STUDIEMATERIAAL SCHEIKUNDE VWO

Transcriptie

1 STUDIEMATERIAAL SCHEIKUNDE VWO

2 HOOFDSTUK 1 Instap De leerstof van deze moduul over bindingen en roosters sluit aan op de eerste moduul, de z o~enaamde bas!scursus;t Het onderwerp bindingen en roosters is van belang voor vniwel alle technische en natuurwetenschappelijke studierichtingen en beroepen. Om deze tweede moduul goed te kunnen verwerken, is het niet echt noodzakelijk de eerste moduul gedaan te hebben. Er is echter wel enige voorkennis nodig. De leerstof uit het 3e leerjaar van het dagonderwijs wordt als bekend verondersteld. HOOFDSTUK Il lonbinding en ionroost e r~ 1 Inleiding Het onderwerp bindingen en roosters heeft de bedoeling structuur te brengen in alle stoffen om ons heen. We maken in feite een indeling in soorten stoffen door te letten op enkele eigenschappen: elektrische geleiding, smeltpunt en nog een paar minder belangrijke. Vanuit die eigenschappen kun je dan terugredeneren naar de mogelijke opbouw van de stoffen. Dan kijk je plotseling niet meer naar eigenschappen van stoffen, maar naar deelljes: ionen, atomen, of molekulen. Steeds is er in dit hoofdstuk dus sprake van een heen-en-weer denken tussen eigenschappen en deeltjes. Let daar goed op. Inzicht in de samenhang tussen de deeltjesopbouw en de eigenschappen van de stof is één van de belangrijkste. zaken in de scheikunde. In de basiscursus (moduul 1) is het voorkomen en de opbouw van ionaire en molekulaire stoffen besproken in hoofdstuk 8. Daarbij zijn de ionbinding, atoombinding en metaalbinding kort behandeld. Kort herhalend: De ionbinding is een binding tussen positieve en negatieve ionen. door elektrostatische krachten. Dit komt voor bij metaalverbindingen. lonen zijn geladen deeltjes waarbij het aantal protonen en elektronen van elkaar verschillen. Stoffen met een ionbinding noemen we ionaire stoffen of zouten. In sommige leerboeken spreekt men wel van ionogene stof in plaats van zout of ionaire stof; allemaal verschillende benamingen voor hetzelfde: een stof die uit ionen is opgebouwd. De atoombinding is een binding tussen twee atomen (geen metaalatomen). De binding berust op de aanwezigheid van gemeenschappelijke (gezamenlijke) elektronenparen. Elk atoom levert per binding één elektron. Bij molekulaire stoffen, dat wil zeggen stoffen opgebouwd uit molekulen, is er binnen het molekuul steeds sprake van atoombindingen. De metaalbinding komt voor bij metalen. Van de metaalatomen is een deel van de elektronen minder stevig gebonden. Er zijn zogenaamde positieve atoomresten met daar tussen vrije elektronen. Deze vrije elektronen houden de atoomresten bij elkaar. Ook hier berust de binding op elektrostatische krachten. In het Periodiek Systeem staan de elementen naar opklimmend atoomnummer en naar eigenschappen gerangschikt. Zie voor het Periodiek Systeem BINAS tabel 39 en tabel Valentie of waardigheid In metalen als ijzer en zilver zijn de deeltjes (atomen) ongeladen. In combinatie met andere atoomsoorten kunnen zouten ontstaan waarin sprake is van ionen. Metaalionen zijn altijd positief geladen. Dit is na te gaan door gesmolten zouten te elektrolyseren. Steeds blijkt er dan een metaal te ontstaan aan de negatieve elektrode. 14

3 hoofdstuk Il lonbindingen en ionroosters Het is mogelijk om de grootte van de lading van de metaalionen te bepalen. Coulomb stuurde een bepaald aantal elektronen door een hoeveelheid vloeibaar natriumchloride en zilverchloride. Daarbij bleek, dat het aantal natriumatomen en zilveratomen, dat ontstond bij de negatieve elektrode, steeds gelijk was aan het aantal elektronen, dat hij door de oplossing had gestuurd. Bij elektrolyse van een koperchloride-oplossing vond hij echter half zoveel koperatomen als elektronen. De conclusie is, dat natrium- en zilver-atomen een lading 1 + hebben en koperionen een lading 2+. We zeggen ook wel: natrium en zilver hebben elektrovalentie i +, koper heeft elektrovalentie 2+. \ Metaien hebben steeds positieve elektrovalenties De andere elementen hebben steeds negatief geladen ionen en dus negatieve elektrovalenties. Ook hierbij komen verschillende ionladingen voor, bijvoorbeeld chloor heeft elektrovalentie 1- en zuurstof heeft elektrovalentie 2-. Nu volgt een tabel met de elektrovalenties van de meest voorkomende elementen. Hieruit blijkt, dat sommige metalen meer dan één elektrovalentie kunnen hebben. Metalen Elektrovalentie Na, K,Ag 1+ De meeste andere metalen 2+ Al 3+ Fe 2+,3+ Overige elementen Elektrovalentie H 1 + (1-) F, Cl, Br, 1 1- O,S 2- Merk op, dat je de elektrovalenties van een aantal atoomsoorten kunt afleiden uit het Periodiek Systeem. De metalen uit groep 1 hebben elektrovalentie 1 + en vormen dus eenwaardig positieve ionen. De metalen uit groep 2 hebben elektrovalentie 2+. De metalen uit groep 3 hebben elektrovalentie 3+. De elementen uit groep 17 hebben elektrovalentie 1- en de elementen uit groep. 16 hebben elektrovalentie 2- Waterstof is een uitzondering: meestal zijn er W ionen, maar soms ook W ionen. In plaats van valentie gebruikt men ook wel het woord waardigheid. 3 Verhoudingsformules Met behulp van de valenties kunnen we gemakkelijk de verhouding tussen de ionen in een ionaire stof (zout) vinden. We spreken niet over een molekuulformule, maar over een verhoudingsformule, omdat van een positief ion in een zout niet duidelijk is bij welk negatief ion het precies hoort. Meer hierover in paragraaf 5. Wel is het duidelijk, dat de verhouding van de positieve en negatieve ionen zodanig moet zijn, dat de de totale lading van het zout neutraal is. De totale positieve lading moet gelijk zijn aan de totale negatieve lading 15

4 w Moduul 2 Bindingen en roosters Enkele voorbeelden: aluminiumchloride Dit is een metaalverbinding (zout), die uit ionen bestaat. Aluminiumionen hebben valentie 3+ en chloride-ionen valentie 1-. Aluminiumchloride bestaat dus uit Al 3 + ionen en ei- ionen. De verhoudingsformule wordt dan: Al 3 +(Ci-) 3. Er zijn dus drie keer zoveel chloride-ionen als aluminiumionen. aluminiumoxide Aluminiumoxide is een metaalverbinding en bestaat dus uit Al 3 + ionen en ionen. Deze ionen komen in de stof voor in de verhouding 2 : 3. De verhoudingsformule wordt dan: (Al 3 +) 2 (0 2 -) 3 Opmerking: Meestal worden de ladingen van de ionen in verhoudingsformules weggelaten, voorbeeld: AICl 3, AIP 3 Vragen en opgaven 2.1 Wat worden de formules van de verbindingen tussen zilver en zuurstof, kalium en chloor, natrium en zwavel, magnesium en broom? 2.2 Hoeveel protonen en hoeveel elektronen bezit elk van de hieronderstaande ionen? a c1- b Mg 2 + c d Al Zoek de volgende elementen op in het Periodiek Systeem. Wat zal hun elektrovalentie zijn? Ca, S, Li, F, K, Na, F, 0, Ba, Be. 4 Naamgeving van ionaire stoffen De naam van ionaire stoffen (zouten) wordt gevormd door de naam van het metaal plus de naam van het andere element gevolgd door de uitgang '-ide'. Verbindingen met chloor heten dan chloride, met zuurstof oxide, met zwavel sulfide, met waterstof als negatief ion hydride. Sommige metalen hebben meer dan één valentie, zodat in de naamgeving daarin ook onderscheid gemaakt moet worden. Met een Romeins cijfer tussen haakjes wordt dan de valentie van het metaal achter het betreffende symbool aangegeven. Enkele voorbeelden: FeO heet ijzer(ll)oxide. IJzer is hier tweewaardig. Fe heet ijzer(lll)oxide. IJzer is dan driewaardig. Zo bestaan ook FeCl 2 en FeCl 3 De namen zijn dan ijzer(ll)chloride en ijzer(l l l)chloride. Opmerking: Er bestaan ook zouten waarin 3 of meer elementen voorkomen. Hierover later meer. Vragen en opgaven 2.4 Geef de riamen van de stoffen waarvan in paragraaf 3, opgave 2.1 de verhoudingsformules moesten worden opgesteld. 2.5 Geef de formules en de namen voor de verbindingen van ijzer met broom. 2.6 Geef de formules van nikkelfluoride, kwikoxide, magnesiumsulfide, kaliumbromide, zinkchloride, calciumfluoride, bariumoxide en zilverjodide. 2.7 Van het metaal chroom bestaan verschillende oxiden. Enkele formules: Cr0 2, Crp 3, Cr0 3 Geef de bijbehorende namen. 16

5 hoofdstuk Il lonbindingen en ionroosters Zorg ervoor dat je geen problemen hebt met het opstellen van verhoudingsformules van zouten, want dit is van groot belang voor het vervolg van de scheikundelessen. Wie niet om kan gaan met zoutformules komt later beslist 'in de knoei'. 5 Ion roosters Proef 2.1 Een gas wordt bij afkoelen een vloeistof en als we de vloeistof nog verder afkoelen, dan wordt de volgende aggregatietoestand bereikt, de vaste stof. Als het afkoelen langzaam gebeurt, ontstaan In de vaste toestand kenmerkende vormen: bijvoorbeeld naaiden, kubussen of pyramiden. Dit kan ook gebeuren bij het langzaam afkoelen van sterk geconcentreerde (zogenaamde verzadigde) oplossingen van bepaalde zouten. De gevormde kristallen zijn kenmerkend voor de stof. Iedere stof heeft zijn eigen kristalvorm. In de natuur is dit vaak moeilijk te zien. Er komen vaak onregelmatigheden voor als kristallen door elkaar heen zijn gegroeid. Vaak zijn kristallen ook beschadigd (afgesleten) of te klein om iets van de kristalvorm te zien. In natuurmusea zijn prachtige kristallen te bewonderen, maar ook de suikerpot en zoutpot zijn interessant. Kristallen Leg enkele suiker- en zoutkorrels op een donkere ondergrond. Bekijk ze goed met een loupe of vergrootglas. Vergelijk de korrels met elkaar. Let op de verschillen in kristalvorm. In een vaste stof zijn de deeltjes regelmatig gerangschikt. Dit patroon herhaalt zich in alle richtingen. We spreken van een rooster. De deeltjes kunnen zowel molekulen als atomen als ionen zijn. Een ionrooster is opgebouwd uit positieve er.i negatieve ionen. Als voorbeeld nemen we NaCI. Met behulp van röntgenstraling is men er achter gekomen, dat een natriumchloridekristal is opgebouwd uit een regelmatig netwerk van natrium- en chloride-ionen. Bij het kristalliseren omringt ieder natrium-ion zich met negatieve chloride-ionen. Een negatief chloride-ion daarentegen zal zich proberen te omringen met positieve natriumionen. Zo komen in het kristal afwisselend Na+ en c1- voor, zowel van links naar rechts als van boven naar beneden als van voor naar achter. =Na+ =Cr 2. 1 Schematische opbouw van het ionrooster van natriumchloride In het kristalrooster is niet precies aan te wijzen, welk Na... ion bij welk ei- ion hoort. Vandaar dat gezegd wordt: de verhoudingsformule is NaCI. Rekening houdend met de grootte van de ionen kunnen we een model bouwen van een stukje NaCl-kristal, dat er dan als volgt uit ziet. 17

