen het water. De kalk blijft achter. Dat veroorzaakt een witte aanslag op de tegels van de douchecel, de kranen, het bad en de wastafel. Als je hard drinkwater kookt, komt de kalk als een vaste stof tevoorschijn. Bijvoorbeeld in de vorm van ketelsteen in een fluitketel. Of als een witte vaste stof die de gaatjes van een stoomstrijkijzer verstopt. Ook het verwarmingselement van een koffiezetapparaat wordt na verloop van tijd ook bedekt met een witte vaste stof. Zure reinigingsmiddelen worden gebruikt om kalkaanslag te verwijderen. Hoe hardnekkiger de kalkaanslag, des te zuurder moet het reinigingsmiddel zijn. Schoonmaakazijn, mierenzuur, ontkalkingmiddelen en zoutzuur zijn voorbeelden van zure reinigingsmiddelen. De ph van deze reinigingsmiddelen ligt onder de 7. Hard water heeft verder als nadeel dat je meer zeep of wasmiddel moet gebruiken om je handen, of de was, schoon te krijgen. Gebruik je een natuurlijke zeep, dan reageert de zeep met het kalk in het water. Er vormt zich dan een grijze, vettige aanslag die kalkzeep genoemd wordt. Je kunt de kalk ook uit het drinkwater verwijderen. Hiervoor gebruik je waterontharder of een ionenwisselaar. Deze wisselen de kalk-ionen (calcium-ionen) om voor ionen die geen ketelsteen of kalkaanslag vormen. 8

9 2.3 Alles wat je wilt weten over water De stoffen die de lucht verontreinigingen kunnen oplossen in regenwater. Je spreekt dan van zure regen. Het water dat zich in de rivieren, sloten, vennen en meren bevindt, noemen we oppervlaktewater. Drinkwater is de belangrijkste toepassing van water. Drinkwater wordt doorgaans gemaakt door water uit rivieren te zuiveren. Het overige oppervlaktewater is te onzuiver om drinkwater van te maken. Diep in de grond is ook water te vinden, dit noemt men grondwater. Grondwater is vrij zuiver water. De enige verontreiniging die er in zit is ijzer. Door er lucht doorheen te blazen reageert het ijzer in het grondwater met de zuurstof, en slaat neer als een vaste stof. Na filtratie is het grondwater dan bruikbaar als drinkwater. Zeewater is zout water. Het water van de zee verdampt wel, maar de zouten niet. Hierdoor blijft de zee altijd zout. In drinkwater mogen, in geringe hoeveelheden, verontreinigingen voorkomen. De hoeveelheid verontreiniging die mag voorkomen, hangt af van de giftigheid van de betreffende stof. Van een zeer giftige stof mag slechts kleine hoeveelheid aanwezig zijn in het drinkwater. Water vormt het hoofdbestanddeel van heel veel levensmiddelen. Water is nodig bij het bereiden van voedsel. Het wordt gebruikt als spoelmiddel om groenten te wassen. Het wordt gebruikt als oplosmiddel bij de bereiding van thee, soep, enzovoorts Stoffen kunnen goed of slecht oplossen in water. Voorbeelden van goed oplosbare stoffen zijn suiker, keukenzout, alcohol en ammoniak. Slecht oplosbaar zijn krijt, olie, vet en zuurstof. In de industrie gebruikt men water als koelmiddel, schoonmaakmiddel, oplosmiddel en om stoom te maken. 9

10 3 Zuren en basen in en om het huis 3.1 Zure oplossingen Smaak is een stofeigenschap. Eén van de meest opmerkelijke smaken is de zure smaak. Yoghurt, azijn en citroensap smaken zuur. Dat komt omdat deze producten zuren bevatten. Zuren hebben enkele gemeenschappelijke eigenschappen. Dit zijn: Ze geleiden de stroom als ze in water opgelost worden. Metalen kunnen er in oplossen: met een zuur kun je dus metalen etsen. Bij elektrolyse vormt zich waterstofgas aan de negatieve elektrode. Basische zouten, zoals kalksteen, lossen er goed in op. Al deze eigenschappen worden veroorzaakt door de aanwezigheid van één deeltje. Dit is het H + deeltje. In alle zure oplossingen komen H + -ionen voor. Dit ion is afkomstig van het zuur. Bij het oplossen in water, geeft het zuur een H + -ion af. Een zuur is dan ook een deeltje dat H + -ionen kan afstaan. 3.2 Voorbeelden van zure oplossingen met de formules Naam zuur Formule zuur Aanwezige deeltjes Waterstoffluoride HF H + (aq) en F - (aq) Waterstofchloride HCl H + (aq) en Cl - (aq) Waterstofbromide HBr H + (aq) en Br - (aq) Waterstofjodide HI H + (aq) en I - (aq) Waterstofsulfide H 2 S H + (aq) en S 2- (aq) Zwavelzuur H 2 SO 4 H + (aq) en SO 2-4 (aq) Salpeterzuur HNO 3 H + (aq) en NO 2-3 (aq) Koolzuur H 2 CO 3 H + (aq) en CO 2-3 (aq) Fosforzuur H 3 PO 4 H + (aq) en PO 3-4 (aq) Azijnzuur CH 3 COOH / HAc H + (aq) en CH 3 COO - (aq)/ac - Waterstofchloride wordt ook vaak zoutzuur genoemd. 10

