Bram Steeman Kapellenstraat 21/2 9280 Denderbelle

(1)

1 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e Bram Steeman

Kapellenstraat 21/2 9280 Denderbelle

C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n

2009

a u t e u r : B r a m S t e e m a n

2009-2010

(2)

2 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n

1. Zuivere stof – mengsel

1.1. Stoffen en stofeigenschappen

- Stof- en voorwerpeigenschappen

(zie labomateriaal)

→ Voorbeeld: Erlenmeyer (stof: glas)

Stofeigenschappen Voorwerpeigenschappen

- Breekbaar - Doorzichtig - Hitte bestendig

- Maataanduiding - Afsluitbaar - Platte bodem - Hals

- Kwalitatieve/Kwantitatieve stofeigenschappen

Niet meetbaar Meetbaar

Kwalitatieve stofeig. Kwantitatieve stofeig.

- Kleurloos - Smaak - Geur - ...

- Magneet

- Elektrische geleidbaarheid - Hitte bestendigheid - Warmtegeleiding - pH (zuurtegraad) - Oplosbaarheid

- θ_K, θ_S (kookpunt, smeltpunt) - Massadichtheid

- Viscositeit (vloeibaarheid)

(3)

1.2. Mengsels en zuivere stoffen

- Een zuivere stof is een stof, die enkel identieke moleculen

bevat en is gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten . - Een mengsel is een verzameling van verschillende stoffen, bestanddelen of componenten van het mengsel genoemd.

fysische constanten: Voorbeeld:

H2O Kookpunt: 100 °C

Smeltpunt: 0 °C

Elektrische geleidbaarheid: 0 S

1.3. Scheiden van mengsel → Heterogene mengsels

A) Decanteren :

Dit is gewoon afgieten, je kan hiermee een vaste stof van een vloeistof scheiden, als bij de vaste stoffen de partikeltjes voldoende groot zijn om te bezinken.

B) Afscheiden :

Hiermee kan je twee vloeistoffen van elkaar scheiden, na (Met scheitrechter) ontmengen.

C) Filtreren :

Hiermee kan je een vaste stof, wat het residu zal zijn, en een vloeistof, wat het filtraat zal zijn, scheiden.

D) Centrifugeren :

Met deze methode kan je een vloeistof en een vaste stof die moeilijk bezinkt scheiden. Het bezinken wordt versneld door de snelle draaisnelheid van de centrifugetrommel.

→ Homogene mengsels

A) Destilleren :

- Ten eerste kan je hiermee een vaste stof van een vloeistof scheiden, zo kan je een oplosmiddel verkrijgen.

- Je kan ook een vloeistof van een vloeistof scheiden indien de kookpunten voldoende ver uit elkaar liggen.

(4)

B) Kristalliseren :

Hiermee kan je een vaste stof van een vloeistof scheiden, om een opgeloste vaste stof te verkrijgen.

C) Extractie :

Door deze methode kan je een vaste stof van een vloestof afzonderen, op basis van verschil in oplosbaarheid in een extractiemiddel.

D) Adsorptie :

De stof die men uit een homogeen mengsel wil afscheiden wordt vastgehecht aan het oppervlak van een andere stof.

(het adsorptiemiddel)

(5)

2. Van samengestelde tot enkelvoudige stof

2.1. Inleiding

Mengsels Zuivere stoffen Nieuwe, andere stoffen

Scheidingstechnieken

(Fysisch) (Chemisch)

2.2. Mogelijkheid 1: samengesteld → enkelvoudig

→ Ontleden, analyse, ontbinding

Koolstof (C) Suiker

(C

6

H

12

O

6

)

Water (H

2

O)

Toestel van

Hofmann

Zuurstofgas of Waterstofgas of

Dizuurstof (O

2

) Diwaterstof (H

2

)

( pluspool) (minpool)

(6)

→ Soorten

Voorbeeld: - Suiker → Thermolyse (warmte) - H

₂

O → Elektrolyse (elektronisch) - / → Fotolyse (licht)

