4.1 Inleiding
- Een metaalatoom dat één of meer elektronen afgeeft, wordt een enkelvoudig positief ion/.
- Een niet-metaalatoom dat één of meer elektronen opneemt. wordt een enkelvoudig negatief ion.
- Een samengestelde ion bestaat uit twee of meer atomen die samen één of meer elektronen hebben opgenomen of afgestaan.
4.2 Zouten: toepassingen, namen en formules
Kenmerken van zouten:
1. zouten zijn stoffen die hoge smeltpunten hebben.
2. in de vaste fase geleiden ze geen elektrische stroom. (ionen kunnen niet vrij bewegen)
3. in de vloeibare fase geleiden ze wel elektrische stroom. (ionen in gesmolten zout kunnen wel vrij bewegen)
4. zouten kun je herkennen aan de formule.(daarin wordt het symbool van een metaal gecombineerd met het symbool van één of meer niet-metalen.) (Behalve als het positieve ion in het zout een ammoniumion is.)
Namen van zouten:
Hoe kom je de naam van een zout te weten? Dan moet je de namen kennen v/d ionen waaruit het zout bestaat. Die namen worden aan elkaar gekoppeld, waarbij de naam van het positieve ion altijd voorop staat. Dat levert dan de naam van het zout op.
Sommige zouten hebben naast de officiële naam nog een andere naam, de triviale naam(worden vaak gebruikt in het dagelijks leven). In Binas tabel 66A vind je de triviale namen van zouten.
Formules van zouten:
Een zout bestaat niet uit moleculen, maar uit ionen. Daarom is de formule van een zout een verhoudingsformule. Aan de verhoudingsformule kun je zien in welke verhouding de positieve en de negatieve ionen in het zout voorkomen.
4.3 Hoe onstaat een zout?
De vorming van ionen:
Metaalatomen worden positieve ionen en niet-metaalatomen worden negatieve ionen.
Demonstratie voor de reactie tussen natrium en chloor:
-een molecuul chloor nadert het natriummetaal.
-de twee chlooratomen in het chloormolecuul nemen elk één elektron op uit het metaal. de twee chlooratomen veranderen daardoor in chloride-ionen.
-door het verlies van twee elektronen zijn er twee 'losse' natriumionen in het natriummetaal onstaan.
-de twee chloride-ionen en de twee natriumionen vormen met elkaar het zout natriumchloride (NaCl).
Ionrooster:
Een regelmatige rangschikking van deeltjes noemen we een kristalrooster. Omdat het hier om ionen gaat, heet zo'n kristalrooster een ionenrooster.
Ruimtelijke bouw van een NaCl-rooster:
NaCl-rooster is opgebouwd uit miljarden kubusjes. Op de hoekpunten van deze kubusje zitten afwisselend Cl- en Na+ ionen. (lijn geen bindingen zoals in de structuurformules van moleculaire stoffen).
Ionbinding
De aantrekkingskrachten tussen positieve ionen en negatieve ionen in deze ionrooster zijn zeer sterk: het zijn elektrostatische krachten. Als gevolg van deze sterke aantrekkingskrachten treedt er een sterke binding op tussen de positieve en de negatieve ionen. Deze binding noemen we ionbingen.
Ionbinding of elektrovalente binding treedt op in een ionrooster.
Deze binding is het gevolg van de elektrostatische aantrekkingskrachten tussen positieve en negatieve ionen.
Smeltpunten en kookpunten van zouten:
Zouten smelten en koken bij aanzienlijk hogere temperaturen dan moleculaire stoffen. Zouten verschillen onderling ook in hun smelt- en kookpunten. Dit wijst op verschil in sterkte van de ionbindingen in de diverse ionroosters. Er zal dus een verschil zijn in aantrekkingskracht tussen verschillende soorten ionen.
Ionbindingen zijn veel sterker dan vanderwaalsbindingen en H-bruggen.
Naarmate de aantrekkingskracht tussen de ionen sterker is, is de ionbinding sterker. Dit komt onder andere tot uiting in hogere smeltpunten en kookpunten.
