Samenvatting Chemie II

Oplossingen
Inleiding
- Oplosbaarheid ve stof: max hoeveelheid v stof die (bij bepaalde temp) kan opgelost worden
in bepaalde hoeveelheid oplosmiddel
- Oplosbare verbinding: lost op in bepaald solvent


Het oplossingsproces
- Oplossen stof A (opgeloste stof) en stof B (oplosmiddel)
o Intermoleculaire krachten tussen moleculen v A onderling & moleculen v B onderling
verbroken
o Ontstaan nieuwe krachten tussen moleculen v A & B
- Oplossingsproces verloopt vlotter als attractiekrachten tussen moleculen v A gelijkaardig zijn
aan die v B (like likes like)
- Water = polair  kan ionenrooster ve zout afbreken (zout lost op)
o Ionen worden elektrostatisch omgeven door polaire watermoleculen
o Door ion-dipoolbindingen omringen watermoleculen de ionen (schermen ionen af)
- Moleculen die geen interactie aangaan met water: hydrofoob
- Moleculen die wel interactie aangaan met water door (partieel) polair karakter: hydrofiel
- Sommige moleculen aan ene kant hydrofiele kop & aan andere kant hydrofobe staart (vb
detergent)
o Detergent doet olie oplossen in water: vet (apolair) reageert graag met apolaire
staart & water reageert graag met polaire kop




Hydratatie- en oplossingsentahlpie
- Pos ionen: gehydrateerd via d-kant watermolecule (vrije e-paren rond O)
- Neg ionen: gehydrateerd door attractie tussen neg ion & partieel pos H-atomen




- Hydratie meer uitgesproken als
o Lading ion groter is (grotere lading interageert sterker met polair deeltje)
o Afmeting ion kleiner is (zal efficiëntere interactie geven met lading)
- Vorming sterke ion-dipool interacties (tussen ion & H 2O-moleculen)  warmte-vrijstelling

, - Hydratatie-enthalpie: energie vrijgesteld als gehydrateerde ionen gevormd worden uit
gasvormige ionen (∆Hhydr), maat voor hydratatiesterkte
- Oplossingsenthalpie: enthalpieverandering bij oplossen v opgeloste stof in oplosmiddel
(∆Hopl)
o Bepaald in verdunde opl zodat elk ion in max hydratatietoestand voorkomt
o Resultaat v 2 effecten
 Energie nodig om bindingen te verbreken
 Energie die vrijkomt bij vorming nieuwe bindingen
- ∆Hopl = ∆HRE + ∆Hhydr met ∆HRE = energie nodig om van vaste stof ionen te vormen


Invloed temperatuur en druk op de oplosbaarheid
- Temperatuur
o Endotherme rea: T stijgt  oplosbaarheid stijgt (wet van Le Châtelier)
o Exotherme rea: T stijgt  oplosbaarheid daalt
- Druk
o Weinig invloed op oplosbaarheid vloeistoffen & vaste stoffen
o Gassen: druk stijgt  oplosbaarheid stijgt (wet van Henry: s=k*p)
o Vb openen colafles: fles opent, druk verlaagt, oplosbaarheid gas verlaagt, gas
ontsnapt
o Vb diepzeeduiker: diep onder water druk hoog, terug naar boven komen, druk
verlagen, oplosbaarheid gassen verlaagt, stikstof komt vrij  te snel: te veel toxische
gassen tegelijk naar buiten


Concentratie-uitdrukkingen
m(opgeloste stof )
- Massaprocent v opgeloste stof in oplossing: m (% )= ∗100 % (%)
m (tot oplossing)
n( A)
- Molfractie xa v component A in oplossing: xa =
n(tot )
n(opgeloste stof )
- Molaire concentratie M / molariteit: c = (mol/L)
V (tot oplossing)
n(opgeloste stof )
- Molaliteit m ve oplossing: m = (mol/kg)
m( oplosmiddel)


Elektrolyten
- Elektrolyten: verbindingen die, als ze oplossen in solvent, aanleiding geven tot opl die elek
stroom geleidt
o Sterke elektrolyten: +/- volledig gedissocieerd in gehydrateerde ionen
 Wateroplosbare zouten
 Sterke zuren
 Sterke basen
o Zwakke elektrolyten: gedeeltelijk gedissocieerd in gehydrateerde ionen
 Slecht wateroplosbare zouten
 Zwakke zuren
 Zwakke basen

