MODULE 1: INLEIDING
NOMENCLATUUR
1 verbindingen, ionen en radicalen
heterolytische splitsing : A:B A+ + B- (kation + anion)
homolytische splitsing : A:B A° + B° (radicalen)
kationen : uitgang ‘ion’
anionen : uitgang ‘ide-ion’
radicalen : uitgang ‘yl
2 atomen, elementen en wetten
2.1 wetten1
wet van behoud van massa (Lavoisier)
enkelvoudige verbindingen (Dalton)
wet van elektroneutraliteit
o som van alle positieve ladingen = som van alle negatieve ladingen
massadefect
o aparte partikels wegen meer dan wanneer ze samen in een kern zitten
o vb.: massa van 1 mol He zou 4,033 g, maar in tabel 4,0026g
2.2 protonen, neutronen en elektronen
massa (g) atomaire massa (Da of u) lading (C) lading
elektron 9,11 * 10-28 0,00055 -1,602 * 10-19 -1
proton 1,68 * 10-24 1,0073 +1,602 * 10-19 +1
neutron 1,67 * 10-24 1,0087 0 0
massagetal (¿ p +¿n )
element X
atoomgetal (¿ p of ¿e)
geonormaal atoomgewicht van C = 12,011
12 13
isotoop = zelfde #p en #e, verschillend #n (vb.: 6C en 6C ¿
o gelijkwaardig chemisch gedrag
32 32
isobaar = zelfde massagetal, verschillend #e (vb.: 15 P en 16 S )
o verschillend chemisch gedrag
2 3
isotoon = zelfde #n, verschillend #e (vb.: 1 H en 2 He )
o verschillend chemisch gedrag
2.3 mol en molecuulmassa (Avogadro)
relatieve molecuulmassa
o
absolute massa van de molecule uitgedrukt∈gram absolute massa van de molecule∈ gram
=
1 1,66054∗10 g
−24
van de absolute massa van een 12C isotoop uitgedrukt∈gram
12
SI-eenheid: mol
1
1 mol van eender welk gas neemt een volume van 22,4 l in bij 273 K met 6,022 * 10 23 moleculen in 1 mol
blijkt later niet te kloppen
pagina | 1
,MODULE 1: INLEIDING
o mol = 12g van het isotopisch zuiver 12C
massa(g)m
n=aantal mol ( mol )= =
o g M
molaire massa( )
mol
23
o N=aantal deeltjes=n∗N A (met N A het getal van Avogadro=6,022∗10 )
CONCENTRATIES
1 concentraties
n
c=
V
eenheid = M = molair = mol/l
1.1 eenheden van concentraties
1mol opgeloste stof
molariteit M = =1 molair
1 l oplossing
1mol opgeloste stof
molaliteit m = =1 molaal
1kg oplosmiddel
¿ mol opgeloste stof
molfractie χproduct =
¿ mol van alle aanwezige stoffen
massa opgeloste stof
massaprocent %w = ∗100
massa oplossing
volume opgeloste stof
volumeprocent %V = ∗100
volume oplossing
¿ volumedelen gas /vloeistof ml mg
parts per million ppm = of of
10 volumedelen oplossing/mengsel 1000l kg
6
1
parts per billion ppb =
109
1.1.1 opmerking
molaliteit is altijd groter dan molariteit
M ∗1000
verband tussen beide: m=
( d∗1000 )−( M∗MM )
2 verdunningen
c 1∗V 1 =c 2∗V 2
3 rendement
werkelijke opbrengst
η= ⋅ 100
theoretische opbrengst
pagina | 2
,MODULE 1: INLEIDING
METATHESE EN REDOX
1 metathese reacties
metathese reacties = aflopende reacties
o uitzonderingen, want in principe: alle chemische reacties beschouwen als evenwichtsreacties
o omwille van verschillende redenen
AB + CD ⇌ AD + BC (reagentia ⇌ reactieproducten)
wanneer volledig aflopend?
