8100.pdf

# Structuuraspecten van de materie Dit hoofdstuk verschaft een gedetailleerd inzicht in de bouwstenen van materie, van atomen en hun subatomaire deeltjes tot de concepten van atoomnummer, massagetal, isotopen, relatieve atoommassa en molaire massa, met een focus op elektronenconfiguraties en hun relatie tot het periodiek systeem. ## 1\. Structuuraspecten van de materie ### 2.1 Zuivere stof – moleculen en atomen Een zuivere stof wordt gekenmerkt door specifieke fysische en chemische eigenschappen. Het is een verzameling van dezelfde deeltjes die deze eigenschappen dragen. Deze deeltjes kunnen atomen zijn, zoals bij edelgassen, voorgesteld door hun chemisch symbool. Meestal bestaat een zuivere stof uit moleculen, die uit twee of meer onderling gebonden atomen bestaan; dit worden verbindingen genoemd en worden voorgesteld door hun molecuulformule [10](#page=10) [11](#page=11). #### Voorbeelden * Neongas: zuivere stof van Neon-atomen (Ne) [11](#page=11). * Gedestilleerd water: zuivere stof van watermoleculen (H₂O), bestaande uit 2 waterstofatomen (H) en 1 zuurstofatoom (O) [11](#page=11). ### 2.2 Enkelvoudige stof – Samengestelde stof #### 2.2.1 Enkelvoudige stof Een zuivere stof waarvan de molecule uit slechts één atoomsoort bestaat, noemt men een enkelvoudige stof [12](#page=12). ##### Voorbeelden * Kwik (Hg) [12](#page=12). * Neon (Ne) [12](#page=12). * Waterstofgas (H₂) [12](#page=12). * Chloorgas (Cl₂) [12](#page=12). #### 2.2.2 Samengestelde stof Een zuivere stof waarvan de molecule uit twee of meer atoomsoorten bestaat, noemt men een samengestelde stof [12](#page=12). ##### Voorbeelden * Water (H₂O) [12](#page=12). * Zwavelzuur (H₂SO₄) [12](#page=12). #### 2.2.3 Opmerkingen * **Zuivere stof versus mengsel:** Een mengsel is een verzameling van twee of meer zuivere stoffen. Het scheiden van zuivere stoffen uit een mengsel is een fundamentele bewerking in de chemie [13](#page=13). * **Voorbeeld:** Lucht is een mengsel van stikstof (N₂), zuurstof (O₂), edelgassen, koolstofdioxide (CO₂) en water (H₂O) [13](#page=13). * **Enkelvoudige stof versus element:** "Element" is een synoniem voor "atoomsoort" en wordt niet gebruikt om een stof aan te duiden [13](#page=13). * **Isotopen:** Van een element kunnen meerdere variëteiten bestaan, genaamd isotopen. Deze krijgen dezelfde plaats in het periodiek systeem [13](#page=13). ### 2.3 Atomen en moleculen #### 2.3.1 Samenstelling van een atoom Het atoom is oorspronkelijk gedefinieerd als het kleinste, ondeelbare deeltje van een stof. Moderne modellen beschrijven het atoom als een kern met daaromheen een elektronenwolk [14](#page=14). * **Kern:** Bevat kerndeeltjes of nucleonen, namelijk protonen en neutronen [14](#page=14). * **Elektronenwolk:** Bevat elektronen die rond de kern bewegen [14](#page=14). ##### Subatomaire deeltjes DeeltjeSymboolLading (e.l.e.)Massa (u)Massa (u) afgerondElektron$e$\-10,00050Proton$p$+11,00731Neutron$n$01,00871 * Een atoom is elektrisch neutraal; het aantal protonen is gelijk aan het aantal elektronen [15](#page=15). * De eenheidslading is de lading van één elektron ($1 \\text{ e.l.e.}$) [15](#page=15). * De massa van een atoom bevindt zich voornamelijk in de kern [16](#page=16). * De atomaire massa-eenheid (u) is gedefinieerd als 1/12 van de massa van een koolstofatoom met 12 nucleonen [16](#page=16). * $1 \\text{ u} = \\frac{1}{12} \\cdot \\text{massa } ^{12}\\text{C} = 1,66 \\times 10^{-24} \\text{ g}$ [16](#page=16). > **Tip:** Maak een overzichtsschema van de subatomaire deeltjes met hun afkorting, lading en massa. #### 2.3.2 Atoomnummer Z en massagetal A Het periodiek systeem van de elementen (PSE) is een geordende tabel van atoomsoorten, ook wel elementen genoemd [16](#page=16) [20](#page=20). * **Atoomnummer (Z):** Het aantal protonen in de kern van een atoom. Dit bepaalt welk element het is. Het wordt voor en onder het chemisch symbool geplaatst (bv. $^8\\text{O}$) [20](#page=20). * **Aantal neutronen (N):** Niet vastgelegd voor een element [20](#page=20). * **Massagetal (A):** De som van het aantal protonen en neutronen ($A = Z + N$). Het wordt voor en boven het chemisch symbool geplaatst (bv. $^{16}\\text{O}$) [20](#page=20). > **Belangrijke informatie:** Een atoom wordt gekenmerkt door een welbepaald aantal protonen en neutronen in de kern, dit wordt een nuclide genoemd [20](#page=20). **Algemeen:** $^A\_Z\\text{X}$, met $A = Z + N$ [20](#page=20). ##### Voorbeelden * Heliumatoom ($^4\_2\\text{He}$ of $^4\\text{He}$): 2 protonen, 2 neutronen, 2 elektronen [21](#page=21). * Koolstofatoom ($^{12}\_6\\text{C}$ of $^{12}\\text{C}$): 6 protonen, 6 neutronen, 6 elektronen [21](#page=21). #### 2.3.3 Isotopen Isotopen zijn atomen van hetzelfde element die verschillen in het aantal neutronen. Ze hebben dezelfde chemische eigenschappen, maar kleine verschillen in fysische eigenschappen. Isotopen kunnen stabiel of radioactief zijn [23](#page=23). ##### Voorbeeld Van waterstof (H) zijn er drie isotopen: * Waterstof-1 (Protium): $^1\_1\\text{H}$ [23](#page=23). * Waterstof-2 (Deuterium, D): $^2\_1\\text{H}$ of D [23](#page=23). * Waterstof-3 (Tritium, T): $^3\_1\\text{H}$ of T [23](#page=23). #### 2.3.4 Relatieve atoommassa (RAM) * **Werkelijke atoommassa:** De absolute massa van een specifiek atoom. Bijvoorbeeld, koolstof-12 heeft een massa van 12 u [25](#page=25). * **Relatieve atoommassa (RAM) van een nuclide:** Een dimensieloos getal dat aangeeft hoe vaak de massa van dat atoom groter is dan de eenheid u. Dit is gelijk aan het massagetal [26](#page=26). * **Werkelijke atoommassa van een element:** De gemiddelde absolute massa van de atomen van dat element, rekening houdend met de natuurlijke abundantie van zijn isotopen [26](#page=26). * **Relatieve atoommassa (RAM) van een element:** Het dimensieloze getal dat in het periodiek systeem wordt vermeld. Het is de gemiddelde relatieve massa van de atomen van het element. * **Berekening voorbeeld chloor:** $(0,7553 \\times 35) + (0,2447 \\times 37) = 35,5 \\text{ u}$ [26](#page=26). * RAM(S) = 32,06 [26](#page=26). #### 2.3.5 Relatieve molecuulmassa (RMM) De relatieve molecuulmassa (RMM) is een dimensieloos getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een "gemiddelde" molecule groter is dan de eenheid u. Het wordt berekend door de relatieve atoommassa's van alle atomen in de molecule op te tellen [27](#page=27). * RMM = $\\sum$ RAM [27](#page=27). ##### Voorbeeld * RMM(H₂O) = $2 \\times \\text{RAM(H)} + 1 \\times \\text{RAM(O)} = (2 \\times 1) + (1 \\times 16) = 18$ [27](#page=27). #### 2.3.6 Mol – molaire massa * **De mol:** Een hoeveelheid stof die overeenkomt met $6,02 \\times 10^{23}$ specifieke deeltjes. Dit aantal is het getal van Avogadro ($N\_A$) [28](#page=28). * $N\_A = 6,02 \\times 10^{23} \\text{ deeltjes/mol}$ [28](#page=28). * **Molaire massa (M):** Het aantal gram dat één mol van een stof bevat. De eenheid is g/mol [29](#page=29). * De molaire massa (in g/mol) is numeriek gelijk aan de relatieve molecuulmassa (dimensieloos) [29](#page=29). * Formule: $n = \\frac{m}{M}$, waarbij $n$ de hoeveelheid stof in mol is, $m$ de massa in gram is, en $M$ de molaire massa in g/mol is [29](#page=29). * Formule: $n = \\text{molariteit} \\times \\text{volume (l)}$ [29](#page=29). ##### Voorbeelden * Molaire massa van waterstofsulfide (H₂S): RMM(H₂S) = $2 \\times \\text{RAM(H)} + 1 \\times \\text{RAM(S)} = (2 \\times 1) + (1 \\times 32,06) = 34,06$. Dus M(H₂S) = 34,06 g/mol [29](#page=29). * Molaire massa van kwik (Hg): RAM(Hg) = 200,6. Dus M(Hg) = 200,6 g/mol [30](#page=30). #### 2.3.7 Molecuulformules Een molecuulformule geeft de aard en het aantal samenstellende atomen van een molecule weer. Meestal wordt het meest metallische element vooraan geplaatst. Indices rechts onder het symbool geven het aantal