11 3.3 Basische oplossingen Basische oplossingen hebben, net als zuren, een paar gemeenschappelijke eigenschappen. Dit zijn: De ph is groter dan 7 Ze maken je vingers glibberig (de huid raakt geïrriteerd) De smaak is zeepachtig Ze kleuren rood lakmoes blauw Ze geleiden geen stroom Ze hebben een ontvettende werking Net als bij zure oplossingen nemen we aan dat deze eigenschappen worden veroorzaakt door een gemeenschappelijk deeltje. Bij zure oplossingen was dat zoals gezegd H +. Voor basische oplossingen is dat OH -, het hydroxide ion. Een base is in feite een antizuur, Het gedrag van een base is precies tegenovergesteld dan die van een zuur, daarom geldt voor een base: Een base is een stof die H + -ionen kan opnemen. De base doet dit door met het H + -ion te reageren. Met bijvoorbeeld het OH - -ion wordt water gevormd: OH - (aq) + H + (aq) H 2 O (l) Hydroxide-ionen zijn aanwezig in alle basische oplossingen. De twee bekendste zijn: Een oplossing van natriumhydroxide in water (natronloog). Een oplossing van calciumhydroxide in water (kalkwater). 3.4 Voorbeelden van basische oplossingen en hun formules Naam base Formule base Aanwezige deeltjes Natronloog NaOH Na + (aq) + OH - (aq) Kaliloog KOH K + (aq) + OH - (aq) Kalkwater Ca(OH) 2 Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) Barietwater Ba(OH) 2 Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) Ammoniak NH 3 + NH 4 (aq) + OH - (aq) Het carbonaat ion, Na 2 CO 3 2- CO 3 (aq) bijv. natriumcarbonaat Het oxide ion, bijv. calciumoxide CaO O 2- (aq) 11

12 3.5 Zuur-base reacties Zuren en basen kunnen met elkaar reageren. Dit wordt een zuur-base reactie genoemd. Zo kun je een zure oplossing ontzuren door een juiste hoeveelheid base toe te voegen. Dit wordt neutraliseren genoemd. Voeg je minder base toe, dan wordt de oplossing niet neutraal, maar wat minder zuur. Omgekeerd kun je een basische oplossing neutraal of minder basisch maken door een zure oplossing toe te voegen. Bij deze zuur-base reacties ontstaan zouten. Meestal ontstaan deze zouten in opgeloste vorm. Een voorbeeld van een zuur-base reactie is de reactie van zoutzuur met natronloog: H + (aq)+ Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) H Cl - (aq) + Na + (aq) Bij de reactie van zoutzuur (HCl) en natronloog (NaOH), ontstaat dus een oplossing van keukenzout (NaCl) Soms ontstaat een slecht oplosbaar zout. Dit wordt een neerslag genoemd. Er zijn ook stoffen die geen OH - -ionen bevatten en toch een base zijn. Dit is het geval als de ionen CO 3 2- of O 2- aanwezig zijn in de vaste stof. Een aantal van deze zouten lost slecht op in water. Door zuur toe te voegen aan het water, reageren de ionen met het zuur en lost de vaste stof wel goed op. Dit wordt toegepast bij het verwijderen van kalkaanslag. Het zuur lost dan de kalkaanslag (dit is een base) op, door er mee te reageren. Bij het ontkalken met zoutzuur treedt, onder andere, de volgende reactie op: 2 H + (aq)+ 2 Cl - (aq) + CaCO 3 (s) H Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq)+ CO 2 (g) 3.6 Zuur-base indicatoren Er zijn veel stoffen bekend die in een zure oplossing een andere kleur hebben dan in een oplossing die niet zuur is. Deze stoffen worden indicatoren genoemd. Het woord indicator betekent aanwijzer. Een indicator wijst aan of in een oplossing een zuur of een base aanwezig is. Vier bekende indicatoren zijn: 1) Lakmoespapier. Dit kleurt in een zure oplossing rood en in een basische oplossing blauw. In een neutrale oplossing behoudt lakmoespapier zijn eigen kleur. 2) Fenolftaleïen. Dit is een vloeistof die in een zure of neutrale oplossing kleurloos blijft. In een basische oplossing kleurt hij paars. 3) Universeel indicatorpapier. Dit neemt bij elke ph-waarde een bepaalde kleur aan. Deze kleuren met de bijbehorende ph-waarden staan op het doosje van het universeel lakmoespapier afgebeeld. Door de kleur die het indicatorpapiertje krijgt (nadat men dit papiertje in de oplossing heeft gehouden) te vergelijken met de kleur die op het doosje staat, kan men aflezen welke ph hoort bij de desbetreffende kleur. 4) Rodekoolsap neemt in een zure oplossing de rode kleur aan. In een basische oplossing is rodekoolsap blauw van kleur en soms groen. Dit is afhankelijk van de ph. In een neutrale oplossing is het sap paars. 12

