8100.pdf

# Structuuraspecten van de materie Dit hoofdstuk biedt een diepgaande analyse van de structuur van materie, beginnend bij de basissamenstelling van atomen en uitbreidend naar de complexiteit van elektronenconfiguraties. ## 1. Structuuraspecten van de materie ### 2.1 Zuivere stof – moleculen en atomen Een zuivere stof wordt gekenmerkt door specifieke fysische en chemische eigenschappen. Deze eigenschappen, zoals aggregatietoestandsovergangen bij constante druk en temperatuur, zijn kenmerkend voor de deeltjes waaruit de stof is opgebouwd. Deze deeltjes kunnen atomen zijn, zoals bij edelgassen, of moleculen, die bestaan uit twee of meer gebonden atomen [10](#page=10) [11](#page=11). * **Voorbeeld:** Neongas bestaat uit neonatomen (Ne). Gedestilleerd water bestaat uit watermoleculen (H₂O), opgebouwd uit twee waterstofatomen en één zuurstofatoom [11](#page=11). Experimenteel kan worden aangetoond dat verbindingen uit atoomgroeperingen bestaan. Elektrolyse van water (H₂O) levert waterstofgas (H₂) en zuurstofgas (O₂) op, die verder ontleed kunnen worden tot individuele waterstofatomen (H) en zuurstofatomen (O) [11](#page=11). ### 2.2 Enkelvoudige stof – Samengestelde stof #### 2.2.1 Enkelvoudige stof Een zuivere stof waarvan de molecule slechts uit één atoomsoort bestaat, wordt een enkelvoudige stof genoemd [12](#page=12). * **Voorbeelden:** Kwik (Hg), Neon (Ne), Waterstofgas (H₂), Chloorgas (Cl₂) [12](#page=12). #### 2.2.2 Samengestelde stof Een zuivere stof waarvan de molecule uit twee of meer verschillende atoomsoorten bestaat, wordt een samengestelde stof genoemd [12](#page=12). * **Voorbeelden:** Water (H₂O), Zwavelzuur (H₂SO₄) [12](#page=12). #### 2.2.3 Opmerkingen * **Zuivere stof vs. Mengsel:** Een mengsel is een verzameling van twee of meer zuivere stoffen. Lucht is een voorbeeld van een mengsel van stikstof, zuurstof, edelgassen, koolstofdioxide en water [13](#page=13). * **Enkelvoudige stof vs. Element:** "Element" is een synoniem voor "atoomsoort", aangeduid met een chemisch symbool, en niet voor een stof zelf [13](#page=13). * **Isotopen:** Van een element kunnen meerdere variëteiten bestaan, genaamd isotopen, die dezelfde plaats in het periodiek systeem innemen [13](#page=13). ### 2.3 Atomen en moleculen Fysische, chemische en biologische verschijnselen zijn veranderingen in de structuur van materie. Het periodiek systeem van de elementen, oorspronkelijk ontwikkeld door Mendeljev, schept eenheid in atomen en vormt de basis van de chemie. Levende organismen zijn opgebouwd uit cellen, die bestaan uit moleculen, welke weer zijn gevormd uit atomen [13](#page=13) [14](#page=14). #### 2.3.1 Samenstelling van een atoom Het atoom, oorspronkelijk beschouwd als ondeelbaar, bestaat uit een kern en een elektronenwolk daaromheen. De kern bevat nucleonen, bestaande uit protonen en neutronen. Elektronen bevinden zich in de wolk rond de kern [14](#page=14). * **Lading:** De eenheidslading is de lading van één elektron (1 e.l.e.) [15](#page=15). * Elektron (e⁻): -1 e.l.e [15](#page=15). * Proton (p⁺): +1 e.l.e [15](#page=15). * Neutron (n): 0 e.l.e [15](#page=15). Een atoom is elektrisch neutraal doordat het aantal protonen in de kern gelijk is aan het aantal elektronen rond de kern [15](#page=15). * **Massa:** De massa van een atoom bevindt zich voornamelijk in de kern. De atomaire massa-eenheid (u) is gedefinieerd als 1/12e van de massa van een koolstofatoom met 12 nucleonen, wat overeenkomt met $1,66 \times 10^{-24}$ gram [16](#page=16). * Elektron (e⁻): ≈ 0 u [16](#page=16). * Proton (p⁺): ≈ 1 u [16](#page=16). * Neutron (n): ≈ 1 u [16](#page=16). #### 2.3.2 Atoomnummer Z en massagetal A Alle atoomsoorten zijn gerangschikt in het periodiek systeem der elementen (PSE). Een element wordt gekenmerkt door een specifiek aantal protonen in de kern [16](#page=16) [20](#page=20). * **Atoomnummer (Z):** Het aantal protonen in de kern van een atoom. Wordt voor het che misch symbool geplaatst, bv. $^8$O [20](#page=20). * **Aantal neutronen (N):** Het aantal neutronen in de kern [20](#page=20). * **Massagetal (A):** De som van het aantal protonen (Z) en neutronen (N) in de kern. Wordt voor en boven het chemisch symbool geplaatst om een specifiek atoom te kenmerken: $^A_Z$X. Dus $A = Z + N$ [20](#page=20). * **Voorbeeld:** Het heliumatoom $^4_2$He (of He⁴) bestaat uit 2 protonen, 2 neutronen en 2 elektronen. Het koolstofatoom $^12_6$C (of C¹²) bestaat uit 6 protonen, 6 neutronen en 6 elektronen [21](#page=21). #### 2.3.3 Isotopen Isotopen zijn atomen van hetzelfde element die verschillen in het aantal neutronen. Ze bezitten dezelfde chemische eigenschappen maar kunnen verschillen in fysische eigenschappen. Isotopen kunnen stabiel of radioactief zijn [23](#page=23). * **Voorbeeld:** Waterstof heeft drie isotopen: protium ($^1_1$H), deuterium ($^2_1$H of D), en tritium ($^3_1$H of T) [23](#page=23). #### 2.3.4 Relatieve atoommassa (RAM) * **Werkelijke atoommassa:** De absolute massa van een individueel atoom. De massa van een $C^{12}$-atoom is 12 u [25](#page=25). * **Relatieve atoommassa (nuclide):** Een dimensieloos getal dat aangeeft hoeveel maal de massa van een specifiek atoom (nuclide) groter is dan de eenheid u. Dit getal is gelijk aan het massagetal voor een specifieke isotoop [26](#page=26). * **Werkelijke atoommassa van een element:** De gemiddelde absolute massa van de atomen van een element, rekening houdend met de natuurlijke abundantie van zijn isotopen [26](#page=26). * **Relatieve atoommassa (RAM) van een element:** De gemiddelde relatieve massa van de atomen van een element. Dit is het getal dat in het periodiek systeem wordt vermeld. Voor het element zwavel is RAM(S) = 32,06 [26](#page=26). #### 2.3.5 Relatieve molecuulmassa (RMM) De relatieve molecuulmassa (RMM) is een dimensieloos getal dat aangeeft hoeveel maal de massa van een gemiddelde molecule groter is dan de eenheid u. Het wordt berekend door de relatieve atoommassa's (RAM) van alle atomen in de molecule op te tellen, vermenigvuldigd met hun respectievelijke indices [27](#page=27). * **Formule:** RMM = $\sum$ RAM [27](#page=27). * **Voorbeeld:** Voor water (H₂O) is RMM(H₂O) = 2 $\cdot$ RAM(H) + RAM(O) = (2 $\cdot$ 1) + (1 $\cdot$ 16) = 18 [27](#page=27). #### 2.3.6 Mol – molaire massa * **De mol:** Een hoeveelheid die $6,02 \times 10^{23}$ specifieke deeltjes (atomen, moleculen, ionen, etc.) bevat. Dit getal is het getal van Avogadro ($N_A$) [28](#page=28). * 1 mol Na-atomen bevat $6,02 \times 10^{23}$ Na-atomen [28](#page=28). * 1 mol Cl₂-gas bevat $6,02 \times 10^{23}$ Cl₂-moleculen [28](#page=28). * 1 mol Cl₂-gas bevat $2 \times 6,02 \times 10^{23}$ Cl-atomen [28](#page=28). * **Molaire massa (M):** Het aantal gram dat één mol van een stof bevat. De eenheid is g/mol. De molaire massa van een stof is numeriek gelijk aan zijn relatieve molecuulmassa [29](#page=29). * **Formules:** * Hoeveelheid stof ($n$ in mol) = massa ($m$ in g) / molaire massa ($M$ in g/mol) $\implies n = m/M$ [29](#page=29). * Hoeveelheid stof ($n$ in mol) = molariteit (mol/L) $\cdot$ volume (L) [29](#page=29). * **Voorbeeld:** M(H₂S) = 2 $\cdot$ RAM(H) + RAM(S) = 2 $\cdot$ 1 + 32,06 = 34,06 g/mol. M(Hg) = 200,6 g/mol [30](#page=30). #### 2.3.7 Moleculeformules Moleculeformules geven de aard en het aantal atomen in een molecule weer. De atoomsoorten worden naast elkaar geschreven, waarbij het meest metallische element meestal vooraan staat. Indices geven het aantal atomen van een soort aan. Haakjes worden gebruikt voor groepen atomen [30](#page=30). * **Voorbeelden:** NaCl, Na₃PO₄, Ca(OH)₂, Ca₃(PO₄)₂ [30](#page=30). * De RMM van een verbinding wordt berekend door de RAM's van de elementen te vermenigvuldigen met hun indices en deze op te tellen. Voor Ca(OH)₂: RMM = 1 $\cdot$ RAM(Ca) + 2 $\cdot$ RAM(O) + 2 $\cdot$ RAM(H) = 1 $\cdot$ 40 + 2 $\cdot$ 16 + 2 $\cdot$ 1 = 74. De molaire massa M van Ca(OH)₂ is dus 74 g/mol [31](#page=31). ### 2.4 Oefeningen * *Er zijn diverse oefeningen opgenomen in het document die betrekking hebben op het invullen van atoomnummers, massagetallen, het berekenen van relatieve molecuulmassa's en molaire massa's, en het bepalen van het aantal mol en moleculen.