Module 1 Chemische binding Antwoorden

Transcriptie

1 1 Atoommodel van Dalton 1 5 H2O 2 2 H2O(l) 2 H2(g) +O2(g) 3 N2(g) +3 H2(g) 2 NH3(g) 4 2 C8H18(g) +25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(g) 5 Bijvoorbeeld: een chemische reactie veranderen de moleculen, maar blijven de atomen behouden (dit is ook de basis van de wet van behoud van massa). 6 Bijvoorbeeld: door welke krachten worden moleculen bijeengehouden? 7 Het atoommodel van Dalton heeft geen verklaring voor de binding in een molecuul en waarom chemische reacties plaatsvinden. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: de uitgangspunten van het atoommodel van Dalton een reactievergelijking opstellen en kloppend maken 1

2 2 Het periodiek systeem 1 De eerste persoon die over het bestaan van germanium was Dmitri Mendelejef in Hij baseerde zijn aanname op gaten in zijn periodiek systeem der elementen. Germanium werd uiteindelijk ontdekt door de Duitse scheikundige Clemens Winkler in het mineraal argyrodiet (Ag8GeS6) in Bijvoorbeeld: Germanium is net als koolstof en silicium een halfgeleider. De kleur (grijswit) verschilt met koolstof (zwart) en het element heeft een grotere dichtheid dan koolstof en silicium. 3 Chroom werd ontdekt door Louis-Nicholas Vauquelin, terwijl hij aan het experimenteren was met een materiaal dat bekend staat als Siberisch rood lood; het mineraal crocoiet (PbCrO4), in Giftig, zwaar metaal, geleidt elektrische stroom Dichtheid: 7,19 g.cm- 3 bij 20 C Smeltpunt 2180 K (Binas tabel 40) Kookpunt 2944 K (Binas tabel 40) 5 Broom en kwik. 6 Groep 1 zijn de alkalimetalen, zijn heel reactief en reageren heftig met water. Ca, Sr en Ba behoren tot groep 2 en reageren ook, maar minder heftig, met water. 7 Een halogeen (Grieks) is een zoutvormer. Ze reageren met metalen tot zouten. Het meest bekende zout is natriumchloride (NaCl), beter bekend als keukenzout. 8 Fluor, chloor en broom zijn erg giftig. Chloor en broom worden gebruikt als desinfectiemiddel. Jood is minder giftig en wordt gebruikt voor wondontsmetting. Fluor kom je tegen in tandpasta als verbinding, meestal NaF of KF. 9 Edelgassen reageren niet of nauwelijks met andere stoffen. 10 Nee, want lood (Pb) en tin (Sn) zijn metalen. Koolstof (C), silicium (Si) en germanium (Ge) zijn niet-metalen. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: in het periodiek systeem noemt men de horizontale regels de periode en de verticale kolommen de groepen de chemische elementen zijn gerangschikt naar niet alleen toenemende atoommassa maar ook naar fysisch-chemische verwantschap elementen met overeenkomstige kenmerken staan onder elkaar in de zogenaamde groepen groep 1 is de groep van de alkalimetalen groep 2 is de groep van de aardalkalimetalen groep 17 is de groep van de halogenen groep 18 is de groep van de edelgassen 2

3 3 Atoommodel van Rutherford 1 Een α-deeltje is feitelijk een helium kern en bestaat uit 2 protonen en 2 neutronen. 2 Een α-deeltje is een klein kerndeeltje en volgens Rutherford is een (goud)atoom vrijwel leeg. Een α-deeltje kan daar dus gemakkelijk doorheen. 3 De goudatomen bevatten allemaal een grote, positief geladen kernen, die de eveneens positief geladen α-deeltjes zullen afstoten of afbuigen. 4 Dalton stelde een atoom voor als een massief bolletje. Daar zou geen α-deeltje doorheen kunnen gaan. 5 Hier komt jouw eigen theorie te staan! 6 De massa van elektronen is verwaarloosbaar klein. 7 Elektronen en protonen hebben een even grote, maar tegengestelde lading. In een atoom zijn er altijd evenveel elektronen als protonen. Deze ladingen heffen elkaar dus op. 8 Kobalt heeft atoomnummer 27, er zijn dus 27p en 27e. Het massagetal is 59, dit is het aantal p + n. Dus het aan neutronen is = 32n 9 Er bestaan 2 isotopen van chloor: Cl-35 heeft 17p 17e 18n Cl-37 heeft 17p 17e 20n 10 Beide isotopen komen in verschillen percentages voor (zie tabel 25). Houd daar rekening mee in je berekening: 75,5% van 34, ,5% van 36,96590 = 35,45 u (zie ook tabel 99) 11 Van neon bestaan 3 isotopen, dus: 90,51% van 19, ,27% van 20, ,22% van 21,99138 = 20,18 u 12 M = 2 x 79,90 = 159,8 u 13 Broom heeft 2 isotopen: Br-79 en Br-81. Er bestaan dus moleculen met massa: 2 x 79 = 158 u 1 x x 81 = 160 u 2 x 81 = 162 u 14 M = 6 x 12, x 1, x 16,00 = 180,2 u (controleer in tabel 98) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: de uitgangspunten van het atoommodel van Rutherford beschrijven van een willekeurige atoomsoort uit het periodiek systeem volgens het atoommodel van Rutherford (aantallen protonen, neutronen en elektronen) beschrijven van isotopen volgens het atoommodel van Rutherford berekenen van een molecuulmassa een alfa deeltje is een heliumkern 3

4 4 Atoommodel van Bohr 1 2)3) 2 2)8)8 3 Zuurstof heeft de elektronen verdeling 2)6) en zwavel 2)8)6). Beiden hebben dus 6 elektronen in de buitenste schil. 4 Cesium staat in dezelfde groep als Li, Na en K, dus één elektron in de buitenste schil. 5 Het model van Bohr werd slechts in bepaalde mate ondersteund door de vele atoomspectra die in de jaren voor Bohr waren gemeten. Dit probleem lag vooral in het feit dat Bohr uitging van uitsluitend cirkelvormige banen. 6 Schrödinger spreekt niet van cirkelvormige banen, maar van gebieden waar elektronen om de kern met een bepaalde waarschijnlijkheid voorkomen. Deze waarschijnlijkheidsgebieden heten orbitalen en worden mathematisch beschreven met de Schrödinger vergelijking: 7 Hψ = Eψ 8 Atoomnummer Groep 1 en periode De elementen in groep 1 hebben allemaal één elektron in de buitenste schil. 11 Door het buitenste elektron te verwijderen ontstaat een positief geladen deeltje, het kaliumion. Hierop komen we nog terug in de loop van deze module. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: de uitgangspunten van het atoommodel van Bohr elektronenverdeling over de schillen tekenen beschrijven voor de eerste 20 elementen van het periodiek systeem (t/m Ca) verband uitleggen tussen de plaats van een element in het periodiek systeem en de elektronenverdeling over de schillen 4