atomen van dat element aan [30](#page=30). ##### Voorbeelden * Natriumchloride (NaCl) [30](#page=30). * Natriumfosfaat (Na₃PO₄) [30](#page=30). * Calciumhydroxide (Ca(OH)₂) [30](#page=30). * Calciumfosfaat (Ca₃(PO₄)₂) [30](#page=30). > **Berekening RMM van Ca(OH)₂:** $1 \\times \\text{RAM(Ca)} + 2 \\times \\text{RAM(O)} + 2 \\times \\text{RAM(H)} = 1 \\times 40 + 2 \\times 16 + 2 \\times 1 = 40 + 32 + 2 = 74$. Molaire massa is 74 g/mol [31](#page=31). ### 2.5 Elektronen in schillen en orbitalen #### 2.5.1 De moderne atoomtheorie De moderne atoomtheorie, gebaseerd op het werk van Schrödinger en Heisenberg, beschrijft elektronen in termen van waarschijnlijkheidsverdelingen (orbitalen) [35](#page=35). * **Onzekerheidsbeginsel van Heisenberg:** Het is onmogelijk om tegelijkertijd de exacte plaats en snelheid van een deeltje te kennen [35](#page=35). * **Orbitaal:** Een ruimtelijk gebied waarbinnen een elektron 90% van de tijd verblijft [35](#page=35). ##### Kwantumgetallen De toestand van een elektron in een atoom wordt beschreven door vier kwantumgetallen: #### 2.5.1.1 Het hoofdkwantumgetal (n) * Bepaalt de energieniveaus en de gemiddelde afstand van het elektron tot de kern [35](#page=35). * Neemt gehele waarden aan: $n = 1, 2, 3, \\dots, 7$ [35](#page=35). * Hogere $n$ betekent hogere energie en grotere afstand tot de kern. #### 2.5.1.2 Het nevenkwantumgetal (l) * Bepaalt de vorm van de orbitaal en onderscheidt subniveaus binnen een schil [36](#page=36). * Is afhankelijk van $n$: $l = 0, 1, 2, \\dots, (n-1)$. * $l=0$: s-orbitaal (bolvormig) [36](#page=36). * $l=1$: p-orbitaal (haltervormig) [36](#page=36). * $l=2$: d-orbitalen. * $l=3$: f-orbitalen. * Energievolgorde orbitalen: $E\_s < E\_p < E\_d < E\_f$ [37](#page=37). #### 2.5.1.3 Het magnetisch kwantumgetal (m$\_{l}$) * Bepaalt de oriëntatie van de orbitaal in de ruimte ten opzichte van een willekeurige richting [38](#page=38). * Is afhankelijk van $l$: $m\_l = +l, +l-1, \\dots, 0, \\dots, -l+1, -l$. * Voor $l=0$ (s-orbitaal) is er slechts één waarde: $m\_l = 0$. * Voor $l=1$ (p-orbitalen) zijn er drie waarden: $m\_l = +1, 0, -1$, wat overeenkomt met drie p-orbitalen (p$\_x$, p$\_y$, p$\_z$) [38](#page=38). #### 2.5.1.4 Het spinkwantumgetal (m$\_{s}$) * Beschrijft de intrinsieke draaiing van het elektron om zijn eigen as [40](#page=40). * Kan slechts twee waarden aannemen: $+\\frac{1}{2}$ of $-\\frac{1}{2}$ [40](#page=40). * Twee elektronen met dezelfde spin worden aangeduid met pijltjes in dezelfde richting: $\\uparrow \\uparrow$. * Twee elektronen met tegengestelde spin: $\\uparrow \\downarrow$. #### 2.5.1.5 Uitsluitingsprincipes van Pauli * Nooit twee elektronen in hetzelfde atoom met dezelfde waarden voor alle vier de kwantumgetallen [41](#page=41). * Eenzelfde orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, en deze moeten tegengestelde spins hebben [42](#page=42). * Twee elektronen in een orbitaal worden een elektronenpaar of doublet genoemd [42](#page=42). * Een elektron dat alleen een orbitaal inneemt, is een ongepaard elektron [42](#page=42). #### 2.5.2 Elektronenconfiguratie De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van alle elektronen in een atoom over de orbitalen [42](#page=42). * **Regel van de minimale energie:** Elektronen vullen de orbitalen met de laagste energie eerst op [42](#page=42). * **Diagonaalregel:** Beschrijft de volgorde van opvulling van orbitalen gebaseerd op energieniveaus. De volgorde is: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.. [43](#page=43). * **Regel van Hund:** In een subniveau met gelijksoortige orbitalen bezetten elektronen eerst zoveel mogelijk aparte orbitalen met dezelfde spin [44](#page=44). * Voorbeeld opvulling 3p orbitalen met 3 elektronen: $\\uparrow \\uparrow \\uparrow$ met $m\_s = +\\frac{1}{2}$ voor elk [44](#page=44). ##### Voorstelling elektronenconfiguraties De bezette orbitalen worden na elkaar geschreven volgens toenemende energie, met het aantal elektronen als exponent. * Bv. koolstof (C, Z=6): 1s²2s²2p² [42](#page=42). * Bv. zuurstof (O, Z=8): 1s²2s²2p⁴. De laatste orbitalen: 2p⁴: $\\uparrow \\downarrow \\uparrow \\uparrow$ [46](#page=46). * Bv. calcium (Ca, Z=20): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² [46](#page=46). * **Vereenvoudigde schrijfwijze:** Gebruikmakend van het symbool van het edelgas dat het dichtst bij het element ligt. * O (Z=8): (He)2s²2p⁴ [46](#page=46). * Ca (Z=20): (Ar)4s² [46](#page=46). * Bij het schrijven van de vereenvoudigde elektronenconfiguratie worden de orbitalen na het edelgas symbool geordend volgens stijgend hoofdkwantumgetal [47](#page=47). * Vanadium (V, Z=23): (Ar)3d³4s² [47](#page=47). > **Studeeraanwijzing:** Na het toepassen van de diagonaalregel, schrijf de orbitalen altijd volgens stijgend energieniveau om fouten bij het maken van ionen te voorkomen [47](#page=47). #### 2.5.3 Inversie Speciale elektronenconfiguraties waarbij een half- of volledig gevuld d- of f-niveau wordt verkregen door elektronen uit het s-orbitaal van de hogere schil te nemen. Dit komt voor bij Cr, Mo, Cu, Ag, Au [48](#page=48). * Koper (Cu): Normaal: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹ of (Ar)3d⁹4s² [48](#page=48). * Koper (Cu) na inversie: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰ of (Ar)3d¹⁰4s¹ [48](#page=48). #### 2.6 Elektronenconfiguratie en periodiek systeem Het periodiek systeem is ingedeeld in s-, p-, d- en f-blokken, afhankelijk van welk orbitaal het laatste elektron wordt ingevuld volgens de diagonaalregel [48](#page=48). * **Hoofdgroepelementen:** Het s- en p-blok [49](#page=49). * **Periodes:** Horizontale rijen in het PSE [49](#page=49). * **Groepen:** Verticale kolommen in het PSE [49](#page=49). * **Valentie-elektronen:** Elektronen in de buitenste opgevulde schil die de chemische eigenschappen bepalen [49](#page=49). * **Groepsnummer (A-groepen):** Komt overeen met het aantal valentie-elektronen [49](#page=49). * **Periodenummer:** Komt overeen met het aantal schillen met elektronen [49](#page=49). ##### Groepen in het periodiek systeem * Ia: alkalimetalen * IIa: aardalkalimetalen * IIIa: boorgroep * IVa: koolstofgroep * Va: stikstofgroep * VIa: zuurstofgroep (chalcogenen) * VIIa: halogenen * O (VIIIa): edelgassen (behalve He, 8 valentie-elektronen; He, 2 valentie-elektronen). Deze elementen zijn inert en bezitten de stabiele octetconfiguratie [50](#page=50). * * * # De chemische binding Dit hoofdstuk verkent de fundamentele manieren waarop atomen aan elkaar gebonden zijn, wat leidt tot de vorming van moleculen en verbindingen met uiteenlopende eigenschappen. Er worden drie primaire soorten chemische bindingen besproken: de ionbinding, de covalente binding en de metaalbinding. Deze bindingen zijn cruciaal voor het begrijpen van de structuur, eigenschappen en reactiviteit van chemische substanties [54](#page=54) [55](#page=55). ### 3.1 De ionbinding #### 3.1.1 Voorkomen en kenmerken van een ionbinding Een ionbinding ontstaat wanneer atomen elektronen overdragen om een stabiele edelgasconfiguratie te bereiken, resulterend in de vorming van ionen. Metalen, met hun neiging om elektronen af te staan, vormen positieve ionen (kationen). Bijvoorbeeld, natrium kan een elektron afstaan om Na+ te vormen. Magnesium kan twee elektronen afstaan om Mg2+ te vormen en aluminium kan drie elektronen afstaan om Al3+ te vormen. Niet-metalen, daarentegen, nemen elektronen op om negatieve ionen (anionen) te vormen. Zo neemt chloor een elektron op om Cl- te vormen en zuurstof neemt twee elektronen op om O2- te vormen. Deze tegengesteld geladen ionen trekken elkaar vervolgens aan, wat leidt tot de ionbinding [55](#page=55) [56](#page=56). #### 3.1.2 Definitie van een ionverbinding Een ionverbinding is een chemische stof die is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen die samengehouden worden door sterke elektrostatische aantrekkingskrachten. Deze verbindingen kunnen ontstaan door de reactie van metalen (elektronendonors) met niet-metalen (elektronenacceptors). De vorming van natriumchloride (NaCl) is een klassiek voorbeeld, waarbij natrium elektronen afstaat en chloor deze opneemt [57](#page=57). #### 3.1.3 Schrijven van ionbindingen Het correct benoemen en schrijven van de formules van ionverbindingen vereist kennis van de meest voorkomende ionen, zowel enkelvoudige als polyatomische ionen. Tabel 9a toont anionen en negatief geladen polyatomische ionen, terwijl Tabel 9b kationen en positief geladen polyatomische ionen weergeeft (#page=59, page=60). Bij het schrijven van ionverbindingen moet ervoor gezorgd worden dat de totale lading van de ionen nul is, wat vaak leidt tot het gebruik van indexen in de formule. Indien een iongroep een index nodig heeft, wordt deze tussen haakjes geplaatst. De naamgeving van ionverbindingen volgt een patroon waarbij de naam van het kation wordt gevolgd door de naam van het anion, zonder de "-ion" uitgang. Soms worden numerieke voorvoegsels gebruikt om het aantal van elk ion aan te geven, vooral wanneer er meerdere oxidatietoestanden mogelijk zijn voor een kation [58](#page=58) [59](#page=59) [60](#page=60) [61](#page=61) [62](#page=62). #### 3.1.4 Stoichiometrische of samengestelde namen De naamgeving van binaire verbindingen en heteropolyatomische verbindingen omvat het noemen van het kation gevolgd door het anion, waarbij de "-ion" uitgang wordt weggelaten. Voor verbindingen waar het kation meerdere ladingen kan hebben, wordt de lading vaak aangegeven met een Romeins cijfer (oxidatiegetal) of numerieke voorvoegsels. Tabel 10 geeft een overzicht van numerieke voorvoegsels zoals 'mono-', 'di-', 'tri-', enzovoort [61](#page=61) [62](#page=62). #### 3.1.5 Mechanisme van de vorming van een ionbinding Bij de vorming van positieve ionen worden elektronen verwijderd uit het orbitaal met de hoogste energie, meestal in de buitenste schil van het atoom. Bij de vorming van ionen verandert het aantal elektronen, maar het aantal protonen in de kern blijft gelijk [66](#page=66). ### 3.2 De covalente binding #### 3.2.1 σ-binding bij covalente bindingen Bij een covalente binding worden elektronen gedeeld tussen atoomkernen, wat leidt tot de vorming van moleculen. Wanneer atomaire orbitalen van twee atomen overlappen, ontstaat een moleculaire orbitaal met een verhoogde elektrondichtheid tussen de kernen. Als deze moleculaire orbitaal een cilindrische symmetrie vertoont rond de bindingsas, wordt dit een $\\sigma$\-moleculeorbitaal genoemd en de binding een $\\sigma$\-binding. Zowel s- als p-orbitalen kunnen overlappen om $\\sigma$\-bindingen te vormen (#page=68, page=69) [67](#page=67) [68](#page=68) [69](#page=69). #### 3.2.2 Eenvoudige voorstelling van covalente bindingen Covalente bindingen kunnen worden voorgesteld met Lewisstructuren, waarbij atoomssymbolen worden omringd door stippen of streepjes die ongepaarde en gepaarde elektronen voorstellen. Een streepje tussen twee atomen symboliseert een covalente binding (een gedeeld elektronenpaar). Er kunnen ook dubbele en drievoudige bindingen voorkomen, die worden voorgesteld door meerdere streepjes tussen de atomen [69](#page=69) [70](#page=70). #### 3.2.3 Soorten covalente bindingen Een \_normale covalente binding ontstaat wanneer twee atomen elk een elektron bijdragen aan een gedeeld elektronenpaar (#page=70, page=71). Een \_datieve of coördinatief covalente binding (ook donor-acceptor binding genoemd) treedt op wanneer één atoom een volledig gevuld elektronenpaar ter beschikking stelt aan een ander atoom dat een lege atoomorbitaal heeft. Dit gebeurt nadat de andere onvolledige orbitalen normale covalente bindingen hebben gevormd [70](#page=70) [71](#page=71). #### 3.2.4 Formele lading De \_formele lading is een concept dat wordt gebruikt om de verdeling van elektronen in een Lewisstructuur te beschrijven. Het vertegenwoordigt de hypothetische lading die aan een atoom wordt toegekend als alle bindingselektronen gelijkmatig tussen de atomen worden verdeeld. De formule voor formele lading is [71](#page=71): $$ \\text{formele lading} = (\\text{groepsnummer}) - (\\text{aantal bindingen}) - (\\text{vrije e}^-) $$. De som van de formele ladingen in een molecule is nul, en in een ion is de som gelijk aan de lading van het ion [72](#page=72). #### 3.2.5 Bepaling van de Lewisformule Het opstellen van een Lewisstructuur omvat de volgende stappen: 1. **Valentie-elektronen bepalen:** Tel het totale aantal valentie-elektronen van alle atomen in de structuur. Voor negatieve ionen tel je de lading op, voor positieve ionen trek je de lading af [72](#page=72). 2. **Octetstructuur:** Bepaal het aantal elektronen dat nodig is om elk atoom (behalve waterstof, dat er twee nodig heeft) de octetstructuur te laten bereiken [72](#page=72). 3. **Aantal bindingselektronen:** Bereken het verschil tussen het aantal elektronen nodig voor de octetstructuur en het aantal beschikbare valentie-elektronen [73](#page=73). 4. **Aantal covalente bindingen:** Deel het aantal bindingselektronen door twee [73](#page=73). 5. **Structuur opzetten:** Plaats de atoomssymbolen en identificeer het centrale atoom (meestal het minst elektronegatiieve, behalve waterstof) [73](#page=73). 6. **Covalente bindingen tekenen:** Teken de berekende covalente bindingen als streepjes. Indien nodig, vorm dubbele of drievoudige bindingen [73](#page=73). 7. **Niet-gedeelde elektronen plaatsen:** Vul de resterende elektronen als vrije elektronenparen aan zodat elk atoom de octetstructuur bereikt [73](#page=73). 8. **Formele ladingen aangeven:** Bereken en geef de formele ladingen aan op de betreffende atomen [73](#page=73). De meest stabiele Lewisstructuur heeft minimale formele ladingen en plaatst negatieve ladingen op de meest elektronegatieve atomen [73](#page=73). #### 3.2.6 Resonantie (mesomerie) Resonantie, ook wel mesomerie genoemd, treedt op wanneer een molecule niet eenduidig met één Lewisstructuur kan worden beschreven. In werkelijkheid zijn de elektronen gedelokaliseerd over meerdere atomen, wat resulteert in een structuur die een gemiddelde is van verschillende grensstructuren (hybriden). Dit wordt gesymboliseerd door dubbelpuntige pijlen tussen de grensstructuren [76](#page=76) [77](#page=77). #### 3.2.7 Elektronegativiteit EN - Polariteit van covalente bindingen ##### 3.2.7.1 Het begrip elektronegativiteit Elektronegativiteit (EN) is een maat voor het vermogen van een atoom in een molecule om de elektronen van een covalente binding naar zich toe te trekken. Een hogere elektronegativiteit betekent een grotere affiniteit voor bindingsselektronen. De elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts in een periode en van onder naar boven in een groep van het periodiek systeem. Metalen hebben over het algemeen een lage elektronegativiteit, terwijl niet-metalen (met uitzondering van edelgassen) een hoge elektronegativiteit hebben [78](#page=78) [79](#page=79) [80](#page=80). ##### 3.2.7.2 Polariteit van bindingen De polariteit van een covalente binding wordt bepaald door het verschil in elektronegativiteit tussen de twee gebonden atomen. Een groot elektronegativiteitsverschil resulteert in een polaire binding, waarbij de elektronenwolk scheef getrokken wordt naar het meest elektronegatieve atoom (aangeduid met $\\delta^-$), terwijl het minder elektronegatieve atoom een partiële positieve lading krijgt ($\\delta^+$) (#page=78, page=81). Een zuivere covalente binding treedt op tussen identieke atomen (ΔEN = 0). Een verschil in elektronegativiteit van 1,7 wordt beschouwd als 50% ionair. Bindingen met een ΔEN groter dan 1,7 worden over het algemeen als ionair