- Recycleren van kunststoffen → Pyrolyse (zonder O

2

) 2.3. Mogelijkheid 2: enkelvoudig → samengesteld

→ Synthese

Voorbeeld: - H

₂

+ O

₂

→

H

₂

O - Mg + O

2

→ MgO

2.4. Mogelijkheid 3: subsitutie

→ Uitwisselingsreactie

Voorbeeld: - AB

+ CD →

AD + CB - Mg + HCl → MgCl

₂

+ H

₂

2.5. Elementen/atoomsoorten – atomen

& atoomstructuren → Elementen/atoomsoorten

Voorbeeld: Steenkool Grafiet Diamant (c)

zwart Grijs kleurloos hard zacht zeer hard

Opmerking: Koolstof (c) → C

₆₀

(Buckminsterfullereen)

(7)

→ Atomen & atoomstructuren Voorbeeld: - Grafiet → Hexagonale schikking - Diamant → Tetraëdrische schikking

Tekeningen

Opmerking: Fotosynthese

Organisme → Chlorofyl (bladgroen) Zon

6 CO

2

+ 6 H

2

O → C

6

H

12

O

6

+ 6 O

2 - Hexagonale schikking - Tetraëdrische schikking

(8)

3. Enkele belangrijke

enkelvoudige stoffen

3.1. Metalen en niet-metalen

Zie handboek

3.2. Dizuurstof → Methode 1

KClO3 (kaliumchloraat)

MnO2 (mangaandioxide)

→ Methode 2

Toestel van Hofmann

→ Eigenschappen

- Slecht oposbaar in water - Geen kleur

- Geen geur - Geen smaak

- Onbrandbaar, maar noodzakelijk voor verbranding

→ Industrieel

O

2

wordt hoofdzakelijk verkregen door destillatie van

vloeibaar gemaakte lucht .

(9)

→ Natuur

CO

2

+ H

2

O C

6

H

12

O

6

+ 6 O

2

Opmerking: Samenstelling van lucht:

- 78 % N

2

- 21 % O

₂

- 0,9 % edelgassen

- 0,03 % CO

2

(+ waterdamp)

Opmerking: O

₃ (ozon)

wordt gevormd door sterke

elektrische ontladingen in de atmosfeer , en ook door UV-straling .

3.3. Diwaterstof → Methode 1

Toestel van Hofmann

→ Methode 2

Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2

→ Voorkomen op aarde

Niet in de natuur

→ Eigenschappen

- Reukloos - Kleurloos - Brandbaar

- Mengsel met lucht is explosief

(10)

→ Toepassingen

- Diwaterstof wordt gebruikt als brandstof in raketten.

- Dit is de vulling in een onbemande ballon.

3.4. Edelgassen - Er zijn 6 edelgassen .

Naam Symbool Gebruik

- Helium He

Vulling in luchtballon, koelmiddel, gas in duikerklok

- Neon Ne

Neonverlichting, tv-buis

- Argon Ar

Gloeilampvulling

- Krypton Kr

^Tl-buizen

- Xenon Xe

^Zonnebank

- Radon Rn

Een geneeskrachtige bron

(11)

4. De chemische reacties

4.1. Kenmerken van een chemische reactie → Voorbeeld 1

Wit krijt + zoutzuur (HCl) → Het krijt is verdwenen,

wat overblijft weten we niet.

→ Voorbeeld 2

Keukenzout + Fenolftaline → Kleurloos NaOH + Fenolftaline → Violet

Indicator, aanwijzer

→ Voorbeeld 3

CuSO4 → Koningsblauw Geconcentreerd NH3

→ Voorbeeld 4

H2SO4 (18°C) + NaOH (18°C) → Temperatuur 90°C

→ Voorbeeld 5

H2SO4 + Cu + Zn → Spanning

→ Conclusie

- Er ontstaan andere (nieuwe) stofeigenschappen - De structuur van de stoffen wordt gewijzigd

→ Notatie

Reagentia → Reactieproducten

- Reagerende stoffen Reactiepijl - Uitgangsstoffen

(12)

→ Het deeltjesmodel

Opmerking:

- Exo-energetische reacties

(is een reactie waarbij energie vrijkomt)

- Endo-energetische reacties

(is een reactie waarbij energie wordt toegevoegd)

- Exotherm

(is een reactie waarbij warmte vrijkomt)

- Endotherm

(is een reactie waarbij warmte wordt toegevoegd)

4.2. Belangrijke principes geldig voor

alle chemische reacties → Wet van behoud van massa of

wet van Lavoisier

De wet: In een gesloten systeem, is de massa van de reagentia gelijk aan de massa van de reactieproducten.