5 5 Atoombinding 1 Twee elektronen. 2 Zuurstof gaat twee bindingen aan, waterstof één. 3 Zuurstof stelt twee elektronen beschikbaar, waterstof één. 4 Als je de bindende elektronen meetelt komt zuurstof op 8 elektronen in de buitenste schil en waterstof tot 2 elektronen. De buitenste schillen zijn dus geheel gevuld. 5 Vraag je docent om deze tekening op het bord voor te doen. 6 De rode x zijn de elektronen van het koolstofatoom en de blauwe zijn de elektronen van het zuurstofatoom: 7 PCl3 8 O=Si=O 9 S == S Groep 14: covalentie 4 Groep 15: covalentie 3 Groep 16: covalentie 2 Groep 17: covalentie 1 Groep 18: covalentie 0 12 Thermolyse 13 2 H2O 2 H2 + O2 14 De vanderwaalsbindingen (de binding tussen de moleculen: de molecuulbindingen) 15 Natrium bereikt de edelgasconfiguratie door één elektron af te staan, bijvoorbeeld aan een chlooratoom. Op deze manier ontstaat Na + Cl - (s), keukenzout. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: kennen, beschrijven en hanteren van de begrippen edelgasconfiguratie, atoombinding en covalentie voorspellen van covalenties op basis van het periodiek systeem en het atoommodel van Bohr afleiden van molecuul-, structuur- en elektronenformules met behulp van periodiek systeem en covalenties 5

6 1 t/m 3 6 Octetregel mol. form. CCl4 totaal val. el. C: 1x4 Cl: 4x e - octet regel C: 1x8 Cl: 4x e - bindende elektronen = 8 e - 4 GP nietbindend 32-8 = 24 e - 12 EP elektronen formule ruimtelijke structuur CO2 C: 1x4 O: 2x e - C: 1x8 O: 2x e = 8 e - 4 GP 16-8 = 8 e - 4 EP tetraëder NI3 N: 1x5 I: 3x e - N: 1x8 I: 3x e = 6 e - 3 GP 26-6 = 20 e - 10 EP lineair Ar Ar: 1x8 Ar: 1x8 8-8 = 0 e - 0 GP 4 t/m = 8 e - 4 EP trigonaal piramidaal losse atomen mol. form. H2S totaal val. el. S: 1x6 H: 2x1 + 8 e - octet/ duet S: 1x8 H: 2x e - bindende elektr = 4 e - 2 GP nietbindend 8-4 = 4 e - 2 EP elektr. formule ruimtelijke structuur HF F: 1x7 H: 1x1 + 8 e - F: 1x8 H: 1x e = 2 e - dit is dus 1 GP gebogen 8-2 = 6 e - 3 EP rechte halter SiH4 Si: 1x4 H: 4x1 + 8 e - Si: 1x8 H: 4x e = 8 e - 4 GP 8-8 = 0 e - 0 EP CH2O C: 1x4 O: 1x6 H: 2x e - C: 1x8 O: 1x8 H: 2x e = 8 e - 4 GP 12-8 = 4 e - 2 EP tetraëder trigonaal 6

7 8 en 9 Metalen hebben meestal maar één of twee (soms drie) valentie elektronen. Dit zijn er te weinig om te delen. Metalen staan hun elektronen dan ook liever af. Op deze manier ontstaan positief geladen deeltjes die we metaalionen noemen. Niet-metalen hebben juist één of enkele elektronen tekort in hun buitenste schil. Niet-metalen kunnen daarom elektronen opnemen (van metalen). Op deze manier ontstaan negatief geladen deeltjes die we niet-metaalionen noemen. Een stof die is opgebouwd uit deze positief en negatief geladen ionen noemen we een zout. De ionentheorie komt verder op in deze module nog aan de orde. 10 t/m 12 mol. form. CO SO2 totaal val. el. C: 1x4 O: 1x e - S: 1x6 O: 2x e - octet/ duet C: 1x8 O: 1x e - S: 1x8 O: 2x e - bindende elektr = 6 e - 3 GP = 6 e - 3 GP nietbindend 10-6 = 4 e - 2 EP 18-6 = 12 e - 6 EP elektr. formule ruimtelijke structuur rechte halter gebogen Om te kunnen voldoen aan de octetregel is het dus in beide gevallen noodzakelijk om te schuiven met ladingen. Je ziet dat de (formele) + lading terecht komt op het minst elektronegatieve atoom en de (formele) lading terecht komt op het meest elektronegatieve atoom. Verder zitten rond het zwavelatoom in SO2 drie elektronengebieden. Eén daarvan is een EP. Zwaveldioxide heeft dus (net als water) een gebogen structuur. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: kennen en toepassen van de octet en duetregel tekenen van Lewis structuren voorspellen en tekenen van ruimtelijke structuren van moleculen aan de hand van elektronengebieden 7

8 7 Stroomgeleiding 1 Goede stroom- en warmtegeleiders, glanzend uiterlijk, hoog smeltpunt, grote dichtheid, gemakkelijk te vervormen door smeden en walsen. 2 Metalen hebben slechts 1, 2 of 3 elektronen in hun buitenste schil. Bij de niet-metalen zijn dit er meer. 3 Het buitenste elektron van lithium in de L-schil zit verder weg van de (3+) geladen atoomkern en is daardoor losser gebonden dan de andere 2 elektronen in de binnenste K- schil. Dit elektron kan dus gemakkelijk overwippen naar de L-schil van een ander lithium atoom. 4 Na atoom: 2)8)1) Cl atoom: 2)8)7) 5 Na + ion: 2)8) 6 Cl - ion : 2)8)8) 7 Na atoom: m Na + ion: m De ionstraal is kleiner want er is een schil verdwenen. 8 Cl atoom: m Cl - ion : m De ionstraal is groter, want door het extra elektron zullen de elektronen elkaar meer afstoten en verder uit elkaar gaan zitten. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: metalen hebben vrije valentie elektronen en kunnen daardoor elektrische stroom geleiden zouten bestaan uit geladen deeltjes, positief en negatief geladen ionen alleen in opgeloste of gesmolten toestand kunnen deze deeltjes vrij bewegen; zouten geleiden dus de elektrische stroom alleen in gesmolten of opgeloste toestand positief geladen ionen hebben een tekort aan elektronen negatief geladen ionen hebben een overschot aan elektronen 8

