Moleculaire principes aantekeningen
hoorcollege
Hoorcollege 0
Berekeningen die experimenteel bepaald worden hebben altijd een onzekerheid (bijvoorbeeld de
evenwichtsconstante)
→ je constateert dat de laatste cijfer van een meetwaarde altijd onzeker is
Significantie
Significante cijfers = cijfers nodig om een waarde weer te geven zonder nauwkeurigheid te verliezen
en zonder niet bestaande nauwkeurigheid toe te voegen
→ aanpak: significante cijfers bewaken met een setje regels
Regels voor significatie:
• ‘Nonzero integers’ (non nullen) zijn altijd significant (bijvoorbeeld 56)
• ‘leading zeros’ (nullen aan het begin) zijn nooit significant (bijvoorbeeld 0,0056)
• ‘captive zeros’ (nullen in het midden) zijn altijd significant (bijvoorbeeld 506)
• ‘Trailing zeros’ (nullen aan het einde) zijn dubbelzinnig
- met decimaal aanwezig is significant (bijvoorbeeld 1,560)
- zonder decimaal aanwezig is formeel niet significant (bijvoorbeeld 1560)
→ dit is zo want iemand kan hebben gedaan 156 x 10. Als dit zo is klopt het significant niet
→ als de 0 wel echt significant is mag je er een punt achter zetten, maar je kan er ook een
macht van 10 van maken
• ‘exact numbers’ zijn oneindig aantal significante cijfers (bijvoorbeeld 10 appels)
Rekenregels
Het aantal significante cijfers veranderd niet als de eenheid veranderd.
Optellen en aftrekken → de waarde heeft evenveel decimalen als de component met het minst
aantal decimalen en je hoeft niet naar de significantie te kijken
Vermenigvuldigen en delen → de waarde heeft evenveel significante cijfers als de component met
het minst aantal significante cijfers en je hoeft niet naar de decimalen te kijken
Log → het aantal decimalen in de log term is gelijk aan het aantal significante cijfers in het getal.
Machten → het aantal significante cijfers in een macht met een exact grondtal is gelijk aan het aantal
decimalen in de exponent → als de exponent exact is (bijvoorbeeld wortel) dan heeft de waarde
evenveel significante cijfers als het grondtal
Je mag je antwoord pas aan het einde afronden.
,Hoorcollege A
Atomen en moleculen
Orbitalen geven aan waar de kans groot is dat een elektron zich bevindt
Lewisstructuur = alle valentie-elektronen van het atoom
Valentie-elektronen = buitenste schil, hier reageert een atoom mee
Lone pairs = elektronenpaar
Lewis structuur is nodig om de formele lading te berekenen.
Formele lading = (aantal valentie-elektronen in de neutrale vorm) – (aantal elektronen in lone pair
+ (½ x bindingspaar elektronen))
Formele ladingen worden altijd getekend
Lewisstructuren mag je zelf weten
The equilibrium condition, the equilibrium constant & expressions
Chemisch evenwicht = de staat waarin concentraties van reactanten en producten in een reactie
constant blijven in de tijd.
Een evenwicht is dynamisch
→ reversibiliteit = beide reacties verlopen
Alle reacties zijn formeel evenwichten
→ praktijk 1: enkele pijl als K heel groot is
→ praktijk 2: enkele pijl omdat bekend is dat alles evenwicht is
Evenwichtsconstante K
→ Als K klein is is hoeveelheid producten bij evenwicht is laag
→ Als K heel erg klein is is de hoeveelheid producten bij evenwicht verwaarloosbaar
→ Als K groot is is de hoeveelheid reactanten bij evenwicht laag
→ Als k heel erg groot is is de hoeveelheid reactanten bij evenwicht verwaarloosbaar
K niet correleren aan de snelheid waarmee het evenwicht wordt ingesteld
Katalysator beïnvloed niet de ligging van het evenwicht maar wel de snelheid waarmee dat
evenwicht behaald wordt.
Evenwichten bij gasreacties (Kp) = rekenen met druk mogelijk
→ Relatie Kp en K via ideale gaswet
Als je het evenwicht omdraait krijg je in plaats van K, 1/K
K = (product)/(reactant) op t = evenwicht
K constante is onafhankelijk van de beginconcentratie. Het gaat namelijk om de concentratie op het
evenwicht.
Activity, heterogeneous equilibria
Homogeen evenwicht = reactanten en producten in dezelfde fase
Heterogeen evenwicht = meer dan 1 fase
,Positie is onafhankelijk van de hoeveelheid vaste stof/vloeistof
De activiteit van een stof wordt gedeinieerd door → a = [molecuul]/[molecuul]standaard
De K is formeel activiteit en geen concentratie
→ voor vaste stoffen is de activiteit altijd 1, want a = x/x = 1
→ voor pure vloeistoffen geldt dit ook
Activiteit stoffen in oplossing
→ standaardstaat = exact 1M
Applications of K, solving problems with K
Reactiequotiënt Q = is K maar dan niet op t = evenwicht, maar op t = 0
→ beginconcentratie is zelden in evenwichtspositie, daarom is Q niet gelijk aan K
Q>K relatief meer producten dan bij evenwicht → systeem verschuift naar links
Q<K relatief meer reactanten dan bij evenwicht → systeem verschuift naar rechts
Le châtelier principle, temperature dependence
Principe van Le Châtelier = als een verandering van condities wordt opgelegd aan een systeem in
evenwicht, dan verandert de evenwichtspositie in de richting die de verandering verkleint.
