, Algemene chemie 2
H1 Oplossingen
1.1 Inleiding
! Homogene EN heterogene oplossingen:
▪ Homogeen: geen onderscheid tussen de verschillende componenten
▪ Heterogeen: wél een onderscheid tussen de verschillende componenten
Homogene mengsels kunnen in gasfase, vloeibare fase en vaste fase voorkomen
Een oplossing bestaat uit:
⟶ Oplosmiddel = component van het mengsel met de grootste fractie, bepaald
meestal de aggregatietoestand v/h mengsel
⟶ Opgeloste stoffen = overige stoffen in het mengsel
! Bij een te veel aan opgeloste stof is de oplossing verzadigd => voorbij het
verzadigingspunt wordt er neerslag gevormd
=> Verzadigingspunt verschilt per stof en heeft te maken met oplosbaarheid
=> Verzadigingsgraad = oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die je kan
toevoegen bij een oplosmiddel = verzadiging van je oplosmiddel
Oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die, bij een bepaalde T, kan opgelost
worden in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
Een oplosbare verbinding: lost in belangrijke mate in een bepaald solvent op
=> zonder specificatie van een solvent? => meestal oplosbaarheid in water bedoeld
Onoplosbare stoffen lossen niet in belangrijke mate op in een specifiek solvens
=> meestal wordt als norm gehanteerd dat minder dan 0,1 mol/L in oplossing gaat
=> meestal is onoplosbaar eigenlijk onoplosbaar in water
Concentratie van een oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof in een oplossing is;
▪ Verdunden oplossing: bevat weinig opgeloste stof
▪ Geconcentreerde oplossing: veel opgeloste stof
▪ Verzadigde oplossing: maximale hoeveelheid opgeloste stof
▪ Onverzadigde oplossing: meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste
stof
1.2 Het oplossingsproces
! Het oplossen van 2 stoffen wordt bepaald door enerzijds de intermoleculaire (tussen
moleculen onderling van stof A en ook van stof B) krachten die verbroken moeten worden
+ anderzijds de nieuw ontstane krachten tussen de 2 moleculen A en B
=> oplossingsproces zal vlotter verlopen wanneer de attractiekrachten tussen de
moleculen van de opgeloste stof onderling vergelijkbaar zijn met deze tussen de
oplosmiddelmoleculen (Like likes like)
,Oefening ppt:
I2 en CH3OH = opgeloste stoffen
CCl4 en H2O = oplosmiddel
Welke opgeloste stof lost goed op in welk oplosmiddel?
I2 lost beter op in CCl4 dan in H2O
=> WANT zijn beiden apolair => dus dezelfde intermoleculaire krachten
Verschil oplossing ionaire binding & covalente binding
Ionaire binding (niet-metaal + metaal => Natrium en Calcium):
Water = polair => zie ruimtelijke tetraëdische structuur
Water breekt ionenrooster af van een zout (dit kan door polariteit van water)
=> ionen worden elektrostatisch omgeven door de polaire watermoleculen (dit
zijn sterke ion-dipool interacties) =>gevolg: ionen gesolvateerd (gehydrateerd)
=> het zout lost op
=> gesolvateerde ionen = een “dynamisch systeem”
! verbindingen zoals suiker en ethanol ook in water oplossen alhoewel ze niet
splitsen in ionen (zie verder)
- Hydrofoob = moleculen die géén interactie aangaan met water
- Hydrofiel = moleculen die wél een interactie aangaan met water (door partieel ionair
karakter)
! Stoffen die deze 2 eigenschappen combineren: hydrofiele kop & hydrofobe
staart = bijvoorbeeld detergent
Vb.: zeep
De hydrofobe staart gaat zich vast
enten aan de apolaire moleculen
zoals vet
GEVOLG: vuil/vet kan
makkelijk worden
weggespoeld
Covalente binding (enkel niet-metalen):
Water gaat een molecule zoals suiker ook afbreken MAAR niet in individuele
ionen, wel in aparte suikermoleculen
, 1.3 Hydratatie-en oplossingsenthalpie
Positieve ionen (Na)
=> omgeven door kant van zuurstof door de vrije elektronenparen rond zuurstof
Negatieve ionen (Cl)
=> omgeven door waterstofatomen door partieelpositief karakter van waterstofatomen
De hydratatie wordt bepaald door:
1. Lading van ion: hoe groter lading, hoe groter de interactie met het polair deeltje, hoe
meer hydratatie
2. Afmeting van ion: hoe kleiner afmeting, hoe kleiner de dichtheid, hoe meer hydratatie
De vorming van sterke ion-dipool interacties tussen ion en watermoleculen gaat
gepaard met warmtevrijstelling:
Hydratatie-enthalpie, = energie vrijgesteld in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande v/d overeenkomstige
gasvormige ionen
Indien deze negatief is, hebben we een exotherme reactie
voorbeeld;
De hydratatie- enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
De oplossingsenthalpie is de enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen van een
opgeloste stof in een oplosmiddel.