Gevolg: Door chemische processen kunnen er geen atomen of atoomsoorten bijkomen of verloren gaan.

Voorbeeld:

2 KI + Pb (NO3)2 → PbI2 ↓ + 2KNO3

Dit is geel

Deze pijl wijst erop dat de stof naar onder zal gaan in de proefbuis 1. + →→→ + →

(Zelf te tekenen)

2. → +

(Zelf te tekenen)

(13)

→ Symbolische voorstelling van

chemische reacties: reactievergelijking

Voorbeeld: De verbranding van magnesiumlint

2 Mg + O2 → 2 MgO

(14)

5. Atoombouw, periodiek systeem

en chemische binding

5.1. Samenstelling van een atoom (cem)

→ Model

Voorbeeld: - Trouwring → 10000 triljoen atomen Au - Punt achter zin → 100 miljard atomen

→ Atoombouw

1. Mantel bevat elektronen (e^-) 1 2. Kern bestaat uit...

2

Protonen (p⁺) neutronen (n°)

→ Massa & lading van een atoom Deel Deel

Deel Deel p p p p

⁺⁺⁺⁺

, n°, e , n°, e , n°, e , n°, e

^----

Abs. massa Abs. massa Abs. massa Rel. massa Abs. massa Rel. massa Rel. massa Rel. massa Abs. lading Abs. lading Abs. lading Abs. lading Rel. lading Rel. lading Rel. lading Rel. lading

- Kern P⁺ 1,66 . 10^-27kg 1u + 1,6 . 10^-19C + 1 e.l.e.

n° _{1,66 . 10}^-27_kg _1u _/ _/

- Mantel e^- ≈ 0kg Ou - 1,6 . 10^-19C - 1 e.l.e.

→ U: Unit C: Coulomb

e.l.e: elektronladingseenheid

(15)

→ Voorstelling van stoffen

Voorstelling:

_ଢ଼ ^୞ X

Enkele voorbeelden: 1) Feଶ଺ହ଺ → 26 p⁺ → 26 e^- → 30 n°

2) Na_ଵଵ^ଶଷ → 11 p⁺ → 11 e^- → 12 n°

5.2. Atoommodel volgens Bohr

→ Banen – Schillen – Energieniveaus - Orbits K K K K L L L L M M M M N N N N O O O O P P P P Q Q Q Q n

n n

n

¹ ² ³ ⁴ ⁵ ⁶ ⁷

2n 2n 2n

2n

²²²²

² ⁸ ¹⁸ ³² ³² ³² ³²

- Regel 1:

e^- hebben een zo laag mogelijke energie-inhoud

→ Plaatsing op de laagste baan.

- Regel 2:

Maximum 2n² e^- op de n-schil (max 32).

- Regel 3:

Maximum 8 e^- op de buitenste schil.

Er was eens ...

→ Dalton

(1800)

→ Thompson

(1904)

→ Rutherford

(1911)

→ Bohr

(1914)

X: Naam van de stof

Z: Massagetal, aantal p⁺ + n° = aantal kerndeeltjes Y: Atoomnummer, aantal p⁺ = aantal e^-

(16)

Atoomnr. Stof K L M N

1

_H

1

2

_He

2

3

_Li

2 1

4

_Be

2 2

5

_B

2 3

6

_C

2 4

7

_N

2 5

8

_O

2 6

9

_F

2 7

10

_Ne

2 8

11

_Na

2 8 1

12

_Mg

2 8 2

13

_Al

2 8 3

14

_Si

2 8 4

15

_P

2 8 5

16

_S

2 8 6

17

_Cl

2 8 7

18

_Ar

2 8 8

19

_K

2 8 8 1

20

_Ca

2 8 8 2

(17)

5.3. Periodiek systeem van de elementen (PSE)

Inleiding : Een vereenvoudigde versie is opgesteld door Dimitri Mendeljev, hij leefde van 1834 tot 1907, hij zorgde voor de

classificatie van de elementen. Dit gebeurde op twee manieren, - Stijgende massa (vlnr)

- Eigenschappen (vbno)

Niet ontdekt : Sommige vakjes in de tabel van Mendeljev waren niet ingevuld, Mendeljev zei dat in deze vakjes stoffen kwamen die nog niet ontdekt waren. Hij had gelijk, later werden deze stoffen gevonden: -

21

Sc

-

32

Ge -

31

Ga

PSE: Een verbeterde versie van de tabel van Mendeljev.

