INHOUD
HERHALING ....................................................................................................................................... 3
Chemisch evenwicht....................................................................................................................... 3
NEERSLAG ......................................................................................................................................... 8
Reacties ......................................................................................................................................... 8
Titraties ........................................................................................................................................ 23
ZUUR-BASE...................................................................................................................................... 30
Inleiding ....................................................................................................................................... 30
Titratiecurven ............................................................................................................................... 45
,
,CHEMIE 2
HERHALING
CHEMISCH EVENWICHT
Misvatting chemische reactie; niets verandert, concentraties blijven gelijk, reactie gestopt = FOUT
2H2 + O2 → 2H2O = aflopende reactie (water zal niet spontaan terug splitsen in gassen onder zelfde
omstandigheden = "eindigt bij productvorming")
N2 + 3H2 ⇔ 2NH3 = dubbele pijl = omkeerbaar (in
gelijke omstandigheden, even snel)
• Reagentia (N2 en H2) vormen ammoniak
(reactieproduct) (voorwaartse reactie).
• Maar tegelijkertijd breekt ammoniak weer af
tot stikstof en waterstof (terugwaartse reactie).
Wat is chemisch evenwicht? Evenwicht bereikt wanneer snelheid voorwaartse reactie (v1) exact gelijk is
aan snelheid terugwaartse reactie (v-1).
• Macroscopisch (zien): concentraties veranderen niet meer ifv de tijd (zijn dus gelijk)
• Microscopisch (doen): constante beweging en reactie, maar netto verandert er niets.
Wet van Le Chatelier (evenwicht werkt veranderingen tegen)
• Temperatuur (T): opwarmt, verschuift evenwicht "kant zonder warmte" (endotherme kant, neemt
warmte op). Trucje: bij exotherme reactie schrijf je warmte rechts, bij endotherme links.
• Druk (P) of Volume (V): druk verhoogt (V verkleint), verschuift evenwicht kant minste mol gas.
• Concentratie (C): stof toevoegt, schuift evenwicht andere kant om overschot weg te werken.
Als K > 10³: teller (producten) veel groter noemer (reagentia) = aflopende reactie = evenwicht ligt bijna
volledig rechts.
Als 10-3 < K < 10³: meetbare hvl reagentia en producten aanwezig = "echt" evenwicht.
Het Reactiequotiënt Q vs. De Constante K
• K (Evenwichtsconstante): Dit is het doel. Dit is verhouding
waar natuur naar streeft bij bepaalde temperatuur. K is een
constante (als T cte is).
• Q (Reactiequotiënt): Dit is momentopname. Het is
verhouding concentraties op specifieke moment (t=0 of t=x).
Linker grafiek (Q < K ): huidige verhouding (Q) is te klein. We hebben te weinig teller (producten) en te
veel noemer (reagentia) vergeleken met ideaal (K). Reactie schuift nr rechts (naar producten).
, o Wetenschappelijk: Als Q < K, dan "wint" drang nr rechts; natuur wil meer product maken
om Q te laten stijgen tot gelijk is aan K.
Middelste grafiek (Q = K): We zijn in evenwichtstoestand. Geen netto verandering.
Rechter grafiek (Q> K): huidige verhouding te groot; te veel product (teller), reactie schuift nr links (naar
reagentia).
➔ Homogeen evenwicht = zelfde omstandigheden zoals; alles gas; N2 (g) + 3H2(g) ⇋ 2 NH3(g)
[𝑁𝐻3 ]2 [𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛] [𝑡𝑒𝑙𝑙𝑒𝑟]
K=
[𝑁2 ]⋅[𝐻2]3
= =
[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎] [𝑛𝑜𝑒𝑚𝑒𝑟]
De Formule van Guldberg en Waage (en waarom die fout is)
We leren in middelbaar onderwijs wet van Guldberg en Waage (massawerkingswet).
