Samenvatting - Algemene scheikunde

MODULE 1: INLEIDING



NOMENCLATUUR
1 verbindingen, ionen en radicalen
 heterolytische splitsing : A:B  A+ + B- (kation + anion)
 homolytische splitsing : A:B  A° + B° (radicalen)

 kationen : uitgang ‘ion’
 anionen : uitgang ‘ide-ion’
 radicalen : uitgang ‘yl

2 atomen, elementen en wetten
2.1 wetten1
 wet van behoud van massa (Lavoisier)
 enkelvoudige verbindingen (Dalton)
 wet van elektroneutraliteit
o som van alle positieve ladingen = som van alle negatieve ladingen
 massadefect
o aparte partikels wegen meer dan wanneer ze samen in een kern zitten
o vb.: massa van 1 mol He zou 4,033 g, maar in tabel 4,0026g


2.2 protonen, neutronen en elektronen
massa (g) atomaire massa (Da of u) lading (C) lading
elektron 9,11 * 10-28 0,00055 -1,602 * 10-19 -1
proton 1,68 * 10-24 1,0073 +1,602 * 10-19 +1
neutron 1,67 * 10-24 1,0087 0 0

massagetal (¿ p +¿n )
 element X
atoomgetal (¿ p of ¿e)
 geonormaal atoomgewicht van C = 12,011

12 13
 isotoop = zelfde #p en #e, verschillend #n (vb.: 6C en 6C ¿
o gelijkwaardig chemisch gedrag
32 32
 isobaar = zelfde massagetal, verschillend #e (vb.: 15 P en 16 S )
o verschillend chemisch gedrag
2 3
 isotoon = zelfde #n, verschillend #e (vb.: 1 H en 2 He )
o verschillend chemisch gedrag


2.3 mol en molecuulmassa (Avogadro)
 relatieve molecuulmassa
o
absolute massa van de molecule uitgedrukt∈gram absolute massa van de molecule∈ gram
=
1 1,66054∗10 g
−24
van de absolute massa van een 12C isotoop uitgedrukt∈gram
12
 SI-eenheid: mol

1
1 mol van eender welk gas neemt een volume van 22,4 l in bij 273 K met 6,022 * 10 23 moleculen in 1 mol
blijkt later niet te kloppen



pagina | 1

,MODULE 1: INLEIDING


o mol = 12g van het isotopisch zuiver 12C
massa(g)m
n=aantal mol ( mol )= =
o g M
molaire massa( )
mol
23
o N=aantal deeltjes=n∗N A (met N A het getal van Avogadro=6,022∗10 )

CONCENTRATIES
1 concentraties
n
 c=
V
 eenheid = M = molair = mol/l
1.1 eenheden van concentraties
1mol opgeloste stof
 molariteit M = =1 molair
1 l oplossing
1mol opgeloste stof
 molaliteit m = =1 molaal
1kg oplosmiddel
¿ mol opgeloste stof
 molfractie χproduct =
¿ mol van alle aanwezige stoffen
massa opgeloste stof
 massaprocent %w = ∗100
massa oplossing
volume opgeloste stof
 volumeprocent %V = ∗100
volume oplossing
¿ volumedelen gas /vloeistof ml mg
 parts per million ppm = of of
10 volumedelen oplossing/mengsel 1000l kg
6

1
 parts per billion ppb =
109
1.1.1 opmerking
 molaliteit is altijd groter dan molariteit
M ∗1000
 verband tussen beide: m=
( d∗1000 )−( M∗MM )