De kolommen in het PSE: groepen. Dit zijn ze : Ia : Alkalimetalen IIa : Aardalkalimetalen IIIa : Aardmetalen/boorgroep IVa : Koolstofgroep

Va : Stikstofgroep VIa : Zuurstofgroep VIIa : Halogenen 0 : Edelgassen

I I

_a_a_a_a

II II II II

_a_a_a_a

III III III III

_a_a_a_a

IV IV IV IV

_a_a_a_a

V V V V

_a_a_a_a

VI VI VI VI

_a_a_a_a

VII VII VII VII

_a_a_a_a

0 0 0 0 1

1 1

1 H He

2 2 2

2 Li Be B C N O F Ne

3 3 3 3

Na Mg Al Si P S C Ar

4 4 4 4

K Ca

Aantal schillen

Valentie – e^- = Aantal e^- op buitenste schil

(18)

Opmerking:

Edelgassen zijn inert

→ Octetstructuur = edelgasconfiguratie → 8 valentie-e^-

5.4. Gegevens uit het PSE → A

_r

Relatieve atoommassa :

een

onbenoemd getal

dat uitdrukt

hoeveel

keer de

massa

van de

stroom

groter is dan de

unit

.

Voorbeeld :

Ar(F) = 19.0

abs. m v/e atoom = Ar (atoom) . u Absolute m van een atoom F:

Ar(F).u = 19,0 . 1,66.10^-27kg = 3,15 . 10^-26kg

→ M

_r

Relatieve moleculemassa :

Theorie, zie handboek

Voorbeeld :

Mr(H2SO4)

→ 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O) → 2 . 1,0 + 32,1 + 4 . 16,0 → 98,1

→ Mol en molaire massa

Mol : _Eenheid

_van

hoeveelheid stof

Voorbeeld :

- 1 mol O2: Hoeveelheid mol die 6,023 . 10²³ moleculen bevat.

- 1 mol Na: 6,023 . 10²³ atomen Na

(19)

Molaire massa v/e stof : Absolute massa

van

1 mol

van die

stof

.

Voorbeeld :

Mr (H3PO4)

→ 3Ar(H) + Ar(P) + 4Ar(O) → 3 . 1,0 + 31,0 + 4 . 16,0 → 98,0

→ De molaire massa van H3PO4 is 98,0 g/mol

Oefeningen :

Bereken de molaire massa van …

→ Aantal mol stof, aantal moleculen Aantal mol v/e stof :

N = ୫ୟୱୱୟ ୴ୟ୬ ୢୣ ୱ୲୭୤

୫୭୪ୟ୧୰ୣ ୫ୟୱୱୟ ୴ୟ୬ ୢୣ ୱ୲୭୤

Voorbeeld :

Bereken hoeveelheid mol stof en hoeveel moleculen er zijn in 49 g H2SO4.

- Mr(H2SO4)= 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O) = 2(1,0) + (32,1) + 4(16,0) = 98,1

De molaire massa van H2SO4 is 98,1g/mol - N= _{ଽ଼,ଵ୥/୫୭୪}^{ସଽ,଴୥} = 0,499 mol

- 0,499 mol . 6,023 .10²³ moleculen/mol = 3,01 . 10²³ moleculen

Oefeningen :

Doe dit ook voor …

Stof Oplossing

HClN 50,5 g/mol

MgO 40,4 g/mol

CH4 16,0 g/mol (NH4)2SO4 132,5 g/mol

Formule Opl. moleculen Opl. aantal mol 14 g Cl2 1,2 . 10²³ 0,20 mol 4,0 NaOH 6,0 . 10²³ 0,1 mol

1,8 HCl 3,0 . 10²² 0,049 mol

(20)

→ ENW (elektronegatieve waarde)

- Alle

elementen

proberen een

edelgasconfiguratie

te bereiken.