beschouwd [78](#page=78) [81](#page=81) [82](#page=82). #### 3.2.8 Het oxidatiegetal (O.G.) Het oxidatiegetal is een fictieve lading die aan een atoom wordt toegekend op basis van de aanname dat bindingselektronen naar het meest elektronegatieve atoom verschuiven. In binaire ionverbindingen is het oxidatiegetal gelijk aan de lading van het ion. Voor covalente verbindingen wordt het oxidatiegetal bepaald aan de hand van de Lewisstructuur en de elektronegativiteit van de gebonden atomen. De som van de oxidatiegetallen in een molecule is nul, en in een ion is deze gelijk aan de lading van het ion. Enkelvoudige stoffen hebben een oxidatiegetal van nul. Het oxidatiegetal van waterstof is meestal +I, en dat van zuurstof meestal -II [82](#page=82) [83](#page=83) [84](#page=84). #### 3.2.9 Bindingsenergie en bindingslengte Bindingsenergie is de energie die nodig is om een mol bindingen te breken, en bindingslengte is de afstand tussen de kernen van gebonden atomen. Een hogere bindingsenergie correleert met een sterkere en kortere binding. Meervoudige bindingen zijn doorgaans sterker en korter dan enkelvoudige bindingen (bv. C-C, C=C, C≡C) (#page=84, page=85) [84](#page=84) [85](#page=85). #### 3.2.10 De V.S.E.P.R.-theorie De VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) theorie wordt gebruikt om de ruimtelijke structuur van moleculen en ionen te voorspellen. Deze theorie is gebaseerd op het principe dat elektronenparen in de valentie-schil elkaar afstoten en zich zo ver mogelijk van elkaar plaatsen. Zowel bindende als niet-bindende (vrije) elektronenparen bepalen de geometrie van de molecule. De theorie classificeert moleculen op basis van het aantal centrale atomen (A), het aantal liganden (X) en het aantal vrije elektronenparen (E), wat leidt tot structuren zoals lineair (AX2), trigonaal planair (AX3), tetraëder (AX4), trigonaal bipiramidaal (AX5) en octaëder (AX6) (#page=85, page=86, page=87) [85](#page=85) [86](#page=86) [87](#page=87). #### 3.2.11 Hybridisatie Hybridisatie is het concept waarbij atoomorbitalen (s- en p-orbitalen) mengen om nieuwe, equivalente hybride-orbitalen te vormen die een optimale overlap mogelijk maken bij de vorming van covalente bindingen. De belangrijkste hybride-orbitalen zijn [88](#page=88): * **sp-hybridisatie:** Een s-orbitaal mengt met één p-orbitaal om twee sp-hybride-orbitalen te vormen, gericht onder een hoek van 180° (lineair) (#page=89, page=90) [89](#page=89) [90](#page=90). * **sp²-hybridisatie:** Een s-orbitaal mengt met twee p-orbitalen om drie sp²-hybride-orbitalen te vormen, gericht onder hoeken van 120° (trigonale planariteit) [91](#page=91). * **sp³-hybridisatie:** Een s-orbitaal mengt met drie p-orbitalen om vier sp³-hybride-orbitalen te vormen, gericht naar de hoekpunten van een tetraëder (ongeveer 109.5°) (#page=92, page=93) [92](#page=92) [93](#page=93). Hybride-orbitalen kunnen zowel bezet zijn met elektronenparen als met ongepaarde elektronen [94](#page=94). #### 3.2.12 Polariteit van covalente moleculen De polariteit van een molecule is een gevolg van de aanwezigheid van polaire bindingen en de geometrie van de molecule. Diatomische moleculen met verschillende atomen zijn altijd polair. Moleculen met meer dan twee atomen kunnen polair of apolair zijn, afhankelijk van of de individuele bindingdipolen elkaar opheffen door symmetrie (#page=95, page=96, page=97). Een symmetrische molecuul met polaire bindingen is apolair (bv. BeF2, CCl4) (#page=96, page=97), terwijl een asymmetrische molecule met polaire bindingen polair is (bv. H2O, CHCl3) (#page=96, page=97) [95](#page=95) [96](#page=96) [97](#page=97). ### 3.3 Metaalbinding Een metaalbinding kenmerkt de binding in metalen, waarbij metaalionen worden samengehouden door een "zee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen (#page=55, page=99). Deze elektronen zijn niet gebonden aan specifieke atomen, maar bewegen vrij door het gehele metaalrooster. De sterkte van de metaalbinding hangt af van het aantal valentie-elektronen en de aantrekkingskracht van de atoomkernen op deze elektronen. Metalen vertonen eigenschappen zoals metaalglans, goede geleidbaarheid voor warmte en elektriciteit, en vervormbaarheid door deze metaalbinding [100](#page=100) [55](#page=55) [99](#page=99). ### 3.4 Krachten en bindingen in en tussen moleculen #### 3.4.1 In een molecule: intramoleculaire krachten De krachten die atomen binnen een molecule samenhoudend zijn de \_intramoleculaire krachten. Dit zijn de sterke ionbindingen, covalente bindingen en metaalbindingen (#page=100, page=101) [100](#page=100) . #### 3.4.2 Tussen moleculen: intermoleculaire krachten Tussen moleculen onderling werken zwakkere \_intermoleculaire krachten. Deze zijn onderverdeeld in : 1. **London dispersiekrachten:** Deze zwakke krachten treden op tussen apolaire moleculen en zijn het gevolg van tijdelijke dipolen veroorzaakt door de beweging van elektronen (#page=101, page=102). Grotere moleculen met meer elektronen zijn gemakkelijker te polariseren en vertonen sterkere Londonkrachten . 2. **Dipoolkrachten (Keesomkrachten):** Polaire moleculen trekken elkaar aan via elektrostatische interacties tussen hun partiële positieve en negatieve polen (#page=101, page=102). De sterkte hiervan is afhankelijk van de polariteit van de molecule . 3. **Waterstofbruggen:** Dit zijn sterkere dipoolkrachten die optreden wanneer waterstof gebonden is aan een klein, sterk elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) (#page=101, page=102). Het partiële positief geladen waterstofatoom wordt aangetrokken tot het vrije elektronenpaar van het elektronegatieve atoom van een naburige molecule. Waterstofbruggen spelen een belangrijke rol bij de hoge kookpunten van stoffen zoals water, ammoniak en waterstoffluoride . Deze intermoleculaire krachten beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kookpunten en oplosbaarheid (#page=98, page=101, page=104) [98](#page=98). * * * # De chemische functies en eigenschappen van verbindingen Dit hoofdstuk behandelt de fundamentele chemische functies in de anorganische chemie: zuren, basen, zouten en oxiden, evenals belangrijke eigenschappen van verbindingen in water zoals elektrolyten en oplosbaarheid . ### 4.1 De zuurfunctie (zuren) Een zuur is een verbinding die protonen ($H^+$) kan afgeven in de aanwezigheid van een protonenacceptor. In water treedt de volgende reactie op, waarbij water fungeert als protonenacceptor en het oxoniumion ($H\_3O^+$) vormt : $HCl + H\_2O \\rightarrow H\_3O^+ + Cl^-$ #### 4.1.1 Binaire zuren Binaire zuren bestaan uit slechts twee soorten atomen: waterstof en een zuurrest zonder zuurstofatomen. De benaming volgt de kationnaam (waterstof) gevolgd door de anionnaam (zonder de '-ion' uitgang) . * Voorbeelden: $HF$ (waterstoffluoride), $HCl$ (waterstofchloride), $H\_2S$ (waterstofsulfide) . #### 4.1.2 Oxozuren of ternaire zuren Oxozuren bestaan uit drie atoomsoorten: waterstof, een niet-metaal (X) en zuurstof. Ze kunnen ook gezien worden als moleculen met één of meer $OH$\-groepen gebonden aan een niet-metaal, waarbij de waterstof gebonden is aan een zuurstofatoom . De benaming is gebaseerd op: 1. **Ingeborgde naam**: op basis van de elementnaam met de uitgang '-zuur' . * Voorbeelden: $H\_2SO\_4$ (zwavelzuur), $H\_3PO\_4$ (fosforzuur), $H\_2CO\_3$ (koolzuur), $HNO\_3$ (salpeterzuur) . 