13 In het Binas-boek staat een tabel met een lijst met nog meer van dergelijke indicatoren. Laten we als voorbeeld de indicator fenolrood nemen. In een oplossing waarvan je de ph wilt weten, doe je een druppel fenolrood. Neemt de indicator een gele kleur aan, dan is de ph van de oplossing kleiner dan 6,8. Kleurt de indicator rood, dan is de ph van de oplossing groter dan 8,4. Als de indicator oranje wordt, dan ligt de ph van de oplossing tussen de ph-waarden 6,8 en 8,4. In dit gebied verandert de indicator van kleur. Hierdoor ontstaat een mengkleur van rood en geel, namelijk: oranje. Het ph-gebied waarin een indicator van kleur verandert, noemt men het omslagtraject van de indicator. 3.7 De zuurgraad of de ph Een oplossing kan in meer of mindere mate zuur zijn, helemaal geen zuur of base bevatten of basisch zijn. Dit noemen we een verschil in zuurgraad. Omdat we de zuurgraad in een getal weer willen geven, maken we gebruik van de ph. De ph van de meeste oplossingen ligt tussen de 0 en de zuur neutraal basisch Van een zure oplossing ligt de Ph lager dan 7. Naarmate de Ph lager wordt, neemt de concentratie H + ionen toe, en wordt de oplossing zuurder. Verdun je een zure oplossing, dan wordt concentratie H + ionen kleiner, en de Ph dus groter ( dichter bij 7). Van een basische oplossing ligt de Ph hoger dan 7. Naarmate de Ph hoger wordt, neemt de concentratie OH - ionen toe, en wordt de oplossing sterker basisch. Verdun je een basische oplossing, dan wordt concentratie OH - ionen kleiner, en de Ph dus lager ( dichter bij 7). 3.8 Alles wat je wilt weten over zure, neutrale en basische oplossingen. Een zeer zure oplossing: ph < 2 Een zure oplossing: ph < 7 Een neutrale oplossing: ph = 7 Een basische oplossing: ph > 7 Een zeer basische oplossing: ph > 12 Zuiver water is een neutrale vloeistof. De ph van zuiver water is 7. Naarmate een oplossing zuurder is, zal de ph lager zijn. Maar altijd kleiner dan 7. Naarmate een oplossing meer basisch is, zal de ph hoger zijn. Maar altijd groter dan 7. Je kunt de ph van een oplossing nauwkeurig meten met behulp van een elektrisch instrument, namelijk een ph-meter. Hoe groter de concentratie van H + ionen, hoe zuurder de oplossing. Hoe groter de concentratie van OH - ionen, hoe basischer de oplossing. 13

14 4 Stoffen en hun eigenschappen 4.1 Stofeigenschappen Stofeigenschappen zijn eigenschappen waaraan een stof herkend kan worden. Verschillende stoffen kunnen een aantal dezelfde stofeigenschappen hebben, maar ze lijken nooit in alle stofeigenschappen op elkaar. Iedere stof heeft zijn eigen combinatie van stofeigenschappen. Iedere combinatie komt maar één keer voor. Voorbeelden van stofeigenschappen zijn: Kleur, geur, smaak Oplosbaarheid in water (goed of slecht) Kookpunt, smeltpunt (zuivere stoffen) Kooktraject, smelttraject (mengsels) Geleidingsvermogen voor elektrische stroom Geleidingsvermogen voor warmte Giftigheid Corrosiebestendigheid Afbreekbaarheid Brandbaarheid Fase bij normale druk (1 bar) en kamertemperatuur (25 graden Celsius) Elke stof kan in principe voorkomen in drie fasen: de vaste fase, aangeduid als (s) de vloeibare fase, aangeduid als (l) de gasvormige fase, aangeduid als (g) Deze symbolen komen uit het Engels, namelijk de s staat voor solid, de l staat voor liquid en de g staat voor gas. Van de stof water zijn deze drie fasen algemeen bekend: namelijk ijs, water en waterdamp. Bij kamertemperatuur is water een vloeistof. Als we water verhitten tot 100 graden Celsius, dan gaat de stof van de vloeibare fase over naar de gasvormige fase. Een andere fase treedt er op als we water afkoelen tot 0 graden Celsius. Dan verandert het van een vloeistof in een vaste stof. Het water gaat dan van de vloeibare fase over naar de vaste fase. Water in de vaste fase en in de gasvormige fase komen zeer vaak voor, waardoor men er aparte namen voor bedacht heeft, namelijk ijs en waterdamp/stoom. We hebben verschillende namen voor water, maar toch blijft het steeds dezelfde stof. 14