4.4 Zouten in water
Oplossen van zouten in water:
-Een vast zout geleidt geen elektrische stroom. (deeltjes kunnen niet vrij bewegen)
-Water geleidt geen elektrische stroom. (water bestaat uit ongeladen moleculen)
- Hoe zit het dan met het geleidingsvermogen van een mengsel van een opgelost zout en water?
Hoe komt het dat een oplossing elektrische stroom leidt? Dat kan alleen maar als er geladen deeltjes in zitten die vrij kunnen bewegen. (De geladen deeltjes waren er al: de ionen van het zout. Blijkbaar hebben ze bewegingsvrijheid gekregen door het oplossen.)
De ionen van het zout laten elkaar los. Ze dringen tussen de watermoleculen. Elk ion wordt daarbij omgeven door een mantel van watermoleculen. Dit proces heet: hydratatie.
De 'opgeloste' ionen worden gehydrateerde ionen genoemd. De watermantel wordt weergegeven door achter de formule van het ion '(aq)' te zetten. (aqua=water)
Als een zout in water oplost, laten de ionen elkaar los.
In de oplossing bevinden zich gehydrateerde positieve en negatieve ionen.
Oplosvergelijkingen:
Bij het oplossen van keukenzout vindt dus een proces plaats waarbij Na+(aq) en Cl-(aq) ontstaan.
Dit oplosproces wordt als volgt in een vergelijking weergegeven:
NaCl(a) --aq--> Na+(aq) + Cl-(aq)
Zo'n vergelijking noemen we een oplosvergelijking.
KNO3(s) --aq--> K+(aq) + NO3 -(aq)
Na2CO3(s) --aq--> 2 Na+(aq) + CO3 ²-(aq)
Indampvergelijkingen:
Als je een zoutoplossing gaat indampen, verdwijnt het water. Het zout blijft als vaste stof achter. De positieve en negatieve ionen van het zout gaan weer aan elkaar vast zitten. Bij indampen gebeurt dus het tegenovergestelde van wat er gebeurt bij het oplossen van een zout. Ook dit proces kunnen we in een vergelijking weergeven:
Na+(aq) + Cl-(aq) --> NaCl(s)
Zo'n vergelijking noemen we een indampvergelijking.
Zn²+(aq) + SO4 ²-(aq) --> ZnSO4(s)
3 Na+(aq) + PO4 ³-(aq) --> Na3PO4(s)
Het oplosgedrag van zouten:
Niet alle zouten zijn oplosbaar in water. Als het ionrooster te sterk is, zullen de watermoleculen er niet in slagen de ionen 'los te weken'. In Binas tabel 45A vind je een overzicht van de oplosbaarheid van zouten in water. In de oplosbaarheidstabel in Binas kun je enkele regelmatigheden ontdekken:
- De zouten die als positieve ionsoort kaliumionen, natriumionen of ammoniumionen bevatten, zijn goed oplosbaar.
- De zouten die als negatieve ionsoort nitraationen of acetaationen bevatten, zijn goed oplosbaar.
De meeste metaaloxiden lossen slecht in water op. Bij de zouten Na2O, K2O, CaO en BaO vind je in de oplosbaarheidstabel de letter r. Dat betekent dat deze zouten reageren met water. De O²- -ionen veranderen hierbij in OH- -ionen. (natriumoxide/calciumoxide en water:
Na2O(s) + H2O(l) -> 2Na+(aq) + 2OH-(aq)
CaO(s) + H2O(l) -> Ca²+(aq) + 2OH-(aq)
Triviale namen van oplossingen:
Oplossingen van hydroxiden worden vaak met hun triviale namen aangeduid. Je kunt ze vinden in
Binas tabel 66A.
Nieuwe notatie voor molariteit:
I.p.v de uitdrukking van de kaliumionen mogen we ook de verkorte wijze [K+] gebruiken. De vierkante haken mogen alleen gebruikt worden als het gaat om deeltjes die werkelijk in de oplossing aanwezig zijn.