→ Ze proberen hun buitenste schil volledig te vullen (octetstructuur).

- De

elektronegatieve waarde

is een

maatgetal

dat uitdrukt hoe

sterk

de

neiging

is van een atoom is om

elektronen op te nemen

.

Opmerking 1:

Edelgassen hebben geen elektronegatieve waarde, want de buitenste schil is volledig gevuld.

→ Ze vertonen geen neiging om e^- op te nemen/af te staan.

*

Opmerking 2:

Elementen uit de linkergroepen hebben een kleine elektronegatieve waarde.

→ Ze zullen gemakkelijk e^- afstaan.

*

Opmerking 3:

Elementen uit de rechtergroep (behalve edelgassen) hebben een grote elektronegatieve waarde.

→ Ze zullen gemakkelijk e^- opnemen.

5.5. De chemische binding

→ Ionbinding

- Gebeurt tussen

een metaal

en een

niet-metaal

- ∆ENW

>

1,6(6)

- Voorbeeld*:

11Na (2 8 1) en 17Cl (2 8 7)

Na → Na⁺ + e^- Cl + e^- → Cl^-

Na + Cl + e^- → [Na⁺] [Cl^-] + e^-

NaCl 11 p⁺ 11 p⁺

11 e^- 10 e^-

0 +

Na⁺

17 p⁺ 17 p⁺ 17 e^- 18 e^-

0 -

Cl^-

*Voorbeelden zie cursus * Meer voorbeelden in de cursus, uitleg equivalentieregel.

(21)

21 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n ⇒ Totale elektronenoverdracht!

+ Metaalionen Ze trekken elkaar aan

- Niet-metaalionen → coulombkrachten → ionenrooster ⇒ Voorbeelden:

→ Covalente binding/atoombinding

- Gebeurt tussen een

niet-metaal

en een

niet-metaal

. - ∆ENW

≤

1,6(6)

- Hoogstens

elektronenverschuiving

.

- Gemeenschappelijk elektronenpaar:

doublet

-

Lewisnotatie: - /Elektronenstipmodel:

^{. .} - Voorbeelden*:

BV 1: H en H 2,1 2,1 nM nM ∆ENW = 0

BV 2: Cl en Cl 3,5 3,5 nM nM ∆ENW = 0

Alle kook- en smeltpunten zijn

uitgedrukt in °C

θ

S

θ

K

AgBr

430 1533

Al

₂

O

₃ 2037 2977

KCl

772 1407

MgO

2927 3627

NaOH

319 1387

Binding zelf te tekenen

H - H

Cl - Cl

ENW = 0, geen elektronenverschuiving

(22)

BV 3: H en Cl 2,1 3,5 nM nM

∆ENW = 0,9 ≤ 1,6(6)

BV 4: H en C 2,1 2,5 nM nM

∆ENW = 0,4 ≤ 1,6(6)

BV 5: C en Cl 2,5 3,0 nM nM

∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)

BV 6: N en O 3,0 3,5 nM nM

∆ENW = 0,5 ≤ 1,6(6)

Binding zelf te tekenen, ook de deltatekens worden zelf geplaatst.

H - Cl

H

H - C - H H

Cl

Cl - C - Cl Cl

*Meer voorbeelden in de cursus.

O = N - O - N = O

(23)

23 | C u r s u s C h e m i e : D e r d e w e t e n s c h a p p e n a u t e u r : B r a m S t e e m a n ⇒ Tussen deze moleculen zitten

zwakke krachten

of Vanderwaals-krachten

.

Opmerking 1:

Aantal atoombindingen: 8 – het groepsnr. waar de stof in staat → Uitkomst: ≤ 4, aantal atoombindingen

→ Uitzondering: H, 1 atoombinding

→ Metaalbinding

- Tussen een metaal en zichzelf

-

positieve metaalionen: vrije elektronen

- Voorbeeld:

→Warmtegeleiding → Elektrische geleiding

Alle kook- en smeltpunten zijn

uitgedrukt in °C

θ

S

θ

K

Fase

CO

₂ -205 -131 Gas

HCl

-114 -85 Gas

H

₂

O

0 100 Vloeistof

CH

4 -182 -161 Gas