15 Voor alle zuivere stoffen geldt: De temperatuur waarbij een stof overgaat van de vaste fase in de vloeibare fase, heet het smeltpunt van de stof. Het omgekeerde is ook mogelijk: de vloeibare fase gaat dan over in de vaste fase. Dit heet het stolpunt van de stof. Omdat smelten en stollen van zuivere stoffen bij dezelfde temperatuur gebeurt, is het smeltpunt gelijk aan het stolpunt. Denk maar aan water: dit smelt bij 0 C, maar stolt (bevriest) ook bij 0 C. De temperatuur waarbij een stof overgaat van de vloeibare fase in de gasvormige fase heet het kookpunt van de stof. Bij het kookpunt vormen er zich dampbellen in de vloeistof. De waarden van het kookpunt en het smeltpunt bepalen in welke fase een stof zich op dat moment verkeert, hiervoor geldt het volgende: Een stof is gasvormig bij een temperatuur die hoger is dan het kookpunt. Een stof is vloeibaar bij een temperatuur die tussen het smeltpunt en het kookpunt in ligt. Een stof is vast bij een temperatuur die lager is dan het smeltpunt. 4.2 Zuivere stoffen en mengsels Een zuivere stof bestaat uit één enkele soort moleculen. Een mengsel bestaat uit verschillende soorten moleculen. Het scheiden van een mengsel komt dus neer op het scheiden van verschillende soorten moleculen. De stoffen die samen een mengsel vormen, noemen we de componenten van dat mengsel. Een mengsel kan voor een groot deel uit één component bestaan en voor een klein deel uit andere componenten. Dit wordt dan meestal geen mengsel genoemd, maar een verontreinigde stof. Men kan aan het uiterlijk van een stof niet zien of de stof een zuivere stof of een mengsel is. Het verschil tussen een zuivere stof en een mengsel kan men wel zien als men kijkt naar het kookpunt of smeltpunt van de stoffen. Hiervoor geldt het volgende: Zuivere stoffen hebben een vast kookpunt of smeltpunt. Denk maar aan zuiver water: dit smelt bij 0 C, en kookt bij 100 C. Een mengsel heeft een kooktraject of een smelttraject. Het smelten, of koken, vindt dan niet plaats bij één temperatuur, maar bij verschillende temperaturen. De stof kookt dan, bijvoorbeeld, bij 98 graden C al, maar bij 103 C ook nog. 15