9 Kookpunt (K) Smetpunten (K) Module 1 Chemische binding 8 Roosters 1 Het is een klein molecuul (16,0 u) met een kleine molecuulmassa, de vanderwaalskrachten zijn dus ook klein. Daardoor is het kookpunt laag. 2 Suiker (C12H22O11) heeft een grote molecuulmassa (342,3 u). De vanderwaalskrachten zijn groot. 3 Het kookpunt van jood 458 K. Bij deze temperatuur worden de vanderwaalskrachten verbroken. 4 Bij een fase overgang blijven de moleculen in tact, dus I2. 5 M (in u) smpt. (in K) Fluor 38,00 54 Chloor 79, Broom 159, Jood 253, Smeltpunten ,00 100,00 200,00 300,00 Molecuulmassa (u) kpt. (in M (in u) K) Fluor 38,00 85 Chloor 79, Broom 159, Jood 253, Kookpunten ,00 50,00 100,00 150,00 200,00 250,00 300,00 Molecuulmassa (u) 9

10 6 Hoe groter de molecuulmassa, des te groter de vanderwaalskrachten en des te hoger de smelt- en kookpunten komen te liggen. 7 Beneden 273 K is vast, tussen K is vloeibaar en boven 373 K is gasvormig. 8 Het hoge kookpunt van 1686 K wordt veroorzaakt door de sterke ionbinding tussen de natrium- en chloride-ionen. 9 Een natrium ion is omgeven door 6 chloride ionen. Omgekeerd geldt hetzelfde : 1 11 De formule is CaCl2. De verhouding is hier anders omdat een calcium ion 2+ geladen is. Om deze lading te neutraliseren zijn 2 chloride ionen nodig (beiden 1 geladen) bindingen, dit komt overeen met de covalentie van koolstof. 13 De koolstofatomen in diamant zijn met elkaar verbonden met (sterke) atoombindingen. 14 Diamant heeft geen smeltpunt (en ook geen kookpunt), want daarvoor zou je de atoombindingen moeten verbreken. 15 Grafiet en diamant zijn de meest bekende vormen van het atoomrooster van koolstof. Hieronder het verschil tussen diamant en grafiet. Grafiet heeft een gelaagde structuur. 16 Lood (601 K), Fe (1811 K) en W (3695 K) hebben alle drie een hoog smeltpunt door de sterke metaalbinding in een metaal. Dit is de aantrekkingskracht tussen de negatief geladen en los gebonden valentie elektronen (in de buitenste schil) en de positief geladen atoomrest. 17 Bij de warmte geleiding zullen los gebonden valentie elektronen een belangrijke rol spelen, want deze kunnen zich vrij door het metaal verplaatsen. 18 Het metaalrooster van magnesium bestaat uit positief geladen atoomresten van magnesium, die bijeengehouden worden door de negatief geladen valentie elektronen (bij magnesium zijn dit er twee, want magnesium heeft twee elektronen in zijn buitenste schil). 19 In beide gevallen wordt het rooster bijeengehouden door elektrostatische krachten. 20 In een metaalrooster zijn deeltjes, die zich vrij kunnen verplaatsen (de valentie elektronen). In een ionrooster is dit niet het geval. 10

11 Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: beschrijven van de onderstaande roostertypen een molecuulrooster is een regelmatige rangschikking van moleculen en wordt bijeengehouden door (in het algemeen) zwakke vanderwaalskrachten vanderwaalskrachten zijn aantrekkingskrachten tussen moleculen en hangen af van de massa van de moleculen een ionrooster is een regelmatige rangschikking van positieve en negatieve ionen en wordt bijeengehouden door sterke ionbindingen een atoomrooster is een regelmatige rangschikking van atomen en wordt bijeengehouden door sterke atoombindingen; atoomroosters zijn zeldzaam, bekendste voorbeeld is diamant een metaalrooster is een regelmatige rangschikking van positief geladen atoomresten bijeengehouden door de los gebonden valentie elektronen (die voor de stroomgeleiding zorgen) met behulp van de 4 roostertypen kunnen verklaren / voorspellen of een stof een hoog of laag smelt- of kookpunt heeft, in vaste toestand wel of geen stroom kan geleiden tip: de samenvatting van de 4 roostertypen vind je in 19B 11

12 9 Ionisatie energie 1 Dalton formuleerde drie hoofdstellingen voor zijn atoomtheorie: alle materie is samengesteld uit kleine ondeelbare deeltjes, de atomen elke atoomsoort heeft unieke eigenschappen en eigen gewicht er zijn twee soorten deeltjes; enkelvoudige (elementen) en samengestelde (moleculen). In Rutherford s atoommodel is de massa van een atoom in de atoomkern geconcentreerd en zijn de atomen verder praktisch leeg zijn. In deze lege ruimte cirkelen de elektronen om de kleine positieve kern, waarmee het model enigszins lijkt op ons zonnestelsel. Hier cirkelen verschillende planeten (o.a. de Aarde) om de zon heen. Deels gebaseerd op het atoommodel van Rutherford, kwam Bohr met een nieuw atoommodel: elektronen kunnen in cirkelvormige schillen om de kern bewegen. 2 Door de atoomtheorie van Bohr kreeg het periodiek systeem van Mendeleev een theoretische achtergrond. Atoomsoorten met hetzelfde aantal elektronen in de buitenste schil staan in het periodiek systeem onder elkaar. 3 1 ev = 1, J (tabel 5) 4 Resp. 5,39 75,64 122,4 ev. Het eerste elektron bevindt zich in de buitenste (L-)schil, verder van de kern verwijderd en wordt daarom minder sterk aangetrokken door de positief geladen kern. 5 Ionisatie energieën lithium 2,50 2,00 1,50 Reeks1 1,00 0,50 0, aantal elektronen 6 In buitenste schil van het ongeladen Mg atoom bevinden zich twee (negatief) geladen elektronen, die elkaar afstoten. Het eerste elektron is daardoor makkelijker te verwijderen dan het tweede. 7 Het eerste twee elektron bevinden zich in de buitenste (M-)schil, verder van de kern verwijderd en worden daarom minder sterk aangetrokken door de positief geladen kern dan de andere elektronen. 8 7, ,04 = 22,69 ev (tabel 22) 12

13 Li 2)1) Na 2)8)1) Mg 2)8)2) De diagrammen vertonen hetzelfde patroon. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: omschrijven van het begrip ionisatie energie met hulp van het schillenmodel van Bohr een verklaring kunnen geven voor de vorm van ionisatiediagrammen (vraag 5, 9 en 10) de elektronen in een atoom worden verdeeld over energieniveaus. het aantal energieniveaus dat gevuld is komt overeen met het nummer van de periode waarin dit element in het periodiek systeem staat 13