6 Moduul 2 Bindingen en roosters Een sterk vergrote opn2me van een korreltje i'jaci is ernaast afgebeeld. 2.2 Model van een zeer klein deel van een Na Cl-kristal 2.3 Kristal van NaCI. In deze vergrote opname van een NaCl-korreltje bevinden zich honderden miljarden Na' en er ionen De eigenschappen van stoffen met een ionrooster kunnen verklaard worden uit de opbouw van dat rooster en de aard van de binding. De positieve en negatieve ionen worden op hun plaats gehouden door de sterke elektrostatische krachten, waarmee de ionen elkaar aantrekken. De ionen kunnen zich daardoor in het kristal niet bewegen, maar alleen op hun plaats heen en weer trillen. Doordat de ionen niet vrij kunnen bewegen, kan er geen sprake zijn van een elektrische stroom. De ionen zitten stevig op hun plaats; het kristal is daardoor hard. Pas onder grote druk (pletten, slaan) laten de ionen elkaar los en het kristal verkruimelt, het is bros. Om het kristal te laten smelten moeten de ionen zo sterk trillen, dat ze elkaar loslaten. Hiervoor is een hoge temperatuur nodig (vergelijk SINAS tabel 40b). Naarmate de aantrekkingskracht tussen de ionen groter is, is de ionbinding sterker. De stoffen zullen dan hogere smelt- en kookpunten hebben. Als het zout eenmaal gesmolten is dan kunnen de ionen wel vrij bewegen. Dan is er dus ook geleiding van elektriciteit mogelijk. Opmerking: Stoffen met een ionrooster lossen vaak goed op in water. Denk maar aan keukenzout. Daarbij worden dus sterke ionbindingen verbroken. Dit lijkt vreemd. Dat die zouten bij kamertemperatuur toch oplossen heeft te maken met de bijzondere eigenschapen van water. Hierover later meer. In het dagelijks leven komen zouten veel voor: soda, bitterzout, salmiak, keukenzout, aluin, kalk, gips, krijt, fluoridetabletjes, (harde) zeep. De namen en bijbehorende formules van die huishoudzouten komen later in moduul 3. Vragen en opgaven 2.8 Wat verstaan we onder een kristal? 2.9 Wat verstaan we onder een rooster? 2.1 O De stof magnesiumoxide is opgebouwd uit twee soorten ionen. a Welke ionen zijn dat? b Welke deeltjes trekken elkaar aan en en welke deeltjes stoten elkaar af in het MgO-kristal? c Waar zullen de aantrekkende krachten tussen de deeltjes groter zijn, in een MgO-kristal of in een NaCl-kristal? Verklaar het antwoord. d Zoek de smeltpunten van beide stoffen op in SINAS en probeer het verschil te verklaren Zouten zijn bij kamertemperatuur altijd vaste stoffen. Hoe verklaren we dit? 2.12 a Welke stoffen worden voorgesteld door de volgende notaties: Pb 2 +(Br-)2(I) en (Al 3 +)2(s 2 -)3(S) b Leg uit of deze stoffen de elektriciteit zullen geleiden. 18

7 hoofdstuk Il lonbindingen en ionroosters natriumchloride: smeltpunt 1083 K sterke ionbindingen smelten ionbindingen verbroken e e e 8 8 e e e ionrooster Doelstellingen e Samenvatting De elektrovalentie of waardigheid van een element komt overeen met de lading van de ionen van dat element. Metalen hebben positieve elektrovalenties. Alle andere elementen hebben een negatieve elektrovalentie. 2 Onder ionbinding verstaan we de binding tussen positieve en negatieve ionen door elektrostatische krachten. 3 De formule van ionaire verbindingen is een verhoudingsformule. De verhouding tussen positieve en negatieve ionen is zodanig, dat de stof als geheel neutraal is. 4 De naam van een ionaire stof, waarin slechts 2 elementen voorkomen, wordt gevormd door de naam van het metaal plus de naam van het andere element, met daarachter de uitgang -ide: bijvoorbeeld: Caf 2 = calciumfluoride. 5 Bij meer dan één waardigheid van het metaal wordt de waardigheid als een Romeins cijfer achter de naam van het metaal geplaatst. FeCl 3 = ijzer(lll)chloride, spreek uit: ijzer-drie-chloride. 6 Kristallen zijn opgebouwd uit regelmatig opgestapelde deeltjes. Het patroon dat deze deeltjes vormen, noemt men een (kristal)rooster. 7 Een ionrooster is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. 8 lonaire stoffen hebben een hoog smelt- en kookpunt en geleiden in de vaste toestand de stroom niet. Eenmaal gesmolten doen ze dit wel. Wat je nu moet kunnen In eigen woorden zeggen wat we verstaan onder: (elektro)valentie of waardigheid, verhoudingsformule, ionaire stof (zout), kristal(rposter}. Aangeven, dat metalen een positieve elektrovalentie hebben :en de andere elementen een negatieve elektrovalentie. Het aantal elektronen vaststellen, dat in een bepaald ion aanwezig is. De elektrovalentie noemen van de in hoofdstuk 2 genoemde elementen: Met behulp van het Periodiek Systeem de elektrovalentie voorspellen van de elementen in de hoofdgroepen. De verhoudingsformule opstellen van ionaire stoffen (zouten). als de naam of de elektrovalentie van de samenstellende ionen gegeven is. Uit een gegeven verhoudingsformule van een ionaire stof de mogelijke elektrovalenties van de samenstellende ionen afleiden. Aangeven wat we verstaan onder een ionbinding en waarop de ionbinding berust. lonaire stoffen een naam Q~ ec:1.1o,,11. De opbouw van een(kr.ista,tooster, respectievelijk ionrooster beschrijven. Eigenschappen van ionaire stoffen aangeven: smeltpunt, elektrische geleiding, brosheid. Verband leggen tussen de eigenschappen van ionaire stoffen en de opbouw van het ~rooster. Voorbeelden noemen van ionaire stoffen. 19

8 HOOFDSTUK lll Metaalbinding en metaalroosters 1 Metaalbinding Metalen zijn stoffen die bestaan uit één atoomsoort. Het zijn dus elementen. In formuletaal worden ze weergegeven met het symbool van het metaalatoom. Bijvoorbeeld: Vast ijzer heeft als formule Fe(s). In tegenstelling tot ionaire stoffen geleiden metalen de stroom wel in vaste toestand. Metalen zijn verder goed te vervormen, ze zijn niet bros. Er is hier geen sprake van positieve en negatieve ionen, dus is er ook geen ionbinding. We nemen aan, dat de metaalatomen in een stukje metaal niet alle elektronen even goed vasthouden. Een deel van de elektronen zwerft vrij door het metaal en springt over van het ene metaal-atoom op het andere. We spreken hier over zogenaamde vrije elektronen, die positieve atoomresten bij elkaar houden. We noemen dit metaalbinding. Het geheel is elektrisch neutraal: er is geen overschot of tekort aan elektronen. In elk metaal zijn dus voortdurend stroompjes aanwezig. Daar merk je niets van want dat gaat niet in één richting, maar 'kriskras'. Als we nu met een spanningsbron aan de ene kant van een stukje metaal elektronen toevoegen, dan schuiven alle elektronen een stukje op en aan de andere kant verdwijnen wat elektronen uit het stukje metaal. Dat opschuiven gebeurt nu wel in één richting; er is nu lading die zich duidelijk in één bepaalde richting beweegt. Er loopt stroom, maar het metaal als geheel blijft neutraal. Het overschot aan lading, dat toegevoegd wordt, moet dus ergens anders uit het metaal verdwijnen. In afbeelding 3.1 is de stroomgeleiding weergegeven Natrium tussen twee platen Als we een stukje natrium of een ander metaal met een spanningsbron verbinden, worden de elektronen in het metaal naar de positieve pool van de spanningsbron getrokken, terwijl van de negatieve pool weer elektronen in het metaal vloeien. De stroombron 'pompt' de elektronen rond. 2 Metaalroosters Bij een metaalbinding hebben we te maken met positief geladen atoomresten van de metalen en met vrije elektronen. De atoomresten zijn in een metaalkristal regelmatig gerangschikt. Dit is vergelijkbaar met een rooster zoals van NaCI, met dit verschil dat nu alle deeltjes hetzelfde zijn. We spreken van een metaalrooster. 20

9 hoofdstuk 111 Metaalbinding en metaalroosters Omdat de ene atoomrest de andere niet aantrekt, kunnen de lagen in het rooster gemakkelijk over elkaar heen schuiven. Daardoor is metaal zachter dan een stof als NaCI en is metaal pletbaar. vóór na (kristal nog intact) 3.2 Vervorming Men kan het schuiven van de lagen minder gemakkelijk maken en daarmee de buigzaamheid en de pletbaarheid van het metaal verminderen. Dit doet men door legeringen te maken, mengsels van metalen. In het rooster zijn dan niet alle deeltjes even groot en de laagjes schuiven daardoor minder gemakkelijk. In plaats van legeringen kan men ook mengsels maken van bijvoorbeeld ijzer en koolstof. Zo maakt men staal door C-atomen in te bouwen in een ijzerrooster. Hoe meer C-atomen er in gebracht worden, des te harder wordt het ijzer. Maar de kans op breuk wordt dan ook groter. Staal bevat weinig koolstof; het is sterk en buigzaam. Gietijzer bevat meer koolstof en is daardoor harder maar ook bros. Het breekt gemakkelijk. Behalve de al genoemde eigenschappen (stroomgeleiding en pletbaarheid) bezitten metalen vaak een glans, hun smelt- en kookpunt ligt in het algemeen hoog en ze blijken ook warmte goed te geleiden. Tenslotte: Net als bij de ionbinding werken in de metaalbinding elektrische krachten: aantrekking tussen + en -, afstoting tussen + en + of - en -. Dat deze elektrische krachten sterk zijn, blijkt wel uit de hoge smeltpunten van zowel ionaire stoffen als de metalen. Er zijn wel uitzonderingen zoals kwik, een vloeibaar metaal. Denk erom dat legeringen een wisselende samenstelling hebben. Het zijn dus mengsels en geen verbindingen. Let in de eigen omgeving eens op het gebruik van metalen. De grote vijf zijn ijzer, aluminium, lood, koper en zink. Met een 1,5 volt batterij en een fietslampje is het niet moeilijk te controleren, dat alle metalen de stroom goed geleiden. Vragen en opgaven 3.1 Wat wordt verstaan onder de metaalbinding? 3.2 Noem twee verschillen in eigenschappen tussen een stof met een ionrooster en een stof met een metaalrooster. Noem ook de verschillen in deeltjesopbouw. 3.3 Beredeneer of vloeibaar metaal ook in staat is om de elektrische stroom goed te geleiden. 3.4 Zoek in SINAS de samenstelling op van de legeringen brons, messing en roestvrij staal. 3.5 Hoe komt het dat een stukje zink geen mooie metaalglans heeft en goud wel? 3.6 Een legering is meestal harder dan één van de aanwezige metalen in zuivere vorm. Geef hiervoor een verklaring. 21

10 Moduul 2 Bindingen en roosters ijzer: smeltpunt 1318 K sterke metaalbindingen smelten metaalbindingen verbroken Samenvatting 1 Metalen bestaan uit positieve atoomresten en vrije elektronen. 2 De vrije elektronen verklaren de stroomgeleiding in vaste en in gesmolten metalen. 3 De metaalbinding is een sterke binding door de sterke elektrostatische krachten tussen de atoomresten en de vrije elektronen. Hierdoor hebben metalen een hoog smelt- en kookpunt (uitzondering kwik). 4 Door de bouw van het metaalrooster zijn metalen als materiaal sterk, maar wel buigzaam en pletbaar. Wat je nu moet kunnen Aangeven wat we verstaan onder een metaalbinding en waarop de metaalbinding berust. Uitleggen, waarom legeringen harder zijn dan zuivere metalen. Eigenschappen van metalen aangeven: vervormbaarheid, elektrische geleiding, smeltpunt. Verband leggen tussen de eigenschappen van metalen en de opbouw van het metaalrooster. metaalrooster 22

11 HOOFDSTUK IV Atoombinding en polaire binding 1 Atoombinding en covalentie Molekulaire stoffen bestaan uit molekulen. Molekulen kunnen we opvatten als een groep bij elkaar behorende atomen. De atomen in een molekuul zijn onderling met elkaar verbonden. De structuurformule geeft aan hoe de atomen in een molekuul met elkaar verbonden zijn. Hieronder staan enkele voorbeelden van structuurformules. H H H H-H 1-1 H-C-C-H H-C-OH H H H waterstof jood ethaan methanol 4. 1 Structuurformules Zoals we zien, zijn dit géén metaalverbindingen. In molekulaire stoffen is er tussen de atomen geen ionbinding, maar een atoombinding. Bij de atoombinding (of: covalente binding) blijken de elektronenwolken van twee naburige atomen gedeeltelijk samen te gaan. Elk atoom levert een elektron voor de nieuwe elektronenwolk. Je kunt dit als volgt aangeven: H:H H:o:H H H:c:H enz. H waterstof water methaan Iedere stip stelt een elektron voor. In de structuurformule wordt zo'n atoombinding aangegeven met een streepje tussen de symbolen van de atomen. Een atoombinding wordt tot stand gebracht door twee elektronen, en elk atoom levert dan één elektron. De twee elektronen noemt men een bindend elektronenpaar of gemeenschappelijk elektronenpaar. leder streepje in een structuurformule stelt dus twee elektronen voor. Het aantal bindingsmogelijkheden van een atoom noemen we de covalentie van een atoom. Zo is de covalentie van een waterstofatoom 1 en die van een koolstofatoom 4. Hieronder staan de covalenties van een aantal atoomsoorten gegeven. Meestal worden alle bindingsmogelijkheden van een atoom gebruikt. Daarbij zijn ook dubbele en in sommige gevallen zelfs drievoudige bindingen mogelijk. Van een stof met een dubbele binding is een voorbeeld getekend. 23