16 Opmerkingen: Mengsels kunnen vast, vloeibaar of gasvormig zijn. Mengsels kun je op verschillende manieren maken. Het kunnen mengsels van vloeistoffen, gassen of vaste stoffen zijn, maar een combinatie van vaste stoffen met een vloeistof is ook mogelijk. Iedere mogelijke combinatie is uitvoerbaar. Elk mengsel heeft zo zijn eigen benaming, namelijk: o Suspensie: kleine deeltjes vaste stof in een vloeistof. Bijvoorbeeld: modder, verf, tandpasta. o Emulsie: kleine druppeltjes vloeistof in een vloeistof. Bijvoorbeeld: boter, crème, melk. o Schuim: kleine belletjes gas in een vloeistof. o Rook: kleine deeltjes vaste stof in een gas. o Nevel: kleine druppeltjes vloeistof in een gas. o Mist: nevel van waterdruppeltjes in de lucht. Bovenstaande mengsels zijn troebel: je kunt er niet doorheen kijken. De bovengenoemde mengsels kunnen zich ontmengen als zij een tijd lang stil staan. Er vormen zich dan twee lagen boven op elkaar, waarbij iedere laag een andere stof bevat. Voor een emulsie geldt dat de ene vloeistof boven op de andere vloeistof gaat drijven, zoals olie boven op water blijft drijven. 4.3 Oplossingen Een oplossing is een speciale vorm van een mengsel. De stoffen zijn zo goed verdeeld, dat je ze niet meer van elkaar kunt onderscheiden. Het zijn de moleculen zelf die gemengd zijn. Een oplossing van suiker in water bevat dus watermoleculen met hier suikermoleculen doorheen gemengd. Ter vergelijking: een suspensie als modder bevat watermoleculen waarin de zandkorrels fijn verdeeld zitten. Iedere zandkorrel bestaat nog steeds uit miljarden zandmoleculen. Een oplossing is altijd helder: je kunt er doorheen kijken. Oplossingen kunnen gekleurd of kleurloos zijn. In een oplossing kun je de opgeloste stof en het oplosmiddel niet apart zien. De opgeloste stof is als losse moleculen of als losse ionen verspreid tussen de watermoleculen. De oplosbaarheid van een stof is de hoeveelheid stof die maximaal in een volume oplosmiddel kan oplossen. De oplosbaarheid wordt vaak aangegeven in gram stof per liter water. In een verzadigde oplossing is de concentratie van de opgeloste stof maximaal. In een onverzadigde oplossing is minder stof opgelost dan mogelijk is. Is de oplosbaarheid van een stof heel klein, dan spreken we van een slecht (oplosbare) stof. Enkele vloeistoffen zijn onbeperkt oplosbaar in water, bijvoorbeeld alcohol. De oplosbaarheid van een stof is meestal afhankelijk van de temperatuur. Met de oplosbaarheid bedoelen we meestal de oplosbaarheid bij kamertemperatuur, dus een temperatuur van 25 graden Celsius. Het oplossen kan snel, of langzaam, gaan. Hiervoor geldt dat hoe hoger de temperatuur, hoe hoger de oplossnelheid is. 16

17 4.4 Samenstelling van enkele mengsels Melk Water, vet, eiwitten, mineralen (calcium) Limonade Water, suiker, koolstofdioxide Wijn Water, alcohol (~12%), geur en smaakstoffen Shampoo Water, synthetische zeep, keukenzout, geur- en kleurstoffen Lucht Stikstof (78%), waterdamp, koolstofdioxide, zuurstof (21%), Bier Water, alcohol (~5%), geur en smaakstoffen Jenever Water, alcohol (~35%), geur en smaakstoffen Spiritus alcohol (~85%), water (~10%), methanol (3%) Water, schuurmiddelen, Tandpasta smaak- en zoetstof, detergent Azijn Water, azijnzuur 4.5 Samenstelling van enkele legeringen Een legering is een mengsel van verschillende metalen. De metalen worden gemengd omdat een legering de eigenschappen bevat van de metalen waaruit ze bestaan. Door de juiste metalen te mengen, kun je een legering maken die enkele goede eigenschappen combineert. Enkele voorbeelden zijn: Het amalgaam van de tandvulling. Dit is een legering van kwik, tin en zilver. Vaak wordt ook nog koper toegevoegd Het brons van medailles. Dit is een legering van koper en tin. Messing: dit is een legering van koper en zink. Soldeertin: ook wel soldeer genoemd. Deze legering bestaat voornamelijk uit tin; soms wordt een beetje zilver toegevoegd. In soldeertin zit een kern van hars: deze vergemakkelijkt het uitvloeien. 17