2. **Binaire type naam**: kationnaam (waterstof) + anionnaam (zonder '-ion' uitgang) . **Opmerkingen over naamgeving van oxozuren**: * Bij een lager oxidatiegetal van het centrale atoom wordt de uitgang '-zuur' vervangen door '-igzuur' (ingeborgde naam) of de uitgang '-aat' door '-iet' (binaire type naam) . * Bij een nog lager oxidatiegetal wordt het voorvoegsel 'hypo-' gebruikt . * Bij een hoger oxidatiegetal wordt het voorvoegsel 'per-' gebruikt . * Voorbeelden: $HClO$ (hypochlorigzuur), $HClO\_2$ (chlorigzuur), $HClO\_3$ (chloorzuur), $HClO\_4$ (perchloorzuur) . **Toepassingen van zuren**: * $HCl$ in de maag voor vertering . * $H\_2S$ vrijkomend bij afbraak van S-houdende verbindingen . * $HNO\_3$ en $H\_3PO\_4$ als grondstof voor meststoffen . * $H\_2SO\_4$ (zwavelzuur, accuzuur) in loodaccu's . * $HCN$ is zeer giftig . * $H\_3PO\_4$ in cola . * $H\_2CO\_3$ in bruisdranken . **Tabel 14: Lijst van belangrijke zuren en hun zuurresten** : ZuurAnionZuurAnion$H\_3BO\_3$boraat$H\_2CrO\_4$chromaat$H\_2CO\_3$carbonaat$H\_2Cr\_2O\_7$dichromaat$HNO\_3$nitraat$HClO\_4$perchloraat$HNO\_2$nitriet$HClO\_3$chloraat$H\_3PO\_4$(ortho)fosfaat$HClO\_2$chloriet$H\_2PHO\_3$fosfiet$HClO$hypochloriet$H\_2SO\_4$sulfaat$HBrO\_3$bromaat$H\_2S\_2O\_3$thiosulfaat$HIO\_3$jodaat$H\_2SO\_3$sulfiet$HMnO\_4$permanganaat$H\_2SeO\_4$selenaat ### 4.2 De basefunctie (basen) Basen zijn verbindingen die protonen kunnen opnemen in aanwezigheid van een protonendonor; ze zijn dus protonenacceptoren. De meest bekende basen zijn hydroxidebasen, die $OH^-$\-ionen kunnen afsplitsen . $NaOH \\rightarrow Na^+ + OH^-$ . #### 4.2.1 Hydroxidebasen Hydroxidebasen bestaan uit een metaalkation en één of meerdere $OH^-$\-ionen. De benaming bestaat uit de naam van het kation gevolgd door 'hydroxide' . * Voorbeelden: $NaOH$ (natriumhydroxide), $KOH$ (kaliumhydroxide), $Ba(OH)\_2$ (bariumhydroxide) . #### 4.2.2 Aminebasen Aminebasen bevatten een stikstofatoom dat een proton kan opnemen. Wanneer ammoniak ($NH\_3$) in water wordt opgelost, neemt een klein deel van de $NH\_3$\-moleculen een $H^+$ op van water, wat leidt tot de vorming van $NH\_4^+$ en $OH^-$ . $NH\_3 + H\_2O \\rightleftharpoons NH\_4^+ + OH^-$ . **Belangrijke informatie: zuren en basen** : * Een zuur is een protonendonor en veroorzaakt in waterig midden de vorming van $H\_3O^+$\-ionen . * Een base is een protonenacceptor en veroorzaakt in waterig midden de vorming van $OH^-$\-ionen . **Toepassingen van basen**: * $NaOH$ als ontstoppingsmiddel en voor afbijten van verf . * $NaOH$ of $KOH$ bij zeepbereiding . * $Ca(OH)\_2$ (gebluste kalk) voor bodemverbetering en in mortel . * $Al(OH)\_3$ als bindmiddel voor kleurstoffen en uitvlokkingsmiddel bij waterzuivering . * $NH\_3$ als bron van stikstof in meststoffen en als koelmiddel . ### 4.3 De zoutfunctie Zouten zijn ionverbindingen tussen een metaalion en een zuurrest-ion, waarbij de 'zure' waterstofatomen van een zuur vervangen zijn door een ander kation . * Voorbeelden: $KCl$ (kaliumchloride), $Na\_2SO\_4$ (natriumsulfaat), $Ca\_3(PO\_4)\_2$ (calciumfosfaat) . **Opmerking**: Zouten waarin niet alle 'zure' waterstofatomen vervangen zijn, worden 'zure' zouten genoemd . * Voorbeelden: $NaHSO\_4$ (natriumwaterstofsulfaat), $NaHCO\_3$ (natriumwaterstofcarbonaat) . **Toepassingen van zouten**: * Silicaten zijn een belangrijk deel van de aardkorst, zoals aluminiumsilicaat ($Al\_4(SiO\_4)\_3$) in klei . * Kunstmeststoffen bestaan vaak uit zouten (nitraat-, fosfaatverbindingen gecombineerd met kationen) . * Bakpoeder bevat $NaHCO\_3$, dat bij contact met water $CO\_2$ produceert . ### 4.4 Oxiden Oxiden zijn binaire verbindingen tussen een metaal (M) of niet-metaal (nM) en zuurstof . #### 4.4.1 Zure oxiden Zure oxiden, meestal gevormd met niet-metalen, zijn in water oplosbaar en vormen oxozuren. Ze worden daarom ook wel 'zuuranhydriden' genoemd . * Voorbeelden: $CO\_2 + H\_2O \\rightleftharpoons H\_2CO\_3$ $SO\_3 + H\_2O \\rightleftharpoons H\_2SO\_4$ $SO\_2 + H\_2O \\rightleftharpoons H\_2SO\_3$ . #### 4.4.2 Basische oxiden Basische oxiden zijn zuurstofverbindingen van metalen. Ze zijn meestal weinig oplosbaar in water, maar vormen dan de overeenkomstige hydroxidebasen. De splitsing van natriumoxide in water leidt tot de vorming van $OH^-$ ionen : $Na\_2O + H\_2O \\rightarrow 2 Na^+ + 2 OH^-$ . * Voorbeelden: $Na\_2O$ (natriumoxide), $MgO$ (magnesiumoxide), $CaO$ (calciumoxide) . Basische oxiden lossen wel op in zuren . Een zuur oxide en een basisch oxide kunnen reageren tot een zout . * Voorbeeld: $Na\_2O + SO\_3 \\rightarrow Na\_2SO\_4$ . #### 4.4.3 Amfotere oxiden Amfotere oxiden en de overeenkomstige hydroxiden kunnen reageren als zuren in een basisch milieu en als basen in een zuur milieu . $Zn(OH)\_2$ kan ook geschreven worden als $H\_2ZnO\_2$ . Zinkoxide en zinkhydroxide gedragen zich als volgt: $ZnO + 2 HCl \\rightarrow ZnCl\_2 + H\_2O$ . $ZnO + 2 NaOH \\rightarrow Na\_2ZnO\_2 + H\_2O$ . $Zn(OH)\_2 + 2 HCl \\rightarrow ZnCl\_2 + 2 H\_2O$ . $H\_2ZnO\_2 + 2 NaOH \\rightarrow Na\_2ZnO\_2 + 2 H\_2O$ . Elementen die amfotere oxiden kunnen vormen zijn onder andere $Al$, $Pb$, $Cr$, $Zn$ . **Toepassingen van oxiden**: * Zwaveldioxide ($SO\_2$) wordt gebruikt voor de conservering van rozijnen . * $SO\_2$, $CO\_2$, $N\_xO\_y$ uit verbranding van fossiele brandstoffen dragen bij aan zure regen . * $CO\_2$ zit in spuitwater en limonades . * Roestvorming resulteert in $Fe\_2O\_3$ . * $SiO\_2$ is een belangrijk bestanddeel van glas en zand . * Een laagje $Al\_2O\_3$ beschermt aluminium tegen verdere oxidatie . ### 4.5 Enkele belangrijke kenmerken van verbindingen Bepaalde stoffen splitsen in water in ionen. De meeste chemische verschijnselen vinden plaats in waterig milieu . #### 4.5.1 Sterke elektrolyten Sterke en zwakke elektrolyten geven aan in welke mate een verbinding in ionen splitst. Een sterk elektrolyt splitst (bijna) volledig in ionen; dit is een aflopende reactie . * Voorbeelden van sterke elektrolyten : * Sterke zuren: $HCl$, $HBr$, $HI$, $H\_2SO\_4$, $HNO\_3$, $HClO\_4$ . * Sterke basen: $NaOH$, $KOH$, $Ba(OH)\_2$, $Ca(OH)\_2$ . * Zouten: nagenoeg alle zouten, inclusief weinig oplosbare zouten, dissociëren volledig in het deel dat oplost . #### 4.5.2 Zwakke elektrolyten Bij zwakke elektrolyten dissociëren slechts weinig opgeloste moleculen in ionen; de vorming in ionen is onvolledig. De dissociatie wordt gekenmerkt door een dynamisch evenwicht (aangegeven met $\\rightleftharpoons$) . * Voorbeelden van zwakke elektrolyten : * Zwakke zuren: $H\_2CO\_3$, $H\_3PO\_4$, $HCN$, $HF$, $HNO\_2$, $H\_2S$, $CH\_3COOH$ (azijnzuur) . * Zwakke basen: $NH\_3$ . **Toepassing**: Elektrolyten geleiden elektrische stroom wanneer ze in water zijn opgelost . #### 4.5.3 De oplosbaarheid van verbindingen De oplosbaarheid in water is een belangrijke eigenschap van chemische verbindingen. Weinig oplosbare stoffen vormen een neerslag in een verzadigde oplossing, hoewel er toch een beperkte hoeveelheid in ionen gesplitst is . **Goed oplosbaar**: * De meest voorkomende zuren en zure oxiden . * Alle $NO\_3^-$ . * Alle $Na^+$, $K^+$, $NH\_4^+$ . * Alle $Cl^-$, $Br^-$, $I^-$ (uitgezonderd $Ag^+$, $Pb^{2+}$) . * Alle $SO\_4^{2-}$ (uitgezonderd $Ag^+$, $Pb^{2+}$, $Ca^{2+}$, $Ba^{2+}$) . **Zeer weinig oplosbaar**: * Alle $OH^-$ (uitgezonderd $NH\_4^+$, $Ia$, $Ca^{2+}$, $Ba^{2+}$) . * Alle $O^{2-}$ . * Alle $PO\_4^{3-}$ (uitgezonderd $NH\_4^+$, $Ia$) . * Alle $CO\_3^{2-}$ . * Alle $SO\_3^{2-}$ . * Alle $S^{2-}$ . Oplosbare sulfiden en anionen van andere zwakke zuren reageren met water : $S^{2-} + H\_2O \\rightarrow HS^- + OH^-$ . $CO\_3^{2-} + H\_2O \\rightarrow HCO\_3^- + OH^-$ . * * * # Stoichiometrie Dit hoofdstuk behandelt de kwantitatieve aspecten van chemische reacties, inclusief het balanceren van reactievergelijkingen, het uitdrukken en berekenen van concentraties, en berekeningen met reagentia in ondermaat en reacties in oplossing, zoals titraties . ### 5.1 Voorstelling van de chemische reactievergelijking Een chemische reactie is een proces waarbij bindingen tussen atomen verbroken en gevormd worden, wat resulteert in nieuwe stoffen met andere eigenschappen. Fysische processen veranderen enkel de cohesiekrachten tussen moleculen, zoals het smelten