14 10 Zoutformules 1 Zn 2+ 2 De Romeinse cijfers geven de lading aan: IJzer(II) ion = Fe 2+ IJzer(III) ion = Fe 3+ 3 Fe 2+ heeft 26p en 24e Fe 3+ heeft 26p en 23e Seleen staat in groep 16, dezelfde groep als zuurstof. Deze elementen komen twee elektronen tekort in hun buitenste schil en zijn dus instaat om twee elektronen op te nemen. Daarbij ontstaat in het geval van seleen een Se 2- ion. 7 Cesium staat in dezelfde groep als natrium, dus het cesium ion wordt Cs + 8 Cs atomen hebben als elektronenverdeling: 2)8)18)18)8)1 Cs + ionen hebben één elektron minder: 2)8)18)18)8) Dit is dezelfde elektronenverdeling als het edelgas xenon (Xe). 9 In de buitenste schil van stikstof passen 8 elektronen. In het ammonium ion gaat het stikstofatoom 4 bindingen aan. Iedere binding bestaat uit 2 elektronen. In de buitenste schil van stikstof zitten 4 bindingen x 2 elektronen= 8 elektronen totaal, is dus geheel gevuld! 10 CO Uit één C-atoom en drie O-atomen Ag + 2S 2- Opmerking: het is gebruikelijk om in de verhoudingsformules van zouten de ladingen weg te laten (je moet wel weten dat ze er zijn!). Dat maakt de zaak wat overzichtelijker. Zonder ladingen krijg je: Ag2S 15 Fe2O3 16 Sr 2+ O 2- of SrO 17 In een molecuul vormen de atomen samen één molecuul. In een zout is kun je niet zeggen welk positief ion bij welk negatief ion hoort. Daarom praten we bij een zout liever over de verhoudingsformule in plaats van de formule. De verhoudingsformule wordt bepaald door de ladingsverhouding tussen het positieve ion en het negatieve ion. 18 Dan staat er Al2SO43 14

15 19 Na3PO4 20 Mg(OH)2 21 Loodperoxide = lood(iv)oxide, het loodion is 4+ geladen: PbO2 22 Salmiak = ammoniumchloride = NH4Cl 23 Vlugzout = ammoniumcarbonaat = (NH4)2CO3 24 De totale negatieve lading is 2 x 2 - (van de SO4 2- ionen) + 6 x 1 - (van de OH - ionen) = 10 - Het NH4 + ion heeft een 1+ lading. Netto is er dus nog 9+ nodig om de 10- te compenseren. Verdeeld over 3 ijzer ionen kom je uit op 3+. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: kennen en toepassen van een aantal bekende ionsoorten (blz. 24) het opstellen van zoutformules 15

16 11 Zouten in water 1 Pb(CH3COO)2(s) Pb 2+ (aq) + 2 CH3COO - (aq) 2 Hg(NO3)2(s) Hg 2+ (aq) + 2 NO3 - (aq) 3 Barietwater is een oplossing van bariumhydroxide: Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 4 Natronloog is een oplossing van natriumhydroxide: Na + (aq) + OH - (aq) 5 Met een s. 6 De ionbinding is heel sterk. 7 Dit geldt ook voor alle kalium- en ammoniumzouten en alle nitraten en acetaten. 8 Na + (aq) + Cl - (aq) NaCl(s) 9 CuSO4.5H2O(s) 10 Cu 2+ (aq) + SO4 2- (aq) + 5 H2O(l) CuSO4.5H2O(s) 11 Tabel 45A SO4 2- OH - Fe 3+ g s K + g g Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Fe(OH)3(s) geelbruin neerslag 12 Tabel 45A NO3 - I - Ag + g s NH4 + g g Ag + (aq) + I - (aq) AgI(s) geel neerslag 13 Tabel 45A NO3 - CH3COO - Na + g g Pb 2+ g g Geen reactie 14 Tabel 45A SO4 2- PO4 3- Cu 2+ g s Na + g g 3 Cu 2+ (aq) + 2 PO4 3- (aq) Cu3(PO4)2(s) blauw neerslag 15 Tabel 45A NO3 - S 2- Zn 2+ g s Na + g g Zn 2+ (aq) + S 2- (aq) ZnS(s) wit neerslag 16

17 16 Door de oplossing bij elkaar te voegen. Als er geen neerslag ontstaat is nikkelcarbonaat oplosbaar. Ontstaat er echter een neerslag dan is nikkelcarbonaat slecht oplosbaar, want alle natriumzouten zijn wel oplosbaar in water. 17 Ni 2+ (aq) + CO3 2- (aq) NiCO3(s) Nikkelcarbonaat is dus slecht oplosbaar. 18 De tribune ionen: Na + (aq) en SO4 2- (aq) 19 Zie vraag Pb 2+ CO3 2- en Pb 2+ (OH - )2 21 Laat een loodnitraat oplossing reageren met bijvoorbeeld een natriumcarbonaat oplossing: Pb 2+ (aq) + CO3 2- (aq) PbCO3(s) 22 Laat een loodnitraat oplossing reageren met bijvoorbeeld een natriumhydroxide oplossing: Pb 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Pb(OH)2(s) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: het opstellen van een vergelijking voor het oplossen van een zout in water het opstellen van een neerslagvergelijking bij een neerslagreactie gebruik je alleen de ion-soorten, die bij de neerslagreactie betrokken zijn uit de mini-oplosbaarheidstabel kun je afleiden welke stof neerslaat de tribune-ionen zijn de ionen, die niet bij de neerslagreactie betrokken zijn; deze blijven in opgeloste toestand en worden nóóit in de neerslagreactie vermeld 17

18 12 Toepassingen van neerslagreacties 1 Lood ionen slaan neer met sulfaat ionen, magnesium ionen niet. Voeg bijvoorbeeld natriumsulfaat oplossing toe: Pb 2+ (aq) + SO4 2- (aq) PbSO4(s) 2 Bijvoorbeeld natronloog en kopersulfaat oplossing. 3 Cu 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Cu(OH)2(s) 4 Ammoniumchloride is een oplosbaar zout, je kunt deze stof dus niet laten neerslaan. Je moet er voor zorgen dat de ammonium en chloride ionen als tribune ion aanwezig zijn. Bijvoorbeeld door een ammoniumsulfaat oplossing te laten reageren met een bariumchoride oplossing. Bariumsulfaat slaat neer en kan afgefiltreerd worden. Het filtraat bevat de tribune ionen (het ammonium ion en het chloride ion). Het filtraat moet je vervolgens indampen om vast ammoniumchloride te krijgen. 5 Je kunt de magnesium ionen bijvoorbeeld aantonen met een oplossing van natriumfosfaat (magnesiumfosfaat slaat neer) of de sulfaat ionen aantonen met een oplossing van bariumchloride (bariumsulfaat slaat neer) 6 Een chloride slaat neer, dat kan duiden op de aanwezigheid van Hg + of Ag +. Een sulfaat slaat neer, dan blijft alleen Hg + over (zilversulfaat is matig oplosbaar). Er slaan geen barium ionen neer, maar levert weinig nieuwe informatie op. De meest voor de hand liggende optie is dus kwik(i)nitraat. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: het aantonen van ionsoorten met behulp van een neerslagreactie het verwijderen van ongewenste ionsoorten met behulp van een neerslagreactie het maken van een nieuw zout met behulp van een neerslagreactie het zuiveren van een zoutmengsel met behulp van een neerslagreactie 18

