Scheikunde
Hoofdstuk 4 – Zouten en zoutoplossingen
§4.1 – ZOUTEN, NAMEN EN FORMULES
Om een vorming van een zout te begrijpen kun je het atoommodel van Bohr en de octetregel gebruiken.
• Octetregel: atomen streven door het opnemen of afstaan van elektronen naar acht elektronen in de
buitenste schil.
De positieve en negatieve ionen die door de octetregel ontstaan, trekken elkaar aan door hun tegengestelde
lading. Er ontstaat een sterke ionbinding. Er wordt een ionrooster gevormd waarin positieve en negatieve
ionen zijn gerangschikt.
De ionbinding is sterker dan de vanderwaalsbinding en de waterstofbrug. Daardoor is het kook- en smeltpunt
van moleculaire stoffen lager dan van zouten.
• Positieve ionen ontstaan wanneer metaalatomen elektronen afstaan. Het ion krijgt de naam van het metaal,
gevolgd door het woord ion. De lading van een ion wordt bepaald door de elektrovalentie van het metaal.
Als metalen meerdere elektrovalenties hebben (zoals Sn²⁺ en Sn⁴⁺), wordt een Romeins cijfer toegevoegd om
het onderscheid aan te geven (bijvoorbeeld tin(II)ion en tin(IV)ion). BINAS TABEL 40A= de elektrovalentie.
Enkelvoudige negatieve ionen:
Negatieve ionen ontstaan wanneer niet-metalen elektronen opnemen.
De naam van het ion wordt afgeleid van het niet-metaal met de uitgang -ide.
Voorbeelden:
• Fluoride: F⁻
• Oxide: O²⁻
Samengestelde ionen:
Samengestelde ionen bestaan uit meerdere atoomsoorten die samen één ion vormen. Zijn via atoombindingen
aan elkaar gekoppeld.
Voorbeelden:
• Ammonium: NH₄⁺
• Sulfaat: SO₄²⁻
• Hydroxide: OH⁻
Aantal vind je terug in BINAS TABEL 66B:
, Systematische naam van een zout: naam van positieve ion + naam van negatieve ion.
Triviale naam= bijvoorbeeld calciumfluoride.
De ionen in een zout zijn in een verhouding aanwezig waarbij de stof als geheel elektrisch neutraal is.
De zoutformule geeft de verhouding aan waarin de ionen in een zout aanwezig zijn.
Zoutformule= verhoudingsformule.
VOORBEELD 1: IJZER(III)CHLORIDE (FECL₃)
IJzer(III)ion (Fe³⁺) en chloride-ion (Cl⁻) combineren.
• Verhouding: 1 Fe³⁺ : 3 Cl⁻. (3 chloride-ionen nodig om de stof elektrisch neutraal te maken).
• Verhoudingsformule: FeCl₃.
§4.2 – ZOUTEN IN WATER
Water is handig voor het oplossen van zouten, zoals NaCl, vanwege zijn dipoolkarakter. Watermoleculen
hebben een kleine positieve lading (δ+) bij waterstofatomen en een kleine negatieve lading (δ–) bij
zuurstofatomen.
• De negatieve kant van water richt zich op positieve ionen (bijv. Na⁺).
• De positieve kant van water richt zich op negatieve ionen (bijv. Cl⁻).
Watermoleculen breken het ionrooster van het zout doordat de ionen die op de hoekpunten van het NaCI-
kristal zitten, minder sterk gebonden zijn. Bij het oplossen ontstaan nieuwe bindingen tussen ionen en
watermoleculen= iondipoolbindingen.
Omringd worden van ionen door watermoleculen= hydratatie, waarbij ionen omgeven worden door een
watermantel= gehydrateerde ionen. Deze ionen worden aangeduid door achter de formule van het ion (aq) te
zetten (afkorting van aqua).
Als ionbindingen te sterk zijn, komen ze niet uit het rooster los. Ze kunnen goed, matig of slecht oplosbaar zijn
zie BINAS TABEL 45A.
Oplossen van zouten: je stelt een oplosvergelijking op.
Omdat zout in water oplost en niet reageert, komt het niet in de vergelijking.
• Voorbeeld: CuCl₂ (s) → Cu²⁺ (aq) + 2 Cl⁻ (aq)
Indampen van zoutoplossingen: bij indampen, verdampt het water en de positieve en negatieve ionen vormen
dan weer een ionrooster.
• Voorbeeld: 3 Na⁺ (aq) + PO₄³⁻ (aq) → Na₃PO₄ (s)
Oplosbaarheid= hoeveelheid stof dat in oplosmiddel van een bepaalde temperatuur kan oplossen.
Om iets over de oplosbaarheid van een stof te kunnen zeggen, moet je de hoeveelheid eerst omrekenen naar
mol.