Gaat het om een zoutoplossing, dan mogen ze dus staan om de formules van de losse ionen. Om de formule van het zout mogen ze dus niet staan. De schrijfwijze [K2SO4] is dus niet toegestaan.
4.5 Hard water
Het onstaan van hard water:
Calciumcarbonaat en magnesiumcarbonaat zijn slecht oplosbare zouten. Beide zouten reageren met water waarin koolstofdioxide is opgelost, bv regenwater. Vergelijking van deze reacties zijn:
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) -> Ca²+(aq) + 2HCO3 -(aq)
MgCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) -> Mg²+(aq) + 2HCO3 -(aq)
Bij deze reacties ontstaan oplossingen waarin calciumionen en magnesiumionen voorkomen. Water dat deze ionsoorten bevat, noemen we hard water.
Hard water is water dat Ca²+ -ionen (en/of Mg²- -ionen) bevat. Hoe meer van deze ionen in een liter water voorkomen, des te harder is het water.
Nadelen van hard water:
Hard water heeft geen nadelige gevolgen voor onze gezondheid. Maar in het dagelijks leven hebben we er wel last van.
Hard water geeft problemen als het verwarmd wordt:
- er ontstaat ketelsteen in de waterkoker;
- er komt kalkaanslag op de verwarmingselementen van (af)wasmachines;
-de gaatjes in een stoomstrijkijzer raken verstopt;
- de tegels en kranen in douche en badkamer krijgen een witte kalkaanslag.
In al deze gevallen is het onstaan van het slecht oplosbare zout CaCO3(kalk) de oorzaak van het ongemak. Kalk ontstaat als je hard water verwarmt. Vergelijking van deze reactie:
Ca²+ (aq) + 2 CO3 -(aq) -> CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g)
..........(blz96).................
Het schuimgetal: een maat voor de hardheid van water
De stearaationen zorgen voor het ontstaan van schuim. Naarmate water harder is, zullen er meer stearaationen reageren met Ca²+ -ionen. Die kunnen dus geen schuim meer vormen. Je zult meer zeepoplossing moeten toevoegen om toch schuim te krijgen.
De toegevoegde hoeveelheid zeepoplossing wordt ook wel schuimgetal genoemd.
Hoe harder het water, des te groter is het schuimgetal.
IJKLIJN:
Proef gaat om het bepalen van het schuimgetal.
Op de y-as van de grafiek staat de hoeveelheid zeepoplossing in ml en op de x-as de Ca²+ in mg/L.
Calciumionen vormen met bv natriumstearaat (een natriumzeep) een neerslag van calciumstearaat.
Hierdoor kan zeep zijn werking niet meer uitoefenen (geen schuimvorming). Eerst zullen al je calcium-ionen `verwijderd` worden, daarna krijg je pas schuim (als er nog genoeg natriumstearaat in je oplossing zit)
2CH3-(CH2)16-COONa + Ca2+ --> (CH3-(CH2)16-COO)2Ca (s) + 2Na+
Nu, hoe meer calcium, hoe meer zeepoplossing je moet toevoegen om schuimvorming te krijgen, en dit volgens een lineair verband (ideale omstandigheden).
4.6 Neerslagreacties
Oplosbaarheid van zouten (Binas tabel 45A)
De letter 's' heeft twee betekenissen:
- Als je het desbetreffende zout in het water brengt, lost het niet op.
- De ionen van het desbetreffende zout kunnen niet samen in één oplossing voorkomen. Brengen we beide ionsoorten toch bij elkaar, dan reageren ze onmiddelijk tot een vaste stof.
Ionenvergelijking van neerslagreacties
Een lood(II)nitraatoplossing en een kaliumjodideoplossing zijn beide kleurloos en helder. Als we deze twee oploddingen bij elkaar schenken, zie je een gele vaste stof ontstaan. Er heeft dus een reactie plaatsgevonden.