12 Moduul 2 Bindingen en roosters symbool covalentie H, F, Cl, Br, 1 1 O,S 2 N,P 3 C, Si 4 H H \ / C=C / \ H H 4.2 Covalenties van een aantal atoomsoorten Structuurformule van een stof met een dubbele atoombinding Bij waterstof, zuurstof, stikstof en de halogenen is er in de molekulen sprake van atoombinding tussen atomen van dezelfde soort. Dit levert de al bekende molekuulformules als H 2, 0 2, Cl 2. Hieronder staat getekend hoe we ons de atoombinding tussen 2 atomen waterstof voorstellen. H-H 4.3 Atoombinding in een molekuu/ waterstof De elektronen in het gemeenschappelijke elektronenpaar worden aangetrokken door de beide positieve kernen. Zo komt de binding tot stand. Bij zuurstof bestaat een dubbele binding en bij stikstof een drievoudige binding: O=O Atoombindingen zijn sterke bindingen. Molekulen blijven intact tot een temperatuur van ongeveer 500 C. Daarboven breken de meeste atoombindingen: de stoffen ontleden. Vragen en opgaven 4.1 Geef de molekuulformules van alle in deze paragraaf genoemde stoffen. 4.2 Teken de structuurformules van de volgende stoffen: a ammoniak, NH 3 b chloor, Cl 2 c ethyn, C 2 H 2 d koolstofdioxide, co2 e waterstofchloride, HCI f een 'CFK', C 2 H 2 Cl 2 F Ook de atoombinding heeft in zekere mate een elektrostatisch karakter. a Leg deze uitspraak uit. b Betekent dit, dat molekulaire stoffen de stroom geleiden? Leg uit. IÎO\J n'~ i- i.. G..._; Q..Q :J ( 2 Polaire atoombinding ) Bij de atoombinding hebben we ons voorgesteld, dat er een elektronenpaar midden tussen de atomen zorgt voor de binding. Het elektronenpaar ligt alleen bij atomen van dezelfde soort precies in het midden. Bij ongelijksoortige atomen blijkt

13 hoofdstuk IV Atoombindingen en polaire binding 4 Naamgeving van de molekulaire stoffen De naamgeving van de molekulaire stoffen verschilt enigszins van die van de ionaire stoffen (zouten). De aantallen atomen van de verschillende elementen worden aangegeven met de Griekse telwoorden. mono = di 2 tri = 3 tetra 4 penta 5 Het element waar het minste aantal atomen van aanwezig is, staat gewoonlijk voorop. Zuurstofverbindingen heten oxiden, zwavelverbindingen heten sulfiden, chloorverbindingen heten chloriden. Een aantal voorbeelden om dit te verduidelijken: S0 3 zwaveltrioxide P difosforpentaoxide CS 2 koolstofdisulfide Si C1 4 siliciumtetrachloride Let ook op het verschil in naamgeving tussen molekulaire en ionaire stoffen: Fe 2 S 3 ijzer(lll)sulfide en CS 2 : koolstofdisulfide CaO calciumoxide en CO: koolstofmonooxide. De koolwaterstoffen hebben een eigen naamgeving die van bovenstaande regels afwijkt. Hierover later meer. Vragen en opgaven 4.1 O Geef de namen van de volgende stoffen: S0 2, H 2 S, NO 4.11 Geef de molekuulformules van de volgende stoffen: - distikstoftetraoxide - (mono)fosfortrichloride Nog wat afsluitende opmerkingen bij dit hoofdstuk. Metaalverbindingen zijn altijd ionair. Dus in verbindingen zijn de metalen altijd in ionvorm aanwezig. Bij de andere elementen is dit niet zo. Die kunnen elektrovalent (als ion) of covalent (gebonden via gemeenschappelijke elektronenparen) aanwezig zijn. Bij het bepalen en onthouden van de valenties kan het Periodiek Systeem (zie SINAS) van nut zijn. In de koolstofchemie (ook organische chemie genoemd) speelt de atoombinding een belangrijke rol. Het aantal stoffen met atoombindingen is enorm en er worden er nog dagelijks nieuwe bijgemaakt. Door de notatie op papier wordt vaak de indruk gewekt, dat molekulen 'plat' zijn. Dat is verwarrend. In feite zijn er maar heel weinig stoffen met platte molekulen. Het kan verhelderend zijn om met behulp van molekuulmodellen naar de ruimtelijke structuur van molekulen te kijken en zeker als het erom gaat om de eigenschappen van de stof te verklaren. Wie moeite heeft zich iets ruimtelijk voor te stellen kan op school vragen naar de bouwdoos voor het maken van molekuulmodellen. De ruimtelijke structuur is met name van belang als het erom gaat of een stof polair is. Polaire bindingen binnen een molekuul kunnen elkaars werking opheffen, vergelijkbaar met twee kerels die even hard touw trekken. Er is een eenvoudige praktische manier om vast te stellen of de molekulen van een molekulaire stof 27

14 Moduul 2 Bindingen en roosters dipolen zijn. Als de stof redelijk tot goed oplosbaar is in water is dit het geval. Meer hierover in hoofdstuk 5. Samenvatting 2 ( 4 5 ( 6 ( 7 8 Als twee atomen gebonden zijn door een gemeenschappelijk elektronenpaar, spreekt men van een atoombinding of covalente binding. Ook dubbele en drievoudige bindingen zijn mogelijk. De covalentie van een atoom geeft aan het aantal atoombindingen, dat een atoom kan aangaan. Een polaire (atoom)binding is een atoombinding tussen ongelijksoortige ") atomen, waarbij het bindende elektronenpaar verschoven is (in de richting van het zuurstof-, stikstof- of chlooratoom. Bij een polaire binding wordt het ene atoom een klein beetje positief, o+, en het andere atoom een beetje negatief, o-. Als in een molekuul met één of meer polaire bindingen de zwaartepunten van de ladingen niet samenvallen, dan is er sprake van een dipool. Molekulaire stoffen met een dipool noemt men polaire stoffen, molekulaire stoffen zonder een dipool apolaire stofffily De stof methaan en vele andere molekulaire stoffen hebben de tetraëderstructuur. Bij de naamgeving van molekulaire stoffen worden de Griekse telwoorden gebruikt om de aantallen atomen van een soort in een molekuul aan te geven. Doelstellingen Wat je nu moet kunnen c- (- In eigen woorden zeggen wat we verstaan onder: structuurformule, molekuulformule, dubbele binding, drievoudige binding, ( dipoolmolekuul)en tetraëder-structuur. Aangeven wat we verstaan onder een atoombinding of covalente binding en waarop deze binding berust. De covalentie noemen van C, H, N, 0, S, en halogenen. Uitleggen wat het verschil is tussen een gewone atoombinding en een polaire\ atoombinding. ) In structuurformules atoombindingen(en polaire bindingen} op de juiste wijze aangeven. Aan de hand van de structuurformule van een stof kunnen aangeven of die) stof polair of apolair is. De naam geven van molekulaire stoffen met twee-atomige molekulen. Voorbeelden noemen van polaire en apolaire stoffen. } 28

15 HOOFDSTUK V Molekuulrooster en atoomrooster 1 Vanderwaalskrachten De meeste stoffen met atoombindingen bestaan uit molekulen. Er zijn dan wel sterke krachten binnen de molekulen (waardoor de atomen bij elkaar worden gehouden), maar slechts zwakke krachten tussen de molekulen onderling. Deze zwakke aantrekkende krachten tussen de molekulen heten naar de Nederlander J.D. van der Waals ( ) vanderwaalskrachten. Bij lagere temperatuur zijn de vanderwaalskrachten sterk genoeg om een binding, de vanderwaalsbinding, tussen de molekulen te handhaven. De molekulen blijven dan bij elkaar. Dit is het geval in de vloeibare en in de vaste fase. Als nu de temperatuur verhoogd wordt, dan gaan de molekulen sneller bewegen (trillen op een vaste plaats). De beweging kan zo heftig worden, dat de molekulen elkaar los moeten laten en langs elkaar gaan bewegen. De stof wordt dan vloeibaar. Als de beweging zo sterk wordt, dat de molekulen elkaar loslaten, dan wordt de vanderwaalsbinding geheel verbroken. Dit is het geval als de stof verdampt. Naarmate de vanderwaalsbinding tussen de molekulen sterker is, zal het kookpunt van de stof hoger liggen. Men heeft stoffen onderzocht waarvan molekulen gelijksoortig in bouw zijn. Dan blijkt: hoe groter de molekulen (dus hoe groter de molekuulmassa), des te hoger is het kookpunt van de stof. De vanderwaalskrachten moeten dus wel samenhangen met de molekuulmassa. Gebleken is, dat de ~an de vanderwaalskrachten a~h~gt~?jlh~t_ to!aal aé:intalelektron_e_nj.o_hetrnolekuuj. Rë)eQroter het moleküui is, des te meer atomen en dus des te meer elektronen er zijn. De bouw van het molekuul is ook belangrijk. In de volgende tabel staan de molekuulformules en de kookpunten van enkele stoffen. stof molekuulformule kookpunt methaan CH4 112 K ethaan C2Hs 185 K propaan C3Ha 228 K butaan C4H K ether C4H K benzeen CsHs 353 K Vragen en opgaven 5.1 a Welke van de stoffen in bovenstaande tabel zijn bij kamertemperatuur gasvormig en welke vloeibaar? b Welke van bovenstaande stoffen heeft de grootste vanderwaalskrachten tussen de molekulen en welke stof de kleinste? Leg uit. c Bereken met behulp van het Periodiek Systeem het aantal elektronen in een molekuul benzeen en een molekuul ether. Kijk naar de tabel met kookpunten en trek een conclusie. 29

16 Moduul 2 Bindingen en roosters 5.2 Macromolekulen zijn reuzemolekulen. Zetmeel, eiwitten en plastics bestaan uit macromolekulen. Verklaar waarom macromolekulaire stoffen bij kamertemperatuur vaste stoffen zijn. methaan: smeltpunt 91 K slechts zwakke vanderwaalskrachten tussen de molekulen 2 Molekuulrooster In een kristal jodium vinden we steeds twee joodatomen dicht bij elkaar en dan op wat grotere afstand weer twee andere joodatomen. Aangenomen wordt, dat de twee joodatomen een 1 2 -molekuul vormen en dat we hier te maken hebben met een molekuulrooster. smelten + zwakke vanderwaa/skrachten verbroken atoomblndingen niet verbroken molekuulrooster 5. 1 ~model van jood: atoom- en vandetwaa/sbinding in één kristal De molekulen in het rooster worden door de relatief zwakke vanderwaalskrachten bij elkaar gehouden, terwijl in de molekulen sprake is van sterkere atoombindingen. Door de zwakke bindingen tussen de molekulen smelten stoffen met een molekuulrooster al bij vrij lage temperatuur. Tot de groep stoffen met molekuulroosters behoren vrijwel alle stoffen waarin geen metalen voorkomen, bijvoorbeeld vele organische stoffen zoals suiker, vet en paraffine. In tegenstelling tot NaCI, waar we slechts van verhoudingsformules kunnen spreken, zien we bij stoffen met een molekuulrooster duidelijk aparte molekulen. We kunnen hier dus van molekuulformules spreken. Alle stoffen, die onder normale omstandigheden in de gasfase voorkomen, zijn molekulaire stoffen. Voorbeelden hiervan zijn zuurstof en ammoniak. Ook bijna alle vloeistoffen zijn molekulair, zoals bijvoorbeeld water en pentaan. Vaste stoffen, waarvan het smeltpunt lager is dan 300 C, bestaan meestal ook uit molekulen. Hiertoe behoren zwavel en kaarsvet. Vragen en opgaven 5.3 Druivesuiker heeft de formule C 6 H a Leg uit, dat druivesuiker een molekulaire stof is. b Als druivesuiker verwarmd wordt, gaat de suiker eerst smelten en daarna ontleden. Welk type binding wordt verbroken in elk van beide processen? 5.4 Welke bindingen worden verbroken bij: a het verdampen van koolstofdisulfide; b het verdampen van kwik; c het oplossen van jood in alcohol; d het ontleden van water in waterstof en zuurstof? 30

