Algemene Chemie
Overzicht van de formules, principes & wetten:
Hoofdstuk 1: Bouwstenen van de materie
- De molecule = de kleinste eenheid van de stof waarin alle representatieve
atoomsoorten van die stof voorkomen.
- Belangrijk te beseffen is dat er tijdens fysische processen geen verandering in de
moleculaire samenstelling van de materie optreedt. (≠ chemische processen)
- Wet van Lavoisier = “de wet van behoud van massa bij chemische reacties”: Bij een
chemische reactie is de som van de massa’s van reagerende stoffen (reagentia) gelijk aan
de som van de massa’s van de reactieproducten.
- Wet van Proust = “de wet van constante samenstelling”: Bij een chemische reactie is er
een constante verhouding tussen de massa’s van de reagerende stoffen (reagentia).
- Wet van Gay-Lussac: Bij een chemische reactie tussen gassen bestaat er een constante
en eenvoudige verhouding tussen de volumes van de reagerende stoffen en
reactieproducten (bij constante druk en temperatuur).
- Gesteund door bovenstaande wetten introduceerde Dalton zijn “atoomtheorie” (die de
basis zou vormen voor de moderne atoomtheorie).
- Alle atoomsoorten met evenveel protonen maar een verschillend aantal neutronen in
de kern zijn isotopen van elkaar. Een groep van isotopen vormt een element.
- Absolute atoommassa eenheid u = 1,66 . 10-27 kg
- Datieve bindingen zijn trukken van scheikundigen om de octetstructuur te redden. (=
een soort intermediair = een anderhalve binding)
- Het sterisch getal = aantal bindingspartners centrale element + aantal vrije
elektronenparen centrale element. Op basis van dit sterisch getal wordt de ruimtelijke
structuur van de molecule bepaald en kan men zo afleiden of de molecule (a)polair is.
- Atomen kleven intramoleculair aan elkaar; moleculen kleven intermoleculair aan
elkaar. Zwakke intermoleculaire krachten: Vanderwaals < dipool < waterstofbruggen.
-Arrhenius: “Iedere base is een hydroxide maar niet iedere hydroxide is een base.” Een
Arrhenius-base is een molecuul dat in water aanleiding geeft tot het vormen van een
hydroxide-ion (OH-). Het molecuul kan ook zelf een hydroxide-ion bevatten, maar dat
hoeft niet. Twee voorbeelden van Arrhenius-basen zijn natriumhydroxide (NaOH) en
ammoniak (NH3):
NaOH → Na+ + OH-
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
1
, Hoofdstuk 2: Chemische reacties in waterige oplossingen
- Een watermantel van georiënteerde watermoleculen omringt elk ion in een oplossing;
deze watermantel is de oorzaak van dat de gehydrateerde ionen veel groter zijn dan de
‘naakte’ ionen. Merk op dat sommige verbindingen wel oplossen in water maar niet
splitsen in ionen (≠ hydratatie) bv: suiker.
- Likes like likes = houden van gelijkheden: (a)polaire stoffen lossen het beste op in
(a)polaire oplosmiddelen.
- Zuiver water is een slechte geleider voor elektriciteit maar er zijn meestal stoffen in
opgelost met als doel een zeer goede geleiding veroorzaken.
- Sterke elektrolyten = stoffen die in opgeloste toestand (of gesmolten) voornamelijk in
kationen en anionen gedissocieerd zijn en in die toestand elektrische stroom kunnen
geleiden. Bv: zoutzuur HCl
- Sterke elektrolyten zijn de sterke zuren/basen en alle in water goed oplosbare zouten.
-Zwakke elektrolyten = stoffen die in opgeloste toestand (of gesmolten) voornamelijk
aks moleculen aanwezig zijn. Door de afwezigheid of zeer geringe aanwezigheid van
ionen zullen zij de elektrische stroom zeer slecht geleiden. Bv: suiker
- Voor sterke elektrolyten ligt het evenwicht van de ionisatiereactie uitgesproken naar
rechts, voor zwakke elektrolyten naar links.
- Hydrofoob = lipofiel: moleculen gaan geen interactie aan met water (apolair karakter).
Hydrofiel = lipofoob: moleculen in interactie met water (polair karakter).
- Amfifiele verbindingen = moleculen met hydrofiele kop en hydrofobe staart. Vormen
steeds een micelle. Bv: stearinezuur
- Door een concetratieverschil in een vat met een semipermeabele wand streeft men
naar een homogene verdeling van de opgeloste stof. Het oplosmiddel (water)
diffundeert dan van de hypotone (laagste concentratie) naar de hypertone oplossing. Dit
verschijnsel waarbij watertransport optreedt noemt men osmose.
- Van ’t Hoff = elke oplossing oefent een osmotische druk π uit op het membraan:
π=i.M.R.T
- Een oplossing met dezelfde osmotische druk dan in de cellen word teen fysiologische
oplossing genoemd.
- Alle chemische reacties zijn evenwichtsreacties: een reactievergelijking moet steeds
d.m.v. coëfficiënten in evenwicht worden gebracht. Dus ook een aflopende reactie is een
evenwichtsreactie!
- Een reactie waar een zwak elektrolyt gevormd wordt (bv: neerslagreactie/
metathesereactie) is altijd een aflopende reactie.