Door beide oplossingen te mengen, brachten we vier verschillende ionsoorten bij elkaar:
Pb²+(aq), NO3 -(aq), K+(aq) en I-(aq). We maken van deze vier ionsoorten een klein oplosbaarheidstabelletje. In de grote oplosbaarheidstabel zoeken we op welke letters we bij de 4 ioncombinaties moeten zetten.
NO3 - I-
Pb²+ g s
K+ g g
We zien dat bij één van de vier combinatied de letter s staat. Dat betekent dat deze twee ionsoorten NIET naast elkaar in één oplossing kunne voorkomen. Ze zullen met elkaar reageren.
Schematische weergave van het onstaan van het slecht oplosbare zout PbI2 uit twee zoutoplossingen:
Neerslagreactie: Een reactie tussen ionen waarbij een vaste stof ontstaat.
Ionenvergelijking: De Vergelijking die de reactie tussen de ionen weergeeft.
De ionenvergelijking voor de neerslagreactie luidt: (bv)
Pb²+ (aq) + 2 I- (aq) -> PbI2 (s)
Overmaat van een ionsoort
Je kunt de ionen die met elkaar reageren in de juiste verhouding bij elkaar doen. Dan zul je deze ionen na de neerslagreactie niet meer aantreffen in de oplossing. Je kunt ook willekeurige hoeveelheden zoutoplossingen bij elkaar doen. Dan is de kans groot dat één van de reagerende ionsoorten in overmaat aanwezig is. Die zul je dan na de neerslagreactie nog aantreffen in de oplossing.
Schematische weergave van een overmaat zilversulfaatoplossing bij een bariumchloride-oplossing:
Alle vier de ionsoorten reageren. De soorten die in overmaat aanwezig zijn, kunnen niet allemaal reageren. Een deel ervan blijft in oplossing.
4.7 Toepassingen vaan neerslagreacties
Neerslagreacties kun je gebruiken voor verschillende zaken:
- ongewenste ionen verwijderen uit een oplossing;
- nieuwe zouten maken;
- mogelijk om aan te tonen dat een bepaalde ionsoor in een oplossing aanwezig is.
Hoe verwijder je ionen uit een oplossing?
Voorbeeld:
Het afvalwater voor foto's/films bevat veel zilverionen. Deze ionsoort hoort niet thuis in de natuur. Daarom moeten de zilverionen uit het afvalwater verwijderd worden. Dat kan met behulp van een negatieve ionsoort. Die negatieve ionsoort moet je zo kiezen dat deze niet samen met Ag+ -ionen in één oplossing kan zitten. Er zal een neerslag onstaan van een zilverzout. Dat zout wordt afgefilteerd. Het afvalwater bevat geen zilverionen meer en kan veilig worden geloosd.
Om te weten welke negatieve ionsoort je kunt gebruiken om de zilverionen te verwijderen heb de oplosbaarheidstabel nodig. Daarin zoek je alle combinaties op v/d ionsoort Ag+ met negatieve ionsoorten.
(Er zijn soms heel wat combinatiemogelijkheden die een slecht oplosbaar zout geven. Je kunt dus kiezen uit heel wat negatieve ionsoorten om de zilverionen te verwijderen.)
We nemen als voorbeeld S²-. Als je die toevoegt aan het afvalwater, dan vindt een neerslagreactie plaats.
We gebruiken een oplossing die S²- -ionen bevat. Bv: natirumsulfide-oplossing. Die voegen we toe aan het afvalwater. De ionenvergelijking van de neerslagreactie is:
2 Ag+ (aq) + S²- (aq) -> Ag2S (s)
De Ag+ -ionen komen zo terecht in de vaste stof Ag2S. Deze vaste stof wordt verwijderd door filtratie.
Hoe maak je nieuwe zouten?
Hoe weet je welke zoutoplossingen je bij elkaar moet schenken? Dat is gemakkelijk uit te zoeken. Kijk maar eens hoe je het zout koper(II)fosfaat kunt maken:
-Koper(II)fosfaat bestaat uit twee ionsoorten: Cu²+ en PO4 ³-.
Als je die twee ionsoorten in één oplossing samenbrengt, vormen ze de vaste stof koper(II)fosfaat.