17 hoofdstuk V Molekuulrooster en atoomrooster 5.5 In welke van de gevallen a t/m d van vraag 2 worden er tijdens het proces weer nieuwe bindingen gevormd? Geef aan welke bindingen het dan zijn. ;:".- ~.'. :. /,;. < ~...r ' '!./ _". diamant: smeltpunt 3823 K 3 Atoomrooster Van diamant is bekend dat het uit alleen koolstofatomen bestaat. Het blijkt zo te zijn, dat in diamant ieder koolstofatoom covalent aan 4 andere koolstofatomen gebonden is. Hieronder staat het rooster van diamant getekend. smelten atoombindingen verbroken atoom rooster Vragen en opgaven 5.2 Rooster van diamant We zien een groot netwerk van koolstofatomen en atoombindingen in een tetraëderstructuur. Zo'n doorlopende ruimtelijke structuur van covalent gebonden atomen noemen we een atoomrooster. Aangezien alle koolstofatomen in een diamant onderling zijn verbonden, kunnen we zeggen, dat een diamant eigenlijk één heel groot molekuul is. De atoombindingen zijn sterk, dus het smeltpunt van dit soort stoffen is erg hoog en ze zijn bijzonder hard. Er is geen geleiding van elektrische stroom en de stoffen lossen niet op in enig oplosmiddel. Behalve diamant behoren slechts enkele stoffen tot de stoffen met een atoomrooster. Voorbeelden zijn carborundum (SiC) en diverse gesteenten, waaronder kwarts (Si0 2 ). Bij stoffen met een atoomrooster is geen sprake van een molekuulformule, maar van een verhoudingsformule. 5.6 Geef kort weer wat bedoeld wordt met een atoomrooster. 5.7 a Teken een stukje kwarts in het platte vlak. Houd rekening met de covalenties van de atomen. b Zoek in SINAS tabel 1 O de smeltpunten op van diamant, kwarts en silicium. c Wat voor structuur zou silicium kunnen hebben, gezien de uitkomst van 5.7b? 5.8 Verklaar het hoge smeltpunt van diamant. 5.9 Wat is het verschil (zijn de verschillen) tussen een stof met een atoomrooster en een stof met een molekuulrooster? 5.1 O In welk roostertype zijn de volgende stoffen in de vaste fase gekristalliseerd: Na, Cl 2, NaCI, HCI, MgO, He, Si0 2, Hg? 31

18 Moduul 2 Bindingen en roosters Nog wat afsluitende opmerkingen bij dit hoofdstuk. De algemene regel, dat vaste stoffen met een smeltpunt lager dan 300 C moleku lair zijn, is een vuistregel. Er bestaan enkele uitzonderingen. Maar als een stof bij verwarming begint te roken, roeten, schroeien, stinken, of smelten kun je er vrijwel zeker vafl zijn, dat er een molekuulrooster is. Dat betreft dus heel veel stoffen. In sommige leerboeken spreekt men ook wel over molekuulbinding in plaats van vanderwaalsbinding. Dit sluit mooi aan bij: een ionbinding is een binding tussen ionen, een atoombinding is een binding tussen atomen, een molekuulbinding is een binding tussen molekulen. Toch is de naam vanderwaalsbinding meer geaccepteerd. Zo staat het ook in het examenprogramma. Er bestaan veel meer molekulaire stoffen dan ionaire stoffen. Stoffen met een atoomrooster komen nog minder voor. Van de miljoenen stoffen die we kennen, zijn er hooguit 1000 met een atoomrooster. Toevalligerwijs zitten daar wel stoffen bij die erg wijd verbreid voorkomen. Vrijwel alle gesteenten behoren er namelijk toe. Dit zijn bijna allemaal siliciumverbindingen. We vonden dit belangrijk genoeg om het atoomrooster te behandelen. Maar officieel behoort het atoomrooster niet tot de verplichte havo-leerstof. Samenvatting Vanderwaalsbindingen zijn zwakke bindingen tussen molekulen. De sterkte van de vanderwaalsbinding hangt samen met de grootte van het molekuul; hoe groter het molekuul, des te groter de vanderwaalskrachten, des te steviger de vanderwaalsbinding en des te hoger het smelt- en kookpunt. 2 Een molekuulrooster is een kristalrooster, waarin de molekulen bijeen gehouden worden door vanderwaalsbindingen. 3 Een kristalrooster, waarbij de atomen in een doorlopende netwerkstructuur bijeengehouden worden door atoombindingen heet een atoomrooster. Bijvoorbeeld diamant. Doelstellingen Wat je nu moet kunnen In eigen woorden zeggen wat we verstaan onder: vanderwaalsbinding, vanderwaalskrachten, atoomrooster en molekuulrooster. Eigenschappen van molekulaire stoffen aangeven: laag smeltpunt respectievelijk kookpunt, slechte geleiding. Verband kunnen leggen tussen de eigenschappen van molekulaire stoffen, het voorkomen van vanderwaalsbindingen en de opbouw van het kristalrooster. Eigenschappen van stoffen met een atoomrooster aangeven: zeer hoog smeltpunt, grote hardheid, nergens in oplosbaar. Verband kunnen leggen tussen de eigenschappen van stoffen met een atoomrooster en de netwerkstructuur van dat atoomrooster. Aangeven, dat de sterkte van de vanderwaalskrachten samenhangt met de bouw van het molekuul en het aantai elektronen in dat molekuul. Aangeven, dat de vanderwaalsbinding aanzienlijk zwakker is dan de atoombinding en ionbinding. Aan de hand van een gegeven formule en/of eigenschappen van een stof voorspellen wat voor soort kristalrooster die stof heeft. Voorbeelden noemen van stoffen met een atoomrooster en stoffen met een molekuulrooster. 32

19 ~ c 1\) rooster ion rooster metaalrooster deeltjesopbouw deeltjes ionen pos. atoomresten vrije elektronen eigenschappen binding smeltpunt oplosbaar in water ionbinding hoog meestal goed metaalbinding hoog nee geleiding elektriciteit vast: nee vloeibaar: ja voorbeeld metaalverbindingen ionaire stoffen (zouten) 0 1 < CD.., N (") ::r.-+ en en (") ::r CD ja metalen 3 ru QJ. ::l 9: ::l <Cl CD ::l CD ::l (fl.-+ CD... (fl (,) CX> molekuulrooster molekulen binnen molekuul: laag nee behalve bij atoombinding waterstofbrug (gewoon of polair) tussen molekulen: vanderwaals of waterstofbrug nee molekulaire stoffen atoomrooster atomen atoombindingen hoog nee (doorlopend netwerk) nee diamant gesteente

20 Herhalingsvragen moduul 2 Neem eerst alle samenvattingen door en beantwoord dan de volgende vragen over formules en bindingen. Geef de formules van de volgende verbindingen a calciumjodide j fosforpentachloride b ijzer(lll)oxide k koperchloride c magnesiumchloride 1 nikkeloxide d siliciumtetrafluoride m tinsulfide e kwiksulfide n waterstofbromide f aluminiumfluoride o joodchloride g zilverchloride p loodjodide h zinksulfide q bariumoxide distikstofmonooxide r magnesiumfluoride 2 Geef een andere naam voor: a atoombinding b ionbinding 3 Hoeveel elektronen heeft het atoom stikstof gemeenschappelijk met de atomen waterstof in een molekuul ammoniak? 4 Welke valentie hebben de elementen in hoofdgroep 1, 2, 3, i 6 en 17 van het Periodiek Systeem? 5 Welk type binding is aanwezig in de volgende stoffen: a ijzer e koolstofmonooxide b chloor f aluminiumoxide c ijzer(lll)fluoride d natriumbromide g bariumchloride h butaan (C 4 H, 0 ) 6 Welk type bindingen wordt verbroken bij het verdampen van: a vloeibaar fluor b vloeibaar kwik c vast natriumchloride d vast jood Onderstaande gassen bevinden zich tussen twee geladen platen. De ) bovenste plaat is positief geladen, de onderste plaat is negatief geladen. Teken van ieder gas de ruimtelijke structuur die de molekulen bij voorkeur zullen innemen. Vermeld ook als er geen voorkeurspositie is. a methaan b chloormethaan (CH 3 CI) c dichloormethaan (CH 2 Cl 2 ) d koolstoftetrachloride e koolstofdioxide f ammoniak 39

21 Moduul 2 Bindingen en roosters Herhalingsvragen over kristalroosters 8 Welke van onderstaande beweringen zijn waar, en welke zijn niet waar? a In een metaalrooster kunnen positieve ionen zich vrij bewegen. b In een ionrooster kunnen elektronen zich vrij bewegen. c In een metaalrooster kunnen elektronen zich vrij bewegen. 9 Welke bindingen bestaan er bij de molekulen in een kristal jood: a tussen de atomen in ieder molekuul b tussen de molekulen 1 O Welke roostertypen hebben onderstaande stoffen in de vaste toestand? Kies uit: atoomrooster, ionrooster, metaalrooster of molekuulrooster. a koper h kwik b natriumchloride water c chloor j calciumoxide d diamant k kwarts e magnesium 1 methaan f aluminiumoxide m argon g stikstof 11 Welk(e) roostertype(n) kan een stof hebben, die a bij kamertemperatuur vast is; b bij kamertemperatuur vloeibaar is; c bij kamertemperatuur gasvormig is; d in vaste toestand de elektrische stroom geleidt; e in vloeibare (gesmolten) toestand de elektrische stroom geleidt? 12 Welke typen bindingen komen voor in de kristallen van de volgende stoffen? (Bij aanwezigheid van molekulen moeten twee soorten krachten worden genoemd: in de molekulen en tussen de molekulen.) a water b bariumfluoride c koolstofdioxide d koper e monobroommethaan (CH 3 Br) 13 Geef van onderstaande stoffen aan, of ze: apolair, polair of ionair zijn. a natriumfluoride b methanol (CHPH) c jood d tetrabroommethaan (CBr 4 ) e water f kaliumsulfide g broom 40

22 Inhoudsopgave Moduul 3 Zouten HOOFDSTUK 1 Instap i Inleiding 2 Instapniveau 3 Instaptoets pag HOOFDSTUK 11 Zouten : 1 if 1 '! 1 :r!l Il 'I 'i il :/ i ll!i f: 1 1 1/' 1. ;. \ ' ' 1 Wat zijn zouten? 2 Namen en formules HOOFDSTUK 111 Oplossingen Zouten en water 51 2 Practicum oplosbaarheid (geprogrammeerde instructie) 54 3 Oplosbaarheidstabel 61 HOOFDSTUK IV Neerslagen Neerslagreacties 63 2 Toepassingen 66 HOOFDSTUK v Zeep 69 HOOFDSTUK VI Samenvatting en proefwerkopgaven 7 4 l 1!!! 1

23 HOOFDSTUK 1 Instap 1 Inleiding Deze moduul gaat over zouten. Dat zijn ontleedbare stoffen oftewel verbindingen. In dit hoofdstuk staan enkele algemene aanwijzingen en een instaptoets. Vervolgens houden we ons in hoofdstuk Il bezig met het enkele eigenschappen van zouten, de naamgeving en formules en we kijken onder andere naar wat gebeurt als we zouten verwarmen. In hoofdstuk 111 leer je het een en ander over het gedrag van zouten in water en de oplosbaarheidsregels die daarvoor gelden. In water opgeloste zouten kunnen reageren waarbij andere zouten ontstaan, die niet oplosbaar zijn. We krijgen dan een neerslag. Dit komt aan de orde in hoofdstuk IV samen met toepassingen van die neerslagreacties. In hoofdstuk V gaan we in op de hardheid van water en de werking van zeep. Hoofdstuk VI is het afsluitende hoofdstuk. Hierin kijk je terug op wat je doorwerkte en je oefent aan de hand van wat grotere opgaven, zoals ook op een proefwerk zouden kunnen worden gesteld. 2 Instapniveau We gaan er van uit dat je de stof van de eerste twee modulen 'Basiscursus scheikunde' en 'Bindingen en roosters' beheerst. Dat betekent niet dat je deze per se moet hebben bestudeerd. 3 Instaptoets Deze toets bestaat uit 14 vragen over een aantal belangrijke begrippen, die je nodig hebt om deze module te kunnen bestuderen. Maak de toets in één keer. Controleer na afloop - en niet eerder - je resultaat. De antwoorden kun je vinden in de bijlage. Herhaal voordat je verder gaat de onderdelen waarvan je het antwoord fout had. 1.1 Wat is een verbinding, oftewel een ontleedbare stof? 1.2 Hoe kun je aan de formule zien of een stof ontleedbaar is? 1.3 Wat zijn ionen? 1.4 Waarom hebben stoffen die uit ionen be:lstaan in het algemeen een hoog smeltpunt? 1.5 Leg uit dat stoffen die uit ionen zijn opgebouwd in vaste toestand niet, maar in gesmolten toestand wel elektrische stroom geleiden. 1.6 Geef de reactie tussen aluminium en chloor tot aluminiumchlodde in een reactievergelijking weer Geef de formules van het a kalium-ion b tin(iv)-ion c oxide-ion d zilver-ion e magnesium-ion f bromide-ion 43