2
Overzicht van de formules, principes & wetten:
Hoofdstuk 1: Bouwstenen van de materie
- De molecule = de kleinste eenheid van de stof waarin alle representatieve
atoomsoorten van die stof voorkomen.
- Belangrijk te beseffen is dat er tijdens fysische processen geen verandering in de
moleculaire samenstelling van de materie optreedt. (≠ chemische processen)
- Wet van Lavoisier = “de wet van behoud van massa bij chemische reacties”: Bij een
chemische reactie is de som van de massa’s van reagerende stoffen (reagentia) gelijk aan
de som van de massa’s van de reactieproducten.
- Wet van Proust = “de wet van constante samenstelling”: Bij een chemische reactie is er
een constante verhouding tussen de massa’s van de reagerende stoffen (reagentia).
- Wet van Gay-Lussac: Bij een chemische reactie tussen gassen bestaat er een constante
en eenvoudige verhouding tussen de volumes van de reagerende stoffen en
reactieproducten (bij constante druk en temperatuur).
- Gesteund door bovenstaande wetten introduceerde Dalton zijn “atoomtheorie” (die de
basis zou vormen voor de moderne atoomtheorie).
- Alle atoomsoorten met evenveel protonen maar een verschillend aantal neutronen in
de kern zijn isotopen van elkaar. Een groep van isotopen vormt een element.
- Absolute atoommassa eenheid u = 1,66 . 10-27 kg
- Datieve bindingen zijn trukken van scheikundigen om de octetstructuur te redden. (=
een soort intermediair = een anderhalve binding)
- Het sterisch getal = aantal bindingspartners centrale element + aantal vrije
elektronenparen centrale element. Op basis van dit sterisch getal wordt de ruimtelijke
structuur van de molecule bepaald en kan men zo afleiden of de molecule (a)polair is.
- Atomen kleven intramoleculair aan elkaar; moleculen kleven intermoleculair aan
elkaar. Zwakke intermoleculaire krachten: Vanderwaals < dipool < waterstofbruggen.
-Arrhenius: “Iedere base is een hydroxide maar niet iedere hydroxide is een base.” Een
Arrhenius-base is een molecuul dat in water aanleiding geeft tot het vormen van een
hydroxide-ion (OH-). Het molecuul kan ook zelf een hydroxide-ion bevatten, maar dat
hoeft niet. Twee voorbeelden van Arrhenius-basen zijn natriumhydroxide (NaOH) en
ammoniak (NH3):
NaOH → Na+ + OH-
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
1
, Hoofdstuk 2: Chemische reacties in waterige oplossingen
- Een watermantel van georiënteerde watermoleculen omringt elk ion in een oplossing;
deze watermantel is de oorzaak van dat de gehydrateerde ionen veel groter zijn dan de
‘naakte’ ionen. Merk op dat sommige verbindingen wel oplossen in water maar niet
splitsen in ionen (≠ hydratatie) bv: suiker.
- Likes like likes = houden van gelijkheden: (a)polaire stoffen lossen het beste op in
(a)polaire oplosmiddelen.
- Zuiver water is een slechte geleider voor elektriciteit maar er zijn meestal stoffen in
opgelost met als doel een zeer goede geleiding veroorzaken.
- Sterke elektrolyten = stoffen die in opgeloste toestand (of gesmolten) voornamelijk in
kationen en anionen gedissocieerd zijn en in die toestand elektrische stroom kunnen
geleiden. Bv: zoutzuur HCl
- Sterke elektrolyten zijn de sterke zuren/basen en alle in water goed oplosbare zouten.
-Zwakke elektrolyten = stoffen die in opgeloste toestand (of gesmolten) voornamelijk
aks moleculen aanwezig zijn. Door de afwezigheid of zeer geringe aanwezigheid van
ionen zullen zij de elektrische stroom zeer slecht geleiden. Bv: suiker
- Voor sterke elektrolyten ligt het evenwicht van de ionisatiereactie uitgesproken naar
rechts, voor zwakke elektrolyten naar links.
- Hydrofoob = lipofiel: moleculen gaan geen interactie aan met water (apolair karakter).
Hydrofiel = lipofoob: moleculen in interactie met water (polair karakter).
- Amfifiele verbindingen = moleculen met hydrofiele kop en hydrofobe staart. Vormen
steeds een micelle. Bv: stearinezuur
- Door een concetratieverschil in een vat met een semipermeabele wand streeft men
naar een homogene verdeling van de opgeloste stof. Het oplosmiddel (water)
diffundeert dan van de hypotone (laagste concentratie) naar de hypertone oplossing. Dit
verschijnsel waarbij watertransport optreedt noemt men osmose.
- Van ’t Hoff = elke oplossing oefent een osmotische druk π uit op het membraan:
π=i.M.R.T
- Een oplossing met dezelfde osmotische druk dan in de cellen word teen fysiologische
oplossing genoemd.
- Alle chemische reacties zijn evenwichtsreacties: een reactievergelijking moet steeds
d.m.v. coëfficiënten in evenwicht worden gebracht. Dus ook een aflopende reactie is een
evenwichtsreactie!
- Een reactie waar een zwak elektrolyt gevormd wordt (bv: neerslagreactie/
metathesereactie) is altijd een aflopende reactie.
2