o neerslagreacties
o gasvormingsreacties
o één van de reactieproducten is ongedissocieerd
onderliggende drijvende kracht = principe van Le Châtelier
evenwicht verschuift naar rechts
1.1 neerslagreacties
vb.: AgNO3 (aq) + NaCl (aq) NaNO3 (aq) + AgCl ↓
in realiteit : alle ionen gaan in oplossing en worden gesolvateerd
Ag+(aq) ; Na+(aq) ; NO3- (aq) ; Cl-(aq)
positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan, telkens wanneer Ag + en Cl- met elkaar botsen ontstaat het
onoplosbare AgCl dat uit het medium verdwijnt, totdat uiteindelijk alleen maar Na +(aq) en NO3- (aq) overblijft
zouten waarvan minder dan 10g/l kan worden opgelost bij 25°C worden onoplosbaar genoemd
1. alle nitraten, acetaten en chloraten zijn oplosbaar
2. de meeste Na+, K+ en NH4+ zouten zijn oplosbaar
3. chloriden zijn goed oplosbaar, behalve AgCl, PbCl 2 en Hg2Cl2
4. sulfaten zijn goed oplosbaar, behalve BaSO4, PbSO4 en CaSO4
5. hydroxiden zijn onoplosbaar, behalve alkalihydroxiden en aardalkalihydroxiden
6. sulfide, carbonaten en fosfaten zijn doorgaans onoplosbaar
1.2 gasvormingsreacties
onoplosbare gassen : H2, O2, N2
slecht oplosbare gassen : CO2, SO2, H2S
goed oplosbare gassen : NH3
het principe is hetzelfde als voor neerslag
o SO2 en CO2 zijn de zuuranhydriden van …
o NH3 is het anhydride van …
1.3 zuur-base reacties
= metathese reactie die op hetzelfde principe van Le Châtelier steunt
H+(aq) + OH-(aq) H2O (vl)
hoewel dit in principe een evenwichtsreactie is, is de evenwichtsconstante K = 10 14
m.a.w. H2O is een (bijna) niet gedissocieerde stof, een ‘vloeibare neerslag’ dat H +(aq) en het OH-(aq) uit het
reactiemedium trekt
2 redoxreacties
2.1 reductie en oxidatie
oxidatie = afstaan van elektronen, de stof die wordt geoxideerd is de reductans
pagina | 3
, MODULE 1: INLEIDING
o onttrekt elektronen aan de andere reactiepartner in die oxidatiereactie
o elektronenacceptor
o het oxidans zelf wordt hierdoor gereduceerd
o het oxidans daalt in oxidatietrap
reductie = opnemen van elektronen, de stof die wordt gereduceerd is de oxidans
o levert elektronen aan de andere reactiepartner in de oxidatiereactie
o elektronendonor
o het reductans zelf wordt hierbij geoxideerd
o het reductans stijgt in oxidatietrap
vb.: Fe0 + (O0)2 (FeIII)2 + (O-II)3
oxidatie : Fe0 Fe3+ + 3e- Fe0 is de reductans
reductie : O0 O2- + 2e- O0 is de oxidans
2.2 oxidatietrap
enkelvoudige stoffen 0
edelgassen 0 (groep 18)
alkalimetalen-ionen +I behalve in hydriden (- I) (groep 1)
aardalkalimetalen-ionen + II (groep 2)
halegonide-ionen -I (groep 17)
chalcegonide-ionen - II behalve peroxide (- I)
3 vreemde verbindingen
natriumtetrathionaat : Na2S4O6 triijzertetraoxide : Fe3O4
oxidatietrap S = + 2,5 oxidatietrap Fe = + 8/3
gemiddelde waarden : vb.: Fe3O4 bestaat uit 2*Fe3+ en 1*Fe2+
verklaring:
o oxidatietrap = formeel begrip
o elektronen gaan naar meest elektronegatieve element
o vb.: in sulfaat
alle elektronen gaan van S naar O
6 S-O bindingen geeft dus OG voor S van +VI