24 Moduul 3 Zouten g h lood(ll)-ion calcium-ion 1.8 Geef de namen van de volgende ionen: a Mg 2 + b Ba 2 + c F- d Fe 3 + e Na t c1- g Cu 2 h s Hoe zie je het verschil tussen een oplossing en een suspensie? 1.1 O Welke kleuren kan een oplossing hebben? 1.11 Welke kleuren kan een suspensie hebben? 1.12 Hoe kun je een suspensie scheiden? 1.13 Hoe kun je een oplossing scheiden? 1.14 Leg uit of leidingwater een zuivere stof is. 44

25 HOO DSTUK Il Zouten 1 Wat zijn zouten? Eigenschappen van zouten Het woord 'zout' heeft in het vak scheikunde een andere betekenis dan in het dagelijks leven. Chemici verstaan onder een zout een stof, die behoort tot een hele groep stoffen, de zouten. De stof die we in het dagelijks leven zout noemen, en we voortaan met keukenzout aanduiden, is slechts één van die groep. In huis komen we er trouwens meer zouten tegen: kristalsoda, pokon, de vochtvreter van Bison. Dit zijn alle witte vaste stoffen, maar er bestaan ook zouten met een andere kleur. Wanneer noem je een stof eigenlijk een zout? In de basiscursus, maar ook in moduul 2, is het begrip zout al even aan de orde geweest. Als je naar eigenschappen kijkt, blijken zouten stoffen te zijn, die in het algemeen een hoog tot zeer hoog smeltpunt hebben en dus bij kamertemperatuur de vaste toestand hebben. Je kunt stoffen, dus ook zouten, nog op een andere manier beschouwen: als een verzameling deeltjes. Uit onderzoek blijkt, dat alle zouten uit ionen bestaan. Dit leidt tot een gemakkelijk te hanteren definitie: Zouten zijn stoffen die uit positieve en negatieve ionen zijn opgebouwd. Op die ionen komen we in de volgende paragraaf terug. In de volgende proef wordt onderzocht wat er kan gebeuren als we zouten gaan verhitten. Proef 2.1 Het verhitten van enkele zouten Nodig enkele hardglazen reageerbuizen een spateltje de brander een reageerbuisknijper de zouten: salmiak kristalsoda keukenzout blauw kopersulfaat Vragen bij de proef Uitvoering Doe telkens van één zout een mespuntje of klein schepje in een buis. Zorg ervoor dat je de buizen met behulp van een stift gemerkt hebt. Verwarm de buizen één voor één, eerst zachtjes dan met een hetere vlam. Schrijf voor elk van de zouten je waarnemingen op. 1 Lukte het om het keukenzout te smelten? Zo nee, hoe zou je dat smelten dan wel kunnen bereiken? 2 Geef een verklaring voor de waarnemingen bij het verwarmen van salmiak. 3 Welke vloeistof denk je dat je boven in de buis van de kristalsoda ziet? 45

26 Moduul 3 Zouten Keukenzout heeft een tamelijk hoog smeltpunt. Afhankelijk van de kwaliteit van de brander, bereik je dit net wel of net niet. Overigens begint bij de hoge temperatuur het glas van veel buizen ook al wat zachter te worden. Glas is een mengsel van zouten. Kristalwater Bij de salmiak gebeurde iets anders. De vaste stof 'verdween'. Hij bleef niet vast, maar werd ook niet vloeibaar. De toestand van de salmiak veranderde van vast naar gasvormig. Men noemt dit proces wel sublimeren. Als je goed hebt gekeken zag je bovenin de buis (het koude deel) een witte vaste stof komen. Door de afkoeling werd het gasvormige salmiak daar weer vast. In de buis met kristalsoda gebeurde weer iets anders. De inhoud van de buis werd vloeibaar. Toch is de soda niet gesmolten. De vloeistof, die in de buis ontstaat is een oplossing. We kunnen dat als volgt verklaren. Kristalsoda is niet alleen opgebouwd uit ionen, maar bevat ook watermolekulen. Dat komt bij meer zouten voor. Men noemt dat water in zo'n kristal, kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat, noemt men een hydraat. Door zo'n hydraat te verwarmen ontwijkt het water en als je doorgaat met verwarmen verdampt het. Je houdt dan watervrije soda over, die overigens weer heel gemakkelijk water opneemt. Op deze wijze werken veel droogmiddelen, waaronder de Bisonvochtvreter. Bij het blauwe kopersulfaat gebeurde iets vergelijkbaars. Ook hier kon je water zien ontwijken. Wel minder water, de inhoud van de buis werd niet vloeibaar, maar aan de bovenkant van de buis was duidelijk 'condens' te zien. Onder in de buis bleef watervrij kopersulfaat over, dat een witte kleur heeft. We noemen die stof daarom ook wel wit kopersulfaat. Voegen we daar weer wat water aan toe, dan keert de blauwe kleur weer terug. Opvallend in vergelijking met de soda is, dat in dit geval de kleur verandert. Triviale namen Vragen en opgaven Kennelijk gaat in sommige zouten het al dan niet aanwezig zijn van kristalwater samen met het hebben van verschillende kleuren. Door deze eigenschap kan men wit kopersulfaat als reagens op water gebruiken. De namen soda en keukenzout zijn geen officieel chemische benamingen. Toch worden ze erg vaak gebruikt. Men noemt dit soort namen wel triviale namen. Juist stoffen die veel gebruikt worden, hebben vaak een triviale naam. Gips is daar ook een voorbeeld van. Met behulp van tabel 102 uit je SINAS-boek kun je nagaan welke officiële naam bij een triviale naam hoort. In plaats van de term 'officiële namen' spreken chemici van rationele namen Zoek de officiële namen op voor gips, soda, salmiak en keukenzout. 2.2 Zoek het smeltpunt van keukenzout in je SINAS-boek op. 2.3 Wat gebeurt er bij het gebruik van gips bij het 'inpakken' van een botbreuk? 2.4 Maak een lijstje van eigenschappen van zouten die je in deze paragraaf bent tegengekomen. 2 Namen en formules Eerder heb je al kennis gemaakt met een aantal zouten. Het ging toen om zouten, die bestaan uit zogenaamde enkelvoudige ionen. Dat zijn aan de ene kant metaalionen, die altijd positief zijn. Aan de andere kant zijn er negatieve ionen van andere elementen. Een voorbeeld van zo'n zout is het eerder genoemde keukenzout. De rationele naam daarvan is natriumchloride. Uit de naam kun je afleiden, dat het rooster bestaat uit natriumionen en chloride-ionen. Net als stoffen die uit molekulen bestaan, hebben ook zouten formules. We spreken dan niet over molekuulformules, want in het rooster zijn geen aparte molekulen aan te wijzen. Er 46

27 hoofdstuk Il Zouten r verhoudingsformule is alleen een regelmatig patroon van afwisselend positieve en negatieve ionen. Daarin is wel een bepaalde verhouding aan te wijzen. We spreken van een verhoudingsformule. Een verhoudingsformule van een zout geeft aan uit welke ionen dat zout bestaat en in welke verhouding die ionen aanwezig zijn. Opmerking: Uit gewoonte schrijven we het metaal in een verhoudingsformule altijd voorop. Dus Na c1-in plaats van c1-na. Om verhoudingsformules te kunnen schrijven, moet je de symbolen en de namen van de ionen kennen. Die moet je uit het hoofd leren, zodat je ze 'heen-en-weer' kent. Voor het opstellen van een verhoudingsformule is het volgende uitgangspunt belangrijk. De verhouding tussen aantallen ionen is altijd zo dat de totale lading nul is. De stof, het zout dus, is immers neutraal. Ons voorbeeld, het natriumchloride, blijkt een eenvoudige formule te hebben. De formules van de ionen zijn respectievelijk Na en c1-. Je kunt je voorstellen, dat er bij elk positief (1 +) natriumion één negatief (1-) chloride-ion hoort. De verhoudingsformule is dus Na c1- en die schrijft men ook wel als NaCI. De stof natriumchloride geven we dus aan met NaCl(s). Dit is een makkelijk voorbeeld. Het wordt iets lastiger als de lading van het positieve en negatieve ion ongelijk is: bijvoorbeeld Ag en of er en c1-. De verhoudingsformules worden dan {Ag )p 2 - en cr (Ci-) 3, op die manier blijft de totale lading nul. Vragen en opgaven 2.5 a b c Wat is het verschil tussen natrium als metaal en natrium in keukenzout? Wat is het verschil tussen een natriumatoom en een natriumion? Hoe moet zich men de bouw van een enkelvoudig ion in vergelijking met een atoom voorstellen? 2.6 Maak de volgende tabel met namen en symbolen van enkelvoudige ionen af. Begin met na te gaan welke je {nog) kent. Gebruik vervolgens moduul 2 of r' uitwerking in de bijlage van deze lestekst. Naam kalium-ion magnesium-ion aluminium-ion fluoride-ion Symbool K Zn 2 s2- ijzer-ion of Sn4+ oxide-ion 2.7 Geef de verhoudingsformules voor de volgende zouten: a calciumfluoride b aluminiumoxide c zilversulfide d bariumchloride 47

28 Moduul 3 Zouten Opmerking: Van sommige metalen bestaat meer dan één ion. In elk geval moet je kennen Fe 2 + en Fe 3 +, maar ook bij andere metaalatoom-soorten komt dit voor. In de naamgeving maakt men dit onderscheid door tussen haakjes een Romeinse 11, resp. lil toe te voegen. Men schrijft dus ijzer(ll)ion, resp. ijzer(lll)ion. Spreek uit: FeCl 3 ijzer- drie- chloride FeCl 2 ijzer-twee-chloride Samengestelde ionen Naast enkelvoudige ionen bestaan er ook zogenaamde samengestelde ionen. Je kunt deze opvatten als een groepje bij elkaar behorende atomen, met één of enkele elektronen 'te veel of te weinig'. Ook van de samengestelde ionen kennen we dus zowel positieve als negatieve. We geven ze in het volgende overzicht, dat je weer moet leren. Naam ion Formule acetaat ammonium carbonaat chloraat chromaat fosfaat hydroxide nitraat nitriet sulfaat sulfiet 01CA&.AA-r' or: E 'î HAAN o' oaat on Opmerking: In zouten zitten gewoonlijk positieve metaalionen. Een uitzondering vormt NH/. Ondanks het feit, dat er in ammoniumverbindingen geen metaalionen aanwezig zijn, spreekt men toch van zouten. De reden is dat deze ammoniumverbindingen zich ook als ionogene stoffen (zouten) gedragen. Het opstellen van de verhoudingsformule van een zout dat onder andere uit samengestelde ionen bestaat, verloopt hetzelfde als met de zouten die uit enkelvoudige ionen bestaan. Je moet alleen heel goed bedenken, dat een samengesteld ion één geheel is. In een aantal gevallen benadrukken we dat door de hele groep tussen haakjes te zetten. We laten dat zien aan de hand van enige voorbeelden. Voorbeeld 1 De verhoudingsformule van kaliumnitraat. Ga als volgt te werk: 1 Schrijf eerst op welke ionen in dat zout zitten: K+ en N Schrijf daaronder de verhouding waarin deze ionen in het zout zitten: 1 : 1. 3 Schrijf nu de formule op met de getallen van de verhouding op de plaats van de index. Omdat dit getal hier voor beide 1 is, krijgen we de formule K+No 3 -. De stof heeft dus de formule K+No 3 -(s) en dat korten we in het algemeen af tot KN0 3 (S). We spreken dit uit als: K, N-0-drie 48