18 5 Bouw van de materie 5.1 Het Periodiek Systeem In het periodiek systeem vind je alle elementen terug die er bestaan. Een element is een stof die je niet verder kunt ontleden. Je kunt het ook omdraaien: de elementen zijn dus weer de bouwstenen van alle stoffen die er bestaan. Het kleinste deeltje van een element noem je een atoom. De getallen die in het Periodiek Systeem bij de elementen staan, geven het atoomnummer aan. Je noemt de horizontale regels de perioden en de verticale kolommen de groepen. Niet alle perioden zijn even lang. Van de periode 6 en 7 heeft men een aantal elementen onder het systeem geplaatst. Dat heeft men gedaan, omdat het systeem anders te breed zou worden. Het systeem kan ingedeeld worden in metalen en niet-metalen. De atoomsoorten van de metalen zijn links in het systeem te vinden (behalve waterstof). De atoomsoorten van de niet-metalen zijn rechts in het systeem te vinden. In de groepen staan de elementen van de stoffen die chemisch op elkaar lijken. De groepen zijn als volgt opgebouwd: De atoomsoorten uit groep 1 vormen de alkalimetalen. De niet-metalen uit groep 17 noemen we de halogenen. De atoomsoorten uit groep 18 noemen we de edelgassen. In de tabellen 39 en 104 van Binas kun je een afbeelding vinden van het Periodiek Systeem. 5.2 Moleculen Als twee, of meer, elementen met elkaar reageren, ontstaat een nieuwe stof. Als het element waterstof reageert met element zuurstof, ontstaat een nieuw deeltje: water. Omdat het waterdeeltje uit twee verschillende elementen bestaat, noem je de kleinste deeltjes van water niet meer atomen, maar moleculen. Een watermolecuul bestaat uit één atoom zuurstof, en twee atomen waterstof. Moleculen zijn heel klein. In 1 mm 3 water bevinden zich bijvoorbeeld 3,3 * (33 miljard miljard) moleculen. De molecuulformule geeft aan uit welke elementen een molecuul bestaat. Als je koolstof (C) en zuurstof (O 2 )met elkaar laat reageren, kunnen er twee stoffen ontstaan: CO en CO 2. Het is dus niet voldoende om alleen aan te geven welke elementen er in het molecuul zitten. Er zal ook nog duidelijk moeten worden hoeveel atomen er van elk element in het molecuul aanwezig zijn. Hiervoor gebruik je de volgende aanduidingen: 1) mono als er maar 1 atoom aanwezig is. CO heet dus kool-mono-oxide. 2) di als er twee atomen aanwezig zijn. CO 2 heet dus kooldioxide. 3) tri als er drie atomen aanwezig zijn. SO 3 heet dus zwavel-trioxide. 4) tetra als er vier atomen aanwezig zijn. CCl 4 heet dus koolstof-tetrachloride. 18

19 5.3 Ionen Een ion is een atoom of atoomgroep met een positieve of een negatieve lading. De grootte van een lading is meestal 1, 2, 3 of 4. De lading van een ion wordt altijd rechtsboven het symbool van het betreffende deeltjes genoteerd. Uit metaalatomen worden altijd positieve ionen gevormd. Dat betekent dat uit atomen van niet-metalen meestal negatieve ionen worden gevormd. Hieronder volgen notaties en benamingen van een aantal ionen: notatie benaming notatie benaming Ag + Zilver-ion Br - Bromide-ion Al 3+ Aluminium-ion Cl - Chloride-ion Ba 2+ Barium-ion I - Jodide-ion Ca 2+ Calcium-ion F - Fluoride-ion Cu 2+ Koper-ion 2- CO 3 Carbonaat-ion Fe 2+ /Fe 3+ IJzer-ion - NO 3 Nitraat-ion H + Waterstof-ion 2- NO 3 Nitriet-ion K + Kalium-ion O 2- Oxide-ion Mg 2+ Magnesiumion OH - Hydroxide-ion Na + Natrium-ion 3- PO 4 Fosfaat-ion Pb 2+ Lood-ion Zn 2+ Zink-ion S 2- Sulfide-ion Sn 2+ Tin-ion + NH 4 Ammoniumion 2- SO 4 Sulfaat-ion Je ziet dat een ion een + of een lading heeft. Dit herken je wellicht van een batterij of accu. Ook deze hebben een + en een pool. Er is dan ook een verband tussen elektrische stroom en ionen. Als er een elektrische stroom gaat lopen, zijn het in feite geladen deeltjes die gaan lopen. Deze geladen deeltjes verplaatsen zich, bij een batterij of accu, van de + naar de pool. In het geval van een zure oplossing verplaatsen zich de H + -ionen. Door het verplaatsen van de positief geladen H + -ionen, verplaatst zich lading door de oplossing. Hierdoor geleidt een zure oplossing de stroom. In zuiver water zijn nagenoeg geen ionen aanwezig! Er zijn zo weinig ionen aanwezig, dat zuiver water de elektrische stroom niet geleidt! 19