* [31](#page=31) [32](#page=32). ### 2.5 Elektronen in schillen en orbitalen Verschillende atoommodellen zijn ontwikkeld, waaronder die van Bohr en de moderne atoomtheorie van Schrödinger en Heisenberg [32](#page=32). #### Atoommodel van Thomson Thomson beschreef het atoom als negatief geladen deeltjes (elektronen) ingebed in een positief geheel [32](#page=32). #### Visie van Rutherford Rutherford stelde dat elektronen rond de kern bewegen en door hun bewegingsenergie niet op de kern vallen. Echter, volgens de wetten van de elektriciteit zouden bewegende ladingen energie uitstralen, vertragen en op de kern neerstorten, wat niet overeenkomt met de realiteit [33](#page=33). #### Visie van Bohr Bohr's postulaten gaan uit van ondeelbare energiehoeveelheden (kwanta) [33](#page=33). 1. Elektronen hebben een constante energie-inhoud zolang er geen externe invloed is [33](#page=33). 2. Slechts bepaalde energie-inhouden kunnen door elektronen worden opgeslagen [33](#page=33). 3. Elektronen kunnen naar hogere energieniveaus overgaan door energie op te nemen [33](#page=33). 4. Bij terugval naar lagere energieniveaus straalt een elektron het energieverschil uit [33](#page=33). Bohr verdeelde elektronen over zeven schillen (K, L, M, N, O, P, Q), waarbij het maximaal aantal elektronen per schil beperkt is tot $2n^2$, waarbij $n$ het rangnummer van de schil is. Hogere rangnummers corresponderen met hogere energie [34](#page=34). * Schil K ($n=1$): max. 2 elektronen [34](#page=34). * Schil L ($n=2$): max. 8 elektronen [34](#page=34). * Schil M ($n=3$): max. 18 elektronen [34](#page=34). * Schil N ($n=4$): max. 32 elektronen [34](#page=34). #### 2.5.1 De moderne atoomtheorie Het model van Bohr werd uitgebreid door Sommerfeld, die suggereerde dat elektronen op cirkelvormige of elliptische banen konden bewegen binnen schillen. Grote energieniveaus (schillen, bepaald door hoofdkwantumgetal $n$) kunnen worden onderverdeeld in subniveaus (bepaald door nevenkwantumgetal $l$). Het magnetisch kwantumgetal ($m_l$) beschrijft de oriëntatie van een orbitaal in een magnetisch veld. Het spinkwantumgetal ($m_s$) beschrijft de spin van het elektron [35](#page=35). Het onzekerheidsbeginsel van Heisenberg stelt dat de plaats en snelheid van een deeltje niet tegelijkertijd exact gekend kunnen worden. Een orbitaal is een ruimtelijk gebied waar een elektron 90% van de tijd doorbrengt [35](#page=35) [36](#page=36). ##### 2.5.1.1 Het hoofdkwantumgetal n Dit getal bepaalt de energie-inhoud en de gemiddelde afstand van een elektron tot de kern. Het komt overeen met de schillen van Bohr en kan gehele waarden aannemen groter dan 0 ($n = 1, 2, 3, \dots$). Een hogere $n$-waarde betekent een hogere energie en een grotere afstand tot de kern [36](#page=36) [37](#page=37). ##### 2.5.1.2 Het nevenkwantumgetal l Dit getal, afhankelijk van $n$, bepaalt de vorm van de orbitaal. De mogelijke waarden van $l$ zijn $0, 1, 2, \dots, (n-1)$ [37](#page=37). * $l=0$: s-orbitaal (bolvormig) [37](#page=37). * $l=1$: p-orbitaal (haltevormig) [37](#page=37). * $l=2$: d-orbitalen [38](#page=38). * $l=3$: f-orbitalen [38](#page=38). De energievolgorde van orbitalen is $E_s < E_p < E_d < E_f$ [38](#page=38). ##### 2.5.1.3 Het magnetisch kwantumgetal $m_l$ Dit getal beschrijft de oriëntatie van een orbitaal ten opzichte van een willekeurige richting en is gebonden aan $l$. De mogelijke waarden van $m_l$ lopen van $+l$ tot $-l$, inclusief 0: $m_l = \pm l, \pm (l-1), \dots, 0$ [38](#page=38). * Voor $l=0$ (s-orbitaal): $m_l = 0$ (één oriëntatie) [38](#page=38). * Voor $l=1$ (p-orbitalen): $m_l = +1, 0, -1$ (drie oriëntaties: $p_x, p_y, p_z$) [39](#page=39). * Voor $l=2$ (d-orbitalen): $m_l = +2, +1, 0, -1, -2$ (vijf oriëntaties) [39](#page=39). * Voor $l=3$ (f-orbitalen): $m_l = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3$ (zeven oriëntaties) [39](#page=39). ##### 2.5.1.4 Het spinkwantumgetal $m_s$ Dit kwantumgetal beschrijft de spin van een elektron rond zijn eigen as en kan slechts twee waarden aannemen: $+ \frac{1}{2}$ of $- \frac{1}{2}$. Elektronen met dezelfde spin worden aangeduid met pijltjes in dezelfde richting (bv. $\uparrow \uparrow$), en met tegengestelde spin met pijltjes in tegengestelde richting (bv. $\uparrow \downarrow$) [40](#page=40). ##### 2.5.1.5 Uitsluitingsprincipes van Pauli Het uitsluitingsprincipe van Pauli stelt dat in een atoom geen twee elektronen dezelfde waarden voor alle vier de kwantumgetallen ($n, l, m_l, m_s$) kunnen hebben [41](#page=41). Hieruit volgt dat eenzelfde orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, en deze moeten een tegengestelde spin hebben. Twee elektronen in dezelfde orbitaal vormen een elektronenpaar (doublet). Een elektron dat alleen een orbitaal bezet, is een ongepaard elektron [42](#page=42). #### 2.5.2 Elektronenconfiguratie De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van elektronen over de orbitalen in een atoom [42](#page=42). * **Regel van de minimale energie:** Atomen streven naar de laagst mogelijke energietoestand, dus elektronen vullen de orbitalen op volgens stijgende energie [42](#page=42). * **Diagonaalregel:** De opvulling van energieniveaus verloopt niet strikt per schil, maar volgens een specifieke volgorde die de relatieve energie van de orbitalen weerspiegelt (bv. 4s vult vóór 3d) [43](#page=43) [44](#page=44). * **Regel van Hund:** In het laatste te bezetten subniveau bezetten elektronen zoveel mogelijk ongepaarde orbitalen met dezelfde spin [44](#page=44). ##### 2.5.3 Voorstelling elektronenconfiguraties Elektronenconfiguraties worden genoteerd door de bezette orbitalen te vermelden met het aantal elektronen als exponent, bv. $2p^3$. Een verkorte notatie gebruikt het symbool van het dichtstbijzijnde edelgas tussen haakjes. De volgorde van notatie na het edelgas is meestal op basis van stijgend hoofdkwantumgetal [45](#page=45) [46](#page=46) [47](#page=47). ### 2.6 Elektronenconfiguratie en periodiek systeem Het periodiek systeem is ingedeeld in s-, p-, d- en f-blokken, gebaseerd op het orbitaal waarin het laatste elektron wordt ingevuld. Hoofdgroepelementen bevinden zich in het s- en p-blok [48](#page=48) [49](#page=49). * **Perioden:** Horizontale rijen in het periodiek systeem, corresponderen met het aantal schillen waarover de elektronen verspreid zijn [49](#page=49). * **Groepen:** Verticale kolommen, elementen in een groep hebben vergelijkbare chemische eigenschappen. Het groepsnummer (voor A-groepen) komt overeen met het aantal valentie-elektronen [49](#page=49). * **Valentie-elektronen:** Elektronen in de buitenste opgevulde schil, bepalen de chemische eigenschappen van een element [49](#page=49). De hoofdgroepen worden onderscheiden: Ia (alkalimetalen), IIa (aardalkalimetalen), IIIa (boorgroep), IVa (koolstofgroep), Va (stikstofgroep), VIa (zuurstofgroep/chalcogenen), VIIa (halogenen), en O (edelgassen). Edelgassen hebben acht elektronen in de buitenste schil (behalve He met twee), wat hen inert maakt (stabiele octetconfiguratie) [50](#page=50). --- # De chemische binding Hier is een gedetailleerde samenvatting van "De chemische binding", opgesteld als studiegids voor je examen: # 3. De chemische binding Dit hoofdstuk verklaart de verschillende manieren waarop atomen met elkaar verbonden zijn, inclusief ion-, covalente en metaalbindingen, de mechanismen, eigenschappen en voorspelling van deze bindingen, evenals inter- en intramoleculaire krachten [54](#page=54). > **Tip:** Edelgassen hebben een stabiele octetconfiguratie. Andere atomen streven ernaar deze te bereiken door bindingen aan te gaan. De drijvende kracht achter het vormen van bindingen is het bereiken van een stabielere atoomcombinatie [54](#page=54). ## 3.1 De ionbinding Een ionbinding is een binding tussen positieve en negatieve ionen, ontstaan door elektronenoverdracht van