Voor reactie aA + bB⇋ cC + dD
[𝐶]𝐶 [𝐷]𝑑
K=
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
-> "Niet helemaal juist".
Waarom niet? Omdat formule uitgaat van concentraties ([ ]). Dit werkt prima vr gassen die ideaal
gedragen of zeer verdunde oplossingen. Maar in echte chemie hebben deeltjes interacties met elkaar.
In mengsel zijn er veel factoren die beïnvloeden hoe "actief" molecuul kan deelnemen aan reactie.
• Als oplossing heel geconcentreerd is, zitten moleculen elkaar in de weg. Ze worden
aangetrokken of afgestoten dr omringende ionen of moleculen.
• Hierdoor lijkt minder moleculen zijn dan daadwerkelijk; "effectieve concentratie" is lager.
Daarom introduceren; begrip Activiteit (a):
a=f*c
c = werkelijke concentratie ; f = activiteitscoëfficiënt (correctiefactor "niet-ideale gedrag")
De echte thermodynamische evenwichtsconstante schrijven we dus niet met blokhaken [], maar met
activiteiten:
𝑐 𝑑
𝑎𝐶 ⋅𝑎𝐷
K= 𝑎 𝑏
𝑎𝐴 ⋅𝑎𝐵
(𝑓𝑐 . [𝐶]𝐶 ) (𝑓𝑑 . [𝐷]𝑑 )
K= (want a = f * C)
(𝑓𝑎 .[𝐴]𝑎 ) (𝑓𝑏.[𝐵]𝑏 )
𝑓𝐶𝑐 ⋅𝑓𝐷𝑑 [𝐶]𝐶 [𝐷]𝑑
K= . (in ideale situatie is f = 1 en valt het dus weg en krijgen we de haken []; daarom
𝑓𝐴𝑎 ⋅𝑓𝐵𝑏 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
werken verdunde oplossing)
Stel je voor "concentratie" = aantal studenten in kamer. Het doel is "studeren" (de reactie).
HERHALING ....................................................................................................................................... 3
Chemisch evenwicht....................................................................................................................... 3
NEERSLAG ......................................................................................................................................... 8
Reacties ......................................................................................................................................... 8
Titraties ........................................................................................................................................ 23
ZUUR-BASE...................................................................................................................................... 30
Inleiding ....................................................................................................................................... 30
Titratiecurven ............................................................................................................................... 45
,
,CHEMIE 2
HERHALING
CHEMISCH EVENWICHT
Misvatting chemische reactie; niets verandert, concentraties blijven gelijk, reactie gestopt = FOUT
2H2 + O2 → 2H2O = aflopende reactie (water zal niet spontaan terug splitsen in gassen onder zelfde
omstandigheden = "eindigt bij productvorming")
N2 + 3H2 ⇔ 2NH3 = dubbele pijl = omkeerbaar (in
gelijke omstandigheden, even snel)
• Reagentia (N2 en H2) vormen ammoniak
(reactieproduct) (voorwaartse reactie).
• Maar tegelijkertijd breekt ammoniak weer af
tot stikstof en waterstof (terugwaartse reactie).
Wat is chemisch evenwicht? Evenwicht bereikt wanneer snelheid voorwaartse reactie (v1) exact gelijk is
aan snelheid terugwaartse reactie (v-1).
• Macroscopisch (zien): concentraties veranderen niet meer ifv de tijd (zijn dus gelijk)
• Microscopisch (doen): constante beweging en reactie, maar netto verandert er niets.
Wet van Le Chatelier (evenwicht werkt veranderingen tegen)
• Temperatuur (T): opwarmt, verschuift evenwicht "kant zonder warmte" (endotherme kant, neemt
warmte op). Trucje: bij exotherme reactie schrijf je warmte rechts, bij endotherme links.
• Druk (P) of Volume (V): druk verhoogt (V verkleint), verschuift evenwicht kant minste mol gas.
