Hoofdstuk 5. Zouten en zoutoplossingen
Paragraaf 5.2 Namen en formules van zouten
Ionen die uit één atoomsoort bestaan, noemen we enkelvoudige ionen.
Positieve enkelvoudige ionen zijn metaalatomen die één of meerdere elektronen
afstaan. Negatieve enkelvoudige ionen zijn niet-metaalatomen die één of meer
elektronen opnemen. Een samengesteld ion is een geladen deeltje dat bestaat
uit twee of meer atoomsoorten, doordat een groepje atomen één of meer
elektronen opneemt of afstaat.
De systematische naam van een zout is afgeleid van de namen van de ionen
waaruit het zout is opgebouwd. Die namen worden aan elkaar gekoppeld waarbij
de naam van het positieve ion altijd voorop staat. Sommige zouten hebben ook
een trivale naam, deze worden vaak in het dagelijks leven gebruikt.
naam formule
hydroxide-ion OH-
nitrietion NO2-
nitraation NO3-
acetaation CH3COO-
systematische naam
waterstofcarbonaation trivale
HCO3- naam
sulfaation natriumchloride SO42- keukenzout
sulfietion natriumcarbonaat(decahydraat) SO3 2-
(kristal)soda
carbonaation calciumsulfaat(dihydraat) CO32- gips
fosfaation calciumcarbonaat PO4 3-
kalksteen
ammoniumioncalciumoxide NH4+ ongebluste kalk
De formule van een zout geeft aan in welke aantalsverhouding de ionen in een
zout voorkomen. Daarom noemen we zo’n formule een verhoudingsformule.
Ionen Al3+ Cl-
ladingen 3+ 1-
verhouding 1 : 3
kleinste
verhouding 1 : 3
Paragraaf 5.3 Hoe ontstaat een zout?
Tijdens de reactie van een metaal en een niet-metaal ontstaat een zout. De
metaalatomen staan daarbij één of meer elektronen af aan de niet-
metaalatomen. De gevormde positieve en negatieve ionen worden gerangschikt
in een ionrooster.
2Na(s) + Cl2(g) 2 Na+Cl-(s)
2x 1 e-
Zouten smelten en koken bij hogere temperaturen dan moleculaire stoffen. Dat
komt doordat de aantrekkingskrachten tussen de positieve ionen en de negatieve
, ionen in een zout erg sterk zijn. Het zijn elektrostatische krachten. De sterke
binding die hierdoor ontstaat, noemen we ene ionbinding of een
elektrovalente binding. De ionbinding is veel sterker dan de
vanderwaalsbinding of de waterstofbruggen in moleculaire stoffen.
5.4 Gedrag van zouten in water
Een vast zout geleidt geen elektrische stroom. Dat komt doordat de geladen
deeltjes, de ionen, niet vrij kunnen bewegen. Ook water geleidt geen elektrische
stroom. Dat komt doordat water uit ongeladen moleculen bestaat.
Als een zout oplost in water laten de ionen van het zout elkaar los. Ze dringen
tussen de watermoleculen. Elk ion wordt daarbij omgeven door een mantel van
watermoleculen. Dit heet hydratie. De ‘opgeloste’ ionen worden gehydrateerde
ionen genoemd en je zet (aq) achter het ion.
Het oplossen van een zout in water kun je weergeven in een oplosvergelijking.
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)
KNO3 (s) K+ (aq) + NO3-(aq)
Als je een zoutoplossing gaat indampen, verdwijnt het water. Het zout blijft als
vaste stof achter. Je kunt dit weergeven in een indampvergelijking.
Zn2+ (aq) + SO42-(aq) ZnSO4(s)
3 Na+ (aq) + PO43-(aq) Na3PO4 (s)
De oplosbaarheidstabel (Binas 45A) geeft informatie over de oplosbaarheid
van zouten in water. Er zijn vier oxiden (Na2O, K2O, CaO en BaO) die reageren
met water. Daarbij ontstaan oplossingen van hydroxide (OH-).
Na2O (s) + H2O (l) 2 Na+ (aq) + 2 OH-(aq)
CaO (s) + H2O (l) Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
systematische naam trivale naam
natriumhydroxide-oplossing natronloog
kaliumhydroxide-oplossing kaliloog
calciumhydroxyde-oplossing kalkwater
bariumhydroxide-oplossing barietwater
5.5 Molariteit
De molariteit, M, van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof per liter.
Het wordt uitgedrukt in mol L-1 of molair. Voor de molariteit van elk deeltje dat
werkelijk aanwezig is in de oplossing, bestaat een verkorte weergaven: je plaatst
[] om de formule van het deeltje.
Om te rekenen met molariteit kun je gebruik maken van een verhoudingstabel.
Hierin staan het aantal mol opgeloste stof en het volume van de oplossingen. Met
behulp van kruisproducten kun je het ontbrekende gegeven uitrekenen.
