Algemene chemie 11
H1 Oplossingen
1.1 Inleiding
! Homogene EN heterogene oplossingen:
▪ Homogeen: geen onderscheid tussen de verschillende componenten
▪ Heterogeen: wél een onderscheid tussen de verschillende componenten
Een oplossing bestaat uit: ! Oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel
Oplosmiddel = component v/h 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 de oplosbaarheid
Oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die, bij een bepaalde T, kan opgelost worden in een
welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
Wanneer oplosbaarheid wordt besproken
Onoplosbare stof: minder dan 0,1 mol/L
zonder specificatie v/e solvent, verwijst men
Oplosbare stof
naar de oplosbaarheid in water!
▪ Verdunden opl.: weinig opgeloste stof
▪ Geconcentreerde opl.: veel opgeloste stof
▪ Verzadigde opl.: maximale hoeveelheid opgeloste stof
▪ Onverzadigde opl.: meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste stof
1.2 Het oplossingsproces
! Het oplossen van 2 stoffen wordt bepaald door enerzijds de intermoleculaire krachten die
verbroken moeten worden & anderzijds de nieuw ontstane krachten tussen de 2 moleculen A en B
Oefening ppt:
I2 lost beter op in CCl4 dan in H2O
WANT zijn beiden apolair → dus dezelfde intermoleculaire krachten
Verschil oplossing ionaire binding & covalente binding
Gesolvateerd = gehydrateerd
Ionaire binding:
Water breekt het ionenrooster af en zal de individuele ionen omringen → ionen zijn gesolvateerd
SPONTAAN
1
, Hydrofoob = moleculen die géén interactie aangaan met water
Hydrofiel = moleculen die wél een interactie aangaan met water
! Stoffen die deze 2 eigenschappen combineren: hydrofiele kop & hydrofobe staart
Vb.: zeep
De hydrofobe staart gaat zich vast enten aan
de apolaire moleculen zoals vet
GEVOLG: vuil kan makkelijk worden
weggespoeld
Covalente binding:
Water gaat een molecule zoals suiker ook afbreken MAAR niet in individuele ionen, wel in aparte
suikermoleculen
1.3 Hydratatie-en oplossingsenthalpie
De hydratatie wordt bepaald door:
1. Lading v/h ion: hoe groter → hoe groter de interactie met het polair deeltje
2. Afmeting v/h ion: hoe kleiner → hoe kleiner de dichtheid
De vorming van sterke ion-dipool interacties tussen ion en watermoleculen gaat gepaard met
warmtevrijstelling:
Hydratatie-enthalpie, ∆𝐻 = energie vrijgesteld in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande v/d overeenkomstige gasvormige ionen
Indien ∆𝐻 negatief is, hebben we een exotherme reactie
De hydratatie-enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
2
,Oplossingsenthalpie = enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen v/e opgeloste stof in een
oplosmiddel
! LET OP: Gassen vormen géén rooster → dus geen energie nodig om eventuele roosterenergie te
verbreken → telkens sterke exotherme reactie
1.4 Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid
Temperatuur
Endotherm: T stijgt → oplosbaarheid neemt toe
Verklaring: evenwicht verschuift naar rechts door het principe van Le Chatelier
Exotherm: T stijgt → oplosbaarheid daalt
Verklaring: principe van Le Chatelier
Druk
Heeft weinig invloed op de oplosbaarheid van vloeistoffen & vaste stoffen MAAR wél op gassen:
Met s = oplosbaarheid ; p =
Beschreven door de Wet van Henry: partieeldruk & k = cte van Henry
! Als druk stijgt → neemt de oplosbaarheid toe
! Vb.:
Cola: fles opent → druk verlaagt → oplosbaarheid CO2 verlaagt → kan niet meer in oplossing DUS
gaat ontsnappen
Diepzeeduiker: druk hoog → druk verlaagt bij het naar boven komen → oplosbaarheid van gassen
verlaagt → N2 komt daardoor vrij → te snel? Te veel toxische gassen komen vrij
De wet van Raoult stelt dat voor een ideaal mengsel de partiële druk van component i in de gasfase
gelijk is aan de molfractie van component i in de vloeistoffase maal de verzadigde dampspanning
3
, Conclusie: de totale druk van de oplossing is afhankelijk v/d molfractie v/h solvent
1.5 Concentratie-uitdrukkingen
Molfractie XA = de verhouding v/h aantal mol van A en het totaal aantal mol van alle componenten in
de oplossing
Molariteit OF molaire concentratie M = aantal mol opgeloste stof / L oplossing
Molaliteit m = aantal mol opgeloste stof / kg oplosmiddel
1.6 Elektrolyten
Elektrolyten = verbindingen die, wanneer ze oplossen in een solvens, aanleiding geven tot een
oplossing die de elektrische stroom geleidt
▪ Sterke elektrolyten: verbindingen die bij het oplossen bijna geheel in ionen splitsen
Vb.: wateroplosbare zouten (NaCl); sterke zuren (H2SO4); sterke basen (NaOH)
▪ Zwakke elektrolyten: gedeeltelijk gedissocieerd in gehydrateerde ionen
Vb.: slecht wateroplosbare zouten (CaSO4); zwakke zuren (HOAc); zwakke basen
(NH4OH)
VERKLARING: evenwichtsreactie i.p.v. aflopingsreactie
▪ Niet-elektrolyten: niet gedissocieerd
Vb.: suiker
PROBLEEM: bij het oplossen van sommige chemische stoffen in water zoals zuren, basen en zouten,
wordt dikwijls gedrag opgemerkt dat afwijkt van wat een aantal fysio-chemische wetmatigheden
voorspellen
Vriespuntverlaging en colligatieve eigenschappen
4
H1 Oplossingen
1.1 Inleiding
! Homogene EN heterogene oplossingen:
▪ Homogeen: geen onderscheid tussen de verschillende componenten
▪ Heterogeen: wél een onderscheid tussen de verschillende componenten
Een oplossing bestaat uit: ! Oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel
Oplosmiddel = component v/h 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 de oplosbaarheid
Oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die, bij een bepaalde T, kan opgelost worden in een
welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
Wanneer oplosbaarheid wordt besproken
Onoplosbare stof: minder dan 0,1 mol/L
zonder specificatie v/e solvent, verwijst men
Oplosbare stof
naar de oplosbaarheid in water!