In de oplosbaarheidstabel staat immers bij deze ioncombinatie de letter s.
Het gevormde koper(II)fosfaat kun je affiltreren en drogen. Het filtraat zou je kunnen indampen waarna je nog een tweede zout verkrijgt: natriumnitraat.
Hoe toon je een bepaalde ionsoort aan?
Je hebt een witte, vaste stof, je weet niet of deze stof natriumhydroxide of natriumsulfaat is.
- in beide stoffen komt dezelfde positieve ionsoor voor: Na+.
- zoek in de oplosbaarheidstabel een positieve ionsoort die slechts met één van de twee negatieve ionsoorten kan reageren. Cu²+ -ionen bv. reageren wel met OH- ionen, maar niet mer SO4 ²- -ionen.
- Je lost een beetje v/d onbekende stof op in water en voegt een oplossing met koper(II)ionen toe, bv. koper(II)nitraatoplossing. Onstaat er een neerslag, dan bevatte de onbekende stof OH- ionen en weet je dat de witte, vaste stof natriumhydroxide was. Ontstaat er geen neerslag, dan bevatte de onbekende stof geen OH- -ionen en weet je dat de witte, vaste stof natriumsulfaat was.
4.8 Zouthydraten (doorlezen)
- verhitten van de blauwe, vaste stof:
CuSO4 x 5 H2)Os) - > CuSO4(s) + 5 H2O (l)
blauw wit
- water toedruppelen aan de witte vaste stof:
CuSO4(s) + 5 H2O(l) -> CuSO4 x 5H2O (s)
wit blauw
Toepassingen van zouten die water kunnen binden
-Zouten die water kunnen binden, worden als droogmiddel gebruikt.
Bijvoorbeeld: Silicagel (watervrij SiO2). Een zakje silicagel beschermt apparaten tegen vocht. Het SiO2 bindt de watermoleculen uit de lucht, waardoor de omgeving van het zakje silicagel vochtvrij wordt.
- Bouwmaterialen zoals ips, cement en beton onstaan doordat watervrije zouten water binden. De gevormde hydraten zijn stevig en hard.
Gips is calciumsulfaat dat gebonden water bevat, CaSO4 x 2 H2O. De officiële naam is calciumsulfaatdihydraat. Cement en beton bevatten onder andere calciumcarbonaat en silicaten die water kunnen binden.
5.1 Inleiding
1) Wat is een kenmerk van elke chemische reactie:
Tijdens een chemische reactie veranderen beginstoffen in reactieproducten.
2) Waaraan herken je een verbrandingsreactie:
Eén van de beginstoffen bij een verbrandingsreactie is altijd zuurstof. De andere beginstof is een brandbaar stof. Er ontstaan oxiden. Het aantal oxiden is gelijk aan het aantal atoomsoorten dat in de brandstof zit.
3) Waaraan herken je een ontledingsreactie:
Het kenmerk van een ontledingsreactie is: één beginstof en twee of meer reactieproducten.
4) Wat is een neerslagreactie:
Een neerslagreactie is een reactie tussen twee ionen die niet samen in een oplossing kunnen zitten. Ze vormen een vaste stof.
5.2 Energie-effecten
Warmte-effecten van verschillende processen
Je komt in je omgeving allerlei processen tegen waarbij een warmte-effect optreedt. Voorbeelden van dergelijke processen zijn: oplossen van stoffen, faseveranderingen en chemische reacties.
- Bij ontstoppen v/d gootsteen met een ontstoppingsmiddel merk je dat de temp. stijgt. Er komt dus warmte vrij als je de korrels oplost in water.
- Voor het smelten van ijs en het verdampen van water is warmte nodig.
- Het verbranden van aardgas is een chemische reactie waarbij warmte vrijkomt.
Exotherme en endotherme processen
De energie wordt hier als warmte afgestaan aan de omgeving. Daardoor stijgt de temperatuur van de omgeving. Een dergelijke proces noemen we exotherm. Energie komt vrij.