Paragraaf 5.2 Namen en formules van zouten
Ionen die uit één atoomsoort bestaan, noemen we enkelvoudige ionen.
Positieve enkelvoudige ionen zijn metaalatomen die één of meerdere elektronen
afstaan. Negatieve enkelvoudige ionen zijn niet-metaalatomen die één of meer
elektronen opnemen. Een samengesteld ion is een geladen deeltje dat bestaat
uit twee of meer atoomsoorten, doordat een groepje atomen één of meer
elektronen opneemt of afstaat.
De systematische naam van een zout is afgeleid van de namen van de ionen
waaruit het zout is opgebouwd. Die namen worden aan elkaar gekoppeld waarbij
de naam van het positieve ion altijd voorop staat. Sommige zouten hebben ook
een trivale naam, deze worden vaak in het dagelijks leven gebruikt.
naam formule
hydroxide-ion OH-
nitrietion NO2-
nitraation NO3-
acetaation CH3COO-
systematische naam
waterstofcarbonaation trivale
HCO3- naam
sulfaation natriumchloride SO42- keukenzout
sulfietion natriumcarbonaat(decahydraat) SO3 2-
(kristal)soda
carbonaation calciumsulfaat(dihydraat) CO32- gips
fosfaation calciumcarbonaat PO4 3-
kalksteen
ammoniumioncalciumoxide NH4+ ongebluste kalk
De formule van een zout geeft aan in welke aantalsverhouding de ionen in een
zout voorkomen. Daarom noemen we zo’n formule een verhoudingsformule.
Ionen Al3+ Cl-
ladingen 3+ 1-
verhouding 1 : 3
kleinste
verhouding 1 : 3
Paragraaf 5.3 Hoe ontstaat een zout?
Tijdens de reactie van een metaal en een niet-metaal ontstaat een zout. De
metaalatomen staan daarbij één of meer elektronen af aan de niet-
metaalatomen. De gevormde positieve en negatieve ionen worden gerangschikt
in een ionrooster.
2Na(s) + Cl2(g) 2 Na+Cl-(s)
2x 1 e-
Zouten smelten en koken bij hogere temperaturen dan moleculaire stoffen. Dat
komt doordat de aantrekkingskrachten tussen de positieve ionen en de negatieve
, ionen in een zout erg sterk zijn. Het zijn elektrostatische krachten. De sterke
binding die hierdoor ontstaat, noemen we ene ionbinding of een
elektrovalente binding. De ionbinding is veel sterker dan de
vanderwaalsbinding of de waterstofbruggen in moleculaire stoffen.
5.4 Gedrag van zouten in water
Een vast zout geleidt geen elektrische stroom. Dat komt doordat de geladen
deeltjes, de ionen, niet vrij kunnen bewegen. Ook water geleidt geen elektrische
stroom. Dat komt doordat water uit ongeladen moleculen bestaat.
Als een zout oplost in water laten de ionen van het zout elkaar los. Ze dringen
tussen de watermoleculen. Elk ion wordt daarbij omgeven door een mantel van
watermoleculen. Dit heet hydratie. De ‘opgeloste’ ionen worden gehydrateerde
ionen genoemd en je zet (aq) achter het ion.
Het oplossen van een zout in water kun je weergeven in een oplosvergelijking.
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)
KNO3 (s) K+ (aq) + NO3-(aq)
Als je een zoutoplossing gaat indampen, verdwijnt het water. Het zout blijft als
vaste stof achter. Je kunt dit weergeven in een indampvergelijking.
Zn2+ (aq) + SO42-(aq) ZnSO4(s)
3 Na+ (aq) + PO43-(aq) Na3PO4 (s)
De oplosbaarheidstabel (Binas 45A) geeft informatie over de oplosbaarheid
van zouten in water. Er zijn vier oxiden (Na2O, K2O, CaO en BaO) die reageren
met water. Daarbij ontstaan oplossingen van hydroxide (OH-).
Na2O (s) + H2O (l) 2 Na+ (aq) + 2 OH-(aq)
CaO (s) + H2O (l) Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
systematische naam trivale naam
natriumhydroxide-oplossing natronloog
kaliumhydroxide-oplossing kaliloog
calciumhydroxyde-oplossing kalkwater
bariumhydroxide-oplossing barietwater
5.5 Molariteit
De molariteit, M, van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof per liter.
Het wordt uitgedrukt in mol L-1 of molair. Voor de molariteit van elk deeltje dat
werkelijk aanwezig is in de oplossing, bestaat een verkorte weergaven: je plaatst
[] om de formule van het deeltje.
Om te rekenen met molariteit kun je gebruik maken van een verhoudingstabel.
Hierin staan het aantal mol opgeloste stof en het volume van de oplossingen. Met
behulp van kruisproducten kun je het ontbrekende gegeven uitrekenen.