van ijs . Een reactievergelijking heeft zowel een kwalitatieve als een kwantitatieve betekenis. Kwalitatief geeft het de specifieke reagentia en reactieproducten aan. Kwantitatief drukt het de stoichiometrische verhoudingen uit, oftewel de hoeveelheden (in mol of aantal moleculen) van elk reagens dat verbruikt wordt . **Voorbeeld van kwantitatieve betekenis:** Voor de reactie $Na\_2CO\_3 + 2 HCl \\rightarrow 2 NaCl + CO\_2 + H\_2O$ betekent dit dat 1 mol $Na\_2CO\_3$ (106 g) reageert met 2 mol $HCl$ (73 g) tot vorming van 2 mol $NaCl$ (117 g), 1 mol $CO\_2$ (44 g) en 1 mol $H\_2O$ (18 g) . Voor gasvormige stoffen wordt de hoeveelheid vaak uitgedrukt in volume. Het molaire volume van een ideaal gas is 22,4 liter per mol onder normvoorwaarden (T = 273 K, P = 101300 Pa) . De formules van de reagentia staan in het linkerlid van de reactievergelijking, en die van de reactieproducten in het rechterlid. Het aantal atomen van elke soort blijft gelijk aan weerszijden van de reactievergelijking. Dit wordt aangegeven met de eenvoudigste gehele voorgetallen, de stoichiometrische coëfficiënten . #### 5.1.1 Atoombalans-methode De stoichiometrische coëfficiënten kunnen bepaald worden met de atoombalans-methode, die gebaseerd is op het oplossen van een stelsel vergelijkingen voor elke atoomsoort . **Voorbeeld 1: Vorming van natriumcarbonaat**$CO\_2 + NaOH \\rightarrow Na\_2CO\_3 + H\_2O$ Met de atoombalans: $a CO\_2 + b NaOH \\rightarrow x Na\_2CO\_3 + y H\_2O$ * C-balans: $a = x$ * O-balans: $2a + b = 3x + y$ * Na-balans: $b = 2x$ * H-balans: $b = 2y$ Door $x=1$ te stellen, vinden we $a=1$, $b=2$, en $y=1$. De gebalanceerde vergelijking is: $CO\_2 + 2 NaOH \\rightarrow Na\_2CO\_3 + H\_2O$ . **Voorbeeld 2: Reactie van aluminiumhydroxide met zwavelzuur**$H\_2SO\_4 + Al(OH)\_3 \\rightarrow Al\_2(SO\_4)\_3 + H\_2O$ Met de atoombalans: $a H\_2SO\_4 + b Al(OH)\_3 \\rightarrow x Al\_2(SO\_4)\_3 + y H\_2O$ * Al-balans: $b = 2x$ * O-balans: $4a + 3b = 12x + y$ * H-balans: $2a + 3b = 2y$ * S-balans: $a = 3x$ Door $b=1$ te stellen, vinden we $x=1/2$, $a=3/2$, en $y=3$. Vermenigvuldiging met 2 geeft de kleinste gehele coëfficiënten: $b=2$, $x=1$, $a=3$, $y=6$. De gebalanceerde vergelijking is: $3 H\_2SO\_4 + 2 Al(OH)\_3 \\rightarrow Al\_2(SO\_4)\_3 + 6 H\_2O$ . > **Tip:** Bij eenvoudige reacties is het visueel aanpassen van coëfficiënten vaak voldoende. De atoombalansmethode is toepasbaar wanneer het aantal coëfficiënten niet meer is dan het aantal atoomsoorten plus één . > **Studeeraanwijzing:** Controleer altijd de atoombalans door de aantallen van elk element aan beide zijden van de reactievergelijking te tellen . ### 5.2 Uitdrukken van concentraties Omdat chemische reacties vaak in oplossing plaatsvinden, worden concentratiegrootheden gebruikt om de hoeveelheid stoffen aan te geven . **Definities:** * **Opgeloste stof:** De substantie die wordt opgelost . * **Oplosmiddel:** De substantie waarin wordt opgelost . * **Oplossing:** Het mengsel van opgeloste stof en oplosmiddel . Als het oplosmiddel niet gespecificeerd is, wordt water (H₂O) aangenomen . #### 5.2.1 Massa/volume procent Massa/volume procent (% m/v) geeft het aantal massa-eenheden opgeloste stof aan per 100 volume-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** 3% m/v NaCl betekent 3 g NaCl in 100 ml oplossing. Om dit te maken, weeg je 3 g NaCl af en vul je aan met water tot een totaal volume van 100 ml . #### 5.2.2 Molariteit Molariteit ($c\_n$) geeft het aantal mol opgeloste stof aan per liter oplossing . > **Voorbeeld:** Een oplossing van 0,5 mol/l NaOH bevat 0,5 mol NaOH per liter . **Formule om massa af te wegen voor een bepaalde concentratie:**$$m = c\_n \\cdot M \\cdot V$$ waarbij: * $m$ = massa af te wegen (g) * $c\_n$ = molariteit (mol/l) * $M$ = molaire massa (g/mol) * $V$ = volume (l) > **Voorbeeld:** Een oplossing van 0,5 mol/l NaOH (M = 40 g/mol) wordt aangemaakt door 20 g NaOH af te wegen en aan te vullen tot 1000 ml . **Formule voor molariteit:**$$c\_n = \\frac{m}{M \\cdot V} = \\frac{n}{V}$$ waarbij: * $c\_n$ = molariteit (mol/l) * $m$ = massa af te wegen (g) * $M$ = molaire massa (g/mol) * $V$ = volume (l) * $n$ = aantal mol (mol) > **Voorbeeld:** Een oplossing met 10,6 g $Na\_2CO\_3$ per liter heeft een molariteit van 0,1 mol/l . #### 5.2.3 Normaliteit Normaliteit (N) geeft het aantal gramequivalenten opgeloste stof aan per liter oplossing. Een gramequivalent is een eenheid van hoeveelheid stof, vergelijkbaar met de mol . **Formule voor normaliteit:**$$N = a \\cdot c\_n$$ waarbij: * $N$ = normaliteit (geq/l) * $a$ = aantal werkzame bestanddelen (geq/mol) * $c\_n$ = concentratie (molariteit) (mol/l) > **Voorbeeld:** 0,5 geq/l $H\_2SO\_4$ betekent 0,5 gramequivalent zwavelzuur per liter oplossing. Deze oplossing bevat 24,52 g $H\_2SO\_4$ en heeft 2 werkzame bestanddelen (equivalenten), dus een molariteit van 0,25 mol/l . **Gramequivalent in zuur-base reacties:** * **Zuur:** Het aantal mol van een zuur dat nodig is om 1 mol $H^+$ (of $H\_3O^+$) op te leveren bij volledige dissociatie . * 1 mol $HCl$ = 1 gramequivalent HCl . * 1 mol $H\_2CO\_3$ = 2 gramequivalenten $H\_2CO\_3$ . * 1 mol $HNO\_2$ = 1 gramequivalent $HNO\_2$ . * **Base:** Het aantal mol van een base dat nodig is om 1 mol $OH^-$ op te leveren bij volledige dissociatie . * 1 mol $NaOH$ = 1 gramequivalent NaOH . * 1 mol $NH\_3$ = 1 gramequivalent $NH\_3$ . * 1 mol $Ca(OH)\_2$ = 2 gramequivalenten $Ca(OH)\_2$ . #### 5.2.4 Massa/massa procent Massa/massa procent (% m/m) geeft aan hoeveel massa-eenheden opgeloste stof aanwezig zijn in 100 dezelfde massa-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** 5% m/m $KNO\_3$ betekent 5 g $KNO\_3$ in 100 g oplossing. Dit wordt gemaakt door 5 g $KNO\_3$ af te wegen en aan te vullen met water tot een totaal gewicht van 100 g . #### 5.2.5 Volume/volume procent Volume/volume procent (% v/v) geeft aan hoeveel volume-eenheden opgeloste stof aanwezig zijn in 100 zelfde volume-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** 6% v/v $CH\_3OH$ betekent 6 ml $CH\_3OH$ in 100 ml oplossing. Dit wordt gemaakt door 6 ml $CH\_3OH$ af te meten en aan te vullen met water tot 100 ml . ### 5.3 Stappenplan: kwantitatieve oefeningen bij reactievergelijking Bij kwantitatieve berekeningen is het essentieel om te onthouden dat de hoeveelheden 'mol' reageren volgens de voorgetallen in de reactievergelijking . **Stappenplan:** 1. **Stel de reactievergelijking op:** Zorg voor correct gebalanceerde gehele voorgetallen . 2. **Schrijf alle stoffen in mol:** Of in mol/l voor oplossingen. Berekeningen hiervoor kunnen nodig zijn . * Hoeveelheid stof $n$ (mol) $= \\frac{\\text{massa } m \\text{ (g)}}{\\text{molaire massa } M \\text{ (g/mol)}}$ * Hoeveelheid stof $n$ (mol) = molariteit $c\_n$ (mol/l) $\\cdot$ volume $V$ (l) 3. **Bepaal het aantal mol van de gevraagde stof:** * Noteer de 'voor'-hoeveelheid van elk reagens en product in mol of mol/l. * Werk in de 'tijdens'-stap met de juiste verhoudingen volgens de reactievergelijking, waarbij zoveel mogelijk reagens laat reageren. Reagentia worden afgetrokken (min-teken), producten opgeteld (plus-teken). * De 'na'-stap is de som van de 'voor'- en 'tijdens'-stappen, uitgedrukt in mol of mol/l . 