het ene atoom op het andere [55](#page=55). ### 3.1.1 Voorkomen en kenmerken van een ionbinding * **Metaalatomen** hebben een neiging om elektronen af te staan en vormen **positieve ionen (kationen)** [55](#page=55). * Groep 1 elementen staan gemakkelijk 1 valentie-elektron af, vormend een éénwaardig positief ion [55](#page=55). * Groep 2 en 3 elementen vormen respectievelijk twee- en driewaardig positieve ionen [55](#page=55). * Voorbeelden: * $Na \rightarrow Na^+ + e^-$ [55](#page=55). * $Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2 e^-$ [56](#page=56). * $Al \rightarrow Al^{3+} + 3 e^-$ [56](#page=56). * **Niet-metalen** nemen elektronen op en vormen **negatieve ionen (anionen)** [56](#page=56). * Voorbeelden: * $Cl + e^- \rightarrow Cl^-$ [56](#page=56). * $O + 2 e^- \rightarrow O^{2-}$ [56](#page=56). * Positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan door **elektrische aantrekkingskrachten**, wat resulteert in een ionbinding [55](#page=55) [56](#page=56). ### 3.1.2 Definitie van een ionverbinding Een ionverbinding is een verbinding die bestaat uit positieve en negatieve ionen die door elektrische aantrekkingskrachten worden samengehouden [57](#page=57). * Ionverbindingen ontstaan door de reactie van metalen (elektronendonors) met niet-metalen (elektronenacceptors) [57](#page=57). * Bijvoorbeeld, de vorming van NaCl: * $2 Na \rightarrow 2 Na^+ + 2 e^-$ [57](#page=57). * $Cl_2 + 2 e^- \rightarrow 2 Cl^-$ [57](#page=57). * $\rule{5cm}{0.15mm}$ * $2 Na + Cl_2 \rightarrow 2 NaCl$ [57](#page=57). ### 3.1.3 Schrijven van ionbindingen De namen van veelvoorkomende ionen zijn cruciaal voor het opstellen van formules en namen van ionverbindingen [58](#page=58). * **Tabel 9a. Anionen en negatief geladen polyatomische ionen** [59](#page=59). * Eénmaal negatief: $F^-, Br^-, Cl^-, I^-$ [59](#page=59). * Tweemaal negatief: $O^{2-}, S^{2-}$ [59](#page=59). * Negatief geladen polyatomische ionen: $OH^-, NO_2^-, NO_3^-, MnO_4^-, CN^-, ClO^-, ClO_2^-, ClO_3^-, ClO_4^-, CH_3COO^-, CO_3^{2-}, SO_3^{2-}, SO_4^{2-}, PO_4^{3-}$ [59](#page=59). * **Tabel 9b. Kationen en positief geladen polyatomische ionen** [60](#page=60). * Eénmaal positief: $H^+, K^+, Li^+, Ag^+, Na^+, NH_4^+, Cu^+$ [60](#page=60). * Tweemaal positief: $Mg^{2+}, Ca^{2+}, Ba^{2+}, Zn^{2+}, Cu^{2+}, Pb^{2+}$ [60](#page=60). * **Regels voor het schrijven van ionformules:** 1. Schrijf de ionen of iongroepen naast elkaar met hun lading (positief links, negatief rechts) [61](#page=61). 2. De som van de positieve en negatieve ladingen moet nul zijn. Gebruik het kleinste gemene veelvoud van de ladingen om de juiste verhoudingen te bepalen [61](#page=61). 3. De factoren waarmee vermenigvuldigd wordt, worden de indexen in de formule [61](#page=61). 4. Bij iongroepen met een index wordt de groep tussen haakjes geplaatst, bijv. $(NH_4)_2SO_4$ [61](#page=61). #### 3.1.3.1 Stoichiometrische of samengestelde namen De naam van een ionverbinding wordt gevormd door de naam van het kation gevolgd door de naam van het anion (zonder de "-ion" uitgang) [61](#page=61). * **Tabel 10. Numerieke voorvoegsels voor eenvoudige verbindingen** [62](#page=62). * 1: mono, 2: di, 3: tri, 4: tetra, 5: penta, 6: hexa, 7: hepta, 8: octa, 9: nona, 10: deca, 11: undeca, 12: dodeca [62](#page=62). * Voorvoegsels worden weggelaten als er geen twijfel mogelijk is over de lading van het positieve kation [62](#page=62). * Bij twijfel (bv. bij overgangsmetalen) worden de voorvoegsels expliciet vermeld of wordt het oxidatiegetal gebruikt (met Romeinse cijfers) [62](#page=62). * Voorbeeld: $Cu_2SO_4$ is koper(I)sulfaat of dikopersulfaat [62](#page=62). * Voorbeeld: $Fe(OH)_3$ is ijzer(III)hydroxide of ijzertrihydroxide [62](#page=62). ### 3.1.5 Mechanisme van de vorming van een ionbinding Bij de vorming van positieve ionen worden de elektronen weggenomen uit het orbitaal met de hoogste energie (buitenste schil) [66](#page=66). * **Voorbeeld: Ijzer (Fe)** [66](#page=66). * Fe atoom configuratie: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$ of $[Ar 3d^6 4s^2$ [66](#page=66). * $Fe^{2+}$: 2 elektronen uit de 4e schil verwijderd $\rightarrow [Ar 3d^6$ [66](#page=66). * $Fe^{3+}$: 2 elektronen uit de 4e schil en 1 uit het 3d-orbitaal verwijderd $\rightarrow [Ar 3d^5$ [66](#page=66). > **Denkvraag:** Bij een positieve lading verandert het aantal protonen in de kern niet, maar het aantal elektronen vermindert. Bij een negatieve lading vermindert het aantal protonen niet, maar het aantal elektronen neemt toe [66](#page=66). ## 3.2 De covalente binding Bij een covalente binding worden elektronenparen gemeenschappelijk gesteld tussen een beperkt aantal atoomkernen. Atomen van niet-metalen vormen moleculen die door covalente bindingen worden samengehouden [55](#page=55) [67](#page=67). * Er is geen overdracht van elektronen, maar een gemeenschappelijk elektronenpaar wordt gedeeld tussen twee atomen [67](#page=67). * De atoomorbitalen overlappen, waardoor de elektronendichtheid tussen de kernen toeneemt [67](#page=67) [68](#page=68). * Volgens het uitsluitingsprincipe van Pauli hebben de twee elektronen van de binding tegengestelde spins [67](#page=67). * De sterkte van de binding is te wijten aan de aantrekking van de twee kernen op de negatieve elektronenwolk [68](#page=68). ### 3.2.1 $\sigma$-binding bij covalente bindingen Wanneer atoomorbitalen overlappen, vormen ze moleculeorbitalen. Als de moleculeorbitaal om de bindingsas roteert en een cylindrische symmetrie vertoont, wordt dit een $\sigma$-moleculeorbitaal en de binding een $\sigma$-binding genoemd [68](#page=68). * Zowel s- als p-orbitalen kunnen overlappen tot $\sigma$-moleculeorbitalen [68](#page=68) [69](#page=69). * Maximale overlapping treedt op wanneer de symmetrie-assen van de orbitalen samenvallen [69](#page=69). ### 3.2.2 Eenvoudige voorstelling van covalente bindingen De elektronenstipformule van een molecule toont het atoom symbool omgeven door stippen (ongepaarde elektronen) en streepjes (gepaarde elektronen of bindingen) [70](#page=70). * Een streepje tussen twee atoom symbolen stelt een covalente binding (moleculeorbitaal) voor [70](#page=70). * Meervoudige bindingen (dubbel en drievoudig) zijn ook mogelijk [70](#page=70). * Voorbeeld: $N_2$ met een drievoudige binding [70](#page=70). ### 3.2.3 Soorten covalente bindingen * **Normale covalente binding:** Twee atomen stellen elk een elektron beschikbaar dat gemeenschappelijk wordt gesteld [70](#page=70) [71](#page=71). * $A \cdot + \cdot B \rightarrow A - B$ [71](#page=71). * **Datieve of coördinatief covalente binding (donor-acceptor binding):** Een volledig gevuld orbitaal van het ene atoom overlapt met een leeg atoomorbitaal van het andere atoom. Dit vereist atomen met minimaal 5 elektronen in de buitenste schil [71](#page=71). * Voorbeeld: $NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+$ [71](#page=71). ### 3.2.4 Formele lading De formele lading is een fictieve lading die aan een atoom in een Lewisstructuur wordt toegekend als het aantal valentie-elektronen in zijn omgeving verschilt van het aantal in de ongebonden toestand [71](#page=71). * **Formule formele lading:** $formele\ lading = +(groepsnummer) - (aantal\ bindingen) - (vrije\ e^-)$ [72](#page=72). * De som van de formele ladingen in een molecule is nul; in een ion is deze gelijk aan de lading van het ion [72](#page=72). * Formele ladingen worden aangeduid met een cirkeltje bij het betreffende atoom in de Lewisformule [72](#page=72). ### 3.2.5 Bepaling van de Lewisformule 1. **Valentie-elektronen:** Tel het aantal valentie-elektronen van alle atomen. Voeg de lading toe voor negatieve ionen, trek deze af voor positieve ionen [72](#page=72). 2. **Octetstructuur:** Bepaal het totaal aantal elektronen dat nodig is om elk atoom een octet (of 2 voor H) te geven [72](#page=72). 3. **Bindingselektronen:** Verschil tussen stap 2 en stap 1 [73](#page=73). 4. **Aantal covalente bindingen:** Aantal bindingselektronen gedeeld door twee [73](#page=73). 