2 verdunningen
 c 1∗V 1 =c 2∗V 2

3 rendement
werkelijke opbrengst
 η= ⋅ 100
theoretische opbrengst




pagina | 2

,MODULE 1: INLEIDING



METATHESE EN REDOX
1 metathese reacties
 metathese reacties = aflopende reacties
o uitzonderingen, want in principe: alle chemische reacties beschouwen als evenwichtsreacties
o omwille van verschillende redenen
 AB + CD ⇌ AD + BC (reagentia ⇌ reactieproducten)
 wanneer volledig aflopend?
o neerslagreacties
o gasvormingsreacties
o één van de reactieproducten is ongedissocieerd
 onderliggende drijvende kracht = principe van Le Châtelier
 evenwicht verschuift naar rechts
1.1 neerslagreacties
vb.: AgNO3 (aq) + NaCl (aq)  NaNO3 (aq) + AgCl ↓
 in realiteit : alle ionen gaan in oplossing en worden gesolvateerd
Ag+(aq) ; Na+(aq) ; NO3- (aq) ; Cl-(aq)
 positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan, telkens wanneer Ag + en Cl- met elkaar botsen ontstaat het
onoplosbare AgCl dat uit het medium verdwijnt, totdat uiteindelijk alleen maar Na +(aq) en NO3- (aq) overblijft

 zouten waarvan minder dan 10g/l kan worden opgelost bij 25°C worden onoplosbaar genoemd
1. alle nitraten, acetaten en chloraten zijn oplosbaar
2. de meeste Na+, K+ en NH4+ zouten zijn oplosbaar
3. chloriden zijn goed oplosbaar, behalve AgCl, PbCl 2 en Hg2Cl2
4. sulfaten zijn goed oplosbaar, behalve BaSO4, PbSO4 en CaSO4
5. hydroxiden zijn onoplosbaar, behalve alkalihydroxiden en aardalkalihydroxiden
6. sulfide, carbonaten en fosfaten zijn doorgaans onoplosbaar
1.2 gasvormingsreacties
 onoplosbare gassen : H2, O2, N2
 slecht oplosbare gassen : CO2, SO2, H2S
 goed oplosbare gassen : NH3

 het principe is hetzelfde als voor neerslag
o SO2 en CO2 zijn de zuuranhydriden van …
o NH3 is het anhydride van …
1.3 zuur-base reacties
= metathese reactie die op hetzelfde principe van Le Châtelier steunt
 H+(aq) + OH-(aq)  H2O (vl)
 hoewel dit in principe een evenwichtsreactie is, is de evenwichtsconstante K = 10 14
 m.a.w. H2O is een (bijna) niet gedissocieerde stof, een ‘vloeibare neerslag’ dat H +(aq) en het OH-(aq) uit het
reactiemedium trekt

2 redoxreacties
2.1 reductie en oxidatie
 oxidatie = afstaan van elektronen, de stof die wordt geoxideerd is de reductans


pagina | 3

, MODULE 1: INLEIDING


o onttrekt elektronen aan de andere reactiepartner in die oxidatiereactie
o elektronenacceptor
o het oxidans zelf wordt hierdoor gereduceerd
o het oxidans daalt in oxidatietrap
 reductie = opnemen van elektronen, de stof die wordt gereduceerd is de oxidans
o levert elektronen aan de andere reactiepartner in de oxidatiereactie
o elektronendonor
o het reductans zelf wordt hierbij geoxideerd
o het reductans stijgt in oxidatietrap

vb.: Fe0 + (O0)2  (FeIII)2 + (O-II)3
 oxidatie : Fe0  Fe3+ + 3e- Fe0 is de reductans
 reductie : O0  O2- + 2e- O0 is de oxidans
2.2 oxidatietrap
 enkelvoudige stoffen 0
 edelgassen 0 (groep 18)
 alkalimetalen-ionen +I behalve in hydriden (- I) (groep 1)
 aardalkalimetalen-ionen + II (groep 2)
 halegonide-ionen -I (groep 17)
 chalcegonide-ionen - II behalve peroxide (- I)

3 vreemde verbindingen
 natriumtetrathionaat : Na2S4O6  triijzertetraoxide : Fe3O4
oxidatietrap S = + 2,5 oxidatietrap Fe = + 8/3

 gemiddelde waarden : vb.: Fe3O4 bestaat uit 2*Fe3+ en 1*Fe2+
 verklaring:
o oxidatietrap = formeel begrip
o elektronen gaan naar meest elektronegatieve element
o vb.: in sulfaat
 alle elektronen gaan van S naar O
 6 S-O bindingen geeft dus OG voor S van +VI
 bij S-S bindingen gebeurt er niets
 hier thiosulfaat S2O32-, dus S = +V




pagina | 4