4. **Bereken de gevraagde hoeveelheid:** Gebruik de berekende mol om de gevraagde eenheid (bv. in gram) te berekenen . > **Studeeraanwijzing:** Gebruik het stappenplan als hulpmiddel om oefeningen vlot te maken, niet om uit je hoofd te leren . ### 5.4 De kwantitatieve informatie van de reactievergelijking De reactievergelijking, met de stoichiometrische coëfficiënten, geeft aan hoeveel mol reagentia verbruikt worden om een bepaalde hoeveelheid reactieproducten te vormen. Deze verhoudingen kunnen worden omgezet naar grammen . **Voorbeeld:**$2 KClO\_3 \\rightarrow 2 KCl + 3 O\_2$ Dit betekent dat 2 mol $KClO\_3$ ontbindt tot 2 mol $KCl$ en 3 mol $O\_2$. Als er 0,22 mol $KClO\_3$ aanwezig is, wordt er 0,22 mol $KCl$ en 0,33 mol $O\_2$ gevormd . ### 5.5 Een reagens in ondermaat Als een reagens in ondermaat aanwezig is, wordt de hoeveelheid gevormd product berekend op basis van de hoeveelheid van dit beperkende reagens . **Voorbeeld:**$NH\_3 + HCl \\rightarrow NH\_4Cl$ 1 mol $NH\_3$ (17 g) reageert met 1 mol $HCl$ (36,5 g) tot 1 mol $NH\_4Cl$ (53,5 g). Als er 0,5 mol $NH\_3$ reageert met 1 mol $HCl$, wordt er slechts 0,5 mol $NH\_4Cl$ gevormd, en blijft er 0,5 mol $HCl$ over . > **Voorbeeld:** Bereken het aantal gram aspirine ($C\_9H\_8O\_4$) dat bereid kan worden uit 500 g salicylzuur ($C\_7H\_6O\_3$) en 1 kg azijnzuuranhydride ($C\_4H\_6O\_3$) met de reactie: $C\_7H\_6O\_3 + C\_4H\_6O\_3 \\rightarrow C\_9H\_8O\_4 + C\_2H\_4O\_2$ . ### 5.6 Reacties in oplossing Reacties in oplossing worden vaak uitgedrukt in concentratie-eenheden . **Voorbeeld:**$HCl + NaOH \\rightarrow NaCl + H\_2O$ 1 mol $NaOH$ reageert met 1 mol $HCl$. Als beide oplossingen 1 mol/l zijn, neutraliseren ze elkaar volledig . Een zuur en een base neutraliseren elkaar volledig wanneer het aantal gramequivalenten zuur gelijk is aan het aantal gramequivalenten base . **Formule voor neutralisatie (titraties):**$$a\_{\\text{zuur}} \\cdot c\_{n,\\text{zuur}} \\cdot V\_{\\text{zuur}} = a\_{\\text{base}} \\cdot c\_{n,\\text{base}} \\cdot V\_{\\text{base}}$$ waarbij: * $V\_{\\text{zuur}}$ = volume van het zuur (l) * $V\_{\\text{base}}$ = volume van de base (l) * $c\_{n,\\text{zuur}}$ = concentratie van het zuur (mol/l) * $c\_{n,\\text{base}}$ = concentratie van de base (mol/l) * $a\_{\\text{zuur}}$ = aantal werkzame bestanddelen (geq/mol) * $a\_{\\text{base}}$ = aantal werkzame bestanddelen (geq/mol) > **Voorbeeld:** Bij de reactie $1 H\_2CO\_3 + 2 NaOH \\rightarrow 1 Na\_2CO\_3 + 2 H\_2O$, neutraliseren 1 liter van een 1 mol/l $H\_2CO\_3$ oplossing (2 geq/l) en 2 liter van een 1 mol/l $NaOH$ oplossing (2 geq/l) elkaar volledig . ### 5.7 Oefeningen Dit gedeelte bevat diverse oefeningen met betrekking tot het berekenen van massa's, mol, molariteit, en reacties in ondermaat en oplossingen . ### 5.8 Overzicht Hoofdstuk 5 * **Reactievergelijking:** Reagentia $\\rightarrow$ reactieproducten. Evenwicht in atomen aan beide zijden, aangegeven met gehele stoichiometrische coëfficiënten . * **Concentratie-eenheden:** * Massa per volume: massa/volume procent (g/100 ml), molariteit (mol/l), normaliteit (geq/l) . * Massa per massa: massa/massa procent (g/100 g) . * Volume per volume: volume/volume procent (ml/100 ml) . * Molaire fracties . **Belangrijke formules:** * Massa afwegen: $m = c\_n \\cdot M \\cdot V$ . * Molariteit - Normaliteit: $N = c\_n \\cdot a$ . * Titraties: $c\_{n,\\text{zuur}} \\cdot a\_{\\text{zuur}} \\cdot V\_{\\text{zuur}} = c\_{n,\\text{base}} \\cdot a\_{\\text{base}} \\cdot V\_{\\text{base}}$ . * * * # De zuurtegraad (pH) Dit hoofdstuk behandelt het concept van pH, de zuurgraad van oplossingen, en hoe deze wordt berekend voor verschillende soorten oplossingen, inclusief bufferoplossingen . ### 6.1 pH van waterige oplossingen De zuurtegraad van een oplossing wordt uitgedrukt met de pH-schaal. Zuiver water is neutraal en heeft een pH van 7. Oplossingen met een pH kleiner dan 7 zijn zuur, en oplossingen met een pH groter dan 7 zijn basisch, met een bereik van 0 tot 14. Een zure oplossing bevat meer H₃O⁺-ionen, terwijl een basische oplossing meer OH⁻-ionen bevat . De pH is gebaseerd op de concentratie waterstofionen (H⁺), die in waterige oplossingen gebonden zijn aan watermoleculen en vaak worden geschreven als H₃O⁺-ionen. De concentratie wordt uitgedrukt in mol per liter, aangeduid als `[H₃O⁺]`. De 'potentie' (p) verwijst naar de negatieve logaritme van deze concentratie . De formules die hierbij horen zijn: * `pH = - log [H⁺]` . * `pOH = -log [OH⁻]` . * `pH + pOH = 14` . * `[H⁺. [OH⁻] = 10⁻¹⁴` (bij 25 °C) . Oplossing`[H⁺]` (mol/l)`[OH⁻]` (mol/l)pHpOHZuur> 10⁻⁷< 10⁻⁷< 7> 7Neutraal10⁻⁷10⁻⁷77Basisch< 10⁻⁷> 10⁻⁷> 7< 7 > **Tip:** Er zijn online simulaties beschikbaar die helpen bij het visualiseren van de eigenschappen van sterke en zwakke zuren en basen, wat kan bijdragen aan een beter begrip . De pH van een oplossing is van belang in diverse toepassingen, zoals bij voedselconservering, bodemanalyse, en waterzuivering . ### 6.2 pH van sterke zuren en basen #### 6.2.1 pH van een sterk zuur Sterke zuren dissociëren volledig in water. De concentratie H⁺-ionen die ontstaan, is gelijk aan de oorspronkelijke concentratie van het sterke zuur. Dit betekent dat `[H⁺] = c_z`, waarbij `c_z` de concentratie van het sterke zuur is . De formule voor de pH van een sterk zuur is: $$pH = - \\log c\_z$$ . > **Leertip:** Enkele voorbeelden van sterke zuren zijn HI, HBr, H₂SO₄, en HNO₃ . **Let op:** H₂SO₄ is een sterk zuur bij de eerste dissociatiestap. De gevormde HSO₄⁻ is een zwak zuur, maar de bijdrage aan de pH is verwaarloosbaar . **Voorbeeld:** Bereken de pH van een oplossing van 10⁻⁵ mol/l HCl. `pH = -log [H⁺] = -log [10⁻⁵ mol/l = 5` . #### 6.2.2 pH van een sterke base Voor sterke basen wordt de pH berekend via de pOH. De formule voor de pOH van een sterke base is: $$pOH = - \\log c\_b$$ . waarbij `c_b` de concentratie van de sterke base is. Vervolgens wordt de pH berekend met `pH = 14 - pOH` . Een alternatieve formule voor de pH van een sterke base is: $$pH = 14 + \\log c\_b$$ . **Voorbeeld:** Bereken de pH van een oplossing met `[OH⁻] = 0,03 mol/l`. `pOH = -log 0,03 mol/l = 1,5` . `pH = 14 - 1,5 = 12,5` . ### 6.3 Zuurconstante Ka Zwakke zuren kenmerken zich door evenwichtsreacties in water en worden beschreven met de zuurconstante `Ka`. De algemene reactie is : `Z + H₂O ⇌ B + H₃O⁺` . waarbij `Z` het zuur is en `B` de geconjugeerde base. De zuurconstante `Ka` wordt gedefinieerd als: $$K\_a = \\frac{\[B \\cdot \[H^+\]}{\[Z\]}$$ . Alle concentraties zijn uitgedrukt in mol/l . Analogon aan pH is de pKa: `pKa = - log Ka` . **Voorbeeld azijnzuur:** `CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺` De pKa van azijnzuur is 4,75, wat resulteert in een `Ka` van 10⁻⁴,⁷⁵ = 1,8 x 10⁻⁵ mol/l . $$K\_a = \\frac{\[CH\_3COO^-\] \\cdot \[H^+\]}{\[CH\_3COOH\]}$$ . * **Betekenis Ka:** Een hogere `Ka` betekent een sterkere zuur omdat het evenwicht meer naar rechts verschuift, wat resulteert in meer ionen. Mierenzuur (pKa = 3,8) is bijvoorbeeld een sterker zuur dan azijnzuur (pKa = 4,75) . * **Polyprotonische zuren:** Zuren met meer dan één afsplitsbaar H⁺-ion, zoals H₃PO₄ en H₂SO₄, worden polyprotonisch genoemd. De eerste dissociatietrap is het belangrijkst . * `H₃PO₄ ⇌ H₂PO₄⁻ + H⁺` (Ka₁) * `H₂SO₄ ⇌ HSO₄⁻ + H⁺` (Ka₁) De secundaire ionisatietrappen zijn doorgaans klein omdat er dan een positief deeltje van een negatief deeltje moet worden afgesplitst . > **Belangrijk:** Hoe kleiner de `Ka`, hoe zwakker het zuur splitst in ionen . ### 6.4 Baseconstante of basiditeitsconstante Kb Voor zwakke basen wordt de baseconstante `Kb` gebruikt. De algemene reactie is: `B + H₂O ⇌ Z + OH⁻` . De baseconstante `Kb` wordt gedefinieerd als: $$K\_b = \\frac{\[OH^-\] \\cdot \[Z\]}{\[B\]}$$ . Analogon aan pOH en pKb: `pKb = -log Kb` . > **Belangrijk:** Een hogere `Kb` duidt op een sterkere base . ### 6.5 Verband tussen Ka en Kb Er bestaat een direct verband tussen de zuurconstante van een zuur en de baseconstante van zijn geconjugeerde base: $$K\_a \\cdot K\_b = \[H^+\] \\cdot \[OH^-\] = K\_w = 10^{-14}$$ (bij 25 °C) . Hieruit volgt: * `Ka = 10⁻¹⁴ / Kb` * `Kb = 10⁻¹⁴ / Ka` Ook geldt voor de pKa en pKb: `pKa + pKb = 14` . > **Tip:** Omdat er een vast verband bestaat tussen pKa en pKb, worden in tabellen vaak alleen de pKa-waarden van zuren vermeld. De pKb van de geconjugeerde base kan hieruit eenvoudig worden afgeleid . ### 6.6 pH van zwakke zuren en basen #### 6.6.1 pH van een zwak zuur Bij zwakke zuren (HZ) dissocieert slechts een deel van de protonen, waardoor er een evenwicht ontstaat tussen het ongedissocieerde zuur en de gevormde ionen. De mate van dissociatie wordt bepaald door de zuurconstante `Ka` . De formule voor de pH van een zwak zuur is: $$pH = \\frac{1}{2} pK\_a - \\frac{1}{2} \\log c\_z$$ . waarbij `c_z` de oorspronkelijke concentratie van het zwakke zuur is. > **Leertip:** Voorbeelden van zwakke zuren zijn H₂S, CH₃COOH, H₂CO₃, H₃PO₄, en HCOOH . **Voorbeeld:** Bereken de pH van 1 mol/l mierenzuur (HCOOH) met Ka = 1,8 x 10⁻⁴ mol/l (pKa = 3,8). `pH = ½ (3,8) - ½ log (1 mol/l)` . #### 6.6.2 pH van een zwakke base De pH van een zwakke base wordt berekend via de pKb. De formule voor de pH van een zwakke base is: $$pH = 14 - \\frac{1}{2} pK\_b + \\frac{1}{2} \\log c\_b$$ . waarbij `c_b` de oorspronkelijke concentratie van de zwakke base is. **Voorbeeld:** Bereken de pH van een 0,02 mol/l NH₃-oplossing (Kb = 1,8 x 10⁻⁵ mol/l). `pH = 14 - ½ (-log 1,8. 