Aantekeningen
kennisclips
Kennisclip 1.1 Chemisch evenwicht
Evenwichtreacties
- Boven de streep staan alle producten en onder
de streep de beginstoffen.
Evenwichtsconstante
- Vaste stoffen/vloeistoffen worden in de evenwichtsconstante NIET meegenomen. Dit heeft er
mee te maken, dat de molaire massa en de dichtheid van stoffen constant zijn bij een
bepaalde temperatuur. Als je meer van een stof toevoegt, waarvan de concentratie gelijk
blijft, hoef je deze (dus vloeistoffen en vaste stoffen) niet mee te nemen in je berekening.
- Bij evenwichtconstante kijken we puur naar de gassen en de opgeloste stoffen.
- Als we een evenwichtsconstante van 1 hebben, dan betekent dit dat concentraties boven de
deelstreep ongeveer gelijk is aan de concentratie onder de deelstreep. Je maakt dan dus even
veel producten als je reactanten hebt.
Als de K veel groter wordt, bv. 1000, dan zien we dat we veel meer product aan het maken
zijn en heel weinig beginproducten overhouden. Dit is een aflopende reactie. En andersom
(dus een kleinere K) dan betekent het dat er heel weinig eindproducten ontstaan zijn.
- Evenwichtsreacties zitten dus ergens in het oranje, blauwe gebied.
Als de K-waarde groter is dan 1, dus wordt er meer product gevormd en ligt het evenwicht
dus naar rechts.
Kennisclip 1.2 Rekenen aan chemisch evenwicht
Voorbeelden:
- Cl2 (g) reageert met PCl3 (g) tot PCl5 (g). Tijdens
een experiment is een lange tijd gewacht zodat
chemisch evenwicht bereikt is en vervolgens zijn
de concentraties van de gassen bepaald. Deze zijn
7,2 mol/L voor PCl3 , 7,2 mol voor Cl2 en 0,050
mol/L voor PCl5. Bereken de evenwichtconstante.
- We hebben de evenwichtsreactie 2CO (g) +
O2 (g) ⇄ 2 CO2 (g). De evenwichtconstante
in deze reactie (K) = 1,3 * 103 en de
evenwichtconcentraties van CO en O2 zijn
0,025 mol/L en 0,015 mol/L. Bepaal de
evenwichtsconcentratie van CO2 .
,- K is groter dan 1, dus wordt er ook meer product gevormd, dan de reactanten (evenwicht
naar rechts).
,Kennisclip 1.3 Verstoren van het evenwicht
Principe van Le Chatelier
- ‘’Als we stres op een systeem brengen, wat in evenwicht is, dan zal dat evenwicht ook gaan
verschuiven om die stres op te vangen.’’
- Met stres wordt in dit geval bedoeld:
o Concentratie, druk, volume en temperatuur.
Verandering van concentratie Verandering van druk of volume
Verandering van temperatuur
Kennisclip 2.1 Zuren en basen
Definities
- Zuren en basen vormen in water:
o Zuur zorgt voor H3O+
o Base zorgt voor OH-
Wat zijn zuren?
- H-atoom aan/in:
o Een H die aan een halogeen vast zit: HF, HCl, HBr, HI
o Moleculen waar best wel wat zuurstof in zit: HClO4, H2CO3, H3PO4, …
o Organisch zuur, er zit ergens een COOH groep aanvast: R – COOH
H-atoom en elektronegatief atoom zitten altijd aan elkaar vast. Een H die aan een O-atoom
vast zit, is wel een zuur-H’tje. Deze kan wel weggegeven worden. De H-atomen die bv aan
een C-atoom vast zitten kunnen niet worden weggegeven.
, Wat zijn basen?
- Stikstofverbindingen: NH3, R – NH2, …
−¿ ¿ 2−¿ ¿ 3−¿¿
- Negatieve ionen: ClO4 , CO 3 , PO 4 , … (negatieve ionen kunnen die positieve H-
atomen opnemen. Er moet wel ergens een vrij elektronenpaar zitten, die het H-atoom kan
aantrekken, want een H-atoom heeft geen vrij elektronenpaar).
- Zouten met een hydroxide (NaOH, KOH) of oxide (BaO, CaO) kant.
In het geval van de oxide kant, gaat de O reageren met het water en zal er een hydroxide
−¿ ¿
2−¿+H O → 2O H ¿
ontstaan: O 2
Het vormt of bevat OH-.