K verandert nooit behalve als je de temperatuur verandert.
Q verandert tot Q = K
Door een hogere temperatuur (T) is er meer energie en verschuift het evenwicht naar rechts.
, Hoorcollege B
Acids and bases
Zuren en bases zijn evenwichtsreacties.
→ lage kinetische barrière
→ vaak snelle instelling evenwicht
Zuur = protondonor
Base = proton acceptor
Meerderheid van de zuren is neutraal, maar geladen zuren zijn ook mogelijk
HA + H2O → A- + H3O+
HA+ + H2O → A + H3O +
HA- + H2O → A^2- + H3O+
In elke zuur-base reactie spelen twee koppels een rol
HA + H2O → A- + H3O+
Ka = [A-][H3O+]/[HA][H2O]
Ka = dissociatie constante (= zuurconstante)
H2O (l) = pure vloeistof = activiteit 1
→ H2O (l) kan je dus weglaten
Acids
Sterk zuur heeft zwakke geconjugeerde base.
Als je een evenwicht omdraait moet je 1/Ka doen om die nieuwe Ka te krijgen.
→ Is Ka klein, dan is het een zwak zuur of base
Amfoteer = zowel zuur als base
→ zoals water
Autoionisatie = als je twee watermoleculen met elkaar laat reageren ontstaat er een OH- en een
H3O+
→ Dit valt ook te meten
Water is een zwak zuur en een zwakke base
Autoionistatie vaak verwaarloosbaar, want de Kw is heel erg klein.
Bij 25 graden [OH-][H2O] altijd 1,0 x 10^-14
→ Want pOH + pH = 14
→ Bij andere temperaturen is pH = 7 niet neutraal
pH, pH calculations
pH = -log [H3O+]
richting 14 is basisch en richting 1 is zuur.
Als je een sterk zuur oplost, lossen alle deeltjes op. In de oplossing is het beginproduct niet meer te
bekennen. Bij een oplossing van een zwak zuur zit juist heel veel van het beginproduct nog in de
oplossing. Bij zwakke zuren vindt dus een evenwicht plaats.
hoorcollege
Hoorcollege 0
Berekeningen die experimenteel bepaald worden hebben altijd een onzekerheid (bijvoorbeeld de
evenwichtsconstante)
→ je constateert dat de laatste cijfer van een meetwaarde altijd onzeker is
Significantie
Significante cijfers = cijfers nodig om een waarde weer te geven zonder nauwkeurigheid te verliezen
en zonder niet bestaande nauwkeurigheid toe te voegen
→ aanpak: significante cijfers bewaken met een setje regels
Regels voor significatie:
• ‘Nonzero integers’ (non nullen) zijn altijd significant (bijvoorbeeld 56)
• ‘leading zeros’ (nullen aan het begin) zijn nooit significant (bijvoorbeeld 0,0056)
• ‘captive zeros’ (nullen in het midden) zijn altijd significant (bijvoorbeeld 506)
• ‘Trailing zeros’ (nullen aan het einde) zijn dubbelzinnig
- met decimaal aanwezig is significant (bijvoorbeeld 1,560)
- zonder decimaal aanwezig is formeel niet significant (bijvoorbeeld 1560)
→ dit is zo want iemand kan hebben gedaan 156 x 10. Als dit zo is klopt het significant niet
→ als de 0 wel echt significant is mag je er een punt achter zetten, maar je kan er ook een
macht van 10 van maken
• ‘exact numbers’ zijn oneindig aantal significante cijfers (bijvoorbeeld 10 appels)
Rekenregels
Het aantal significante cijfers veranderd niet als de eenheid veranderd.
Optellen en aftrekken → de waarde heeft evenveel decimalen als de component met het minst
aantal decimalen en je hoeft niet naar de significantie te kijken
Vermenigvuldigen en delen → de waarde heeft evenveel significante cijfers als de component met
het minst aantal significante cijfers en je hoeft niet naar de decimalen te kijken
Log → het aantal decimalen in de log term is gelijk aan het aantal significante cijfers in het getal.
Machten → het aantal significante cijfers in een macht met een exact grondtal is gelijk aan het aantal
decimalen in de exponent → als de exponent exact is (bijvoorbeeld wortel) dan heeft de waarde
evenveel significante cijfers als het grondtal
Je mag je antwoord pas aan het einde afronden.
,Hoorcollege A
Atomen en moleculen
Orbitalen geven aan waar de kans groot is dat een elektron zich bevindt
Lewisstructuur = alle valentie-elektronen van het atoom
Valentie-elektronen = buitenste schil, hier reageert een atoom mee
Lone pairs = elektronenpaar
Lewis structuur is nodig om de formele lading te berekenen.