10⁻⁵ mol/l) + log (0,02 mol/l)` . `pH = 14 + ½ log 1,8. 10⁻⁵ mol/l + log (0,02 mol/l)` . ### 6.7 Buffer Een bufferoplossing, of buffermengsel, is een oplossing waarvan de pH nauwelijks verandert bij toevoeging van zuren of basen. Een buffer bestaat doorgaans uit een mengsel van een zwak zuur met zijn geconjugeerde base (bv. azijnzuur en natriumacetaat) . > **Belangrijke informatie:** Een buffer werkt het best rond de pKa-waarde van het zwakke zuur. Een goed bruikbare buffer bevindt zich in het pH-gebied van pKa ± 1 . De pH van een buffermengsel kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch-vergelijking: $$pH = pK\_a + \\log \\frac{c\_b}{c\_z} = pK\_a + \\log \\frac{\[base\]}{\[zuur\]}$$ . waarbij `c_b` de concentratie van de geconjugeerde base en `c_z` de concentratie van het zwakke zuur is. ### 6.8 Overzicht Hoofdstuk 6 Oplossing`[H⁺]` (mol/l)pHZuur> 10⁻⁷< 7Neutraal10⁻⁷7Basisch< 10⁻⁷> 7 * **Zuurconstante:** `Kz = Ka = [B. [H⁺] / [Z]` Hogere Ka betekent een sterker zuur . * **Baseconstante:** `Kb = [OH⁻. [Z / [B]` Hogere Kb betekent een sterkere base . * **Waterconstante:** `Kw = [H⁺]ev. [OH⁻]ev = 10⁻¹⁴` . * **Verbanden:** * `Ka. Kb = 10⁻¹⁴` . * `pH = - log [H⁺]` * `pKa = - log Ka` * `Ka = 10⁻pKa` . * `pOH = - log [OH⁻]` * `pKb = - log Kb` * `Kb = 10⁻pKb` . * `pH + pOH = 14` * `pKa + pKb = 14` . **pH-berekening samenvatting:** * **Sterke zuren:** `pH = - log cz` . * **Sterke basen:** Via `pOH = - log cb` en `pH = 14 - pOH` . * **Zwakke zuren:** `pH = ½ pKa – ½ log cz` . * **Zwakke basen:** `pH = 14 - ½ pKb + ½ log cb` . * **Bufferoplossingen:** `pH = pKa + log (cb / cz)` . * * * ## Veelgemaakte fouten om te vermijden * Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens * Let op formules en belangrijke definities * Oefen met de voorbeelden in elke sectie * Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Atoom | De kleinste eenheid van een chemisch element die nog de eigenschappen van dat element bezit. Het bestaat uit een kern met protonen en neutronen, omgeven door elektronen. | | Molecuul | Een elektrisch neutraal aggregaat van twee of meer atomen die door chemische bindingen zijn samengehouden. Het is de kleinste eenheid van een chemische stof die de chemische eigenschappen van die stof bezit. | | Element | Een zuivere stof die niet verder kan worden ontleed in eenvoudigere bestanddelen door chemische reacties. Elementen worden gekenmerkt door het aantal protonen in hun atoomkern (atoomnummer). | | Isotopen | Varianten van hetzelfde chemische element die hetzelfde aantal protonen, maar een verschillend aantal neutronen in de atoomkern hebben. Dit resulteert in een verschil in massagetal. | | Atoomnummer (Z) | Het aantal protonen in de atoomkern van een element. Dit getal bepaalt de identiteit van het element. | | Massagetal (A) | De som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern van een atoom. Het wordt aangeduid met A = Z + N, waarbij N het aantal neutronen is. | | Relatieve atoommassa (RAM) | Een onbenoemd getal dat aangeeft hoeveel maal de gemiddelde massa van een atoom van een element groter is dan 1/12 van de massa van een koolstof-12 atoom. Het is het gemiddelde van de isotopenmassa's, gewogen naar hun natuurlijke abundantie. | | Relatieve molecuulmassa (RMM) | Een onbenoemd getal dat aangeeft hoeveel maal de gemiddelde massa van een molecuul van een stof groter is dan 1/12 van de massa van een koolstof-12 atoom. Het wordt berekend door de relatieve atoommassa's van alle atomen in de molecule op te tellen. | | Mol | Een eenheid voor de hoeveelheid stof, gedefinieerd als de hoeveelheid die evenveel specifieke deeltjes bevat als er atomen zijn in 12 gram van het isotoop koolstof-12. Dit aantal is het getal van Avogadro ($N_A = 6,02 \times 10^{23}$ deeltjes/mol). | | Molaire massa (M) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Numeriek is de molaire massa gelijk aan de relatieve molecuulmassa. | | Ionbinding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen, vaak gevormd door elektronenoverdracht tussen metalen en niet-metalen. | | Covalente binding | Een chemische binding die wordt gevormd door het delen van elektronenparen tussen twee atomen, meestal niet-metalen, om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken. | | Metaalbinding | Een type chemische binding dat kenmerkend is voor metalen, waarbij metaalkationen zijn gerangschikt in een "zee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen die de positieve ionen bij elkaar houden. | | Elektronegativiteit (EN) | Een maat voor het vermogen van een atoom, wanneer het deel uitmaakt van een molecuul, om de bindende elektronen naar zich toe te trekken. Hogere EN-waarden duiden op een sterkere aantrekking van elektronen. | | Lewisstructuur | Een diagram dat de valentie-elektronen van de atomen in een molecuul of ion weergeeft, met stippen voor vrije elektronen en streepjes die covalente bindingen voorstellen. Het helpt bij het visualiseren van de bindingen en de verdeling van elektronen. | | VSEPR-theorie | (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Een model dat de ruimtelijke structuur van moleculen voorspelt op basis van de afstoting tussen elektronenparen in de valentieschil van het centrale atoom. | | Hybridisatie | Een concept in de covalente bindingstheorie waarbij atoomorbitalen van vergelijkbare energieën worden gemengd om nieuwe, equivalente hybride-orbitalen te vormen die beter georiënteerd zijn voor maximale overlapping en binding. | | pH | Een schaal die de zuurgraad of basiciteit van een waterige oplossing aangeeft. Het is gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie ($pH = -\log[H^+]$). | | Zuurconstante (Ka) | Een evenwichtsconstante die de sterkte van een zwak zuur aangeeft. Een hogere Ka-waarde duidt op een sterkere zuur die meer dissocieert in water. | | Baseconstante (Kb) | Een evenwichtsconstante die de sterkte van een zwakke base aangeeft. Een hogere Kb-waarde duidt op een sterkere base die meer OH-ionen produceert in water. | | Bufferoplossing | Een oplossing die de pH grotendeels constant houdt bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Buffers bestaan meestal uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. | | Stoichiometrie | De tak van de scheikunde die zich bezighoudt met de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties. Het omvat de berekening van hoeveelheden stof, massa's en volumes. | | Molariteit (c) | Een eenheid voor de concentratie van een oplossing, gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing (mol/L). | | Normaliteit (N) | Een eenheid voor de concentratie van een oplossing, gedefinieerd als het aantal gramequivalenten opgeloste stof per liter oplossing (geq/L). |