De energie wordt hier als warmte opgenomen uit de omgeving. Daardoor daalt de temperatuur van de omgeving. Zo'n proces noemen we endotherm. Energie is nodig.
De hoeveelheid energie die vrijkomt of nodig is, wordt weergegeven in de eenheid joule, K.
Binas tabel 56, vind je verbrandignswarmten van een aantal stoffen.
Boven de tabel staat da de verbrandingswarmte is gegeven in 10⁵ J per 1,00 mol stof.
Voor elk getal staat een minteken. Dat wijst erop dat we te maken hebben met een exotherm proces.
Staat er een plusteken voor het getal, dan hebben we te maken met een endotherm proces. (Binas T. 59A)
Elk proces waarbij energie vrij komt, noemen we een exotherm proces.
Elk proces waarvoor energie nodig is, noemen we een endotherm proces.
Elk proces waarvoor energie nodig is, noemen we een endotherm proces.
5.3 De snelheid van een reactie
De reactiesnelheid wordt uitgedrukt in het aantal mol van een bepaalde stof dat per seconde en per liter reactiemengel verdwijnt of ontstaat.
Het symbool voor de reactiesnelheid is de letter s.
Het symbool voor de reactiesnelheid is de letter s.
De eenheid waarin je de reactiesnelheid uitdrukt, is: mol per liter per seconde (Mol L-¹ S-¹).
De snelheid van een chemische reactie is in het begin het grootst en neemt langzaam af tot nul.
Er zijn hulpstoffen die de snelheid van een reactie kunnen vergroten. Zo'n hulpstof heet een katalysator.
De snelheid van een reactie hangt af van de volgende vijf factoren:
- de soort stof;
- de verdelingsgraad van de beginstof(fen);
- de concentratie(s) van de beginstof(fen);
- de temperatuur van het reactiemengsel;
- een hulpstof die we katalysator noemen.
Transportsnelheid
Als je in een proces stoffen ziet verdwijnen, kan dit in principe twee oorzaken hebben.
- De stoffen kunnen tijdens een chemische reactie zijn omgezet in andere stoffen.
- De stoffen kunnen zich verplaatst hebben naar een andere ruimte.
De snelheid waarmee de stoffen verdwijenen, noemen we in het eerste geval de reactiesnelheid. In het tweede geval spreken we van transportsnelheid.
De transportsnelheid blijkt, evenals de reactiesnelheid, ook beïnvloed te worden door factoren als temperatuur, concentratie en verdelingsgraad.
Transportsnelheden in levende systemen een belangrijke rol. Zo kunnen we denken aan:
- absorptie van voedingsstoffen en geneesmiddelen via maag- en darmwand;
- absorptie van zuurstof via de membranen van de longblaasjes.
Ook bij een scheidingsmethode als extractie speelt transportsnelheid van stoffen een rol. Bijvoorbeeld:
Thee trekt beter in heet water dan in koud water en trek ook beter als je het theezakje beweegt.
5.4 Reactisnelheden kwantitatief
Wat is het verband tussen de reactisnelheid en de concentratie ven een beginstof?
Je gaat meten aan de reactie tussen een waterstofchloride-oplossing(zoutzuur) en een oplossing van natriumthiosulfaat (thio). In zoutzuur bevinden zich H+ -ionen. De thio-oplossing bevat S2O3 ²- -ionen. Deze deeltjes reageren met elkaar volgens de vergelijking:
2 H+(aq) + S2O3 ²-(aq) -> H2O(l) + S(s) + SO2(g)
Een maat voor de snelheid van deze reactie is de hoeveelheid vaste stof die per seconde ontstaat. Deze vaste stof is als een troebeling in het reactiemengsel zichtbaar. We bepalen met behulp van een stopwatch hoeveel tijd nodig is om steeds dezelfde hoeveelheid vaste stof te laten ontstaan. Daarbij zetten we de reactie-erlenmeyer op een vel wit papier waarop een zwart kruis is getekend. We starten steeds de tijdmeting als het zoutzuur bij de thio-oplossing wordt geschonken. We meten na hoeveel tijd het zwarte kruis van bovenaf niet meer zichtbaar is. Naarmate de reactie sneller verloopt, zal er meer vaste stof per seconde worden gevormd. De wachttijd zal dan korter zijn.