5. **Structuur:** Schik de atomen, met het minst elektronegatieve (vaak het eerste genoemde, behalve H) als centraal atoom [73](#page=73). 6. **Teken bindingen:** Plaats de berekende covalente bindingen (streepjes). Gebruik dubbele of drievoudige bindingen indien nodig [73](#page=73). 7. **Niet-gedeelde elektronen:** Vul resterende elektronen (stap 1 - stap 3) toe als vrije elektronenparen, zodat elk atoom een octet heeft [73](#page=73). 8. **Formele ladingen:** Bereken en duid de formele ladingen aan [73](#page=73). * De beste Lewisstructuur heeft minimale formele ladingen en plaatst negatieve ladingen op de meest elektronegatieve elementen [73](#page=73). ### 3.2.6 Resonantie (mesomerie) Resonantie treedt op wanneer er meerdere gelijkwaardige Lewisstructuren voor een molecule mogelijk zijn. De werkelijke structuur is een hybride van deze structuren, met gedelokaliseerde elektronen over meerdere atoomkernen [76](#page=76) [77](#page=77). * Resonantie wordt aangeduid met een dubbelpijlsteken ($\leftrightarrow$) tussen de grensstructuren [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 [78](#page=78). * Hoe groter de EN, hoe sterker de affiniteit voor bindingselektronen [79](#page=79). * EN-waarden variëren van 0.7 (Cs) tot 4.0 (F) [79](#page=79). * De EN stijgt van links naar rechts in een periode en van onder naar boven in een groep van het periodiek systeem (uitgezonderd edelgassen) [79](#page=79). * Metalen hebben over het algemeen een lage EN, niet-metalen een hoge EN [80](#page=80). #### 3.2.7.2 Polariteit van bindingen Er is een geleidelijke overgang tussen pure ionbindingen en pure covalente bindingen [81](#page=81). * **Pure ionbinding:** Volledige elektronenoverdracht (bv. CsF) [81](#page=81). * **Pure covalente binding:** Gelijkmatige verdeling van bindingselektronen tussen identieke atomen (bv. $Cl_2, H_2$) [81](#page=81). * **Polair covalente binding:** Ongelijke verdeling van bindingselektronen door een verschil in elektronegativiteit. De binding heeft hierdoor een ionair karakter [81](#page=81). * Hoe groter het $\Delta EN$, hoe polarer de binding [81](#page=81). * Een $\Delta EN$ van 1.7 wordt beschouwd als 50% ionair [81](#page=81). * Een $\Delta EN > 1.7$ wordt als ionair beschouwd [82](#page=82). ### 3.2.8 Het oxidatiegetal (O.G.) Het oxidatiegetal is de fictieve lading die aan een atoom wordt toegekend op basis van de elektronegativiteit van de eraan gebonden atomen [82](#page=82). * **In binaire ionverbindingen:** Het O.G. is gelijk aan de lading van het ion [82](#page=82). * Voorbeeld: In NaCl zijn de O.G.'s van Na +I en Cl -I [82](#page=82). * **In covalente verbindingen en samengestelde ionen:** 1. Schrijf de Lewisstructuur [82](#page=82). 2. Verdeel bindingselektronen naar het meest elektronegatieve atoom [83](#page=83). 3. Bereken O.G. = (groepsnummer) - (aantal elektronen bij het atoom na verschuiving) [83](#page=83). * **Praktische regels:** * Som van O.G.'s in een molecule = 0 [83](#page=83). * Som van O.G.'s in een ion = lading van het ion [83](#page=83). * O.G. in enkelvoudige stoffen = 0 [83](#page=83). * O.G. van H is meestal +I (behalve $H_2$) [84](#page=84). * O.G. van O is meestal -II (behalve $H_2O_2$ en $O_2$) [84](#page=84). * Elementen van groep Ia hebben O.G. +I, groep IIa hebben O.G. +II in ionverbindingen [84](#page=84). ### 3.2.9 Bindingsenergie en bindingslengte * **Bindingsenergie:** Energie nodig om een mol bindingen te breken in de gasfase (kJ/mol) [84](#page=84). * **Bindingslengte:** Afstand bij evenwicht tussen gebonden kernen [84](#page=84). * Sterkere bindingen zijn korter. Meervoudige bindingen zijn sterker en korter (bv. C-C, C=C, C≡C) [84](#page=84) [85](#page=85). ### 3.2.10 De V.S.E.P.R.-theorie De Valence Shell Electron Pair Repulsion (V.S.E.P.R.) theorie voorspelt de ruimtelijke structuur van moleculen en ionen [85](#page=85). * Elektronenparen in de valentieschil stoten elkaar af en gaan zo ver mogelijk van elkaar zitten [85](#page=85). * Zowel bindende als niet-bindende (vrije) elektronenparen bepalen de ruimtelijke rangschikking [85](#page=85). * **Typen structuren (AX$_n$E$_m$):** * AX$_2$: lineair (bv. $CO_2$) [85](#page=85). * AX$_3$: driehoekig vlak (bv. $BCl_3$) [86](#page=86). * AX$_2$E: angulair (bv. $SO_2$) [86](#page=86). * AX$_4$: tetraëder (bv. $CH_4$) [86](#page=86). * AX$_3$E: driehoekig piramidaal (bv. $NH_3$) [86](#page=86). * AX$_2$E$_2$: angulair (bv. $H_2O$) [86](#page=86). * AX$_5$: trigonaal bipiramidaal (bv. $PCl_5$) [86](#page=86). * AX$_4$E: vervormd tetraëder (bv. $TeCl_4$) [87](#page=87). * AX$_3$E$_2$: T-vormig (bv. $ClF_3$) [87](#page=87). * AX$_2$E$_3$: lineair (bv. $XeF_2$) [87](#page=87). * AX$_6$: octaëder (bv. $SF_6$) [87](#page=87). * AX$_5$E: vierkantig piramidaal (bv. $IF_5$) [87](#page=87). * AX$_4$E$_2$: vlak vierkantig (bv. $ICl_4^-$) [87](#page=87). ### 3.2.11 Hybridisatie Hybridisatie is het mengen van atoomorbitalen om nieuwe, equivalente hybride-orbitalen te vormen die betere overlapping mogelijk maken voor covalente bindingen [88](#page=88) [89](#page=89). * **sp-hybridisatie:** 1 s-orbitaal + 1 p-orbitaal $\rightarrow$ 2 sp-hybride-orbitalen (hoek 180°, lineair) [90](#page=90). * **sp$^2$-hybridisatie:** 1 s-orbitaal + 2 p-orbitalen $\rightarrow$ 3 sp$^2$-hybride-orbitalen (hoek 120°, vlak driehoek) [91](#page=91). * **sp$^3$-hybridisatie:** 1 s-orbitaal + 3 p-orbitalen $\rightarrow$ 4 sp$^3$-hybride-orbitalen (hoek 109.5°, tetraëder) [92](#page=92) [93](#page=93). > **Belangrijke informatie:** Hybride-orbitalen kunnen zowel bezet zijn met elektronenparen als met ongepaarde elektronen [95](#page=95). ### 3.2.12 Polariteit van covalente moleculen Een polaire molecule heeft een positieve en een negatieve pool. De polariteit van een molecule is een gevolg van polaire bindingen en de geometrie [95](#page=95). * **Diatomische moleculen:** * Opgebouwd uit 2 verschillende atomen: altijd polair (bv. HCl) [95](#page=95). * Opgebouwd uit 2 gelijke atomen: niet polair (bv. $Cl_2$) [96](#page=96). * **Moleculen met meer dan twee atomen:** Als de dipolen van de bindingen elkaar opheffen door symmetrie, is de molecule apolair (bv. $BeF_2, BF_3, CCl_4$). Als ze elkaar niet opheffen, is de molecule polair (bv. $H_2O$, CHCl$_3$) [96](#page=96) [97](#page=97). ## 3.3 Metaalbinding Metaalatomen hebben een neiging om elektronen af te geven, waarbij positieve metaalionen achterblijven in een kristalrooster. Deze ionen worden bij elkaar gehouden door een "zee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen [55](#page=55) [99](#page=99). * De sterkte van de metaalbinding hangt af van het aantal valentie-elektronen en de aantrekking door de kernen [99](#page=99). * **Eigenschappen van metalen:** metaalglans, goede geleiders voor warmte en elektriciteit, hoog smeltpunt, grote hardheid, rekbaar en vervormbaar [100](#page=100). ## 3.4 Krachten en bindingen in en tussen moleculen ### 3.4.1 In een molecule: intramoleculaire krachten Dit zijn de sterke bindingen die atomen binnen een molecule samenhouden [100](#page=100). 1. **Ionbinding:** In ionaire stoffen, opgebouwd uit een kristalrooster van positieve en negatieve ionen die elkaar elektrostatisch aantrekken . 2. **Covalente binding:** Niet-metaalatomen gebonden door een netwerk van covalente bindingen, als een grote molecule beschouwd . 3. **Metaalbinding:** Positieve metaalionen in een elektronenzee . ### 3.4.2 Tussen moleculen: intermoleculaire krachten Dit zijn zwakkere krachten die tussen moleculen werken, continu gevormd en afgebroken . 1. **London dispersiekrachten:** Tussen apolaire moleculen, veroorzaakt door tijdelijke dipolen door elektronbeweging. Grotere moleculen worden gemakkelijker gepolariseerd en vertonen sterkere Londonkrachten . 2. **Dipoolkrachten (Keesomkrachten):** Tussen polaire moleculen, door elektrostatische aantrekking tussen tegengestelde polen. De sterkte hangt af van de polariteit . 