Samenvatting hoofdstuk 1 Algemene chemie II

Algemene chemie II
Hoofdstuk 1: Oplossingen
Inleiding
 Oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel
o Mengsel heeft vaak zelfde aggregatietoestand van component met grootste fractie =
oplosmiddel
 Oplosbaarheid: maximale hoeveelheid van bepaalde stof, die bij bepaalde temperatuur kan
opgelost worden in welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
o Oplosbare verbinding indien in grote maten oplossen in bepaalde solvent
o Onoplosbare verbinding indien oplosbaarheid lager dan 0,1 mol/L
 Concentratie van oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof in oplossing aanwezig is
o Verdunde oplossing -> weinig opgeloste stof
o Geconcentreerde oplossing -> veel opgeloste stof
o Verzadigde oplossing -> maximale hoeveelheid opgeloste stof
o Oververzadigd -> meer dan maximale hoeveelheid opgeloste stof
 Manipulatie van stof of solvent nodig

Het oplossingsproces
 Homogene mengsels
o Niet zichtbaar
o Bv: lucht (N, O, edelgassen…); bier (ethanol en water)
 Heterogene mengsels
o Zichtbare mengsels
o Bv: olie en water
 Oplossen van stof A (opgeloste stof) in een stof B (oplosmiddel)
o Twee soorten krachten nodig bij oplossen van stoffen
 Intermoleculaire krachten tussen moleculen A onderling en B onderling moeten
verbroken worden -> energie voor nodig
 Nieuwe krachten tussen A en B ontstaan
o Oplossingsproces vlotter indien verschil in attractiekrachten minimaal is
 Polaire stoffen lossen best op in polaire middels en apolair in apolair
 Bindingen kunnen polair zijn, maar verbindingen kunnen apolair zijn
 Voorbeeld solvent water
o Groot vermogen om stoffen op te lossen
o Dankzij tetraëdische structuur -> polaire stof -> kan ionenrooster van zouten afbreken
 Ionen worden elektrostatisch omgeven door polaire watermoleculen (ionen
worden afgeschermd) -> gesolvateerd (gehydrateerd)
o Indien geen interactie met water -> hydrofoob
Wel interactie ((partieel) ionair karakter) -> hydrofiel
 Ook mogelijk om beide soorten te hebben in 1 molecule (bv: zeep) = detergent



1

, Hydratatie- en oplossingsenthalpie
 Molariteit: mol/L -> slaat op de oplossing
 Molaliteit: mol/kg -> slaat op oplosmiddel
o Massa oplosmiddel nodig
 Te berekenen uit gegeven massadichtheid oplossing en gegeven massa
opgeloste stof -> mopl = mstof + mmiddel
 Positieve ionen worden gehydrateerd door vrije elektronenparen rond zuurstof, negatieve ionen
worden gehydrateerd door interactie tussen negatief ion en partieel positieve H-atomen
o Hydratatie meer uitgesproken bij grotere lading en kleinere afmeting ionen
o Vorming ion-dipool interacties (ion en watermolecule) -> warmtevrijstelling
 Hydratie-enthalpie: energie vrijgesteld bij vorming gehydrateerde ionen uit
overeenkomstige gasvormige ionen = maat voor hydratatiesterkte
o Oplossingsenthalpie: enthalpieverandering bij oplossen van opgeloste stof in middel
 Enthalpie door rooster energie (breken van ionenrooster (vaste splitsen in twee
gasvormige ionen)) + hydratatie-enthalpie door vorming van nieuwe bindingen
 Indien positief -> endotherme reactie, indien negatief -> exotherme reactie
 Gassen altijd exotherm, want geen ionenrooster om te breken en
vorming van nieuwe bindingen gaat altijd gepaard met afgeven energie

Invloed van temperatuur en druk op de oplosbaarheid
 Endotherme reactie: stijging temperatuur is stijging oplosbaarheid
Exotherme reactie: stijging temperatuur is daling oplosbaarheid
 Druk heeft weinig invloed bij vaste stoffen en vloeistoffen, maar wel bij gassen
o Wet van Henry: s (oplosbaarheid) = k (cte van Henry) * p (partieeldruk)
 Oplosbaarheid neemt dus toe bij stijgende druk (bv: fles cola, diepzeeduiken…)
o Druk in werkelijkheid toch vaak lager dan verwacht
-> wet van Raoult: poplossing = psolvent + xsolvent (molfractie)
 Molfractie: verhouding aantal mol stof A t.o.v. aantal mol totaal
 Som van molfracties altijd 1
 Door reactie kunnen opgeloste stoffen wegreageren

Elektrolyten
 Elektrolyten: verbindingen, die bij oplossen in solvent oplossingen geven die elektrische stroom
geleiden
o Sterk elektrolyt (bv: NaCl, NaOH en H2SO4)
 Quasi volledig gedissocieerd in gehydrateerde ionen -> hoge geleidbaarheid
 Wateroplosbare zouten, sterke zuren en sterke basen
o Zwak elektrolyt (bv: CaSO4, HoAc en NH4OH)
 Dissociëren slechts gedeeltelijk -> lage geleidbaarheid
 Slecht wateroplosbare zouten, zwakke zuren en zwakke basen
o Niet-elektrolyten splitsen helemaal niet in ionen en geleiden dus niet (bv: suiker)




2