=> waarde wordt bepaald in verdunde oplossingen zodat elk ion in maximale hydratatietoestand
verkeert en is het resultaat van twee effecten:
1. de energie nodig om bindingen te verbreken (opgeloste stof-opgeloste stof, alsook oplosmiddel-
oplosmiddel)
2. de energie die vrijkomt bij vorming nieuwe bindingen
!
LET OP: Gassen vormen géén rooster => dus geen energie nodig om eventuele
roosterenergie te verbreken => telkens sterke exotherme reactie
Hoe komt het dat NaCl spontaan oplost in water, ondanks het endotherme karakter? Voor ionaire bestanddelen is het
moeilijk op voorhand te voorspellen of het oplossingsproces exo- of endotherm zal zijn. Oorzaak hiervan is het feit dat
de oplossingsenthalpie, Hopl, het resultaat is van twee sterke, en aan mekaar tegengestelde, effecten (ion-ion en
ion-dipool interacties).
H1 Oplossingen
1.1 Inleiding
! Homogene EN heterogene oplossingen:
▪ Homogeen: geen onderscheid tussen de verschillende componenten
▪ Heterogeen: wél een onderscheid tussen de verschillende componenten
Homogene mengsels kunnen in gasfase, vloeibare fase en vaste fase voorkomen
Een oplossing bestaat uit:
⟶ Oplosmiddel = component van het mengsel met de grootste fractie, bepaald
meestal de aggregatietoestand v/h mengsel
⟶ Opgeloste stoffen = overige stoffen in het mengsel
! Bij een te veel aan opgeloste stof is de oplossing verzadigd => voorbij het
verzadigingspunt wordt er neerslag gevormd
=> Verzadigingspunt verschilt per stof en heeft te maken met oplosbaarheid
=> Verzadigingsgraad = oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die je kan
toevoegen bij een oplosmiddel = verzadiging van je oplosmiddel
Oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die, bij een bepaalde T, kan opgelost
worden in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
Een oplosbare verbinding: lost in belangrijke mate in een bepaald solvent op
=> zonder specificatie van een solvent? => meestal oplosbaarheid in water bedoeld
Onoplosbare stoffen lossen niet in belangrijke mate op in een specifiek solvens
=> meestal wordt als norm gehanteerd dat minder dan 0,1 mol/L in oplossing gaat
=> meestal is onoplosbaar eigenlijk onoplosbaar in water
Concentratie van een oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof in een oplossing is;
▪ Verdunden oplossing: bevat weinig opgeloste stof
▪ Geconcentreerde oplossing: veel opgeloste stof
▪ Verzadigde oplossing: maximale hoeveelheid opgeloste stof
▪ Onverzadigde oplossing: meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste
stof
1.2 Het oplossingsproces
! Het oplossen van 2 stoffen wordt bepaald door enerzijds de intermoleculaire (tussen
moleculen onderling van stof A en ook van stof B) krachten die verbroken moeten worden
+ anderzijds de nieuw ontstane krachten tussen de 2 moleculen A en B
=> oplossingsproces zal vlotter verlopen wanneer de attractiekrachten tussen de
moleculen van de opgeloste stof onderling vergelijkbaar zijn met deze tussen de
oplosmiddelmoleculen (Like likes like)
,Oefening ppt:
I2 en CH3OH = opgeloste stoffen
CCl4 en H2O = oplosmiddel
Welke opgeloste stof lost goed op in welk oplosmiddel?