3. **Waterstofbruggen:** Sterke dipoolkrachten tussen moleculen met H gebonden aan kleine atomen met hoge EN (O, N, F). Het H-atoom (met $\delta^+$ lading) trekt het vrije elektronenpaar van het EN-element van een andere molecule aan . * Voorwaarden voor waterstofbruggen: zeer polaire moleculen met een grote $\delta^+$ lading op H, en een klein, sterk elektronegatief atoom (O, N, F) . * Ze spelen een rol bij kookpunten en smeltpunten, verklaren de hoge kookpunten van $NH_3, H_2O, HF$ vergeleken met andere hydriden in dezelfde groep . ## 3.6 Overzicht Hoofdstuk 3 ### Tabel 13. Overzicht kenmerken van bindingen . | Bindingstype | Ionbinding | Covalente binding | Metaalbinding | | :--------------------- | :---------------------------------------- | :------------------------------------------------------- | :------------ | | Binding tussen | metaalion en niet-metaalion | twee niet-metalen | metalen | | Voorbeeld | NaCl | $H_2O$ | Fe-rooster | | Roostertype | ionrooster | moleculerooster | metaalrooster | | Sterkte roosterkrachten | zeer sterk | zwakker | sterk | | Polariteit moleculen | polair | polair of apolair (bepaald door $\Delta EN$ en geometrie) | apolair | | Geleider (zuivere toestand) | geen geleider | slechte geleider (behalve grafiet) | goede geleider | **Chemische binding:** * **Intramoleculair:** Ionbinding, covalente binding, metaalbinding. * **Intermoleculair:** Van der Waals (London), dipool-dipool, waterstofbrug, ion-molecule. **Covalente binding:** * Gemeenschappelijk elektron voor octet. * Lewisstructuren (VSEPR - ruimtelijke weergave). * EN (elektronegativiteit) en polariteit binding. * Hybridisaties (enkel: sp, sp$^2$, sp$^3$). --- # De chemische functies Dit deel behandelt de classificatie van anorganische verbindingen in chemische functies zoals zuren, basen en zouten, en de kenmerken van oxiden en hun gedrag in waterige oplossingen, inclusief 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 fungeert H2O als protonenacceptor, waarbij een waterstofion (H+) zich bindt aan H2O om H3O+ te vormen . #### 4.1.1 Binaire zuren Binaire zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die geen zuurstofatomen bevat. De naamgeving bestaat uit de kationnaam (waterstof) gevolgd door de anionnaam zonder de "-ion" uitgang . * Voorbeelden: HF (waterstoffluoride), HCl (waterstofchloride), H2S (waterstofsulfide) . #### 4.1.2 Oxozuren of ternaire zuren Oxozuren bevatten waterstof, een ander element (X) en zuurstof. Ze kunnen worden beschouwd als bestaande uit OH-groepen en een niet-metaal, waarbij het waterstofatoom via een O-atoom aan het niet-metaal is gebonden . De benaming van oxozuren volgt twee systemen: 1. **Ingeburgerde naam**: Gebaseerd op de elementnaam met de uitgang "-zuur" . * Voorbeelden: H2SO4 (zwavelzuur), H3PO4 (fosforzuur), HNO3 (salpeterzuur) . 2. **Naam van het binaire type**: Kationnaam plus een anionnaam zonder de "-ion" uitgang . Veranderingen in het oxidatiegetal van het centrale atoom leiden tot naamswijzigingen: * Lager oxidatiegetal: uitgang "-igzuur" (ingeburgerd) of "-iet" (binair type) . * Nog lager oxidatiegetal: voorvoegsel "hypo-" . * Hoger oxidatiegetal: voorvoegsel "per-" . * Voorbeelden: HClO (hypochlorigzuur / waterstofhypochloriet), HClO3 (chloorzuur / waterstofchloraat), HClO4 (perchloorzuur / waterstofperchloraat), HNO2 (salpeterigzuur / waterstofnitriet), H2SO3 (zwaveligzuur / waterstofsulfiet) . **Toepassingen van zuren:** * HCl: maagzuur, verwijderen van kalk en cement . * H2S: vrijgekomen bij afbraak van S-houdende verbindingen (darmgas, vulkanen) . * HNO3 en H3PO4: grondstoffen voor meststoffen . * H2SO4: accuzuur . * HCN: zeer giftige stof . * H3PO4: aanwezig in cola . * H2CO3: aanwezig in bruisdranken . **Belangrijkste zuren en hun zuurresten:** * H3BO3 (boorzuur) - boraat . * H2CO3 (koolzuur) - carbonaat . * HNO3 (salpeterzuur) - nitraat . * H3PO4 (fosforzuur) - fosfaat . * H2SO4 (zwavelzuur) - sulfaat . * HClO4 (perchloorzuur) - perchloraat . * HClO3 (chloorzuur) - chloraat . ### 4.2 De basefunctie (basen) Basen zijn verbindingen die protonen kunnen opnemen in aanwezigheid van een protonendonor; ze zijn protonenacceptoren. Hydroxidebasen splitsen in water OH--ionen af, die een H+ kunnen opnemen . #### 4.2.1 Hydroxidebasen Deze bestaan uit een metaalkation en één of meer OH--ionen. De benaming is 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. Bij het oplossen van NH3 in water neemt een klein deel van de NH3-moleculen een H+ van H2O op, wat leidt tot de vorming van NH4+ en OH- . * Reactie: $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ . **Belangrijke informatie: zuren en basen** * Een zuur is een protonendonor; in waterig midden veroorzaakt het H3O+-ionen . * Een base is een protonenacceptor; in waterig midden veroorzaakt het OH--ionen . **Toepassingen van basen:** * NaOH: ontstoppingsmiddel, afbijten van verf, bereiding van zepen . * KOH: bereiding van zepen . * Ca(OH)2 (gebluste kalk): bekalken van bodem, mortel en plaaster . * Al(OH)3: bindmiddel voor kleurstoffen, uitvlokkingsmiddel bij waterzuivering . * NH3: bron van N in meststoffen, koelmiddel . ### 4.3 De zoutfunctie Zouten zijn ionverbindingen tussen een metaalion en een zuurrest-ion. Ze ontstaan door de vervanging van de 'zure' waterstofatomen in een zuur door een ander kation . * Voorbeelden: KCl (kaliumchloride), Na2SO4 (natriumsulfaat), Ca3(PO4)2 (calciumfosfaat) . **Zure zouten** zijn zouten waarin niet alle 'zure' waterstofatomen zijn vervangen . * Voorbeelden: NaHSO4 (natriumwaterstofsulfaat), NaHCO3 (natriumwaterstofcarbonaat) . **Toepassingen van zouten:** * Silicaten: belangrijk deel van de aardkorst (bv. aluminiumsilicaat in klei) . * Kunstmeststoffen: bestaan vaak uit zouten (nitraat-, fosfaatverbindingen) . * Bakpoeder: bevat natriumwaterstofcarbonaat, wat CO2 produceert . **Dubbelzouten** zijn verbindingen met meerdere metaalionen gebonden aan een 2- of 3-waardige zuurrest . * Voorbeelden: Dolomiet (CaCO3.MgCO3), Patentkali (K2SO4.MgSO4) . ### 4.4 Oxiden Oxiden zijn binaire verbindingen tussen een metaal of niet-metaal en zuurstof. Ze zijn verwant aan zuren, basen en zouten . #### 4.4.1 Zure oxiden Dit zijn zuurstofverbindingen met niet-metalen die in water oplossen en oxozuren vormen. Ze worden ook wel "zuuranhydriden" genoemd . * Voorbeelden: CO2 (koolstofdioxide), SO3 (zwaveltrioxide), SO2 (zwaveldioxide) . * Reacties: $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3$, $SO_3 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_4$ . #### 4.4.2 Basische oxiden Dit zijn zuurstofverbindingen van metalen. Ze lossen in water op tot hydroxidebasen . * Voorbeelden: Na2O (natriumoxide), MgO (magnesiumoxide), CaO (calciumoxide) . * Splitsing van natriumoxide: $Na_2O + H_2O \rightarrow 2Na^+ + 2OH^-$ . Basische oxiden lossen meestal op in zuren. Een zuur oxide en een basisch oxide kunnen reageren tot een zout . * Reactie: $Na_2O + SO_3 \rightarrow Na_2SO_4$ . #### 4.4.3 Amfotere oxiden Amfotere oxiden en hydroxiden kunnen reageren als zuren in een basisch milieu en als basen in een zuur milieu . * Voorbeelden van elementen die amfotere oxiden vormen: Al, Pb, Cr, Zn . * Voorbeeld: ZnO en Zn(OH)2 gedragen zich amfoteer . * $ZnO + 2 HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2O$ . * $ZnO + 2 NaOH \rightarrow Na_2ZnO_2 + H_2O$ . **Toepassingen van oxiden:** * SO2: behandeling van rozijnen voor langere bewaring . * SO2, CO2, NxOy: verantwoordelijk voor zure regen bij verbranding van fossiele brandstoffen . * CO2: aanwezig in spuitwater, limonades . * Fe2O3: roestvorming . * SiO2: bestanddeel van glas en zand . * Al2O3: beschermend laagje op aluminium . ### 4.5 Enkele belangrijke kenmerken van verbindingen #### 4.5.1 Sterke elektrolyten Sterke elektrolyten zijn verbindingen die (bijna) volledig in ionen splitsen in waterige oplossingen. Dit wordt beschouwd als een aflopende reactie . * Voorbeelden van sterke elektrolyten: * Sterke zuren: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4 . * Sterke basen: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 . * Zouten: nagenoeg alle