19 13 Voorbeeld proefwerkopgaven (1) 1 74p 74e 110n (184 74) 2 Wolfraam heeft een zeer hoog smeltpunt (3695 K). 3 Van argon bestaan 3 isotopen: 0,34% van 35, ,06% van 37, ,6% van 39,96238 = 39,95 u 4 Argon is een edelgas en reageert niet met andere stoffen. De zuurstof uit de lucht zou bij hogere temperaturen met het wolfraam reageren en het lampje zou doorbranden. 5 76,14 u 6 S=C=S en S=C=S 7 Vloeistof, want het smeltpunt ligt onder en het kookpunt boven kamertemperatuur. 8 De vanderwaalsbinding. 9 Bij de ontleding van koolstofdisulfide moeten de atoombindingen verbroken worden, daar is een veel hogere temperatuur voor nodig. 10 De MAC waarde (tabel 97A) van koolstofdisulfide is 30 mg m -3. Dit is de maximale aanvaardbare concentratie koolstofdisulfide, waaraan iemand gedurende een werkdag (acht uur) mag worden blootgesteld. 11 CS2 + 3 O2 CO2 + 2 SO2 12 Zwaveldioxide is zeer giftig (MAC waarde 5 mg m -3 ). 13 IJzer atomen lossen niet op in water. 14 Ca(OH)2(s) Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 15 Kalkwater 16 Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Fe(OH)3(s) 17 Bij de bovenstaande neerslagreactie zijn de calcium ionen de tribune ionen. Deze blijven in oplossing en komen in het drinkwater terecht. De hardheid neemt dus toe. 18 Ca 2+ (aq) + 2 HCO3 - (aq) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 19 Ca 2+ (aq) + 2 C17H35COO - (aq) Ca(C17H35COO)2(s) o D x 7,2 mg L -1 = 86,4 mg L -1 = 86,4 g m MgO 22 Mg 2+ en O 2- trekken elkaar aan O 2- en O 2- stoten elkaar af Mg 2+ en Mg 2+ stoten elkaar af 19

20 23 Het smeltpunt van MgO (3125 K) is hoger dan het smeltpunt van NaCl (1074 K), want de ionen in MgO hebben een grotere (2+) lading en trekken elkaar harder aan Mg + O2 2 Mg 2+ O 2-25 De magnesium atomen raken twee elektronen kwijt. 26 Dit is natuurlijk een voordeel, want anders zou er een oplossing ontstaan. Dit komt de grip niet ten goede. 20

21 16 De polaire atoombinding 1 stofnaam verschil in elektronegativitet bindingstype calciumchloride Cl/Ca = 2,8 1,0 = 1,8 ionbinding stikstofmonooxide O/N = 3,5 3,1 = 0,4 zwak polaire atoombinding zuurstof O/O = 0 covalente atoombinding waterstofbromide Br/H = 2,7 2,1 = 0,6 polaire atoombinding 2 Bij stof A is er de extra dipool-dipool interactie tussen de moleculen, dus stof A heeft grotere inter-moleculaire krachten. 3 Stof A, voor uitleg zie vorige vraag. 4 CH3Cl: M = 50,48 u CH3OH: M = 32,04 u 5 Op grond van deze gegevens zou CH3Cl het hoogste kookpunt moeten hebben. 6 CH3Cl (249 K) heeft wat je niet zou verwachten - een veel lager kookpunt dan CH3OH (338 K). 7 of: 8 Voorbeeld van een waterstofbrug tussen twee ammoniakmoleculen. 21

22 9 H H H C C O H H H H H O C C H H H H H H H C C O H H H H H O C C H H H H Er kunnen alleen waterstofbruggen gevormd worden met de H-atomen van de OH-groepen en niet met de H-atomen van de apolaire C2H5 groepen. 10 Water heeft een veel kleinere molecuulmassa (18 u) dan ethanol (46 u). Toch heeft water een duidelijk hoger kookpunt (100 o C) dan ethanol (78 O C), want water heeft meer mogelijkheden om waterstofbruggen te vormen omdat het twee OH groepen heeft ethanol maar één. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: elektronegativiteit is de maat voor de aantrekkingskracht van een atoomsoort op het gemeenschappelijk elektronenpaar bij weinig verschil (< 0,4) in elektronegativiteit ontstaat een covalente of apolaire atoombinding bij een groot verschil (0,4 1,6) in elektronegativiteit ontstaat een polaire atoombinding; de polaire atoombinding is op te vatten als een geleidelijke overgang van de covalente atoombinding naar de ionbinding bij een heel groot verschil ( 1,7) ontstaat een ionbinding in een dipoolmolecuul komen één of meer polaire atoombindingen voor en is er sprake van gescheiden ladingscentra; dipoolmoleculen zijn aan de ene kant een beetje positief en aan de andere kant een beetje negatief geladen. een sterke dipool heeft een groot dipoolmoment; de extra aantrekkingskracht tussen dipool moleculen noemen we dipool-dipool binding bij moleculen met een O H of N H groep ontstaan sterke elektrostatische bindingen tussen de δ+ geladen waterstofatomen van de ene groep en de δ- geladen zuurstofatomen van de andere groep; deze extra binding noemen we waterstofbruggen de sterkte van een waterstofbrug ongeveer 10% van een gewone atoombinding waterstofbruggen kunnen in een tekening weergegeven worden (vraag 7, 8 en 9) 22

23 17 Karakteristieke groepen 1 2 butaan: heptaan: 3 Een langere koolstofketen betekent een grotere molecuulmassa, grotere vanderwaalskrachten, dus een hoger kook- en smeltpunt. 4 Apolair, want er komen geen polaire atoombindingen in voor. 5 Nee, de C- H binding is apolair Het koolstofatoom van de COOH groep heeft al drie bindingen (zie boven) en kan dus nog maar één binding aangaan. In het midden van een koolstofketen zijn er twee bindingen nodig met de naastgelegen koolstofatomen. Op deze manier zou er een koolstof atoom ontstaan met 5 bindingen en dat is onmogelijk. 9 De polymeren van natriumpolyacrylaat bevat COO - zijgroepen. Deze groepen hebben een zeer sterk polair karakter (nog meer dan de ongeladen COOH groep) en een zeer sterke aantrekkingskracht op een polaire stof als water Hexaanamine (CH3-CHNH2-CH2-CH2-CH2-CH3) heeft een lange, apolaire koolwaterstof keten en mengt daardoor slechter met water dan methaanamine (CH3NH2), waarin het polaire karakter van de NH2 groep een grotere invloed heeft en er gemakkelijker waterstofbruggen worden gevormd. 23