, o Niet-elektrolyten: niet gedissocieerd
 Suiker

Vriespuntsverlaging en colligatieve eigenschappen
- ∆Tv = Kv * m (Kv vriespuntsverlagingsconstante)
- Oplossen zout in water: grotere vriespuntsdalingen dan door formule  invoeren Van’t Hoff
factor i  ∆Tv = i * Kv * m
- Verband tussen vriespuntsverlaging & aantal gevormde ionen: komt overeen met i
- Bij hogere conc vh zout: i neemt af  minder efficiënte vriespuntsverlaging
- Verklaring: ionen interageren sterker met elkaar als ionen grotere ladingen hebben & als er
een hogere conc is
- Colligatieve eigenschappen: eigenschappen v oplossingen die bepaald worden door conc
opgeloste deeltjes

Activiteit en concentratie
- Aanwezigheid sterke ionaire interacties in waterige oplossing  effectieve concentratie vd
ionen (activiteit a) < werkelijke concentratie c
- a=γ*c (γ activiteitscoëfficiënt, 0 < γ < 1)
- Sterk verdunde oplossingen: γ=1  a=c
- Hogere conc  hogere afwijking
- Verdunde waterige oplossing: Debye-Hückel: γi van ieder ion i kunnen berekenen

met A=0,509, Zi lading ion, I ionensterkte vd
opl

Elektrolyse van Lood(II)chloride
Elek stroom door opl v loodchloride
 op kathode slaat metallisch lood neer
 aan anode komt chloorgas vrij
 scheiding in 2 fragmenten met tegengestelde
ladingen iov elek veld




Elektrische geleidbaarheid versus concentratie bij zouten
- Geleidbaarheid stijgt bij stijgende verdunning
- Evenwichtsconstante:



- Als V stijgt  meer A+ & B-, minder AB

, Reacties in oplossingen
Metathesereacties
- Algemene vorm: AB + CD  AD + BC
- Gaat door omdat neerslag / gas / weinig gedissocieerd (zwak) elektrolyt gevormd wordt
- Bepalen of reactie doorgaat: eigenschappen verbindingen kennen
o Oplosbaarheidsregels voor verbindingen
 Oplosbaar
 Nitraten
 Acetaten
 Chloraten
 Chloriden, behalve AgCl, Hg2Cl2, PbCl2
 Bromiden, behalve AgBr, Hg2Br2, PbBr2, HgBr2
 Jodiden, behalve AgI, Hg2I2, PbI2, HgI2
 Sulfaten, behalve Ag2SO4, Hg2SO4, PbSO4, CaSO4, BaSO4, SrSO4
 Onoplosbaar
 Sulfiden, behalve NH4+, IA, IIA
 Carbonaten, behalve NH4+, IA
 Sulfieten, behalve NH4+, IA
 Fosfaten, behalve NH4+, IA
 Hydroxiden, behalve NH4+, IA, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2
o Gassen
 H2S, gevormd uit sulfide + zuur
NiS(v) + 2H+ + 2Cl- → H2S  + Ni2+ + 2Cl-
 CO2, gevormd uit carbonaat + zuur
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → H2O + CO2  + 2Na+ + 2Cl-
 SO2, gevormd uit sulfiet + zuur
2K+ + SO32- + 2H+ + 2Cl- → H2O + SO2  + 2K+ + 2Cl-
 NH3, gevormd uit ammoniumzout + sterke base
NH4+ + Cl- + Na+ + OH- → NH3  + Na+ + Cl- + H2O
o Meeste anorganische verbindingen zijn zwakke elektrolyten, behalve
 Sterke zuren: HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI
 Sterke & goed oplosbare hydroxiden
 Meeste zouten

Redoxreacties
- Reductans
o Doet andere verbinding/element reduceren
o Geeft e- af
o Wordt geoxideerd
- Oxidans
o Doet andere verbinding/element oxideren
o Neemt e- op
o Wordt gereduceerd