29 - hoofdstuk Il Zouten Voorbeeld 2 De verhoudingsformule van natriumsulfaat. 1 Welke ionen zitten erin? Na+ en so/-. 2 In welke verhouding komen ze voor in het zout? Het natriumion is 1 + en het sulfaation heeft de lading 2-. Er zijn dus 2 maal zoveel natriumionen als sulfaationen. Dus 2 : 1. 3 Hoe wordt dus de formule? (Na+) 2 S (s). Afgekort Na 2 S0 4 (s). Spreek uit: N-A-twee, S-0-vier Voorbeeld 3 De verhoudingsformule van zinknitraat. 1 Welke ionen? Zn 2 + en N In welke verhouding? Het zinkion heeft een 2+ lading en het nitraation 1-. Dus er zijn 2 maal zoveel nitraationen. Dus verhouding is 1 : 2. 3 De formule is dus (Zn 2 +)(N0 3 -) 2, die we echter moeten schrijven als Zn(N0 3 ) 2 Om duidelijk te maken welke index bij wat hoort, zetten we een samengesteld ion waar een index achter komt altijd tussen haakjes. Dus de formule van zinknitraat wordt Zn(N0 3 ) 2 Spreek uit Z-N, N-0-drie,-tweemaal d.:.' i 1i ' Vragen en opgaven Voorbeeld 4 De verhoudingsformule van aluminiumsulfaat. 1 Welke ionen? Al 3 + en Welke verhouding? Nu passen de ladingen niet zo mooi. Het aluminiumion heeft lading 3+, het sulfaation lading 2-. Deze ladingen heffen elkaar net op als je ionen kiest in de verhouding 2 : 3. 3 De formule wordt dus (Al 3 +) 2 (S )3 Let op! Haakjes om het samengestelde ion! Spreek uit A-L-twee, S-ü_-vier,-driemaal Uit gemakzucht laten chemici de ionladingen vaak weg in verhoudingsformules. Om vertrouwd te raken met de formules van zouten kan het in het begin heel goed helpen om de ladingen erbij te laten staan! Je zult echter gauw merken dat je - net als een echte chemicus - ze missen kunt. Je moet dan wel de formules van de ionen goed uit je hoofd kennen. 2.8 Geef de verhoudingsformules voor de volgende zouten: a kaliumfosfaat b natriumcarbonaat c ammoniumsulfaat d bariumnitraat e calciumoxide f salmiak (gebruik SINAS, tabel 102) g marmer h aluin i dodekop, een kleurstof (=ijzer(lll)oxide) 2.9 In het rijtje namen van samengestelde ionen in de tekst hierboven, staan de namen in alfabetische volgorde. Je kunt echter ook een ander volgorde bedenken. Bijvoorbeeld welke op elkaar lijken bij elkaar of op volgorde van lading. Maak voor je zelf zo'n lijstje met als oogmerk dat je het makkelijk kunt leren onthouden. 2.1 O Bekijk het rijtje samengestelde ionen goed. Beredeneer wat de formules zullen zijn van het fosfietion en chlorietion. il.1' 49

30 Moduul 3 Zouten 2.11 In opgave 2.8h kwam je de naam aluin tegen. Men noemt deze stof wel een dubbelzout. Probeer een definitie van dit begrip te geven. Doelstellingen Wat je nu moet kunnen Aangeven dat zouten uit ionen zijn opgebouwd. Een verklaring geven voor het hoge smeltpunt van zouten. Aan de hand van de opbouw van het kristalrooster van zouten uitleggen waarom we spreken van een verhoudingsformule. Namen en formules geven van de volgende samengestelde ionen: sulfiet, sulfaat, ammonium, carbonaat, chloraat, chromaat, fosfaat, hydroxide, nitraat, nitriet. Namen en verhoudingsformules van zouten kunnen opschrijven. Aangeven wat we - chemisch gesproken - verstaan onder kristalwater, hydraat, kristalsoda, gips, keukenzout. Aangeven hoe (wit) kopersulfaat gebruikt kan worden om water aan te tonen en waar dat op berust. 50

31 HOOFDSTUK 111 Oplossingen 1 Zouten en water vragen en opgaven Proef Als je suiker in de thee doet, dan lost de suiker op. Je hebt daar vast wel eens naar gekeken. Kijk daar nog eens heel bewust naar. Je mag ook heet water in plaats van thee nemen. a Hoe neem je waar dat de suiker oplost? b Wat stel je je voor dat bij het oplossen met de molekulen gebeurt? Enkele zouten in water Nodig een rekje met reageerbuizen een spatel (een klein plat lepeltje) een flesje met gedestilleerd water de zouten: natriumchloride calciumsulfaat calciumcarbonaat ammoniumchloride kopersulfaat loodchloride Uitvoering Onderzoek of de gegeven zouten oplosbaar zijn. Breng steeds met de spatel een klein beetje stof in een buis en voeg daar ca. 3 cm water aan toe. Schud op de juiste wijze. Noteer voor elke stof of hij wel of niet oplost of dat je twijfelt. Vragen bij de proef Hydratatie 1 Waarom moet je een klein beetje stof nemen? 2 Hoe schud je op de juiste wijze? 3 Kijk nog eens naar de antwoorden, die je gaf op vraag 3.1 van dit hoofdstuk. Als je een zout in water brengt, kunnen er dus twee dingen gebeuren. Je blijft korreltjes zien, ook na enige tijd schudden. Of de korreltjes verdwijnen. In dat laatste geval is de vaste stof opgelost. De vloeistof wordt kleurloos of krijgt een kleur, maar blijft in elk geval helder. Je kunt er doorheen kijken. Denkend aan de ionen waaruit het zout is opgebouwd, stellen we ons voor dat die in de vaste stof in het ionrooster netjes gerangschikt op hun vaste plaatsen zaten. In de oplossing is deze stof is niet meer zichtbaar, dus de ionen hebben elkaar kennelijk losgelaten. Er moet iets zijn geweest, dat de aantrekkende krachten tussen de positieve en negatieve ionen zo heeft tegengewerkt, dat deze krachten zijn overwonnen. En dat is water. Water is een polaire stof, de molekulen zijn dipolen. Die molekulen hechtsn zich aan de (geladen) ionen. In dat hele spel van krachten, laten de ionen elkaar los en worden omringd door de watermolekulen zoals dat op de tekening te zien is. Dat omringen van een ion door watermolekulen noemen we hydratatie. 51

32 Moduul 3 Zouten e positief ion 8 negatief ion Q watermolekuul 3. 1 Hydratatie Vragen en opgaven Oplos vergelijking 3.2 Maak een tekening var. een watermolekuul en leg aan de hand daarvan uit, dat er sprake is van een dipool. 3.3 Leg uit dat de omringende watermolekulen bij een negatief ion anders gericht zijn, dan bij een positief ion. 3.4 We hebben het begrip kristalwater in hoofdstuk Il opgevat als watermolekulen ingebouwd in het ionrooster. Op welke wijze zit dat water in dat rooster opgenomen, denk je? Je bent al eerder tegengekomen, dat we 'opgelost in water' wel als een soort toestandsaanduiding schreven door (aq) achter het symbool (de formule) te schrijven. Dat kunnen we natuurlijk ook bij opgeloste zouten doen. Na+(aq) betekent een gehydrateerd natriumion; evenzo geven we een gehydrateerd chloride-ion aan met c1-(aq). En hoewel oplossen strikt genomen niet als een chemische reactie wordt beschouwd, geven we het oplosproces toch vaak weer in een vergelijking. Bedenk daarbij dat het water zelf niet reageert, en dus niet in de vergelijking hoort. Om dit aan te geven kun je boven de pijl 'oplossen' of 'aq' schrijven. Het oplossen van natriumchloride ziet er dan als volgt uit: oplossen NaCl(s) ~ Na+(aq) + c1-(aq) aq NaCl(s) ~ Na+(aq) + Ci-(aq) of Maar gemakshalve schrijven we dit voortaan verkort als Bij het oplossen van een zout waarvan de ionen niet in de verhouding 1 : 1 aanwezig zijn, maar bijvoorbeeld in de verhouding 1 : 2, vinden we deze verhouding weer terug in de oplosvergelijking. Bijvoorbeeld in het oplossen van koperchloride: 52

33 hoofdstuk 111 Oplossingen Bij het oplossen van stoffen met samengestelde ionen, bijvoorbeeld: Het oplossen van een zout kun je dus aan de hand van een vergelijking beschrijven, waarin je voor de pijl het vaste zout zet, en na de pijl de losse ionen, met (aq), waaruit het zout is opgebouwd. Bedenk, dat een samengesteld ion één geheel is en dat, ook opgelost in water, blijft. Probeer zo'n ion dus niet in losse stukjes op te schrijven. Voor een zout dat niet oplost, moet je natuurlijk geen vergelijking op schrijven. Er is één groep zouten, waarvan je moet weten, dat ze in water niet alleen maar uiteenvallen in losse ionen. Dat zijn de metaaloxiden die met water reageren: natriumoxide kaliumoxide calciumoxide bariumoxide Je zou verwachten, dat bijvoorbeeld calciumoxide oplost volgens CaO(s) ~ Ca 2 (aq) (aq) Er treedt echter direct een reactie op van het oxide-ion met water: 0 2 -(aq) + Hp(I) ~ 2 OW(aq) ~<- If. :~ i: ".; Men kan dit proces ook in één reactievergelijking weergeven: CaO(s) + Hp(I) ~ Ca 2 (aq) + 2 OW(aq) Er ontstaat dus eenzelfde oplossing als wanneer we calciumhydroxide in water zouden hebben opgelost. Opmerking: We komen de volgende triviale namen nogal eens tegen. Je moet ze kennen: natronloog oplossing van natriumhydroxide in water kaliloog oplossing van kaliumhydroxide in water kalkwater oplossing van caliumhydroxide in water barietwater - oplossing van bariumhydroxide in water Vragen en opgaven 3.5 Schrijf voor de zouten die oplosten in de proef van deze paragraaf de oplosvergelijkingen op. 3.6 Schrijf de vergelijkingen op voor het oplossen van a aluminiumsulfaat b natriumfosfaat c ammoniumsulfide d magnesiumnitraat e bariumhydroxide f natriumoxide 3. 7 Als je een opgelost zout weer uit een oplossing wil terugwinnen, kun je dat doen door in te dampen. Geef aan de hand van een voorbeeld weer hoe je indampen in een vergelijking kunt weergeven. 3.8 Geef de vergelijking voor a Het oplossen van kaliumchloride in water. b Het indampen van een kaliumchloride-oplossing in water. c Het smelten van kaliumchloride. d Het ontleden van kaliumchloride. 53

34 Moduul 3 Zouten e Beschrijf het verschil tussen de vergelijkingen die aangeven oplossen, indampen, smelten en ontleden. 3.9 Op welke twee wijzen kan men kaliloog bereiden? 3.1 O Net als een gesmolten zout, is een zoutoplossing in staat om elektrische stroom te geleiden. a Teken een opstelling waarmee je kunt onderzoeken of een vloeistof stroom kan geleiden. b Geef een verklaring voor het feit dat een zoutoplossing stroom kan geleiden Je hebt waarschijnlijk ontdekt, dat sommige zoutoplossingen kleurloos zijn, maar dat andere een kleur hebben. a Zoek in je tabellenboek een tabel op waarmee je de kleur van een bepaalde zoutoplossing kunt bepalen. b Welke kleur heeft een oplossing van ijzer(ll)nitraat? c Welke kleur heeft een oplossing van ijzer(lll)chloride? o '-' ~ -~ao- 2 Practicum oplosbaarheid (geprogrammeerde instructie) 3 De oplosbaarheidstabel In paragraaf 2 heb je uitgezocht hoe je erachter kunt komen of een zout slecht of goed oplosbaar is. Met behulp van die gegevens kun je dan ook voorspellen of er wel of niet een neerslag zal ontstaan als je twee zoutoplossingen bij elkaar doet. Al die praktische kennis is nu samengebracht in een tabel: tabel 45a in het BINASboek, de oplosbaarheidstabel. Het is belangrijk dat je goed met deze tabel leert omgaan, omdat je deze tabel nog vaak nodig zult hebben. Je kunt er de volgende informatie uit halen: 1 of een zout goed, matig of slecht oplosbaar is; 61

35 Moduul 3 Zouten 2 of er een neerslag zal ontstaan bij het samenvoegen van twee zoutoplossingen. Zoek in tabel 45a op wat de aanduidingen g, m, s, o en r betekenen. In de tabel gebruikt men de aanduiding 'slecht oplosbaar' in plaats van 'onoplosbaar'. Dat is beter, omdat ook van een 'onoplosbaar zout' altijd een heel klein beetje oplost. Van matig oplosbare zouten lost een groter gedeelte in water op, maar in de praktijk wordt toch vaak een suspensie waargenomen. Het zal je wel duidelijk zijn geworden dat de grenzen tussen goed, matig en slecht oplosbaar moeilijk zijn te trekken. Of een zout wel of niet goed oplost hangt behalve van het soort zout ook af van de hoeveelheid ervan, van de hoeveelheid oplosmiddel en de temperatuur. Vragen en opgaven Doelstellingen 3.12 a Verdeel onderstaande zouten in drie groepen: goed oplosbaar, mat. oplosbaar en slecht oplosbaar. kwik( Il) sulfide calciumchloride magnesiumhydroxide ammoniumsulfaat ijzer(lll)fosfaat zilversulfaat kopersulfiet lood(ll)chloride bariumbromide natriumacetaat b Geef voor de zouten die goed oplossen de reactievergelijking. Wat je nu moet kunnen Aangeven wat we verstaan onder natronloog, kaliloog, kalkwater en barietwater. Aangeven welke reactie optreedt bij het in water brengen van oplosbare metaaloxiden. Uitleggen wat we verstaan onder hydratatie. Het oplossen van een zout in een vergelijking weergeven. Het indampen van een zoutoplossing in een vergelijking weergeven. Beschrijven hoe je kunt onderzoeken of een zout goed of slecht oplosbaar is. Met behulp van SINAS de oplosbaarheid van een zout nagaan. Met behulp van SINAS de kleur van zoutoplossingen voorspellen. 62