24 11 Suiker (C12H22O11) bevat een groot aantal OH groepen, die waterstofbruggen kunnen vormen met water. 12 Citroenzuur bevat weliswaar een aantal polaire groepen (3x COOH en 1x OH), maar heeft geen netwerkstructuur en zal dus gewoon in het water oplossen in plaats van water opnemen. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: een groep stoffen die aan een algemene formule voldoet, noemt men een homologe reeks aan een koolstofketen kunnen zogenaamde karakteristieke groepen vastzitten karakteristieke groepen die je moet kennen zijn de OH groep (alcoholen), NH2 groep (amines), C=O groep (aldehydes en ketonen) en de COOH groep (alkaanzuren) zowel de koolstofketen lengte als de aanwezigheid van karakteristieke groepen hebben invloed op oplosbaarheid/mengbaarheid en kook- of smeltpunt de regels voor de naamgeving van stoffen uit de homologe reeksen worden behandeld in module 7 en hoef je nu nog te weten / kunnen toepassen! 24

25 18 Mengbaarheid van stoffen 1 Beide stoffen zijn polair en kunnen waterstofbruggen vormen. 2 Vet en wasbenzine zijn beide apolaire stoffen. 3 Aceton bevat een polaire C=O binding en kan via deze groep waterstofbruggen vormen met de waterstofatomen van de watermoleculen: water aceton 4 Aceton bevat ook apolaire CH3 groepen. 5 Nee, want aceton bevat geen OH of NH2 groepen. 6 7 H H H H H C C O H H O C C H H H Cl- H H H H H H H H H C C O O C C H H H H H 8 H H H H H H H C C O O C C H 25

26 H H H H Cu2+ H H H H H C O O C C H H H H H H H 9 Zouten lossen alleen op in polaire oplosmiddelen. Het polaire karakter van water is groter dan het polaire karakter van ethanol. Zouten lossen dus beter op in water dan in ethanol. 10 CuSO4 5H2O 11 Blauw kopersulfaat bevat 5 (=penta) kristalwatermoleculen. 12 Cu 2+ (aq) + SO4 2- (aq) + 5 H2O(l) CuSO4 5H2O(s) 13 CuSO4 5H2O(s) is blauw en CuSO4(s) is wit. Bij het verhitten van blauw kopersulfaat verdwijnen de kristalwatermoleculen uit het rooster en ontstaat er wit kopersulfaat: CuSO4 5H2O(s) CuSO4(s) + 5 H2O(g) 14 Bij contact met water wordt wit kopersulfaat omgezet in blauw kopersulfaat: CuSO4(s) + 5 H2O(l) CuSO4 5H2O(s) 15 Calciumsulfaatdihydraat 16 CaSO4(s) + 2 H2O(l) CaSO4 2H2O(s) 17 Na + C17H35COO - (s) Na + (aq) + C17H35COO - (aq) Stearaat ionen hebben een sterk polaire en geladen COO - groep. 20 De apolaire staarten zijn hydrofoob (watervrezend) en mengen niet met water en gaan dus bij elkaar zitten. 21 De grote oppervlaktespanning van water wordt veroorzaakt door de waterstofbruggen. De apolaire staarten verlagen deze oppervlaktespanning doordat ze boven het wateroppervlak uit steken (zie figuur hieronder). 26

27 22 Het vethoudend vuil wordt in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden. De staart wurmt zich in het vuil. De staarten houden het vuil vast totdat het wordt weggespoeld 23 Ca 2+ (aq) + 2 C17H35COO - (aq) Ca 2+ (C17H35COO - )2(s) 24 Ca 2+ (aq) + 2 HCO3 (aq) Ca 2+ CO3 2- (s) + CO2(g) + H2O(l) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: met behulp van structuurkenmerken verklaren waarom sommige stoffen goed oplossen / mengen en andere slecht bij het oplossen van een zout vindt hydratatie plaats, de ionen worden omringd door watermoleculen (kunnen tekenen!) hydraten zijn stoffen die water in het kristalrooster ingebouwd hebben natuurlijke zeep bestaat voor het grootste deel uit natriumstearaat, Na + C17H35COO - (s) stearaationen hebben een polaire kop (de geladen COO groep) en een apolaire staart (de langgerekte koolwaterstofketen) en vormen in water zogenaamde micellen; apolair vuil wordt in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden doordat de staarten zich in het vuil wurmen en het vuil in de micellen vasthouden totdat het wordt weggespoeld de waterhardheid geeft de concentratie van calciumionen in het leidingwater aan; iin Nederland wordt de waterhardheid meestal uitgedrukt in Duitse hardheid (DH of D) water met een hoge waterhardheid bemoeilijkt het de werking van zeep: de stearaationen reageren met de in kraanwater aanwezige calciumionen tot kalkzeep( een neerslag van calciumstearaat) bij verwarmen of koken van water ontstaat ketelsteen (calciumcarbonaat) 27

28 21 Voorbeeld proefwerkopgaven (2) 1 Een zout bestaat uit positief en negatief geladen ionen. Deze deeltjes kunnen de stroom alleen geleiden in vloeibare of opgeloste toestand, want in vaste toestand kunnen ze zich niet verplaatsen. 2 Koolstof. 3 De zwarte stof is waarschijnlijk koolstof en ontstaan door ontleding van een organische stof. 4 Het sulfaat-ion is de enige ionsoort, die een neerslag kan vormen met zowel de zilverionen als de bariumionen. Omdat zilversulfaat matig oplosbaar is, moet de concentratie van de sulfaationen wel voldoende hoog zijn. 5 Het zijn de gehydrateerde koperionen: Cu 2+ (aq). Zie tabel 65B. 6 Het bruine bolletje in het midden stelt het koper ion voor, dat wordt omringd door de δ - geladen zuurstofatomen van de watermoleculen. Dit verschijnsel heet hydratatie. 7 De ammoniak moleculen nemen de plaats in van de watermoleculen. De koper ionen worden nu omringd door de δ - geladen stikstofatomen van de ammoniakmoleculen. Dit veroorzaakt een diep blauwe kleur (vraag evt. je docent om dit te demonstreren). Je kunt het in een zelfde soort tekening weergeven als bij vraag propanol mengt met water omdat er waterstofbruggen gevormd kunnen worden tussen de OH groepen van beide moleculen 1-propanol mengt goed met hexaan omdat het ook een apolaire koolwaterstofketen heeft 28