Geconjugeerde zuren en basen
+ ¿¿
- Azijnzuur (ethaanzuur) in water: CH 3 COOH + H 2 O ⇆ CH 3 CO O−¿+H 3 O ¿
−¿¿
- (Natrium)acetaat in water: CH 3 CO O−¿+ H 2 O ⇆CH 3 COOH +O H ¿
−¿¿
De acetaat (CH 3 CO O ) is de geconjugeerde base van azijnzuur (CH 3 COOH ). En azijnzuur is het
geconjugeerde zuur van acetaat. Als je de een in water stopt krijg je de ander terug. En andersom
geldt dit ook.
Zuur-base-reacties
- Vorming van zouten: NH 3+ HNO 3 → NH 4 NO 3 ¿
- Vorming van water (en zouten): NaOH + HCl → NaCl+ H 2 O¿
Kennisclip 2.2 Waterevenwicht en de pH
Water als zuur en base
−¿¿
- Water kan met een base (als zuur) reageren: NH 3+ H 2 O → N H +¿+O
4
H ¿
+ ¿¿
- Het kan ook met een zuur (als base) reageren: CH 3 COOH + H 2 O ⇆CH 3 CO O−¿+H 3 O ¿
−¿¿
+¿+O H ¿
- Het kan ook als zuur én base met zichzelf reageren: H 2 O+ H 2 O ⇆ H 3 O
+ ¿¿
Dit is een evenwichtsreactie, dus H 3 O en O H −¿¿ zullen ook weer met elkaar reageren en
H 2 O vormen. ¿¿
Waterconstante
−¿¿
H 2 O+ H 2 O ⇆ H 3 O+¿+O H
¿
K=¿ ¿ ¿
- Als je deze K zou uitrekenen, krijg je een ontzettend lage K-waarde. Aan deze waarde heb je
dus niet zoveel.
- Vaak als we een oplossing in water hebben en een reactie waar water aan mee doet, dan
negeren we water eigenlijk in die evenwichtsvoorwaarde.
[ H ¿¿ 2O]¿ is eigenlijk constant: K w =¿ ¿
(Kw = waterconstante)
In andere oplossingen
- Als ¿ ¿ hoger is (in een zure oplossing), is ¿ lager.
kennisclips
Kennisclip 1.1 Chemisch evenwicht
Evenwichtreacties
- Boven de streep staan alle producten en onder
de streep de beginstoffen.
Evenwichtsconstante
- Vaste stoffen/vloeistoffen worden in de evenwichtsconstante NIET meegenomen. Dit heeft er
mee te maken, dat de molaire massa en de dichtheid van stoffen constant zijn bij een
bepaalde temperatuur. Als je meer van een stof toevoegt, waarvan de concentratie gelijk
blijft, hoef je deze (dus vloeistoffen en vaste stoffen) niet mee te nemen in je berekening.
- Bij evenwichtconstante kijken we puur naar de gassen en de opgeloste stoffen.
- Als we een evenwichtsconstante van 1 hebben, dan betekent dit dat concentraties boven de
deelstreep ongeveer gelijk is aan de concentratie onder de deelstreep. Je maakt dan dus even
veel producten als je reactanten hebt.
Als de K veel groter wordt, bv. 1000, dan zien we dat we veel meer product aan het maken
zijn en heel weinig beginproducten overhouden. Dit is een aflopende reactie. En andersom
(dus een kleinere K) dan betekent het dat er heel weinig eindproducten ontstaan zijn.
- Evenwichtsreacties zitten dus ergens in het oranje, blauwe gebied.
Als de K-waarde groter is dan 1, dus wordt er meer product gevormd en ligt het evenwicht
dus naar rechts.
Kennisclip 1.2 Rekenen aan chemisch evenwicht
Voorbeelden:
- Cl2 (g) reageert met PCl3 (g) tot PCl5 (g). Tijdens
een experiment is een lange tijd gewacht zodat
chemisch evenwicht bereikt is en vervolgens zijn
de concentraties van de gassen bepaald. Deze zijn
7,2 mol/L voor PCl3 , 7,2 mol voor Cl2 en 0,050
mol/L voor PCl5. Bereken de evenwichtconstante.
- We hebben de evenwichtsreactie 2CO (g) +
O2 (g) ⇄ 2 CO2 (g). De evenwichtconstante
in deze reactie (K) = 1,3 * 103 en de
evenwichtconcentraties van CO en O2 zijn
0,025 mol/L en 0,015 mol/L. Bepaal de
evenwichtsconcentratie van CO2 .