bij S-S bindingen gebeurt er niets
hier thiosulfaat S2O32-, dus S = +V
pagina | 4
NOMENCLATUUR
1 verbindingen, ionen en radicalen
heterolytische splitsing : A:B A+ + B- (kation + anion)
homolytische splitsing : A:B A° + B° (radicalen)
kationen : uitgang ‘ion’
anionen : uitgang ‘ide-ion’
radicalen : uitgang ‘yl
2 atomen, elementen en wetten
2.1 wetten1
wet van behoud van massa (Lavoisier)
enkelvoudige verbindingen (Dalton)
wet van elektroneutraliteit
o som van alle positieve ladingen = som van alle negatieve ladingen
massadefect
o aparte partikels wegen meer dan wanneer ze samen in een kern zitten
o vb.: massa van 1 mol He zou 4,033 g, maar in tabel 4,0026g
2.2 protonen, neutronen en elektronen
massa (g) atomaire massa (Da of u) lading (C) lading
elektron 9,11 * 10-28 0,00055 -1,602 * 10-19 -1
proton 1,68 * 10-24 1,0073 +1,602 * 10-19 +1
neutron 1,67 * 10-24 1,0087 0 0
massagetal (¿ p +¿n )
element X
atoomgetal (¿ p of ¿e)
geonormaal atoomgewicht van C = 12,011
12 13
isotoop = zelfde #p en #e, verschillend #n (vb.: 6C en 6C ¿
o gelijkwaardig chemisch gedrag
32 32
isobaar = zelfde massagetal, verschillend #e (vb.: 15 P en 16 S )
o verschillend chemisch gedrag
2 3
isotoon = zelfde #n, verschillend #e (vb.: 1 H en 2 He )
o verschillend chemisch gedrag
2.3 mol en molecuulmassa (Avogadro)
relatieve molecuulmassa
o
absolute massa van de molecule uitgedrukt∈gram absolute massa van de molecule∈ gram
=
1 1,66054∗10 g
−24
van de absolute massa van een 12C isotoop uitgedrukt∈gram
12
SI-eenheid: mol
1
1 mol van eender welk gas neemt een volume van 22,4 l in bij 273 K met 6,022 * 10 23 moleculen in 1 mol
blijkt later niet te kloppen
pagina | 1
,MODULE 1: INLEIDING
o mol = 12g van het isotopisch zuiver 12C
massa(g)m
n=aantal mol ( mol )= =
o g M
molaire massa( )
mol
23
o N=aantal deeltjes=n∗N A (met N A het getal van Avogadro=6,022∗10 )
CONCENTRATIES
1 concentraties
n
c=
V
eenheid = M = molair = mol/l
1.1 eenheden van concentraties
1mol opgeloste stof
molariteit M = =1 molair
1 l oplossing
1mol opgeloste stof
molaliteit m = =1 molaal
1kg oplosmiddel
¿ mol opgeloste stof
molfractie χproduct =
¿ mol van alle aanwezige stoffen
massa opgeloste stof
massaprocent %w = ∗100
massa oplossing
volume opgeloste stof
volumeprocent %V = ∗100
volume oplossing
¿ volumedelen gas /vloeistof ml mg
parts per million ppm = of of
10 volumedelen oplossing/mengsel 1000l kg
6
1
parts per billion ppb =
109
1.1.1 opmerking
molaliteit is altijd groter dan molariteit
M ∗1000
verband tussen beide: m=
( d∗1000 )−( M∗MM )
2 verdunningen
c 1∗V 1 =c 2∗V 2
3 rendement
werkelijke opbrengst
η= ⋅ 100
theoretische opbrengst
pagina | 2
,MODULE 1: INLEIDING
METATHESE EN REDOX
1 metathese reacties
metathese reacties = aflopende reacties
o uitzonderingen, want in principe: alle chemische reacties beschouwen als evenwichtsreacties
o omwille van verschillende redenen
AB + CD ⇌ AD + BC (reagentia ⇌ reactieproducten)
wanneer volledig aflopend?