20 5.4 Eigenschappen en bouw van zouten Zouten zijn stoffen die opgebouwd zijn uit positieve en negatieve ionen. De positieve en negatieve ionen die in zouten aanwezig zijn, zijn de geladen deeltjes van die zouten. We nemen als voorbeeld het zout: NaCl. Natriumchloride is opgebouwd uit natrium-ionen en chloride-ionen. De natrium-ionen hebben een lading +1, de chloride-ionen hebben een lading -1. Natriumchloride bestaat dus uit Na + -ionen en Cl - -ionen. Zouten kunnen alleen in de vloeibare fase stroom geleiden (metalen kunnen dit overigens zowel in de vloeibare als in de vaste fase) De molecuulformule van zouten Om de molecuulformule van een zout te bepalen, moet je ervoor zorgen dat de ladingen van de positieve en negatieve ionen, gelijk zijn. We nemen als voorbeeld aluminiumoxide. Aluminiumoxide is een samenstelling van het aluminium-ion en het oxide-ion. Aluminium heeft de lading: 3+, oxide heeft de lading 2-. De positieve lading van aluminium-ion is niet gelijk aan de negatieve lading van het oxide-ion. Om er voor te zorgen dat de totale lading van het aluminium-oxide neutraal (0) is, moet je twee aluminium-ionen combineren met drie oxide-ionen. De positieve lading is dan 6 +, en de negatieve lading wordt dan 6 -. Aluminiumoxide bevat dus twee aluminium-ionen, en drie oxide-ionen. Dit noteer je als volgt: Al 2 O 3. Het aluminium-ion heeft als lading altijd 3+. Van sommige elementen, zoals ijzer, bestaan echter meerdere ionen. IJzer bijvoorbeeld kan zowel een 2+ als een 3+ lading hebben. Als een ion meerdere ladingen kan hebben, geef je de lading aan met een Romeins cijfer: I als de lading 1+ bedraagt II als de lading 2+ bedraagt III als de lading 3+ bedraagt IV als de lading 4+ bedraagt Het S-ion heeft altijd een 2- lading. Zo noem je FeS dus ijzer(ii)sulfide; en Fe 2 S 3 wordt ijzer(iii)sulfide Zouten en neerslagreacties Als je twee zouten tegelijkertijd in oplossing brengt, kunnen de ionen met elkaar gaan reageren. Het positieve deel van het ene zout kan met het negatieve deel van het andere zout een verbinding aangaan. Zo wordt een nieuwe stof gevormd. De nieuw gevormde stof kan slecht oplosbaar zijn in water. Je ziet dan dat het water troebel wordt: er vormt zich een neerslag. We nemen als voorbeeld loodsulfaat, met molecuulformule PbSO 4, en kaliumjodide dat als molecuulformule KI heeft. In de oplosbaarheidtabel van je binas kun je vinden dat beide zouten goed oplossen in water. 20

21 Als PbSO 4 oplost in water splitst het zich in de ionen waaruit het is opgebouwd: Pb 2+ en SO Met de letters (aq) geef je aan dat het betreffende ion is opgelost in water. Ook KI splitst zich in zijn ionen bij het oplossen: K + en I -. Meng je beide oplossingen, dan zijn er 4 ionen in het water aanwezig: Pb 2+, SO 4 2-, K + en I -. In 4 stappen kun je nagaan of alle ionen in oplossing blijven of dat er een neerslag ontstaat. Stap 1: opgelost in water krijgen we de volgende beginproducten. K + (aq) + I - (aq) Pb 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) x2 Het KI moet keer zo veel ionen krijgen, omdat de anders de positieve en negatieve ladingen niet gelijk zijn aan die van het PbSO 4. Stap 2: nu ga je na of positieve deel van het eerste zout met het negatieve deel van het tweede zout kan reageren. In het binas boek staat dan in de oplosbaarheidtabel vermeldt dat het zout slecht, aangeduid met s, of matig, aangeduid met m, oplosbaar is. Je zoekt dus op of K+ met SO 4 2- reageert. Dit is niet het geval: want het zout K 2 SO 4 is goed oplosbaar. Stap 3: vervolgens ga je na of negatieve deel van het eerste zout met het positieve deel van het tweede zout kan reageren. Je zoekt nu op of het I - met Pb 2+ reageert. Dit reageert wel, want het zout PbI 2 is slecht oplosbaar. Stap 4: de reactievergelijking van de twee samengevoegde zouten luidt als volgt: 2 K + (aq) + 2 I - (aq) + Pb 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) PbI 2 (s) + 2 K + (aq) + SO 4 2- (aq) Het K + en het SO 4 2- staan zowel voor als na de pijl: deze hebben dus niet mee gereageerd. Eventueel kunnen deze ionen weggelaten worden bij het opschrijven van de neerslagreactie. Deze wordt dan: 2 I - (aq) + Pb 2+ (aq) PbI 2 (s) Feitelijk hebben de ionen zich na de reactie anders gegroepeerd. Voor de reactie zaten: de K + ionen bij het I - de Pb 2+ ionen bij het SO 4 2- Na de reactie zitten: de K + ionen bij het SO 4 2-, beide opgelost in water de Pb 2+ ionen vast aan het I -, als vaste stof 21