• Concentratie (C): stof toevoegt, schuift evenwicht andere kant om overschot weg te werken.
Als K > 10³: teller (producten) veel groter noemer (reagentia) = aflopende reactie = evenwicht ligt bijna
volledig rechts.
Als 10-3 < K < 10³: meetbare hvl reagentia en producten aanwezig = "echt" evenwicht.
Het Reactiequotiënt Q vs. De Constante K
• K (Evenwichtsconstante): Dit is het doel. Dit is verhouding
waar natuur naar streeft bij bepaalde temperatuur. K is een
constante (als T cte is).
• Q (Reactiequotiënt): Dit is momentopname. Het is
verhouding concentraties op specifieke moment (t=0 of t=x).
Linker grafiek (Q < K ): huidige verhouding (Q) is te klein. We hebben te weinig teller (producten) en te
veel noemer (reagentia) vergeleken met ideaal (K). Reactie schuift nr rechts (naar producten).
, o Wetenschappelijk: Als Q < K, dan "wint" drang nr rechts; natuur wil meer product maken
om Q te laten stijgen tot gelijk is aan K.
Middelste grafiek (Q = K): We zijn in evenwichtstoestand. Geen netto verandering.
Rechter grafiek (Q> K): huidige verhouding te groot; te veel product (teller), reactie schuift nr links (naar
reagentia).
➔ Homogeen evenwicht = zelfde omstandigheden zoals; alles gas; N2 (g) + 3H2(g) ⇋ 2 NH3(g)
[𝑁𝐻3 ]2 [𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛] [𝑡𝑒𝑙𝑙𝑒𝑟]
K=
[𝑁2 ]⋅[𝐻2]3
= =
[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎] [𝑛𝑜𝑒𝑚𝑒𝑟]
De Formule van Guldberg en Waage (en waarom die fout is)
We leren in middelbaar onderwijs wet van Guldberg en Waage (massawerkingswet).
Voor reactie aA + bB⇋ cC + dD
[𝐶]𝐶 [𝐷]𝑑
K=
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
-> "Niet helemaal juist".
Waarom niet? Omdat formule uitgaat van concentraties ([ ]). Dit werkt prima vr gassen die ideaal
gedragen of zeer verdunde oplossingen. Maar in echte chemie hebben deeltjes interacties met elkaar.
In mengsel zijn er veel factoren die beïnvloeden hoe "actief" molecuul kan deelnemen aan reactie.
• Als oplossing heel geconcentreerd is, zitten moleculen elkaar in de weg. Ze worden
aangetrokken of afgestoten dr omringende ionen of moleculen.
• Hierdoor lijkt minder moleculen zijn dan daadwerkelijk; "effectieve concentratie" is lager.
Daarom introduceren; begrip Activiteit (a):
a=f*c
c = werkelijke concentratie ; f = activiteitscoëfficiënt (correctiefactor "niet-ideale gedrag")
De echte thermodynamische evenwichtsconstante schrijven we dus niet met blokhaken [], maar met
activiteiten:
𝑐 𝑑
𝑎𝐶 ⋅𝑎𝐷
K= 𝑎 𝑏
𝑎𝐴 ⋅𝑎𝐵
(𝑓𝑐 . [𝐶]𝐶 ) (𝑓𝑑 . [𝐷]𝑑 )
K= (want a = f * C)
(𝑓𝑎 .[𝐴]𝑎 ) (𝑓𝑏.[𝐵]𝑏 )
𝑓𝐶𝑐 ⋅𝑓𝐷𝑑 [𝐶]𝐶 [𝐷]𝑑
K= . (in ideale situatie is f = 1 en valt het dus weg en krijgen we de haken []; daarom
𝑓𝐴𝑎 ⋅𝑓𝐵𝑏 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
werken verdunde oplossing)
Stel je voor "concentratie" = aantal studenten in kamer. Het doel is "studeren" (de reactie).