I2 lost beter op in CCl4 dan in H2O
=> WANT zijn beiden apolair => dus dezelfde intermoleculaire krachten
Verschil oplossing ionaire binding & covalente binding
Ionaire binding (niet-metaal + metaal => Natrium en Calcium):
Water = polair => zie ruimtelijke tetraëdische structuur
Water breekt ionenrooster af van een zout (dit kan door polariteit van water)
=> ionen worden elektrostatisch omgeven door de polaire watermoleculen (dit
zijn sterke ion-dipool interacties) =>gevolg: ionen gesolvateerd (gehydrateerd)
=> het zout lost op
=> gesolvateerde ionen = een “dynamisch systeem”
! verbindingen zoals suiker en ethanol ook in water oplossen alhoewel ze niet
splitsen in ionen (zie verder)
- Hydrofoob = moleculen die géén interactie aangaan met water
- Hydrofiel = moleculen die wél een interactie aangaan met water (door partieel ionair
karakter)
! Stoffen die deze 2 eigenschappen combineren: hydrofiele kop & hydrofobe
staart = bijvoorbeeld detergent
Vb.: zeep
De hydrofobe staart gaat zich vast
enten aan de apolaire moleculen
zoals vet
GEVOLG: vuil/vet kan
makkelijk worden
weggespoeld
Covalente binding (enkel niet-metalen):
Water gaat een molecule zoals suiker ook afbreken MAAR niet in individuele
ionen, wel in aparte suikermoleculen
, 1.3 Hydratatie-en oplossingsenthalpie
Positieve ionen (Na)
=> omgeven door kant van zuurstof door de vrije elektronenparen rond zuurstof
Negatieve ionen (Cl)
=> omgeven door waterstofatomen door partieelpositief karakter van waterstofatomen
De hydratatie wordt bepaald door:
1. Lading van ion: hoe groter lading, hoe groter de interactie met het polair deeltje, hoe
meer hydratatie
2. Afmeting van ion: hoe kleiner afmeting, hoe kleiner de dichtheid, hoe meer hydratatie
De vorming van sterke ion-dipool interacties tussen ion en watermoleculen gaat
gepaard met warmtevrijstelling:
Hydratatie-enthalpie, = energie vrijgesteld in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande v/d overeenkomstige
gasvormige ionen
Indien deze negatief is, hebben we een exotherme reactie
voorbeeld;
De hydratatie- enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
De oplossingsenthalpie is de enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen van een
opgeloste stof in een oplosmiddel.
=> waarde wordt bepaald in verdunde oplossingen zodat elk ion in maximale hydratatietoestand
verkeert en is het resultaat van twee effecten:
1. de energie nodig om bindingen te verbreken (opgeloste stof-opgeloste stof, alsook oplosmiddel-
oplosmiddel)
2. de energie die vrijkomt bij vorming nieuwe bindingen
!
LET OP: Gassen vormen géén rooster => dus geen energie nodig om eventuele
roosterenergie te verbreken => telkens sterke exotherme reactie
Hoe komt het dat NaCl spontaan oplost in water, ondanks het endotherme karakter? Voor ionaire bestanddelen is het
moeilijk op voorhand te voorspellen of het oplossingsproces exo- of endotherm zal zijn. Oorzaak hiervan is het feit dat
de oplossingsenthalpie, Hopl, het resultaat is van twee sterke, en aan mekaar tegengestelde, effecten (ion-ion en
ion-dipool interacties).