22 5.4.3 Toepassingen van neerslagreacties Neerslagreacties kun je gebruiken om water te zuiveren. De verontreinigende stof moet dan wel opgebouwd zijn uit ionen. Een stof opgebouwd uit moleculen, zoals suiker, kun je niet verwijderen met een neerslagreactie. Een bekend voorbeeld hiervan is het verwijderen van de, erg giftige, zware metalen. Lood, Pb 2+, is een zwaar metaal. Als lood opgelost is in het afvalwater van een fabriek, kun je het verwijderen door een oplossing van KI toe te voegen. Hierboven staat uitgelegd dat er zich dan een neerslag van PbI 2 vormt. Dit neerslag kun je verwijderen door te filteren, waarna je een oplossing over houdt waarin geen Pb 2+ meer aanwezig is. Het achtergebleven loodjodide wordt van de filter verwijderd en afgevoerd als chemisch afval. Zo komt het zware metaal lood niet in het rivierwater of drinkwater terecht. 5.5 Ontleedbare en niet-ontleedbare stoffen Een molecuul is een verbinding van twee, of meerdere, elementen. De verbindingen tussen de elementen kunnen verbroken worden. Het molecuul valt dan uiteen in verschillende andere stoffen. Dit noem je ontleden. Een stof kun je op verschillende manier ontleden: Een ontleding door middel van warmte (verhitten) noem je thermolyse. Een ontleding door middel van elektrische energie (stroom) noem je elektrolyse. Een ontleding door middel van licht noem je fotolyse. Als voorbeeld bekijken we de thermolyse van suiker: C 6 H 12 O 6 Verhitten we de suiker, dan ontleedt de suiker. Het suikermolecuul valt uiteen in twee andere stoffen: koolstof en water. De reactievergelijking is: C 6 H 12 O 6 (s) 6 C (s) + 6 H 2 O (g) De koolstof is de zwarte stof die achterblijft; de waterdamp stijgt op als gas. De koolstof kan niet verder ontleed worden omdat het koolstofatoom zelf niet nog verder uiteen kan vallen. Het watermolecuul bestaat uit waterstof en zuurstof en kan dus eventueel nog verder ontleedt worden. Eerst condenseer je het water. Het ontleden doe je door middel van elektrolyse: er vormt zich dan waterstof en zuurstof. De reactievergelijking is: 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2 (g) Het waterstof en de zuurstofmoleculen kunnen niet verder ontleed worden omdat de moleculen niet nog verder uiteen kunnen vallen. Stoffen die je niet verder kunt ontleden, noem je elementen. In dit geval worden dus, bij de ontleding van suiker en water, de elementen koolstof, waterstof en zuurstof gevormd. Op de beeldbank van Schooltv vind je een film over de elektrolyse van keukenzout. 22

23 5.6 Moleculen en faseovergangen De moleculen in stoffen staan niet stil: ze bewegen. De manier van bewegen hangt af van de temperatuur en de fase (vast, vloeibaar of gas) van de stof. De kenmerken hiervan zijn: De moleculen van een stof veranderen niet als een stof van fase verandert: het zijn steeds dezelfde moleculen, of de stof nu vast, vloeibaar of gasvormig is. De moleculen van een stof bewegen. Ze bewegen sneller naarmate de temperatuur van een stof hoger wordt. De moleculen van een stof trekken elkaar aan. De aantrekkingskracht wordt sterker als de moleculen dichter bij elkaar in de buurt komen; de aantrekkingskracht wordt zwakker als de moleculen bij elkaar vandaan bewegen. Bij een faseovergang zijn de veranderingen ingrijpender. De moleculen gaan niet alleen sneller bewegen, maar de beweging zelf verandert ook. In een vaste stof trillen de moleculen rond een vaste evenwichtsstand; elk molecuul heeft een eigen vaste plaats op de evenwichtsstand. De afstand tussen de moleculen is klein, dus de onderlinge aantrekkingskracht is groot. De moleculen in een vloeistof bewegen langs elkaar heen; ze hebben geen vaste plaats meer. De onderlinge aantrekkingskracht is kleiner dan wanneer de stof vast is. Toch is die kracht nog wel groot genoeg om de moleculen bij elkaar te houden. De moleculen van een gas bewegen los van elkaar door de ruimte waarin het gas zich bevindt. De afstand tussen de moleculen is erg groot; de onderlinge aantrekkingskracht is heel erg klein. Op Schooltv wordt dit ook nog eens uitgelegd met behulp van een korte film over faseovergangen. 5.7 Namen van scheikundige symbolen Ag Zilver Cu Koper Ne Neon Al Aluminium F Fluor Ni Nikkel Ar Argon Fe IJzer O Zuurstof Au Goud H Waterstof P Fosfor Ba Barium He Helium Pb Lood Br Broom Hg Kwik Pt Platina C Koolstof I Jood S Zwavel Ca Calcium K Kalium Si Silicium Cd Cadmium Mg Magnesium Sn tin Cl Chloor N Stikstof Zn Zink Cr Chroom Na Natrium 23