Hoofdstuk 4 – Zouten en zoutoplossingen
§4.1 – ZOUTEN, NAMEN EN FORMULES
Om een vorming van een zout te begrijpen kun je het atoommodel van Bohr en de octetregel gebruiken.
• Octetregel: atomen streven door het opnemen of afstaan van elektronen naar acht elektronen in de
buitenste schil.
De positieve en negatieve ionen die door de octetregel ontstaan, trekken elkaar aan door hun tegengestelde
lading. Er ontstaat een sterke ionbinding. Er wordt een ionrooster gevormd waarin positieve en negatieve
ionen zijn gerangschikt.
De ionbinding is sterker dan de vanderwaalsbinding en de waterstofbrug. Daardoor is het kook- en smeltpunt
van moleculaire stoffen lager dan van zouten.
• Positieve ionen ontstaan wanneer metaalatomen elektronen afstaan. Het ion krijgt de naam van het metaal,
gevolgd door het woord ion. De lading van een ion wordt bepaald door de elektrovalentie van het metaal.
Als metalen meerdere elektrovalenties hebben (zoals Sn²⁺ en Sn⁴⁺), wordt een Romeins cijfer toegevoegd om
het onderscheid aan te geven (bijvoorbeeld tin(II)ion en tin(IV)ion). BINAS TABEL 40A= de elektrovalentie.
Enkelvoudige negatieve ionen:
Negatieve ionen ontstaan wanneer niet-metalen elektronen opnemen.
De naam van het ion wordt afgeleid van het niet-metaal met de uitgang -ide.
Voorbeelden:
• Fluoride: F⁻
• Oxide: O²⁻
Samengestelde ionen:
Samengestelde ionen bestaan uit meerdere atoomsoorten die samen één ion vormen. Zijn via atoombindingen
aan elkaar gekoppeld.
Voorbeelden:
• Ammonium: NH₄⁺
• Sulfaat: SO₄²⁻
• Hydroxide: OH⁻
Aantal vind je terug in BINAS TABEL 66B:
, Systematische naam van een zout: naam van positieve ion + naam van negatieve ion.
Triviale naam= bijvoorbeeld calciumfluoride.
De ionen in een zout zijn in een verhouding aanwezig waarbij de stof als geheel elektrisch neutraal is.
De zoutformule geeft de verhouding aan waarin de ionen in een zout aanwezig zijn.
Zoutformule= verhoudingsformule.
VOORBEELD 1: IJZER(III)CHLORIDE (FECL₃)
IJzer(III)ion (Fe³⁺) en chloride-ion (Cl⁻) combineren.
• Verhouding: 1 Fe³⁺ : 3 Cl⁻. (3 chloride-ionen nodig om de stof elektrisch neutraal te maken).
• Verhoudingsformule: FeCl₃.
§4.2 – ZOUTEN IN WATER
Water is handig voor het oplossen van zouten, zoals NaCl, vanwege zijn dipoolkarakter. Watermoleculen
hebben een kleine positieve lading (δ+) bij waterstofatomen en een kleine negatieve lading (δ–) bij
zuurstofatomen.
• De negatieve kant van water richt zich op positieve ionen (bijv. Na⁺).
• De positieve kant van water richt zich op negatieve ionen (bijv. Cl⁻).
Watermoleculen breken het ionrooster van het zout doordat de ionen die op de hoekpunten van het NaCI-
kristal zitten, minder sterk gebonden zijn. Bij het oplossen ontstaan nieuwe bindingen tussen ionen en
watermoleculen= iondipoolbindingen.
Omringd worden van ionen door watermoleculen= hydratatie, waarbij ionen omgeven worden door een
watermantel= gehydrateerde ionen. Deze ionen worden aangeduid door achter de formule van het ion (aq) te
zetten (afkorting van aqua).
Als ionbindingen te sterk zijn, komen ze niet uit het rooster los. Ze kunnen goed, matig of slecht oplosbaar zijn
zie BINAS TABEL 45A.
Oplossen van zouten: je stelt een oplosvergelijking op.
Omdat zout in water oplost en niet reageert, komt het niet in de vergelijking.
• Voorbeeld: CuCl₂ (s) → Cu²⁺ (aq) + 2 Cl⁻ (aq)
Indampen van zoutoplossingen: bij indampen, verdampt het water en de positieve en negatieve ionen vormen
dan weer een ionrooster.
• Voorbeeld: 3 Na⁺ (aq) + PO₄³⁻ (aq) → Na₃PO₄ (s)
Oplosbaarheid= hoeveelheid stof dat in oplosmiddel van een bepaalde temperatuur kan oplossen.
Om iets over de oplosbaarheid van een stof te kunnen zeggen, moet je de hoeveelheid eerst omrekenen naar
mol.