zouten, inclusief weinig oplosbare zouten (het opgeloste deel splitst volledig) . #### 4.5.2 Zwakke elektrolyten Bij zwakke elektrolyten dissocieert slechts een klein aantal opgeloste moleculen in ionen. De dissociatie wordt gekenmerkt door een homogeen dynamisch evenwicht, aangeduid met ⇌ . * Voorbeelden van zwakke elektrolyten: * Zwakke zuren: H2CO3, H3PO4, HCN, HF, HNO2, H2S, CH3COOH (azijnzuur) . * Zwakke basen: NH3 . **Toepassing:** Elektrolyten geleiden elektrische stroom in waterige oplossing . #### 4.5.3 De oplosbaarheid van verbindingen De oplosbaarheid in water is een belangrijke eigenschap. Weinig oplosbare stoffen vormen een neerslag . **Goed oplosbaar:** * De meest voorkomende zuren en zure oxiden . * Alle NO3- . * Alle Na+, K+, NH4+ . * Alle Cl-, Br-, I- (uitgezonderd Ag+, Pb2+) . * Alle SO42- (uitgezonderd Ag+, Pb2+, Ca2+, Ba2+) . **Zeer weinig oplosbaar:** * Alle OH- (uitgezonderd NH4+, Ia, Ca2+, Ba2+) . * Alle O2- . * Alle PO43- (uitgezonderd NH4+, Ia) . * Alle CO32- . * Alle SO32- . * Alle S2- . Sulfiden en anionen van andere zwakke zuren reageren in water . * $S^{2-} + H_2O \rightarrow HS^- + OH^-$ . * $CO_3^{2-} + H_2O \rightarrow HCO_3^- + OH^-$ . ### 4.6 Oefeningen *(Hieronder worden de oefeningen uit het document vermeld, zonder de oplossingen, zoals gevraagd door de instructies.)* 1. Geef de benaming en de chemische functie van de volgende verbindingen. Welke zijn goed of slecht oplosbaar in water? a. ZnSO4 b. CaO c. HNO3 d. KBr e. Al2O3 f. NaOH g. H2S h. NH4Cl i. P2O5 j. NH3 k. Mg(OH)2 l. CaCO3 m. Na2O n. AgNO3 o. Ca3(PO4)2 p. NO2 q. HClO r. FeS s. PbO t. HCl . 2. Geef de moleculeformule en de chemische functie van de volgende verbindingen. Geef oplosbaarheid aan in een waterige oplossing. a. calciumhydroxide b. natriumfluoride c. fosforzuur d. ammoniumsulfaat e. zilverbromide f. zwavelzuur g. natriumcarbonaat h. bariumsulfaat . 3. Van welk zuur en van welke base zijn de volgende zouten afgeleid? a. Na2SO4 b. NH4NO3 c. CaCO3 d. NaF e. KBr . ### 4.7 Overzicht Hoofdstuk 4 * **Chemische functies:** 1. **Zuurfunctie**: protonendonor (H+ afgeven) . * Binaire zuren: 2 atoomsoorten (H en zuurrest zonder O) . * Oxozuren: 3 atoomsoorten (H, O en X) . 2. **Basefunctie**: protonenacceptor (H+ opnemen); OH- afsplitsen . * Hydroxidebasen: metaalkation + OH- . * Aminebasen: N-atoom dat H+ kan opnemen . 3. **Zoutfunctie**: H+ in een zuur vervangen door een ander kation . 4. **Oxiden**: * Zure oxiden: niet-metalen en O . * Basische oxiden: metalen en O . * Amfotere oxiden: reageren als zuur in basisch milieu of als base in zuur milieu . * **Sterke en zwakke elektrolyten**: 1. **Sterke elektrolyten**: splitsen volledig in ionen (aflopende reactie) . 2. **Zwakke elektrolyten**: splitsen gedeeltelijk in ionen (evenwichtsreactie) . * **Oplosbaarheid van verbindingen**: * Goed oplosbaar: meeste zuren en zure oxiden, alle NO3-, alle Na+, K+, NH4+ . --- # Stoichiometrie Dit hoofdstuk introduceert de kwantitatieve aspecten van chemische reacties, waarbij we leren hoe we reactievergelijkingen opstellen, balanceren en berekeningen uitvoeren met betrekking tot concentraties, beperkende reagentia en oplossingen . ### 5.1 Voorstelling van de chemische reactievergelijking Een chemische reactie is een proces waarbij stoffen veranderen door het verbreken en vormen van bindingen tussen atomen. In tegenstelling tot fysische processen, die enkel de cohesiekrachten tussen moleculen beïnvloeden, leidt een chemische reactie tot verbindingen met nieuwe eigenschappen . 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 moleculen van elk reagens dat verbruikt wordt . #### 5.1.1 Het opstellen en balanceren van reactievergelijkingen De formules van de reagentia staan in het linkerlid en de formules van de reactieproducten in het rechterlid van de reactievergelijking. Het aantal atoomsoorten en het aantal atomen van elke soort blijft behouden tijdens de reactie. Om dit te weerspiegelen, worden eenvoudige gehele voorgetallen, ook wel stoichiometrische coëfficiënten genoemd, gebruikt . **Atoombabalans-methode:** Deze methode berust op het oplossen van een stelsel vergelijkingen om de coëfficiënten te vinden . * **Visueel aanpassen:** Bij eenvoudige reacties kunnen de coëfficiënten vaak visueel bepaald worden . * **Systematisch opstellen van balansen:** Voor elke atoomsoort wordt een balansvergelijking opgesteld, leidend tot een stelsel vergelijkingen dat opgelost moet worden. Men kan een waarde willekeurig vastleggen om de oplossing te vinden . > **Tip:** Controleer na het opstellen van een reactievergelijking altijd de atoombalans door het aantal atomen van elke soort in het linker- en rechterlid te tellen. Ze moeten gelijk zijn . **Voorbeeld 1:** CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O Door de atoombalansen op te stellen (C, O, Na, H) en bijvoorbeeld x=1 te stellen, vinden we de gebalanceerde vergelijking: CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O . **Voorbeeld 2:** H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O Met een atoombalans voor Al, O, H en S, en door b=1 te stellen, komen we uit op fractionele coëfficiënten. Door alle coëfficiënten met 2 te vermenigvuldigen, verkrijgen we de kleinste gehele coëfficiënten: 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O . De atoombalansmethode is toepasbaar als het aantal coëfficiënten niet groter is dan het aantal atoomsoorten plus één . #### 5.1.2 Molaire volume van gassen Voor gasvormige reagentia of producten kan de hoeveelheid vaak in volume gemeten worden in plaats van in mol of gram. In normvoorwaarden (temperatuur T = 273 K, druk P = 101300 Pa) bedraagt het molaire volume van een ideaal gas 22,4 liter per mol . $$V_{0m} (\text{gas}) = 22,4 \text{ l/mol}$$ . ### 5.2 Uitdrukken van concentraties Chemische reacties vinden vaak plaats in oplossing, waarvoor specifieke afspraken gelden met betrekking tot concentratietermen . * **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 aangenomen dat het water (H2O) is. De opgeloste stof is doorgaans de substantie in de kleinste hoeveelheid . #### 5.2.1 Massa/volume procent (% m/v) Massa/volume procent (% m/v) geeft het aantal massa-eenheden opgeloste stof aan per 100 volume-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** Een 3% m/v NaCl-oplossing in 100 ml waterige oplossing betekent dat er 3 g NaCl is opgelost en aangevuld met water tot een totaal volume van 100 ml . #### 5.2.2 Molariteit (cn) Molariteit (cn) geeft het aantal mol opgeloste stof aan per liter oplossing. De molariteit wordt berekend met de volgende formules : $$c_n = \frac{m}{M \cdot V} = \frac{n}{V}$$ . waarbij: * $c_n$ = molariteit (mol/l) * $m$ = massa af te wegen (g) * $M$ = molaire massa (g/mol) * $V$ = volume van de oplossing (l) * $n$ = aantal mol (mol) Om de massa af te wegen voor een oplossing met een specifieke concentratie en volume, wordt de formule gebruikt: $$m = c_n \cdot M \cdot V$$ . > **Voorbeeld:** Een oplossing die 10,6 g Na2CO3 bevat per liter, heeft een molariteit van 0,1 mol/l . #### 5.2.3 Normaliteit (N) Normaliteit (N) geeft het aantal gramequivalenten opgeloste stof aan per liter oplossing. Een gramequivalent is een eenheid van hoeveelheid stof, vergelijkbaar met de mol . $$N = a \cdot c_n$$ . waarbij: * $N$ = normaliteit (geq/l) * $a$ = werkzame bestanddelen (geq/mol) * $c_n$ = concentratie (molariteit) (mol/l) **Gramequivalent in zuur-basereacties:** * **Zuur:** Het aantal mol van een zuur dat bij volledige dissociatie 1 mol H+ (of H3O+) levert . * Voorbeeld: 1 mol HCl = 1 gramequivalent HCl . * Voorbeeld: 1 mol H2CO3 = 2 gramequivalenten H2CO3, omdat het 2 mol H+ kan leveren . * **Base:** Het aantal mol van een base dat bij volledige dissociatie 1 mol OH- levert . * Voorbeeld: 1 mol NaOH = 1 gramequivalent NaOH . * Voorbeeld: 1 mol NH3 = 1 gramequivalent NH3 . * Voorbeeld: 1 mol Ca(OH)2 = 2 gramequivalenten Ca(OH)2, omdat het 2 mol OH- kan leveren . > **Voorbeeld:** Een oplossing van 0,5 geq/l H2SO4 bevat 0,5 gramequivalent zwavelzuur