Wat is het verband tussen de reactiesnelheid en de temperatuur van het reactiemengsel?
De reactiesnelheid neemt toe als de concentratie van één van de beginstoffen groter wordt.
De reactiesnelheid wordt ongeveer tweemaal zo groot als de temperatuur van het reactiemengsel 10 graden Celcius hoger wordt.
Rekenen aan reacties op verschillende tijdstippen
In paragraaf 5.3 heb je geleerd dat de reactiesnelheid het grootst is als een reactie begint. Daarna neemt de snelheid af tot nul. Dan is de reactie afgelopen.
Je zou op elk tijdstop van een reactie de concentratie van een van de reagerende stoffen kunnen bepalen. Daarmee kun je voor elke andere stof uit de reactie berekenen hoeveel mol er op dat moment aanwezig is.
5.5 Het 'botsende-deeltjes-model'
Effectieve botsingen
In de vloeibare en in de gasvormige fase verplaatsen de kleine deeltjes van een stof zich. Ze zullen dus ook tegen elkaar botsen. Als die botsing hard genoeg is, reageren de deeltjes met elkaar. Zo'n botsing noemen we een effectieve botsing.
Het aantal effectieve botsingen kan veranderen. Dat zal invloed hebben op de snelheid van een reactie.
Het aantal effectieve botsingen en de concentraties van de beginstoffen
Je kunt de concentraties van de beginstoffen vergroten. (meer deeltjes bevinden zich in een bepaald volume)
Hoe meer botsingen per seconde, des te meer effectieve botsingen. Dus hoe groter de reactiesnelheid.
reactiesnelheid neemt tijdens een reactie af: De beginstoffen raken immer op. Hun concentraties worden kleiner. Er zullen minder botsingen per sec. optreden, dus ook minder effectieve botsingen. De reactiesnelheid zal kleiner worden.
Het aantal effectieve botsingen en de temperatuur van het reactiemengsel
Je kunt de temperatuur van het reactiemengsel hoger maken. Dan gaan de reagerende deeltjes sneller bewegen. Reagerende deeltjes gaan sneller bewegen en hierdoor wordt de kans groter dat ze tegen elkaar botsen. Aantal botsingen zal toenemen. Bovendien zullen de botsingen heftiger zijn. Er is dus veel meer kans op een effectieve botsing. De reactiesnelheid wordt groter.
Het aantal effectieve botsingen en de verdelingsgraad van de beginstoffen
Deze factor speelt alleen een rol als de beginstoffen niet op moleculaire schaal zijn gemengd.
Een vaste stof zal alleen aan zijn oppervlak reageren.
Als je een vaste stof fijner verdeelt, word het oppervlak groter. De kans op een botsing aan het oppervlak van de vaste stof wordt dan ook groter. Het aantal effectieve botsingen dat per seconde plaatsvindt, neemt toe. De reactiesnelheid wordt groter.
Door een grotere verdelingsgraad wordt het oppervlak groter. In dit voorbeeld met een factor twee:
De soort stof en een katalysator hebben ook invloed op de snelheid van een reactie. Deze twee factoren kunnen we niet verklaren met behulp van het botsende-deeltjesmodel.
Een effectieve botsing is een botsing tussen twee deeltjes die tot een reactie leidt.
Hoe meer effectieve botsingen per seconde, des te groter is de reactiesnelheid.
Het aantal effectieve botsingen wordt groter bij:
- vergroting van de concentratie;
- verhoging van de temperatuur;
- vergroting van de verdelingsgraad.
________________________________________________________________________________
Aantekeningen
Hoofdstuk 4:
Natrium, kalium, ammonium, nitraat (en acetaat) zouten zijn goed oplosbaar in water.
( er kunnen uitzonderingen zijn )
Waterstofzouten zijn in het algemeen goed in water oplosbaar; hydrocidezouten zijn vaak slecht oplosbaar.