29 10 Glycol heeft het hoogste kookpunt omdat het twee OH groepen heeft, die waterstofbruggen kunnen vormen. Fluorethaan heeft het één na hoogste kookpunt, omdat het een dipool molecuul is en er dipool-dipool interactie kan optreden. Butaan heeft het één na laagste kookpunt, want het is een apolaire stof, maar heeft een grotere molecuulmassa dan methaan. 29

30 Samenvatting Module 1 1 Atoommodel van Dalton Moleculen zijn de kleinste deeltjes van een stof. Moleculen zelf zijn weer opgebouwd uit kleine ondeelbare bouwsteentjes, de atomen. De atomen van een bepaald element bezitten elk hun unieke eigenschappen en eigen gewicht; er zijn in de natuur ongeveer 100 atoomsoorten bekend. 2 Atoommodel van Rutherford Iedere atoomsoort wordt gekenmerkt door zijn eigen aantal protonen in de kern (atoomnummer). De som van het aantal protonen en neutronen in de kern is het massagetal. Isotopen hebben hetzelfde atoomnummer en een verschillend massagetal. Positieve ionen hebben te weinig elektronen. Negatieve ionen hebben te veel elektronen. 3 Atoommodel van Bohr Elektronen bewegen in cirkelvormige schillen om de kern. De schillen worden gekarakteriseerd met een waarde n (n = 1, 2, 3,.) De schil met n = 1 is de schil die het dichts bij de kern is, ook wel de K-schil genoemd. Daarna komen de L-schil (n = 2), de M-schil (n = 3), de N-schil (n=4), enzovoorts. Voor de eerste twintig elementen geldt dat de K-schil maximaal 2 elektronen kan bevatten en de overige schillen maximaal 8 elektronen. 4 Periodiek Systeem In het periodiek systeem zijn de elementen gerangschikt zijn naar opklimmend atoomnummer en fysisch-chemische verwantschap. In de verticale kolommen staan elementen met overeenkomstige eigenschappen onder elkaar in groepen. De horizontale rijen heten perioden. 5 Ionisatie energie De ionisatie energie is de hoeveelheid energie die nodig is om één of meer elektronen te verwijderen uit een atoom. Deze kun je opzoeken in tabel 22 van BINAS. De eenheid die in deze tabel gebruikt wordt, is elektronvolt (ev). De elektronen in een atoom worden hierbij verdeeld over energieniveaus. Het aantal energieniveaus dat gevuld is komt overeen met het nummer van de periode waarin dit element in het periodiek systeem staat. 6 Bindingstypen Elektronegativiteit is de maat voor de aantrekkingskracht van een atoomsoort op het gemeenschappelijk elektronenpaar. Bij weinig verschil (< 0,4) in elektronegativiteit ontstaat een apolaire atoombinding, bij een groot verschil (0,4 1,6) in elektronegativiteit ontstaat een polaire atoombinding en bij een heel groot verschil ( 1,7) ontstaat een ionbinding. Dipoolmoleculen zijn aan de ene kant een beetje positief en aan de andere kant een beetje negatief geladen, een sterke dipool heeft een groot dipoolmoment. De extra aantrekkingskracht tussen dipool moleculen noemen we dipool-dipool binding. Bij moleculen met een O H of N H groep ontstaan sterke elektrostatische bindingen tussen de δ+ geladen waterstofatomen van de ene groep en de δ- geladen zuurstofatomen van de andere groep; deze extra binding noemen we waterstofbruggen. Een overzicht van alle bindingstypen vind je in 19A. 7 Roostertypen In het algemeen gesproken is een kristalrooster een regelmatige rangschikking van deeltjes. deze deeltjes kunnen moleculen, atomen of ionen zijn. Is er in de vaste toestand geen sprake van een regelmatige rangschikking, dan is de stof meestal poedervormig. Men spreekt ook wel over een amorfe toestand. 30

31 Men onderscheid vier verschillende roostertypen. Een molecuulrooster is een regelmatige rangschikking van moleculen en wordt bijeengehouden door (in het algemeen) zwakke vanderwaalskrachten. Stoffen met een molecuulrooster hebben daardoor meestal lage smelt- en kookpunten. Een ionrooster is een regelmatige rangschikking van positieve en negatieve ionen en wordt bijeengehouden door sterke ionbindingen. Zouten hebben daarom vaak hoge smelt- en kookpunten. Een atoomrooster is een regelmatige rangschikking van atomen en wordt bijeengehouden door sterke atoombindingen. Atoomroosters zijn zeldzaam, bekendste voorbeeld is diamant. Stoffen met een atoomrooster zijn heel sterk en kunnen niet smelten. Een metaalrooster is een regelmatige rangschikking van positief geladen atoomresten bijeengehouden door de los gebonden valentie elektronen. 8 Stroomgeleiding Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom. Metalen geleiden stroom door de vrije valentie elektronen. Zouten geleiden alleen stroom in opgeloste of gesmolten toestand door de vrij beweegbare ionen. 9 Covalentie en molecuulformules Alle atoomsoorten streven naar een edelgasconfiguratie (= volle buitenste schil). Een covalente atoombinding bestaat uit één of meer gemeenschappelijke elektronenparen (g.e.p. s). Er komen enkele, dubbele en soms driedubbele bindingen voor. Het aantal bindingen dat een bepaalde atoomsoort aangaat noemt men de covalentie van het atoom. De covalentie kun je afleiden met behulp van het periodiek systeem: groep 18: covalentie 0 groep 17: covalentie 1 groep 16: covalentie 2 groep 15: covalentie 3 groep 14: covalentie 4 M et behulp van de covalenties kun je structuur- en molecuulformules van moleculaire stoffen afleiden. Het begrip covalentie is uitsluitend toepasbaar op de niet-metalen. Metalen hebben geen covalentie, omdat ze geen elektronen kunnen delen met een ander atoom. 10 Lewis theorie Volgens de Lewistheorie hebben in de meeste stabiele verbindingen de atomen een edelgasconfiguratie, voor waterstof en helium zijn dat twee valentie elektronen (duetregel), voor alle andere atomen acht (octetregel). Met deze theorie kan de meest waarschijnlijke elektronenformule van vele chemische stoffen op vrij eenvoudige manier gevonden worden. In een elektronenformule zijn alle valentie elektronen getekend en onderscheiden we bindende en niet-bindende elektronenparen. Je kunt in drie stappen het aantal bindende en niet-bindende elektronenparen van een molecuul berekenen met behulp van de octetregel en duetregel. Stap 1: bereken het totaal aantal valentie elektronen (VE) Stap 2: bereken hoeveel elektronen zijn er nodig volgens de octet/duetregel Stap 3: bereken aan de hand van het elektronentekort het aantal gemeenschappelijke elektronenparen 31