Formele lading = (aantal valentie-elektronen in de neutrale vorm) – (aantal elektronen in lone pair
+ (½ x bindingspaar elektronen))
Formele ladingen worden altijd getekend
Lewisstructuren mag je zelf weten
The equilibrium condition, the equilibrium constant & expressions
Chemisch evenwicht = de staat waarin concentraties van reactanten en producten in een reactie
constant blijven in de tijd.
Een evenwicht is dynamisch
→ reversibiliteit = beide reacties verlopen
Alle reacties zijn formeel evenwichten
→ praktijk 1: enkele pijl als K heel groot is
→ praktijk 2: enkele pijl omdat bekend is dat alles evenwicht is
Evenwichtsconstante K
→ Als K klein is is hoeveelheid producten bij evenwicht is laag
→ Als K heel erg klein is is de hoeveelheid producten bij evenwicht verwaarloosbaar
→ Als K groot is is de hoeveelheid reactanten bij evenwicht laag
→ Als k heel erg groot is is de hoeveelheid reactanten bij evenwicht verwaarloosbaar
K niet correleren aan de snelheid waarmee het evenwicht wordt ingesteld
Katalysator beïnvloed niet de ligging van het evenwicht maar wel de snelheid waarmee dat
evenwicht behaald wordt.
Evenwichten bij gasreacties (Kp) = rekenen met druk mogelijk
→ Relatie Kp en K via ideale gaswet
Als je het evenwicht omdraait krijg je in plaats van K, 1/K
K = (product)/(reactant) op t = evenwicht
K constante is onafhankelijk van de beginconcentratie. Het gaat namelijk om de concentratie op het
evenwicht.
Activity, heterogeneous equilibria
Homogeen evenwicht = reactanten en producten in dezelfde fase
Heterogeen evenwicht = meer dan 1 fase
,Positie is onafhankelijk van de hoeveelheid vaste stof/vloeistof
De activiteit van een stof wordt gedeinieerd door → a = [molecuul]/[molecuul]standaard
De K is formeel activiteit en geen concentratie
→ voor vaste stoffen is de activiteit altijd 1, want a = x/x = 1
→ voor pure vloeistoffen geldt dit ook
Activiteit stoffen in oplossing
→ standaardstaat = exact 1M
Applications of K, solving problems with K
Reactiequotiënt Q = is K maar dan niet op t = evenwicht, maar op t = 0
→ beginconcentratie is zelden in evenwichtspositie, daarom is Q niet gelijk aan K
Q>K relatief meer producten dan bij evenwicht → systeem verschuift naar links
Q<K relatief meer reactanten dan bij evenwicht → systeem verschuift naar rechts
Le châtelier principle, temperature dependence
Principe van Le Châtelier = als een verandering van condities wordt opgelegd aan een systeem in
evenwicht, dan verandert de evenwichtspositie in de richting die de verandering verkleint.
K verandert nooit behalve als je de temperatuur verandert.
Q verandert tot Q = K
Door een hogere temperatuur (T) is er meer energie en verschuift het evenwicht naar rechts.
, Hoorcollege B
Acids and bases
Zuren en bases zijn evenwichtsreacties.
→ lage kinetische barrière
→ vaak snelle instelling evenwicht
Zuur = protondonor
Base = proton acceptor
Meerderheid van de zuren is neutraal, maar geladen zuren zijn ook mogelijk
HA + H2O → A- + H3O+
HA+ + H2O → A + H3O +
HA- + H2O → A^2- + H3O+
In elke zuur-base reactie spelen twee koppels een rol
HA + H2O → A- + H3O+
Ka = [A-][H3O+]/[HA][H2O]
Ka = dissociatie constante (= zuurconstante)
H2O (l) = pure vloeistof = activiteit 1
→ H2O (l) kan je dus weglaten
Acids
Sterk zuur heeft zwakke geconjugeerde base.
Als je een evenwicht omdraait moet je 1/Ka doen om die nieuwe Ka te krijgen.
→ Is Ka klein, dan is het een zwak zuur of base
Amfoteer = zowel zuur als base
→ zoals water
Autoionisatie = als je twee watermoleculen met elkaar laat reageren ontstaat er een OH- en een
H3O+
→ Dit valt ook te meten
Water is een zwak zuur en een zwakke base
Autoionistatie vaak verwaarloosbaar, want de Kw is heel erg klein.
Bij 25 graden [OH-][H2O] altijd 1,0 x 10^-14
→ Want pOH + pH = 14
→ Bij andere temperaturen is pH = 7 niet neutraal
pH, pH calculations
pH = -log [H3O+]
richting 14 is basisch en richting 1 is zuur.
Als je een sterk zuur oplost, lossen alle deeltjes op. In de oplossing is het beginproduct niet meer te
bekennen. Bij een oplossing van een zwak zuur zit juist heel veel van het beginproduct nog in de
oplossing. Bij zwakke zuren vindt dus een evenwicht plaats.
