Uitgebreide samenvatting Algemene chemie II

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