32 11 Ruimtelijke structuur In moleculen kunnen enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen voorkomen. Daarnaast zijn er nog eenzame elektronenparen. We kunnen deze vier samenvatten onder de naam elektronengebieden. De afstotingstheorie stelt dat een molecuul ernaar streeft de hoeken tussen twee elektronengebieden altijd zo groot mogelijk te maken. In moleculen met erg weinig valentie elektronen zoals H2 is er maar één elektronengebied, de enkele binding tussen de atomen. Het molecuul is dan een rechte halter zonder eenzame elektronenparen paren. Indien er rondom het centrale atoom A twee elektronengebieden zijn trachten die zo ver mogelijk bij elkaar uit de buurt te blijven. Dat betekent dat er een lineaire structuur ontstaat met een X A X hoek van 180. Indien er rond een atoom A drie elektronengebieden zijn is de geometrie trigonaal: een vlakke driehoek met drie hoeken van 120. Indien er rond een atoom A vier elektronengebieden kan de structuur alleen driedimensionaal goed weergegeven worden, omdat het zo ver mogelijk van elkaar weg plaatsen van vier gebieden leidt tot hoeken van ~109 in een tetraëdrische vorm. Een bekend voorbeeld van deze ruimtelijke structuur is het methaanmolecuul (CH4). Indien één van deze vier elektronengebieden een eenzaam elektronenpaar (E) is dan krijgen we een trigonaal piramidale vorm. Een bekend voorbeeld van deze structuur is het ammoniakmolecuul: NH3 Een bekend geval met twee eenzame elektronenparen is water H2O. Het is een gebogen molecuul met een bindingshoek van iets minder dan 109 (gemeten: 104,5 ). 12 Elektrovalentie en zoutformules De grootte van de ionlading heet elektrovalentie. Metaal ionen zijn altijd positief geladen en niet-metaal ionen altijd negatief geladen. De formules van de meest voorkomende ion soorten vind je in tabel 45A. Deze formules moet je kennen. Uit de ionladingen leid je de verhouding af tussen de ionen in een zout. Dit levert de (verhoudings)formule van het zout op. 13 Notaties van oplossingen De opgeloste toestand wordt aangegeven met (aq). Bijvoorbeeld een glucose oplossing: C6H12O6(aq) Bij opgeloste (of gesmolten) zouten is er sprake van een iets andere situatie. Een zout is in opgeloste (of gesmolten) toestand altijd in ionen gesplitst. Bijvoorbeeld een calciumchloride oplossing: Ca 2+ (aq) + 2 Cl (aq) In tabel 45A vind je informatie over de oplosbaarheid van zouten. Alle natrium-, kalium- en ammoniumzouten zijn oplosbaar, evenals alle nitraten en acetaten. Het oplossen van een zout kun je in een reactievergelijking weergeven. Bijvoorbeeld voor calciumchloride: Ca 2+ Cl 2(s) Ca 2+ (aq) + 2 Cl (aq) 14 Neerslagreacties Een reactie waarbij een vaste stof uit het mengen van twee oplossingen ontstaat, vaak in de vorm van een suspensie, heet een neerslagreactie. Bij een neerslagreactie gebruik je alleen de ion-soorten, die bij de neerslagreactie betrokken zijn. Door met behulp van tabel 45A een mini-oplosbaarheidstabel te maken kun je afleiden welke stof neerslaat. De tribune-ionen zijn de ionen, die niet bij de neerslagreactie betrokken zijn; deze blijven in opgeloste toestand en worden nóóit in de neerslagreactie vermeld. 32

33 15 Homologe reeksen en karakteristieke groepen Een groep stoffen die aan een algemene formule voldoet, noemt men een homologe reeks, bijvoorbeeld de homologe reeks van de alkanen. Dit zijn koolwaterstoffen die voldoen aan de algemene formule CnH2n+2. Aan een koolstofketen kunnen zogenaamde karakteristieke groepen vastzitten. De karakteristieke groepen die je moet kennen zijn de OH groep (alcoholen), NH2 groep (amines), C=O groep (aldehydes en ketonen) en de COOH groep (alkaanzuren). Zowel de koolstofketen lengte als de aanwezigheid van karakteristieke groepen hebben invloed op oplosbaarheid/mengbaarheid en kook- of smeltpunt. Let op: de regels voor de naamgeving van stoffen uit de homologe reeksen worden behandeld in module 7 en hoef je nu nog te weten / kunnen toepassen! 16 Hydratatie en hydraten Bij het oplossen van een zout vindt hydratatie plaats, de ionen worden omringd door watermoleculen (dit moet je kunnen tekenen!). Hydraten zijn stoffen die water in het kristalrooster ingebouwd hebben. Bekend voorbeeld is blauw kopersulfaat: CuSO4(H2O)5 of CuSO4 5H2O 17 Oplosbaarheid en mengbaarheid In het algemeen is dit een kwestie van soort zoekt soort. Polair mengt goed met polair en apolair mengt goed met apolair. Alles wat daar tussen in zit zal de praktijk uitwijzen. Met behulp van structuurkenmerken kun je vaak verklaren waarom sommige stoffen goed oplossen / mengen en andere slecht. 18 De waswerking van zeep Natuurlijke zeep bestaat voor het grootste deel uit natriumstearaat, Na+C17H35COO-(s). Net als andere natriumzouten is natriumstearaat oplosbaar in water. De stearaationen hebben een polaire kop (de geladen COO groep) en een apolaire staart (de langgerekte koolwaterstofketen) en vormen in water zogenaamde micellen. Het apolaire vuil wordt in eerste instantie aan de apolaire staarten gebonden doordat de staarten zich in het vuil wurmen en het vuil in de micellen vasthoudt totdat het wordt weggespoeld 19 Hard water en zeep De waterhardheid geeft de concentratie van calciumionen in het leidingwater aan. In Nederland wordt de waterhardheid meestal uitgedrukt in Duitse hardheid (DH of D). Water met een hoge waterhardheid bemoeilijkt het de werking van zeep: de stearaationen reageren met de in kraanwater aanwezige calciumionen. Hierbij ontstaat een neerslag van calciumstearaat, ook wel bekend onder de naam van kalkzeep. Een ander nadeel van hard water is het ontstaan van ketelsteen bij verwarmen of koken van water. Het ketelsteen belemmert de goede werking van het verwarmingsapparaat en is ook schadelijk voor een aanwezig verwarmingselement. In hard water zit veel kalk in de vorm van het redelijk oplosbare calciumwaterstofcarbonaat. Bij het verwarmen ontwijkt kooldioxide en ontstaat vast calciumcarbonaat (ketelsteen). 33