▪ Verdunden opl.: weinig opgeloste stof
▪ Geconcentreerde opl.: veel opgeloste stof
▪ Verzadigde opl.: maximale hoeveelheid opgeloste stof
▪ Onverzadigde opl.: meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste stof
1.2 Het oplossingsproces
! Het oplossen van 2 stoffen wordt bepaald door enerzijds de intermoleculaire krachten die
verbroken moeten worden & anderzijds de nieuw ontstane krachten tussen de 2 moleculen A en B
Oefening ppt:
I2 lost beter op in CCl4 dan in H2O
WANT zijn beiden apolair → dus dezelfde intermoleculaire krachten
Verschil oplossing ionaire binding & covalente binding
Gesolvateerd = gehydrateerd
Ionaire binding:
Water breekt het ionenrooster af en zal de individuele ionen omringen → ionen zijn gesolvateerd
SPONTAAN
1
, Hydrofoob = moleculen die géén interactie aangaan met water
Hydrofiel = moleculen die wél een interactie aangaan met water
! Stoffen die deze 2 eigenschappen combineren: hydrofiele kop & hydrofobe staart
Vb.: zeep
De hydrofobe staart gaat zich vast enten aan
de apolaire moleculen zoals vet
GEVOLG: vuil kan makkelijk worden
weggespoeld
Covalente binding:
Water gaat een molecule zoals suiker ook afbreken MAAR niet in individuele ionen, wel in aparte
suikermoleculen
1.3 Hydratatie-en oplossingsenthalpie
De hydratatie wordt bepaald door:
1. Lading v/h ion: hoe groter → hoe groter de interactie met het polair deeltje
2. Afmeting v/h ion: hoe kleiner → hoe kleiner de dichtheid
De vorming van sterke ion-dipool interacties tussen ion en watermoleculen gaat gepaard met
warmtevrijstelling:
Hydratatie-enthalpie, ∆𝐻 = energie vrijgesteld in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande v/d overeenkomstige gasvormige ionen
Indien ∆𝐻 negatief is, hebben we een exotherme reactie
De hydratatie-enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
2
,Oplossingsenthalpie = enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen v/e opgeloste stof in een
oplosmiddel
! LET OP: Gassen vormen géén rooster → dus geen energie nodig om eventuele roosterenergie te
verbreken → telkens sterke exotherme reactie
1.4 Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid
Temperatuur
Endotherm: T stijgt → oplosbaarheid neemt toe
Verklaring: evenwicht verschuift naar rechts door het principe van Le Chatelier
Exotherm: T stijgt → oplosbaarheid daalt
Verklaring: principe van Le Chatelier
Druk
Heeft weinig invloed op de oplosbaarheid van vloeistoffen & vaste stoffen MAAR wél op gassen:
Met s = oplosbaarheid ; p =
Beschreven door de Wet van Henry: partieeldruk & k = cte van Henry
! Als druk stijgt → neemt de oplosbaarheid toe
! Vb.:
Cola: fles opent → druk verlaagt → oplosbaarheid CO2 verlaagt → kan niet meer in oplossing DUS
gaat ontsnappen
Diepzeeduiker: druk hoog → druk verlaagt bij het naar boven komen → oplosbaarheid van gassen
verlaagt → N2 komt daardoor vrij → te snel? Te veel toxische gassen komen vrij
De wet van Raoult stelt dat voor een ideaal mengsel de partiële druk van component i in de gasfase
gelijk is aan de molfractie van component i in de vloeistoffase maal de verzadigde dampspanning
3
, Conclusie: de totale druk van de oplossing is afhankelijk v/d molfractie v/h solvent
1.5 Concentratie-uitdrukkingen
Molfractie XA = de verhouding v/h aantal mol van A en het totaal aantal mol van alle componenten in
de oplossing
Molariteit OF molaire concentratie M = aantal mol opgeloste stof / L oplossing
Molaliteit m = aantal mol opgeloste stof / kg oplosmiddel
1.6 Elektrolyten
Elektrolyten = verbindingen die, wanneer ze oplossen in een solvens, aanleiding geven tot een
oplossing die de elektrische stroom geleidt
▪ Sterke elektrolyten: verbindingen die bij het oplossen bijna geheel in ionen splitsen
Vb.: wateroplosbare zouten (NaCl); sterke zuren (H2SO4); sterke basen (NaOH)
▪ Zwakke elektrolyten: gedeeltelijk gedissocieerd in gehydrateerde ionen
Vb.: slecht wateroplosbare zouten (CaSO4); zwakke zuren (HOAc); zwakke basen
(NH4OH)
VERKLARING: evenwichtsreactie i.p.v. aflopingsreactie
▪ Niet-elektrolyten: niet gedissocieerd
Vb.: suiker
PROBLEEM: bij het oplossen van sommige chemische stoffen in water zoals zuren, basen en zouten,
wordt dikwijls gedrag opgemerkt dat afwijkt van wat een aantal fysio-chemische wetmatigheden
voorspellen
Vriespuntverlaging en colligatieve eigenschappen
4