per liter. Dit komt overeen met 24,52 g H2SO4 en heeft een molariteit van 0,25 mol/l, omdat H2SO4 2 werkzame bestanddelen heeft . #### 5.2.4 Massa/massa procent (% m/m) Massa/massa procent (% m/m) geeft het aantal massa-eenheden opgeloste stof aan per 100 dezelfde massa-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** Een 5% m/m KNO3-oplossing bevat 5 g KNO3 in 100 g oplossing, gemaakt door 5 g KNO3 af te wegen en aan te vullen met water tot een totaal gewicht van 100 g . #### 5.2.5 Volume/volume procent (% v/v) Volume/volume procent (% v/v) geeft het aantal volume-eenheden opgeloste stof aan per 100 dezelfde volume-eenheden oplossing . > **Voorbeeld:** Een 6% v/v CH3OH-oplossing bevat 6 ml methanol in 100 ml oplossing, gemaakt door 6 ml CH3OH af te meten en aan te vullen met water tot een totaal volume van 100 ml . ### 5.3 Stappenplan: kwantitatieve oefeningen bij reactievergelijking Bij kwantitatieve berekeningen met reactievergelijkingen is het cruciaal te onthouden dat de molhoeveelheden volgens de voorgetallen reageren . * **Stap 1:** Stel de reactievergelijking op en zorg ervoor dat deze gebalanceerd is met gehele voorgetallen . * **Stap 2:** Druk de hoeveelheid van alle stoffen uit in mol of mol/l. Berekeningen met massa, molaire massa en volume kunnen hiervoor nodig zijn . * Hoeveelheid stof $n \text{ (mol)} = \frac{\text{massa } m \text{ (g)}}{\text{molaire massa } M \text{ (g/mol)}}$ . * Hoeveelheid stof $n \text{ (mol)} = \text{molariteit } c_n \text{ (mol/l)} \cdot \text{volume } V \text{ (l)}$ . * **Stap 3:** Bepaal het aantal mol van de gevraagde stof. Hierbij moet rekening gehouden worden met een mogelijke beperkende stof . 1. Noteer de beginhoeveelheden ('voor') in mol of mol/l. 2. Werk in de stap 'tijdens' met de juiste stoichiometrische verhoudingen. Laat zoveel mogelijk reageren. Reagentia worden afgetrokken (-), reactieproducten worden opgeteld (+). 3. In de stap 'na' wordt de som van 'voor' en 'tijdens' berekend, resulterend in de hoeveelheid in mol of mol/l. * **Stap 4:** Bereken de gevraagde hoeveelheid (bv. in gram) vanuit de molhoeveelheid van de gevraagde stof, met behulp van de omgekeerde formules uit Stap 2 . > **Studeeraanwijzing:** Gebruik het stappenplan als hulpmiddel om oefeningen efficiënt te maken, niet om het stappenplan zelf te reproduceren . ### 5.4 De kwantitatieve informatie van de reactievergelijking De reactievergelijking, met haar stoichiometrische coëfficiënten, specificeert de molhoeveelheden reagentia die nodig zijn om een bepaalde hoeveelheid reactieproduct te vormen. Na omrekening kan de vergelijking ook aangeven hoeveel gram reagens nodig is . > **Voorbeeld:** Bij de reactie $2 \text{ KClO}_3 \rightarrow 2 \text{ KCl} + 3 \text{ O}_2$, reageren 2 mol KClO3 tot 2 mol KCl en 3 mol O2. Als er 0,22 mol KClO3 beschikbaar is, wordt 0,22 mol KCl en 0,33 mol O2 gevormd . | | KClO3 | KCl | O2 | | :--------- | :------ | :---- | :---- | | **Voor** | 0,22 | 0 | 0 | | **Tijdens**| -0,22 | +0,22 | +0,33 | | **Na** | - | 0,22 | 0,33 | ### 5.5 Een reagens in ondermaat Als een reagens in ondermaat aanwezig is, worden de hoeveelheden gevormd product berekend op basis van de hoeveelheid van dit beperkende reagens . > **Voorbeeld:** Bij de reactie NH3 + HCl → NH4Cl, reageert 1 mol NH3 (17 g) met 1 mol HCl (36,5 g) tot 1 mol NH4Cl (53,5 g). Als er 0,5 mol NH3 en 1 mol HCl aanwezig is, wordt slechts 0,5 mol NH4Cl gevormd, en blijft er 0,5 mol HCl over . | | NH3 | HCl | NH4Cl | | :---- | :---- | :---- | :---- | | **Voor** | 0,5 | 1 | 0 | | **Tijdens**| -0,5 | -0,5 | +0,5 | | **Na** | 0 | 0,5 | 0,5 | ### 5.6 Reacties in oplossing Reacties in oplossing worden vaak uitgedrukt in concentratie-eenheden . > **Voorbeeld:** Bij de reactie HCl + NaOH → NaCl + H2O, neutraliseren 1 mol/l HCl en 1 mol/l NaOH elkaar volledig om 1 mol/l NaCl te vormen . | | HCl | NaOH | NaCl | H2O | | :---- | :------ | :------ | :------ | :------ | | **Voor** | 1 mol/l | 1 mol/l | 0 | 0 | | **Tijdens**| -1 mol/l| -1 mol/l| +1 mol/l| +1 mol/l| | **Na** | 0 | 0 | 1 mol/l | 1 mol/l | Een volledige neutralisatie van een zuur en een base vindt plaats wanneer een gelijk aantal gramequivalenten aanwezig is. De formule hiervoor is : $$c_{n,\text{zuur}} \cdot a_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = c_{n,\text{base}} \cdot a_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}}$$ . waarbij: * $V_{\text{zuur}}$, $V_{\text{base}}$ = volume van het zuur/de base (l) * $c_{n,\text{zuur}}$, $c_{n,\text{base}}$ = concentratie van het zuur/de base (mol/l) * $a_{\text{zuur}}$, $a_{\text{base}}$ = werkzame bestanddelen (geq/mol) > **Voorbeeld:** Bij de reactie $1 \text{ H}_2\text{CO}_3 + 2 \text{ NaOH} \rightarrow 1 \text{ Na}_2\text{CO}_3 + 2 \text{ H}_2\text{O}$, neutraliseren 1 liter 1 mol/l H2CO3 (2 geq/l) en 2 mol/l NaOH (2 geq/l) elkaar volledig . | | H2CO3 | NaOH | Na2CO3 | H2O | | :--------- | :------ | :------ | :------ | :------ | | **Voor** | 1 mol/l | 2 mol/l | 0 | 0 | | **Tijdens**| -1 mol/l| -2 mol/l| +1 mol/l| +2 mol/l| | **Na** | 0 | 0 | 1 mol/l | 2 mol/l | ### 5.7 Oefeningen (Dit gedeelte bevat diverse oefeningen die hier niet volledig gereproduceerd kunnen worden, maar de student kan deze gebruiken om de stof toe te passen.) [138-139](#page=138-139) ### 5.8 Overzicht Hoofdstuk 5 **Chemische reacties:** * Reagentia → reactieproducten * Atoombbalans: evenveel atomen van elke soort links als rechts. * Voorgetallen (geheel) of stoichiometrische coëfficiënten . **Concentratie-eenheden:** * **Massa per volume-eenheid:** * Massa/volume procent (g/100 ml) . * Molariteit (mol/l) . * Normaliteit (geq/l) . * **Massa per massa-eenheid:** * Massa/massa procent (g/100 g) . * **Volume per volume-eenheid:** * Volume/volume procent (ml/100 ml) . * **Verhouding van molaire fracties** . **Belangrijke formules:** * Massa afwegen: $m = c_n \cdot M \cdot V$ . * Molariteit naar 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 introduceert het concept van pH als een maat voor de zuurgraad of basiciteit van een waterige oplossing en beschrijft hoe de pH wordt berekend voor sterke en zwakke zuren en basen, inclusief buffers . ### 6.1 pH van waterige oplossingen De zuurtegraad, of pH, is een maat voor de concentratie van waterstofionen in een oplossing. Een waterstofion (H+) is altijd gebonden aan een watermolecuul (H2O), waardoor het vaak wordt geschreven als H3O+. De concentratie wordt uitgedrukt in mol per liter, aangeduid als [H3O+. De pH is gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie . * **Definitie pH:** $pH = - \log [H^+]$ waarbij [H+] de concentratie in mol/l is . * **Definitie pOH:** $pOH = - \log [OH^-]$ waarbij [OH-] de concentratie in mol/l is . * **Relatie pH en pOH:** $pH + pOH = 14$ . * **Ionproduct van water:** $[H^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}$ bij 25 °C . Oplossingen kunnen als zuur, neutraal of basisch worden geclassificeerd op basis van hun pH: * **Zuur:** pH < 7, hogere protonenconcentratie [H+] . * **Neutraal:** pH = 7, gelijke concentraties H+ en OH- . * **Basisch:** pH > 7, lagere protonenconcentratie [H+] . > **Tip:** Hoe hoger de concentratie H3O+ ionen, hoe lager de pH en hoe zuurder de oplossing . **Tabel 15:** Overzicht van verschillende voedingsmiddelen met hun pH . ### 6.2 pH van sterke zuren en basen #### 6.2.1 pH van een sterk zuur Sterke zuren dissociëren volledig in water. Dit betekent dat de concentratie van H+-ionen gelijk is aan de oorspronkelijke concentratie van het sterke zuur (cz) . * **Formule pH van een sterk zuur:** $pH = - \log c_z$ met $c_z$ in mol/l . > **Leertip:** Sterke zuren omvatten HI, HBr, H2SO4, en HNO3. Let op dat H2SO4 slechts bij de eerste dissociatiestap een sterk zuur is; de tweede stap levert een zwak zuur (HSO4-) . **Voorbeeld:** Bereken de pH van een oplossing van 10⁻⁵ mol/l HCl. Oplossing: $pH = - \log [H^+] = - \log [10^{-5} \text{ mol/l}] = 5$ . #### 6.2.2 pH van een sterke base Sterke basen dissociëren volledig in water, wat leidt tot een specifieke