36 Inhoudsopgave Moduul 3 Zouten HOOFDSTUK 1 Instap i Inleiding 2 Instapniveau 3 Instaptoets pag HOOFDSTUK 11 Zouten : 1 if 1 '! 1 :r!l Il 'I 'i il :/ i ll!i f: 1 1 1/' 1. ;. \ ' ' 1 Wat zijn zouten? 2 Namen en formules HOOFDSTUK 111 Oplossingen Zouten en water 51 2 Practicum oplosbaarheid (geprogrammeerde instructie) 54 3 Oplosbaarheidstabel 61 HOOFDSTUK IV Neerslagen Neerslagreacties 63 2 Toepassingen 66 HOOFDSTUK v Zeep 69 HOOFDSTUK VI Samenvatting en proefwerkopgaven 7 4 l 1!!! 1

37 HOOFDSTUK 1 Instap 1 Inleiding Deze moduul gaat over zouten. Dat zijn ontleedbare stoffen oftewel verbindingen. In dit hoofdstuk staan enkele algemene aanwijzingen en een instaptoets. Vervolgens houden we ons in hoofdstuk Il bezig met het enkele eigenschappen van zouten, de naamgeving en formules en we kijken onder andere naar wat gebeurt als we zouten verwarmen. In hoofdstuk 111 leer je het een en ander over het gedrag van zouten in water en de oplosbaarheidsregels die daarvoor gelden. In water opgeloste zouten kunnen reageren waarbij andere zouten ontstaan, die niet oplosbaar zijn. We krijgen dan een neerslag. Dit komt aan de orde in hoofdstuk IV samen met toepassingen van die neerslagreacties. In hoofdstuk V gaan we in op de hardheid van water en de werking van zeep. Hoofdstuk VI is het afsluitende hoofdstuk. Hierin kijk je terug op wat je doorwerkte en je oefent aan de hand van wat grotere opgaven, zoals ook op een proefwerk zouden kunnen worden gesteld. 2 Instapniveau We gaan er van uit dat je de stof van de eerste twee modulen 'Basiscursus scheikunde' en 'Bindingen en roosters' beheerst. Dat betekent niet dat je deze per se moet hebben bestudeerd. 3 Instaptoets Deze toets bestaat uit 14 vragen over een aantal belangrijke begrippen, die je nodig hebt om deze module te kunnen bestuderen. Maak de toets in één keer. Controleer na afloop - en niet eerder - je resultaat. De antwoorden kun je vinden in de bijlage. Herhaal voordat je verder gaat de onderdelen waarvan je het antwoord fout had. 1.1 Wat is een verbinding, oftewel een ontleedbare stof? 1.2 Hoe kun je aan de formule zien of een stof ontleedbaar is? 1.3 Wat zijn ionen? 1.4 Waarom hebben stoffen die uit ionen be:lstaan in het algemeen een hoog smeltpunt? 1.5 Leg uit dat stoffen die uit ionen zijn opgebouwd in vaste toestand niet, maar in gesmolten toestand wel elektrische stroom geleiden. 1.6 Geef de reactie tussen aluminium en chloor tot aluminiumchlodde in een reactievergelijking weer Geef de formules van het a kalium-ion b tin(iv)-ion c oxide-ion d zilver-ion e magnesium-ion f bromide-ion 43

38 Moduul 3 Zouten g h lood(ll)-ion calcium-ion 1.8 Geef de namen van de volgende ionen: a Mg 2 + b Ba 2 + c F- d Fe 3 + e Na t c1- g Cu 2 h s Hoe zie je het verschil tussen een oplossing en een suspensie? 1.1 O Welke kleuren kan een oplossing hebben? 1.11 Welke kleuren kan een suspensie hebben? 1.12 Hoe kun je een suspensie scheiden? 1.13 Hoe kun je een oplossing scheiden? 1.14 Leg uit of leidingwater een zuivere stof is. 44

39 HOO DSTUK Il Zouten 1 Wat zijn zouten? Eigenschappen van zouten Het woord 'zout' heeft in het vak scheikunde een andere betekenis dan in het dagelijks leven. Chemici verstaan onder een zout een stof, die behoort tot een hele groep stoffen, de zouten. De stof die we in het dagelijks leven zout noemen, en we voortaan met keukenzout aanduiden, is slechts één van die groep. In huis komen we er trouwens meer zouten tegen: kristalsoda, pokon, de vochtvreter van Bison. Dit zijn alle witte vaste stoffen, maar er bestaan ook zouten met een andere kleur. Wanneer noem je een stof eigenlijk een zout? In de basiscursus, maar ook in moduul 2, is het begrip zout al even aan de orde geweest. Als je naar eigenschappen kijkt, blijken zouten stoffen te zijn, die in het algemeen een hoog tot zeer hoog smeltpunt hebben en dus bij kamertemperatuur de vaste toestand hebben. Je kunt stoffen, dus ook zouten, nog op een andere manier beschouwen: als een verzameling deeltjes. Uit onderzoek blijkt, dat alle zouten uit ionen bestaan. Dit leidt tot een gemakkelijk te hanteren definitie: Zouten zijn stoffen die uit positieve en negatieve ionen zijn opgebouwd. Op die ionen komen we in de volgende paragraaf terug. In de volgende proef wordt onderzocht wat er kan gebeuren als we zouten gaan verhitten. Proef 2.1 Het verhitten van enkele zouten Nodig enkele hardglazen reageerbuizen een spateltje de brander een reageerbuisknijper de zouten: salmiak kristalsoda keukenzout blauw kopersulfaat Vragen bij de proef Uitvoering Doe telkens van één zout een mespuntje of klein schepje in een buis. Zorg ervoor dat je de buizen met behulp van een stift gemerkt hebt. Verwarm de buizen één voor één, eerst zachtjes dan met een hetere vlam. Schrijf voor elk van de zouten je waarnemingen op. 1 Lukte het om het keukenzout te smelten? Zo nee, hoe zou je dat smelten dan wel kunnen bereiken? 2 Geef een verklaring voor de waarnemingen bij het verwarmen van salmiak. 3 Welke vloeistof denk je dat je boven in de buis van de kristalsoda ziet? 45

40 Moduul 3 Zouten Keukenzout heeft een tamelijk hoog smeltpunt. Afhankelijk van de kwaliteit van de brander, bereik je dit net wel of net niet. Overigens begint bij de hoge temperatuur het glas van veel buizen ook al wat zachter te worden. Glas is een mengsel van zouten. Kristalwater Bij de salmiak gebeurde iets anders. De vaste stof 'verdween'. Hij bleef niet vast, maar werd ook niet vloeibaar. De toestand van de salmiak veranderde van vast naar gasvormig. Men noemt dit proces wel sublimeren. Als je goed hebt gekeken zag je bovenin de buis (het koude deel) een witte vaste stof komen. Door de afkoeling werd het gasvormige salmiak daar weer vast. In de buis met kristalsoda gebeurde weer iets anders. De inhoud van de buis werd vloeibaar. Toch is de soda niet gesmolten. De vloeistof, die in de buis ontstaat is een oplossing. We kunnen dat als volgt verklaren. Kristalsoda is niet alleen opgebouwd uit ionen, maar bevat ook watermolekulen. Dat komt bij meer zouten voor. Men noemt dat water in zo'n kristal, kristalwater. Een zout dat kristalwater bevat, noemt men een hydraat. Door zo'n hydraat te verwarmen ontwijkt het water en als je doorgaat met verwarmen verdampt het. Je houdt dan watervrije soda over, die overigens weer heel gemakkelijk water opneemt. Op deze wijze werken veel droogmiddelen, waaronder de Bisonvochtvreter. Bij het blauwe kopersulfaat gebeurde iets vergelijkbaars. Ook hier kon je water zien ontwijken. Wel minder water, de inhoud van de buis werd niet vloeibaar, maar aan de bovenkant van de buis was duidelijk 'condens' te zien. Onder in de buis bleef watervrij kopersulfaat over, dat een witte kleur heeft. We noemen die stof daarom ook wel wit kopersulfaat. Voegen we daar weer wat water aan toe, dan keert de blauwe kleur weer terug. Opvallend in vergelijking met de soda is, dat in dit geval de kleur verandert. Triviale namen Vragen en opgaven Kennelijk gaat in sommige zouten het al dan niet aanwezig zijn van kristalwater samen met het hebben van verschillende kleuren. Door deze eigenschap kan men wit kopersulfaat als reagens op water gebruiken. De namen soda en keukenzout zijn geen officieel chemische benamingen. Toch worden ze erg vaak gebruikt. Men noemt dit soort namen wel triviale namen. Juist stoffen die veel gebruikt worden, hebben vaak een triviale naam. Gips is daar ook een voorbeeld van. Met behulp van tabel 102 uit je SINAS-boek kun je nagaan welke officiële naam bij een triviale naam hoort. In plaats van de term 'officiële namen' spreken chemici van rationele namen Zoek de officiële namen op voor gips, soda, salmiak en keukenzout. 2.2 Zoek het smeltpunt van keukenzout in je SINAS-boek op. 2.3 Wat gebeurt er bij het gebruik van gips bij het 'inpakken' van een botbreuk? 2.4 Maak een lijstje van eigenschappen van zouten die je in deze paragraaf bent tegengekomen. 2 Namen en formules Eerder heb je al kennis gemaakt met een aantal zouten. Het ging toen om zouten, die bestaan uit zogenaamde enkelvoudige ionen. Dat zijn aan de ene kant metaalionen, die altijd positief zijn. Aan de andere kant zijn er negatieve ionen van andere elementen. Een voorbeeld van zo'n zout is het eerder genoemde keukenzout. De rationele naam daarvan is natriumchloride. Uit de naam kun je afleiden, dat het rooster bestaat uit natriumionen en chloride-ionen. Net als stoffen die uit molekulen bestaan, hebben ook zouten formules. We spreken dan niet over molekuulformules, want in het rooster zijn geen aparte molekulen aan te wijzen. Er 46

41 hoofdstuk Il Zouten r verhoudingsformule is alleen een regelmatig patroon van afwisselend positieve en negatieve ionen. Daarin is wel een bepaalde verhouding aan te wijzen. We spreken van een verhoudingsformule. Een verhoudingsformule van een zout geeft aan uit welke ionen dat zout bestaat en in welke verhouding die ionen aanwezig zijn. Opmerking: Uit gewoonte schrijven we het metaal in een verhoudingsformule altijd voorop. Dus Na c1-in plaats van c1-na. Om verhoudingsformules te kunnen schrijven, moet je de symbolen en de namen van de ionen kennen. Die moet je uit het hoofd leren, zodat je ze 'heen-en-weer' kent. Voor het opstellen van een verhoudingsformule is het volgende uitgangspunt belangrijk. De verhouding tussen aantallen ionen is altijd zo dat de totale lading nul is. De stof, het zout dus, is immers neutraal. Ons voorbeeld, het natriumchloride, blijkt een eenvoudige formule te hebben. De formules van de ionen zijn respectievelijk Na en c1-. Je kunt je voorstellen, dat er bij elk positief (1 +) natriumion één negatief (1-) chloride-ion hoort. De verhoudingsformule is dus Na c1- en die schrijft men ook wel als NaCI. De stof natriumchloride geven we dus aan met NaCl(s). Dit is een makkelijk voorbeeld. Het wordt iets lastiger als de lading van het positieve en negatieve ion ongelijk is: bijvoorbeeld Ag en of er en c1-. De verhoudingsformules worden dan {Ag )p 2 - en cr (Ci-) 3, op die manier blijft de totale lading nul. Vragen en opgaven 2.5 a b c Wat is het verschil tussen natrium als metaal en natrium in keukenzout? Wat is het verschil tussen een natriumatoom en een natriumion? Hoe moet zich men de bouw van een enkelvoudig ion in vergelijking met een atoom voorstellen? 2.6 Maak de volgende tabel met namen en symbolen van enkelvoudige ionen af. Begin met na te gaan welke je {nog) kent. Gebruik vervolgens moduul 2 of r' uitwerking in de bijlage van deze lestekst. Naam kalium-ion magnesium-ion aluminium-ion fluoride-ion Symbool K Zn 2 s2- ijzer-ion of Sn4+ oxide-ion 2.7 Geef de verhoudingsformules voor de volgende zouten: a calciumfluoride b aluminiumoxide c zilversulfide d bariumchloride 47