,- K is groter dan 1, dus wordt er ook meer product gevormd, dan de reactanten (evenwicht
naar rechts).
,Kennisclip 1.3 Verstoren van het evenwicht
Principe van Le Chatelier
- ‘’Als we stres op een systeem brengen, wat in evenwicht is, dan zal dat evenwicht ook gaan
verschuiven om die stres op te vangen.’’
- Met stres wordt in dit geval bedoeld:
o Concentratie, druk, volume en temperatuur.
Verandering van concentratie Verandering van druk of volume
Verandering van temperatuur
Kennisclip 2.1 Zuren en basen
Definities
- Zuren en basen vormen in water:
o Zuur zorgt voor H3O+
o Base zorgt voor OH-
Wat zijn zuren?
- H-atoom aan/in:
o Een H die aan een halogeen vast zit: HF, HCl, HBr, HI
o Moleculen waar best wel wat zuurstof in zit: HClO4, H2CO3, H3PO4, …
o Organisch zuur, er zit ergens een COOH groep aanvast: R – COOH
H-atoom en elektronegatief atoom zitten altijd aan elkaar vast. Een H die aan een O-atoom
vast zit, is wel een zuur-H’tje. Deze kan wel weggegeven worden. De H-atomen die bv aan
een C-atoom vast zitten kunnen niet worden weggegeven.
, Wat zijn basen?
- Stikstofverbindingen: NH3, R – NH2, …
−¿ ¿ 2−¿ ¿ 3−¿¿
- Negatieve ionen: ClO4 , CO 3 , PO 4 , … (negatieve ionen kunnen die positieve H-
atomen opnemen. Er moet wel ergens een vrij elektronenpaar zitten, die het H-atoom kan
aantrekken, want een H-atoom heeft geen vrij elektronenpaar).
- Zouten met een hydroxide (NaOH, KOH) of oxide (BaO, CaO) kant.
In het geval van de oxide kant, gaat de O reageren met het water en zal er een hydroxide
−¿ ¿
2−¿+H O → 2O H ¿
ontstaan: O 2
Het vormt of bevat OH-.
Geconjugeerde zuren en basen
+ ¿¿
- Azijnzuur (ethaanzuur) in water: CH 3 COOH + H 2 O ⇆ CH 3 CO O−¿+H 3 O ¿
−¿¿
- (Natrium)acetaat in water: CH 3 CO O−¿+ H 2 O ⇆CH 3 COOH +O H ¿
−¿¿
De acetaat (CH 3 CO O ) is de geconjugeerde base van azijnzuur (CH 3 COOH ). En azijnzuur is het
geconjugeerde zuur van acetaat. Als je de een in water stopt krijg je de ander terug. En andersom
geldt dit ook.
Zuur-base-reacties
- Vorming van zouten: NH 3+ HNO 3 → NH 4 NO 3 ¿
- Vorming van water (en zouten): NaOH + HCl → NaCl+ H 2 O¿
Kennisclip 2.2 Waterevenwicht en de pH
Water als zuur en base
−¿¿
- Water kan met een base (als zuur) reageren: NH 3+ H 2 O → N H +¿+O
4
H ¿
+ ¿¿
- Het kan ook met een zuur (als base) reageren: CH 3 COOH + H 2 O ⇆CH 3 CO O−¿+H 3 O ¿
−¿¿
+¿+O H ¿
- Het kan ook als zuur én base met zichzelf reageren: H 2 O+ H 2 O ⇆ H 3 O
+ ¿¿
Dit is een evenwichtsreactie, dus H 3 O en O H −¿¿ zullen ook weer met elkaar reageren en
H 2 O vormen. ¿¿
Waterconstante
−¿¿
H 2 O+ H 2 O ⇆ H 3 O+¿+O H
¿
K=¿ ¿ ¿
- Als je deze K zou uitrekenen, krijg je een ontzettend lage K-waarde. Aan deze waarde heb je
dus niet zoveel.
- Vaak als we een oplossing in water hebben en een reactie waar water aan mee doet, dan
negeren we water eigenlijk in die evenwichtsvoorwaarde.
[ H ¿¿ 2O]¿ is eigenlijk constant: K w =¿ ¿
(Kw = waterconstante)
In andere oplossingen
- Als ¿ ¿ hoger is (in een zure oplossing), is ¿ lager.