o neerslagreacties
o gasvormingsreacties
o één van de reactieproducten is ongedissocieerd
onderliggende drijvende kracht = principe van Le Châtelier
evenwicht verschuift naar rechts
1.1 neerslagreacties
vb.: AgNO3 (aq) + NaCl (aq) NaNO3 (aq) + AgCl ↓
in realiteit : alle ionen gaan in oplossing en worden gesolvateerd
Ag+(aq) ; Na+(aq) ; NO3- (aq) ; Cl-(aq)
positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan, telkens wanneer Ag + en Cl- met elkaar botsen ontstaat het
onoplosbare AgCl dat uit het medium verdwijnt, totdat uiteindelijk alleen maar Na +(aq) en NO3- (aq) overblijft
zouten waarvan minder dan 10g/l kan worden opgelost bij 25°C worden onoplosbaar genoemd
1. alle nitraten, acetaten en chloraten zijn oplosbaar
2. de meeste Na+, K+ en NH4+ zouten zijn oplosbaar
3. chloriden zijn goed oplosbaar, behalve AgCl, PbCl 2 en Hg2Cl2
4. sulfaten zijn goed oplosbaar, behalve BaSO4, PbSO4 en CaSO4
5. hydroxiden zijn onoplosbaar, behalve alkalihydroxiden en aardalkalihydroxiden
6. sulfide, carbonaten en fosfaten zijn doorgaans onoplosbaar
1.2 gasvormingsreacties
onoplosbare gassen : H2, O2, N2
slecht oplosbare gassen : CO2, SO2, H2S
goed oplosbare gassen : NH3
het principe is hetzelfde als voor neerslag
o SO2 en CO2 zijn de zuuranhydriden van …
o NH3 is het anhydride van …
1.3 zuur-base reacties
= metathese reactie die op hetzelfde principe van Le Châtelier steunt
H+(aq) + OH-(aq) H2O (vl)
hoewel dit in principe een evenwichtsreactie is, is de evenwichtsconstante K = 10 14
m.a.w. H2O is een (bijna) niet gedissocieerde stof, een ‘vloeibare neerslag’ dat H +(aq) en het OH-(aq) uit het
reactiemedium trekt
2 redoxreacties
2.1 reductie en oxidatie
oxidatie = afstaan van elektronen, de stof die wordt geoxideerd is de reductans
pagina | 3
, MODULE 1: INLEIDING
o onttrekt elektronen aan de andere reactiepartner in die oxidatiereactie
o elektronenacceptor
o het oxidans zelf wordt hierdoor gereduceerd
o het oxidans daalt in oxidatietrap
reductie = opnemen van elektronen, de stof die wordt gereduceerd is de oxidans
o levert elektronen aan de andere reactiepartner in de oxidatiereactie
o elektronendonor
o het reductans zelf wordt hierbij geoxideerd
o het reductans stijgt in oxidatietrap
vb.: Fe0 + (O0)2 (FeIII)2 + (O-II)3
oxidatie : Fe0 Fe3+ + 3e- Fe0 is de reductans
reductie : O0 O2- + 2e- O0 is de oxidans
2.2 oxidatietrap
enkelvoudige stoffen 0
edelgassen 0 (groep 18)
alkalimetalen-ionen +I behalve in hydriden (- I) (groep 1)
aardalkalimetalen-ionen + II (groep 2)
halegonide-ionen -I (groep 17)
chalcegonide-ionen - II behalve peroxide (- I)
3 vreemde verbindingen
natriumtetrathionaat : Na2S4O6 triijzertetraoxide : Fe3O4
oxidatietrap S = + 2,5 oxidatietrap Fe = + 8/3
gemiddelde waarden : vb.: Fe3O4 bestaat uit 2*Fe3+ en 1*Fe2+
verklaring:
o oxidatietrap = formeel begrip
o elektronen gaan naar meest elektronegatieve element
o vb.: in sulfaat
alle elektronen gaan van S naar O
6 S-O bindingen geeft dus OG voor S van +VI
bij S-S bindingen gebeurt er niets
hier thiosulfaat S2O32-, dus S = +V
pagina | 4