42 Moduul 3 Zouten Opmerking: Van sommige metalen bestaat meer dan één ion. In elk geval moet je kennen Fe 2 + en Fe 3 +, maar ook bij andere metaalatoom-soorten komt dit voor. In de naamgeving maakt men dit onderscheid door tussen haakjes een Romeinse 11, resp. lil toe te voegen. Men schrijft dus ijzer(ll)ion, resp. ijzer(lll)ion. Spreek uit: FeCl 3 ijzer- drie- chloride FeCl 2 ijzer-twee-chloride Samengestelde ionen Naast enkelvoudige ionen bestaan er ook zogenaamde samengestelde ionen. Je kunt deze opvatten als een groepje bij elkaar behorende atomen, met één of enkele elektronen 'te veel of te weinig'. Ook van de samengestelde ionen kennen we dus zowel positieve als negatieve. We geven ze in het volgende overzicht, dat je weer moet leren. Naam ion Formule acetaat ammonium carbonaat chloraat chromaat fosfaat hydroxide nitraat nitriet sulfaat sulfiet 01CA&.AA-r' or: E 'î HAAN o' oaat on Opmerking: In zouten zitten gewoonlijk positieve metaalionen. Een uitzondering vormt NH/. Ondanks het feit, dat er in ammoniumverbindingen geen metaalionen aanwezig zijn, spreekt men toch van zouten. De reden is dat deze ammoniumverbindingen zich ook als ionogene stoffen (zouten) gedragen. Het opstellen van de verhoudingsformule van een zout dat onder andere uit samengestelde ionen bestaat, verloopt hetzelfde als met de zouten die uit enkelvoudige ionen bestaan. Je moet alleen heel goed bedenken, dat een samengesteld ion één geheel is. In een aantal gevallen benadrukken we dat door de hele groep tussen haakjes te zetten. We laten dat zien aan de hand van enige voorbeelden. Voorbeeld 1 De verhoudingsformule van kaliumnitraat. Ga als volgt te werk: 1 Schrijf eerst op welke ionen in dat zout zitten: K+ en N Schrijf daaronder de verhouding waarin deze ionen in het zout zitten: 1 : 1. 3 Schrijf nu de formule op met de getallen van de verhouding op de plaats van de index. Omdat dit getal hier voor beide 1 is, krijgen we de formule K+No 3 -. De stof heeft dus de formule K+No 3 -(s) en dat korten we in het algemeen af tot KN0 3 (S). We spreken dit uit als: K, N-0-drie 48

43 - hoofdstuk Il Zouten Voorbeeld 2 De verhoudingsformule van natriumsulfaat. 1 Welke ionen zitten erin? Na+ en so/-. 2 In welke verhouding komen ze voor in het zout? Het natriumion is 1 + en het sulfaation heeft de lading 2-. Er zijn dus 2 maal zoveel natriumionen als sulfaationen. Dus 2 : 1. 3 Hoe wordt dus de formule? (Na+) 2 S (s). Afgekort Na 2 S0 4 (s). Spreek uit: N-A-twee, S-0-vier Voorbeeld 3 De verhoudingsformule van zinknitraat. 1 Welke ionen? Zn 2 + en N In welke verhouding? Het zinkion heeft een 2+ lading en het nitraation 1-. Dus er zijn 2 maal zoveel nitraationen. Dus verhouding is 1 : 2. 3 De formule is dus (Zn 2 +)(N0 3 -) 2, die we echter moeten schrijven als Zn(N0 3 ) 2 Om duidelijk te maken welke index bij wat hoort, zetten we een samengesteld ion waar een index achter komt altijd tussen haakjes. Dus de formule van zinknitraat wordt Zn(N0 3 ) 2 Spreek uit Z-N, N-0-drie,-tweemaal d.:.' i 1i ' Vragen en opgaven Voorbeeld 4 De verhoudingsformule van aluminiumsulfaat. 1 Welke ionen? Al 3 + en Welke verhouding? Nu passen de ladingen niet zo mooi. Het aluminiumion heeft lading 3+, het sulfaation lading 2-. Deze ladingen heffen elkaar net op als je ionen kiest in de verhouding 2 : 3. 3 De formule wordt dus (Al 3 +) 2 (S )3 Let op! Haakjes om het samengestelde ion! Spreek uit A-L-twee, S-ü_-vier,-driemaal Uit gemakzucht laten chemici de ionladingen vaak weg in verhoudingsformules. Om vertrouwd te raken met de formules van zouten kan het in het begin heel goed helpen om de ladingen erbij te laten staan! Je zult echter gauw merken dat je - net als een echte chemicus - ze missen kunt. Je moet dan wel de formules van de ionen goed uit je hoofd kennen. 2.8 Geef de verhoudingsformules voor de volgende zouten: a kaliumfosfaat b natriumcarbonaat c ammoniumsulfaat d bariumnitraat e calciumoxide f salmiak (gebruik SINAS, tabel 102) g marmer h aluin i dodekop, een kleurstof (=ijzer(lll)oxide) 2.9 In het rijtje namen van samengestelde ionen in de tekst hierboven, staan de namen in alfabetische volgorde. Je kunt echter ook een ander volgorde bedenken. Bijvoorbeeld welke op elkaar lijken bij elkaar of op volgorde van lading. Maak voor je zelf zo'n lijstje met als oogmerk dat je het makkelijk kunt leren onthouden. 2.1 O Bekijk het rijtje samengestelde ionen goed. Beredeneer wat de formules zullen zijn van het fosfietion en chlorietion. il.1' 49

44 Moduul 3 Zouten 2.11 In opgave 2.8h kwam je de naam aluin tegen. Men noemt deze stof wel een dubbelzout. Probeer een definitie van dit begrip te geven. Doelstellingen Wat je nu moet kunnen Aangeven dat zouten uit ionen zijn opgebouwd. Een verklaring geven voor het hoge smeltpunt van zouten. Aan de hand van de opbouw van het kristalrooster van zouten uitleggen waarom we spreken van een verhoudingsformule. Namen en formules geven van de volgende samengestelde ionen: sulfiet, sulfaat, ammonium, carbonaat, chloraat, chromaat, fosfaat, hydroxide, nitraat, nitriet. Namen en verhoudingsformules van zouten kunnen opschrijven. Aangeven wat we - chemisch gesproken - verstaan onder kristalwater, hydraat, kristalsoda, gips, keukenzout. Aangeven hoe (wit) kopersulfaat gebruikt kan worden om water aan te tonen en waar dat op berust. 50

45 HOOFDSTUK 111 Oplossingen 1 Zouten en water vragen en opgaven Proef Als je suiker in de thee doet, dan lost de suiker op. Je hebt daar vast wel eens naar gekeken. Kijk daar nog eens heel bewust naar. Je mag ook heet water in plaats van thee nemen. a Hoe neem je waar dat de suiker oplost? b Wat stel je je voor dat bij het oplossen met de molekulen gebeurt? Enkele zouten in water Nodig een rekje met reageerbuizen een spatel (een klein plat lepeltje) een flesje met gedestilleerd water de zouten: natriumchloride calciumsulfaat calciumcarbonaat ammoniumchloride kopersulfaat loodchloride Uitvoering Onderzoek of de gegeven zouten oplosbaar zijn. Breng steeds met de spatel een klein beetje stof in een buis en voeg daar ca. 3 cm water aan toe. Schud op de juiste wijze. Noteer voor elke stof of hij wel of niet oplost of dat je twijfelt. Vragen bij de proef Hydratatie 1 Waarom moet je een klein beetje stof nemen? 2 Hoe schud je op de juiste wijze? 3 Kijk nog eens naar de antwoorden, die je gaf op vraag 3.1 van dit hoofdstuk. Als je een zout in water brengt, kunnen er dus twee dingen gebeuren. Je blijft korreltjes zien, ook na enige tijd schudden. Of de korreltjes verdwijnen. In dat laatste geval is de vaste stof opgelost. De vloeistof wordt kleurloos of krijgt een kleur, maar blijft in elk geval helder. Je kunt er doorheen kijken. Denkend aan de ionen waaruit het zout is opgebouwd, stellen we ons voor dat die in de vaste stof in het ionrooster netjes gerangschikt op hun vaste plaatsen zaten. In de oplossing is deze stof is niet meer zichtbaar, dus de ionen hebben elkaar kennelijk losgelaten. Er moet iets zijn geweest, dat de aantrekkende krachten tussen de positieve en negatieve ionen zo heeft tegengewerkt, dat deze krachten zijn overwonnen. En dat is water. Water is een polaire stof, de molekulen zijn dipolen. Die molekulen hechtsn zich aan de (geladen) ionen. In dat hele spel van krachten, laten de ionen elkaar los en worden omringd door de watermolekulen zoals dat op de tekening te zien is. Dat omringen van een ion door watermolekulen noemen we hydratatie. 51

46 Moduul 3 Zouten e positief ion 8 negatief ion Q watermolekuul 3. 1 Hydratatie Vragen en opgaven Oplos vergelijking 3.2 Maak een tekening var. een watermolekuul en leg aan de hand daarvan uit, dat er sprake is van een dipool. 3.3 Leg uit dat de omringende watermolekulen bij een negatief ion anders gericht zijn, dan bij een positief ion. 3.4 We hebben het begrip kristalwater in hoofdstuk Il opgevat als watermolekulen ingebouwd in het ionrooster. Op welke wijze zit dat water in dat rooster opgenomen, denk je? Je bent al eerder tegengekomen, dat we 'opgelost in water' wel als een soort toestandsaanduiding schreven door (aq) achter het symbool (de formule) te schrijven. Dat kunnen we natuurlijk ook bij opgeloste zouten doen. Na+(aq) betekent een gehydrateerd natriumion; evenzo geven we een gehydrateerd chloride-ion aan met c1-(aq). En hoewel oplossen strikt genomen niet als een chemische reactie wordt beschouwd, geven we het oplosproces toch vaak weer in een vergelijking. Bedenk daarbij dat het water zelf niet reageert, en dus niet in de vergelijking hoort. Om dit aan te geven kun je boven de pijl 'oplossen' of 'aq' schrijven. Het oplossen van natriumchloride ziet er dan als volgt uit: oplossen NaCl(s) ~ Na+(aq) + c1-(aq) aq NaCl(s) ~ Na+(aq) + Ci-(aq) of Maar gemakshalve schrijven we dit voortaan verkort als Bij het oplossen van een zout waarvan de ionen niet in de verhouding 1 : 1 aanwezig zijn, maar bijvoorbeeld in de verhouding 1 : 2, vinden we deze verhouding weer terug in de oplosvergelijking. Bijvoorbeeld in het oplossen van koperchloride: 52

47 hoofdstuk 111 Oplossingen Bij het oplossen van stoffen met samengestelde ionen, bijvoorbeeld: Het oplossen van een zout kun je dus aan de hand van een vergelijking beschrijven, waarin je voor de pijl het vaste zout zet, en na de pijl de losse ionen, met (aq), waaruit het zout is opgebouwd. Bedenk, dat een samengesteld ion één geheel is en dat, ook opgelost in water, blijft. Probeer zo'n ion dus niet in losse stukjes op te schrijven. Voor een zout dat niet oplost, moet je natuurlijk geen vergelijking op schrijven. Er is één groep zouten, waarvan je moet weten, dat ze in water niet alleen maar uiteenvallen in losse ionen. Dat zijn de metaaloxiden die met water reageren: natriumoxide kaliumoxide calciumoxide bariumoxide Je zou verwachten, dat bijvoorbeeld calciumoxide oplost volgens CaO(s) ~ Ca 2 (aq) (aq) Er treedt echter direct een reactie op van het oxide-ion met water: 0 2 -(aq) + Hp(I) ~ 2 OW(aq) ~<- If. :~ i: ".; Men kan dit proces ook in één reactievergelijking weergeven: CaO(s) + Hp(I) ~ Ca 2 (aq) + 2 OW(aq) Er ontstaat dus eenzelfde oplossing als wanneer we calciumhydroxide in water zouden hebben opgelost. Opmerking: We komen de volgende triviale namen nogal eens tegen. Je moet ze kennen: natronloog oplossing van natriumhydroxide in water kaliloog oplossing van kaliumhydroxide in water kalkwater oplossing van caliumhydroxide in water barietwater - oplossing van bariumhydroxide in water Vragen en opgaven 3.5 Schrijf voor de zouten die oplosten in de proef van deze paragraaf de oplosvergelijkingen op. 3.6 Schrijf de vergelijkingen op voor het oplossen van a aluminiumsulfaat b natriumfosfaat c ammoniumsulfide d magnesiumnitraat e bariumhydroxide f natriumoxide 3. 7 Als je een opgelost zout weer uit een oplossing wil terugwinnen, kun je dat doen door in te dampen. Geef aan de hand van een voorbeeld weer hoe je indampen in een vergelijking kunt weergeven. 3.8 Geef de vergelijking voor a Het oplossen van kaliumchloride in water. b Het indampen van een kaliumchloride-oplossing in water. c Het smelten van kaliumchloride. d Het ontleden van kaliumchloride. 53