concentratie van OH- ionen . * **Formule pOH van een sterke base:** $pOH = - \log c_b$ met $c_b$ in mol/l . * **Formule pH van een sterke base:** $pH = 14 - pOH$ . Dit kan ook geschreven worden als: $pH = 14 + \log c_b$ . **Voorbeeld:** Bereken de pH van een oplossing met [OH⁻] = 0,03 mol/l. Oplossing: $pOH = - \log 0,03 \text{ mol/l} = 1,5$ . $pH = 14 - pOH = 14 - 1,5 = 12,5$ . ### 6.3 Zuurconstante Ka Zwakke zuren en basen kenmerken zich door evenwichtsreacties in water. De zuurconstante (Ka) beschrijft het evenwicht van de dissociatie van een zwak zuur (Z) in water : $Z + H_2O \rightleftharpoons B + H_3O^+$ . * **Zuurconstante Ka:** $K_a = \frac{[B \cdot [H^+]}{[Z]}$ met alle concentraties in mol/l . * **pKa:** $pK_a = - \log K_a$ . > **Betekenis Ka:** Hoe groter de Ka, hoe verder het evenwicht naar rechts verschuift, wat resulteert in meer gevormde ionen en dus een sterker zuur . Bij polyprotonische zuren (zuren met meer dan één afsplitsbaar H+ ion, zoals H3PO4 of H2SO4), is voornamelijk de primaire ionisatietrap belangrijk . * Voorbeeld azijnzuur ($CH_3COOH$): $pKa = 4,75$, dus $Ka = 10^{-4,75} = 1,8 \cdot 10^{-5}$ mol/l. Mierenzuur (HCOOH) met pKa = 3,8 is een sterker zuur dan azijnzuur . ### 6.4 Baseconstante of basiditeitsconstante Kb De baseconstante (Kb) beschrijft het evenwicht van de reactie van een zwakke base (B) met water: $B + H_2O \rightleftharpoons Z + OH^-$ . * **Baseconstante Kb:** $K_b = \frac{[OH^-] \cdot [Z]}{[B]}$ . * **pKb:** $pK_b = - \log K_b$ . > Hoe groter de Kb, hoe sterker de base . ### 6.5 Verband tussen Ka en Kb Er is een direct verband tussen de zuurconstante (Ka) van een zuur en de baseconstante (Kb) van zijn geconjugeerde base . * **Relatie Ka en Kb:** $K_a \cdot K_b = [H^+] \cdot [OH^-] = K_w = 10^{-14}$ (bij 25 °C) . * **Relatie pKa en pKb:** $pKa + pKb = 14$ . Dit verband maakt het mogelijk om de pKb van een geconjugeerde base af te leiden uit de pKa van het zuur, en vice versa . > **Tip:** Sterkere zuren hebben een kleinere pKa, en sterkere basen hebben een kleinere pKb . ### 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, wat resulteert in een evenwicht tussen het ongedissocieerde zuur en de gevormde ionen . * **Formule pH van een zwak zuur:** $pH = \frac{1}{2} pK_a - \frac{1}{2} \log c_z$ met $c_z$ in mol/l . > **Leertip:** Zwakke zuren omvatten H2S, CH3COOH, H2CO3, H3PO4, en HCOOH . #### 6.6.2 pH van een zwakke base Voor zwakke basen wordt de pH berekend via de pKb. * **Formule pH van een zwakke base:** $pH = 14 - \frac{1}{2} pK_b + \frac{1}{2} \log c_b$ met $c_b$ in mol/l . **Voorbeeld:** Bereken de pH van een 0,02 mol/l NH3-oplossing met $K_b = 1,8 \cdot 10^{-5}$ mol/l. Oplossing: $pK_b = - \log (1,8 \cdot 10^{-5}) \approx 4,74$ . $pH = 14 - \frac{1}{2} (4,74) + \frac{1}{2} \log (0,02 \text{ mol/l})$ . $pH \approx 14 - 2,37 + \frac{1}{2} (-1,70) \approx 14 - 2,37 - 0,85 = 10,78$ . ### 6.7 Buffer Een bufferoplossing is een mengsel dat de pH schommelt met toevoeging van zuren of basen. Een buffer bestaat typisch uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (bv. azijnzuur en natriumacetaat) . > **Belangrijke informatie:** Een buffer werkt het best rond zijn pKa-waarde. Een goed bruikbare buffer bevindt zich in het pH-gebied van $pK_a \pm 1$ . * **Formule pH van een bufferoplossing (Henderson-Hasselbalch):** $pH = pK_a + \log \frac{c_b}{c_z} = pK_a + \log \frac{[\text{base}]}{[\text{zuur}]}$ met $c_b$ en $c_z$ in mol/l . ### 6.8 Extra oefeningen Hoofdstuk 6 Diverse oefeningen worden aangeboden om de berekening van de pH van verschillende oplossingen te oefenen, waaronder sterke en zwakke zuren, sterke en zwakke basen, en bufferoplossingen . ### 6.9 Overzicht Hoofdstuk 6 Dit deel vat de belangrijkste concepten en formules samen die behandeld zijn in het hoofdstuk . **Algemene Relaties:** * Zuurconstante: $K_z = K_a = \frac{[B \cdot [H^+]}{[Z]}$ . * Baseconstante: $K_b = \frac{[OH^-] \cdot [Z]}{[B]}$ . * Waterconstante: $K_w = [H^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}$ . * Verbanden: $K_a \cdot K_b = 10^{-14}$ . * pH/pOH: $pH = - \log [H^+]$, $pOH = - \log [OH^-]$, $pH + pOH = 14$ . * pKa/pKb: $pKa = - \log K_a$, $pKb = - \log K_b$, $pKa + pKb = 14$ . **pH-berekeningen:** * **Sterke zuren:** $pH = - \log c_z = - \log [H^+]$ . * **Sterke basen:** Via $pOH = - \log c_b$ en $pH = 14 - pOH$ . * **Zwakke zuren:** $pH = \frac{1}{2} pK_a - \frac{1}{2} \log c_z$ . * **Zwakke basen:** $pH = 14 - \frac{1}{2} pK_b + \frac{1}{2} \log c_b$ . * **Bufferoplossingen:** $pH = pK_a + \log \frac{c_b}{c_z}$ . --- ## 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 | Het kleinste deeltje van een element dat nog de chemische eigenschappen van dat element behoudt. Het bestaat uit een kern (met protonen en neutronen) en elektronen die daaromheen bewegen. | | Molecuul | Een groep van twee of meer atomen die chemisch aan elkaar gebonden zijn. Moleculen vormen de basis van chemische verbindingen en hebben specifieke eigenschappen. | | Isotopen | Varianten van hetzelfde chemische element die hetzelfde aantal protonen hebben, maar een verschillend aantal neutronen in hun atoomkern. Dit resulteert in verschillende massagetallen. | | Relatieve atoommassa (RAM) | Een getal dat aangeeft hoeveel keer de massa van een gemiddeld atoom van een element groter is dan 1/12 van de massa van een koolstof-12 atoom. Het is een dimensieloos getal. | | Relatieve moleculemassa (RMM) | De som van de relatieve atoommassa's van alle atomen in een molecule, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. Het is een dimensieloos getal. | | Mol | Een hoeveelheid stof die een specifiek aantal deeltjes bevat, namelijk het getal van Avogadro ($6.022 \times 10^{23}$ deeltjes per mol). Het aantal deeltjes kan atomen, moleculen, ionen of andere entiteiten zijn. | | Molaire massa (M) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Het is numeriek gelijk aan de relatieve molecuulmassa of atoommassa. | | Ionbinding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen metaalionen (kationen) en negatief geladen niet-metaalionen (anionen), die het gevolg is van een volledige elektronoverdracht. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronenparen delen om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken, meestal tussen niet-metalen. Dit delen van elektronen creëert moleculen. | | Metaalbinding | Een chemische binding die kenmerkend is voor metalen, waarbij metaalkationen in een rooster worden bij elkaar gehouden door een "zee" van gedeelde, gedelocaliseerde valentie-elektronen. | | Elektronegativiteit (EN) | Een maat voor het vermogen van een atoom in een molecule om de bindingselektronen naar zich toe te trekken. Het is cruciaal voor het bepalen van de polariteit van een binding. | | Oxidatiegetal (O.G.) | Een fictieve lading die aan een atoom wordt toegekend in een verbinding, gebaseerd op de aanname van ionaire bindingen en de elektronegativiteit van de gebonden atomen. | | pH | Een schaal die de zuurgraad of basiciteit van een waterige oplossing aangeeft. Het is de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie ($pH = -log[H^+]$). | | Zuurconstante (Ka) | Een evenwichtsconstante die de sterkte van een zwak zuur aangeeft in een waterige oplossing. Een hogere Ka waarde duidt op een sterker zuur. | | Buffer | Een oplossing die een significante verandering in pH weerstaat bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Buffers bestaan typisch uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. | | Stoichiometrie | Het tak van de chemie dat zich bezighoudt met de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties, gebaseerd op de wetten van behoud van massa en de verhoudingen in molecuulformules en reactievergelijkingen. | | Molariteit (cn) | Een eenheid van concentratie die het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing aangeeft (mol/L). | | Normaliteit (N) | Een eenheid van concentratie die het aantal gram-equivalenten opgeloste stof per liter oplossing aangeeft (geq/L). |