---
Er zijn 3 groepen stoffen
1. moleculair (H2+8)
2. zouten (H4)
3. metalen (H7)
Moleculaire stoffen (H2) zijn opgebouwd uit moleculen (ongeladen deeltjes).
Moleculen bestaan weer uit atomen, bijeengehouden door elektronenparen.
(attombinding = covalente binding)
Zouten (H4) zijn opgebouwd uit ionen (geladen deeltjes H1 par.3+4).
Zouten worden bijeengehouden door positieve en negatieve ionen.
De ionbinding is een sterke binding: zouten hebben hoge smelt- en kookpunten.
Metalen zijn opgebouwd uit atoomresten + vrije elektronen. (H7, par6, figuur 7.20)
De ionbinding is een sterke binding: zouten hebben hoge smelt- en kooktemperaturen.
Zouten geleiden geen stroom in de vaste fase. Er zijn wel geladen deeltjes, ionen, maar deze trillen op hun eigen plaats in het kristalrooster.
Zouten geleiden wel stroom in de vloeibare fase.
1. Hoe onstaat een enkelvoudig positief ion? Dan gaan elektronen weg.
2. Hoe onstaat een enkelvoudig negatief ion? Er komen elektronen bij.
3. Wat is een samengesteld ion? Meerdere elementen, atomen. (Je hebt meerdere hoofdletters)
-Alle stoffen op aarde zijn, elektrisch gezien, neutraal.
-Zouten hebben een verhoudingsformule. (Er zijn géén moleculen)
(Lading van ionen: Binas Tabel 40A en Tabel 66B)
paragraaf 4.4
1. Als zouten oplossen in water is het mengsel helder, er is een oplossing ontstaan.
2. Als een zout oplost in water laten de positieve en negatieve ionen elkaar los. De samengestelde ionen blijven intact. Figuur 4.14
3. Als een zout oplost in water kun je een oplosvergelijking opschrijven.
H2O (of aq) staat dan OP de reactiepijl.
4. Als een zout oplost in water onstaat er gehydrateerde ionen. Figuur 4.15
5. Het tegengestelde van oplossen is indampen. Het water verdampt en je kunt een indamp vergelijking opschrijven waarbij het vaste zout weer ontstaat.
6. Sommige zouten reageren met water. (dan staat water wel vóór de reactiepijl)
Zie binas Tabel 45A:
Opmerkingen:
-Sommige zouten ontleden in water (o)
-Sommige zouten reageren met water (r)
-Als een zout met water reageert zet je H2O vóór de pijl, en laat je hydroxide-ionen onstaan.
Hoofdstuk 5:
Paragraaf 2: Energie-effecten
Bij (bijna) alle chemische en fysische (natuurkundige) processen is er een energie-effect.
Je kijkt vanuit het systeem:
Verliest het systeem energie dan is het proces exotherm.
Als er energie het systeem in gaat noem je het proces endotherm.
Noteer altijd eerst je waarneming (het wordt warmer/kouder en moet gekoeld worden om het systeem op temperatuur te houden, er komt licht vrij, het ijs gaat smelten...) en trek dan pas je conclusie.
Dus: eerst waarneming, dan conclusie.
In Binas(56-62)
- Exotherme processen hebben en min-teken. (het systeem verliest energie).
- Endotherme processen hebben een plus-teken. (het systeem wint energie).
Er kan geen energie verloren gaan!
Paragraaf 3: Kernwoorden
- reactietijd
- reactiesnelheid
(een grote reactiesnelheid leidt tot een korte reactietijd)
Eenheid voor reactiesnelheid: - mol L-¹ S-¹ (mol per liter per seconde)
Reactiesnelheid hangt af van: - soort stof
- de verdelingsgraad (oppervlak) van de beginstof(fen)
- de concentratie(s) van de beginstof(fen)
- de temperatuur van het reactiemengsel
- Katalysator
een stof kan verdwijnen door: - chemische reactie (met reactievergelijking)
Geen opmerkingen:
Een reactie posten